Wpływ siły jonowej i temperatury na szybkość reakcji utleniania jonów jodkowych przez jony nadsiarczanowe
Marcin Górski	Data:
Mirosław Dziergowski	Zaliczenie:

1. Cel ćwiczenia.

Celem ćwiczenia jest:

1. zbadanie wpływu siły jonowej na szybkość i stałą szybkości reakcji utleniania jonów jodkowych przez jony nadsiarczanowe,

2. wyznaczenie energii aktywacji reakcji:

2. Zasada pomiaru.

Kinetykę w/w reakcji bada się wyznaczając średnią szybkość reakcji v_o w początkowym jej stadium, zmieniając siłę jonową roztworu przez odpowiedni dodatek azotanu potasu. Szybkość reakcji mierzy się pośrednio, określając czas „t” potrzebny do wytworzenia się w roztworze określonej ilości produktu rea-kcji. Ponieważ jednym z produktów reakcji jest jod, którego obecność w roztworze można łatwo wykryć za pomocą wskaźnika skrobiowego, do każdej z probówek dodaje się niewielką (znaną) ilość tiosiarcza-nu sodu i skrobi.

Tiosiarczan sodu redukuje bardzo szybko powstający w reakcji jod, wskutek czego roztwór zabarwia się na niebiesko dopiero wówczas, gdy cała ilość tiosiarczanu zostanie zużyta. Znając ilość i stężenie doda-nego tiosiarczanu można obliczyć ilość powstałego jodu oraz odpowiadającą jej zmianie stężenia jonów S₂O₈^2-. Mierząc czas niezbędny do pojawienia się zabarwienia możemy obliczyć początkową średnią szybkość reakcji.

III.Wyniki pomiarów.

Wpływ siły jonowej								Wpływ temperatury
Nr dośw.	t [s]	vo [mol/l⋅s] 10^-6	[KNO3] [mol/l]	I [mol/l]	k [l/mol⋅s] 10^-3	logk	logko	T [K]	t [s]	vo [mol/l⋅s]	k [l/mol⋅s]	1/T [K^-1] 10^-3
1	678	1,179	0,0000	0,1277	1,242	-2,906	-3,474	293	865	9,24⋅10^-7	9,74⋅10^-4	3,401
2	550	1,559	0,0461	0,1738	1,643	-2,784	-3,424	303	460	1,73⋅10^-6	1,82⋅10^-3	3,300
3	410	1,951	0,0923	0,2201	2,056	-2,687	-3,384	313	310	2,58⋅10^-6	2,72⋅10^-3	3,195
4	333	2,402	0,1615	0,2892	2,532	-2,596	-3,364	323	146	5,48⋅10^-6	5,77⋅10^-3	3,096
5	263	3,041	0,3000	0,4277	3,205	-2,494	-3,357	333	76	1,05⋅10^-5	1,11⋅10^-2	3,003
6	205	3,902	0,4615	0,5892	4,113	-2,386	-3,349
7	138	5.797	0,6923	0,8200	6,111	-2,214	-3,271

4. Przykładowe obliczenia.

A. Wpływ siły jonowej.

1. Obliczenie stężeń początkowych [KNO₃], [KJ]_o , [(NH₄)₂S₂O₈]_o oraz siłę jonową.

ROZTWÓR	STĘŻENIE [mol/l]
KJ	0,2
Na2S2O3	0,01
(NH4)2S2O8	0,2
KNO3	1,5

Korzystając ze wzoru: C₁V₁=C₂V₂ obliczamy w/w stężenia

, gdzie V₂ - objętość całkowita (równa 65ml).

Lp	Stężenia KNO3 [mol/l]	Siła jonowa I [mol/l]
1	0,0000	0,1277
2	0,0461	0,1738
3	0,0923	0,2201
4	0,1615	0,2892
5	0,3000	0,4277
6	0,4615	0,5892
7	0,6923	0,8200

Obliczenia przykładowe:

dla próbki nr 1

dla próbki 2:

Siłę jonową mieszaniny obliczamy, korzystając ze wzoru:

KJ → K⁺ + J^- [KJ] = [K⁺] = [J^-] = 0,0308

Na₂S₂O₃ → 2Na⁺ + S₂O₃^2- [Na₂S₂O₃] = [S₂O₃^2-] = 0,0015 ⇒ [Na⁺] = 2⋅0,0015=0,003

(NH₄)₂S₂O₈ → 2NH₄⁺ + S₂O₈^2- [(NH₄)₂S₂O₈] = [S₂O₈^2-] = 0,0308 ⇒ [NH₄⁺] = 2⋅0,0308 = 0,0616

KNO₃ → K⁺ + NO₃^- [KNO₃] = [K⁺] = [NO₃^-]

