Efekt solny Br�nsteda
Ćwiczenie nr B6
WPA
YW SIA
Y JONOWEJ ROZTWORU NA SZYBKOŚĆ REAKCJI
CHEMICZNEJ  EFEKT SOLNY BR�NSTEDA
1. CEL ĆWICZENIA
Celem ćwiczenia jest zbadanie, poprzez wyznaczenie stałej szybkości reakcji, czy
obecność jonów nie biorących udziału w reakcji chemicznej wpływa na szybkość tej
reakcji.
2. ZAGADNIENIA WPROWADZAJ
CE
" definicja szybkości reakcji chemicznej
" stała szybkości reakcji  metody wyznaczania
" czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej
- stę\
enie
- temperatura
- katalizator
- obecność jonów w roztworze - efekt solny Br�nsteda
" Prawo Lamberta  Beera
" Siła jonowa roztworu  graniczne prawo Debye a - H�ckela
LITERATURA
" Brdicka - Podstawy chemii fizycznej, PWN, W-wa 1970
" Praca zbiorowa - Chemia fizyczna, PWN W-wa, rocznik wydanie dowolne
" E.Szyszko - Instrumentalne metody analityczne, PZWL 1971
" Szczepaniak - Metody instrumentalne w analizie chemicznej PWN, W-wa 1985, str.
298-300.
" P.W. Atkins  Podstawy Chemii Fizycznej, PWN, W-wa 1999
" P.W. Atkins  Chemia Fizyczna, PWN, W-wa 2001
1
Efekt solny Br�nsteda
CZ
ŚĆ TEORTYCZNA
Szybkość reakcji to wielkość charakteryzująca stosunek zmiany stę\
eń produktów
(substratów) do czasu trwania reakcji chemicznej.
dc
v = ą (1)
dt
c  stę\
enie reagenta (produktu  znak (+) lub substratu  znak (-))
t  czas trwania reakcji
Na przykład, szybkość reakcji rozpadu amoniaku:
2NH3 N2 + 3H2
mo\
na dla substratów zilustrować przez równanie:
dnNH (2)
3
v = -
dt
a dla produktów przez równania:
dnN dnH
2 2
(3)
v = lubv =
dt dt
Jednak\
e w dla rozwa\
anej reakcji szybkość tworzenia się poszczególnych
produktów jest ró\
na (gdy znikają dwa mole amoniaku powstaje tylko mol azotu, ale w
tym samym czasie powstają trzy mole wodoru) szybkość reakcji wyra\
one przy pomocy
równania (1) jest zale\
na od rodzaju rozwa\
anego reagenta. Aby tę zale\
ność
wyeliminować, w równaniu określającym szybkość reakcji wprowadza się współczynniki
stechiometryczne reakcji (dodatnie dla produktów a ujemne dla substratów) i dla
rozwa\
anej reakcji mo\
na napisać:,
dnNH dnN dnH (4)
3 2 2
= =
(-2)dt dt 3dt
Tak więc szybkości reakcji podzielone przez współczynniki stechiometryczne są sobie
równe tak jak zmiany liczby moli reagentów w danym czasie do ich współczynników
stechiometrycznych:
dnNH dnN dnH (5)
3 2 2
d� = = =
- 2 1 3
2
Efekt solny Br�nsteda
Gdzie � oznacza postęp reakcji i wyra\
ona jest ogólnym wzorem
dni (6)
d� =
vi
�i - współczynnik stechiometryczny i - tego reagenta (dodatni dla produktów, ujemny
dla substratów reakcji)
Dlatego te\
zgonie z zaleceniem Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej
(IUPAC) szybkość reakcji definiuje się ostatecznie jako:
d� dni (7)
v = =
dt vidt
Powy\
sze równanie (7) uniezale\
nia bowiem szybkość reakcji od tego, którego reagenta
u\
yto do pomiaru szybkości reakcji.
Rząd reakcji
Szybkość reakcji mo\
na powiązać ze stę\
eniem reagujących reagentów. Taka forma
wyra\
ania szybkości reakcji nosi nazwę równania kinetycznego reakcji Ogólne
równanie kinetyczne reakcji ma postać:
� �
(8)
r = k *cą *cB *cC ...
A
cA, cB, cC...  stę\
enie reagentów A, B, C...
k - nosi nazwę stałej szybkości reakcji.
