новая метод. механ. Практикум по общей химии часть 1 Для студентов института механизации и технического сервиса и факультета лесного хозяйства и экологии

Окисление, восстановление

Название	Практикум по общей химии часть 1 Для студентов института механизации и технического сервиса и факультета лесного хозяйства и экологии
Анкор	новая метод. механ.docx
Дата	18.07.2018
Размер	0.63 Mb.
Формат файла
Имя файла	новая метод. механ.docx
Тип	Практикум #21645
страница	4 из 6

1 2 3 4 5 6

Номер опыта

Время, сек

Условная скорость реакции,

Номер опыта

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается:

H₂⁰ − 2ē

2H⁺

S^-2 − 2ē

S⁰

Al⁰ − 3ē

Al⁺³

Fe⁺² − ē

Fe⁺³

2Br ^- − 2ē

Br₂⁰

Процесс присоединения электронов -− восстановление.При восстановлении степень окисления понижается.

Mn⁺⁴ + 2ē

Mn⁺²

S⁰ + 2ē

S^-2

Сr⁺⁶ +3ē

Cr⁺³

Cl₂⁰ +2ē

2Cl^-

O₂⁰ + 4ē

2O^-2

Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны, являются окислителями, а которые отдают электроны - восстановителями.

Составление уравнений окислительно-восстановительных

реакций методом электронного баланса

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

KMnO₄ + HCl

KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn⁺⁷O₄ + HCl^-1

KCl + Mn⁺²Cl₂ + Cl₂⁰ + H₂O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn⁺⁷+ 5ē

Mn⁺²

2Cl^-1- 2ē

Cl₂⁰

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn⁺⁷+ 5ē Mn⁺²	2
2Cl^-1- 2ē Cl₂⁰	5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷+ 10Cl^-1

2Mn⁺²+ 5Cl₂⁰

5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции.

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^-1

2KCl + 2Mn⁺²Cl₂ + 5Cl₂⁰+ 8H₂O

Контрольные вопросы

Расставьте коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса:

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Гальванические элементы – это устройства для прямого преобразования химической энергии заключенных в них реагентов в электрическую. Гальванические элементы – это источники тока, в которых вещества, образовавшиеся в процессе разряда, не могут быть превращены в исходные активные материалы. Поэтому ГЭ – это первичные элементы, или ХИТ одноразового действия.

Гальванический элемент представляет собой замкнутую систему, состоящую из двух гальванических полуэлементов (гальванических пар). Принцип работы ГЭ рассмотрен на примере медно-цинкового гальванического элемента (элемента Якоби-Даниэля).
На электроде из Zn, который погружён в раствор ZnSO_{4 ,}происходит окисление атомов Zn в ионы Zn²⁺.

Электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом.

Zn - 2e = Zn²⁺

На медном электроде, погружённом в раствор CuSO₄, происходит восстановление ионов Cu²⁺ в атомы, которые осаждаются на электроде:

Cu²⁺ + 2e = Cu

Электрод, на котором осуществляется процесс восстановления, называется катодом.

Одновременно часть ионов SO₄^2-переходит в раствор через пористую перегородку

Схема элемента Якоби-Даниэля

$c:\documents and settings\himia\рабочий стол\0156h5u5k1u7r2b3l7x5.png$

Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов.

Стандартный потенциал восстановления

- количественная мера способности вещества (молекулы или иона) вступать в окислительно-восстановительные реакции в водном растворе.

Окислительно-восстановительная реакция возможна, если

где

- стандартный потенциал восстановления окислителя.

- стандартный потенциал восстановления восстановителя.
Гальванический элемент характеризуется ЭДС, напряжением, емкостью и энергией, которую он может отдать во внешнюю цепь.

ЭДС любого гальванического элемента можно вычислить по разности стандартных электронных потенциалов Е^о. При этом следует иметь в виду, что ЭДС всегда положительная величина. Поэтому надо из потенциала электрода, имеющего большую алгебраическую величину, вычислить потенциал, алгебраическая величина которого меньше.

