Nina Zarucka

Technologia chemiczna

Wydział Chemiczny

Ćwiczenie nr 27

Oznaczanie stałej szybkości i energi aktywacji jodowania acetonu

Ćwiczenie wykonano: 31.03.2003 r.

Sprawozdanie oddano:07.04.2003 r.

1. Część teoretyczna

Jodowanie acetonu jest reakcją autokatalizowaną przez jony wodorowe będące jednym z jej produktów.

CH₃-CO-CH₃ + J₂ → CH₃-CO-CH₂ + H⁺ + J^-

Jest to reakcja dwustopniowa, następcza

Etap I

Etap I jest powolny, odwracalny i decydujący o szybkości reakcji. Przebieg jest następujący:

Etap II CH₃-C(OH)=CH₂ + J₂ → CH₃-CO-CH₂J + H⁺ + J^-

W rezultacie szybkość całej reakcji zależy od stężenia acetonu (a-x) i kwasu (b+x), a nie zależy od stężeń jodu. Szybkość zamiany 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:

Energię aktywacji można również obliczyć znając dwie stałe szybkości danej reakcji w dwóch różnych temperaturach ze wzoru:

(*)

lub badając nachylenie prostej w układzie współrzędnych lnk = f(1/T).

2.Opis wykonywanych czynności

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

• Do kolb miarowych o pojemności 250 ml odmierzyłam 20 ml 1M kwasu solnego i 25 ml jodu. Mieszaniny rozcieńczyłam wodą destylowaną wstawiłam kolby do termostatów

• Po ustaleniu się temperatur dodałam do kolb 2 ml acetonu, dopełniłam wodą do kreski i wymieszałam

• Następnie pobrałam próbkę 25 ml i wlałam do kolby z przygotowanym wcześniej roztworem NaHCO₃. Dodałam skrobi i miareczkowałam 0,02M Na₂S₂O₃ do zaniku zabarwienia

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

• Wyniki zestawiam w tabeli

T₁=25⁰C

t[min]	0	15	30	45	60	75	90	105	120	135
V[ml]	12,1	11,7	11,2	10,6	10,0	9,7	9,1	8,5	8,1	7,6

T₂=40⁰C

t[min]	0	10	20	30	40	50	60	70
V[ml]	11,8	9,80	7,70	5,60	3,50	1,60	0,10	0,05

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

• k₁= 0,0002 dm³/(mol^.min) = 0,000003 dm³/(mol^.s)

• k₂= 0,0009 dm³/(mol^.min) = 0,000015 dm³/(mol^.s)

4. Energie aktywacji wyznaczam ze wzoru (*)

E_a = 77839,6 J/mol

E_a = 77,839 kJ/mol

4. Wnioski

Podczas doświadczenia badałam stałą szybkości reakcji jodowania acetonu w dwu różnych temperaturach (298,15 K i 313,15 K). Wartości tych stałych wynoszą odpowiednio: k₁ = 0,000003 dm³/(mol^.s) k₂ = 0,000015 dm³/(mol^.s)

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 dwu różnych temperaturach obliczyłam energię aktywacji dla reakcji jodowania acetonu, wyniosła ona: E_a = 77,839 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.

4

---