Експериментальна частина

Роботу починають з приготування розчинів із відомою питомою електропровідністю і тих, питому електропровідність яких потрібно виз-
начити. Концентрація задається викладачем.

З 1 н. розчину КСl або NaCl шляхом розведення готують розчини, вказані керівником занять. Не слід готувати всі розчини безпосередньо з
1 н., оскільки помилки при вимірюванні його об’єму ведуть до великої помилки в концентрації приготовленого розчину. Для розведення слід брати розчин попередньої концентрації.

Після того, як всі розчини приготовлені, складають електричну схему. Джерело струму не вмикають, поки схему не перевірить керівник занять або лаборант. Якщо схема працює, приступають до вимірювань величини опо-
ру. Вимірювання опору починають від дистильованої води, найбільш розве-
дених розчинів, переходячи до концентрованих. Порядок вимірювань на-
ступний. Посудину для визначення електропровідності та електроди ста-
ранно промивають дистильованою водою. Після цього заливають у по-
судину 20–25 мл дистильованої води (оскільки вимірювання починають
з води).

Одягнувши навушники, або по розгортці екрану осцилографа контакт ставлять приблизно посередині лінійки (0,25–0,30 м). Ввімкнувши струм, на магазині опору підбирають такий опір, при якому в навушниках звук буде мінімальним (точка на екрані). Рекомендується при підбиранні опору користуватися одним каскадом. При цьому слід пам’ятати, що чим більш розведений розчин, тим менша його загальна електропровідність, тобто більший опір. Отже, щоб компенсація була на середині лінійки, очевидно, на магазині необхідно брати більші опори. Із збільшенням концентрації опір, який підбирається на магазині, знижується. Досягнувши мінімуму звуку в навушниках, точнішу компенсацію здійснюють за допомогою пересувного контакту на реохорді.

Не виливаючи розчину, міняють опір магазину на 10% у більшу і меншу сторону і визначають положення контакту для цих випадків, тобто для кожного розчину проводять три визначення для знаходження серед-
нього з величин опору. Якщо при будь-якому положенні контакту не спостерігається мінімального звуку, або точки на екрані осцилографу, то необхідно перевірити правильність з’єднань у загальній схемі, в кожній вітці окремо.

Користуючись результатами досліду, можна розрахувати опір і елек-
тропровідність розчинів, ємність опору посудини, питому і еквівалентну електропровідність, ступінь дисоціації, константу дисоціації. Ведуть розра-
хунки тих величин, які вказані в завданні.

Питома електропровідність водних розчинів KCl та NaCl при 298 К наведена в табл. 1.

Таблиця 1

Опір розчинів або води розраховують, користуючись виразом:

.

(1)

Звідки

.

З середніх значень опорів розраховують їх середні електро-
провідності

(2)

Користуючись залежністю питомої електропровідності від загальної , де c – питома електропровідність, яку можна розрахувати, якщо відомий коефіцієнт пропорційності К, який є константою (ємністю опору) посудини, в якій проводяться вимірювання. Величина його залежить від площі електродів, відстані між ними, від форми посудини та інших факторів.

Згідно формулі , де S – площа електроду, l – відстань між ни-
ми. Константу К розраховують, користуючись рівнянням (3), враховуючи при цьому поправку на електропровідність розчину, приготованого на дистильованій воді.

Електропровідність води розраховують за формулами (1), (2). Якщо – величина дуже мала, порівняно з W_р-ну, то при розрахунках величини К нею нехтують.

Тоді

.

(3)

Щоб скористатися формулою (3), необхідно знати значення питомої електропровідності c. Для цього загальну електропровідність визначають з досліду, а питому беруть з табличних даних.

Для визначення ємності електропровідності (К) використовують три розчини KCl або NaCl. Концентрації їх вказує керівник занять. Питому електропровідність для цих розчинів беруть з таблиць.

Знаючи константу посудини, можна розрахувати питому електропро-
відність будь-якого розчину, загальну електропровідність якого визна-
чають у цій посудині:

.

