Дослідження кінетики взаємодії тіосульфату натрію із сірчаною кислотою. Характеристика окиснювально-відновних властивостей сірчаної кислоти

Тіосерна кислота - неорганічна сполука, двоосновна сильна кислота з формулою H 2 SO 3 S, безбарвна в'язка рідина, що реагує з водою. Термічно нестійка. Швидко, але не миттєво, розкладається у водних розчинах. У присутності сірчаної кислоти розкладається миттєво.

Утворює солі – тіосульфати. Тіосульфати - солі та складні ефіри тіосерної кислоти, H 2 S 2 O 3. Тіосульфати є нестійкими, тому в природі не зустрічаються. Найбільш широке застосування мають тіосульфат натрію (Na 2 S 2 O 3) та тіосульфат амонію ((NH 4) 2 SO 3 S).

Одержання тіосерної кислоти: 1) Реакція сірководню та триоксиду сірки в етиловому ефірі при низьких температурах: ; 2) Дія газоподібного хлористого водню на тіосульфат натрію:

Хімічні властивості тіосерної кислоти:

1) Термічно дуже нестійка:

2) У присутності сірчаної кислоти розкладається:

3)Реагує з лугами:

4)Реагує з галогенами:

Тіосульфати виходять:

1) при взаємодії розчинів сульфітів із сірководнем:

2) При кип'ятінні розчинів сульфітів із сіркою:

3)При окисленні полісульфідів киснем повітря:

Хімічні властивості тіосульфатів:

1) При нагріванні до 220 ° C розпадається за схемою:

2)Тіосульфати - сильні відновники: З сильними окислювачами, наприклад, вільним хлором, окислюється до сульфатів або сірчаної кислоти:

3) Більш слабкими або повільно діючими окислювачами, наприклад, йодом, переводиться в солі тетратіонової кислоти:

4)Виділити тіосерну кислоту (тіосульфат водню) реакцією тіосульфату натрію з сильною кислотою неможливо, тому що вона нестійка і відразу розкладається:

5) Розплавлений кристалогідрат Na 2 S 2 O 3 · 5H 2 O дуже схильний до переохолодження.

Практичне застосування тіосульфату натрію: фотографії, аналітичної та органічної хімії, гірничорудної промисловості, текстильної та целюлозно-паперової промисловості, харчової промисловості, медицини.

Біологічна роль сірки: Як і елементи органогени, сірка у вигляді окремого елемента не має біологічного значення. Її біологічна роль у тому, що вона входить у структуру таких амінокислот, як цистеїн і метионин, які виконують у тварин організмах (зокрема в людини), ряд незамінних функцій.

Кругообіг сірки в природі: Рослини отримують її із ґрунту у вигляді сірчаної кислоти; у будь-якому іншому вигляді сірка для зелених рослин недоступна. У тілі рослини сірчана кислота шляхом складних, поки що не роз'яснених хімічних перетворень служить матеріалом побудови білкових речовин, у яких сірка перебуває у зовсім інший формі, ніж у сірчаної кислоті. У той час, як сірка у вигляді сірчаної кислоти з'єднана з киснем, газом, що знаходиться в повітрі і підтримує будь-яке горіння і дихання, в білках сірка вже відірвана від кисню і з'єднана з іншим елементом з вуглецем, який являє собою звичайне вугілля. При розкладанні білків після смерті тварини або рослини гнильні бактерії відривають сірку з білків і випускають її в поєднанні з новим елементом воднем. У такому з'єднанні сірка являє собою той огидний смердючий газ, що має запах тухлих яєць, який завжди утворюється при гниття білків і про яке вже йшлося раніше. У вигляді сірководню сірка і потрапляє у ґрунт.

15. Хімія елементів 5 А групи. Поширеність у природі, мінерали. Водневі та кисневі сполуки. Оксиди та гідроксиди різних ступенів окиснення. Зміна кислотно-основних та окиснювально-відновних властивостей сполук миш'яку, сурми та вісмуту в ступенях окиснення +3 та +5.

Хімія елементів 5 А групи: До групи входять азот N, фосфор P, миш'як As, сурма Sb та вісмут Bi. Елементи головної підгрупи V групи мають п'ять електронів на зовнішньому електронному рівні. У цілому нині характеризуються як неметали. Здатність до приєднання електронів виражена значно слабше, порівняно з халькогенами та галогенами. Всі елементи підгрупи азоту мають електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня атома ns²np³ і можуть виявляти у з'єднаннях ступеня окиснення від −3 до +5 . Внаслідок відносно меншої електронегативності зв'язок із воднем менш полярна, ніж зв'язок із воднем халькогенів та галогенів. Водневі сполуки цих елементів не відщеплюють у водному розчині іони водню, іншими словами, не мають кислотних властивостей. Перші представники підгрупи – азот та фосфор – типові неметали, миш'як та сурма виявляють металеві властивості, вісмут – типовий метал. Таким чином, у цій групі різко змінюються властивості складових її елементів: від типового неметалу до типового металу. Хімія цих елементів дуже різноманітна і, враховуючи відмінності у властивостях елементів, щодо її розбивають на дві підгрупи - підгрупу азоту і підгрупу миш'яку.