Е= Е^о_си- Е^о_zn= (+ 0,34) - (-0,76) = 1,10 В

Е= Е^о_ок-ль - Е^о_вос-ль

Е^о_ок-ль – потенциал электрода с большей алгебраической величиной.

Е^о_вос-ль – потенциал электрода с меньшей алгебраической величиной.

Некоторые стандартные электродные потенциалы приведены в приложении 4.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ АККУМУЛЯТОРЫ

Электрохимические аккумуляторы (ЭА) представляют собой вторичные (перезаряжаемые) химические источники тока, работающие на основе электрохимических систем, в которых материалы, образовавшиеся в процессе разряда, могут быть при заряде превращены в первоначальные активные материалы.

В аккумуляторах под действием внешнего источника тока накапливается (аккумулируется) химическая энергия, которая затем переходит в электрическую энергию. Процессы накопления химической энергии получили название заряда аккумулятора, процессы превращения химической энергии в электрическую - разряда аккумулятора. Таким образом, ЭА - это ГЭ, которые можно полностью регенерировать, пропуская через них электрический ток и затрачивая энергию. При заряде аккумулятор работает как электролизер, при разряде - как гальванический элемент. Как и другие ХИТ ЭА обычно соединяют в батареи. Так как в ЭА происходит многократное превращение химической энергии в электрическую и наоборот, токообразующая реакция и процессы на электродах должны быть обратимыми. В табл. 4 даны характеристики важнейших аккумуляторов, которыми располагает современная техника.

Таблица 9.4.

Характеристики перспективных аккумуляторов

Аккумулятор	ЭДС, В	Удельная энергия, Вт·ч/кг	Удельная мощность, Вт/кг	Срок службы, число циклов
Pb-кислотный	1,9 – 2,0	35 – 50	50 – 100	250 – 700
Ni-Fe	1,1 – 1,3	40 – 80	40 – 140	до 2000
Ni-Zn	1,5 – 1,7	60 – 70	130	200 – 500
Ni-Cd	1,1 – 1,3	15 – 35	100 – 300	500 – 2000
Fe-воздушный	1,1	30 – 40	80	200
Zn-воздушный	1,6	300 – 1000	-	500 – 600
Zn-хлоридный	1,9 – 2,1	80 – 150	120	400 – 800
Na-сульфидный	1,8	40 – 150	-	1000
Li-сульфидный	1,4	40 - 150	-	300

СВИНЦОВЫЙ АККУМУЛЯТОР

Самое большое распространение пока получил свинцово-кислотный аккумулятор. Он служит источником тока для стартеров двигателей внутреннего сгорания, для аварийного освещения, радио- и телефонной аппаратуры, используется на подводных аппаратах и станциях и других целей.

Pb-кислотный аккумулятор состоит из свинцового анода и катода в виде свинцовой решетки, набитой оксидом свинца (IV). Электролитом служит серная кислота. При работе ЭА на одном электроде (аноде) протекают реакции, при которых степень окисления свинца меняется от 0 до +2 (разряд) и от +2 до 0 (заряд), а на другом электроде (катоде) степень окисления свинца меняется от +4 до +2 (разряд) и наоборот (заряд).

На аноде:
На катоде:
Суммарная токообразующая реакция описывается уравнением:

Ток, получаемый от свинцового аккумулятора, может быть усилен, если сконструировать катод в виде ряда пластин, которые чередуются с несколькими анодными пластинами (рис.9.4). Каждый такой ЭА дает напряжение, приблизительно равное 2 В. Батареи, используемые в автомобилях, обычно состоят из шести таких аккумуляторов, соединенных последовательно и дающих напряжение около 12 В.

Электролиз.

В растворах и расплавах электролитов имеются разноименные по знаку ионы (катионы и анионы), которые подобно всем частицам жидкости находятся в хаотическом движении. Если в такой расплав электролита, например расплав NaCl (

) погрузить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы будут двигаться к электродам: катионы

Na⁺+

=Na⁰ (катод)

2Cl^- - 2e=Cl₂ (анод)

Эта реакция является ОВР на аноде протекает процесс окисления, на катоде- процесс восстановления.