(4)

Знаючи питому електропровідність, розраховують еквівалентну
l_р-ну, використовуючи формулу їх взаємозв’язку

,

(5)

де С – концентрація розчину виражена в моль×екв./л.

Аналогічно визначають еквівалентну електропровідність при розве-
денні l_¥. За безмежне розведення беруть концентрацію 0,0001 н. розчинів.

Знаючи l_¥ і l при даному розведенні, розраховують ступінь дисоціації

.

(6)

Користуючись законом розведення Оствальда можна розрахувати константу дисоціації слабкого електроліту, підставляючи (6)

.

(7)

Величина α слабких кислот та основ у не дуже розбавлених розчинах дуже мала, і нею в знаменнику (7) можна знехтувати, приймаючи за 1. Тоді одержуємо:

або

. (8)

Це рівняння дає змогу вирахувати ступінь електролітичної дисоціації слабкого електроліту в розчині відомої концентрації, якщо відома константа К_дис.

Вищевказані закономірності придатні для слабких електролітів. Однак при малих концентраціях вони придатні і для сильних.

Визначення електропровідності за допомогою моста Р 38.

Робота на змінному струмові

1. Підвести до гнізд приладу напругу 220 В з частотою 50 Гц і перемикач “Питание” поставити в положення ”~”.

2. Перемикач важеля порівняння вставити в положення “Установ-
ка нуля” і встановити перемикач “Гальв.” у положення “Точно” обертанням коректору на гальванометрі, встановивши стрілку в нульове положення.

3. Встановити перемикач “Гальв.” у положення “Грубо” і зрівно-
важити міст обертанням рукояток важеля порівняння і реохор-
ду, потім перевести перемикач “Гальв.” у положення “Точно” і обертанням рукоятки реохорду дорівноважити міст.

4. Вимірювання електролітів на підвищеній частоті до 500 Гц проводиться таким же чином, як і на частоті 50 Гц.

Результати досліду і обрахунків записуються в табл. 2:

Таблиця 2

Концен-трація, кмоль×екв/м3	Опір розчину, Ом	Середн. опір розчину, Ом	Середн. електро- провід. Розчину, Ом	Ємніс. опору посуд., м	c, Ом–1×м–1	l,	a	Кдис

На основі даних побудувати графічні залежності .

2. BИЗНАЧЕННЯ РОЗЧИННОСТІ МАЛОРОЗЧИННИХ СПОЛУК

Для виконання цієї роботи дуже зручно використати хлорид срібла. З цією метою невелика кількість (2-5 г) добре розтертої солі переносять у колбу і декантацією промивається дистильованою водою. Після промивання знову заливається дистильована вода обережно (без струшування) до прозорості розчину і замірюється опір розчину.

Оскільки сіль AgCl дуже погано розчинна, то ступінь її іонізації у водному розчині наближається до одиниці, тобто молярна електропровідність насиченого розчину цієї солі практично не відрізняється від граничної електропровідності –

,

де S – розчинність хлориду срібла,

.

Експериментально встановлено, що питома електропровідність насиченого розчину хлориду срібла дорівнює 3,40^×10^-4см^.м^-1.Оскільки вода сама є слабим електролітом, то слід враховувати її власний внесок у електропровідність розчину (c води 1,60^.10^-4см^.м^-1). Таким чином,

.

Користуючись нижче приведеною таблицею, величина граничної молярної електропровідності хлориду срібла:

, тоді розчинність хлориду срібла

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА РУХЛИВІСТЬ ІОНІВ

У ВОДНИХ РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ

при 298 К (l^і, см^.моль^-1.м²)

Оскільки хлорид срібла – бінарний електроліт, то [ Ag⁺] = [ Cl^-]. Знаючи концентрацію іонів, можна визначити добуток розчинності

.

Аналогічно визначається розчинність та добуток розчинності інших важкорозчинних сполук.