Поширеність у природі, мінерали.Азот -найважливіша складова частина атмосфери (78% її обсягу). У природі зустрічається у білках, у покладах нітрату натрію. Природний азот і двох ізотопів: 14 N (99,635% маси) і 15 N (0,365% маси). Фосфорвходить до складу всіх живих організмів. У природі зустрічається як мінералів. Фосфор широко застосовується в медицині, сільському господарстві, авіації, при видобутку дорогоцінних металів. Миш'як, сурма та висмутпоширені досить широко, переважно у вигляді сульфідних руд. Миш'як - один із елементів життя, що сприяє зростанню волосся. З'єднання миш'яку отруйні, але у малих дозах можуть надавати лікувальне властивості. Миш'як застосовується в медицині та ветеринарії.

Водневі та кисневі сполуки.1)Для азоту відомі оксиди , Що відповідають усім його позитивним ступеням окиснення (+1,+2,+3,+4,+5): N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 . За звичайних умов азот із киснем не взаємодіє, лише за пропусканні через їх суміш електричного розряду. Молекула азотної кислоти HNO 3 складається із трьох елементів, з'єднаних між собою ковалентними зв'язками. Це молекулярна речовина, що містить гранично окислений атом азоту. Однак валентність азоту в кислоті дорівнює чотирьом замість звичайного ступеня окиснення азоту. Аміак- одна з найважливіших водневих сполук азоту. Він має велике практичне значення. Життя Землі багато в чому зобов'язана деяким бактеріям, які можуть переробляти азот повітря на аміак. 2)Сполуки фосфору з воднем є газоподібний фосфористий водень, або фосфін PH 3 (безбарвний отруйний газ з часниковим запахом, запалюється на повітрі). У фосфору кілька оксидів:оксид фосфору (III) P 2 O 3 (біла кристалічна речовина, утворюється при повільному окисленні фосфору в умовах нестачі кисню, отруйний) та оксид фосфору (V) P 2 O 5 (утворюється з P 2 O 3 при його нагріванні, розчинний у воді з утворенням фосфористої кислоти середньої сили) найважливіші. Найбільш характерною властивістю другого є гігроскопічність (поглинання пар води з повітря), при цьому він розпливається аморфну масу HPO 3 . При кип'ятінні P 2 O 5 утворюється фосфорна кислота H 3 PO 4 (біла кристалічна речовина, розпливається на повітрі, t пл =42,35 про С,не отруйна, розчинна у воді, електроліт, отримують, окислюючи 32% азотну кислоту) . Фосфати багатьох металів (крім лужних) нерозчинні у питній воді. Дигідрофосфати добре розчиняються у воді.

Оксиди та гідроксиди різних ступенів окиснення. N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 ,P 2 O 3, P 2 O 5, P 2 O 3,As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, Вi2О3, Вi2О5 , Вi(ОН)3.

Зміна кислотно-основних та окиснювально-відновних властивостей сполук миш'яку, сурми та вісмуту в ступенях окиснення +3 та +5.

Азот, перебування у природі. З'єднання з воднем, галогенами, киснем. Аміак, отримання, властивості та його солі. Азотоводородна кислота, солі азиди. Аміди, іміди та нітриди металів. Біологічна роль азоту.

Азот - 1s 2 2s 2 2p 3. Елемент 15-ї групи (за застарілою класифікацією - головною підгрупою п'ятої групи) другого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером7. Позначається символом N. Проста речовина азот- Досить інертний за нормальних умов двоатомний газ без кольору, смаку та запаху (формула N 2), з якого на три чверті складається земна атмосфера.

Знаходження у природі: У великій частині азот знаходиться у природі у вільному стані. Вільний азот є головною складовою повітря, який містить 78, 2 % (про.) азоту. Над одним квадратним кілометром земної поверхні у повітрі знаходиться 8 млн. т азоту. Загальний зміст їх у земній корі оцінюється величиною порядку 0.03 мол. частки, %. Азот входить до складу складних органічних сполук-білків, що входять до складу всіх живих організмів. В результаті відмирання останніх і тління їх останків утворюються простіші азотні сполуки, які за сприятливих умов, (головним чином - відсутність вологи) можуть накопичуватися. Саме такого походження, мабуть, поклади NaNO3в Чилі, що мають деяке промислове значення у виробництві зв'язаного азоту, тобто у вигляді сполук. Також у природі зустрічається такий мінерал, як індійська селітра K NO3. За словами відомого радянського мікробіолога В. Л. Омелянського, «азот дорогоцінний із загальнобіологічної точки зору, ніж найрідкісніші з благородних металів».

