Ćwiczenie nr 9
KINETYKA CHEMICZNA.
CZYNNIKI WPA
YWAJ
CE NA SZYBKOŚĆ REAKCJI
CHEMICZNYCH
Kinetyka chemiczna jest naukÄ… zajmujÄ…cÄ… siÄ™ przebiegiem reakcji chemicznych w czasie.
Szybkości reakcji mogą być różne. Niektóre reakcje przebiegają gwałtownie (np. reakcje
wybuchowe). Ta sama reakcja w zależności od warunków fizycznych może przebiegać z różną
szybkością, np. tlen z wodorem w temp. 1100 K łączy się gwałtownie, natomiast w temperaturach
niskich reakcja ta przebiega bardzo wolno (praktycznie nie zachodzi).
Szybkość reakcji chemicznych jest zależna od stężenia substancji reagujących (substratów). Im
stężenie to jest większe, tym większa jest szybkość reakcji, ponieważ liczba zderzeń reagujących z
sobą cząsteczek jest większa. Jeśli przebieg reakcji wyrazimy ogólnym równaniem A + B C, to
szybkość reakcji zmienia się w czasie i zbliża się do zera, gdyż zmniejsza się stężenie substratów (A i
B). Miarą szybkości reakcji chemicznych jest zmiana stężenia substancji reagujących w jednostce
czasu, np. zmiana liczby moli substancji A lub B w jednym decymetrze sześciennym roztworu w
czasie jednej sekundy lub minuty.  Szybkość reakcji można również określić przyrostem masy
produktu w jednostce czasu (w danym przykładzie substancji C).
W stałej temperaturze szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu
stężeń reagujących substancji. Dla reakcji A + B C szybkość reakcji (v) w danej chwili jest
określona równaniem
v=k·CA·CB
gdzie CA i CB  stężenia substratów w danej chwili, k  współczynnik proporcjonalności zwany
współczynnikiem szybkości reakcji lub stalą szybkości reakcji.
Współczynnik k ma określoną wartość dla danej reakcji, jest niezależny od stężenia substancji,
natomiast jego wartość ulega zmianie wraz ze zmianą temperatury oraz przy użyciu katalizatorów.
Jeśli mamy do czynienia z reakcją, w której dwie cząsteczki substancji A reagują z jedną
czÄ…steczkÄ… substancji B:
2A + B C
to szybkość reakcji v wyrażona jako pochodna stężenia względem czasu dC/dt jest określona
równaniem
Znak minus wskazuje, że w czasie przebiegu reakcji stężenia reagujących substancji
malejÄ….
Dla jakiejkolwiek reakcji, której przebieg jest określony wyrażeniem
szybkość reakcji jest wyrażona równaniem
zapisywanym również w formie
Zmianę szybkości reakcji chemicznej w czasie przedstawia wykres na rysunku 1. Oś
odciętych jest osią czasu, oś rzędnych  osią stężenia procentowego
Rys. 1. Zmiana stężenia jednego
z substratów w zależności od czasu
przebiegu reakcji ( dx/dt oznacza
pochodną stężenia względem czasu,
czyli prędkość reakcji w danej chwili)
substancji reagującej (substratu). Reakcja zaczyna się z pewną maksymalną szybkością, gdyż znacznie
zmienia się stężenie w jednostce czasu (krzywa ma kierunek prawie pionowy). Reakcja dobiega do końca z
szybkością zbliżającą się do zera (krzywe przebiegu reakcji są prawie poziome).
W badaniach nad kinetyką reakcji chemicznych bardzo pomocne są wykresy określające szybkość
reakcji danego typu w zależności od wartości stałej k. Na rysunku 2 przedstawiono wykresy dla reakcji
jednocząsteczkowych i dwucząsteczkowych. Zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów została po
raz pierwszy sformułowana przez uczonych norweskich Guldberga i Waagego (1867).
Rys. 2. Wykresy przebiegu reakcji pierwszego rzędu (a) i drugiego rzędu (b) w zależności od wartości stałej
szybkości reakcji
CZYNNIKI WPA
YWAJ
CE NA SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH
Szybkość reakcji chemicznych jest zależna nie tylko od stężenia substratów, lecz również i od
innych czynników. Wpływ tych czynników rozpatrzony zostanie kolejno :
1. Wpływ temperatury
Podwyższenie temperatury w znacznym stopniu zwiększa szybkość reakcji. Wpływ wzrostu
temperatury na szybkość reakcji jest określony przez współczynnik temperaturowy, oznaczany zwykle
symbolem a, charakteryzujący przyspieszenie reakcji przy podgrzaniu układu reagującego o 10 K w
stosunku do temperatury poczÄ…tkowej T
k
T + 10
a =
k
T
gdzie kT  stała szybkości reakcji w temperaturze T, kT+10  stała szybkości reakcji w temperaturze T +10
K.
