Кинетическое уравнение реакции ma nb pc gd

1. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, а также их зависимость от различных факторов (концентрации, температуры, природы реагирующих веществ, присутствия катализатора, давления и т.д.), называется химической кинетикой. Химические реакции протекают с самыми различными скоростями. Многие реакции – взрывы смесей газов – протекают практически мгновенно. Но с другой стороны химические реакции в почвах, в горных породах, коррозия металлов протекают десятки и сотни лет.

Если взаимодействующие вещества и продукты реакции находятся в одинаковом агрегатном состоянии, то такая реакционная система называется гомогенной (однофазной). Например:

Реакционная система, состоящая из двух и более фаз, называется гетерогенной и в ней всегда есть поверхность раздела. Например:

Скорость реакции — это изменение количества реагирующего (исходного) вещества или получающихся веществ (продуктов) в единицу времени в единице реакционного пространства. В гомогенных реакциях таким пространством является объем реакционного сосуда, в гетерогенных – поверхность раздела, на которой протекает реакция. Средняя скорость гомогенной реакции за промежуток времени D t :

(моль/ л · с) (1)

Если изменение концентрации относят к бесконечно малому промежутку времени ( D t ® 0), то говорят об истинной скорости

(2)

Т. е. истинная скорость определяется как первая производная от концентрации по времени.

С ‑ молярная концентрация (моль/л)

t — время (чаще в секундах, возможно в минутах, часах и др.)

D С = С ₂ ‑ С ₁ ; С_2. и С_1. – конечная и начальная концентрация исходных веществ или продуктов реакции.

Скорость химических реакций зависит от факторов: природы реагирующих веществ; от их концентрации; от температуры; от присутствия катализаторов.

Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции можно наблюдать на примере взаимодействия фтора с водородом – реакция идет с взрывом, даже в темноте, и хлора с водородом – реакция идет медленно, даже на свету.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс ( з.д.м .): при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени равным их стехиометрическим коэффициентам.

Для гомогенной системы m A + n B ⇄ p C + g D к инетическое уравнение имеет вид:

где — константа скорости, (коэффициент пропорциональности), зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

При . В этом физический смысл константы скорости. Эта величина специфична для каждой реакции.

Если процесс идет стадийно , то его скорость определяется скоростью самой медленной стадии. Так, используемая в опытах 1 и 2 реакция, описываемая общим уравнением

протекает в три стадии:

из которых реакции первой и третьей стадий идут практически мгновенно, а реакции второй стадии – медленно. Именно она и определит скорость суммарного процесса, т.е. будет зависеть только от концентрации тиосерной кислоты Н₂ S ₂ O ₃ , количество которой пропорционально количеству тиосульфата натрия Na ₂ S ₂ O ₃ при наличии избытка серной кислоты. Таким образом, уравнение скорости реакции запишется:

В случае гетерогенных реакций концентрации твердых фаз остаются неизменными (ре акции протекают на поверхности раздела), эти постоянные концентрации объединяют с константой скорости и получают новую постоянную. Таким образом, в математическое выражение з.д.м . концентрация твердой фазы не входит.

Например, для реакции горения угля С_{( тв )} + О₂ = СО_2(газ) скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода:

Влияние температуры на скорость реакции устанавливают либо точно, по уравнению Аррениуса, либо приближенно по правилу Вант-Гоффа : повышение температуры на каждые 10 о С увеличивает скорость реакции примерно в 2-4 раза . Математически эта зависимость выражается уравнением :

,

где Δ t = t _кон ‑ t _{на ч} — разность конечной и начальной температур;

γ — температурный коэффициент скорости реакции;

v _{нач .,} v _кон — скорости реакции при начальной и конечной температурах.

Температура влияет на скорость реакции, увеличивая константу скорости. Отношение, показывающее, во сколько раз увеличилась константа скорости при увеличении температуры на 10 о , называется температурным коэффициентом скорости реакции, т.е.

,

где k _t , k _{t +10} о – константы скорости при температурах t и t +10 о .

Скорость химической реакции изменяется в присутствии катализатора. Катализаторы – это вещества, влияющие на скорость химической реакции, но остающиеся после реакции в химически неизменном виде и первоначальном количестве. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными, замедляющими ее – отрицательными. Явление, вызывающее изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов, называется катализом. Различают катализ гомогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в одинаковом агрегатном состоянии) и гетерогенный (реагирующие вещества и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях).

Все химические реакции можно разделить на необратимые, которые протекают в одном направлении и до конца (с выпадением осадка, выделением газа, образованием малодиссоциирующих веществ), и на обратимые, которые идут в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Таких процессов большинство, и любой из них идет до состояния, когда скорость прямой реакции становится равна скорости обратной реакции, т.е. до так называемого состояния химического равновесия.