Электролиз – это окислительно - восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

Суть электролиза состоит в осуществлении за счет электрической энергии химических реакций – восстановления на катоде и окисления на аноде. При этом катод отдает электроны катионам, а анод принимает электроны от анионов.

Процесс электролиза наглядно изображают схемой, которая показывает диссоциацию электролита, направления движения ионов, процессы их электродах и выделяющихся веществ. Схема электролиза NaCl:

Катод

Анод

2Cl^-- 2e=

Для проведения электролиза электроды погружают в раствор или расплав электролита и соединят их с источником тока. Прибор, на котором проводят электролиз называют электролизером или электролитической ванной.

Электролиз водных растворов электролитов .

При электролизе растворов электролитов в процессах могут участвовать молекулы воды. Для восстановления

к катоду надо приложить потенциал равный

В, а для восстановления молекул воды

В.

Поэтому на катоде будут восстанавливаться катионы воды:

катод

а на аноде будут окисляться хлорид ионы:

Анод:

Ионы

накапливаются около катода и совместно с ионами

образуют гидроксид натрия

Катодные и анодные процессы

Катионы металлов, имеющих стандартный потенциал больший, чем у

водорода (от

до

включительно), при электролизе плотность восстанавливаются на катоде.

Катионы металлов, имеющих малую величину стандартного

электродного потенциала (от

до

включительно), не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды.

Катионы металлов, имеющих стандартный потенциал меньший чем у водорода, но больше, чем у (от до 2H⁺) при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами .

Если же водный раствор содержит катионы различных металлов, то при электролизе выделяющие их на катоде протекают в порядке уменьшения стандартного электродного потенциала соответствующего металла.

сначала

Характер реакций протекающих на аноде зависит от присутствия молекул

так и от вещества, из которого сделан анод. обычно аноды подразделяются на растворимые(Cu, Ag, Zn, Cd, Ni) и нерастворимые(уголь, графит, Pt, ).

На растворимом аноде в процессе электролиза происходит окисление анионов (если кислоты безкислородные –

) если же раствор содержит анионы кислородосодержащих кислот (

) то на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды:

Растворимы анод при электролизе окисляется, т.е. посылает

во внешнюю цепь.

и анод растворяется.

Как протекает электролиз

с нерастворимым (угольными) электродами?

Пример 2.

с нерастворимым электродом.

Катод Анод

если катодное и анодное пространство не разделены перегородкой, то:

Пример 4. Электролиз раствора

Электроды из меди

Катод (Cu) Анод:

5) Электролиз

электродами

Закон Фарадея

Это количественный закон электролиза

m- масса вещества. которые выделяются на электродах (г)

n- число электронов, которыми обмениваются окислитель и восстановитель

I - сила тока (А)

М- молярная масса вещества, которая выделяется на электроде

F- постоянная Фарадея 96485

t- время (сек)

Причиной возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе является разность электродных потенциалов.

Стандартный потенциал восстановления

где

- стандартный потенциал восстановления окислителя.

- стандартный потенциал восстановления восстановителя.

Уравнение Нернста:

где

- электродный потенциал металла, В;

- стандартный электродный потенциал металла, В;

- универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль

;

- абсолютная температура, К;

- число электронов, участвующих в реакции;

- постоянная Фарадея (96 500 Кл/моль).

ЭДС любого гальванического элемента можно вычислить по разности стандартных электронных потенциалов Е^о. При этом следует иметь в виду, что ЭДС всегда положительная величина. Поэтому надо из потенциала электрода, имеющего большую алгебраическую величину, вычислить потенциал, алгебраическая величина которого меньше.

