2.Opis wykonywanych czynności

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

• Do kolb miarowych o pojemności 250 ml odmierzyłam 22 ml 1M kwasu solnego i 50 ml J w KJ. Mieszaniny rozcieńczyłem wodą destylowaną dolaną do szyjki. Wstawiłem kolby do termostatów dla odpowiednich temperatur.

• Po upływie około 10 min (ustaleniu się temperatury) wlałem do kolb 4 ml acetonu, dopełniłem wodą do kreski i wymieszałem. Ponownie wstawiłem kolby do termostatów.

• Następnie pobrałem próbkę 25 ml i wlałem do kolby z przygotowanym wcześniej roztworem 25 ml NaHCO₃. Zacząłem miareczkowanie 0,02M Na₂S₂O_3. PO odbarwieniu roztworu na żółto dodałem skrobi i miareczkowałem do zaniku zabarwienia.

• Kolejnych pomiarów dokonywałam w odstępach 15 min przy temperaturze 25⁰C i 10 min dla 40⁰C

• Objętość Na₂S₂O₃ zapisywałem w tabelach

3. 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

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

Dla wykresów wartość ln(b/a) wynosi -0,915. Zatem współczynnik kierunkowy a wynosi k(a+b)t

Dla temp. 298 K

Dla temp. 313K

4. Ponieważ zależność jest liniowa wartość nachylenia prostej będzie odpowiadała wartości stałej szybkości reakcji stąd:

T=25⁰C

5*10^-7=k(a+b)*t

k₁=5*10^-7/[(0,22+0,088)*10]

k=1,08*10^-7[dm³/mol min]

T=40⁰C

5*10^-6=k(a+b)*t

k=5*10^-7/[(0,22+0,088)*15]

k₂=1,62*10^-6[dm³/mol min]

5. Energie aktywacji wyznaczam ze wzoru (*)

E_a = 140002,6 J/mol

E_a = 140 kJ/mol

4. Wnioski

Błędy pomiarowe mogły być spowodowane niedokładnością wykonywanych pomiarów, czyli niedokładne sprawdzenie upływu czasu w chwili pobierania kolejnej próbki, niedokładne odmierzenie objętości przygotowywanego do reakcji roztworu, a także niedokładne miareczkowanie, tzn. zbyt późne zakończenie danego miareczkowania. Na błędny przebieg ćwiczenia mogły mieć wpływ także wahania temperatury w termostacie, gdzie umieszczona była kolba, w której zachodziło jodowanie acetonu. Na wartość otrzymanych przeze mnie stałych szybkości wpływ miały: temperatura, w której zachodziła reakcja (t = 298 K, t =313K) oraz stężenie i rodzaj katalizatora (H⁺). Gdyby temperatura była wyższa stała szybkości również byłaby większa. Podobnie jeżeli stężenie jonów H⁺ , pochodzących od kwasu HCl było większe, stała szybkości osiągnęła by wyższą wartość.

Podczas doświadczenia badałem stałą szybkości reakcji jodowania acetonu w dwóch różnych temperaturach (298 K i 313 K). Wartości tych stałych wynoszą odpowiednio: k₁ = 1,08E-07 dm³/(mol^.min) k₂ = 1,62E-06 dm³/(mol min)

Wartości te 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 dwóch różnych temperaturach obliczyłem energię aktywacji dla reakcji jodowania acetonu, wyniosła ona: E_a = 140 kJ/mol.

Analizując wykresy mogę 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.

3

---