Protokoll Basismodul Chemie I, Praktikum: Kinetik und Katalyse Veranstalter: Dr. Ulrich Neuert Jörg Mönnich () Betreuer: Carolin, Christian Versuchstag: Montag, 14.03.2005
Kinetik Einleitung Wie ber eits im Protokoll vo m 11.03.2005 bes chrieben ist die Reaktionsgeschwindigkeit oder -kinetik di e Geschwindigkeit, mit der Reaktionen bis zum Endz ustand ablaufen. Diese Geschwin digkeit ist abhängig von Faktoren wie Temperatur, Druck, dem eingesetzten Katalysator sowie zum Teil von der Konzentration der Edukte. Man unterscheidet zwischen Geschwindigkeiten 0., 1. und 2. Ordnung. Bei 0. Ordnung ist die Geschwin digkeit der Reaktion unabhängig von der Konzentration des Eduktes, bei 1. Ordnung hängt die Geschwindigkeit von der Konzentration lediglic h eines Reaktionspa rtners ab. Spielen die Konz entrationen beider Reaktionspartner für die Geschwindigk eit eine Rolle, spricht man von 2. Ordnung. Bei der in diesem Versuc h durchgeführten Clockreak tion hand elt es sich um eine Sequenz s ich wiederholender Reaktionen. Sie ist unterte ilt in eine Haupt-, eine Kontroll- und eine Indikatorreaktion. Die H auptreaktion ist der Teil, der beobachtet wird; sie verläuft langsamer im Vergleich zu den beiden Übrigen. Die Kontrollreaktion ist die z wischen einem der Produkte der Hauptreaktion und Kontrollsubstanz ablaufende Reaktion. Die Anfangskonzent ration ist hier geringer, damit man das Einsetzen der Indikatorreaktion beobachten kann. Würde man zuviel z usetzen, würde die Reaktion bis zum Ende ablaufen, und man könnte folglich keine Zeiten nehmen. Da die Indikatorreaktion reversibel ist, kann die Clockreaktion durch Zugabe von Kontrollsubstanz wieder gestartet wer den. Man nimmt hier immer die gleic he Menge Kontrollsubst anz, damit man über den Verlauf der Re aktion d ie Geschwindigkeit mes sen kann, die benötigt wir d, um eine gleich bleibende Menge Iod zu erzeugen. Material, Methoden s. Praktikumsskript - 1 -
Ergebnisse, Messwerte Um den Endwert V zu erhalten, wird eine Lösu ng aus Kaliumiodid, Wasser, verdünnter HCl, ver dünnter Ammoniummolybdat und H 2 O 2 angesetzt und mit Thiosulfat-Lösung titriert. Es wurden dab ei 18,7 und 18,6 ml verbraucht. Der Mittelwert beträgt also 18,65 ml. Während der eigentlichen Clockreaktion ist eine Sequenz von Blaufärbung und nach Zugabe von Thiosulf at Entfärbung zu beobachten. Die Zeiten, die zwisc hen den Blaufärbungen liegen, werden gegen Ende imme r länger, bis der im ersten Teil ermittelte Endwert erreicht ist. Auswertung, Diskussion In der Hauptreaktion werden die Iodi d-ionen der KI-Lösung durc h das H 2 O 2 zu Iod reduziert. Durch die Reaktion des Iods mit Stärke färbt sich die Lösung blau. Gibt man Thiosulfat hinzu, wird das I od wieder zu Iodid oxidiert und die Lös ung entfärbt sich. Die Reaktionsgleichungen sind demnach: 1. H 2 O 2 + 2 H + + 2I - I 2 + H 2 0 2-2. I 2 + 2 S 2 O 3 2 I - 2- + S 4 O 6 3. I 2 + Stärke blaue Substanz Das Iod aus der H 2 O 2 -Reaktion wird in Etappen reduzier t. Man kann als o die Zeit messen, die für die Erzeugung einer gleich bleibenden Menge Iod notwendig ist. Zur Überprüfung, ob eine Kinetik 1. Ordnung vorliegt, wird der ln(v - V t ) gegen die Zeit t aufgetragen. Ergibt sich eine Ge rade, ist dies bewiesen. V ist im ersten Teil ermittelt w orden (18,65 ml); die Messwerte V t ergeben sich durch die Zugabe von jeweils 1 ml Thiosulfat zum Zeitpunkt t. Es ergeben sich folgende Werte: Verbrauch V (ml) Zeit t (Sek.) ln (V - V t ) 1 12 2,8707 2 7,5 2,8124 3 8 2,7505 4 12 2,6844 5 13 2,6137 6 13,5 2,5377-2 -