З'єднання з воднем, галогенами, киснем: 1) Аміак – з'єднання азоту з воднем. Має важливе значення у хімічній промисловості. Формула аміаку – NH5. 2) Азотна кислота HNO3 – сильна одноосновна кислота. У розведених розчинах вона повністю розпадається на іони Н* та NO. 3) З галогенами азот безпосередньо не реагує, непрямими шляхами отримані NF 3 , NCl 3 , NBr 3 і NI 3 , а також кілька оксигалогенідів (з'єднань, до складу яких, крім азоту, входять атоми галогену, і кисню, наприклад, NOF 3). Галогеніди азоту є нестійкими і легко розкладаються при нагріванні (деякі - при зберіганні) на прості речовини. Так, NI 3 випадає в осад при зливанні водних розчинів аміаку та йодної настойки. Вже при легкому струсі сухий NI 3 вибухає: 2NI 3 = N 2 + 3I 2 . 4) Для азоту відомі оксиди, за складом формально відповідають усім валентностям. одиниці до п'яти: N2 O – закис азоту, NO – окис азоту, N2 O3 – азотистий ангідрид, NO2 – двоокис азоту, N2 O5 – азотний ангідрид.

Аміак, отримання, властивості та його солі. - з'єднання азоту з воднем. Має важливе значення у хімічній промисловості. Формула аміаку – NH5.

Отримання аміаку

1) У промисловості одержання аміаку пов'язане із прямим його синтезом із простих речовин. Як зазначалося, джерелом азоту служить повітря, а водень отримують з воды.3H 2 + N 2 -> 2NH 3 + Q . 2) Одержання аміаку в лабораторних умовах виробляють із суміші твердого хлориду амонію (NH 4 Cl) та гашеного вапна. При нагріванні інтенсивно виділяється аміак.2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 -> CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O.

Властивості аміаку: 1) приєднує протон, утворюючи іон амонію:

2) Взаємодіючи з кислотами дає відповідні солі амонію:

3) Аміди лужних металів одержують, діючи на них аміаком:

4) Аміди є сильнішими основами, ніж гідроксиди, а отже, піддаються у водних розчинах необоротного гідролізу:

5) При нагріванні аміак виявляє відновлювальні властивості. Так, він горить в атмосфері кисню, утворюючи воду та азот. Окислення аміаку повітрям на платиновому каталізаторі дає оксиди азоту, що використовується в промисловості для одержання азотної кислоти:

6) Окислюючи аміак гіпохлоритом натрію у присутності желатину, одержують гідразин:

7) З галогеноалканами аміак входить у реакцію нуклеофільного приєднання, утворюючи заміщений іон амонію (спосіб отримання амінів):

Солі аміаку:Солі амонію- тверді кристалічні речовини, які мають забарвлення. Майже всі вони розчиняються у воді, і їм характерні ті самі властивості, які мають відомі нам солі металів. Вони взаємодіють із лугами, у своїй виділяється аміак.
NH 4 Cl + KOH -> KCl + NH 3 + H 2 O
При цьому, якщо додатково скористатися індикаторним папером, то цю реакцію можна використовувати як якісну реакцію на солі амонія. Солі амонію взаємодіють з іншими солями та кислотами. Наприклад,
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 -> BaSO 4 + 2NH 4 Cl
(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl 2 -> 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O
Солі амоніюнестійкі до нагрівання. Деякі з них, наприклад хлорид амонію (або нашатир), - виганяються (випаровуються при нагріванні), інші, наприклад, нітрит амонію, - розкладаються
NH 4 Cl -> NH 3 + HCl
NH 4 NO 2 -> N 2 + 2H 2 O
Остання хімічна реакція – розкладання нітриту амонію – використовується у хімічних лабораторіях для отримання чистого азоту.

Азотоводородна кислота, солі азиди.Азотоводородна кислота, азоімід, HN 3- Кислота, з'єднання азоту з воднем. Безбарвна, летюча, надзвичайно вибухонебезпечна (вибухає при нагріванні, ударі або терті) рідина з різким запахом. Дуже токсична. Її добре розчинні солі теж дуже отруйні. Механізм токсичності аналогічний ціанідам (блокування цитохромів). Азіди- хімічні сполуки, що містять одну або кілька груп - N 3 , похідні азотистоводневої кислоти HN 3 . До неорганічних А. відносяться солі HN 3 [наприклад, А. натрію NaN 3 , А. свинцю Pb(N 3) 2 ], галогеназиди (наприклад, хлоразид CIN 3) та ін. Більшість неорганічних А. вибухає при легкому ударі або терті навіть у вологому стані; такий, наприклад, Азид свинцю, що застосовується як вибухова речовина, що ініціює. Виняток становлять NaN 3 та ін. солі лужних та лужноземельних металів. Вихідним матеріалом для отримання ін. солей HN 3 а також самої кислоти зазвичай служить А. натрію, одержуваний пропусканням закису азоту через розплавлений амід натрію: NaNH 2 + ON 2 = NaN 3 +H 2 O. Всі органічні А., алкільні та арильні (Загальної формули RN 3) або ацильні (2) N 3 .