Klasyczne badania znakomitego fizykochemika holenderskiego van't Hoffa wykazały, że podwyższenie
temperatury o 10 K dla ogromnej liczby reakcji podwaja lub potraja szybkość procesów chemicznych. Im
wyższa jest temperatura, tym więcej jest w układzie cząsteczek aktywnych. Dla większości reakcji
współczynnik temperaturowy jest zawarty w granicach 2 < a < 4. Dla niektórych procesów zachodzących w
organizmach żywych wartość a jest równa siedmiu (procesy biochemiczne).
Zmianę wartości stałej szybkości reakcji k od temperatury określa wzór Arrheniusa (1889)
gdzie H  wielkość nazywana współczynnikiem częstości, R  stała gazowa, T  temperatura, A 
energia molowa aktywacji reakcji, czyli nadwyżka energetyczna, którą muszą uzyskać cząsteczki
substratów, aby powstał aktywny zespół reakcyjny będący stanem przejściowym przed utworzeniem
produktów reakcji.
Im wartość A jest większa, tym trudniej i wolniej zachodzi reakcja. Przemiany o dużej wartości A
wymagają do zapoczątkowania znacznej ilości ciepła. Przemiany o małej wartości molowej energii
aktywacji mają znaczną szybkość reakcji już w zwykłych warunkach.
Nawet w reakcjach egzotermicznych jest potrzebny początkowy wkład energii, aby dostarczyć energii
aktywacji niewielkiemu ułamkowi cząsteczek substratów. Gdy reakcja się rozpocznie, ciepło jest
oddawane i wydzielona energia aktywuje dalsze cząsteczki substratów. W tabeli 1 podano wartości
molowej energii aktywacji dla niektórych reakcji
Tabela 1. Molowe energie aktywacji
Według teorii aktywacji cząsteczkami aktywnymi (wzbudzonymi) są nie tylko cząsteczki o zwiększonej
energii kinetycznej ruchu. Mogą nimi być również cząsteczki, w których elektrony znajdują się na wyższych
niż normalnie poziomach energetycznych, cząsteczki odkształcone o zmienionych odległościach
międzyatomowych oraz cząsteczki o wzmożonych drganiach atomów. Aktywację można osiągnąć nie tylko
przez wzrost temperatury, lecz również przez pochłonięcie energii kwantów świetlnych. Reakcje wywołane
przez aktywację cząsteczek za pomocą promieniowania (reakcje świetlne) przebiegają często bardzo
szybko. Na przykład promieniowanie elektromagnetyczne o małych długościach fal (światło) może
spowodować utworzenie w mieszaninie H2 + Cl2 tylu wolnych aktywnych atomów chloru, że już w
temperaturze pokojowej synteza HCl zachodzi bardzo gwałtownie. Aktywację cząsteczek można wywołać
również przez naświetlanie radiochemiczne, tj. przez zderzenie z cząstkami a, neutronami lub elektronami.
W reakcjach katalitycznych aktywacja cząsteczek może nastąpić na skutek adsorpcji cząsteczek na
powierzchni katalizatora i ich zdeformowania.
Bardziej współczesne teorie kinetyki reakcji (teoria Eyringa absolutnej szybkości reakcji) wiążą stałą
szybkości reakcji z termodynamicznymi własnościami cząsteczek. Rozpatrywane są szczegółowo procesy
zderzenia i związane z nimi zjawiska odkształcania cząsteczek, rozluz
niania wiązań i ich przegrupowy-
wania. Według tych teorii powstają aktywne zespoły reakcyjne, które są nietrwałe i rozpadają się na
produkty reakcji. Zespoły te pozostają w równowadze z substratami. Szybkość rozpadu zespołów na
cząsteczki produktów ma wpływ na szybkość całego procesu.
