Podstawy Chemii Nieorganicznej

Ć

wiczenia laboratoryjne

kod kursu:

CHC 0120

SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH

Opracowanie: Piotr Drożdżewski

WPROWADZENIE

Badanie szybko

ś

ci reakcji chemicznych nale

ż

y do działu chemii zwanego kinetyk

ą

che-

miczn

ą

. Dział ten obejmuje równie

ż

badanie wpływu ró

ż

nych czynników na szybko

ść

danej reakcji

oraz szczegółowe poznanie jej przebiegu (mechanizmu).

Zgodnie z powszechnym znaczeniem poj

ę

cia szybko

ś

ci, w przypadku reakcji chemicznej

wielko

ść

ta jest okre

ś

lona poprzez zmiany liczno

ś

ci reagentów w stosunku do czasu w którym te

zmiany nast

ę

puj

ą

. Praktycznie oznacza to,

ż

e dla wyznaczenia szybko

ś

ci okre

ś

lonej reakcji trze-

ba ustali

ć

ile moli wybranego substratu reaguje w jednostce czasu lub ile moli którego

ś

z produk-

tów powstaje w tym samym czasie. Definicja ta mo

ż

e jednak doprowadzi

ć

do tego,

ż

e konkretna

warto

ść

szybko

ś

ci reakcji b

ę

dzie zale

ż

e

ć

od wyboru reagenta którego zmiany liczno

ś

ci zostan

ą

wzi

ę

te do obliczenia szybko

ś

ci. Problem ten mo

ż

na zilustrowa

ć

na przykładzie prostej reakcji:

2 H

2

+ O

2

= 2 H

2

O

Je

ż

eli przybli

ż

ona szybko

ść

powy

ż

szej reakcji zostanie wyznaczona na podstawie liczby moli tle-

nu (

∆

nO

2

) zu

ż

ywanego w czasie

∆

t:

v

1

=

−

∆

nO

2

/

∆

t (1)

to warto

ść

ta b

ę

dzie dwukrotnie mniejsza od szybko

ś

ci wyznaczonej ze wzrostu liczno

ś

ci wody:

v

2

=

∆

nH

2

O /

∆

t (2)

Powy

ż

sza ró

ż

nica wynika z faktu,

ż

e w okre

ś

lonym, tym samym czasie, z jednego mola tlenu po-

wstaj

ą

dwa mole wody. Problem ten mo

ż

na usun

ąć

dziel

ą

c wyra

ż

enie na szybko

ść

reakcji

∆

n

i

/

∆

t

przez współczynnik stechiometryczny

ν

i

reagenta u

ż

ytego do jej wyznaczenia. Szybko

ść

reakcji

b

ę

dzie wtedy okre

ś

lona jednoznacznie jako:

v =

∆

n

i

/

ν

i

∆

t (3)

co w przypadku reakcji syntezy wody daje nast

ę

puj

ą

ce zale

ż

no

ś

ci:

v =

−

∆

nO

2

/

∆

t =

−

∆

nH

2

/ 2

∆

t =

∆

nH

2

O /2

∆

t (4)

Znak minus pojawił si

ę

w równaniach (1) i (4) z tego powodu,

ż

e liczno

ś

ci substratów malej

ą

w

miar

ę

upływu czasu i wielko

ś

ciom tym (np.

∆

nO

2

i

∆

nH

2

) przypisuje si

ę

warto

ść

ujemn

ą

, dla od-

ró

ż

nienia od wzrostu liczno

ś

ci produktów (np.

∆

nH

2

O), które to wyra

ż

enia przyjmuje si

ę

jako do-

datnie.

