STUDIA MIĘDZYKIERUNKOWE 

INŻYNIERIA MECHANICZNA I MATERIAŁOWA 

I ROK 

 
 
 
 
 

Ćwiczenie 4 

Badanie kinetyki rozkładu tiosiarczanu (II) sodu pod 

wpływem kationów wodorowych 

 
 
 
 
 
 
 
 
 

LABORATORIUM CHEMII 

 

 

 

Wprowadzenie 

 

 

Warunkiem  koniecznym  aby  zaszła  reakcja  chemiczna  jest  zmiana  entalpii  swobodnej 

reakcji 



G  (zwanej  też  entalpią  Gibbsa)  mniejsza  od  zera



G<0.  Jest  to  warunek  wynikający 

z termodynamiki  układu  w  jakim  przewidujemy  reakcję,  który  określa  położenie  równowagi 

układu poddanego jakiemuś procesowi. Spełnienie tego warunku nie oznacza jednak, że reakcja 

chemiczna zajdzie. Przykładem  mogą być przemiana diamentu  w grafit  lub  reakcja mieszaniny 

gazowego tlenu i wodoru w warunkach normalnych, dla których 



G<0,  a  jednak  jak  wiadomo 

diamenty mogą przetrwać wiele milionów lat a mieszanina tlenu z wodorem potrzebuje dopiero 

jakiegoś  bodźca  do  zainicjowania  reakcji.  O  tym,  że  wymienione  procesy  nie  zachodzą 

samorzutnie decydują czynniki wynikające z ich kinetyki, które wymagają pokonania bariery lub 

barier  energetycznych  elementarnych  etapów  reakcji.  Działem  chemii,  który  zajmuje  się 

badaniem  wpływu  różnych  czynników  na  szybkość  zachodzenia  reakcji  chemicznych  oraz 

wyjaśnianiem  ich  mechanizmów  jest  kinetyka  chemiczna.  Parametrami  stanu,  z  którymi 

najczęściej związana jest kinetyka reakcji są temperatura, stężenie i ciśnienie.  

 

Reakcje  chemiczne  można  podzielić  na  dwie  grupy  ze  względu  specyfikę  układów 

w jakich  zachodzą,  na  reakcje  homogeniczne  oraz  reakcje  heterogeniczne.  Reakcje 

homogeniczne  zachodzą  w  obrębie  jednej  fazy  i  możemy  do  nich  zaliczyć  reakcje  zachodzące 

w układach  gazowych  lub  w  roztworach.  Reakcje  heterogeniczne  zachodzą  w  układach 

wielofazowych,  bardzo  często  na  granicy  faz.  W  przypadku  reakcji  heterogenicznych  kinetyka 

bardzo  często  uzależniona  jest  od  szybkości  transportu  reagentów  (zarówno  substratów  jak 

i produktów  reakcji)  poprzez  dyfuzję  lub  konwekcję  do  miejsca  reakcji.  Przykładem  reakcji 

heterogenicznych  mogą  być  reakcje  utleniania  metali  w  fazie  gazowej,  lub  katalityczne 

dopalanie spalin. 

 

W  układach  homogenicznych  zależność  szybkości  reakcji  od  stężenia  wyraża  tzw. 

kinetyczne  prawo  działania  mas  (Guldberga-Waagego),  które  mówi,  że  szybkość  reakcji  jest 

wprost proporcjonalna do stężenia substratów w odpowiednich potęgach. Dla reakcji: 

....

...







eE

bB

aA

 

prawo działania mas będzie wyrażało równanie: 

...

nb

B

na
A

r

c

c

k









 . 

Gdzie 



r

- to szybkość reakcji, c

a

, c

b

 – stężenia substratów, k – stała szybkości reakcji zależna od 

temperatury  i  obecności  katalizatora,  n

a

,  n

b

  –  wyznaczone  empirycznie  wykładniki  potęgowe 

przy  odpowiednich  stężeniach.  Wykładniki  potęgowe  wyrażają  rząd  reakcji  względem 

poszczególnych  reagentów,  zaś  suma  wszystkich  wykładników  określa  rząd  reakcji.  Ważne 

podkreślenia jest to, że wykładniki n

a

, n

b

 w ogólnym przypadku nie są  równe współczynnikom 

stechiometrycznym a, b w sumarycznym równaniu reakcji. W praktyce spotykane rzędy reakcji 

wynoszą najczęściej 1 i 2 rzadziej 3. Spotyka się również reakcje rzędu zerowego oraz o rzędach 

ułamkowych. 