Wykładniki potęgowe ą, �, � noszą nazwę rzędu reakcji a ich suma to całkowity rząd
reakcji.
n = ą + � + � + ...
(9)
Wartość k jest liczbowo równa szybkości reakcji, gdy stę\
enia wszystkich
reagujących produktów równe są jedności. Współczynnik k jest charakterystyczny dla
danej reakcji, niezale\
ny od stę\
eń reagentów.
Jego wartość mo\
e zmieniać się wraz z:
" temperaturą
" dodatkiem katalizatora
3
Efekt solny Br�nsteda
" siłą jonową roztworu dla substancji reagujących jonowo
Wyznaczanie stałej szybkości reakcji.
Aby wyznaczyć stałą szybkości reakcji nale\
y znalez
ć zale\
ność poniędzy czasem reakcji
a stę\
eniem reagentów reakcji. Taką zale\
ność mo\
na wyprowadzić poprzez połączenie
równania (1) oraz równania (8)  otrzymujemy wtedy tzw. całkowe równanie kinetyczne
reakcji.
Dla reakcji I rzędu otrzymujemy zale\
ność:
dc
- = k1c
(10)
dt
Przekształcając je, oraz całkując lewą stronę w granicach od c =c0 do c oraz prawą od t
=t0 do t otrzymujemy:
c t
(11)
dc
- = dt
1
+" +"k
c
c0 t0
po scałkowaniu otrzymujemy zale\
ność:
c
(12)
ln = -k1t �! lnc = ln c0 - kt
c0
Przykładem takiej reakcji mo\
e być rozpad pięciotlenku diazotu:
1
N2O5 2NO + O2
2
Z równania (12) wynika, \
e logarytm stę\
enia substratu w reakcji pierwszego rzędu
maleje liniowo wraz z czasem trwania reakcji.
Z równania kinetycznego mo\
na wyznaczyć tak\
e czas połówkowy reakcji to
znaczy czas w którym stę\
enie substratu zmniejszy się o połowę. Po wstawieniu
odpowiednich wartości otrzymujemy:
ln 2
t =
1
2
k1
(13)
Dla reakcji II rzędu , przy zało\
eniu, \
e stę\
enia substratów są sobie równe
otrzymujemy:
4
Efekt solny Br�nsteda
(14)
dc
= -k2c2
dt
Po przekształceniu i scałkowaniu otrzymujemy:
c t
dc
(15)
=
+" +"k dt
c2 2
c0 t0
1 1 c0 - c
- = k2t �! = k2t
(16)
c c0 c*c0
Z powy\
szego wyra\
enia wynika, \
e dla reakcji II rzędu odwrotność stę\
enia substratu
rośnie liniowo z czasem.
Czas połówkowy reakcji II rzędu opisuje wzór :
1
(17)
t1/ 2 =
k2c0
Przykładem tego typu reakcji mo\
e być :
-
I + ClO- IO- + Cl-
Teoria absolutnych szybkości reakcji Eyringa  teoria kompleksu aktywnego
Jedną z bardzo istotnych cech reakcji chemicznych jest ich czułość na zmiany
temperatury. Zmiana temperatury mo\
e zmienić wartość stałej równowagi reakcji,
mo\
e te\
zmienić jej szybkość, czyli stałą szybkości reakcji.
Wpływ temperatury na wartość stałej równowagi reakcji określa efekt energetyczny
reakcji ("H), natomiast wpływ temperatury na szybkość reakcji określa wartość energii
aktywacji reakcji. Wyjaśnienie tego zjawiska dla reakcji przebiegających w roztworach
ciekłych opracował na gruncie termodynamiki Eyring. Podstawowym zało\
eniem teorii
Eyringa jest to, \
e etapem przejściowym w reakcji chemicznej pomiędzy substratami a
produktami jest aktywny kompleks przejściowy. Tak więc schematycznie drogę reakcji
chemicznej mo\
na przedstawić przy pomocy następującego wyra\
enia:
A + B "! (AB)*"!C + D (18)
(AB)* oznacza przejściowy kompleks aktywny  utworzony na skutek zderzenia się
cząsteczek reagentów,
5
Efekt solny Br�nsteda
Kompleks aktywny jest tworem nietrwałym, którego nie mo\
na wyizolować ze
środowiska reakcji, ma on bardzo krótki czas \
ycia i rozpada się bądz
to z utworzeniem
produktów (C i D) bądz
to z odtworzeniem się substratów A i B.