Аміди, іміди та нітриди металів.

Аміди металів MeNH 2 - з'єднання, що містять іони NH 2 -. Аміди є аналогами гідроксидів, але є сильнішими основами. Деякі аміди розчиняються в аміаку, причому амід розчинний в аміаку так само, як і гідроксид цього металу у воді. В аміді один або два атоми водню можуть бути заміщені на органічні радикали, як, наприклад, у діізопропіламіді літію LiN(C 3 H 7) 2

ІМІДИ МЕТАЛІВ -з'єдн. загальної ф-ли М2/nNН, де п - ступінь окиснення металу М. Легко гідролізуються водою, утворюючи гідроксид металу та NH3. При нагр. переходять у нітриди металів чи розкладаються на своб. метал, N2 та Н2. Отримують іміди металів нагріванням амідів металів у вакуумі за 400-600 °С. Відомо невелику кількість імідів металів. наиб. вивчений імід літію Li2NH, який існує у двох кристалліч. модифікаціях; до 83 °С стійка форма з тетрагоном. ґратами (а = 0,987 нм, b = 0,970 нм, с = 0,983 нм, z = 16; щільність. 1,20 г/см3), вище 83°С - з кристалліч. ґратами типу антифлюориту (щільн. 1,48 г/см3). Отримано багато орг. похідних імідів металів, в яких брало атом водню заміщений на орг. Радікал. П. І. Чукуров.
Нітріди - сполуки азоту з менш електронегативними елементами, наприклад, з металами (AlN; TiN x ; Na 3 N; Ca 3 N 2 ; Zn 3 N 2 ; і т. д.) і з рядом неметалів (NH 3 BN Si 3 N 4).

З'єднання азоту з металами найчастіше є тугоплавкими та стійкими при високих температурах речовинами, наприклад, ельбор. Нітридні покриття надають виробам твердості, корозійної стійкості; знаходять застосування в енергетиці, космічній техніці.

Біологічна роль азоту. Ч істий (елементарний) азот сам по собі не має будь-якої біологічної ролі. Біологічна роль азоту обумовлена його сполуками. Так у складі амінокислот він утворює пептиди та білки (найважливіший компонент усіх живих організмів); у складі нуклеотидів утворює ДНК та РНК (за допомогою яких передається вся інформація всередині клітини та у спадок); у складі гемоглобіну бере участь у транспорті кисню від легень по органах та тканинах.

Опис продукту

Гіпосульфіт натрію зовні виглядає у вигляді безбарвних кристалів, які добре розчиняються у воді. Він широко застосовується у промисловості та медицині. Вважається за сильний відновник.
Гіпосульфіти (тіосульфати) є нестійкими, тому в природі не зустрічаються.

Хімічна формула: Na2S2O3 або Na2SO3S
Синоніми: тіосульфат натрію, антихлор, сульфідотріоксосульфат натрію, сірчано-кислотний натрій.

Застосування гіпосульфату (тіосульфату) натрію.

Його застосовують, щоб видалити сліди хлору після відбілювання тканин, для швидкого вилучення срібла з руд, фіксажу у фотографії, як реактив в іодометрії, протиотрути при отруєннях токсичною ртуттю, а також іншими важкими металами, ціанідами.

У роки першої світової війни гіпосульфітом просочували марлеві пов'язки та фільтри протигазів для захисту органів дихання від отруйного хлору. Його ж використовують як реактив в аналітичній та органічній хімії, їм нейтралізують сильні кислоти, знешкоджують важкі метали та їх токсичні сполуки. Реакції взаємодії тіосульфату з різними речовинами є основою йодометрії та бромометрії.

В медицинігіпосульфіт натрію використовується для дезінфекції кишечника, лікування корости, як протизапальний та протиопіковий засіб. Також використовується як оптимальне середовище для визначення молекулярних ваг зниження точки замерзання.

У харчовій промисловостігіпосульфіт натрію зареєстрований як харчова добавка E539. Особливо часто його застосовують у пекарському виробництві. Гіпосульфіт натрію робить тісто пластичнішим, а хліб стає більш пухким і об'ємним. На поверхні виробу не формуються тріщини, а випічка набуває більш привабливого зовнішнього вигляду. Кількість введення до складу залежить від виду хліба і становить від 0,001 до 0,002 відсотка загальної ваги борошна.

У фотографіївикористання гіпосульфіту (тіосульфату) натрію як фіксаж заснована на здатності тіосульфат-іона переводити нерозчинні у воді світлочутливі іони срібла в розчинні несвітлочутливі комплекси.
Фіксажі умовно поділяються на нейтральні, кислі, дублячі та швидкі.
Нейтральний фіксаж є розчином тіосульфату натрію у воді. Для зміцнення емульсійного шару фотографії використовують дублячі фіксації.Як дублячі
речовин у різних рецептурах можуть використовуватися тетраборат натрію, борна кислота, хромокалієві або алюмокалієві галун і формалін.

