97.05.17
Maciej Cierpucha
wydział chemiczny
Laboratorium z chemii fizycznej
ćwiczenie Nr 27
Temat: OZNACZANIE STAŁEJ SZYBKOŚCI REAKCJI I ENERGII AKTYWACJI JODOWANIA ACETONU
Maciej Cierpucha
wydział chemiczny
kurs magisterski
Nr grupy dziekańskiej 1
Zagadnienia teoretyczne
Stałą szybkości reakcji nazywamy współczynnik proporcjonalności k w równaniu kinetycznym.
W klasycznej kinetyce przyjmuje się, że stała k jest niezależna od stężenia reagentów i czasu reakcji, natomiast zmienia się z temperaturą i zależy od rodzaju i stężenia katalizatorów. Stała szybkości wyraża liczbowo szybkość reakcji, gdy stężenie każdego z substratów wynosi 1 mol/l. Wymiar stałej zależy od postaci równania kinetycznego i wyraża się ogólnym wzorem:
Jodowanie acetonu jest reakcją autokatalizowaną przez jony wodorowe, będące jednym z jej produktów:
Jest to reakcja dwustopniowa, następcza:
Etap I
Etap II
Etap I jest powolny, odwracalny i decydujący o szybkości całej reakcji. Przebieg jego jest następujący:
postać ketonowa postać enolowa
W rezultacie szybkość całej reakcji zależy od stężenia acetonu (a-x) i kwasu (b+x), a nie zależy od stężenia jodu. Reakcja jodowania acetonu jest reakcją drugiego rzędu i szybkość jej możemy wyrazić następującym wzorem:
lub po scałkowaniu:
gdzie:
k - stała szybkości
a - początkowe stężenie acetonu
b - początkowe stężenie jonów wodorowych
x - ubytek stężenia acetonu (równy przyrostowi stężenia kwasu) po czasie t
Energią aktywacji nazywamy minimum energii jaką powinny być obdarzone cząsteczki, aby mogły przereagować. Można ją obliczyć na podstawie równania Arrheniusa:
A - współczynnik częstotliwości
Energię aktywacji można również obliczyć znając dwie stałe szybkości danej reakcji w dwóch różnych temperaturach ze wzoru:
lub badając nachylenie prostej w układzie współrzędnych lg k = f(1/T).
Tabele pomiarowe
T (min) |
V (ml) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Wnioski
Podstawiając do wzoru kolejno każdą otrzymaną wartość otrzymujemy wykres obrazujący zależność zmian stężenia w czasie
gdzie:
k - stała szybkości
a - początkowe stężenie acetonu
b - początkowe stężenie jonów wodorowych
x - ubytek stężenia acetonu (równy przyrostowi stężenia kwasu) po czasie t
o wartości:
gdzie Vo i Vt to ilości Na2S2O3 zużyte na zmiareczkowanie 25 cm3 mieszaninie reagującej na początku reakcji (t=0) i po czasie t, c - stężenie Na2S2O3 w mol/dm3
Stężenia początkowe acetonu a i kwasu b, zostały obliczone na podstawie zależności:
Podczas eksperymentu badano stałą szybkości reakcji jodowania acetonu w dwu różnych temperaturach (310,5 K i 313,2 K). Wartości tych stałych wynoszą odpowiednio:
Wartości stałych szybkości reakcji wyznaczyłem ze wzoru na prostą y=Bx+A gdzie współczynnik kierunkowy (B) ma wartość stałej szybkości reakcji.
Wartości te potwierdzają oczywiście regułę, że stała szybkości reakcji rośnie wraz ze wzrostem temperatury. Fakt ten wynika wprost z prawa Arrheniusa.
Biorąc pod uwagę stałe szybkości reakcji w dwu różnych temperaturach obliczyłem energię aktywacji dla reakcji jodowania acetonu, ze wzoru:
wynoszącą:
Sądząc po wykresach oraz biorąc pod uwagę współczynniki korelacji liniowej, można stwierdzić, że oznaczone w trakcie doświadczenia stężenia jodu bardzo dobrze obrazują zależność liniową, a więc co za tym idzie
i wyznaczone wartości stałych szybkości oraz energii aktywacji reakcji są dobrym przybliżeniem ich wartości rzeczywistych, a jeśli wyznaczona energia aktywacji jest niełaściwa to może to być spowodowane błędem systematycznym, a nie przypadkowym (np. zła wartość temp. na termostacie).