Е= Е^о_си- Е^о_zn= (+ 0,34) - (-0,76) = 1,10 В

Е= Е^о_ок-ль - Е^о_вос-ль

Е^о_ок-ль – потенциал электрода с большей алгебраической величиной.

Е^о_вос-ль – потенциал электрода с меньшей алгебраической величиной.

Некоторые стандартные электродные потенциалы приведены в приложении 4.
Количественная характеристика процессов электролиза определяется законом Фарадея:

Масса электролита, подвергшегося превращению при электролизе, а также масса образующихся на электродах веществ прямо пропорциональны количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и эквивалентным массам соответствующих веществ.
Закон Фарадея выражается следующим уравнением:

Где

- масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества;

Э – его эквивалентная масса, г

экв;

I – сила тока, А;

t – время, сек;

F – число Фарадея (96 500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.
Пример 1: Сколько граммов меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO₄ в течение 1 ч при силе тока 4 А.

Решение: Эквивалентная масса меди в CuSO₄равна

, подставляя в уравнение Фарадея значения Э = 32, I = 4 А, t = 60

60 = 3600 с, получим

= 4,77 г.
Пример 2: Вычислите эквивалент металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде выделяется 11, 74 г металла.

Решение: Из уравнения Фарадея выводим Э =

, где m= 11,742 г; F = 96 500 Кл/моль; I

t = Q = 3880 Кл.

Э =

= 29,35
Пример 3: Сколько граммов гидроксида калия образовалось у катода при электролизе раствора K₂SO₄, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода (н.у.)?

Решение: Эквивалентный объем кислорода (н.у.) 22,4/4 = 5,6 л. Следовательно, 11,2 л содержат 2 эквивалентные массы кислорода. Столько же эквивалентных масс КОН образовалось у катода. Или 56

2 = 112, 7 ( 56 г/моль – мольная и эквивалентная масса КОН).
Контрольные вопросы

Электролиз раствора K₂SO₄ проводили при силе тока 5 А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, вычислите объем выделяющихся на электродах веществ.
Сколько граммов воды разложилось при электролизе раствора Na₂SO₄ при силе тока 7 А в течение 5 ч.
Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего из катода выделилось 5,49 г металла. Вычислите эквивалентную массу металла.
Электролиз раствора сульфата цинка проводили в течение 5 ч, в результате чего выделилось 6 л кислорода (н.у.). Вычислите силу тока.
При электролизе AgNO₃ масса серебряного анода уменьшилась на 5,4 г. Сколько кулонов электричества израсходовано на этот процесс?
Вычислите электродные потенциалы металлов, находящихся в контакте растворами их солей заданной концентрации, при 25 :

;
;

10.7. Напишите уравнения электродных реакций на катоде и аноде и вычислите ЭДС гальванических элементов при 25 которых указаны концентрации ионов металла в растворах:

Каковы катодные и анодные процессы (угольный анод) при электролизе водного раствора, содержащего смесь солей:

Порядок работы в химической лаборатории
Студенты допускаются к работе в лаборатории общего практикума только после инструктажа по технике безопасности и получения зачета по правилам работы в химической лаборатории и техники безопасности.

Студенты обязаны расписаться в журнале в том, что они ознакомлены с правилами техники безопасности работ и обязуются их выполнять.
Правила безопасности при работе студентов в химической лаборатории
1. Перед началом лабораторной работы необходимо внимательно ознакомиться с заданием, оборудованием, реактивами и правилами безопасности при выполнении данного задания.

2. Химические реакции проводят с таким количеством реагентов указанной концентрации и в тех приборах и посуде, которые указаны в руководстве. При этом необходимо решить вопрос о том (если это не указано в руководстве), где следует проводить опыт: на лабораторном столе или в вытяжном шкафу.

3. На лабораторном столе выполняются опыты, которые не представляют опасности для работающего.

4. В вытяжном шкафу выполняются все опыты с ядовитыми, неприятно пахнущими веществами, с концентрированными кислотами и щелочами. Эти вещества должны находиться в вытяжном шкафу и выносить их на лабораторные столы запрещается.