У шкіряному виробництвіЯкість дублячих фіксажів з успіхом застосовують при виробленні шкіряно-хутряного напівфабрикату на етапі дублення. Таке дублення називають сірчаним. Гіпосульфіт під впливом додається до складу розчину кислоти виділяє сірку, яка обволікає колагенову структуру волокон у товщі шкіри. В результаті мездра виходить м'якою та пластичною. Шкури видублені за допомогою гіросульфту (тіосульфату) натрію, не поступаються якістю виробам, виробленим алюмінієм або хромом.

У текстильній промисловостігіпосульфіт застосовують видалення слідів хлору після відбілювання тканин.

Технічні характеристики

Масова частка, %	Гіпосульфіт натрію (фото)	Гіпосульфіт натрію (технічний)
Тіосульфату натрію (Na 2 S 2 O 3 · 5H 2 O), хв.	99,0	98,5
нерозчинних у питній воді речовин, макс.	0,01	0,03
заліза (Fe), макс.	0,001	0,002
сірчистого натрію (Na 2 S), макс.	0,001	0,001
кальцію, магнію та речовин, нерозчинних в амонієвих розчинах, макс.	0,02	не норм.
важких металів (Pb), макс.	0,001	не норм.
pH водного розчину при 20°С, макс.	6,5-9,5	не норм.
зовнішній вигляд водного розчину	безбарвний, прозорий.	не норм.

Де придбати гіпосульфіт (тіосульфат) натрію?

Гіпосульфіт натрію (тіосульфат натрію) у фасовках 100г., 250г., 500г., 1кг. продається у Новосибірську в інтернет магазині "Для справи". У робочий годинник забрати його можна самовивозом або скористатися послугами кур'єра. Для покупців інших регіонів ця продукція відправляється Поштою РФ або транспортними компаніями.

атрію тіосульфат Natrii thiosulfas

Na 2 S 2 0 3 -5H 2 0 M. м. 248,17

Натрію тіосульфат не є природним продуктом, його одержують синтетично.

У промисловості натрію тіосульфат одержують із відходів газового виробництва. Цей метод незважаючи на багатостадійність економічно вигідний, так як сировиною є відходи газового виробництва і, зокрема, світильний газ, що утворюється при коксуванні вугілля.

Світильник завжди містить домішок сірководню, який уловлюється поглиначами, наприклад гідроксидом кальцію. При цьому виходить сульфід кальцію.

Але сульфід кальцію в процесі одержання піддається гідролізу, тому реакція йде трохи інакше -з освітою гідросульфіду кальцію.

Гідросульфід кальцію при окисненні киснем повітря утворює тіосульфат кальцію.

При сплавленні отриманого тіосульфату кальцію з сульфатом натрію або карбонатом натрію виходить тіосульфат натрію Na 2 S 2 0 3 .

Після упарювання розчину викристалізовується тіо-сульфат натрію, який і є фармакопейним препаратом.

На вигляд тіосульфат натрію (II) являє собою безбарвні прозорі кристали солонувато-гіркого смаку. Дуже легко розчинний у воді. При температурі 50 ° С плавиться у своїй кристалізаційній воді. За структурою є сіллю тіосерної кислоти (I).

Як очевидно з формули цих сполук, ступінь окислення атомів сірки у тому молекулах різна. Один атом сірки має рівень окислення +6, інший -2. Присутність атомів сірки у різних ступенях окиснення зумовлює їх властивості.

Так, маючи в молекулі S 2-, натрію тіосульфат виявляє відновлювальну здатність.

Як і сама тіосерна кислота, солі її не є міцними сполуками і легко розкладаються під впливом кислот і навіть таких слабких, як вугільна.

Ця властивість натрію тіосульфату розкладатись кислотами з виділенням сірки використовується для ідентифікації препарату. При додаванні до розчину натрію тіосульфату хлороводневої кислоти спостерігається помутніння розчину внаслідок виділення сірки.

Дуже характерною для натрію тіосульфату є реакція його з розчином нітрату срібла. При цьому виділяється осад білого кольору (тіосульфат срібла), який швидко жовтіє. При стоянні під впливом вологи повітря осад чорніє внаслідок виділення сульфіду срібла.

Якщо при дії на натрію тіосульфат нітратом срібла відразу утворюється чорний осад, це вказує на забруднення препарату сульфідами, які при взаємодії з нітратом срібла відразу виділяють осад сульфіду срібла.

Чистий препарат при дії розчину нітрату срібла темніє не відразу.

Як реакцію справжності може бути використана також реакція взаємодії натрію тіосульфату з розчином хлориду заліза (III). При цьому утворюється тіосульфат окисного заліза, пофарбований у фіолетовий колір. Забарвлення швидко зникає внаслідок відновлення цієї солі до безбарвних солей закисного заліза (FeS 2 0 3 і FeS 4 0 6).