 

Kinetyka reakcji homogenicznej pierwszego rzędu. 

 

 

Reakcję pierwszego rzędu można przedstawić równaniem:  

A → B. 

Szybkość tej reakcji jest proporcjonalna do pierwszej potęgi chwilowego stężenia c

A

 substratu A 

co pozwala nam zapisać równanie kinetyczne w formie różniczkowej : 

A

A

r

c

k

dt

dc











 

Rozdzielając zmienne i całkując obustronnie powyższe równanie otrzymujemy: 

const

 

kt 

 

c

ln

A







 

stałą całkowania wyznaczamy z warunków początkowych reakcji: dla t = 0, c

A

= a, stąd:

   

kt 

c

ln

A



a

 

czyli:  

kt

A

e

 

a

c





 

Z powyższych równań wynika, że dla reakcji pierwszego rzędu zależność 

A

c

a

ln

 w funkcji czasu 

t  jest  liniowa.  Z  nachylenia  prostej  względem  osi  czasu  można  wyznaczyć  stałą  szybkości  k. 

Zależność c

A

 od t ma natomiast charakter wykładniczy. 

 

 Kinetyka reakcji drugiego rzędu 

Równanie reakcji drugiego rzędu możemy przedstawić równaniem: 

C

B

A





 

Wyrażenie na szybkość reakcji można opisać następującym wzorem: 

B

A

C

A

r

c

c

k

dt

dc

dt

dc















 

Jeżeli c

A

 i c

B 

wyrazimy za pomocą ubytku substancji x oraz stężeń początkowych c

A0

 i c

B0

 czyli 

c

A

=c

A0 

– x, c

B

=c

B0

 – x otrzymamy wyrażenie na równanie reakcji drugiego rzędu w innej postaci: 

)

(

)

(

0

0

x

c

x

c

k

dt

dx

B

A

r















 

a po scałkowaniu: 

)

(

)

(

ln

)

(

1

0

0

0

0

0

0

x

c

c

x

c

c

c

c

t

k

B

A

A

B

B

A









 

Dla szczególnego przypadku gdy c

A

= c

B

 równanie kinetyczne przyjmuje postać: 

2
A

A

c

k

dt

dc







 

Po scałkowaniu daje to nam: 

const

t

k

c

A







1

 

Przyjmując  t=0  i  c

A

=a  uzyskujemy  const=1/a  i  po  podstawieniu  do  poprzedniego  wzoru 

i prostych przekształceniach: 

at

x

a

x

k

t

k

a

x

a

)

(

1

)

(

1















 

Podobnie jak w przypadku reakcji pierwszego rzędu możliwy jest taki dobór współrzędnych aby 

zależność  między  chwilowym  stężeniem  c

A

  a  czasem  reakcji  t  przedstawić  w  postaci  linii 

prostej. Sytuacja taka będzie miała miejsce jeśli dla c

A

=c

B

 wykreślimy zależność 1/c od t. 

 

 

Rozkład  tiosiarczanu  sodu  Na

2

S

2

O

3

  pod  wpływem  kationów  wodorowych  zachodzi  wg 

równania:



















Na

O

H

SO

S

O

S

H

H

O

S

Na

2

2

2

2

3

2

2

3

2

2

 

Reakcja  ta  jest  przykładem  reakcji  dysproporcjonowania,  czyli  typu  reakcji  redoks,  w  której 

różne atomy tego samego pierwiastka ulegają jednocześnie redukcji i utlenianiu. W omawianej 

procesie reakcje połówkowe możemy zapisać następująco: 

4

0

2

4

2

0

2

2

:

1

2

1

2































S

S

S

e

sumaryczni

a

S

e

S

S

e

S

 

 

 

 

Cel ćwiczenia:  

 

Zbadanie  wpływu  stężenia  obydwu  substratów  na  szybkość  reakcji  względem  obydwu 

substratów. 

