Тиосульфат натрия – синтетическое соединение, известное в химии как серноватистокислый натрий, а в пищевой промышленности – как добавка Е539, разрешенная к использованию при производстве продуктов питания.
Тиосульфат натрия выполняет функции регулятора кислотности (антиокислителя), антислеживающего агента или консерванта. Применение тиосульфата как пищевой добавки позволяет увеличить сроки хранения и качество продукции, предупредить гниение, закисание, брожение. В чистом виде это вещество участвует в технологических процессах изготовления пищевой йодированной соли как стабилизатор йода и используется для обработки хлебопекарской муки, склонной к слеживанию и комкованию.
Применение пищевой добавки Е539 ограничивается исключительно промышленной сферой, вещество не поступает в розничную продажу. В медицинских целях тиосульфат натрия используется как противоядие при тяжелых отравлениях и противовоспалительное средство наружного применения.
Тиосульфат (гипосульфит) – это неорганическое соединение, которое является натриевой солью тиосерной кислоты. Вещество представляет собой бесцветный порошок без запаха, который при ближайшем рассмотрении оказывается прозрачными моноклинными кристаллами.
Гипосульфит является неустойчивым соединением, которое не встречается в природе. Вещество образует кристаллогидрат, который при нагревании выше 40 °С плавится в собственной кристаллической воде и растворяется. Расплавленный тиосульфат натрия склонен к переохлаждению, а при температуре около 220 °С соединение полностью разрушается.
Серноватистокислый натрий был впервые получен искусственным путем в лабораторных условиях методом Леблана. Это соединение является побочным продуктом производства соды, которое образуется в результате окисления сульфида кальция. Взаимодействуя с кислородом, сульфид кальция частично окисляется до тиосульфата, из которого с помощью сульфата натрия получают Na 2 S 2 O 3 .
Современная химия предлагает несколько способов синтеза серноватистокислого натрия:
Вышеуказанные методы позволяют получить тиосульфат натрия как побочный продукт реакции или в виде водного раствора, из которого нужно выпарить жидкость. Получить щелочной раствор серноватистокислого натрия можно, растворив его сульфид в насыщенной кислородом воде.
Чистое безводное соединение тиосульфата является результатом взаимодействия соли натрия и азотистой кислоты с серой в веществе, известном как формамид. Реакция синтеза протекает при температуре 80 °С и длится около получаса, ее продукты – тиосульфат и его оксид.
Во всех химических реакциях гипосульфит проявляет себя как сильный восстановитель. В реакциях взаимодействия с сильными окислителями Na 2 S 2 O 3 окисляется до сульфата или серной кислоты, со слабыми – до тетратионовой соли. Реакция окисления тиосульфата является основой йодометрического метода определения веществ.
Отдельного внимания заслуживает взаимодействие тиосульфата натрия со свободным хлором, который является сильным окислителем и ядовитым веществом. Гипосульфит легко окисляется хлором и переводит его в безвредные водорастворимые соединения. Таким образом, это соединение препятствует разрушительному и токсическому воздействию хлора.
В промышленных условиях тиосульфат добывают из отходов газового производства. Самым распространенным сырьем является светильный газ, который выделяется в процессе коксования угля и содержит примеси сероводорода. Из него синтезируют сульфид кальция, который подвергают гидролизу и окислению, после чего соединяют с сульфатом натрия для получения тиосульфата. Несмотря на многостадийность, этот способ считается наиболее экономически выгодным и экологически чистым методом добычи гипосульфита.
Систематическое наименование | Тиосульфат натрия (Sodium thiosulfate) |
---|---|
Традиционные наименования | Серноватистокислый натрий, гипосульфит (натрия) соды, антихлор |
Международная маркировка | Е539 |
Химическая формула | Na 2 S 2 O 3 |
Группа | Неорганические тиосульфаты (соли) |
Агрегатное состояние | Бесцветные моноклинные кристаллы (порошок) |
Растворимость | Растворим в , нерастворим в |
Температура плавления | 50 °С |
Критическая температура | 220 °С |
Свойства | Восстановительные (антиокислительные), комплексообразующие |
Категория пищевой добавки | Регуляторы кислотности, вещества против слеживания (антислеживатели) |
Происхождение | Синтетическое |
Токсичность | Не исследована, вещество условно безопасно |
Области применения | Пищевая, текстильная, кожевенная промышленность, фотодело, фармацевтика, аналитическая химия |
Серноватистокислый натрий использовали в различных целях задолго до включения этого соединения в состав пищевых добавок и медикаментов. Антихлором пропитывали марлевые повязки и фильтры противогазов для защиты органов дыхания от ядовитого хлора во времена Первой мировой войны.
Современные направления применения гипосульфита в промышленности:
Серноватистокислый натрий используют в качестве реактива в аналитической и органической химии, им нейтрализуют сильные кислоты, обезвреживают тяжелые металлы и их токсические соединения. Реакции взаимодействия тиосульфата с различными веществами являются основой йодометрии и бромометрии.
