Opis wykonywanych czynności

• Doświadczenie wykonywałam dla dwóch temperatura T₁=25⁰C i T₂=40⁰C

• Do kolb miarowych o pojemności 250 ml odmierzyłam 25 ml 1M kwasu solnego i 50 ml jodu. Mieszaniny rozcieńczyłam wodą destylowaną wstawiłam kolby do termostatów

• Po ustaleniu się temperatur dodałam do kolb 4 ml acetonu, dopełniłam wodą do kreski i wymieszałam

• Następnie pobrałam próbkę 25 ml i wlałam do kolby z przygotowanym wcześniej roztworem NaHCO₃. Dodałam skrobi i miareczkowałam 0,02M Na₂S₂O₃ do zaniku zabarwienia

• Kolejnych pomiarów dokonywałam w odstępach 15 min (przy temperaturze 25⁰C) i 8 min dla 40⁰C

• Wyniki zestawiam w tabeli

T₁=25⁰C

t[min]	0	15	30	45	60	75	90	105
V[ml]	12,1	11,7	11,2	10,6	10,0	9,7	9,1	8,5

T₂=40⁰C

t[min]	0	8	16	24	32	40	48
V[ml]	11,8	9,80	7,70	5,60	3,50	1,60	0,9

Obliczenia

1. Stężenie początkowe acetonu a i kwasu b obliczam ze wzorów

=0,79 g/cm³

2. Ubytek stężenia acetonu obliczam ze wzoru
   

gdzie: V_o i V_t - ilości Na₂S₂O₃ zużyte na miareczkowanie 25 dm³ mieszany reagującej na początku i po czasie t, c - stężenie Na₂S₂O₃ [mol/dm³]

• T₁=25⁰C

• T₂=40⁰C

• Szybkość reakcji wyliczam podstawiając do wzoru kolejno każdą otrzymaną wartość. Następnie kreślę wykres obrazujący zależność zmian stężenia w czasie.

3. Energie aktywacji wyznaczam ze wzoru

E_a = -18439,6 J/mol

Wnioski

Podczas doświadczenia badałam stałą szybkości reakcji jodowania acetonu w dwu różnych temperaturach (298,15 K i 313,15 K). Wartości tych stałych wynoszą odpowiednio: k₁ = 0,006318 dm³/(mol^.s) k₂ = 0,004422 dm³/(mol^.s)

Wartości te nie zgadzają się z regułą, że stała szybkości reakcji rośnie wraz ze wzrostem temperatury (wynika to z prawa Arrheniusa).

Biorąc pod uwagę stałe szybkości reakcji w dwu różnych temperaturach obliczyłam energię aktywacji dla reakcji jodowania acetonu, wyniosła ona: E_a = -18439,6 J/mol.

Złe wyniki pomiarów i tym samym stałych szybkości reakcji, energii aktywacji wynikać mogą ze złego przygotowania jodku, bądź też z niedokładności wykonanych pomiarów.

2

---