Należy obliczyć początkowe stężenie molowe wodoru oraz stężenie molowe po 10 s, a następnie skorzystać ze wzoru na szybkość reakcji.

Szybkość tej reakcji wynosi:

Co dzieje się z szybkością reakcji, kiedy wzrasta stężenie substratu?

Zwiększenie stężenia reagentów na ogół zwiększa szybkość reakcji, ponieważ więcej reagujących atomów, cząsteczek lub jonów jest obecnych w celu wytworzenia produktów reakcji. Ze wzrostem stężenia rośnie liczba zderzeń, w tym również zderzeń efektywnych.

Należy obliczyć zmianę szybkości reakcji chemicznej, wywołaną zmianą obu stężeń, a następnie porównać $v_1 i v_2$.

Przed zmianą:

$v_1 = k · x_1 ·{x_2}^2$

Po zmianie:

$v_{2 }= k ·{(\frac{1}{3}· x_1) · (\frac{1}{3}·x_2)}^{2 }= \frac{1}{27}k x_1{x_2}^2$

Porównując $v_{1 }\mathrm{i} v_{2 }$:

$\frac{v_1}{v_2}=\frac{k{x}_1{x_2}^2}{\frac{1}{27}k x_1{x_2}^2} = 27$

Szybkość reakcji zmalała 27 razy.

Należy zwrócić uwagę na oś, na której oznaczono objętość, oraz sprawdzić, która linia odpowiada większej objętości.

Wykres 1. Objętość wodoru jest większa. Wraz ze wzrostem stężenia substratu, w tym przypadku kwasu siarkowego(VI), wzrasta szybkość reakcji.

Na kształt krzywych, oprócz stężenia reagentów, wpływa również szybkość reakcji.

Zwróć uwagę na stężenie kwasu solnego.

Czynnik: stężenie kwasu. Wzrost stężenia spowodował zwiększenie szybkości reakcji chemicznej.

Pamiętaj! Gdy badasz wpływ jakiegoś czynnika na szybkość zachodzenia reakcji, to jest on zmienną, dlatego wszystkie inne czynniki muszą pozostać takie same. W ćwiczeniu tym probówki, w których wykonujemy doświadczenie, muszą się znajdować w tej samej temperaturze.

Przebieg doświadczenia:

1. Należy zmierzyć temperaturę roztworów kwasu w probówkach. W przypadku gdy roztwory te mają różne temperatury, należy odczekać do ich wyrównania.

2. Do każdej z probówek zawierających kwas chlorowodorowy, należy dodać taką samą ilość wstążki magnezowej.

3. Obserwować zachodzące zmiany.

Równanie reakcji chemicznej:

Obserwacje:

W każdej z probówek zaobserwowano wydzielanie się bezbarwnego, bezwonnego gazu. Gaz ten wydzielał się najbardziej intensywnie w  probówce z kwasem chlorowodorowym o stężeniu $\text{5 }\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$, a najmniej intensywnie – w  probówce z kwasem o stężeniu $\text{1 }\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$.

Wnioski: Wzrost stężenia reagentów powoduje wzrost szybkości reakcji.

Pamiętaj, że stężenie substratów w czasie trwania reakcji maleje, a stężenie produktów rośnie.

W przypadku analizowanej reakcji, liczba moli produktu C powstającego w czasie 1 sekundy trwania reakcji, jest równa liczbie moli substratu A jaka przereaguje w tym czasie. Aby obliczyć chwilowe szybkości reakcji wyznacz stałą szybkości tej reakcji w temperaturze pokojowej. Skorzystaj z równania kinetycznego.

Równanie kinetyczne reakcji ma postać: $v \text{= k · }\left[\text{A}\right]$. Stąd $\text{k = }\frac{v}{\left[\text{A}\right]}$. Korzystając z danych dotyczących momentu rozpoczęcia reakcji:

Z początkowej szybkości reakcji $v\text{ = 0,1 }\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3\text{·s}}$ można wnioskować, że w pierwszej sekundzie trwania reakcji, stężenie substratu A zmniejszy się o $\text{0,1 }\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$ i będzie wynosiło:

Jednocześnie stężenie produktu C wzrośnie o $\mathrm{0,1 }\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$ i będzie wynosiło:

Szybkość po 1 sekundzie będzie zatem inna niż szybkość początkowa, ponieważ zmalało stężenie substratu A. Aby wyliczyć tę szybkość należy skorzystać z równania kinetycznego i wyliczonej wartości k:

Podobne rozważania należy przeprowadzić dla każdej kolejnej sekundy trwania reakcji.