 

Wykonanie 

 

Ćwiczenie  będzie  polegało  na  pomiarze  czasu  potrzebnego  do  wytrącenia  takiej  ilości 

koloidalnej  siarki,  że  patrząc  się  przez  roztwór  zniknie  znacznik  umieszczony  pod  zlewką 

zawierającą reagujący roztwór. Czas reakcji potrzebny do osiągnięcia tego punktu będzie naszą 

miarą szybkości reakcji. Ćwiczenie składa się z dwóch części, w których badany jest wpływ na 

szybkość  reakcji  każdego  z  substratów  reakcji.  Badanie  wpływu  stężenia  na  szybkość  reakcji 

będzie polegało na pomiarze czasu reakcji dla pięciu różnych stężeń jednego z substratów, przy 

stałym stężeniu drugiego substratu.  

 

Pomiar wpływu stężenia tiosiarczanu sodu na szybkość rozkładu.  

 

 

Do  zlewki,  w  której  będzie  prowadzona  reakcja  należy  odmierzyć  pipetą  odpowiednią 

objętość roztworu Na

2

S

2

O

3

 i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Objętości Na

2

S

2

O

3

 podane 

są w tabeli dostarczonej w trakcie ćwiczeń laboratoryjnych.  Przygotować stoper. Drugą pipetą 

odmierzyć  2  cm

3

  roztworu  HCl  i  dodać  go  do  zlewki  z  tiosiarczanem  sodu  jednocześnie 

uruchamiając  pomiar  czasu.  Po  zmieszaniu,  roztwór  zamieszać  bagietką  szklaną  i  umieścić  na 

kartce  zawierającej  znacznik.  Roztwór  po  pewnym  czasie,  zależnym  od  stężenia  reagentów 

powinien  zacząć  mętnieć.  Obserwując  znacznik  umieszczony  pod  zlewką  poprzez  mętniejący 

roztwór należy uchwycić moment, w którym znacznik przestanie być widoczny i zmierzyć czas 

po  jakim  ten  moment  nastąpił.  Zmierzone  czasy  należy  zanotować  w  tabelce.  Pomiary  dla 

każdego  ze  stężeń  należy  przeprowadzić  trzykrotnie.  Każdorazowo  po  zakończeniu  pomiaru 

należy  niezwłocznie  wylać  zawartość  zlewki  do  zlewu  lub  dużej  zlewki  na  odpady.  Ułatwi  to 

czyszczenie zlewek pomiarowych przed następnymi pomiarami. 

 

Pomiar wpływu stężenia kwasu chlorowodorowego na szybkość rozkładu. 

 

 

Pomiary przeprowadza się w sposób analogiczny do przedstawionego powyżej. Najpierw 

do  zlewki  pomiarowej  odmierza  się  pipetą  odpowiednią  objętość  roztworu  kwasu.  Wartości  te 

zamieszczone  są  w  tabeli.  Objętość  roztworu  w  zlewce  uzupełnia  się  wodą  destylowaną  do 

kreski. Drugą pipetą odmierzamy stałą objętość 5 cm

3

 roztworu tiosiarczanu sodu. Po zmieszaniu 

roztworów  rozpoczynamy  pomiar  czasu  po  jakim  przestanie  być  widoczny  obserwowany 

znacznik.  Zmierzone  czasy  notujemy  w  tabelce.  Pomiary  dla  każdego  ze  stężeń  należy 

przeprowadzić trzykrotnie. 

 

 

Opracowanie wyników 
 
 

1.  Opisać przeprowadzone doświadczenie i przebieg jego wykonania. 

2.  Zmierzone czasy reakcji należy zanotować tabeli. Należy obliczyć wartości średnie czasu 

reakcji i odchylenia standardowe dla wykonanych pomiarów i umieścić w tabeli.  

3.  Należy narysować dwa wykresy przedstawiające zależność czasu osiągnięcia punktu 

charakterystycznego reakcji od stężenia tiosiarczanu sodu i od stężenia kwasu 

chlorowodorowego nanosząc na wykres odchylenia standardowe jako wartości błędu 

pomiaru czasu. 

4.  Przeprowadzić dyskusję otrzymanych wyników. Określić jakie są zależności szybkości 

reakcji od stężenia substratów. Określić możliwe błędy popełniane podczas pomiarów. 

Jakie inne czynniki oprócz stężenia będą miały wpływ na szybkość reakcji. 

 

LITERATURA 

1.  Chemia fizyczna. Andrzej Staronka, Wydawnictwa AGH, Kraków 1994