При взаємодії із йодом натрію тіосульфат діє як відновник. Приймаючи електрони від S 2 - йод відновлюється до I - , а натрію тіосульфат окислюється йодом до тетратіоіату натрію.

Аналогічно відновлюється хлор у хлороводень.

При надлишку хлору сірка, що виділяється, окислюється до сірчаної кислоти.

На цій реакції було засноване застосування тіосуль-фату натрію для поглинання хлору в перших протигазах.

У препараті не допускається наявність домішок миш'яку, селену, карбонатів, сульфатів, сульфідів, сульфітів, солей кальцію.

ГФ X припускає наявність домішок хлоридів, солей важких металів у межах зразка.

Кількісне визначення натрію тіосульфату проводять йодометричним методом, в основу якого покладено реакцію його взаємодії з йодом. ГФ вимагає вмісту тіосульфату натрію в препараті не менше 99% і не більше 102% (за рахунок допустимої межі вивітрювання препарату).

Застосування натрію тіосульфату ґрунтується на його властивості виділяти сірку. Препарат застосовується як протиотрути при отруєннях галогенами, ціаном та ціановодневою кислотою.

Роданід калію, що утворюється, набагато менш отруйний, ніж ціанід калію. Тому при отруєнні ціановодневої кислотою або її солями як першу допомогу слід застосувати натрію тіосульфат. Препарат може застосовуватись також при отруєнні сполуками миш'яку, ртуті, свинцю; при цьому утворюються неотруйні сульфіди.

Натрію тіосульфат застосовується також при алергічних захворюваннях, артритах, невралгії – внутрішньовенно у вигляді 30% водного розчину. У зв'язку з цим ГФ X наводить 30% розчин натрію тіосульфату для ін'єкцій (Solutio Natrii thiosulfatis 30% pro injectionibus).

Випускається в порошках та в ампулах по 5, 10, 50 мл 30% розчину.

Натрію тіосульфат містить кристалізаційну воду, яка легко вивітрюється, тому зберігати її слід у прохолодному місці, в добре закупорених склянках з темного скла, так як світло сприяє його розкладанню. Розчини при стоянні мутніють від сірки, що виділяється. Цей процес пришвидшується у присутності діоксиду вуглецю. Тому склянки або бутлі з розчинами натрію тіосульфату забезпечуються хлоркальцієвою трубкою, наповненою натронним вапном, яка її поглинає.

Мета заняття: експериментальне визначення факторів, що впливають на швидкість хімічної реакції (каталізатори, площа дотику) та на хімічну рівновагу.

План заняття:

Матеріали та обладнання: штатив із пробірками, скляна паличка, дієт, вода, порошок: алюмінію, йоду, хлориду калію, розчини: хлориду заліза (III), роданіду калію, хлориду калію.

Лабораторний практикум

Опьгг 1. Вплив каталізатора на швидкість хімічної реакції.

У суху пробірку внести шпателем невелику кількість алюмінієвого порошку і дрібно розтертого йоду. Вміст пробірки перемішати скляною паличкою, додати краплю води. Як впливає вода на швидкість реакції? На підставі дослідів 1-3 зробити висновок про вплив концентрації, температури та каталізатора на швидкість хімічних реакцій.

Досвід 2. Усунення хімічної рівноваги при зміні концентрацій реагуючих речовин.

У пробірку влити приблизно 1 мл 0,0025 М розчину хлориду заліза (III) і додати такий самий обсяг 0,0025 М розчину роданіду калію. Як змінюється фарбування розчину? Отриманий розчин розлити порівну чотири пробірки. Одну пробірку залишити як контрольну. У другу пробірку додати кілька крапель насиченого розчину хлориду заліза (III), третю - кілька крапель насиченого розчину роданіду калію, четверту - кілька кристаликів хлориду калію. Порівняти фарбування розчинів у пробірках. Скласти рівняння оборотної реакції. Написати математичний вираз константи хімічної рівноваги даного процесу Які речовини перебувають у розчині при стані хімічної рівноваги? Яка речовина надає розчину червоного забарвлення? Як змінюється інтенсивність фарбування розчину при додаванні хлориду заліза(III), роданіду калію, хлориду калію? У якому напрямку зміщується рівновага досліджуваної системи у своїй? Концентрацію яких речовин і як треба змінити, щоб усунути хімічну рівновагу вправо? Ліворуч?

Запитання та завдання

1. У чому причина зміни швидкості реакції під час введення каталізатора?

2. Які реакції називаються оборотними? Чим характеризується стан хімічної рівноваги? Що називається константою рівноваги, яких факторів вона залежить?

3. Якими зовнішніми впливами можна порушити хімічну рівновагу? У якому напрямку змішується рівновага за зміни температури? Тиск?