2. Wpływ charakteru substancji reagujących
Reakcje zachodzące pomiędzy kationami i anionami przebiegają bardzo szybko. Na przykład reakcja
zobojętniania roztworu NaOH kwasem solnym HCl trwa ok. 10-4s. Reakcje jonowe mają bardzo małe
energie aktywacji. W przypadku gdy cząsteczki nie dysocjują na jony, na szybkość reakcji korzystnie
wpływa polarność (biegunowość) cząsteczek. Cząsteczki dipolowe przyciągają się silniej niż cząsteczki
niebiegunowe. Reakcje zachodzą szybko, jeśli wiązania w obrębie reagujących z sobą cząsteczek nie są
rozrywane. Wolno natomiast przebiegają reakcje w przypadku niszczenia tych wiązań w cząsteczkach
reagujących i tworzenia nowych wiązań w cząsteczkach produktu.
3. Wpływ charakteru środowiska
Środowisko wywiera doniosły wpływ na szybkość reakcji. Podczas badań szybkości łączenia się
trietyloaminy z jodkiem etylu
stwierdzono, że proces ten przebiega w nitrobenzenie 2770 razy szybciej niż w heksanie (w tej samej
temperaturze). Wpływ różnych rozpuszczalników na szybkość reakcji w wielu przypadkach polega na
różnym stopniu osłabienia wiązań w reagujących cząsteczkach. Woda jako rozpuszczalnik silnie biegunowy
osłabia wiązania jonowe cząsteczek biegunowych do tego stopnia, że łatwo rozpadają się one na wolne jony,
między którymi zachodzą reakcje z bardzo dużą szybkością. Czasem szybkość reakcji zmienia się ze
stężeniem jonów wodorowych. Tworzenie się wiązań wodorowych między cząsteczkami układu
reagującego a cząsteczkami rozpuszczalnika ma również wpływ na szybkość reakcji. Zwolnienie szybkości
reakcji może być spowodowane tworzeniem się trwałych solwatów. Rozpuszczalnik może wykazywać
również wpływ katalityczny. W jednorodnych środowiskach ciekłych i gazowych reakcje przebiegają na
ogół szybko, natomiast w środowiskach stałych procesy chemiczne zachodzą bardzo wolno.
4. Wpływ katalizatorów
Katalizatory są to substancje lub zespół substancji, których obecność przyspiesza lub opóz
nia reakcjÄ™, a
które po ukończeniu reakcji same pozostają nie zmienione. Katalizą nazywamy samo zjawisko
przyspieszania lub opóz
niania reakcji pod wpływem katalizatora. Inhibitorami lub katalizatorami
ujemnymi nazywamy substancje hamujące szybkość reakcji chemicznych, w odróżnieniu od katalizatorów
dodatnich przyspieszających reakcje. Kontaktami nazywamy katalizatory znajdujące się w stałym stanie
skupienia, przyspieszające reakcje zachodzące w środowisku ciekłym lub gazowym. Autokatalizą
określamy katalityczne działanie substratów lub produktów reakcji, natomiast same substancje wywołujące
autokatalizę nazywamy autokatalizatorami. Przykładem autokatalizy może być hydroliza octanu etylu
(estru):
W reakcji tej katalizatorem sÄ… jony wodorowe dostarczane w procesie dysocjacji kwasu octowego (produktu
reakcji).
Katalizą jednofazową nazywamy katalizę zachodzącą w układzie, w którym wszystkie substancje wraz z
katalizatorem tworzą jedną fazę (np. reakcja zachodzi między gazami, katalizatorem jest substancja
gazowa). W katalizie wielofazowej katalizator stanowi inną fazę niż substancje reagujące (np. czerń
platynowa przy utlenianiu amoniaku).
Katalizatory w zasadzie nie zużywają się w reakcji, chociaż często zmieniają swą postać. Na przykład w
reakcji rozpadu 2KC103 2KC1 + 302 czarny, krystaliczny dwutlenek manganu MnO2 (brausztyn) użyty
jako katalizator zmienia swą postać na drobny, brązowy proszek.
Katalizatory zmieniają stałą szybkości reakcji. Bardzo często małe ilości katalizatorów powodują
przemianę dużych ilości substancji. Obecność, obok katalizatora, drugiej dodatkowej substancji może
wzmacniać lub osłabiać działanie katalityczne; tą drugą substancją może być również katalizator albo
substancja, która sama nie jest katalizatorem. Nie istnieją katalizatory uniwersalne przyspieszające każdą
reakcję. Poszczególne katalizatory są specyficzne w swoim działaniu; działają one przyspieszająco tylko w
niektórych reakcjach chemicznych. Bardzo dużą rolę odgrywają reakcje katalityczne w biologii, na przykład
rozkład tłuszczu pod wpływem lipaz, jak również działanie enzymów w hydrolizie skrobi do glukozy.
