Chemische kinetiek

Chemische kinetiek
Bepaling van de snelheidsconstante en de activeringsenergie voor
de oxidatie van het jodide-ion door waterstofperoxide
Patrick Aeschlimann
18 februari 2013
Samenvatting
In onderstaand experiment werd de snelheidsconstante k bepaald voor
de oxidatie van I− door waterstofperoxide (H2 O2 ) in zuur midden.
2 O2 ]0
uitzet in functie van t (met [H2 O2 ]0 de conWanneer men ln [H
[H2 O2 ]
centratie bij de aanvang van het experiment, overeenstemmend met t = 0)
−
bekomt men k’. Substitutie
van de
[I ]-waarde geeft k. Aan de hand van de
k1
formule ln k2 = − ERa T11 − T12 en de kennis van k bij twee verschillende
temperaturen werd de activeringsenergie Ea berekend.
1
Inleiding
We gaan uit van de volgende reactie: 3 I– + H2 O2 + 2 H+ −−→ I–3 + 2 H2 O
We maken gebruik van een gekende hoeveelheid (5 ml 0,3 M) waterstofperoxide, 2 g kaliumjodide (KI), 10 ml stijfseloplossing, ongeveer 5 ml 1 M H2 SO4
om aan te zuren en een natriumthiosulfaatoplossing (Na2 S2 O3 ) met gekende
titer om onze buret te vullen.
De uitdrukking voor het aantal mol H2 O2 op een willekeurige tijd tm wordt
gegeven door:
1
nm = [H2 O2 ]oo 5, 00 10−3 − m
[N a2 S2 O3 ]oo 1, 00 10−3
2
2
Materiaal en methoden
± 2 g KI (nauwkeurig afgewogen) wordt kwantitatief overgebracht in een 500
ml maatkolf. Daarna voegen we nog het 1 M H2 SO4 en de stijfseloplossing
toe en lengen we aan tot de ijkstreep. De inhoud wordt overgegoten in een
600 ml-beker die in een aquarium aan 13◦ C wordt gezet. We voegen juist 1 ml
Na2 S2 O3 -oplossing met een buret toe aan het mengsel. De daadwerkelijke proef
start wanneer we 5,00 ml H2 O2 -oplossing toevoegen aan het mengsel (t0 ).
1
Bij de eerste verkleuring noteren we de tijd (t1 ) en voegen onmiddelijk opnieuw 1,00 ml Na2 S2 O3 toe. Dit herhalen we dertien keer.
Het volledige experiment wordt daarna herhaald bij 25◦ C.
3
3.1
Resultaten
Gehaltebepaling van H2 O2 m.b.v. KMnO4
2 MnO–4 + 6 H+ + 5 H2 O2 −−→ 2 Mn2+ + 5 O2 ↑ + 8 H2 O, dus:
cH2 O2 =
20 × 5 × 0, 00190 M × 16, 231 ml
= 0, 308389M
2 × 5, 00 ml
met 16,231 ml mijn gemiddelde waarde bij de titratie (16,250 ; 16,225 ; 16,200
en 16,250 ml voor oplossing 1).
3.2
Bepaling v.h. aantal mol H2 O2 op een willekeurig tijdstip
De uitdrukking voor het aantal mol H2 O2 op een willekeurige tijd tm wordt
gegeven door:
1
nm = [H2 O2 ]oo 5, 00 10−3 − m
[N a2 S2 O3 ]oo 1, 00 10−3
2
1
nm = 0, 308389M 5, 00 10−3 l − m
0, 08415 M 1, 00 10−3 l
2
nm = 0, 0015419 mol − m(4, 2075 10−5 mol)
Bij de aanvang van de eerste proef was de temperatuur 11◦ C ; deze was gestegen tot 15◦ C tegen het einde van de proef (gemiddelde: 13◦ C). De afgewogen
massa KI was 2,0048 g.
m=0
m=1
m=2
m=3
m=4
m=5
m=6
m=7
m=8
m=9
m = 10
m = 11
m = 12
m = 13
Tijd tm
00 min 00 s
03 min 46 s
07 min 56 s
12 min 08 s
16 min 28 s
20 min 47 s
26 min 03 s
31 min 04 s
35 min 54 s
41 min 06 s
46 min 41 s
52 min 19 s
58 min 15 s
1 h 04 min 40 s
Interval ∆t = tm - tm−1
03 min 46 s
04 min 10 s
04 min 12 s
04 min 20 s
04 min 19 s
05 min 16 s
05 min 01 s
04 min 50 s
05 min 12 s
05 min 35 s
05 min 38 s
05 min 56 s
06 min 25 s
2
tm - t0
00 min 00 s
03 min 46 s
07 min 56 s
12 min 08 s
16 min 28 s
20 min 47 s
26 min 03 s
31 min 04 s
35 min 54 s
41 min 06 s
46 min 41 s
52 min 19 s
58 min 15 s
1 h 04 min 40 s
nm
0,001542 mol
0,001500 mol
0,001458 mol
0,001416 mol
0,001374 mol
0,001332 mol
0,001289 mol
0,001247 mol
0,001205 mol
0,001163 mol
0,001121 mol
0,001079 mol
0,001037 mol
0,000995 mol
ln nnm0
0
0,027666
0,056120
0,085406
0,115577
0,146686
0,178794
0,211967
0,246279
0,281810
0,318650
0,356899
0,396669
0,438087
2 O2 ]oo
◦
Figuur 1: Verloop van ln [H
[H2 O2 ] als functie van de tijd - <Reactietemp.> 13 C
Bij de tweede proef bleef de temperatuur constant op 25◦ C. De afgewogen
massa KI is 2,0056 g.
