WSTĘP TEORETYCZNY
Teoria zderzeń aktywnych i kompleksu aktywnego.
Równanie Arrheniusa pozwala nam zrozumieć tzw. teoria zderzeń aktywnych. Teoria ta odnosi się do reakcji przebiegających w fazie gazowej. Zakłada ona, że aby doszło do reakcji, cząsteczki reagentów musza się ze sobą zderzyć. Jednak nie każde zderzenie prowadzi do reakcji. Reakcji mogą ulegać jedynie te cząsteczki, których energia kinetyczna ruchu wzdłuż linii łączącej ich środki (w kierunku ich wzajemnego zbliżania) przekroczy pewną wartość minimalną charakterystyczną dla danej reakcji – energie taką nazywamy energią aktywacji. Podczas aktu prowadzącego do reakcji chemicznej zachodzi zmiana energii potencjalnej dwóch reagujących za sobą cząstek. Jeśli cząstki substratów znajdują się od siebie w pewnej odległości – nie oddziałują na siebie, ich energia potencjalna jest stała, zależna od rodzaju reagujących substancji. Podczas zbliżania się cząstek do siebie, w pewnej odległości cząsteczki reagentów zaczynają na siebie oddziaływać. W miarę zbliżania się, ich wzajemna energia potencjalna rośnie. Jeśli cząsteczki zbliżą się do siebie z dostatecznie dużą energią (zwaną energią aktywacji), następuje rozerwanie wiązań substratów i tworzenie się produktów reakcji. Następnie cząsteczki substratów reakcji oddalają się od siebie – ich energia potencjalna maleje.
Druga teoria, na podstawie której można wyjaśnić sens współczynników w równaniu Arrheniusa jest teoria kompleksu aktywnego. Teoria ta opisuje reakcje zachodzące zarówno w fazie gazowej jak i ciekłej. W teorii kompleksu aktywnego zakłada się, że podczas zbliżania się do siebie cząsteczek również ich energia potencjalna rośnie, osiąga maksimum podczas tworzenia się tzw. kompleksu aktywnego (KA). Kompleks aktywny jest to zespół atomów utworzony z substratów reakcji, z którego mogą powstać produkty reakcji lub odtworzyć się substraty. Aby utworzył się kompleks aktywny cząstki substratów muszą mieć dostateczna energie. Kompleksu aktywnego nie można wyizolować ze środowiska reakcji.
Reguła Van’t Hoffa.
Wyraża zmianę szybkości reakcji w zależności od temperatury. Wzrost temperatury o 10°C powoduje 2-4-krotny wzrost szybkości reakcji. Reguła van't Hoffa jest spełniona dla reakcji homogenicznych, w temperaturze do 500°C.
Z regułą van't Hoffa wiąże się Temperaturowy Współczynnik Szybkości Reakcji, oznaczany symbolem γ. Stosunek szybkości reakcji chemicznej po zmianie temperatury do szybkości tej samej reakcji przed ową zmianą temperatury (zarówno wzrostem, jak i spadkiem) wyraża następujące równanie:
V1/V2=γΔT/10 gdzie ΔT= T2- T1
Energia aktywacji i równanie Arrheniusa.
Energia aktywacji, najmniejsza energia, jaką muszą posiadać cząsteczki substratów, by wskutek zderzenia tych cząsteczek, mogła zajść reakcja chemiczna. W przypadku reakcji, do których stosuje się prawo Arrheniusa, wyznaczana jest poprzez pomiar stałych szybkości reakcji w różnych temperaturach.
Wykres ln k (stałej szybkości reakcji) od odwrotności temperatury bezwzględnej jest linia prosta, której współczynnik kierunkowy jest charakterystyczny dla danej reakcji.
