速率常数数据处理

【数据处理】

1、求27.10℃的反应速率常数k 1，将实验数据及计算结果填入下表： 恒温温度=27.10℃

0 =3090μ

s ·cm -1

V 乙酸乙酯=10.00mL [乙酸乙酯]=0.0200mol/L V NaOH =10.00mL [NaOH]=0.0200mol/L

数据处理：t κ对

t

t

0κκ-作图,求出斜率m ，并由0

kc 1

m =

求出速率常数 m=7.7893，

k 1=1/(mc 0)=1/(7.7893*0.0100)mol ·L -1·min -1=12.84L/(mol ·min) 文献参考值：k （300.1K ）=7.2906L/(mol ·min) 2、采用同样的方法求35.00℃的反应速率常数k 2， 恒温温度=35.00℃ 0κ=2720μs ·cm -1

V 乙酸乙酯=10.00mL [乙酸乙酯]=0.0200mol/L V NaOH =10.00mL [NaOH]=0.0200mol/L c 0=0.0100mol/L

数据处理：

m=9.944，

k 1=1/(mc 0)=1/(9.944*0.0100)mol ·L -1·min=10.06L/(mol ·min) 文献参考值：k （308.0K ）=11.94L/(mol ·min)

【结果分析与讨论】

1、根据本实验中测定的数据作t κ-

t

t

0κκ-图，所得数据与文献相差较大：

乙酸乙酯皂化反应为吸热反应，混合后体系温度降低，所以在混合后的几分钟所测溶液的电导率偏低。如果从8min 开始测定，即去掉前三个数据，重新作图，则t κ-

t

t

0κκ-图线性提高了。两幅图重新取点作图后如下：

数据处理：t κ对

t

t

0κκ-作图,求出斜率m ，并由0

kc 1

m =

求出速率常数

m

1

=13.714，

k 1=1/(mc

)=1/(13.714*0.0100)mol·L-1·min-1=7.2918L/(mol·min)

文献参考值：k（300.1K）=7.2906L/(mol·min) m

2

=7.5313，

k 2=1/(mc

)=1/(7.5313*0.0100)mol·L-1·min-1=13.28L/(mol·min)

文献参考值：k（308.0K）=11.94L/(mol·min)

通过比较可以发现，去点后不仅曲线的线性变好了，而且速率常数更加接近文献值了，说明反应体系的吸热会对实验结果造成一定的影响。

经过去点后发现，在300.1K时测得的速率常数已较为接近文献值，相比之下，308.0K时测得的速率常数与文献值相差较远，经过对数据的分析，发现在24min后K

t

的值已变化不大，可猜测24min时反应已进行完毕，后续的数据对图形的线性产生了影响。为了探讨这一猜想的正确性，再次进行去点作图如下：

m

2

=7.87，

k 2=1/(mc

)=1/(7.87*0.0100)mol·L-1·min-1=12.71L/(mol·min)

文献参考值：k（308.0K）=11.94L/(mol·min)

重新作图后发现数据与文献值偏差略大，实际上，我认为实验的测得值与文献值之间一定会存在偏差。

我认为完全忽略了乙酸乙酯的皂化反应的逆反应可能产生的影响，而由于该反应实际上不可能完全进行到底，因此忽略逆反应的存在也会对实验结果造成影响。同时，我们假设反应生成的CH

3

COONa是完全电离的。但是，完全电离的前提是离子之间不存在相互作用，而对于反应体系来说是不可能做到的。即使是

CH

3COONa完全电离，而电离出来的CH

3

COO-同样会发生水解，造成一定的实验误

差。