STUDIA MI
DZYKIERUNKOWE
INŻYNIERIA MECHANICZNA I MATERIAA
OWA
I ROK
Badanie kinetyki rozkładu tiosiarczanu sodu pod wpływem
kationów wodorowych
LABORATORIUM CHEMII
Wprowadzenie
Reakcje chemiczne mogą przebiegać z bardzo różnymi szybkościami. Na przykład, jak
wiemy z poprzednich zajęć dodanie niewielkiej ilości kwasu solnego HCl do roztworu azotanu
srebra AgNO3 powoduje praktycznie natychmiastowe wytrącenie się chlorku srebra AgCl.
Reakcja ta przebiega do końca tak szybko, że nie można nawet prześledzić różnych jej stadiów.
Jeżeli natomiast zmieszamy gazowy wodór i tlen w temperaturze pokojowej, to reakcja
powstawania wody bez udziału katalizatorów przebiega wolno i nie można doświadczalnie
uchwycić jakiejkolwiek zmiany w układzie nawet po wielu latach. Między tymi dwoma
granicznymi przypadkami istnieje wiele reakcji o szybkościach pośrednich zarówno wśród
związków nieorganicznych jak i organicznych.
Reakcje chemiczne można podzielić na dwie grupy ze względu specyfikę układów w
jakich zachodzą, na reakcje homogeniczne oraz reakcje heterogeniczne. Reakcje
homogeniczne zachodzą w obrębie jednej fazy i możemy do nich zaliczyć reakcje zachodzące
w układach gazowych lub w cieczach. Reakcje heterogeniczne zachodzą w układach
wielofazowych, bardzo często na granicy faz. W przypadku reakcji heterogenicznych ich
kinetyka bardzo często uzależniona jest od szybkości transportu reagentów (zarówno substratów
jak i produktów reakcji) poprzez dyfuzję lub konwekcję do miejsca reakcji. Przykładem reakcji
heterogenicznych mogą być reakcje utleniania metali w fazie gazowej, lub katalityczne
dopalanie spalin.
Szybkość reakcji względem reagenta i definiuje się jako zmianę stężenia tego reagenta ci w
jednostce czasu. W przypadku gdy ubywa danego reagenta szybkość reakcji v przyjmuje
wartości ujemne np.:
dci
v
dt
W układach homogenicznych zależność szybkości reakcji od stężenia wyraża tzw.
kinetyczne prawo działania mas (Guldberga-Waagego), które mówi, że szybkość reakcji jest
wprost proporcjonalna do stężenia substratów w odpowiednich potęgach. Dla reakcji:
aA bB... eE ....
prawo działania mas będzie wyrażało równanie:
na nb
k cA cB ... .
Gdzie - to szybkość reakcji, ca, cb  stężenia substratów, k  stała szybkości reakcji zależna np.
od temperatury i obecności katalizatora, na, nb  wyznaczone empirycznie wykładniki potęgowe
przy odpowiednich stężeniach. Wykładniki potęgowe wyrażają rząd reakcji względem
poszczególnych reagentów, zaś suma wszystkich wykładników określa rząd reakcji. Ważne
podkreślenia jest to, że wykładniki na, nb w ogólnym przypadku reakcji złożonych nie muszą być
równe współczynnikom stechiometrycznym a, b w sumarycznym równaniu reakcji. W praktyce
spotykane rzędy reakcji wynoszą najczęściej 1 i 2 rzadziej 3. Spotyka się również reakcje rzędu
zerowego oraz o rzędach ułamkowych.
Kinetyka reakcji homogenicznej pierwszego rzędu.
Reakcję elementarną pierwszego rzędu można przedstawić równaniem:
A B
Szybkość tej reakcji jest proporcjonalna do pierwszej potęgi chwilowego stężenia cA substratu A
co pozwala nam zapisać równanie kinetyczne w formie różniczkowej:
dcA
k cA
r
dt
Rozdzielając zmienne i całkując obustronnie powyższe równanie otrzymujemy:
lncA kt const
stałą całkowania wyznaczamy z warunków początkowych reakcji: dla t = 0, cA= a, stąd:
a
ln kt
cA
czyli:
kt
cA a e
a
Z powyższych równań wynika, że dla reakcji pierwszego rzędu zależność ln w funkcji czasu
cA
t jest liniowa. Z nachylenia prostej względem osi czasu można wyznaczyć stałą szybkości k.
Zależność cA od t ma natomiast charakter wykładniczy.
Kinetyka reakcji drugiego rzędu
Równanie reakcji drugiego rzędu możemy przedstawić równaniem:
A B C
Wyrażenie na szybkość reakcji można opisać następującym wzorem:
dcA dcC
k cA cB
r
dt dt
Jeżeli cA i cB wyrazimy za pomocą ubytku substancji x oraz stężeń początkowych cA0 i cB0 czyli
cA=cA0  x, cB=cB0  x otrzymamy wyrażenie na równanie reakcji drugiego rzędu w innej postaci:
dx
k (cA0 x) (cB0 x)
r
dt
a po scałkowaniu:
1 cB0 (cA0 x)
k ln
t(cA0 cB0 ) cA0 (cB0 x)
Dla szczególnego przypadku gdy cA= cB równanie kinetyczne przyjmuje postać:
dcA 2
k cA
dt
Po scałkowaniu daje to nam:
1
k t const
cA
Przyjmując t=0 i cA=a uzyskujemy const=1/a i po podstawieniu do poprzedniego wzoru i
prostych przekształceniach:
1 1 x
k t k at
(a x) a (a x)
Podobnie jak w przypadku reakcji pierwszego rzędu możliwy jest taki dobór współrzędnych aby
zależność między chwilowym stężeniem cA a czasem reakcji t przedstawić w postaci linii
prostej. Sytuacja taka będzie miała miejsce jeśli dla cA=cB wykreślimy zależność 1/c od t.
