Mariusz Chmielewski

Gr.4

OKREŚLENIE WPŁYWU STĘŻENIA REAGENTÓW I TEMPERATURY NA SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ

Data wykonania ćwiczenia: 18.11.2005r.

Cel ćwiczenia:

Celem zadania praktycznego jest określenie wpływu stężenia tiosiarczanu na szybkość reakcji z kwasem solnym oraz określenie wpływu temperatury na szybkość reakcji tiosiarczanu sodowego z kwasem solnym.

Teoria:

Reakcja chemiczna jest to proces polegający na przemianie jednych substancji chemicznych, nazywanych substratami w inne substancje chemiczne, zwane produktami. Mechanizmem reakcji nazywamy sposób w jaki dana reakcja zachodzi. Natomiast wielkością, która charakteryzuje w sposób ilościowy przebieg reakcji chemicznej, jest szybkość reakcji chemicznej danej równaniem:
.

Aby w ogóle zaszła reakcja chemiczna cząstki muszą spełniać następujące warunki: zderzać się ze sobą; mieć dostateczną energię, aby zderzenie było skuteczne (energia aktywacji); w trakcie zderzenia być względem siebie właściwie zorientowane (zderzyć się odpowiednimi stronami). Szybkość reakcji chemicznej zależy więc od liczby zderzeń skutecznych reagujących cząsteczek. W danej objętości liczba tych zderzeń jest proporcjonalna do stężenia substratów. Zależność reakcji od stężenia reagentów opisuje następujące równanie kinetyczne reakcji chemicznej:
, gdzie:

c_A - stężenie substratu A,

c_B - stężenie substratu B,

k - stała szybkości reakcji, równa szybkości reakcji przy jednostkowych stężeniach;

n - rząd reakcji wzgl. składnika A,

m - rząd reakcji wzgl. składnika B.

Dla reakcji przebiegających jednoetapowo wartości n i m są równe współczynnikom stechiometrycznym odpowiedniego równania reakcji.

Minimalną energię , jaką powinny mieć cząsteczki, aby zderzenie było skuteczne, nazywamy energią aktywacji (E), a cząsteczki obdarzone energią równą bądź wyższą od energii aktywacji określa się jako cząsteczki aktywne. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta liczba cząsteczek aktywnych oraz liczba zderzeń skutecznych, a zatem wzrasta również szybkość reakcji chemicznej. Zależność stałej szybkości reakcji chemicznej od temperatury opisuje równanie Arrheniusa:
, gdzie:

k₀ - współczynnik przedwykładniczy niezależny od temperatury,

E - energia aktywacji,

R - stała gazowa,

T - temperatura, K.

Zgodnie z empiryczną regułą van't Hoffa szybkość reakcji wzrasta dwukrotnie przy podwyższeniu temperatury o 10^oC:
, gdzie:

v₁ - szybkość reakcji w temperaturze T₁,

v₂ - szybkość reakcji w temperaturze T₂,

∆T - T₂- T₁.

Przebieg czynności:

Określanie wpływu stężenia:

Do czterech zlewek o pojemności 100 cm³ wlałem po 50 cm³ wody destylowanej i po 2 cm³ 2m HCl. Do zlewki nr 1 dodałem 2 cm³ 1m tiosiarczanu sodowego i zmierzyłem stoperem czas od momentu dodania odczynnika do chwili pojawienia się „pierwszego” zmętnienia roztworu. Do zlewek nr 2, 3, i 4 dolałem odpowiednio 4, 6 i 10 cm³ roztworu tiosiarczanu, mierząc jak poprzednio czas pojawienia się zmętnienia roztworu. Powstające zmętnienie jest wywołane wydzieleniem się koloidalnej siarki:

Przyjmując, że określony stopień zmętnienia roztworu jest wywołany zawsze tym samym stężeniem siarki rozproszonej w roztworze, szybkość reakcji można uznać za odwrotnie proporcjonalną do czasu trwania reakcji, w którym zostało osiągnięte „pierwsze” zmętnienie:
, gdzie: t - czas trwania reakcji. W ten sposób dla celów porównawczych można wyznaczyć względną szybkość reakcji:
.