2

Dokładne zdefiniowanie szybko

ś

ci reakcji wymaga zastosowania rachunku ró

ż

niczkowego

czyli zast

ą

pienia wyra

ż

e

ń

∆

n

i

/

∆

t przez dn

i

/dt co daje

v = dn

i

/

ν

i

dt (5)

W równaniu (5), iloraz dn

i

/

ν

i

okre

ś

la si

ę

jako zmian

ę

post

ę

pu reakcji d

ξ

, którego warto

ść

jest dla

wszystkich reagentów jednakowa, a szybko

ść

reakcji mo

ż

na wtedy zdefiniowa

ć

jako stosunek

zmiany post

ę

pu reakcji do czasu w którym ta zmiana nast

ą

piła.

v = d

ξ

i

/ dt (6)

Je

ż

eli reakcja zachodzi w stałej obj

ę

to

ś

ci, to zmiany liczno

ś

ci reagentów dn

i

(lub

∆

n

i

) s

ą

propor-

cjonalne do zmian st

ęż

e

ń

molowych dc

i

(

∆

c

i

) i szybko

ść

reakcji mo

ż

na wyznaczy

ć

z wyra

ż

enia:

v = dc

i

/

ν

i

dt

≈

∆

c

i

/

ν

i

∆

t (7)

Reakcja chemiczna jest rezultatem wielu elementarnych reakcji zachodz

ą

cych pomi

ę

dzy

poszczególnymi atomami czy cz

ą

steczkami. Ka

ż

da elementarna reakcja wymaga uprzedniego

zderzenia si

ę

bior

ą

cych w niej udział cz

ą

stek (atomów, cz

ą

steczek, jonów). Szybko

ść

reakcji za-

le

ż

y wi

ę

c od liczby zderze

ń

a ta od st

ęż

e

ń

reagentów c

i

. Przedstawia to równanie kinetyczne o

ogólnej postaci:

v = k c

A

α

·

c

B

β

· · · (8)

Wykładniki pot

ę

gowe

α

,

β

nosz

ą

nazw

ę

rz

ę

du reakcji wzgl

ę

dem odpowiednich reagentów A, B,

natomiast suma

α

+

β

+ · · · daje ogólny rz

ą

d reakcji. Współczynnik k jest okre

ś

lany jako stała

szybko

ś

ci reakcji.

Nie wszystkie zderzenia cz

ą

stek ko

ń

cz

ą

si

ę

ich przereagowaniem. Aby było to mo

ż

liwe,

zderzaj

ą

ce si

ę

cz

ą

stki musz

ą

mie

ć

na tyle du

żą

energi

ę

by mogły pokona

ć

odpychanie ich chmur

elektronowych i zbli

ż

y

ć

si

ę

do siebie tak blisko aby utworzy

ć

jedn

ą

du

żą

cz

ą

stk

ę

zwan

ą

komplek-

sem aktywnym. Energi

ę

t

ą

, okre

ś

lon

ą

dla jedne-

go mola substancji i mierzon

ą

wzgl

ę

dem prze-

ci

ę

tnej w danych warunkach energii substratów,

nazywa si

ę

energi

ą

aktywacji, E

a

. W kompleksie

aktywnym zachodzi cz

ęś

ciowe przegrupowanie

elektronów prowadz

ą

ce do utworzenia nowych

wi

ą

za

ń

chemicznych kosztem osłabienia innych,

wyst

ę

puj

ą

cych w substratach. Kompleks aktywny

jest bardzo nietrwały i szybko rozpada si

ę

na

produkty reakcji lub te

ż

z powrotem na substraty.

Fakt istnienia energii aktywacji objawia si

ę

cz

ę

sto

jako konieczno

ść

zainicjowania reakcji np.

podczas zapalania gazu energia aktywacji po-
chodzi od zapalonej zapałki lub iskry elektrycznej.

W miar

ę

wzrostu temperatury ro

ś

nie ener-

gia wszystkich cz

ą

stek, co powoduje wzrost liczby zderze

ń

aktywnych ko

ń

cz

ą

cych si

ę

reakcj

ą

, a

tym samym wzrost szybko

ś

ci reakcji. Według przybli

ż

onej reguły, podwy

ż

szenie temperatury o 10

K powoduje 2

÷

4 krotny wzrost szybko

ś

ci reakcji. W równaniu kinetycznym reakcji (8) wpływ tem-

peratury uwzgl

ę

dnia si

ę

poprzez temperaturow

ą

zale

ż

no

ść

stałej szybko

ś

ci reakcji.

