Geri Aktifleşme Enerjisi

Adı ve soyadı: Tuba Eren

Numarası : 154579

Deneyin Adı : Aktifleşme enerjisi
TEORİK BİLGİ
AKTİFLEŞME ENERJİSİ: Bir kimyasal tepkimenin başlayabilmesi için gereken minimum enerjiye denir. Bir kimyasal tepkimede iki tane eşik enerjisi vardır.

İleri Aktifleşme Enerjisi (EA_ileri) : Aktifleşmiş kompleks ile girenler arasındaki potansiyel enerji farkıdır.

Geri Aktifleşme Enerjisi ( EA_geri) : Aktifleşmiş kompleks ile ürünler arasındaki potansiyel enerji farkıdır.

►  Bir kimyasal tepkimenin ileri aktifleşme enerjisinin değeri ne kadar büyük ise tepkimenin oluşması o kadar zordur. Hızı o

kadar düşüktür.

► Bir kimyasal tepkimenin ileri aktifleşme enerjisi tersi olan tepkimenin geri aktifleşme enerjisine enerjisine eşittir.

►  EA_ileri > EA_geri  ise   ( endotermik)

EA_ileri < EA_geri  ise   ( ekzotermik)
AKTİFLEŞMİŞ KOMPLEKS

Bir kimyasal tepkimede tepkimeye giren taneciklerin potansiyel enerjilerinin maksimum olduğu andır. Bu olay grafikte grafiğin tepe noktası olarak belirlenmiştir. sorularda (A.K.) olarak belirtilir.

Tepkimeye giren taneciklerin ürüne dönüşebilmesi için potansiyel enerjilerinin mutlaka bu aktifleşmiş kompleksin değerine ulaşması gerekir.

Bu aktifleşmiş komplekse ulaşan her tanecik ürüne dönüşmez.

Bu aktifleşmiş komplekse ulaşan taneciklerin ürüne dönüşebilmesi için uygun geometrik pozisyonlarda çarpışmaları gerekir.
ÇARPIŞMA TEORİSİ
Tepkimeleri tepkimeye giren moleküller arsındaki çarpışmalar cinsinden tanımlar. Çarpışma teorisine göre, atomların moleküllerin veya iyonların reaksiyona girmeden önce mutlaka birbiriyle çarpışması gerekir. Çarpışma esnasında molekülde bulunan atomlar veya atomlarda bulunan elektronlar yeniden düzenlenir. Kimyasal bağların yeniden değişmesi gerekir. Bunların sonucu ürün yâda ürünler oluşur.

Tanecikler arasında gerçekleşen tüm çarpışmalar ürünle sonuçlanmaz. Kinetik moleküller teorisine göre yapılan hesaplamalar 25 C ve 1 atm de gaz evresinde 1mL hacimde saniyede yaklaşık 10 üssü 30 ikili çarpışma olduğunu göstermektedir. Sıvılarda ise saniyede daha çok çarpışma olmaktadır. Eğer her ikili çarpışma ürünle sonuçlansaydı tepkimeler çok kısa bir zamanda tamamlanırdı. Ancak pratikte tepkime hızları çok farklıdır. O halde gaz molekülleri arasındaki çarpışmaların çok küçük bir kesri ürünle sonuçlanır.

Gaz fazı reaksiyonlarında moleküller kusurlu bilardo topları gibi davranırlar. Düşük hızla çarpıştıklarında birbirlerinden ayrılırlar, ancak vurma yüksek enerjili ise kılıp parçalara ayrılabilirler. Benzer şekilde yavaş hareket eden(düşük enerjili) iki molekülün çarpışması sonucu bağlar kopmaz ve çarpışmadan sonra reaksiyon vermeden uzaklaşır.Hızlı hareket eden (yüksek enerjili) çarpışması sonucu ise bağların kopması olasıdır.Bu durumda bağlar kırılıp yeni bağlar oluşur.O halde çarpışmaların ürünle sonuçlanması için çarpışan taneciklerin başlangıçtaki kinetik enerjilerinin yeterli olması gerekir.

Bir kimyasal tepkimenin olabilmesi için çarpışan moleküllerin sahip olmaları gereken minimum toplam enerjisine tepkimenin eşik (etkinleşme) enerjisi denir. Eşik enerjisi yerine aktivasyon enerjisi, aktifleşme enerjisi, aktifleşme enerjisi terimleri de kullanılır.

Çarpışma teorisine göre, reaksiyonu başlatmak ve bağları kırmak için yeterli enerjiye (aktifleşme enerjisi) sahip moleküller çarpıştığı zaman reaksiyon gerçekleşir.