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия К , равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для процесса: m A + n B ⇄ p C + g D

где [ A ]; [ B ]; [ C ]; [ D ] – равновесные концентрации веществ А ; В; С; D ;

m , n , p , g – стехиометрические коэффициенты.

Константа равновесия является математическим выражением закона действия ма сс в пр иложении к химическому равновесию. Поэтому для гетерогенных систем в выражение константы равновесия не входят концентрации твердых фаз.

Химическое равновесие подвижно, динамично. Подвижность химического равновесия позволяет внешним воздействием на равновесную систему изменять ее состояние, т.е. смещать равновесие либо в сторону прямой, либо в сторону обратной реакции. Правило, позволяющее предвидеть направление смещения равновесия, называется принципом Ле-Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, давление, температуру), то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Так, при повышении температуры равновесие смещается в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции. Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего числа газообразных молекул, при уменьшении давления – наоборот, и не оказывает влияние (не вызывает смещения равновесия) при одинаковом числе молей газообразных веще ств сл ева и справа (реакции идут без изменения объема).

Уменьшение концентрации одного из веществ вызовет смещение равновесия в сторону образования этого вещества.

В соответствии со сказанным для гомогенной равновесной системы

.

Смещению равновесия вправо способствует:

а) увеличение концентрации N₂O₄

б) уменьшение концентрации NO ₂

в) повышение температуры

г) понижение давления.

2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

ОПЫТ 1 . Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции.

О скорости реакции можно судить по скорости изменения какого-либо свойства системы, например, окраски, электропроводности, давления, спектра и т.д.

В предлагаемом опыте, преследующем цель убедиться в справедливости закона действия масс, измеряется не скорость реакции, а промежутки времени между началом реакции и видимым результатом ее. Однако этот промежуток времени связан определенным соотношением со скоростью реакции: чем больше скорость, тем меньше промежуток времени.

В основу опыта положено взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой. Процесс этот, протекая многостадийно (см. выше), приводит к слабой опалесценции и дальнейшему помутнению раствора от выпавшей свободной серы:

Ваша задача – зафиксировать время слабого помутнения раствора в трех вариантах, в каждом из которых реагирует разное количество серной кислоты с одним и тем же количеством тиосульфата натрия, при различных начальных концентрациях тиосульфата натрия.

Выполнение опыта. Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести: в первую – 5 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 10 капель воды, во вторую – 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 5 капель воды, в третью — 15 капель 1н раствора тиосульфата натрия без воды.

Влияние концентрации на скорость химической реакции.

Число капель раствора Na ₂ S ₂ O ₃

Число капель Н₂О

Общий объем раствора (число капель)

Концентрация Na ₂ S ₂ O ₃ , (условная)

Время течения реакции по секундомеру, t (с)

Обратимость химических реакций

По этой ссылке вы найдёте полный курс лекций по математике:

Реакции, протекающие одновременно в двух взаимно противоположных направлениях, называют обратимыми. Реакцию, протекающую слева направо, называют прямой, а справо налево — обратной. Например: Состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Оно является динамическим и характеризуется константой химического равновесия (К^,,), которая в общем виде для обратимой реакции mA + nB pC + qD выражается следующим образом: где [А], [В], [С], [D] — равновесные концентрации веществ; ш, n, р, q — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Смещение химического равновесия с изменением условий подчиняется принципу Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет внешнее воздействие.

Нарастание противодействия продолжается до того момента, пока система не достигает нового равновесия, соответствующего новым условиям. (Т) Влияние температуры. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, и, наоборот, при понижении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции. [2] Влияние давления. В газовых средах повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, приводящей к уменьшению ее объема. [3]

Влияние концентрации. Увеличение концентрации исходных веществ приводит к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции, а увеличение концентрации продуктов реакции приводит к смещению равновесия в сторону образования исходных веществ. Подчеркнем, что введение катализатора в систему не приводит к сдвигу равновесия, так как при этом в равной степени изменяются скорости прямой и обратной реакций. га Пример 1 I I

Как влияет повышение температуры на равновесие системы Решение: Согласно принципу Jle Шателье, равновесие системы при повышении температуры должно сместиться в сторону эндотермической реакции. В нашем случае — в сторону обратной реакции. Пример 2 Реакция образования оксида азота (IV) выражается уравнением 2NO + 02 ч± 2N02. Как изменится скорость прямой и обратной реакций, если увеличить давление в 3 раза, а температуру оставить постоянной?

Вызовет ли это изменение скорости смещение равновесия?

Решение: Пусть до увеличения давления равновесные концентрации оксида азота (И), кислорода и оксида азота (IV) были: тогда скорость прямой реакции скорость обратной реакции При увеличении давления в 3 раза во столько же раз увеличится концентрация всех реагентов: Скорость прямой реакции станет: Скорость обратной реакции станет: и2 — к2(3с)2 — к29с2. Значит, скорость прямой реакции возросла в 27 раз, а обратной — в 9 раз. Равновесие сместится в сторону прямой реакции, что согласуется с принципом Ле Шателье.