Лабораторна робота № 11

Тема: Основні закономірності перебігу хімічних реакцій.

Мета заняття: Отримати та досліджувати властивості найпоширеніших простих речовин та сполук.

План заняття:

1. Повторити головні питання хімічної кінетики.

2. За завданням викладача провести лабораторний експеримент.

Прилади та посуд: 1) Годинник із секундною стрілкою або секундомір. 2) Мірний циліндр ємк. 20 мл.3) Термометр на 100 °. 4) Запаяна скляна трубка з двоокисом азоту 5) Штатив із затискачем та кільцем. 6) Пальник. 7) Хімічні склянки ємк. 200 мл2 шт. 8) Азбестована сітка. 9) Штатив із пробірками.

Реактиви: хлористий калій КС1.

Розчини: 1) Сірчана кислота H 2 S0 4 (1:200). - 2) Сірчанокислий натрій Na2S20 3 (Ш н 1:200).

Лабораторний практикум

Досвід 1.

Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин

а) До розчину Na 2 S 2 0 3 долити трохи H 2 SO 4 . Спостерігати наступне помутніння розчину. Помутніння викликано взаємодією гіпосульфіту та сірчаної кислоти, внаслідок чого виділяється вільна сірка. Реакція йде за рівнянням

Na 2 S 2 0 3 + H 2 S0 4 = Na 2 S0 4 + SO 2 + H 3 0 + S

Час, який минає від початку реакції до помітного помутніння розчину, залежить від швидкості реакції.

б) У три великі пробірки налити розведений (1:200)

розчин Na 2 S 2 O 3 в першу - 5 мл, другу -10мл,

у третю-15 мл. До вмісту першої пробірки потім додати 10 мл води і другий - 5 мл води.

У три інші пробірки налити по 5 мл розведеної (1:200) сірчаної кислоти.

У кожну пробірку з Na 2 S 2 0s прилити при помішуванні по 5 мл розчину H 2 S04 і точно відзначити за секундною стрілкою годинника, через скільки секунд після приливання кислоти спостерігається утворення каламуті в кожній пробірці.

Сформулювати висновок про залежність швидкості реакції від концентрацій реагуючих речовин для даного досвіду.

Досвід 2.Залежність швидкості реакції від температури

Для досвіду взяти розчини Na 2 S 2 0 3 та H 2 S0 4 тих же концентрацій, що й у попередньому досвіді.

Налити в три великі пробірки по 10 мл розчину гіпосульфіту, в інші три пробірки - по 10мл сірчаної кислоти і розділити їх на три пари: пробіркою з Na 2 S 2 0 3 і з H 2 S0 4 в кожній парі.

Відзначити температуру повітря в лабораторії та час за секундною стрілкою годинника, злити разом розчини першої пари пробірок і відзначити, через скільки секунд з'являється каламут.

Другу пару пробірок помістити в хімічну склянку з водою і нагріти до температури на 10° вище за кімнатну. За температурою слідкувати за термометром, опущеним у воду. Злити вміст пробірок і відзначити, через скільки секунд з'явиться каламут.

Повторити досвід із третьою парою пробірок, нагріваючи їх у склянці з водою до температури на 20° вище за кімнатну.

Записати результати за наступною формою:

Скласти графік, що ілюструє залежність швидкості реакції від температури даного досвіду. Для цього на осі абсцис нанести в певному масштабі температуру дослідів, а на осі ординат величини, обернені до часу появи каламуті (одиниця, поділена на число секунд).

Лабораторна робота №8

Тема: Розчини. Приготування розчинів процентної концентрації

Ціль заняття: приготувати розчини заданої процентної концентрації.

План заняття:

1. Повторити головні питання хімічної кінетики.

2. За завданням викладача провести лабораторний експеримент.

Лабораторний практикум

Досвід1. Приготування 10%-ного розчину хлориду натрію масою 50 г.

Обчислити, яка маса хлориду натрію потрібно приготування 10 % - ного розчину масою 50 р. Відважити в попередньо зваженому бюксі цю масу солі на технохімічних терезах з точністю до 0,01 р. Розрахувати, який обсяг води необхідний розчинення взятої навішування. Відміряти мензуркою цей об'єм води та розчинити у ньому відважену сіль. Отриманий розчин вилити в мірний циліндр і визначити ареометр щільність розчину, а потім масову частку хлориду натрію. Обчислити похибку досвіду

Контрольні питання та завдання.

1. Що таке розчин? Що називається розчинником?

2. Як можна прискорити процес розчинення? Які явища супроводжують розчинення?

3. Що таке кристалогідрати та кристалізаційна вода? Як виражають залежність розчинності твердих речовин від температури? Як змінюється розчинність газів із підвищенням температури та тиску?

4. Що називається концентрацією розчину? Які розчини називаються молярними, нормальними?

Лабораторна робота №9

Тема: Приготування розчинів молярної та нормальної концентрації.

Мета заняття: приготувати розчини заданої молярної та нормальної концентрації.