5. Разбавление концентрированных кислот производится в вытяжном шкафу в тонкостенной химической посуде, при этом кислота вливается в воду небольшими порциями и при перемешивании особую осторожность нужно соблюдать при разбавлении серной кислоты (сильный разогрев!).

6. При работе с электроприборами (электрические плитки, муфельные печи, сушильные шкафы и др.) нужно обращать внимание на их исправность, правильную изоляцию контактов, заземление. Нельзя использовать приборы с оголенными контактами, неисправными вилками и т.п.

7. В лаборатории категорически запрещается принимать пищу.

8. При проведении опытов нельзя отвлекаться от основной работы и оставлять приборы без наблюдения.

9. Запрещается исследовать запах газа, выделяющегося при реакции, непосредственно из реакционного сосуда. Нужно осторожно движением руки направить на себя воздух с примесью этого газа.

Правила пользования реактивами, посудой
1. Если необходимо провести пробирочную реакцию с растворами веществ, то при помощи пипетки отбирается небольшое количество раствора и вводится в пробирку. При этом нельзя глубоко опускать пипетку в пробирку и касаться стенок пробирки кончиком пипетки.

Если в руководстве не указаны количества веществ, необходимых для выполнения опыта, то брать их нужно в малом количестве (1/6 объема пробирки). Если раствора окажется в пробирке больше, чем нужно, то обратно в склянку этот раствор выливать нельзя.

2. При работе с сухими веществами необходимо брать их специальной ложечкой или шпателем. После использования шпатель тщательно обтереть фильтровальной бумагой и только тогда можно брать другую порцию реактива.

Если в руководстве не указано количество сухого вещества, то брать его нужно в малом количестве (должно быть закрыто дно пробирки). Если сухого реактива оказалось в избытке, то обратно в склянку высыпать реактив нельзя!

3. При нагревании раствора, содержащегося в пробирке, необходимо соблюдать следующие правила: пробирка вносится в пламя при помощи специального держателя; отверстие пробирки должно быть направлено в сторону от себя и от других работающих рядом сотрудников; необходимо производить легкое перемешивание жидкости в пробирке.

4. При нагревании сухого вещества, содержащегося в пробирке, также соблюдается указанные правила.

5. Растворы, осадки, содержащие соединения серебра и других редких металлов, нельзя выливать в канализацию, а нужно сливать в специальные сосуды для сбора остатков этих солей.

6. Остатки крепких кислот выливают в специальные банки для слива..

7. В лаборатории необходимо соблюдать тишину и дисциплину.

8. После окончания работы следует вымыть посуду и привести в порядок рабочее место.
Оказание первой помощи в лаборатории при несчастных случаях
При несоблюдении правил техники безопасности в лаборатории возможны следующие поражения: легкое отравление хлором, окисью углерода и др. легкие ожоги от нагревательных приборов, порезы стеклом, поражения концентрированных кислотами и щелочами.

Во всех случаях поражения необходимо немедленно обратиться к преподавателю или лаборанту, у которых есть телефон и аптечка.

1. При порезах стеклом нужно удалить осколки из ранки, смазать ее йодом и перевязать.

2. При ожоге рук или лица серной кислотой необходимо быстро смыть кислоту большим количеством воды, а затем 10%-ым раствором соды.

3. Попавшую на лицо или руки щелочь нужно смыть большим количеством воды (пока кожа не перестанет быть скользкой). Затем промывают раствором уксусной кислоты.

4. При отравлении хлором, сероводородом и др. немедленно вывести пострадавшего на чистый воздух.

5. При ожогах глаз концентрированными кислотами нужно тщательно промыть глаза большим количеством воды, затем 2% раствором NaHCO

(питьевая сода). Затем немедленно обратиться к врачу.

6. При ожогах глаз крепкими щелочами: NaOH, KOH, NH

ОH нужно после тщательного промывания глаз водой промыть их слабой кислотой (2% раствором борной или уксусной кислоты). Необходимо срочно обратиться к врачу.