Sıcaklıktaki artış etkin çarpışma sayısını artırarak tepkime hızını artırır. Etkin çarpışma; tepkime verebilecek nitelikteki çarpışmalardır(uygun doğrultu ve yönde yeterli kinetik enerjili taneciklerin çarpışması)

Aşağıdaki hayali tepkimede A-A ve B-B bağlarının kopup A-B bağının oluştuğunu düşünelim. Bu tepkimenin olabilmesi için, aktifleşme enerjisine eşit ya da yüksek kinetik enerjili taneciklerin uygun doğrultu ve yönde çarpışmaları gerekir.


AB ürünün oluşması için uygun olmayan bir çarpışma
A2(g) +B2(g) 2AB(g)




Geçiş Hali Teorisi
Çarpışma teorisinin devamı olarak Amerikalı kinetikçi Henry Eyring ve diğer araştırıcılar molekül çarpışmalarının ayrıntılarına inmişlerdir. Burada özellikleri hem ürün hem de reaktiflere benzeyen aktifleşmiş kompleks ya da geçiş hali denilen kararsız bir ara ürünün oluştuğu düşünülmektedir. Aktifleşmiş komplekste, başlangıçtaki bağlar uzamış ve zayıflamış bir halde bulunurken, yeni bağlar sadece kısmen oluşmuş durumdadır. Aktifleşmiş kompleksin potansiyel enerjisi en yüksektir. Bu nedenle kararsızdır.

Geçiş hali teorisinde eşik enerjisi, çarpışan moleküllerin yüksek enerjili etkinleşmiş kompleks oluşturabilmeleri için sahip olmaları gereken toplam kinetik enerji şeklinde tanımlanır.

Eşik enerjisi tepkimeye giren maddelerle ürünler arasında bir potansiyel enerji engelidir. Tepkimeye giren moleküllerin enerjisi, ürün moleküllerinin enerjisinden büyük olsa bile, sistem daha düşük enerjili hale geçmeden önce mutlaka bir potansiyel enerji tepesine tırmanmak zorundadır. Bu bir tepeye doğru yuvarlanan topun durumuna benzer. Yuvarlanan top yeterli hıza sahip değilse tepeye doğru bir miktar yol alır ve sonra geriye doğru yuvarlanır. Ancak top hızla tepeye doğru yuvarlanırsa tepeyi aşarak diğer taraftan aşağıya iner.

Benzer şekilde düşük kinetik enerjili iki molekül birbirlerine yaklaştığında, aktifleşmiş kompleks oluşturamaz. Moleküllerin elektron bulutları arasında itme, bunların aktifleşmiş kompleks oluşturmaya yetecek kadar birbirlerine yaklaşmasını önler. Bu durumda moleküller, enerji engelinin bir kısmını aşabilecek kadar bir enerjiye sahiptirler.Bu nedenle enerji engelini aşamayan bu moleküller birbirlerini iterek tekrar eski haline döner.

Çarpışma, çok hızlı moleküller arasında olduğundan moleküllerin elektron bulutları birbirlerinin içine girer ve karmaşık bir yapı olan kısa ömürlü yüksek potansiyel enerjili aktifleşmiş kompleks oluşur.

Aktifleşmiş kompleks durumunda elektron bulutları ve çekirdekleri arası itme kuvvetleri çekme kuvvetinden fazladır.

Bu nedenle kararlı değildir. Kararlı hale geçmek için iki yol vardır.

1.Başlangıçtaki maddelere dönüşmek

2.Ürün oluşturmaktır.

Ürün oluşumu durumunda, A-B bağları kısılarak kuvvetlenir, aktifleşmiş kompleksin potansiyel enerjisi azalır, ürün moleküllerinin kinetik enerjisi artar.

Özetle, bir kimyasal gerçekleşebilmesi için taneciklerin;

a)Çarpışmaları

b)Uygun bir yönelim göstermeleri

c)Aktivasyon enerjisi duvarını aşabilmeleri için yeterli kinetik enerjiye sahip olmaları gerekir.
AKTİVASYON ENERJİSİ(EA)

İster endotermik, ister ekzotermik olsun tüm tepkimeleri başlatmak için mutlaka enerjiye ihtiyaç vardır. Bu enerji aktivasyon enerjisidir.Çarpışma teorisi ve geçiş hali teorisinde tanımlanan aktivasyon enerjisi, reaksiyona giren maddeleri aktifleşmiş kompleks haline getirmek için gerekli olan enerjiye denir.