Siła jonowa próbki 1:

I = 0,5⋅(0,0308 + 0,0308 + 0,003 + 0,0015⋅4 + 0,0616 + 0,0308⋅4 + 0 + 0) = 0,1277 [mol/l]

2. Na podstawie ilości tiosiarczanu wprowadzonego do mieszaniny obliczamy ilość jodu potrzebnego do utlenienia tej ilości tiosiarczanu oraz odpowiadającą jej zmianę stężenia S₂O₈^2-, czyli Δ[S₂O₈ ^2-].

Ilość jodu która przereagowała: n = C⋅V = 0,01⋅0,01 = 10^-4:2 = 5⋅10^-5 mola

Ilość jodu potrzebna do utlenienia tiosiarczanu: 5⋅10^-5 mola

Początkowa liczba moli nadsiarczanu: n = 0,2⋅0,01 = 2⋅10^-3 mola

Pozostała ilość nadsiarczanu: 2⋅10^-3 - 5⋅10^-5 = 1,95⋅10^-3

Stężenia jonów [S₂O₈^2-] w czasie zmiany barwy:

Zmiana stężenia jonów Δ[S₂O₈ ^2-] = 3,08⋅10^-2 - 3⋅10^-2 = 8⋅10^-4

3. Średnia początkowa szybkość reakcji obliczamy ze wzoru:

Obliczenia przykładowe: próbka 1: v_o =

próbka 2: v_o =

próbka 3: v_o =

próbka 4: v_o =

próbka 5: v_o =

próbka 6: v_o =

próbka 7: v_o =

4. Z zależności (1)

oraz z zależności (2)

obliczamy k, k_o dla wszystkich badanych mieszanin.

Stałe wynoszą odpowiednio:

α = 0,733

B = -0,062

A = 0,509

z_A = -1

z_B = -2

Obliczenia przykładowe stałej k z zależności (1):

próbka 1:

próbka 2:

próbka 7:

Obliczenia przykładowe stałej k_o z zależności (2):

próbka 1:

próbka 2:

próbka 7:

5. Odchylenie standardowe Δk_o liczymy ze wzoru:

gdzie:

n - liczba doświadczeń

- wartość średnia stałej k_o z n-doświadczeń (równa 4,18⋅10^-4).

Δk_o = 6,902⋅10^-5.

2. Wpływ temperatury.

1. Obliczenie średniej początkowej szybkości reakcji.

dla T = 293K

dla T = 303K

dla T = 313K

dla T = 323K

dla T = 333K

2. Obliczenie stałej szybkości reakcji k.

dla T = 293K

dla T = 303K

dla T = 313K

dla T = 323K

dla T = 333K

3. Obliczenie czynnika przedwykładniczego A i E_a wykorzystując postać logarytmiczną równania Arrheniusa.

Jest to zależność liniowa (y = ax + b)

Metodą najmniejszych kwadratów oliczamy A.

Lp	T^-1	lnk
1	3,401⋅10^-3	-6,934
2	3,300⋅10^-3	-6,309
3	3,194⋅10^-3	-5,907
4	3,096⋅10^-3	-5,155
5	3,003⋅10^-3	-4,501

-5132,74

14,88

⇒ E_a = -a⋅R = 5132,74⋅8,314 = 42,673

lnA = 14,88 ⇒ A = e^14,88 = 2,899358⋅10⁶

5. Wnioski

1. Na szybkość reakcji duży wpływ ma temperatura. Ten parametr w decydujący sposób wpływa na szybkość reakcji, ponieważ nie tylko podwyższa liczbę zderzeń na wskutek wzrostu energii kinetycznej drobin, ale także podwyższa udział zderzeń skutecznych, które prowadzą do utworzenia drobin pro-duktów. Możemy, więc stwierdzić, że czas zajścia reakcji w temperaturach niższych jest znacznie dłu-ższy niż w temperaturach wyższych, co można zaobserwować w naszych wynikach.

1. Korzystając z zależności:

można stwierdzić, że jeżeli z_A i z_B są jednakowych znaków, to wówczas logk > logk₀ i wtedy stała szybkości reakcji rośnie ze wzrostem I, natomiast jeżeli z_A i z_B są przeciwnych znaków wtedy logk < logk₀ i stała k maleje ze wzrostem I.

---