Teoria absolutnej szybkości reakcji Eyringa pozwoliła na wyjaśnienie sensu fizycznego
parametrów równania Arrheniusa, równie\
pozwala ona na wyjaśnienie wpływu siły
jonowej roztworu na szybkość reakcji chemicznej.
Wpływ siły jonowej roztworu na szybkość reakcji chemicznej
Zaobserwowano, ze szybkość niektórych reakcji chemicznych ma wpływ obecność
mocnych elektrolitów w roztworach reakcyjnych. Nale\
y zaznaczyć, \
e \
aden z jonów
elektrolitu nie jest katalizatorem badanej reakcji. Taki efekt nazwano pierwotnym
efektem solnym lub efektem solnym Br�nsteda
Rozwa\
my reakcję pomiędzy jonami A i B o ładunkach z1 i z2. Schematycznie, z
uwzględnieniem powstawania kompleksu aktywnego mo\
na przedstawić ją w
następujący sposób:
1 2 1 2
Az + Bz �! (AB)*z + z �!k ' + D (19)
�łC
1
(AB)*z + z2 oznacza aktywny kompleks.
Stała równowagi tworzenia tego kompleksu wyra\
ona jest ogólnym wzorem:
a( AB)* c( AB)* ł
( AB)*
K* = = (20)
aAaB cAcB ł ł
A B
a  aktywność danej substancji
ł  współczynnik aktywności danej substancji
c- stę\
enie molowe danej substancji
Szybkość reakcji (19) jest określona przez szybkość rozpadu kompleksu aktywnego,
przy czym wg teorii kompleksu aktywnego jest to reakcja pierwszego rzędu, tak więc
v = k'c( AB)* (21)
z równania (20) mo\
na obliczyć stę\
enie kompleksu aktywnego:
ł ł
c( AB)* = K *cAcB A B (22)
ł
( AB)*
6
Efekt solny Br�nsteda
Tak więc równanie (21) na szybkość reakcji ma postać:
ł ł ł ł
v = k' K *cAcB A B = k0cAcB A B (23)
ł ł
( AB)* ( AB)*
gdzie k0 = k K*
Jeśli reakcja A+B jest reakcją drugiego rzędu, to równanie kinetyczne na szybkość
reakcji (19) mo\
na napisać w następującej postaci:
v = kcAcB (24)
porównując równanie (23) i (24) otrzymamy:
ł ł
k = k0 A B (25)
ł
( AB)*
Współczynniki aktywności reagujących jonów oraz kompleksu aktywnego w mo\
na
określić przy pomocy teorii stworzonej w 1924 roku przez P.Debye a oraz E. H�ckela.,
która po raz pierwszy uwzględniła oddziaływania między jonami w roztworze. Zakłada
ona istnienie sił kulombowskich między rozpatrywanym jonem a pozostałymi jonami w
roztworze. Energia potencjalna tych oddziaływań jest większa dla jonów bliskich
mniejsza zaś dla odległych, poniewa\
jest odwrotnie proporcjonalna do odległości.
Poniewa\
liczba jonów rośnie proporcjonalnie wraz z drugą potęgą odległości i dlatego
te\
nie wolno zaniedbywać oddziaływania jonów znajdujących się w pewnej odległości
od danego jonu. Dla roztworów rozcieńczonych współczynnik aktywności mo\
na
określić zale\
nością  zwaną granicznym prawem Debye a- H�ckela
logł = -Azi2 I (26)
i
gdzie:
zi  A
adunek i-tego jonu
A  stała, zale\
na od temperatury i rodzaju rozpuszczalnika, dla roztworów wodnych w
temperaturze pokojowej A = 0.509
I  siła jonowa roztworu
1
I = cizi2 (27)
"
2
i
7
Efekt solny Br�nsteda
Na podstawie równań (25), (27) mo\
na zapisać:
ł ł
2 2
A B
log = -A I(zA + zB - z(2AB)*) (28)
ł
( AB)*
poniewa\
ładunek kompleksu aktywnego jest równy sumie ładunków tworzących go
jonów
z( AB)* = zA + zB (29)
równanie (28) przyjmie postać:
ł ł
A B
log = 2AzAzB I (30)
ł
( AB)*
po podstawieniu równania (30) do równania (25) otrzymujemy:
log k = log k0 + 2AzAzB I (31)
Jak wynika z równania 31 wartość stałej szybkości reakcji zmienia się wraz ze wzrostem
siły jonowej roztworu. Charakter tych zmian zale\
y od znaku reagujących jonów. Jeśli
znaki reagujących jonów są takie same, wtedy wzrost siły jonowej roztworu powoduje
wzrost wartości stałej szybkości reakcji, co oznacza, \
e zwiększenie stę\
enia elektrolitu,
którego jony nie biorą udziału w reakcji zwiększa szybkość tej reakcji. W przypadku,
kiedy reagujące jony są przeciwnych znaków wtedy wzrost siły jonowej roztworu
powoduje zmniejszenie stałej szybkości reakcji  a więc szybkość reakcji maleje wraz ze
wzrostem stę\
enia elektrolitu nie biorącego udziału w rozwa\
anej reakcji chemicznej.