Aktivasyon enerjisi tepkimeye giren maddelerin iç enerjisini yükselterek onları daha aktif hale getirmektir. Aktivasyon enerjisi verilmedikçe termodinamik olarak olası bir tepkime yürümez.

Bu enerji, bağlarının zayıflatılması ya da koparılması, itme kuvvetlerini yenip moleküllerin birbirlerine yaklaştırılması gibi işlemler için harcanır. Aktifleşme enerjisi tepkime vermek üzere çarpışan taneciklerin kinetik enerjilerinden sağlanır.

Aktivasyon Enerjisinin Özellikleri

1.Değeri her zaman pozitiftir.

2.Değeri ancak katalizörle düşer.

3.Reaktiflerin cinsine bağlı olarak değişir.

4. Reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonunu artırmakla da sağlanır.

5.Sıcaklıkla değişmez.

6.Değeri yüksek olan tepkimeler, bu enerjiye sahip taneciklerin sayısı az olduğundan, yavaş gerçekleşir.

Aktivasyon enerjisi ne kadar büyük ise reaksiyon hızının sıcaklığa bağlılığı da o denli önemlidir. Küçük aktivasyon reaksiyonların hızları, artan sıcaklıkla hafif ölçüde artar. Büyük aktivasyon enerjili reaksiyonların hızları ise sıcaklığa çok fazla bağlılık gösterir.
REAKSİYON HIZI

• REAKSİYON HIZI

Birim zamanda reaksiyona girenlerin yâda ürünlerin miktarlarındaki değişmeye reaksiyon hızı denir.


N2 + 3H2 2→NH3 reaksiyona göre;


Hızlar arasındaki ilişki
Potansiyel Enerji Tepkime Koordinatı Grafikleri


Bir tepkimenin gerçekleşebilmesi için, reaksiyona giren moleküller çarpışmalıdır.

Her çarpışma reaksiyonla sonuçlanmaz, uygun çarpışma olması gerekir. Çarpışan moleküllerin belirli bir enerjiye sahip olmaları gerekir. Bu enerji reaksiyonunun gerçekleşebilmesi için gerekli olan minimum enerjidir. (Aktifleşme enerjisidir.)

Grafiğin yorumu

Reaksiyona girenlerin enerjisi 0 k.kal’dir.

Ürünlerin enerjisi -50 k.kal’dir.

Eai = 70 k.kal Eag = 120 k.kal’dir. ∆ H = -50 k.kal’dir.

∆H = Eai - Eag

Yüksek sıcaklıkta girenler kararlıdır. Düşük sıcaklıkta ürünler kararlıdır.

Hız İfadesi ve Hıza Etki Eden Faktörler

Tek kademede gerçekleşen bir reaksiyonun hızı reaksiyona girenlerin derişimlerine göre yazılır. Her reaksiyonun aktifleşme enerjisi farklı olacağından her reaksiyon için farklı bir sabit kullanılmalıdır.


N2(g) + 3H2(g) 2→NH3(g)

V = k. [N2] . [H2]3

2X(g) + Y(s)  Z(g) + T(k)

V= k . [X]2

Not: Katı ve saf sıvıların derişimleri sabit olduğundan hız ifadesinde yazılmazlar.
k: Her reaksiyon için farklı olan bir sabittir.

Derişim: Reaksiyonagiren maddelerin derişimleri değiştirilirse hız da değişir.

Basınç - Hacim : Basıncın değişmesi hacmin değişmesine bağlı olarak düşünülmelidir. Hacim değişirse reaksiyona giren tüm madde derişimleri değişeceğinden hız da değişir.



Katalizörler bir tepkimeyi başlatamazlar, başlamış tepkimeyi durduramazlar. Tepkimenin yönünü değiştiremezler, ürün miktarına etki etmezler, tepkimenin H’ını değiştiremezler. Ancak; tepkimenin aktifleşme enerjisini değiştirirler, k sabitini değiştirirler ve tepkimenin mekanizmasını değiştirebilirler.
Not : Canlı organizmalarda katalizör görevi yapan enzimler vardır, bu arada reaksiyonu yavaşlatan inhibitörler vardır.

Temas Yüzeyi : Reaksiyona giren katı yada sıvıların temas yüzeyini arttırmak, reaksiyonun hızlanmasına sebep olur. Temas yüzeyini arttırmak derişimleri değiştirmeyeceğinden k sabitinin değişmesine sebep olur.