m=0
m=1
m=2
m=3
m=4
m=5
m=6
m=7
m=8
m=9
m = 10
m = 11
m = 12
m = 13
Tijd tm
00 min 00 s
01 min 55 s
03 min 52 s
05 min 46 s
07 min 54 s
09 min 59 s
12 min 12 s
14 min 31 s
16 min 53 s
19 min 34 s
22 min 21 s
25 min 29 s
28 min 31 s
31 min 58 s
Interval ∆t = tm - tm−1
01 min 55 s
01 min 57 s
01 min 54 s
02 min 08 s
02 min 05 s
02 min 13 s
02 min 19 s
02 min 22 s
02 min 41 s
02 min 47 s
03 min 08 s
03 min 02 s
03 min 27 s
s=−
tm - t0
00 min 00 s
01 min 55 s
03 min 52 s
05 min 46 s
07 min 54 s
09 min 59 s
12 min 12 s
14 min 31 s
16 min 53 s
19 min 34 s
22 min 21 s
25 min 29 s
28 min 31 s
31 min 58 s
d
[H2 O2 ] = k 0 [H2 O2 ]
dt
k 0 = k[I − ]
3
nm
0,001542 mol
0,001500 mol
0,001458 mol
0,001416 mol
0,001374 mol
0,001332 mol
0,001289 mol
0,001247 mol
0,001205 mol
0,001163 mol
0,001121 mol
0,001079 mol
0,001037 mol
0,000995 mol
ln nnm0
0
0,027666
0,056120
0,085406
0,115577
0,146686
0,178794
0,211967
0,246279
0,281810
0,318650
0,356899
0,396669
0,438087
2 O2 ]oo
◦
Figuur 2: Verloop van ln [H
[H2 O2 ] als functie van de tijd - <Reactietemp.> 25 C
ln
[H2 O2 ]0
= k0 t
[H2 O2 ]
2 O2 ]0
Wanneer men ln [H
[H2 O2 ] uitzet in functie van t bekomt men k’: het is immers
de richtingscoëfficient van de beste rechte. Voor de eerste proef vindt men dat
k’1 = 0,0067620247 en voor de tweede is k’2 = 0,0138223151. De concentratie
aan [I-] is bij de eerste proef:
2, 0048 g
= 0, 0120769 mol
166.00278 g/mol
0, 0120769 mol
= 0, 0235417 M
0, 513 l
De concentratie aan [I-] is bij de tweede proef:
2, 0056 g
= 0, 0120817 mol
166.00278 g/mol
0, 0120817 mol
= 0, 0235511 M
0, 513 l
Substitutie van de [I− ]-waarde geeft k.
k1 =
k0
0, 0067620247
=
= 0, 287236
[I − ]
0, 0235417 M
k2 =
k0
0, 0138223151
=
= 0, 586907
[I − ]
0, 0235511 M
4
3.3
Berekening van de activeringsenergie
Nu berekenen we de activeringsenergie Ea :
k1
Ea 1
1
ln
=−
−
k2
R T1
T2
Ea =
Ea =
−R ln kk21
1
T1
−
−8, 3144621 Jmol−1 K −1 ln 0,287236
0,586907
1
286,15 K
−
1
298,15 K
1
T2
= 42238 Jmol−1 = 42, 2 kJmol−1
Ea = 10105 cal mol−1 = 10, 1 kcal mol−1
Nu kunnen we de halfwaardetijd berekenen:
t 12 =
ln 2
0, 693
= 102, 5058635 min = 1 h 42 min 30, 4 s
=
k10
0, 0067620247
t 12 =
0, 693
ln 2
=
= 50, 1469671 min = 50 min 8, 8 s
0
k2
0, 0138223151
k = Ae
−Ea
RT
De gemiddelde reactiesnelheid van het eerste en het twaalfde interval bij 13◦ C:
∆1 −→
0, 000042 M
= 1, 12 10−5 M min−1
3, 76 min
∆12 −→
0, 000042 M
= 6, 54 10−6 M min−1
6, 42 min
De gemiddelde reactiesnelheid van het eerste en het twaalfde interval bij 25◦ C:
4
∆1 −→
0, 000042 M
= 2, 19 10−5 M min−1
1, 92 min
∆12 −→
0, 000042 M
= 1, 22 10−5 M min−1
3, 45 min
Commentaar
We vinden een activeringsenergie Ea van 10,1 kcal mol−1 , wat afwijkt van de
literatuurwaarde (13,4 kcal mol−1 ). De niet-constante temperatuur bij onze
eerste proef heeft hier mogelijk een invloed op gehad.
5