OBLICZENIA

1. Zgodnie z instrukcją do ćwiczenia 26 wyznaczam stałe szybkości reakcji k₁ i k₂ w temperaturze t₁ = 25^oC i t ₂=40^oC.

a) obliczam stężenie początkowe acetonu a

a=

a=
*1000= 0,1629

b) obliczam stężenie kwasu b

b=

b =
= 0,12

c) dla każdego czasu obliczam ubytek stężenia acetonu ze wzoru:

x =

d) w celu wyznaczenia stałej szybkości reakcji, dla każdego czasu t obliczam x, a-x, b+x, ln
. Wyniki zamieszczam w tabeli.

2. wykonuje wykresy ln
= k (a+b)*t dla każdej z temperatur. Współczynnik kierunkowy prostej wyznaczam za pomocą arkusza kalkulacyjnego i wyznaczam stałe szybkości reakcji k.

a) dla temp. t = 25^oC

a=0,0001

k(a+b)=0,0001→ k₁= 0,000354 1/s

b) dla temp. t = 40^oC

a = 0,0002

k(a+b) = 0,0002 → k₂ = 0,000707 1/s

3. Obliczam Enargię aktywacji Ea reakcji jodowania acetonu ze wzoru:

Ln
=
(
, gdzie R- stała gazowa [kJ/mol K]

T₁ i T₂- temp. w skali bezwzgl.

E
= 35796,86 kJ/mol

WNIOSKI:

Wykonane przeze mnie doświadczenie pozwoliło obliczyć Energie aktywacji reakcji jodowania acetonu w temperaturze 25^oC i 40^oC. Energia ta wynosi E
= 35 796, 86 kJ/mol.

Stała szybkości reakcji jest większa w temp. 40^oC i wynosi k₁= 7,07*10^-4 1/s, a mniejsza dla temp. 25^oC i wynosi k₂ = 3,54*10^-4 1/s.stwierdzam, ze szybkość reakcji zwiększa się wraz ze wzrostem temperatury. Moje doświadczenie wskazuje zgodność z równaniem Arrheniusa oraz van't Hoffa.

---