Результати досліду і розрахунків записуються в таблицю:

3. ВИЗНАЧЕННЯ ІОННОГО ДОБУТКУ ВОДИ

Для роботи необхідно: реохорд АВС; звуковий генератор ЗГ; на-
вушники Т або осцилограф; посуд для визначення електропровідності і платинові електроди Б; мірна колба на 50–100 мл; піпетки мірні; магазин опору.

Для виконання цієї роботи використовується рівняння

.

Наприклад, при 291 К питома електропровідність чистої води дорівнює 4,41^.10^-6см^.м^-1. За даними таблиці, приведеної в попередній роботі, знаходимо

.

Одержавши концентрацію іонів Н⁺ та ОН^-

,

визначаємо іонний добуток води при 291 К:

.

Аналогічно визначається величина іонного добутку води при інших температурах. Результати експерименту та розрахунків записуються у вигляді таблиці:

4.ВИЗНАЧЕННЯ КОНЦЕНТРАЦІЇ КИСЛОТИ МЕТОДОМ КОНДУКТОМЕТРИЧНОГО ТИТРУВАННЯ

Для роботи необхідно: 1н.; 0,1н. розчини NaOH; контрольний розчин кислоти; піпетка на 20–25 мл; мікропіпетка; провідники електричні – 5 шт.

В об’ємному аналізі для визначення кінця титрування застосовують кольорові індикатори. Ці індикатори можуть бути використані в тих ви-
падках, коли необхідно титрувати забарвлені або мутні розчини, так як на фоні цих розчинів зміну кольору індикатора визначити неможливо.

У таких випадках особливо часто при нейтралізації слабких кислот і лугів “індикатором” служить електропровідність розчинів.

Вимірювання електропровідності розчинів знайшло широке прак-
тичне застосування. Одним з них являється кондуктометричне титрування. Суть методу полягає в тому, що в процесі титрування одні йони в розчині заміняються іншими, рухливість яких інша, а відповідно змінюється і електропровідність розчину.

Рис. 1. Електрична схема для кондуктометричного титрування.

Визначаючи електропровідність розчину, можна розрахувати його кон-центрацію.

Оскільки електропровідність є величина обернена опорові, то для її визначення достатньо знайти опір розчину струмові, який проходить через нього. Опір визначається компенсаційним методом із застосуванням мос-
тика Кольрауша, схема якого подана на рис.1, де АВС – реохорд; R – магазин опорів; Т – навушники або осцилограф; Б – посуд з розчином електроліту, електропровідність якого необхідно визначити; ЗГ – звуковий генератор; К – ключ.

Для роботи необхідно: міст змінного струму; термостат (298 0,1К); кондуктометрична комірка з платиновими електродами (константа комірки відома); 4–5 мірних колб на 100 мл; 4–5 стаканів тієї ж місткості; розчини сильних електролітів, які застосовуються в фармації: соляна кислота, бен-
зоат, саліцілат, гідрокарбонат натрію; сульфат магнію або хлорид кальцію, дистильована вода; аналітичні ваги; розчин реагенту НСl концентрації
2×10^–2моль/л; 4–5 конічних колб з пробками; об’єкти дослідження: амідо-
пірин, стрептоцид або бензоат натрію у вигляді чистих фармакопейних препаратів і таблеток.

Мета роботи: виміряти опір системи розчину реагенту; внести точну наважку досліджуваної речовини; виміряти опір розчину; розрахувати питому електричну провідність та її зміну; одержати калібрований графік або його рівняння; визначити склад речовини у вихідній таблетці.

Пряме кондуктометричне визначення вмісту лікарської речовини в слабких електролітах практично неможливе. Абсолютні величини χ слаб-
ких електролітів малі, залежність має нелінійний характер. Дода-
вання досліджуваної речовини у розчин реагенту, що з ним взаємодіє, викликає зміну питомої електричної провідності розчину, яка при визна-
чених умовах пропорційна концентрації цієї речовини. Такий метод називають прямою кондуктометрією з хімічним впливом на систему.

