[ Pobierz całość w formacie PDF ]
Patrycja Krzaczyńska
197834
Biotechnologia
Wtorek 8:15- 12:00
Ćwiczenie 27
Energia aktywacji jodowania acetonu
1. Cel ćwiczenia
Celem wykonywanego ćwiczenia było wyznaczenie stałych szybkości reakcji jodowania acetonu k1 i k2 w roztworach o tych samych składach ale dwóch różnych temperaturach oraz obliczenie energii aktywacji badanej reakcji.
2. Część teoretyczna
Stałą szybkości reakcji nazywamy współczynnik proporcjonalności k w równaniu kinetycznym.
v=kAαBβCg
W klasycznej kinetyce przyjmuje się, że stała k jest niezależna od stężenia reagentów i czasu reakcji, natomiast zmienia się z temperaturą i zależy od rodzaju i stężenia katalizatorów. Stała szybkości wyraża liczbowo szybkość reakcji, gdy stężenie każdego z substratów wynosi 1 mol/l.
Jodowanie acetonu jest reakcją dwuetapową, w której zachodzi zjawisko autokatalizy, gdzie jeden z produktów reakcji działa jako jej katalizator. Tutaj katalizatorem są jony wodorowe.
Cały proces można przedstawić za pomocą równania reakcji:
Wyróżnić można dwa następujące po sobie etapy:
Etap I
Etap II
W etapie pierwszym aceton pod wpływem jonów wodorowych przechodzi ze swojej formy ketonowej w enolową, która to w drugim etapie dołącza jony jodu. Etap pierwszy przebiega wolniej i decyduje o szybkości całej reakcji
W rezultacie szybkość całej reakcji zależy od stężenia acetonu (a-x) i kwasu (b+x), a nie zależy od stężenia jodu. Reakcja jodowania acetonu jest reakcją drugiego rzędu i szybkość jej możemy wyrazić następującym wzorem:
dxdt=ka−xb+x
lub po scałkowaniu:
1a+blnab+xba−x=kt
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:
k=Ae−EART
A - współczynnik częstotliwości
Energię aktywacji można również obliczyć znając dwie stałe szybkości danej reakcji w dwóch różnych temperaturach ze wzoru:
lnk2k1=EAR1T1−1T2
lub badając nachylenie prostej w układzie współrzędnych lg k = f(1/T).
3. Opis wykonywanych czynności
. Doświadczenie wykonywałam dla dwóch temperatura T1=250C i T2=400C
. Do dwóch kolb miarowych o pojemności 250 ml odmierzyłam 20 ml kwasu solnego i 25 ml mieszaniny jodującej. Mieszaniny rozcieńczyłam wodą destylowaną tak aby do objętości 250 cm3 brakowało kilka cm3. Przygotowane roztwory wstawiłam do termostatów ze wskazanymi temperaturami.
. Po ustaleniu się temperatur dodałam do kolb 2 ml acetonu i dopełniłam wodą destylowaną do objętości 250 ml .
. Następnie pobrałam próbkę 25 ml (czas pobrania próbki przyjęłam jako czas rozpoczęcia reakcji) i wlałam do kolby z przygotowanym wcześniej roztworem 0,15 M NaHCO3 ( w tym roztworze jon H+ ulega zobojętnieniu i reakcja jodowania zostaje zahamowana).
. Potem oznaczałam stężenie jodu w pobranej próbce roztworu za pomocą miareczkowania 0,02M Na2S2O3, miareczkowałam do zmiany barwy na lekko żółty, po czym dodałam kilka kropel skrobi. Zakończyłam miareczkowanie, gdy roztwór stał się bezbarwny.
. Kolejnych pomiarów dokonywałam w odstępach 20-15 min (przy temperaturze 250C) i 5 min dla 400C
. Wyniki zestawiam w tabeli
T1=250C
t[min]
1
21
36
51
66
81
96
111
V[ml]
12,70
11,00
9,45
8,60
7,10
5,80
5,20
3,60
T2=400C
t[min]
1
6
11
16
21
26
31
36
41
V[ml]
12,1
11,00
10,50
9,80
9,10
8,40
7,65
6,70
5,70
4. Obliczenia
Obliczam stężenie początkowe dla 2 ml acetonu a korzystając ze wzoru:
a=Vacetonu∙ρacetonuVkolby∙Macetonu∙1000moldm3;
Masa molowa acetonu wynosi 58 g/mol, a gęstość to 0,785 g/cm3.
a=2cm3∙0,785gcm3250cm3∙58gmol∙1000=0,11moldm3
Obliczam stężenie początkowe dla 20 ml kwasu HCl b, będące równe stężeniu jonów wodorowych ze wzoru:
b=VHCl∙cHClVkolby
b=20cm3∙1...
[ Pobierz całość w formacie PDF ]