Maddenin Cinsi

İyon reaksiyonları diğer reaksiyonlara göre daha hızlı gerçekleşir. Organik reaksiyonlar diğer reaksiyonlara göre daha yavaş gerçekleşir. Reaksiyona giren madde çeşidi ve katsayı arttıkça reaksiyon daha yavaş gerçekleşir.

Kademeli (Mekanizmalı) Reaksiyon Hızı

Bir tepkime tek basamakta değil de birden fazla basamakta oluşuyorsa böyle tepkimelere kademeli reaksiyonlar denir. Kademeli reaksiyonlarda her basamağın kendine göre bir hızı vardır. Ancak net reaksiyonun hızını en yavaş kademe belirler.
Örnek

Kademeli olarak yürüyen OCl– + I → OCl– + H2O

H→OCl + OH– (hızlı)

I– + HOCl → HOI + Cl– (yavaş)

HOI + OH– → H2O + OI– (hızlı)

şeklindedir.
Aşağıdaki soruları yanıtlayınız?

a. Ara ürünler hangileridir?

b. Katalizör hangi maddedir?

c. Reaksiyonun hız denklemi nasıldır?

d. Ortama saf H₂O ilave edilirse hız nasıl değişir?

Çözüm

Ara ürün reaksiyonun birisinde ürün iken diğerinde reaktif konumun da olan maddelere denir. HOCl, OH–, HOI ara üründür.

Katalizör reaksiyona girip değişikliğe uğramadan çıkan maddelere denir.
H2O katalizördür.

Kademeli reaksiyonlarda hız denklemi yavaş basamağa göre yazılır.

Hız denklemi  = k. [I–] . [HOCl] dir.

Kademeli reaksiyonlarda hızı, yavaş basamaktaki maddelerin derişimlerinin değiştirilmesi sonucunda değişir. Ancak saf H2O ilavesi çözeltisinin hacmini artıracağından yavaş basamaktaki I– ve HOCl derişimleri azalır ve hız küçülür.

Hızın Takip Edilmesi ve Ölçülmesi

Renk değişimi olan reaksiyonlarda renk değişimiyle hız takip edilebilir. İyon reaksiyonlarında elektrik iletkenliği ölçülerek hız takip edilebilir.

Gaz reaksiyonlarında ise reaksiyon giren mol sayısı ürünlerin mol sayısından farklı ise basınç değişimiyle ölçülebilir.
TEPKİME HIZINA ETKİ EDEN FAKTÖRLER

Katalizörün Tepkime Hızına Etkisi:

Önce katalizörü tanımlayalım.

Katalizör : başlamış olan bir kimyasal tepkimeye eklendiğinde tepkimenin hızını değiştirip tepkime sonunda kendisi hiç değişikliğe uğramış gibi açığa çıkan maddelere katalizör denir.

  Tepkimenin hızını artıran katalizörlere “aktivatör” ya da “pozitif katalizör” denir.

  Aktivatörler tepkimenin aktifleşme enerjisini düşürerek tepkimeyi hızlandırırlar.

  İnhibitörler tepkimenin aktifleşme enerjisini artırarak tepkimenin yavaşlamasına sebep olur.

   Katalizörler kirlenebilir. Bu durumda ya değiştirilmeleri ya da temizlenmeleri gerekir.

  Aktivatörlere aynı zamanda katalizör de denir.

   Caddelerdeki alt ve üst geçitler birer inhibitördür. Köprüler, tüneller ise birer aktivatördür.

Katalizörlerin Özellikleri

1.   Tepkimeyi başlatmazlar.

2 Tepkimenin yönünü değiştirmezler.

3.   Tepkimenin entalpisine (∆H) etki etmezler.

4.   Tepkime sonunda değişikliğe uğramamış gibi açığa çıkarlar.

5.   Tepkimedeki madde miktarlarına etki etmezler.

6.   Tepkimenin ileri ve geri aktifleşme enerjilerini aynı oranda değiştirirler.

7.   Tepkimenin hızını değiştirirler.

8.   Mekanizmalı tepkimelerde en yavaş adımda etkilidir

Hız Yasası

aA + bB

gG + hH eklindeki bir denklemde;

a, b,…denkleştirilmiş eşitliğin stokiyometrik katsayılarıdır. Böyle bir denklem için tepkime = k[A]^m[B] ⁿ ile ifade edilir. Burada [A], [B] tepken molariteleri, m, n

ise genelde küçük tamsayılardır. a, b de₣erleri ile ilgisi yoktur.