Rozkład tiosiarczanu sodu Na2S2O3 pod wpływem kationów wodorowych zachodzi wg
równania: Na2S2O3 2H H2S2O3 2Na S SO2 H2O 2Na
Reakcja ta jest przykładem reakcji dysproporcjonowania, czyli typu reakcji redoks, w której
różne atomy tego samego pierwiastka należące do jednej cząsteczki ulegają jednocześnie
redukcji i utlenianiu. W omawianym procesie reakcje połówkowe możemy zapisać następująco:
2 0
S 2e S 1
2 4
S 2e S 1
a sumarycznie :
2 0 4
2S S S
Cel ćwiczenia:
Zbadanie wpływu stężenia substratów na szybkość reakcji rozkładu Na2S2O3.
Wykonanie
Ćwiczenie będzie polegało na pomiarze czasu potrzebnego do wytrącenia takiej ilości
koloidalnej siarki, że patrząc się przez roztwór zniknie znacznik umieszczony pod zlewką
zawierającą reagujący roztwór. Czas reakcji potrzebny do osiągnięcia tego punktu będzie naszą
miarą szybkości reakcji. Ćwiczenie składa się z dwóch części, w których badany jest wpływ na
szybkość reakcji każdego z substratów reakcji. Badanie wpływu stężenia na szybkość reakcji
będzie polegało na pomiarze czasu reakcji dla czterech różnych stężeń jednego z substratów,
przy stałym stężeniu drugiego substratu.
Pomiar wpływu stężenia tiosiarczanu sodu na szybkość rozkładu.
Do zlewki, w której będzie prowadzona reakcja należy odmierzyć pipetą odpowiednią
objętość roztworu Na2S2O3 i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Objętości Na2S2O3 podane
są w tabeli dostarczonej w trakcie ćwiczeń laboratoryjnych. Przygotować stoper. Drugą pipetą
odmierzyć do plastikowego pojemniczka 10 cm3 roztworu HCl. Reakcję rozpoczynamy
przelewając odmierzoną porcję HCl do zlewki zawierającej roztwór tiosiarczanu sodu
jednocześnie uruchamiając pomiar czasu. Po przelaniu, roztwór należy zamieszać bagietką
szklaną i umieścić na kartce zawierającej wzór do oceny przejrzystości roztworu. Roztwór po
pewnym czasie, zależnym od stężenia reagentów zacznie mętnieć. Obserwując wzór
umieszczony pod zlewką poprzez mętniejący roztwór należy uchwycić moment, w którym wzór
przestanie być widoczny i zmierzyć czas po jakim ten moment nastąpił. Zmierzone czasy należy
zanotować w tabelce. Pomiary dla każdego ze stężeń należy przeprowadzić trzykrotnie.
Każdorazowo po zakończeniu pomiaru należy niezwłocznie wylać zawartość zlewki do zlewu
lub dużej zlewki na odpady. Ułatwi to czyszczenie zlewek przed następnymi pomiarami.
Pomiar wpływu stężenia kwasu chlorowodorowego na szybkość rozkładu.
Pomiary przeprowadza się w sposób analogiczny do przedstawionego powyżej. Najpierw
do zlewki pomiarowej odmierza się pipetą odpowiednią objętość roztworu kwasu. Wartości te
zamieszczone są w tabeli. Objętość roztworu w zlewce uzupełnia się wodą destylowaną do
kreski. Drugą pipetą odmierzamy stałą objętość 10 cm3 roztworu tiosiarczanu sodu i przenosimy
go do plastikowej zlewki. Po zmieszaniu roztworów rozpoczynamy pomiar czasu po jakim
przestanie być widoczny obserwowany wzór. Zmierzone czasy notujemy w tabelce. Pomiary dla
każdego ze stężeń należy przeprowadzić trzykrotnie.
Opracowanie wyników
1. Opisać przeprowadzone doświadczenie i przebieg jego wykonania.
2. Zmierzone czasy reakcji należy zanotować tabeli. Należy obliczyć wartości średnie czasu
reakcji i odchylenia standardowe dla wykonanych pomiarów i umieścić w tabeli.
3. Należy narysować dwa wykresy przedstawiające zależność czasu osiągnięcia punktu
charakterystycznego reakcji od stężenia tiosiarczanu sodu i od stężenia kwasu
chlorowodorowego nanosząc na wykresy słupki błędów dla poszczególnych pomiarów
czasu reakcji.
4. Przeprowadzić dyskusję otrzymanych wyników. Określić jakie są zależności szybkości
reakcji od stężenia substratów. Określić możliwe błędy popełniane podczas pomiarów.
Jakie inne czynniki oprócz stężenia będą miały wpływ na szybkość reakcji?
LITERATURA
1. Chemia fizyczna. Andrzej Staronka, Wydawnictwa AGH, Kraków 1994