OPRACOWANIE WYNIKÓW
Tabela wyników
| T=23oC | Czas[min] | R (mS) | ϰ (1/Sm) | cx (mol/dm-3) | K (dm-3/ mol*min) | log y | coz=0,0393M coes=0,0329M |
| 0.5 | - | - | - | - | - | ||
| 2,0 | 8,57 | 7,027 | 0,0077 | 0,025639 | 0,021090 | ||
| 4,0 | 7,29 | 5,978 | 0,0146 | 0,064492 | 0,053049 | ||
| 6,0 | 6,32 | 5,182 | 0,0199 | 0,117512 | 0,096662 | ||
| 8,0 | 5,74 | 4,707 | 0,0231 | 0,171526 | 0,141092 | ||
| 10,0 | 5,37 | 4,403 | 0,0251 | 0,222521 | 0,182997 | ||
| 12,0 | 5,13 | 4,207 | 0,0264 | 0,268372 | 0,220479 | ||
| 14,0 | 4,90 | 4,018 | 0,0277 | 0,329768 | 0,271258 | ||
| 16,0 | 4,80 | 3,936 | 0,0282 | 0,359882 | 0,296028 | ||
| 18,0 | 4,64 | 3,805 | 0,0291 | 0,427464 | 0,351619 | ||
| 20,0 | 4,57 | 3,747 | 0,0295 | 0,465067 | 0,382551 |
Kśr=0,245224
| T=35oC | Czas[min] | R (mS) | ϰ (1/Sm) | cx (mol/dm-3) | K (dm-3/ mol*min) | log y | coz=0,0354M coes=0,0299M |
| 0.5 | 9,21 | 7,552 | 0,0076 | 0,030463 | 0,022357 | ||
| 2,0 | 6,78 | 5,560 | 0,0188 | 0,137844 | 0,101453 | ||
| 4,0 | 5,88 | 4,822 | 0,0229 | 0,242643 | 0,178480 | ||
| 6,0 | 5,39 | 4,419 | 0,0252 | 0,357780 | 0,263170 | ||
| 8,0 | 5,10 | 4,182 | 0,0265 | 0,468455 | 0,344579 | ||
| 10,0 | 4,84 | 3,969 | 0,0277 | 0,638455 | 0,470736 | ||
| 12,0 | 4,71 | 3,862 | 0,0283 | 0,780090 | 0,573863 | ||
| 14,0 | 4,69 | 3,846 | 0,0284 | 0,809820 | 0,595675 | ||
| 16,0 | 4,61 | 3,780 | 0,0288 | 1,958202 | 0,704819 | ||
| 18,0 | 4,55 | 3,731 | 0,0290 | 1,058514 | 0,778605 | ||
| 20,0 | 4,51 | 3,698 | 0,0292 | 1,188151 | 0,873962 |
Kśr=0,606832
Obliczamy stężenie zasady ze wzoru
$$c_{z}^{o} = \frac{_{0}}{190|1 + 0,019\left( T - 18 \right)|} = \frac{8,18}{208,05} = 0,0393M$$
Obliczamy stężenie estru ze wzoru
$$c_{\text{es}}^{o} = \frac{|_{0} -_{t}|}{139|1 + 0,0165\left( T - 18 \right)|} = \frac{8,18 - 3,23}{150,48} = 0,0329M$$
Obliczamy χ ze wzoru χt=K x Ro-1
Χ0,5=82 x 0,00921 = 7,552
Obliczamy stężenia estru w każdym punkcie pomiaru czasu ze wzoru
Następnie obliczamy stałą reakcji ze wzoru:
6) Następnie wyliczamy średnią stałą szybkości i podstawiamy do wzoru :
Dyskusja wyników:
Obliczyliśmy Ea , która wynosi 57,242kJ/mol. Wartość literaturowa wynosi 59,3kJ/mol.
Wyznaczona wartość Ea jest mniejsza od literaturowej, co zapewne jest spowodowane:
-wyznaczona przez nas Ea jest wartością średnią dla danego przedziału temperatur.
-mogły wystąpić błędy podczas wykonywanych operacji matematycznych
Współczynnik temperaturowy czyli stosunek stałej szybkości w temp.35 st. do stałej szybkości w temp.23 st. wynosi:
K2/K1= 0,606832/0,245224= 2,47 co jest zgodne z regułą Van’t Hoffa, według której wartość współczynnika znajduje się w przedziale od 2 do 4.
Stałe szybkości różnią się od siebie dość znacznie i mają tendencje wzrostu wraz z czasem.