Пример 3 Как влияют на равновесие в системе а) понижение давления; б) повышение температуры; в) увеличение концентрации исходных веществ? Решение: Согласно принципу Ле Шателье, понижение давления приведет к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к увеличению ее объема, т. е. в сторону обратной реакции. Повышение температуры приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т. е. в сторону обратной реакции.

Возможно вам будут полезны данные страницы:

И наконец, увеличение концентрации исходных веществ приведет к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции, т. е. в сторону прямой реакции. Вопросы и задачи для самостоятельного решения 1. Какие реакции являются необратимыми? Приведите примеры. 2. Какие реакции называются обратимыми? Почему они не доходят до конца?

Приведите примеры. 3. Что называется химическим равновесием? Является оно статическим или динамическим? 4. Что называется константой химического равновесия и какой физический смысл она имеет? 5. Какие факторы влияют на состояние химического равновесия? 6. В чем сущность принципа Jle Шателье? 7. Как влияют катализаторы на состояние химического равновесия? 8. Как влияют: а) понижение давления; б) повышение температуры; в) увеличение концентрации на равновесие системы 9.

Как отразится повышение давления на равновесии в следующих системах: 10. Изменениями концентрации каких реагирующих веществ можно сдвинуть вправо равновесие реакции 11. Покажите на примере реакции синтеза аммиака, какими факторами можно сместить равновесие процесса в сторону образования аммиака? 12. Как изменится скорость прямой и обратной реакций , если объем газовой смеси уменьшится в три раза? В каком направлении сместится химическое равновесие при повышении температуры? 13.

смещение равновесия системы Н2 + S т± H2S, если а) увеличить концентрацию водорода, б) понизить концентрацию сероводорода? 14. В какую сторону сместится равновесие в системах при повышении температуры: 15. В замкнутой системе в присутствии катализатора реакция взаимодействия хлористого водорода с кислородом обратима: Какое влияние на равновесную концентрацию хлора будут оказывать: а) увеличение давления; б) увеличение концентрации кислорода; в) повышение температуры?

16. Вычислите константу равновесия для обратимой реакции, протекающей по уравнению зная, что при состоянии равновесия [N02] — 0,06 моль/л, [NO] = 0,24 моль/л, [02] = 0,12 моль/л. Ответ: 1,92. 17. Вычислите константу равновесия для процесса: если при некоторой температуре из взятых в исходном состоянии пяти моль СО и четырех моль С12 образовалось 1,5 моль СОС12. Ответ: 0,171. 18. При некоторой температуре константа равновесия процесса Н2(г) + НСОН(г) +± СН3ОН(г) равна 1. Начальные концентрации Н2(Г) и НСОН(г) составляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Какова равновесная концентрация СН3ОН(г)? Ответ: 2 моль/л.

19. Реакция протекает по уравнению 2А т± В. Исходная концентрация вещества А равна 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации реагирующих веществ. Ответ: 0,015 моль/л; 0,170 моль/л. 20. В каком направлении произойдет смещение равновесия реакции: 3Fe + 4Н20 т± Fe304 + 4Н2 1) при увеличении концентрации водорода; 2) при увеличении концентрации паров воды? 21. При некоторой температуре равновесная концентрация серного ангидрида, образующегося в результате реакции 2S02 + 02 2S03, составила 0,02 моль /л.

Исходные концентрации сернистого газа и кислорода составляли, соответственно, 0,06 и 0,07 моль/л. Рассчитайте константу равновесия реакции. Ответ: 4,17. Как повлияет повышение давления при неизменной температуре на равновесие в следующих системах: . В какую сторону сместится равновесие в рассмотренных процессах при повышении температуры? 23. Какие факторы (давление, температура, катализатор) способствуют смещению равновесия в реакции в сторону образования СО? Ответ мотивируйте. 24. Как повлияет увеличение давления на химическое равновесие в обратимой системе: 25. Как повлияют увеличение температуры и уменьшение давления на химическое равновесие в обратимой системе

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

Лабораторная работа №2. Скорость химической реакции. Химическое равновесие

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Теория

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы. При этом безразлично, о каком из участвующих в реакции веществе идет речь: все они связаны между собой уравнением реакции, и по изменению концентрации одного из веществ можно судить о соответствующих изменениях концентраций всех остальных. Обычно концентрацию выражают в моль/л, а время — в секундах или минутах. Если, например, исходная концентрация одного из реагирующих веществ составляла 1 моль/л, а через 4 с от начала реакции она стала 0,6 моль/л, то средняя скорость реакции будет равна:

моль/(л·с)

Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по уравнению:

aА + bВ = dD + fF (I)

По мере расходования вещества А скорость реакции уменьшается.