Reakcje katalityczne są stosowane w przemyśle na wielką skalę, na przykład w produkcji kwasu
siarkowego, kwasu octowego, paliw syntetycznych, kauczuku syntetycznego, wielu mas plastycznych, w
uwodornianiu tłuszczów i w wielu innych reakcjach.
W katalizie wielofazowej przy użyciu kontaktów zachodzą zjawiska adsorpcji. Mówimy w tym
przypadku o katalizie adsorpcyjnej. Na powierzchni kontaktu następuje zwiększenie stężenia cząsteczek
reagujących, wskutek czego szybkość reakcji się zwiększa. Cząsteczki zaadsorbowane przyciągane do
powierzchni kontaktu są odkształcone, co wpływa na zwiększenie ich aktywności. W pewnych przypadkach
siły przyciągania adsorpcyjnego są wystarczająco duże, by rozbić cząsteczki na atomy. Adsorpcja wodoru
na niektórych metalach doprowadza do rozbicia cząsteczek H2 na pojedyncze atomy, które w reakcjach
uwodornienia są bardziej aktywne (katalizatory niklowe przy utwardzaniu tłuszczów).
Przyjmujemy, że powierzchnia kontaktów jest niejednorodna i że istnieją na niej ośrodki aktywne, tj.
miejsca, na których przebiega proces katalityczny. Ośrodkami aktywnymi są nierówności na powierzchni
kontaktu, atomy najbardziej wysunięte w sieci krystalicznej  łapiące" niejako cząsteczki gazów, szczeliny,
defekty w sieci krystalicznej i miejsca zetknięcia się faz stałych, tj. domieszek wchodzących w skład
katalizatora z samą substancją kontaktu. Za istnieniem punktów aktywnych przemawia fakt, że aktywność
katalizatora zmniejsza się do zera przy użyciu bardzo niewielkich ilości substancji  zatruwających"
katalizator, wystarczających do pokrycia tylko nieznacznej części całej powierzchni kontaktu (np. związki
arsenu, rtęci i siarki zatruwają kontakt platynowy). Substancje zatruwające katalizator  wysycają" wolne
wartościowości atomów, które stają się niezdolne do łączenia się z cząsteczkami reagujących gazów. Do
kontaktów często celowo są dodawane w niedużych ilościach substancje, zwane ogólnie promotorami lub
aktywatorami, zwiększające liczbę nowych ośrodków aktywnych. Niekiedy kontakt jest osadzany na
odpowiednich nośnikach, co zwiększa powierzchnię czynną kontaktu.
W niektórych przypadkach działanie katalizatora wyjaśniamy tworzeniem się produktów przejściowych,
w których skład wchodzi substancja katalizatora. Produkty te w następnej fazie reakcji ulegają rozpadowi,
regeneruje się substancja katalityczna i tworzy się ostateczny produkt reakcji. Działanie katalityczne obniża
energię aktywacji reakcji zachodzących w układzie. Jeśli reakcja A + B AB wykazuje znaczną energię
aktywacji, to stosując substancję katalityczną C otrzymujemy związek AB metodą pośrednią:
Aby katalizator działał przyspieszająco, ostatnie dwie reakcje muszą mieć małą energię aktywacji (mniejszą
niż reakcja A + B AB).
Przykładem użycia katalizatora powodującego zastąpienie jednego prostego, lecz powolnego etapu
reakcji dwoma etapami szybkimi jest reakcja rozkładu aldehydu octowego:
Reakcję tę można przyspieszyć katalitycznie wprowadzając pary jodu:
Katalizator (I2) regeneruje siÄ™ w drugim etapie reakcji. .
Obecnie istnieje wiele teorii dotyczących działania kontaktów. Według multipletowej teorii (1929)
centra aktywne są utworzone przez tzw. multiplety składające się z atomów lub jonów kontaktu
rozmieszczonych w sposób prawidłowy w sieciach płaskich ograniczających kryształ. Kontakt jest aktywny
wtedy, gdy rozmiary cząsteczek reagujących pozostają w pewnym geometrycznym związku z odległościami
atomów lub jonów w sieci krystalicznej kontaktu (jego warstwy powierzchniowej). Podczas adsorpcji
cząsteczek reagujących na powierzchni katalizatora, pod działaniem atomów (lub jonów) multipletu,
wiązania w obrębie zaadsorbowanych cząsteczek ulegają osłabieniu, wskutek czego cząsteczka staje się
bardziej skłonna do reakcji.