Наведемо приклад прямого кондуктометричного аналізу слабких основ. В якості реагенту застосовують розчин слабкої кислоти НА відомої концентрації с_р; його питома електрична провідність . Після додавання слабкої основи ВОН з концентрацією с_о при умові с_о<с_р проходить нейтралізація згідно реакції

В одержаному розчині знаходиться утворена сіль ВА в концентрації с_о і надлишок реагенту НА в концентрації с_{р –} с_о. На основі адитивності знаходимо питому електричну провідність одержаного розчину (χ):

(1)

(2)

По рівнянню реакції замість сильної кислоти НА утворюється екві-
валентна маса солі ВА, тому концентрація розчину не міняється, різниця йонних еквівалентних електричних провідностей є величина постійна, а зміна питомої електричної провідності розчину прямо про-
порційна концентрації досліджуваної слабкої основи рівняння (2).

На практиці в розчин реагенту вносять певні маси досліджуваної речовини, кожний раз визначаючи Δχ. Будують лінійний графік , де m – маса речовини, або одержують рівняння

. (3)

Коефіцієнти а і b знаходять методом найменших квадратів.

Пряма кондуктометрія з хімічним впливом на систему враховує швид-
кість прямого кондуктометричного методу з можливостями кондукто-
метричного титрування. У цьому методі можуть використовуватись не тільки реакції нейтралізації, але й осадження, витіснення із солей, комп-
лексоутворення. Домішки стороннього електроліту (до 3–4%) у меншій мірі заважають проведенню аналізу, чим у класичному варіанті прямої кондуктометрії.

Для успішного проведення аналізу взаємодія повинна йти швидко і до кінця, продукти реакції і реагент повинні мати максимально різні екві-
валентні електричні провідності. Відношення концентрацій речовини, що визначають, і реагенту повинно бути в межах 0,5–0,95, так як зростає похибка аналізу із-за зменшення Δχ.

Хід роботи

В 4–5 конічних колб вносять точні маси чистого препарату, до-
дають із бюретки по 50 мл НСl визначеної концентрації. Маси розра-
ховують так, щоб відношення концентрації речовини, що визначають, і реагенту знаходилось в межах 0,5–0,95. Розчини перемішують і вимірюють опір чистого реагенту НСl і всіх розчинів при Т=298 К. Таблетку неві-
домого складу зважують, потім подрібнюють до порошку і вносять в чис-
тий розчин реагенту (50 мл), повністю розчиняють (дозволяється каламут-
ність нерозчинних домішок). Іноді потрібен підігрів розчину на водяній бані. Вимірюють опір одержаного розчину.

Обробка результатів експерименту

Для кожного розчину розраховують за рівнянням опір і зміну питомої електричної провідності Δχ по рівнянню (1), будують залеж-
ність і методом найменших квадратів розраховують коефі-
цієнти а і b рівняння (3). Розраховують χ і Δχ у досліді з таблеткою і за каліброваним графіком або рівнянням (3) знаходять масу речовини в таблетці, що аналізується. Оцінюють похибку аналізу, підставивши у рівняння (3) величини Δχ і зрівнявши взяті наважки з розрахованими по рівнянню.

Результати досліду і розрахунки заносять у таблицю:

VIII. ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА ЕЛЕКТРОДНІ ПОТЕНЦІАЛИ

1. ВИМІРЮВАННЯ ЕЛЕКТРОРУШІЙНИХ СИЛ ГАЛЬВАНІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ

Для роботи необхідно: акумулятор на 1,2 V – А_к; гальванометр – Г; нормальний елемент Вестона Еп; елемент з невідомою ЕРС – Ех; реохорд АВ; ключ для вмикання К; перемикач на шість клем П; провідники струму; розчини CuSO₄, ZnSO₄; насичений розчин KCl.

Прилад, в якому відбувається перетворення хімічної енергії в елек-
тричну, називається гальванічним елементом. Його можна зобразити схе-
мою

ЕРС такого елемента в більшості випадків виміряють двома мето-
дами: ввімкненням у ланцюг чутливого вольтметра або компенсаційним методом. Перший з цих методів має деякі недоліки, зв’язані з проход-
женням через прилад електричного струму. Ці недоліки усуваються при визначенні ЕРС компенсаційним методом, коли через елемент струм не проходить.