Substraty

Produkty

Kompleks aktywny

E

a

E

a’

∆

H

r

Droga reakcji

E

Przebieg energetyczny reakcji egzotermicznej.
E

a

– energia aktywacji,

∆

H

r

– energia reakcji

E

a’

– energia aktywacji reakcji

odwrotnej

3

Prawdopodobie

ń

stwo zderzenia si

ę

cz

ą

stek prowadz

ą

ce do utworzenia kompleksu aktyw-

nego jest tym mniejsze im wi

ę

ksza liczba cz

ą

stek musi wzi

ąć

w nim udział. Praktycznie obserwuje

si

ę

reakcje w których nast

ę

puj

ą

jednoczesne zderzenia co najwy

ż

ej trzech cz

ą

stek – jest to reak-

cja elementarna trójcz

ą

steczkowa. Bardziej prawdopodobne s

ą

reakcje dwucz

ą

steczkowe, znane

s

ą

tak

ż

e reakcje jednocz

ą

steczkowe, których szybko

ść

zale

ż

y od okre

ś

lonych przemian energe-

tycznych wewn

ą

trz cz

ą

steczek. Je

ż

eli z równania stechiometrycznego wynika,

ż

e w reakcji po-

winna wzi

ąć

udział wi

ę

ksza liczba cz

ą

steczek, to reakcja taka przebiega w kilku etapach z których

ka

ż

dy jest jedn

ą

z wy

ż

ej wymienionych reakcji elementarnych. Poznanie wszystkich etapów po-

zwala na ustalenie pełnego mechanizmu reakcji.

Przemiana substratów w produkty mo

ż

e przebiega

ć

ró

ż

nymi drogami, według ró

ż

nych me-

chanizmów reakcji. Z mo

ż

liwo

ś

ci tej korzysta si

ę

szczególnie wtedy, gdy reakcja przebiega zbyt

wolno, lub z mał

ą

wydajno

ś

ci

ą

żą

danego produktu. Wprowadzenie do reakcji specyficznej sub-

stancji zwanej katalizatorem zmienia jej mechanizm przez co obni

ż

a si

ę

energia aktywacji i wzra-

sta szybko

ść

. Prostym przykładem mo

ż

e tu by

ć

reakcja samorzutnego rozkładu nadtlenku wodo-

ru:

2 H

2

O

2

= 2 H

2

O + O

2

Reakcja ta przebiega wolno, o czym

ś

wiadczy fakt,

ż

e roztwór nadtlenku wodoru wyra

ź

nie traci

swoje wła

ś

ciwo

ś

ci dopiero po dłu

ż

szym czasie. Je

ż

eli jednak doda si

ę

do tego roztworu jonów

jodkowych, nadtlenek wodoru rozkłada si

ę

prawie natychmiast, przy czym proces ten zachodzi w

dwóch etapach. Etap pierwszy to redukcja nadtlenku wodoru do wody przy jednoczesnym utle-
nianiu jonów jodkowych do jodanowych(I). W drugim etapie jony jodanowe(I) redukuj

ą

si

ę

z po-

wrotem do jodkowych utleniaj

ą

c przy tym kolejn

ą

porcj

ę

nadtlenku wodoru do gazowego tlenu (z

wydzieleniem wody).

Reakcje powy

ż

sze ilustruj

ą

istotn

ą

cech

ę

katalizatora jak

ą

jest fakt,

ż

e nie zu

ż

ywa si

ę

on w czasie

reakcji. Katalizator mo

ż

e by

ć

w tej samej fazie co reagenty (kataliza homogeniczna) lub w innej

fazie (kataliza heterogeniczna). W tym drugim przypadku katalizator przewa

ż

nie jest substancj

ą

stał

ą

, a reakcja przebiega pomi

ę

dzy substratami zaadsorbowanymi na jego powierzchni. Szyb-

ko

ść

reakcji zale

ż

y w takich przypadkach nie tylko od poprzednio przedstawionych czynników

(st

ęż

enia, temperatura), lecz tak

ż

e od wielko

ś

ci powierzchni katalizatora oraz od szybko

ś

ci dyfuzji

substratów do katalizatora oraz dyfuzji produktów od powierzchni katalizatora w gł

ą

b mieszaniny

reakcyjnej.