Absorpcja promieniowania elektromagnetycznego  Prawa Lamberta Beera
Promieniowanie elektromagnetyczne mo\
e być pochłaniane przez materię. Pochłonięcie
kwantu promieniowania powoduje wzbudzenie elektronowe atomów lub cząsteczek.
Energie potrzebne do takiego wzbudzenia w zale\
ności od cząstki wzbudzonej materii
wahają się od kilku do kilkuset elektronowoltów. Dlatego te\
absorbowane fotony le\
ą w
granicach światła widzialnego lub promieniowania nadfioletowego. Pochłanianie
promieniowania przez materię nosi nazwę absorpcji promieniowania.
Jedną z konsekwencji pochłaniania promieniowania elektromagnetycznego jest
barwa otaczających nas przedmiotów. Światło widzialne (białe) jest mieszaniną światła
8
Efekt solny Br�nsteda
wszystkich kolorów od czerwonego poprzez pomarańczowy, \
ółty, zielony, niebieski do
fioletowego.
Usunięcie z tej mieszaniny którejś z barw na skutek pochłaniania (absorpcji)
promieniowania powoduje, \
e otrzymujemy barwę komplementarną.
(np. absorpcja przez substancję barwy czerwonej będzie powodowała, \
e kolor widzimy
jako zielony, barwy fioletowej  kolor \
ółty itd.)
Jednak\
e postrzeganie przez nas barw jest zjawiskiem bardzo zło\
onym, poniewa\

wystarczy aby przedmiot absorbował jeden rodzaj promieniowania i ju\
ma on barwę
komplementarną, ale mo\
e równie\
absorbować ro\
ne rodzaje promieniowania ( w
granicznym przypadku wszystkie poza tą jedną). Tak więc barwa otaczających nas
przedmiotów jest konsekwencją oddziaływania promieniowania elektromagnetycznego
(światła) z materią.
Absorpcja promieniowania przez daną substancję zale\
y od:
" Rodzaju substancji
" Energii promieniowania (częstości, długości promieniowania)
" Długości drogi promieni elektromagnetycznych w próbce (grubości warstwy
absorpcyjnej)
" Molowego stę\
enia substancji w próbce.
Absorpcję promieniowania mo\
na mierzyć przy pomocy transmitancji (T) lub
absorbancji (A):
Transmitancja jest to stosunek natę\
enia promieniowania przechodzącego przez próbkę (I)
do natę\
enia promieniowania padającego na próbkę (I0)
I
T = (32)
I0
Absorbancja A jest zdefiniowana jako:
I
A = logT = log (33)
I0
Absorpcja promieniowania określona jest przez dwa prawa:
1. Prawo Lamberta
 względne zmniejszenie natę\
enia światła przechodzącego przez układ jest
niezale\
ne od natę\
enia światła padającego
"I
= const (34)
I0
9
Efekt solny Br�nsteda
 natę\
enie promieniowania zmienia się o ten sam ułamek w ka\
dej
warstwie o tej samej grubości układu absorbującego
"I~ l (l-grubość warstwy absorbującej)
2. Prawo Beera
- natę\
enie promieniowania przechodzącego przez ośrodek absorbujący jest
proporcjonalne do liczby centrów absorbujących.
