Rok akademicki 2004/2005	Chemia Fizyczna	Data wykonania ćwiczenia: 5.04.2005
Kierunek studiów: Metalurgia	Kinetyka reakcji homogeniczny
Nr grupy: I	Szczepan Tęcza Jarosław Rękas		Ocena:
Nr zespołu: XIII

Cel ćwiczenia:

Wyznaczenie stałej szybkości i energii aktywacji reakcji hydrolizy octanu metylu.

• Wykonanie pomiaru

Na początku ćwiczenia przygotowaliśmy I roztwór wyjściowy z 100 ml HCl (katalizator) i 5 ml 1M roztworu octanu metylu. Następnie dość szybko do 3 erlenmajerek z 150 ml wody destylowanej odpipetowaliśmy z I roztworu wyjśc. 5 ml tego roztworu. Każdą z tych próbek następnie z miareczkowaliśmy przy obecności fenoloftaleiny, co 5 min, zapisując wyniki zużytego NaOH w [cm³]. Roztwór ten ogrzaliśmy do wrzątku i po ochłodzeniu 4 próbkę z miareczkowaliśmy.

Podobnie zrobiliśmy dla II roztworu wyjściowego, tylko, że w temp. 40^oC.

Sprawozdanie:

1. Zagadnienia teoretyczne:

• Szybkość reakcji - zależy od stężeń substratów (które ulegają zmianom w czasie, a więc zależy również od czasu), temperatury i obecności w układzie katalizatorów reakcji.

• Okres połowicznej przemiany - t _0,5 , czyli czas, po którym stężenie początkowe substratu zmniejszy się do połowy.

• Teoria zderzeń mówi, iż aby zderzenie było efektywne zderzające się cząsteczki muszą mieć energię równą lub wyższą od pewnej wartości progowej, charakterystycznej dla danej reakcji , zwanej energią aktywacji reakcji chemicznej. Zderzenia takie będziemy nazywać zderzeniami aktywnymi.

• Energia aktywacji - jest potrzebna do pokonania sił odpychania się chmur elektronowych cząstek substratów i takiego przeniknięcia się tych chmur, aby możliwe byłoby rozerwanie pierwotnych wiązań chemicznych i utworzenia się takich wiązań, jak w produktach reakcji.

Ln k= A - E/RT - równanie Arrheniusa

• Kataliza - jt. zjawisko polegające na zmianie szybkości reakcji chemicznej pod wpływem obecności substancji zwanych katalizatorami. Katalizator przyspiesza reakcję chemiczną, a inhibitor spowalnia ją.

2. Tabele wyników pomiarów.

Temperatura pokojowa T1 = 293 K
T[min]	at[cm^3]	ak-at	K[s^-1]
0 5 10 20	47 47,5 48,5 51,2	34,5 35 34 31,3	- 0,000047 0,000072 0,000105
ak = 82,5

Temperatura pokojowa T1 = 313 K
T[min]	at[cm^3]	ak-at	K[s^-1]
0 5 10 20	49,2 53,5 56,5 67,5	25,5 21,5 18,5 7,5	- 0,000608 0,000554 0,001030
ak = 75

3. Opracowanie wyników pomiaru.

Na podstawie wyników miareczkowania obliczam stałe szybkości reakcji hydrolizy octanu metylu korzystając ze wzoru :

Gdzie:

k - stała szybkości reakcji [s^-1]

t - czas miareczkowania [s]

t₀ =0

a_o -objętość roztworu miareczkującego w to [cm³]

a_t - objętość roztworu miareczkującego w t [cm³]

ak - objętość roztworu miareczkującego po przestygnięciu [cm³]

Obliczone stałe szybkości wpisujemy do tabel.

Następnie obliczamy średnią wartość stałej hydrolizy octanu metylu w obydwu temperaturach:

kśr (T1)= 7,5*10^-5

kśr (T2)= 73,1*10^-5

Poczym obliczamy błąd względny wartości k dla obliczonych wartości k

Dla T1:

Przyjmując błąd pomiaru a=0,1 cm³

gdzie c=a_k -a₀ , d= a_k -a_t

dla z= f(
,
,…,
)

c=0,2 cm³

d=0,2cm³

t=1s

K=f(t,c,d)

1=3,8218*10^-5

2=2,0670*10^-5

3=1,0225*10^-5

Błędy względne:

50,9573%

27,56%

13,63%

Więc przyjmujemy:

T1		T2
k[s^-1]	k[%]	k[s^-1]	k[%]
3,8218*10^-5 2,0670*10^-5 1,0225*10^-5	50,9573% 27,56% 13,63%	5,9058*10^-5 3,1987*10^-5 2,9613*10^-5	8,0790% 4,3757% 4,0510%

Energię aktywacji obliczamy ze wzoru :

Dla : k1=7,5*10^-5 , k2= 73,1*10^-5 ,t1=293K, t2=313K

E = 86819,8484 J/mol

T1=1K

T2=1K

k1=

k2=

Obliczamy błąd względny energii aktywacji korzystając z różniczki zupełnej:

E=

E=2.303*R*

E=19,1471*[0,9888*244,9225+4585,45*(-0,1331)+0,9888*(-214,6225)+4585,45*0,0238]=9022,66

Błąd względny :

(
E /E)*100%=10,3923%

---