Схема установки для вимірювання ЕРС

компенсаційним методом.

Принцип методу компенсації полягає в тому, що до елемента з невідо-
мою ЕРС приєднують інший елемент, ЕРС якого направлена назустріч (джерело струму). При цьому відбувається взаємна компенсація двох електрорушійних сил – досліджуваного елемента і джерела струму.

Схема установки для компенсаційного методу подана на рисунку. Акумулятор АК замкнутий через дротину АВ, що натягується вздовж шкали реохорду довжиною 1 м. Дротина на всій довжині реохорда однорідна і має однаковий переріз, тому спад напруги на одиницю довжини теж однаковий і рівний , а спад напруги на всій довжині реохорда рівний:

,

(1)

де І – сила струму;

r – опір одиниці довжини дротини (питомий опір).

Якщо в коло назустріч акумуляторові ввімкнули елемент з невідомою ЕРС, то, переміщуючи повзунок С по лінійці АВ, можна знайти таке положення, при якому стрілка гальванометра Г стає на нуль.

Це відбувається внаслідок того, що ЕРС гальванічного елемента Е_х точно компенсується різницею потенціалів у межах між точками А і В. Якщо ця різниця потенціалів більша від ЕРС елемента, то стрілка галь-
ванометра відхиляється в одну сторону. Якщо ЕРС гальванічного елемента більша за різницю потенціалів на лінійці, то спостерігається відхилення стрілки гальванометра в протилежну сторону.

Необхідно знати ці два положення, потім зменшувати інтервал між ними до того часу, поки стрілка гальванометра прийме нульове положення.

Якщо гальванометр знаходиться в нульовому положенні, а повзунок на віддалі а_х, тоді

, а .

Із співвідношення

,

знаходимо

.

(2)

Але ЕРС акумулятора невідома і тим більше в процесі роботи вона може змінюватись. Тому перш ніж компенсувати Е_х, в електричне коло замість досліджуваного елементу включають нормальний елемент Вестона Е_N, ЕРС якого відома.

При компенсації Е_N і ЕРС акумулятора одержуємо певне положення контакта а_N, тоді

.

(3)

Із співвідношення

,

знаходимо

.

(4)

Підставивши рівняння (4) у рівняння (2), знаходимо Е_х ЕРС дослід-
жуваного елементу:

.

(5)

Експериментальна частина роботи виконується у наступному по-
рядку.

По наведеній схемі компенсують спочатку нормальний елемент Вес-
тона, потім мідно-цинковий елемент і тільки після цього каломельно-цинковий. З одержаних даних по формулі (5) розраховують ЕРС дослід-
жуваних елементів.

Із значення ЕРС каломельно-цинкового елементу розраховують по-
тенціал цинкового електроду. Потенціал каломельного електроду по від-
ношенню до цинкового буде позитивним. Значення його в залежності від температури подані на с. 51.

Величину потенціалу цинкового електроду обраховують, виходячи із співвідношення:

, звідси .

(6)

Результати досліду і розрахункові дані записуються в таблицю:

Елемент	Покази на лінійці	ЕРС	Електродний потенціал
Норм. елемент Вестона
			- ПZn/Zn2+

2. ВИЗНАЧЕННЯ ВОДНЕВОГО ПОКАЗНИКA ПОТЕНЦІОМЕТРИЧНИМ МЕТОДОМ

Для роботи необхідно: потенціометр; акумулятор; нормальний еле-
мент Вестона; хінгідронно-каломельний елемент; гальванометр; провідни-
ки; хінгідрон; досліджувані розчини.

Для визначення рН за допомогою хінгідронного електроду користу-
ються хінгідронно-каломельним ланцюгом:

Вимірюють еРС цього ланцюга за допомогою потенціометра. рН розчину розраховують, виходячи з рівняння залежності потенціалу хін-
гідронного електроду від концентрації водневих іонів:

,

або

.