"I~ c (stę\
enie molowe substancji absorbującej promieniowanie)
Prawa te są spełnione je\
eli:
Promieniowanie padające na układ stanowi wiązkę równoległą
Promieniowanie padające na układ jest wiązką monochromatyczną
Warstwa substancji absorbującej jest jednolita (homogeniczna)
Układ absorbujący ma centra absorpcyjne działające niezale\
nie od siebie
Mo\
na zaniedbać następujące procesy towarzyszące absorbcji promieniowania
takie jak: rozproszenie światła, reakcje fotochemiczne, obsadzanie stanów
wzbudzonych, procesy wielofotonowe.
Często te dwa prawa są stosowane razem i znane są pod nazwą prawa Lamberta  Beera:
Absorbancja promieniowania elektromagnetycznego jest proporcjonalna do drogi
optycznej l i stę\
enia molowego (c) (w przypadku fazy gazowej do ciśnienia) substancji
absorbującej.
Matematycznie prawo to mo\
na wyrazić w postaci:
dI
- = �cl (35)
dl
�-stała proporcjonalności
po scałkowaniu równania (35) otrzymujemy:
I I
ln = �cl �! log = A = �cl (36)
I0 I0
Je\
eli stę\
enie absorbującej substancji jest wyra\
one w mol dm-3 a droga optyczna l w
cm to � nosi nazwę molowego współczynnika absorpcji.
Przyrządy rejestrujące wielkość absorbancji lub transmitancji nazywamy
spektrofotometrami. Większość spektrofotometrów rejestruje zmiany wielkości A lub T
w zale\
ności od długości fali lub jej częstości. Ze względu na to, \
e absorbancja A jest
10
Efekt solny Br�nsteda
liniowo zale\
na od drogi optycznej oraz stę\
enia molowego absorbującej substancji
znajduje większe zastosowanie w praktyce.
W przypadku, gdy w badanym układzie znajduje się kilka substancji absorbujących
promieniowanie o danej długości fali absorbancja układu jest równa sumie absorbancji
poszczególnych składników układu  jest to tzw. prawo addytywności absorbancji
A = Ai = cil (37)
" "�
i
i i
Przy pomocy wy\
ej omówionych praw mo\
emy z du\
ą dokładnością określać
stę\
enie substancji absorbującej promieniowanie dla roztworów
rozcieńczonych(c< 10-2 mol dm-3). W takich tylko roztworach współczynnik � nie
zale\
y od współczynnika załamania światła n przez badany roztwór. W
roztworach o wy\
szym stę\
eniu � jest zale\
ne od n.
Odchylenia od prawa Lamberta Beera.
Odchylenia od prawa Lamberta-Beera mogą występować z przyczyn
aparaturowych lub wynikać w właściwości badanych układów.
Instrumentalne przyczyny odchylenia od prawa Lamberta  Beera
Niehomogeniczna wiązka promieniowania (brak
monochromatyczności promieniowania)
o Poniewa\
molowy współczynnik absorpcji zale\
y od długości
fali brak monochromatyczności wiązki mo\
e spowodować
zarówno odchylenia dodatnie jak i ujemne
Występowaniem promieniowania rozproszonego (zjawisko to jest
widoczne szczególnie w przyrządach niskiej klasy, takich, w których
detektor rejestruje zarówno promieniowanie przechodzące przez
roztwór jak i rozproszone. W przyrządach o dobrych parametrach
technicznych ten problem nie istnieje.
Fizykochemiczne przyczyny odchyleń od prawa Lamberta  Beera:
Fluorescencja składników układu
Zmiany stę\
enia spowodowane oddziaływaniem absorbujących
substancji  asocjacją, kompleksowaniem
Zmiany absorbancji spowodowane przejściem w stan jonowy badanej
substancji  np. dysocjacją
11
Efekt solny Br�nsteda
Zale\
ność wartości � od polaryzacji promieniowania
CZ
ŚĆ DOŚWIADCZALNA
Aparatura i odczynniki
Odczynniki:
" 1.5x10-4- M wodny roztwór fioletu krystalicznego
" 0,5 M wodny roztwór Na2SO4
" 0,5 M wodny r-r NaOH
Aparatura
Spekol
Sprzęt laboratoryjny
" 4 kolbki o poj 25 mL
" pipeta miarowa o poj 0.5 lub 1 mL
" pipeta miarowa o pojemności 2 mL - 2 szt
" pipeta miarowa o poj. 10 mL -1 szt.