Yukarıdaki denkleme göre m = 1 ise tepkime A’ya göre birinci derecedendir denir.

n = 2 ise tepkime B’ye göre ikinci dereceden bir denklemdir denir. Tepkimenin

toplam derecesi ise tüm üslerin m + n + …. toplamıdır.

Sıfırıncı derceden bir tepkimenin hız e itli₣inde üstler toplamı “0” ‘a e ittir.

m+n+… = 0

A ürünler

Tepkime hızı = k[A]0= k = sabit

Birinci dereceden bir tepkimenin hız e itli₣inde üstler toplamı “1” e e ittir.

m+n+… = 1

Bu tür tepkimelerde genelde tek bir tepken ürünlere dönü ür.

Tepkime hızı = k [A]1

İkinci dereceden bir tepkimenin hız e itli₣inde üstler toplamı “2” ye e ittir.

m+n+… = 2

Tepkime hızı = k[A] 2

Yalancı (Pseudo) birinci dereceden tepkimelerde tepkime kinetiğini basitleştirmek

için, tepkimenin daha düşük dereceli tepkimeler gibi davranmaları sağlanır. Tepkenlerden birinin deri imi sabit tutularak, birinci dereceden mi gibi davranması sağlanan ikinci dereceden tepkimelere yalancı birinci dereceden tepkimeler denir. İyodürün persülfatla oksidasyonunda reaksiyon hızını ikinci mertebeden olan ilk kademe belirler. İkinci mertebeden olan ilk kademe, iyodür konsantrasyonunu persülfat konsantrasyonuna göre çok fazla alınarak birinci mertebeye indirilebilir.

Yalancı birinci mertebeden olan reaksiyonun hız sabitini, reaksiyon sonunda olu an

iyodu belirli zaman aralıklarında tiyosülfat ile titre ettikten sonra 2,303log(a/a-x) ile t

arasında çizilen grafiğin e₣iminden bulabiliriz.
Sıcaklığın Reaksiyon Hızına Etkisi (Aktivasyon Enerjisi)

Arrhenius’a göre bir tepkimenin başlayabilmesi için reaksiyona giren bileşenlerin sahip olması gereken minimum enerjiye aktivasyon enerjisi denir. Yani aktivasyon enerjisi olmayan bileşiklerin tepkimeye girmeleri beklenemez.

Bir reaksiyonun sıcaklığının10°C artmasıyla reaksiyonun hızının 2-3 kat arttığı deneysel olarak bulunmuştur. Burada reaksiyon hızının artması moleküllerin aktivasyon enerjinin artmasıyla orantılıdır.
Bir reaksiyonun sağa ve sola olan reaksiyon hızları birbirine eşit olmalıdır.


Denge sabitinin sıcaklıkla değişimi şu şekilde açıklanabilir.

Hız sabiti ( k ) ile sıcaklık arasındaki bağıntı Arrhenius denklemi ile açıklanır.

k  =   A. e^{-Ea / Rt}

ln k₁ = ln A . –Ea / RT

ln k₂ = ln A . –Ea / RT

ln ( k₁ / k₂ ) = Ea / R x [ ( 1/T₂) – (1/T₁) ]

ln k ‘ya karşı çizilen 1 / T grafiğinin eğimi – Ea / R ifadesini verir.

Ea = Aktifleşme Enerjisi (J/mol)

R = ideal gaz sabiti 8.31 J/(Kmol)

T = sıcaklık (kelvin K)

k= Reaksiyon hız sabiti

Örnek

300 K hız sabiti k= 2.6x10^-8 L/(mol. s) ve 400 K de k = 4,9x10^-4 L/(mol. s) olan



Tepkimesinin aktivasyon enerjisi nedir?

log (k₂ / k₁) =[ Ea /(2.303 RT)] x [(T2-T1)/ (T1 x T2)]

Ea = ( 2.303R )x [ (T1 x T2) / (T2-T1)/] x log (k₂ / k₁)

Ea = 2.303 x 8.31( J/Kmol) [(300K x 400K) / (400K-300K)] log 4,9x10^-4 L/(mol.s)/ 2.6x10^-8 L/(mol.s)

Ea = 98.000 J/ mol

Bir kimyasal tepkimede sıcaklık artırılırsa tepkimeye giren tüm taneciklerin kinetik enerjileri ve hızları artar. Bu durumda aktifleşmiş komplekse ulaşan tanecik sayısı artar. Bunun soncu olarak aktifleşmiş kompleksteki etkin çarpışma sayısı artar. böylece de tepkime hızı artmış olur. Kısaca her hangi bir tepkimede sıcaklık artarsa tepkime hızı artar.