План заняття:

1. Повторити головні питання хімічної кінетики.

2. За завданням викладача провести лабораторний експеримент.

Матеріали та обладнання: набір ареометрів, мірний циліндр на 500 мл, христ: хлорид натрію, кристалогідрат хлориду барію, розчини: сірчаної кислоти, соляної кислоти.

Лабораторний практикум

Тіосульфат натрію (антихлор, гіпосульфіт, сульфідотріоксосульфат натрію) - Na 2 S 2 O 3 або Na 2 SO 3 S, сіль натрію та тіосерної кислоти. У звичайних умовах існує у вигляді пентагідрату Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O.

Безбарвні моноклінні кристали.

Молярна вага 248,17 г/моль.

Розчинний у воді (41,2% при 20°С, 69,86% при 80°С).

При 48,5 °C плавиться у своїй кристалізаційній воді, що зневоднюється близько 100 про С.

При нагріванні до 220 ° C розпадається за схемою:

4Na 2 S 2 O 3 →(t) 3Na 2 SO 4 + Na 2 S 5

Na 2 S 5 →(t) Na 2 S + 4S

Тіосульфат натрію сильний відновник:

Сильними окислювачами, наприклад, вільним хлором, окислюється до сульфатов або сірчаної кислоти:

Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O → 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl.

Більш слабкими або повільно діючими окислювачами, наприклад, йодом, переводиться в солі тетратіонової кислоти:

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 → 2NaI + Na 2 S 4 O 6 .

Наведена реакція дуже важлива, оскільки є основою йодометрії. Слід зазначити, що у лужному середовищі окислення тіосульфату натрію йодом може йти до сульфату.

Виділити тіосерну кислоту (тіосульфат водню) реакцією тіосульфату натрію з сильною кислотою неможливо, тому що вона нестійка і відразу розкладається:

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3

H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

Розплавлений тіосульфат натрію дуже схильний до переохолодження.

Отримання.

окисненням полісульфідів Na;

кип'ятіння надлишку сірки з Na 2 SO 3:

S + Na 2 SO 3 →(t) Na 2 S 2 O 3;

взаємодією H 2 S і SO 2 з NaOHпобічний продукт у виробництві NaHSO 3 , сірчистих барвників, при очищенні промислових газів від S:

4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH → 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O;

кип'ятіння надлишку сірки з гідроксидом натрію:

3S + 6NaOH → 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

потім, за наведеною вище реакції, сульфіт натрію приєднує сірку, утворюючи тіосульфат натрію.

Одночасно під час цієї реакції утворюються полісульфіди натрію (вони надають розчину жовтого кольору). Для їх руйнування розчин пропускають SO 2 .

чистий безводний тіосульфат натрію можна отримати реакцією серис нітритом натрію формаміде. Ця реакція кількісно протікає (при 80 °C за 30 хвилин) за рівнянням:

2NaNO 2 + 2S → Na 2 S 2 O 3 + N 2 O

Якісний аналіз.
1. Аналітичні реакції на катіон натрію.

1. Реакція з ацетатом діоксоуран(VI)цинку Zn(UO 2 ) 3 (CH 3 COO) 8 c утворенням жовтого кристалічного осаду (фармакопейна реакція - ГФ) або жовтих кристалів тетра- та октаедричної форми, нерозчинних в оцтовій кислоті (МКС). Для підвищення чутливості реакції слід нагріти досліджувану суміш на предметному склі.

NaCl+ Zn(UO 2) 3 (CH 3 COO) 8 + CH 3 COOН + 9 H 2 O

NaZn(UO 2) 3 (CH 3 COO) 9 · 9 H 2 O + HCl

Іони, що заважають: надлишок іонів K + , катіони важких металів (Hg 2 2+ , Hg 2+ , Sn 2+ , Sb 3+ , Bi 3+ , Fe 3+ та ін.). Реакція використовується як дробова після видалення катіонів, що заважають.

2. Фарбування безбарвного полум'я пальника у жовтий колір (ГФ).

3. Реакція з пікриновою кислотою з утворенням кристалів пікрату натрію жовтого кольору голчастої форми, що виходять із однієї точки (МКС).

Error: Reference source not found

Реакція використовується як дробова тільки без іонів, що заважають (K + , NH 4 + , Ag +).

4. Реакція з гексагідроксостибатом(V) калію Kз утворенням білого кристалічного осаду, що розчиняється в лугах.

NaCl+ K
Na + KCl

Умови проведення реакції: а) достатня концентрація Na +; б) нейтральна реакція розчину; в) проведення реакцію холоду; г) потирання скляною паличкою об стінку пробірки. Іони, що заважають: NH 4 + , Mg 2+ та ін.

У кислому середовищі реагент руйнується з утворенням аморфного білого осаду метасурьмяной кислоти HSbO 3 .

K + HCl
KCl + H 3 SbO 4 + 2 H 2 O