ЕРС хінгідронно-каломельного елементу набуває вигляду:

.

Підставляючи в це рівняння значення П_хін і П_кал, одержуємо:

.

Звідки дістаємо розрахункову формулу:

.

Значення нормального потенціалу хінгідронного електроду – П_Охін, потенціалу насиченого каломельного електроду – П_кал в залежності від температури, а також значення коефіцієнту беруть з таблиць, які знаходяться у кінці опису.

Для визначення еРС хінгідронно-каломельного елементу до відпо-
відних клем на потенціометрі приєднують: хінгідронно-каломельний еле-
мент, нормальний елемент Вестона, гальванометр і джерело струму. Не-
обхідно пам’ятати, що джерело струму при збиранні електричної схеми підключається останнім. Хінгідронний електрод готують таким чином.

У скляний посуд заливають досліджуваний розчин; туди ж додають хінгідрон до насичення.

Компенсаційна схема потенціометра.

Готовий хінгідронно-каломельний елемент приєднують до приладу, зображеному на рисунку.

Якщо вимірювання проводяться з хінгідронним електродом, то кало-
мельний електрод приєднується до клеми “мінус”, а з водневим – до “плюс”. Перед вимірюванням ЕРС хінгідронно-каломельного ланцюга спо-
чатку проводять наладку потенціометра по нормальному елементу. Для цього ручка вмикача ставиться в положення “НЗ”, а реостатами, вмонто-
ваними в лівій частині приладу, підбирають опір, починаючи з грубої наводки і кінчаючи більш плавною до тих пір, поки стрілка гальванометра покаже відсутність струму. Потім починають визначення ЕРС дослід-
жуваного елементу. Для цього ручку вмикача ставлять в положення “Х” і реостатами, вмонтованими в правій частині приладу (починаючи з ручки 0,1 і закінчуючи 0,001 В), підбирають такий опір, при якому стрілка галь-
ванометра покаже відсутність струму, тобто стане на нуль.

Cумарне значення показів кожного реостату відповідає значенню ЕРС хінгідронно-каломельного елемента. Маючи значення ЕРС хінгідронно-каломельного електрода, по розрахунковій формулі вираховують величину водневого показника.

Результати досліду записують у табл. 1.

Таблиця 1

Дослід. р-н	Покази потенціо-метра, В	ПОхін, В	Пкал, В		рН

Значення потенціалу насиченого каломельного електроду при різних температурах наведені в табл. 2.

Таблиця 2

Значення потенціалу нормального хінгідронного електроду при температурі від 281 до 301 К наведені в табл. 3.

Таблиця 3

Значення для різних температур наведені в табл. 4.

Таблиця 4

Т, К		Т, К
	0,0561		0,0583
	0,0563		0,0585
	0,0565		0,0587
	0,0567		0,0589
	0,0569		0,0591
	0,0571		0,0593
	0,0573		0,0595
	0,0575		0,0597
	0,0577		0,0599
	0,0579		0,0601
	0,0581	–	–

3. ПОТЕНЦІОМЕТРИЧНЕ ВИЗНАЧЕННЯ рН, РОЗРАХУНОК

КОНСТАНТИ ДИСОЦІАЦІЇ СЛАБКОЇ КИСЛОТИ

Потенціометричний метод визначення рН розчину слабкої кислоти дає можливість розрахувати константу дисоціації. Якщо для досліду взяти слабку кислоту , то відомий математичний вираз закону розведення Оствальда:

можна замінити рівністю: ,

де К – константа дисоціації кислоти;

a – ступінь дисоціації;

с(х) – молярна концентрація кислоти.

Молярна концентрація йонів водню в розчині слабкої кислоти зв’я-
зана з ступінню дисоціації і константою дисоціації відношенням:

.

Логарифмуючи рівність , одержуємо

.

Звідси .

Виконання роботи полягає у визначенні рН розчину слабкої кислоти з відомою молярною концентрацією. Для вимірювань рекомендується брати розчини з молярною концентрацією від 0,01 моль/л до 0,5 моль/л.