Według teorii Koboziewa (1939) atomy kontaktu osadzone na odpowiednim nośniku (np. azbeście, żelu
kwasu krzemowego lub na węglu) tworzą zespoły niekrystaliczne (bezpostaciowe) złożone z kilku atomów.
Zespoły te działają jak centra aktywne. Liczba atomów w zespołach nie może być zbyt duża ani zbyt mała.
Aktywność maksymalna kontaktu jest osiągnięta przy określonym stopniu pokrycia nośnika przez atomy
katalizatora.
Na uwagę zasługuje również teoria Towbina odnosząca się do kontaktów krystalicznych występujących
w różnych odmianach polimorficznych. Lokalny wzrost temperatury kontaktu, spowodowany ciepłem
adsorpcji, powoduje lokalnÄ… przemianÄ™ polimorficznÄ… zwiÄ…zanÄ… z przebudowÄ… sieci krystalicznej i do-
prowadza do deformacji zaadsorbowanych czÄ…steczek i ich uaktywnienia.
Według elektronowo-chemicznej teorii Roginskiego (1942) kataliza jest związana z pobieraniem lub
oddawaniem przez kontakt elektronów lub protonów.
W przemyśle chemicznym katalizatory mają olbrzymie znaczenie. Około 80% procesów przemysłowych
polega na reakcjach katalitycznych. Z punktu widzenia przemysłu chemicznego najważniejszym rodzajem
katalizy jest kataliza kontaktowa. Typowymi procesami katalitycznymi w przemyśle nieorganicznym są:
otrzymywanie kwasu siarkowego metodą kontaktową (utlenianie S02 do SO3 w obecności katalizatora
platynowego lub częściej wanadowego V205), synteza amoniaku N2 + 3H2 2NH3 (kontaktem jest
najczęściej żelazo aktywowane małymi ilościami promotorów K20, A1203 i CaO) oraz utlenianie amoniaku
(4NH3 +5O2 4NO + 6H2O) w celu otrzymywania kwasu azotowego (kontaktem jest najczęściej siatka ze
stopu platyny z rodem).
W przemyśle organicznym kataliza znajduje jeszcze szersze zastosowanie niż w przemyśle
nieorganicznym, przede wszystkim w procesach przerobu produktów destylacji ropy naftowej (kraking i
reforming). Również reakcje polimeryzacji i polikondensacji wymagają z reguły obecności katalizatorów
lub inicjatorów (np. A1C13 jest katalizatorem w procesie otrzymywania polistyrenu). Procesy biologiczne są
regulowane katalitycznie przez biokatalizatory  enzymy, witaminy i hormony.
WYKONANIE ĆWICZENIA
1. Wpływ stężenia na szybkość reakcji chemicznych
Wpływ stężenia na szybkość reakcji chemicznych zostanie zobrazowana przykładzie na
reakcji redukcji tiosiarczanu sodowego Na2S2O3. poprzez kwas siarczynowy H2S2O3, do wolnej
siarki S° w reakcji tiosiarczanu sodowego z kwasem siarkowym:
Na2S2O3 + H2SO4 = Na2S04 + H2S2O3
H2S2O3 = H2O+SO2+S°
Wydzielająca się siarka powoduje zmętnienie roztworu.
Wykonanie ćwiczenia
Należy przygotować trzy roztwory tiosiarczanu sodowego Na2S2O3o różnych stężeniach. W tym
celu cylindrem miarowym o pojemności 10 cm3 należy odmierzyć :
Ilość 0,1 m roztworu Na2S2O3 Ilość H2O destylowanej Przelać do probówki nr:
[cm3] [cm3]
9 0 1
6 3 2
3 6 3
Do wszystkich trzech probówek (1, 2, 3) należy wlać po 2 cm3 0,1 m H2SO4, i dokładnie
wymieszać za pomocą automatycznego mieszadła rotacyjnego a następnie należy zmierzyć czas od
momentu zmieszania roztworów do momentu ich zmętnienia (wydzielenia się siarki).