Все лабораторные работы проводятся под контролем преподавателя или лаборанта.
Лабораторная работа № 1

Электролитическая диссоциация

Направление обменных ионных процессов в растворах электролитов

а) Образование малорастворимых веществ. В три пробирки внесите по 2—3 капли следующих растворов: в первую — трихлорида железа FeCl₃, во вторую— силиката натрия Na₂Si0₃, в третью —разбавленной серной кислоты H₂S0₄. Добавьте в них по такому жеколичеству растворов: в первую пробирку — едкого натра, во вторую — соляной кислоты, в третью — хлорида бария. Напишите в молекулярном и ионном виде уравнения протекающих реакций, направленных в сторону образования малорастворимых веществ.

б) Образование слабых кислот и оснований. В две пробирки внесите по 5—7 капель: в первую — раствора ацетата натрия NaCH₃COO, во вторую — хлорида аммония. Добавьте в первую пробирку несколько капель серной кислоты (1: 1), перемешайте раствор стеклянной палочкой и слегка подогрейте.

Определите по запаху, что реакция протекала в сторону образования слабой уксусной кислоты. Напишите молекулярное и ионное уравнения реакций. Во вторую пробирку добавьте 4 н. раствора щелочи и подогрейте раствор. Определите по запаху выделение аммиака. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций.

в) Реакции нейтрализации. Возьмите в две пробирки по 5—7 капель 2 н. раствора щелочи и добавьте по одной капле фенолфталеина. Под влиянием каких ионов фенолфталеин окрасился в красный цвет? В одну пробирку добавляйте по каплям 2 н. раствор соляной или серной кислоты, во вторую — 2 н. раствор уксусной кислоты до обесцвечивания раствора. Чем объясняется исчезновение гидроксид-ионов при добавлении кислоты? В каком случае обесцвечивание раствора наступило быстрее?

Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций нейтрализации щелочи соляной и уксусной кислотами.

г) Образование летучих продуктов реакции. Поместите в две пробирки по 5—7 капель раствора соды Na₂C0₃. Проверьте наличие в растворе иона

, для чего в одну пробирку добавьте несколько капель дихлорида кальция. Какое вещество выпало в осадок? Напишите ионное уравнение реакции.

Добавьте во вторую пробирку несколько капель серной кислоты (1:1) и наблюдайте выделение газа. Подогрейте слегка пробирку, дождитесь конца выделения газа и добавьте несколько капель раствора дихлорида кальция. Почему не выпадает осадок СаС0₃? Напишите ионное уравнение реакции взаимодействия соды с серной кислотой.

Лабораторная работа № 2

Скорость химических реакций

1.Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции

В три пробирки налейте 0.1 н. раствор тиосульфата натрия: в первую – 4 мл, во вторую – 8 мл и третью – 12 мл. После этого в первую пробирку добавьте 8 мл, а во вторую – 4 мл дистиллированной воды. Затем в три другие пробирки налейте по 5 мл О.1 н. раствора серной кислоты. Слейте попарно приготовленные растворы, в результате чего произойдет реакция
Na₂S₂O₃+H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O + S (1)
С помощью секундомера отметьте, через какое время появляется сера в каждой пробирке. Результаты запишите в табл.1

Таблица 1

Какой вывод можно сделать из полученных данных?

2.Влияние температуры на скорость химической реакции
Определите влияние температуры на скорость реакции взаимодействия Na₂S₂O₃ c H₂SO₄ . Отметьте время появления серы в пробирках. Полученные данные запишите в таблицу.

Таблица 2

Номер опыта	Температура, ^о С		Объем , мл					Время, сек	Условная скорость реакции,
			Na₂S₂O₃		Вода	H₂SO₄
1	Комн. темпер.		4		8	5
2	30		4		8	5
3	40	4		8			5

Какие выводы можно сделать относительно влияния температуры на скорость реакции из полученных результатов?

3.Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость химической реакции

1 2 3 4 5 6