Reakcje z udziałem katalizatorów wyst

ę

puj

ą

powszechnie w funkcjonowaniu organizmów

ż

ywych.

Specyficzne białka - enzymy pełni

ą

rol

ę

biokatalizatorów wielu procesów fizjologicznych (np. kata-

laza katalizuje wy

ż

ej przedstawiony rozkład nadtlenku wodoru). W wielu enzymach istotn

ą

rol

ę

pełni

ą

jony metali, stanowi

ą

ce aktywne centra na których zachodz

ą

katalizowane reakcje.

Istniej

ą

tak

ż

e substancje zwane inhibitorami, które spowalniaj

ą

szybko

ść

reakcji. Stosuje si

ę

je w

przypadkach kiedy zachodzi konieczno

ść

powstrzymania niekorzystnych procesów chemicznych

jak np. korozji metali i innych materiałów.

4

LITERATURA:

1. Biela

ń

ski, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN 2001.

2. K.Skudlarski (Red.) Podstawy chemii.

Ć

wiczenia laboratoryjne, Wydawnictwo P.Wr. 1982.

3. I. Barycka, K. Skudlarski, Podstawy chemii, Oficyna Wydawnicza Politechnika Wrocławska, 2001.

Pytania kontrolne:

1. Czym zajmuje si

ę

kinetyka chemiczna?

2. Jak definiuje si

ę

szybko

ść

reakcji chemicznej?

3. Jaki jest wpływ temperatury na szybko

ść

reakcji chemicznej?

4. Co to jest rz

ą

d reakcji?

5. Od jakich dodatkowych czynników zale

ż

y szybko

ść

reakcji chemicznej w układzie heterogenicznym?

6. Dlaczego nie wszystkie zderzenia cz

ą

stek substratów ko

ń

cz

ą

si

ę

ich przereagowaniem?

7. Co to jest kompleks aktywny i jaka jest jego energia w stosunku do

ś

rednich energii substratów i pro-

duktów?

8. Jakie s

ą

wzgl

ę

dne energie substratów i produktów w reakcjach egzo- i endotermicznych?

9. Jakie s

ą

podstawowe cechy katalizatora?

10. Jaki jest wpływ inhibitora na reakcj

ę

chemiczn

ą

.

5

WYKONANIE DO

Ś

WIADCZE

Ń

Do

ś

wiadczenie 1. Wpływ temperatury na szybko

ść

reakcji

Materiały i odczynniki: 0,001M manganian(VII) potasu (KMnO

4

), 3 M kwas siarkowy(VI)

(H

2

SO

4

), 0,5 M szczawian amonu ( (NH

4

)

2

C

2

O

4

), ła

ź

nia wodna, stoper (zegarek z se-

kundnikiem)

Przygotowa

ć

dwie probówki i gor

ą

c

ą

ła

ź

ni

ę

wodn

ą

(prawie wrz

ą

c

ą

). Do jednej probówki

wla

ć

2 cm

3

0,001 M manganianu(VII) potasu, 10 kropli 3 M kwasu siarkowego i 3 krople

0,5 M szczawianu amonu. Zawarto

ść

probówki szybko wymiesza

ć

, odla

ć

połow

ę

do drugiej

probówki, umie

ś

ci

ć

j

ą

w ła

ź

ni wodnej i rozpocz

ąć

pomiar czasu.

•

Zanotowa

ć

czasy potrzebne do całkowitego odbarwienia roztworów w poszczególnych

probówkach.

•

Zapisa

ć

równanie reakcji (jonowo).

•

Oszacowa

ć

wpływ temperatury na szybko

ść

reakcji redukcji jonów manganiano-

wych(VII) podaj

ą

c ile razy czas potrzebny do odbarwienia roztworu w probówce

ogrzewanej był krótszy od czasu odbarwienia si

ę

roztworu w drugiej probówce.