Рис. 1. Зависимость концентрации исходных веществ от времени реакции

Отсюда следует, что скорость реакции может быть определена лишь для некоторого промежутка времени. Так как концентрация вещества А в момент времени t1 измеряется величиной c1, а в момент t2 — величиной c2 , то за промежуток времени ∆t = t2 — t1 изменение концентрации вещества составит Δc = c2 — c1, откуда определится средняя скорость реакции:

Знак минус ставится потому, что, несмотря на убывание концентрации вещества А и, следовательно, на отрицательное значение разности c2 — c1, скорость реакции может быть только положительной величиной. Можно также следить за изменением концентрации одного из продуктов реакции — веществ D или F; она в ходе реакции будет возрастать, и потому в правой части уравнения нужно ставить знак плюс. Тогда, в общем виде средняя скорость реакции оределяется по уравнению:

Поскольку скорость реакции все время изменяется, то в химической кинетике рассматривают только истинную скорость реакции V, т. е. скорость в данный момент времени.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления — для газовых реакций, от измельчения — для твердых веществ, от радиоактивного облучения).

Влияние концентраций реагирующих веществ

Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики (закон действующих масс), устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ: cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции ( I ) этот закон выразится уравнением

, (1)

где сА и сВ — концентрации веществ А и В, моль/л; k — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс. Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k — она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице.

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.

Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

Влияние температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10o скорость большинства реакций увеличивается в 2 — 4 раза. Эта зависимость выражается соотношением:

где Vt1 , Vt2 — скорости реакции соответственно при начальной ( t1 ) и конечной ( t2 ) температурах, а γ — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°.

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакций, протекающих при относительно низких температурах.

Более точным является уравнение Аррениуса, описывающее температурную зависимость константы скорости.

где k0 – предэкспоненциальный множитель;

R – универсальная газовая постоянная;

T – абсолютная температура.

Рис. 2. Графическая зависимость константы скорости от температуры

При низких температурах химические реакции почти не протекают: k(T) 0. При очень высоких температурах константа скорости стремится к предельному значению: k(T) A. Это соответствует тому, что все молекулы являются химически активными и каждое столкновение приводит к реакции.

Химическое равновесие

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. Например, в реакции синтеза аммиака

равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же молекул аммиака, сколько их распадается на азот и водород. Следовательно, химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.

В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются. Поэтому такое равновесие называется подвижным или динамическим равновесием. И поскольку действие обеих реакций взаимно уничтожается, то в реагирующей смеси видимых изменений не происходит: концентрации всех реагирующих веществ – как исходных, так и образующихся – остаются строго постоянными. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными. Они обычно обозначаются формулами реагирующих веществ, заключенными в квадратные скобки, например [Н2], [N2], [NH3], тогда как неравновесные концентрации обозначают так: CH2, CN2, CNH3.

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ – и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрация всех реагирующих веществ изменяется до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при иных значениях равновесных концентраций. Подобный переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия. Если при изменении условий увеличивается концентрация конечных веществ, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов реакции. Если же увеличивается концентрация исходных веществ, то равновесие смещается в сторону их образования.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

Влияние температуры

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое — эндотермическому.

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q

Прямая реакция — экзотермическая, а обратная реакция — эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: при повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции.

Влияние давления

Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: при повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (или исходных продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом.

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

при повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

ОПЫТ 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

1. Na2S2O3, раствор;

2. H2SO4, 1N раствор;

3. дистилированная вода.

Посуда и принадлежности:

штатив с пробирками; 6 стаканчиков на 50 мл; секундомер.

Реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой может быть выражена общим уравнением

Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + SO2 + S + H2O

Выделяющаяся сера делает раствор мутным.

Проделайте предварительно опыт качественно. Для этого:

1. Внесите в пробирку 5-10 капель раствора тиосульфата натрия и 3-5 капель раствора серной кислоты. Наблюдайте появление мути.

2. Для проведения опыта возьмите шесть стаканчиков на 50 мл.

3. В три стаканчика налейте по 10 мл раствора серной кислоты.

4. В три других налейте раствор тиосульфата натрия Na2S2O3 и дистиллированной воды в следующем порядке: в первый – 10 мл раствора тиосульфата натрия и 20 мл воды, во второй – 20 мл раствора тиосульфата натрия и 10 мл воды, в третий – 30 мл раствора тиосульфата натрия, воду не добавляют.

5. Сгруппируйте стаканчики в три пары (тиосульфат-кислота).

6. В первый стаканчик с раствором тиосульфата натрия прилейте раствор серной кислоты (не наоборот!) и по секундомеру определите время с момента добавления кислоты до помутнения раствора.

7. Данные занесите в таблицу 1.

Опыт повторите поочерёдно со второй и третьей парами стаканчиков.