7 14,2 2,4553 8 18 2,3656 9 19,4 2,2670 10 23,5 2,1576 11 23,8 2,0347 12 32 1,8946 13 35,8 1,7317 14 47 1,5369 15 55 1,2947 16 82 0,9746 17 172 0,5008 18 590-0,4308 Aufgetragen gegen t zeigt sich (dunkle Kurve; der letzte Wert wurde ausgelassen, da negativ): 3,5 3 2,5 2 1,5 1 0,5 0 0 20 40 60 80 100 120 140 160 180 200 Leider ergibt sich hier keine Gerade, obw ohl es eigentlich müsste, da die Reaktion nach Kinet ik 1. Ordnung verläuft. Die Weiße Linie zeigt, wie die Gerade hätte verlaufen müssen (Trendlinie; ermittelt durch Messwerte). Fehler könnten sic h durch falsche Einwaage oder falsche Verdünn ung bei der Herstellung der 0, 06 m KI- Lösung oder der 0,3%-igen H 2 O 2 -Lösung ergeben haben. Weitere Fehlerquellen sind die Z ugabe des Thiosulfates und die Zeitmessung. - 3 -
Katalyse Katalyse Einleitung Jede Reaktion benötigt einen Mindestbetrag an Energie, ohne die sie nicht abläuft. Dieser Energie-Mindestbetr ag wird Aktivierungs energie E A genannt. Viele thermodynamisch mögliche Reaktionen sind kinetisch gehemmt, das heißt, sie laufen nicht mit merklicher Geschwindigkeit ab, we il ihre Aktivierungs energien s ehr hoch sind. Derartige Reaktionen werden stark beschleunigt, wenn man ihnen durch Zusatz eines Kat alysators einen Weg mit ger inger Aktivierungsen ergie eröffnet. Ein Katalysator ist ein Stoff, dessen Anwese nheit die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht, ohne dass er selbst verbraucht wird. Der Vorgang, bei dem ein Katalysator beteiligt ist, wird Katalyse genannt. Es gibt derer zwei Formen: Die homogene und die heterogene Katalyse. Bei de r homogenen Katalyse befinden s ich Katalysator und Substrat in der gleichen Phase, bei der heterogenen Katalyse liegen sie in verschiedenen Phasen vor; das Substrat wird durch Adsorption am Katalysator aktiviert. Der Katalys ator liegt hier in der Regel als Feststoff vor und di e Mol eküle bleiben an seiner Oberfläche haf ten. Ein Beispiel für Kata lysatoren aus der Biologi e sind die Enzyme, welche chemische Vor gänge im Organismus katalysieren. Im letzten Versuch wird die Katalase näher behandelt. Material, Methoden s. Praktikumsskript Ergebnisse, Messwerte I. Heterogene Katalyse Nach Zugabe von Mangandioxid zu 3%-iger H 2O 2 ist eine Gasentwic klung zu beobachten. Ferner erwärmt sich die Lösung und Niederschlag ist zu sehen. II. Homogene Katalyse - 4 -
Ein Tropfen 10%-iger Kaliumiodid-Lösung zu 3%-iger H 2 O 2 bewirkt eine Gelbfärbung der Probe sowie wiederum eine Gasentwicklung. III. Katalyse von Redox-Reaktionen Nach Durchführung des Versuches ist ein deutlicher Unte rschied in der Geschwindigkeit zu bemerken. Während die erste Lösung ca. 2 Minuten benötigt, um sich zu entfärben, ist bei der zweiten Lösung nach Z ugabe des Natriumthiosulfates eine fast augenblickliche Entfärbung zu sehen. IV. Enzymatische Katalyse Nach drei Minuten ist bei der Probe mit 3 ml Katalase-Lösung ein Volumen von 3,5 ml (4,5 ml abzüglich 1 ml) S auerstoff zu messen. Bei der Lösung mit 6 ml Katalase entstehen 4,25 ml (5,25 abzüglich 1 ml) Sauerstoff. Auswertung, Diskussion I. Reaktionsgleichung: MnO 2 + 2 H 2 0 2 2 H 2 O + O 2 + MnO 2 Das Mangandioxid ist hier der Katalysator; der Beweis ist der ausfallende Braunstein. Das austretende Gas ist Sauerstoff und die Erwärmung ist auf das W irken des Katalysators zurückzuführen. II. Reaktionsgleichung: KI + 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 + KI In diesem Fall befinden sich Katalysator und Substrat in der gleichen Phase, da beide flüssig sind. Das austretende Gas ist hier wieder Sauerstoff. III. Reaktionsgleichung: 2 Fe 3+ 2- + 2 S 2 O 3 2 Fe 2+ 2- + S 4 O 6 Wie erwähnt läuft hier die Reaktion unter Zugabe des Katalysators viel schneller ab, als ohne Zugabe von CuSO 4. Der Grund dafür ist, dass hier Komplexierung (Fe bildet mit S 2 O 3 einen [Fe(S 2 O 3 ) x ]-Komplex) und Redox-Reaktion ablaufen. Die Zugabe von CuSO 4 begünstigt die Redox-Reaktion. - 5 -
IV. Die Katalase spaltet das H 2 O 2 in H 2 O + O 2. Daher die messbare Gasbildung. Der Anstieg des gemessenen Volumens O 2 nach erhöhter Katalasekonzentration bei gleicher Z eit, also dem Anstieg der Umsatzgeschwindigkeit, ist durch einen Substratüberschuss zu erklären. - 6 -