Do

ś

wiadczenie 2. Wpływ st

ęż

enia reagentów na szybko

ść

reakcji

Materiały i odczynniki: 3 M kwas siarkowy(VI) (H

2

SO

4

), 0,5 M tiosiarczan sodu (Na

2

S

2

O

3

),

stoper (zegarek z sekundnikiem)

Przygotowa

ć

trzy jednakowe probówki. Do pierwszej probówki wla

ć

4 cm

3

wody i 1 cm

3

0,50 M roztworu tiosiarczanu sodu. Do drugiej probówki wla

ć

5 kropli 0,5 M roztworu

Na

2

S

2

O

3

, a do trzeciej 1 kropl

ę

0,5 M roztworu Na

2

S

2

O

3

i uzupełni

ć

wod

ą

obydwie pro-

bówki do obj

ę

to

ś

ci 5 cm

3

. Do wszystkich probówek doda

ć

po 3 krople 3 M kwasu siarko-

wego(VI) i dokładnie wymiesza

ć

roztwory rozpoczynaj

ą

c równocze

ś

nie pomiar czasu, który

upłynie do momentu pojawienia si

ę

zauwa

ż

alnego zm

ę

tnienia w poszczególnych probów-

kach. (zm

ę

tnienie łatwiej mo

ż

na zauwa

ż

y

ć

zagl

ą

daj

ą

c do wn

ę

trza probówki).

•

Zapisa

ć

równanie reakcji rozkładu jonów tiosiarczanowych w

ś

rodowisku kwa

ś

nym.

•

Zrobi

ć

zestawienie „st

ęż

enie – czas reakcji” dla trzech wykonanych eksperymentów.

•

Przyjmuj

ą

c,

ż

e obj

ę

to

ść

pojedynczej kropli wynosi 0,05 cm

3

, oszacowa

ć

wpływ st

ęż

enia

jonów tiosiarczanowych na szybko

ść

reakcji.

6

Do

ś

wiadczenie 3. Wpływ obecno

ś

ci katalizatora lub inhibitora na

szybko

ść

reakcji

Materiały i odczynniki: 5 % roztwór nadtleneku wodoru (H

2

O

2

), 1,0 M kwas fosforowy(V)

(H

3

PO

4

), stały jodek potasu (KI),

ś

rodek pianotwórczy

Do trzech długich probówek wla

ć

po 1 cm

3

5 % roztworu nadtlenku wodoru i po jednej kro-

pli

ś

rodka pianotwórczego. Do pierwszej probówki doda

ć

1 kropl

ę

1,0 M kwasu fosforowe-

go(V), do drugiej probówki doda

ć

szczypt

ę

stałego jodku potasu, po czym wszystkie pro-

bówki umie

ś

ci

ć

w ła

ź

ni wodnej o temperaturze 60-70

o

C (przy tej temperaturze zaczyna by

ć

wyra

ź

nie widoczne parowanie wody).

•

Oszacowa

ć

szybko

ść

rozkładu nadtlenku wodoru obserwuj

ą

c szybko

ść

tworzenia piany

przez wydzielaj

ą

cy si

ę

tlen.

•

Okre

ś

li

ć

charakter dodanych substancji (katalizator, inhibitor) ze wzgl

ę

du na ich

wpływ na szybko

ść

reakcji rozkładu przyjmuj

ą

c,

ż

e trzecia probówka zawieraj

ą

ca

jedynie roztwór nadtlenku wodoru pełni rol

ę

odno

ś

nika.

•

Napisa

ć

reakcj

ę

samorzutnego rozkładu nadtlenku wodoru oraz reakcje zachodz

ą

ce w

obecno

ś

ci katalizatora.

Do

ś

wiadczenie 4. Działanie biokatalizatora

Materiały i odczynniki: 5 % roztwór nadtleneku wodoru (H

2

O

2

), plasterek ziemniaka, mały

przedmiot metalowy (moneta)

Na plasterek ziemniaka poło

ż

y

ć

niewielki metalowy przedmiot (np. monet

ę

) rozgrzany do

około 200

O

C. Po zdj

ę

ciu przedmiotu pola

ć

powierzchni

ę

ziemniaka roztworem nadtlenku

wodoru.

•

Zaobserwowa

ć

rozkład (p

ę

cherzyki tlenu) nadtlenku wodoru katalizowany przez enzy-

my nie uszkodzone działaniem wysokiej temperatury.