Wyniki pomiarów i obliczeń zestawione są w tablicy nr 1. Natomiast zależność względnej szybkości reakcji od początkowego stężenia Na₂S₂O₃ przedstawia wykres nr 1.

Określanie wpływu temperatury:

W czterech oznaczonych numerami 1, 2, 3 i 4 probówkach za pomocą pipety umieściłem po
4 cm³ roztworu tiosiarczanu sodu. Do następnych czterech probówek (ponumerowanych odpowiednio: 1a, 2a, 3a i 4a) nalałem po 4 cm³ roztworu 1m HCl. Wszystkie osiem probówek umieściłem w zlewce z wodą o temperaturze pokojowej i po 5 minutach zmierzyłem temperaturę wody. Następnie zmieszałem dwa roztwory zawarte w probówkach 1 i 1a i zmierzyłem czas od momentu zmieszania do pojawienia się zmętnienia roztworu. Roztwór energicznie mieszałem. Zlewkę z pozostałymi probówkami podgrzałem na płytce ceramicznej nad małym płomieniem palnika o 10^oC. Doświadczenie z probówkami 2 i2a wykonałem analogicznie jak z probówkami 1 i 1a. Podnosząc każdorazowo temperaturę o dalsze 10^oC wykonałem doświadczenie z pozostałymi próbkami. Przyjmując szybkość reakcji w temperaturze pokojowej jako stan odniesienia, obliczyłem (analogicznie jak w poprzedniej części tego zadania) względną szybkość reakcji w podwyższonych temperaturach. Wyniki pomiarów i obliczeń zestawione są w tablicy nr 2. Zależność względnej szybkości reakcji od temperatury przedstawia wykres nr 2. Natomiast poglądowe zestawienie reguły van't Hoffa z wynikami pomiarowymi zawiera wykres nr 3.

Wyniki:

Tablica nr 1

Wyniki badania wpływu stężenia tiosiarczanu sodowego na szybkość reakcji z kwasem solnym

Nr próby	Objętość Na2S2O3 Vl [cm^3]	Całkowita objętość reagującego układu Vc [cm^3]	Stężenie Na2S2O3 w roztworze reagującym c [mol/dm^3]	Czas trwania reakcji t [s]	Względna szybkość reakcji v'
1	2	54	0,0093	75	1
2	4	56	0,018	56	1,34
3	6	58	0,026	48	1,56
4	10	62	0,040	37	2,03

Tablica nr 2

Wyniki badania wpływu temperatury na szybkość reakcji tiosiarczanu sodowego z kwasem solnym

Nr próby	Temperatura pomiaru T [^oC]	Czas trwania reakcji t [s]	Względna szybkość reakcji v'
1	20	18	1
2	30	10	1,8
3	40	7	2,57
4	50	4	4,5

Wnioski:

Jak widać w tablicy nr 1 wraz ze wzrostem stężenia tiosiarczanu sodowego zwiększa się względna szybkość reakcji, zgodnie z przewidywaniami. Punkty na wykresie nr 1 układają się w linii prostej, co wskazuje na liniową zależność i ze wzoru
wynika, że tak powinno być gdyż współczynnik z równania stechiometryczny przed tiosiarczanem sodowym jest równy jeden, więc potęga stężenia jest pierwszego stopnia.

Tablica nr 2 zgodnie z oczekiwaniami przedstawia wzrost szybkości reakcji wraz ze wzrostem temperatury substratów. Na wykresie nr 3 widać ewidentne odchylenie punktów pomiarowych od reguły empirycznej van't Hoffa. Względna szybkość reakcji jest znacznie wolniejsza dla większych temperatur. Rozbieżność może wynikać z faktu, że dla większych temperatur czas reakcji był dość krotki i każda sekunda opóźnienia może spowodować znaczne zmiany w wyniku. Zakładając jednak, że pomiary są wykonane w miarę możliwości precyzyjnie, rozbieżność wskazuje na to, że reakcja:

nie do końca do czynienia z reakcją homogeniczną.

Ostatecznie jednak w obu przypadkach zaobserwowano wzrost względnej szybkości reakcji przy wzroście stężenia czy temperatury.

Literatura:

• „Ćwiczenia laboratoryjne z chemii budowlanej” - praca zbiorowa pod redakcją Lecha Czarneckiego

---