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 V_o i V_t 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).

---