Do

ś

wiadczenie 5. Wpływ powierzchni reagentów na szybko

ść

reakcji

Materiały i odczynniki: 2 M kwas solny (HCl), Zn (granulki oraz bardziej rozdrobniony)

Do dwóch probówek wla

ć

po 1 cm

3

2,0 M kwasu solnego. W pierwszej probówce umie

ś

ci

ć

jedn

ą

granulk

ę

cynku, w drugiej porównywaln

ą

ilo

ść

(w sensie masy) opiłek lub wiórków

cynku.

•

Porówna

ć

szybko

ść

reakcji roztwarzania cynku w obu probówkach obserwuj

ą

c inten-

sywno

ść

wydzielania gazowego wodoru.

•

Napisa

ć

zachodz

ą

ca reakcj

ę

.

Do

ś

wiadczenie 6. Katalityczne utlenianie metanolu do metanalu (pokaz)

7

Materiały i odczynniki: metanol (CH

3

OH), siatka platynowa

Do zlewki o pojemno

ś

ci 250 cm

3

wla

ć

około 10 cm

3

metanolu. Rozgrza

ć

siatk

ę

platynow

ą

w utleniaj

ą

cym płomieniu palnika do czerwono

ś

ci, wyj

ąć

z płomienia i w momencie gdy

przestanie

ś

wieci

ć

, wło

ż

y

ć

do zlewki i przytrzyma

ć

2

÷

3 cm nad powierzchni

ą

cieczy w

zlewce. Po chwili siatka powinna si

ę

roz

ż

arzy

ć

ponownie pod wpływem ciepła reakcji utle-

niania metanolu (alkoholu metylowego) do metanalu (aldehydu mrówkowego). Nad zlewk

ą

powinien by

ć

wyczuwalny zapach aldehydu.

•

Napisa

ć

reakcj

ę

katalitycznego utleniania metanolu tlenem z powietrza.

Do

ś

wiadczenie 7. Wyznaczanie stałej szybko

ś

ci reakcji

Materiały i odczynniki: 0,01 M siarczan(IV) sodu (Na

2

SO

3

) w 1% roztworze skrobi (roztwór

jest nietrwały i powinien by

ć

przygotowany krótko przed wykonaniem do

ś

wiadcze-

nia), 0,02 M kwas jodowy(V) (HIO

3

), 5 zlewek o pojemno

ś

ci od 50 do 100 cm

3

, stoper

(zegarek z sekundnikiem)

Celem do

ś

wiadczenia jest pomiar szybko

ś

ci reakcji utleniania jonów siarczanowych(IV) przez

jony jodanowe(V). Proces ten przebiega w dwóch etapach:

Etap I: jony siarczanowe(IV) s

ą

utleniane do siarczanowych(VI) przez jony jodanowe(V) które re-

dukuj

ą

si

ę

do jonów jodkowych. Reakcja ta przebiega powoli.

Etap II: w

ś

rodowisku kwa

ś

nym, jony jodkowe s

ą

utleniane do wolnego jodu przez jony jodano-

we(V) które redukuj

ą

si

ę

tak

ż

e do wolnego jodu. Reakcja ta zachodzi bardzo szybko, a o jej

przebiegu

ś

wiadczy zmiana barwy wywołana powstaj

ą

cym jodem (barw

ę

mo

ż

na dodatko-

wo wzmocni

ć

przez dodanie roztworu skrobi z któr

ą

jod daje kompleks molekularny skro-

bia-I

2

o bardzo intensywnym, niebieskim zabarwieniu).

Poniewa

ż

jony siarczanowe(IV) s

ą

w

ś

rodowisku kwa

ś

nym silniejszym reduktorem od jonów jod-

kowych

wi

ę

c reakcja etapu II nie zachodzi tak długo, jak długo w roztworze s

ą

jeszcze jony siar-

czanowe(IV). W momencie całkowitego zu

ż

ycia jonów siarczanowych(IV) reakcja etapu II zaczyna

biec bardzo szybko, w wyniku czego roztwór w jednej chwili zmienia zabarwienie. Ta efektowna
reakcja nosi nazw

ę

chemicznego zegara, który mo

ż

na „nastawi

ć

” na okre

ś

lon

ą

długo

ść

mierzo-

nego czasu poprzez dobranie odpowiednich st

ęż

e

ń

reagentów, tak jak to wynika z równania (8).