У хімічний стаканчик об’ємом 50 мл наливають 20–30 мл дослід-
жуваного розчину слабкої кислоти. У розчин обережно занурюють елек-
троди, щоб кулька скляного електроду повністю знаходилася у розчині. Вимірюють рН розчину за допомогою рН-метра і розраховують рК за формулою .

Потім за допомогою таблиці антилогарифмів визначають константу дисоціації. Порівняти одержану величину з табличною. Визначити абсо-лютну і відносну похибку.

ІХ. ХІМІЧНА КІНЕТИКА І КАТАЛІЗ

1. ВИЗНАЧЕННЯ ШВИДКОСТІ РОЗКЛАДУ

ТІОСУЛЬФАТНОЇ КИСЛОТИ

Для роботи необхідно: 0,1 моль/л розчин ; 1 моль/л ; штатив з пробірками; бюретка; секундомір.

Дослід 1. Залежність швидкості розкладу тіосульфатної кислоти від її молярної концентрації

У три пробірки наливають із бюреток розчин з молярною концентрацією с₁ = 0,1 моль/л і дистильовану воду в об’ємах, що вказані в табл. 1. У другі три пробірки наливають із бюреток по 0,005 л розчину (с( )= 1моль/л). Зливають попарно приготовлені розчини і , перемішують і відмічають за секундоміром час (t) від моменту зливу розчинів до помутніння у результаті появи осаду сірки.

Молярну концентрацію тіосульфату натрію с₂() і початкову молярну концентрацію тіосірчастої кислоти с( ) у приготовлених сумішах розраховують за формулою:

,

де V() – об’єм розчину тіосульфату натрію, який додали, л;

V_{(суміші)} – об’єм суміші, що досліджується, л.

Таблиця 1

Роблять висновки про вплив молярної концентрації тіосірчастої кислоти на швидкість протікання реакції, порівнюючи час від моменту зливання розчинів до помутніння у результаті появи осаду сірки.

Дослід 2. Залежність швидкості розкладу тіосульфатної кислоти

від температури

У три пробірки наливають по 0,005 л розчину з молярною кон-
центрацією с() =0,1 моль/л, у три інші – по 0,005 л розчину з с( ) = 1моль/л. Поміщають усі пробірки у стакан з водою і через
5 хвилин, вимірявши температуру води у стакані, зливають вміст однієї пари пробірок з розчинами і , відмічають час t від моменту злива розчинів до помутніння у результаті появи осаду сірки. Потім приливають у стакан трохи гарячої води, щоб температура збільшилась приблизно на 10 К. Витримують розчини при цій температурі 5 хвилин і зливають вміст другої пари пробірок із розчинами: і , відмічаючи час від моменту зливу розчинів до помутніння у результаті появи осаду сірки. Дослід з останньою парою пробірок проводять при температурі приблизно на 20 К вище початкової. Результати заносять у табл. 2.

Таблиця 2

Роблять висновок про вплив температури на швидкість хімічної реак-
ції, будуючи графік залежності .

2. КАТАЛІТИЧНИЙ ВПЛИВ ЙОНІВ ФЕРУМУ НА ШВИДКІСТЬ ОКИСЛЕННЯ ЙОДИСТОВОДНЕВОЇ КИСЛОТИ ПЕРСУЛЬФАТОМ АМОНІЮ

Для роботи необхідно: 0,5 моль/л розчини КІ, Н₂SO₄, СuSO₄, FeSO₄, (NH₄)₂S₂O₈; термостат; холодильник; дистильована вода; розчин крохмалю; конічні колби на 250 мл, піпетка.

Реакція окислення йодистоводневої кислоти персульфатом амонію можна описати рівнянням:

.

Ця реакція відбувається повільно. При наявності каталізатора – йонів міді і заліза – ця реакція істотно прискорюється.

У роботі експериментально визначають вплив йонів заліза і міді на швидкість окислення.