Wykonanie ćwiczenia
" Określić długość fali odpowiadającej maksymalnej absorbancji (max)
W tym celu nale\
y zmierzyć absorbancję A wodnego roztworu fioletu krystalicznego
względem wody. Pomiary nale\
y przeprowadzić dla długości fali od 560 do 630 nm (co
10 nm). Przy wykonywaniu pomiarów nale\
y pamiętać, \
e dla ka\
dej długości fali nale\
y
ustawić wartość 0 A dla wody destylowanej.
Wykonujemy 4 serie pomiarowe przy długości fali, dla której absorbancja jest
największa.
W kolbkach o pojemności 25 mL sporządzamy roztwory do 4 serii pomiarowych:
lp Substancja/ Nr serii pomiarowej
Objętość (mL) I II III IV
1 1.5x10-4- M r-r fioletu krystalicznego 1,5 1,5 1,5 1,5
2 0,5 M wodny roztwór Na2SO4 0 1 3 6
3 H2O destylowana Dopełniamy do kreski
12
Efekt solny Br�nsteda
4 0,5 M wodny r-r NaOH* 0,2 0,2 0,2 0,2
*dodajmy tu\
przed rozpoczęciem pomiaru (t=0)
Do r-ru substancji 1-3 ka\
dej serii dodajemy bezpośrednio przed rozpoczęciem pomiaru
0,2 mL 0,5 M r-ru NaOH (t=0). Roztwór nale\
y dokładnie wymieszać i przelać do
przygotowanej kuwety,
Mierzymy ekstynkcję co 1 min ( dla serii IV co 2 min) przez okres 12-14 min.
Odczytujemy wartość ekstynkcji.
Opracowanie wyników.
1. Wyznaczanie stałej szybkości reakcji;
Fiolet krystaliczny - chlorowodorek heksametylo-p-rozaniliny. Jeden z wa\
niejszych
zasadowych barwników trifenylometanolowych. Jest stosowany do barwienia wyrobów
z włókna poliakrylonitrylowego (anilany)), wyrobów papierniczych i farb drukarskich
oraz jako środek dezynfekcyjny fiolet gencjanowy i wskaz
nik w analizie. Fiolet u\
ywany
jest tak\
e w procesach barwienia drobnoustrojów, przede wszystkim w barwieniu
metodą Grama, podstawowej próbie ró\
nicującej bakterie. W środowisku zasadowym
fiolet krystaliczny przechodzi w formę bezbarwną. Reakcja ta jest na tyle powolna, \
e
mo\
na ją śledzić spektrofotometrycznie
+ OH-
forma barwna forma bezbarwana
Wyniki pomiarów przedstawić w tabelce:
OH
T[min] Objętość roztworu Na2SO4 [mL]
0 1 3 6
13
Efekt solny Br�nsteda
A lnA A lnA A lnA A lnA
Powy\
sza reakcja przebiega wg równania kinetycznego pierwszego rzędu, jeśli w
roztworze jest tak du\
y nadmiar jonów OH- , \
e podczas przebiegu reakcji ich stę\
enie
mo\
na uwa\
ać za stałe. Właśnie z taką sytuacją mamy do czynienia w przypadku
badanej przez nas reakcji ( stę\
enie NAOH jest około 450 razy wy\
sze ni\
stę\
enie
fioletu krystalicznego). Poniewa\
zgodnie z prawem Lamberta Beera mierzona
absorbancja jest proporcjonalna do stę\
enia fioletu krystalicznego, czyli c/c0 = A/A0 .
Stałą szybkości reakcji znajdujemy graficznie.
Opracowanie wyników
1. Dla ka\
dego z badanych roztworów znajdujemy stałą szybkości reakcji graficznie z
wykresu ln A = ln Ao  kt.
2. Dla ka\
dego roztworu obliczyć wartość siły jonowej roztworu, uwzględniając
stę\
enie jonów pochodzących z dysocjacji Na2SO4 oraz NaOH (stę\
enia jonów
pochodzących z dysocjacji barwnika jest tak małe, \
e mo\
emy je zaniedbać).
3. zebrać w tabeli wartości siły jonowej roztworu oraz odpowiadające im stałe
szybkości reakcji
Nr r-ru I I1/2 k Log k
4. Narysować wykres zale\
ności log k = f ( I )
Określić czy: obecność soli wpływa na szybkość reakcji chemicznej
Typ efektu Br�nsteda  dodatni czy ujemny  uzasadnić.
Porównać wartość współczynnika kierunkowego otrzymanego z wykresu z wartością
teoretyczną otrzymaną z równania (31).
14