Je

ż

eli do

ś

wiadczenie b

ę

dzie przeprowadzane przy ustalonym st

ęż

eniu jonów siarczanowych(IV)

to szybko

ść

ich utleniania b

ę

dzie zale

ż

e

ć

od st

ęż

enia utleniacza czyli jonów jodanowych(V)

v = k[IO

3

–

]

Je

ż

eli przygotuje si

ę

kilka roztworów, w których zawarto

ść

jonów siarczanowych(IV) b

ę

dzie taka

sama, to zmieniaj

ą

c st

ęż

enie jonów jodanowych(V) mo

ż

na zaobserwowa

ć

ró

ż

ne czasy pojawienia

si

ę

niebieskiego zabarwienia, co

ś

wiadczy o ró

ż

nych szybko

ś

ciach reakcji (czas trwania reakcji

jest odwrotnie proporcjonalny do

ś

redniej szybko

ś

ci reakcji). Konstruuj

ą

c wykres zale

ż

no

ś

ci

ś

red-

niej szybko

ś

ci reakcji V (odwrotno

ść

czasu koniecznego do pojawienia si

ę

barwy) od st

ęż

enia jo-

nów jodanowych(V), mo

ż

na wyznaczy

ć

stał

ą

szybko

ś

ci k z nachylenia otrzymanej prostej.

Wykonanie:

8

Do 5 zlewek wla

ć

podane w tabeli ilo

ś

ci 0,01 M roztworu siarczanu(IV) sodu (roztwór ten

jest 0.1% wzgl

ę

dem skrobi) oraz wody.

St

ęż

enie roztworu podstawowego kwasu jodowego(V) (lub odpowiednio zakwaszonego

kwasem siarkowym(VI) roztworu jodanu(V) potasu) wynosi 0,02 mol/dm

3

.

Roz-

twór

3

SO

2

Na

V

[cm

3

]

O

2

H

V

[cm

3

]

3

HIO

V

[cm

3

]

3

HIO

c

[mol/dm

3

]

Czas reakcji

t [s]

Ś

rednia szybko

ść

re-

akcji V=1/t [s

-1

]

1

6,0

7,0

7,0

2

6,0

8,0

6,0

3

6,0

9,0

5,0

4

6,0

10,0

4,0

5

6,0

11,0

3,0

Zlewk

ę

z roztworem „1” umie

ś

ci

ć

na kartce papieru, przygotowa

ć

si

ę

do pomiaru czasu. W

innej zlewce przygotowa

ć

odpowiedni

ą

obj

ę

to

ść

(według tabeli) 0.02 M roztworu kwasu

jodowego(V). Wla

ć

szybko roztwór kwasu jodowego(V) do zlewki „1” i rozpocz

ąć

pomiar

czasu do chwili pojawienia si

ę

niebieskiego zabarwienia. Zawarto

ść

zlewki cały czas mie-

sza

ć

bagietk

ą

. Post

ę

powanie powtórzy

ć

dla pozostałych roztworów „2”

÷

„5”. Wyniki umie-

ś

ci

ć

w tabeli.

•

Sporz

ą

dzi

ć

wykres zale

ż

no

ś

ci szybko

ś

ci reakcji V od st

ęż

enia jonów jodanowych(V).

Wzdłu

ż

zaznaczonych punktów pomiarowych poprowadzi

ć

prost

ą

tak, aby odchylenie

od niej wszystkich punktów było jak najmniejsze (patrz przykładowy wykres poni

ż

ej).

•

Z wykresu wyznaczy

ć

ś

redni

ą

warto

ść

stałej szybko

ś

ci reakcji (k).

•

W sprawozdaniu umie

ś

ci

ć

zapis jonowy równa

ń

zachodz

ą

cych reakcji.

V

[IO

3

-

]

a

b

b

a

k

=