I.

Równanie reakcji:

$\mathrm{Mg}+2\mathrm{H}{}^{+}\to \mathrm{Mg}{}^{2+}+\mathrm{H}{}_2$

Wiórki magnezowe roztworzyły się szybciej w probówce II.

II.

Stężenie molowe roztworów obu kwasów było (równe / różne), a stężenie jonów H⁺ w tych roztworach było (równe / różne), dlatego opisane doświadczenie pozwoliło określić wpływ (stężenia molowego / pH) roztworów użytych kwasów na szybkość reakcji.

 

---

Wyjaśnienie:

Na podstawie wartości pH w probówce I, można wyznaczyć stężenie jonów H⁺. W tym celu korzystamy z poniższego wzoru:

$\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]=10^{-\mathrm{pH}}$

$\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]=10^{-1}\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

HCl jest mocnym kwasem jednoprotonowym, zatem stężenie jonów H⁺ będzie identyczne co stężenie kwasu:

$C_{\mathrm{HCl}}=\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]=10^{-1}\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}=0,1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

H₂SO₄ jest mocnym kwasem dwuprotonowym, zatem stężenie jonów H⁺ będzie (w przybliżeniu) 2-krotnie większe niż stężenie molowe kwasu:

$\left[\mathrm{H}{}^{+}\right]=2\cdot C_{\mathrm{H}{}_2\mathrm{SO}{}_4}=2\cdot 0,1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}=0,2\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{d}{\mathrm{m}}^3}$

 

Stężenie jonów H⁺jest wyższe w probówce II, zatem reakcja roztwarza magnezu zachodzi w niej szybciej.