Wyniki należy zestawić w tabeli i przedstawić na wykresie.
Nr probówki Ilość 0,1 m Ilość H2O Stężenie Czas
roztworu destylowanej [min]
Na2S2O3
Na2S2O3 [cm3] [cm3]
[mol/dm3]
1 9 0
2 6 3
3 3 6
2. Wpływ temperatury na szybkość reakcji
Wpływ temperatury na szybkość reakcji należy zaobserwować na przykładzie reakcji
między nadmanganianem potasu KMnO4, a kwasem szczawiowym H2C2O4. W wyniku reakcji
nadmanganianu potasu z kwasem szczawiowym w środowisku kwasu siarkowego wydziela się
gazowy dwutlenek węgla a inne produkty reakcji w czasie której następuje redukcja jonu Mn7+
do Mn2+ sÄ… bezbarwne:
2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 = 10 CO2 + 8 H2O +2 MnSO4 + K2SO4
2 MnO4-+ 5 C2O42- + 6 H+ = 10 CO2 + 8 H2O + Mn2+
Wyjściowy roztwór KMnO4 ma barwę fioletową, ponieważ produkty reakcji są bezbarwne
roztwór w wyniku reakcji odbarwia się.
Wykonanie ćwiczenia
Do dwóch probówek należy wlać po 5 cm3 0,05 m roztworu H2C2O4 i 3 cm3 1 m H2SO4. Do
obydwu probówek należy dodać po 1 cm3 0,01 m KMn04 i intensywnie wymieszać zawartość
probówek za pomocą automatycznego mieszadła rotacyjnego. Jedną z probówek należy
wstawić do łaz
ni wodnej, a drugą pozostawić w statywie. Następnie a pomocą stopera należy
zmierzyć czas odbarwienia się roztworu w obydwu probówkach.
Wyniki należy zestawić i podać wnioski z ćwiczenia.
3. Wpływ katalizatorów na szybkość reakcji
Wpływ katalizatorów na szybkość reakcji należy prześledzić na przykładzie reakcji redukcji jonów
nadmanganianowych do manganawych za pomocÄ… cynku metalicznego.
Przebieg reakcji bez katalizatora:
Zn0 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H°
2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 10 H° = 2 MnSO4 + K2SO4+ 8 H2O
W obecności katalizatora reakcja przebiega następująco:
Zn0 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H°
KNO3 + 2 H° = KNO2 + H2O
5 KNO2 + 3 H2SO4 + 2 KMnO4 = 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 KNO3 +3 H2O
Wykonanie ćwiczenia
Do cylindra miarowego nalać 0,5 cm3 0,02 m KMnO4 i dopełnić do 25 cm3 1 m H2SO4.
Otrzymany roztwór należy rozlać do dwóch probówek. Do pierwszej dodać kilka kryształków
stałego KNO3 i wymieszać na automatycznym mieszadle rotacyjnym do rozpuszczenia się soli,
która pełni rolę katalizatora. Następnie do obydwu probówek dodać po 1 kawałku cynku. Należy
zmierzyć czas odbarwienia się obydwu próbek.
Zanotować wyniki i wyciągnąć wnioski z ćwiczenia.
4. Wpływ pH na równowagę chemiczną
W roztworze wodnym dwuchromianu potasowego pomiędzy jonami dwuchromianowymi
Cr2O72- i chromianowymi CrO42- istnieje równowaga:
Cr2O72- + H2O "! 2 H+ + 2 CrO42-
Dodanie jonów OH- powoduje przesunięcie równowagi reakcji w stronę prawą, powodując
zwiększenie stężenia jonów CrO42- o barwie żółtej, natomiast wprowadzenie nadmiaru kwasu
powoduje wzrost stężenia jonów Cr2O72- o barwie pomarańczowej.
Wykonanie ćwiczenia
Do probówki należy odmierzyć pipetą 5 cm3 2 m roztworu K2Cr2O7. Następnie dodać kroplami
1 m roztwór NaOH, do momentu zmiany barwy roztworu. Po zmianie barwy zmierzyć pH
roztworu papierkiem uniwersalnym. Do tej samej próby dodawać kroplami 1 m roztwór H2SO4
do momentu powrotu pierwotnej barwy. Powtórnie zmierzyć pH papierkiem uniwersalnym.
Zanotować zmiany barwy i odpowiadające im pH roztworów. Podać wnioski.