Bu olayı bir de grafik ile inceleyelim:





Grafikten de görüldüğü gibi eşik enerjisinden sonra T₁ sıcaklık eğrisinin altında kalan alan (etkin tanecik sayısını verir) en az T₃ teki alan en fazladır. Bu durumda sıcaklıklar arasında  T₃ > T₂ > T₁ ilişkisi vardır. Tepkime hızı da sıcaklık ile doğru orantılı olacağından T₃ teki tepkime hızı en fazla, T₁ deki tepkime hızı en azdır.
DENEYİN YAPILIŞI

İlk olarak deneye başlamadan önce aşağıdaki çözeltiler hazırlanır.

• 
  250 ml 0,5 N H2SO4 çözeltisi
  
• 
  100 ml % 5 lik KI çözeltisi
  
• 
  250 ml 0,2 N Na2S2O3 çözeltisi
  
• 
  Nişasta belirteci
  
• 
  % 2 lik H2O2 çözeltisi
  

1. Daha sonra 10 ml 0,5 N H2SO4 çözeltisi, 20 ml % 5’lik KI ve 1 ml nişasta erlene koyulur.

2.İkinci bir erlene 20 ml 0,2 N’lik tiyosülfat ve 20 ml % 2 lik H2O2 koyulur.

3.Her iki erken belli sıcaklıktaki sabit sıcaklık banyosuna koyulur ve banyonu sıcaklığını alana dek beklenir. İkinci erlen birinci erlene hızlıca aktarılır ve kronometre çalıştırılır. Mavi rengin görülmesi için geçen süre kaydedilir.

4.Aynı işlem farklı sıcaklıklar için yinelenir.

5.Elde edilen verilerden aktivasyon enerjisi bulmak için lnt ye karşı 1/T grafiği çizilir ve grafiğin eğiminden aktivasyon enerjisi bulunur.

Eğim= Ea/R=1,735*8,314

Ea =14,42 olarak bulunur.

Deneyde meydan gelen reaksiyonlar;

2HI + H₂O_{2  →} 2H₂O + I₂

HI + H₂O_{2  →}HIO + H₂O (Yavaş)

HI + HIO  _→ I₂  + H₂O  (Hızlı)

[HI] /dt: 0

I_{2  +} 2Na₂S₂O_{7 →}2NaI ₊ Na₂S₄O₆

2NaI ₊ H₂SO_{4 →}NaHSO_{4 +} 2HI

T ( ◦ C )	t ( sn )	1/ T (K)	lnt
17	64,2	3,448*10-3	4,16
25	15,76	3,355*10-3	2.75
29	2	3,331*10–3	0,69

Grafiğin eğiminden aktivasyon enerjisi bulunur.

Eğim= Ea/R=1,735*8,314

Ea =14,42 olarak bulunur.
SONUÇ VE YORUM

Yaptığımız deneyde sodyum tiyosülfat ile hidrojen peroksidin (H₂O₂) arasındaki tepkimeyi sıcaklık bağımsız değişkenine bağlı gelişen tepkime hızlarını incelendi. Deneysel verilerden lnt ye karşı 1/T grafiği çizilir ve grafiğin eğiminden aktivasyon enerjisi bulunur.

Eğim= Ea/R=1,735*8,314=14,42 olarak bulunur.

Tepkimelerden de görüldüğü gibi sıcaklık tepkime hızını arttıran bir niceliktir. Çünkü tepkimeye giren taneciklerin aktivasyon enerjisini aşması için bir kinetik enerjiye sahip olması gerekir, işte sıcaklık artışı taneciklerin bir an önce aktifleşmesini sağlayan bir unsurdur. Deneyde belirli değerde sıcaklık değişimi için ortalama  çarpanı kadar bir hız artışı gözlendi. Bizim yaptğımız deneyin tepkimesi yalancı birinci derecedendir. Yalancı birinci dereceden tepkimelerde tepkime kinetiğini basitleştirmek için, tepkimenin daha düşük dereceli tepkimeler gibi davranmaları sağlanır. Tepkenlerden birinin derişimi sabit tutularak, birinci dereceden mi gibi davranması sağlanan ikinci dereceden tepkimelere yalancı birinci dereceden tepkimeler denir. Deneyimizde HI katalizör görevi görmekte ve girdiği gibi çıkmaktadır, bu nedenle derişiminin sabit olduğu kabul edilmektedir.