Nina Zarucka

Technologia chemiczna

Wydział Chemiczny

Ćwiczenie nr 29a

Kinetyka konwersji błękitu bromofenolowego.

Ćwiczenie wykonano: 24.03.2003 r.

Sprawozdanie oddano:31.03.2003 r.

1. Część teoretyczna

Stałą szybkości reakcji nazywamy współczynnik proporcjonalności k w równaniu kinetycznym.

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:

Celem ćwiczenia jest wyznaczenie stałej szybkości oraz energii aktywacji przegrupowania monoanionu błękitu trójfenolowego (II) w bezbarwny trójanion (III). Reakcja zachodzi w środowisku silnie alkalicznym w roztworze NaOH według schematu:

W miarę zwiększania pH zachodzi zmiana w strukturze cząsteczki barwnika. Ponieważ reakcja zachodzi przy dużym nadmiarze (≈ 10⁵) NaOH można ją opisać równaniem kinetycznym I rzędu. Badana reakcja jest procesem odwracalnym przy czy stała równowagi K = k₁/k₂ =2,5^.10³ Ze względu na tak silne przesunięcie stanu równowagi możemy uznać reakcję za nieodwracalną.

2. Opis wykonywanych czynności

• Zapoznałam się z instrukcja obsługi spektrometru

• Przygotowałam roztwory NaOH o stężeniach 2 M, 1 M, 0,5 M

• Pobrałam 0,5 ml roztworu podstawowego(błękit bromofenolowy rozpuszczony w wodzie destylowanej), rozcieńczyłam za pomocą roztworu NaOH(2 M)do objętości 10 cm³ i wymieszałam. Następnie pobrałam roztwór do kuwety i zmierzyłam absorbancję przy λ=592 nm. Wykonałam szereg pomiarów w odstępach 2 min.

• Identycznie postąpiłam rozcieńczając roztwór podstawowy roztworem NaOH o stężeniu 1 M i 0,5 M

• Dla stężenia 0,5 M NaOH wykonałam pomiar w temperaturze 41,5 ⁰C.

• Przygotowałam 90 ml 0,5 M roztworu NaOH w kolbie 100 ml i umieściłam w termostacie.

• Po ok. 20 min dodałam 2 ml roztworu podstawowego i dopełniłam do kreski roztworem NaOH

• Pobierałam w odstępach 2 min roztwór do kuwety i mierzyłam absorbancję.

• Wyniki zapisałam w tabeli

L.p.	Czas [min]	T = 27,5^oC	Absorbancja		T = 41,5^0C
		2 M NaOH	1 M NaOH	0,5M NaOH	Czas[min]	Absorbancja
1	0	0,927	1,148	0,927	0	0,557
2	2	0,607	1,017	0,847	1,5	0,444
3	4	0,407	0,873	0,775	3	0,381
4	6	0,275	0,754	0,702	4,5	0,306
5	8	0,186	0,651	0,644	6,5	0,219
6	10	0,134	0,564	0,59	8,3	0,16
7	12	0,09	0,495	0,538	10,5	0,125
8	14	0,066	0,441	0,493	12,5	0,091
9	16	0,045	0,377	0,45	14,5	0,064
10	18	0,034	0,335	0,412	16,5	0,051
11	20	0,022	0,291	0,378	18,5	0,039
12	22	0,019	0,265	0,346	20,5	0,029
13	24	0,015	0,237	0,317
14	26	0,011	0,206	0,288
15	28	0,009	0,19	0,264
16	30	0,006	0,179	0,242
17	32	0,05	0,169	0,221
18	34	0,003	0,153	0,203
19	36	0,002	0,15	0,185
20	38	0	0,146	0,172
21	40		0,144	0,158
22	42		0,135	0,144
23	44			0,132
24	46			0,123
25	48			0,112
26	50			0,104
27	52			0,095
28	54			0,089
29	56			0,082
30	58			0,075

3. Obliczenia

1. Stałe szybkości odczytuje z wykresów zależności
   

gdzie A0, At i A∞ oznaczają absorbancję w chwili początkowej, po czasie t i po osiągnięciu stanu równowagi. Dla ułatwienia przyjęłam, że A∞=0 więc równanie przyjmuje prostszą postać
. Z nachylenia prostych odczytałam poszczególne wartości stałych szybkości reakcji roztworów rozcieńczonych NaOH o stężeniach:

• 2M NaOH k₁ = 0,1725 1/min = 0,0032 1/s

• 1M NaOH k₂ = 0,0590 1/ min = 0,0011 1/s

• 0,5 M NaOH k₃ = 0,0441 1/ min = 0,0007 1/s

• 0,5 M NaOH(T=41,5⁰C) k₄ = 0,1448 1/ min = 0,0024 1/s

2. Energię aktywacji obliczam dla roztworu rozcieńczonego 0,5 M NaOH przekształcając równanie Arrheniusa
   gdzie za k₁ przyjmuje stałą szybkości w T₁(27,5⁰C = 300,65 K) a k₂ to stała szybkości w T₂=41,5⁰C = 314,65 K

• k₁ = 0,0007 1/s

• k₂ = 0,0024 1/s




E_a = 67296,3054J = 67,3 kJ/mol

c) Obliczam wartość stałej szybkości II rzędu (k') wykonując wykres zależności stałej szybkości od stężenia [OH^-]. Wartość stałej liczę z nachylenia prostej. Ponieważ y = 0,1461x:

k' = 0,1461 dm³/(mol^.s)

4.Wnioski

Celem ćwiczenia było wyznaczenie stałej szybkości oraz energii aktywacji przegrupowania monoanionu błękitu trójfenolowego (II) w bezbarwny trójanion (III). Stała szybkości tej reakcji zależy od stężenia roztworu NaOH, który jest środowiskiem reakcji oraz od temperatury. Zauważyłam, że ze zwiększeniem pH (zwiększeniem stężenia NaOH) stała szybkości także wzrasta. Np. dla 0,5 M roztworu NaOH k₃=0,0007 s ^-1, dla 1 M NaOH k₂ = 0,0011 s ^-1 a gdy roztwór NaOH jest 2 M k₁ = 0,0032 s ^-1. Jednocześnie widać, że w wyższej temperaturze stała szybkości również jest większa. W temperaturze 27,5⁰C stała szybkości k₃ = 0,007 s ^-1a przy podwyższeniu temperatury o 14⁰C zwiększa stała do k₄ = 0,0024 s ^-1. Ponieważ doświadczenie wykonałam dla trzech stężeń NaOH obliczyłam wartość stałej szybkości II rzędu k' = 0,1461 dm³mol^-1.s^-1.

Energia aktywacji dla większości reakcji przebiegających z mierzalną szybkością tj. mających okresy połowicznej przemiany rzędu minuty lub godziny wynosi E_a = 50-100 kJ/mol. W przypadku konwersji błękitu bromofenolowego wynosi E_a=67,3 kJ/mol.

5

---