ZAGADNIENIA TEORETYCZNE

I SZYBKOŚĆ REAKCJI.

Szybkość reakcji jest zawsze wielkością dodatnią. Miarą szybkości reakcji odniesionej do wybranego reagenta jest zmiana stężenia tego składnika w jednostce czasu

(przedziale t, t + dt).

V =
,

gdzie:

c - stężenie reagenta (substratu lub produktu),

znak „+” stosujemy gdy dc > 0 (zmiana stężenia produktu),

znak „-” stosujemy gdy dc < 0 (zmiana stężenia substratu).

II RZĘDY REAKCJI. Rzędowość określa suma współczynników potęgowych przy stężeniach substratów, odczytanych z równania kinetycznego reakcji. Wyróżniamy reakcje: 0, I, II i III rzędu. W zależności od rzędu reakcji wyróżniamy inne wyrażenia na stałą szybkości reakcji k (współczynnik proporcjonalności). Dla reakcji rzędu n - tego wyrażenie (ogólne) na stałą szybkości reakcji ma postać:

k_n =
,

gdzie:

n - rząd reakcji,

t - czas,

a - stężenie początkowe,

a - x - stężenie po czasie t.

III 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:

IV 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).

Opis wykonywanych czynności

• Doświadczenie wykonywałam dla dwóch temperatura T₁=25⁰C i T₂=40⁰C (tylko dla roztworu 2-molowego NaOH)

• Do kolby miarowej o pojemności 10 ml odmierzyłem 0,2 ml błękitu bromofenylowego i dopełniłem do 10 ml NaOH( 2-molowy). Mieszaninę wymieszałem i wlałem do kuwety i odczytywałem wartości z fotokolorymetru co 2 min dla 5 pomiarów (λ=592 nm. )

• Do kolby miarowej o pojemności 10 ml odmierzyłem 0,2 ml błękitu bromofenylowego i dopełniłem do 10 ml NaOH(1,5-molowy) Mieszanine wymieszałem i wlałem do kuwety i odczytywałem wartości z fotokolorymetru co 3 min dla 5 pomiarów (λ=592 nm. )

• Aby otrzymac 10 ml 1,5 molowego roztworu NaOH rozcieńczyłem 7,5 ml 2-molowego NaOH w 2,5 ml wody destylowanej

• Do kolby miarowej o pojemności 10 ml odmierzyłem 0,2 ml błękitu bromofenylowego i dopełniłem do 10 ml NaOH (1-molowy) Mieszanine wymieszałem i wlałem do kuwety i odczytywałem wartości z fotokolorymetru co 4 min dla 5 pomiarów (λ=592 nm. )

• Aby otrzymać 10 ml 1 molowego roztworu NaOH rozcieńczyłem 5 ml 2-molowego NaOH w 5 ml wody destylowanej

• Ostatnią częścią pomiarów był pomiar absorbancji błękitu bromofenylowego w temperaturze T₂=40⁰C. Do kolby miarowej o pojemności 20 ml odmierzyłem 0,4 ml błękitu bromofenylowego i dopełniłem do 20 ml NaOH (2-molowy) Mieszaninę wymieszałem i wstawiłem do wody o temperaturze 40⁰C. Po ogrzaniu się mojej mieszaniny do pożądanej temperatury co 1 min wlewałem do kuwety świeża próbkę i odczytywałem wartości z fotokolorymetru co 1 min dla 5 pomiarów (λ=592 nm. )

• Wyniki dla każdego pomiaru zestawiłem w tabeli

OBLICZENIA

Przegrupowanie monoanionu błękitu bromofenylowego jest reakcją pierwszego rzędu , którą można opisać równaniem kinetycznym :

Ponieważ reakcji tej towarzyszy zmiana barwy roztworu ( z brunatnego na bezbarwny ) kinetykę tej reakcji można śledzić kolorymetrycznie , ponieważ z prawa Lamberta- Beera wynika , że absorbancja (A) warstwy roztworu o stałej grubości (l) jest wprost proporcjonalna do stężenia ( c ) substancji absorbującej w roztworze :

gdzie
- absorbancja molowa

wiec

Przekształcając powyższy wzór do postaci
i oznaczając prawą stronę równania jako Y a t jako X , otrzymuje się równanie prostej Y = a X , gdzie współczynnik kierunkowy a można obliczyć np. metodą najmniejszych kwadratów .

I.Wykres zależnośći ln Ao/At w czasie w temp. 298 K dla stężenia jonó OH- =2mole

K₁=0,182 [min^-1]

Obliczenie przykladowe

T=4 min

Ao=0,645

A=0,298

II.Wykres zależnośći ln Ao/At w czasie w temp. 298 K dla stężenia jonó OH- =1,5mola

K₂=0,101[min^-1]

Obliczenie przykladowe

T=6 min

Ao=0,698

A=0,367

III.Wykres zależnośći ln Ao/At w czasie w temp. 298 K dla stężenia jonó OH- =1 mol

K₃=0,085 [min^-1]

Obliczenie przykladowe

T=8 min

Ao=0,740

A=0,374

VI.Wykres zależnośći ln Ao/At w czasie w temp. 313 K dla stężenia jonó OH- =2 mole

K₄=0,414[min^-1]

Obliczenie przykladowe

T=3min

Ao=0,196

A=0,048

Obliczanie energii aktywacji

Gdzie ІaІ=E_A/2,3*R

E_A=42,4 kJ/mol

Obliczona wartość z równania

E_A=42,5 kJ/mol

WNIOSKI

Na podstawie moich pomiarów dla roztworu błękitu bromofenylowego w wyższej temperaturze stała szybkości reakcji przegrupowania monoanionu , ma zgodnie z oczekiwaniami większą wartość 313 K(0,414 min^-1) , niż stała szybkości reakcji takiego samego roztworu w niższej temperaturze 289 K (0,182 min^-1). Jest to zgodne z przyjętą teorią o szybkości reakcji. Stała k zmienia się z temperaturą i zależy od rodzaju i stężenia katalizatorów.

Szybkość reakcji zależy w reakcji również od stężenia jonów OH^-. I tak wraz ze wzrostem stężenia jonów stała szybkość reakcji również wzrastała. I odpowiednio wyniosła dla 1M roztworu NaOH (0,085 s^-1), dla 1,5M NaOH (0,101 s^-1) i najwyższa wartość dla 2M NaOH (0,182 min^-1). Im większe stężenie pOH tym reakcja przebiega szybciej.

Obliczona na podstawie równania Arrheniussa wartość energii aktywacji jest zbliżona do wartości obliczonej na podstawie wykresu i wynosi około 42,45 kJ/mol. Jest to minimalna wartość energii przy jakiej substraty mogą przekształcić się w produkty.

---