Тиосульфат натрия не является широко распространенной пищевой добавкой и не находится в свободном доступе из-за неустойчивости соединения и токсичности продуктов его распада. Гипосульфит участвует в технологических процессах производства пищевой йодированной соли и хлебобулочных изделий в качестве регулятора кислотности и антислеживателя (антикомкователя).
Добавка Е539 выполняет функции антиокислителя и консерванта при изготовлении овощных и рыбных консерв, десертов и алкогольных напитков. Это вещество также входит в состав химикатов, которыми обрабатывают поверхность свежих, сушеных и замороженных овощей и фруктов.
Консервант и антиоксидант Е539 используют для улучшения качества и увеличения срока годности таких продуктов:
При изготовлении поваренной йодированной соли пищевую добавку Е539 применяют для стабилизации йода, что позволяет существенно продлить сроки хранения продукта и сохранить его пищевую ценность. Предельно допустимая концентрация Е539 в поваренной соли составляет 250 мг на 1 кг.
В хлебопекарном деле активно используют тиосульфат натрия в составе различных добавок для улучшения качества продукции. Хлебопекарные улучшители бывают окислительными и восстановительными. Антислеживатель Е539 относится к улучшителям восстанавливающего действия, которые позволяют изменить свойства .
Тесто из плотной муки с короткорвущейся клейковиной плохо поддается обработке, слеживается, не достигает необходимого объема и трескается в процессе выпечки. Антислеживающий агент Е539 разрушает дисульфидные связи и структурирует белки клейковины, в результате чего тесто хорошо поднимается, мякиш становится рыхлым и эластичным, а корочка не трескается при выпекании.
На предприятиях антислеживатель добавляют в муку вместе с дрожжами непосредственно перед замешиванием теста. Содержание тиосульфата в муке составляет 0,001-0,002 % ее массы в зависимости от технологии изготовления хлебобулочного изделия. Санитарно-гигиенические нормы для добавки Е539 составляют 50 мг на 1 кг пшеничной муки.
Антислеживатель Е539 используют в технологических процессах в строгой дозировке, поэтому риск отравления тиосульфатом при употреблении мучных изделий отсутствует. Мука, предназначенная для розничной реализации, перед продажей не обрабатывается. В пределах нормы добавка безопасна и не оказывает токсического действия на организм.
Гипосульфит соды входит в перечень основных лекарственных средств Всемирной организации здравоохранения как один из наиболее эффективных и безопасных лекарственных препаратов. Его вводят под кожу, внутримышечно и внутривенно как раствор для инъекций или применяют в качестве наружного средства.
В начале ХХ века тиосульфат натрия был впервые использован как противоядие при отравлении синильной кислотой. В сочетании с нитритом натрия, тиосульфат рекомендуют для особо тяжелых случаев отравления цианидами и вводят внутривенно для превращения цианидов в нетоксичные тиоцианаты, которые впоследствии можно безопасно вывести из организма.
Медицинское применение серноватисто-кислого натрия:
Влияние гипосульфита на организм человека при пероральном употреблении не изучено, поэтому нельзя судить о пользе и вреде вещества в чистом виде или в составе продуктов питания. Случаев отравления добавкой Е539 зарегистрировано не было, поэтому ее принято считать нетоксичной.
Тиосульфат натрия входит в перечень пищевых добавок, разрешенных для применения при изготовлении продуктов питания в России и Украине. Антислеживающий агент и регулятор кислотности Е539 используют согласно установленным санитарно-гигиеническим нормам исключительно в промышленных целях.
Ввиду того, что действие химического вещества на организм человека при пероральном применении до сих пор не изучено, добавка Е539 не разрешена к применению в странах ЕС и США.
Преподаватель: Кораблёва А.А.
ОТЧЕТ
ПО КУРСУ: ОБЩАЯ ХИМИЯ
" СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ "
ОФ 62 5528 1.04 ЛР
студент группы
Цель работы:
Определить константу скорости, температурный коэффициент, энергию активации реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой.
В данной лабораторной работе изучается реакция между тиосульфатом натрия (гипосульфитом) Na2S2O3 и серной кислотой H2SO4.
Эта реакция протекает в две стадии:
1) (быстро)
Первая стадия ионного обмена протекает практически мгновенно. Тиосерная кислота неустойчивое соединение, распадающееся с выделением белого осадка серы.
2) (медленно)
О скорости реакции можно судить по появлению опалесценции и дальнейшему помутнению раствора от выпавшей серы.
Суммарная реакция определяется второй стадией процесса и зависит от концентрации H2SO4 , а значит и Na2S2O3 (реакция псевдомолекулярна).
Кинетическое уравнение имеет вид:
Приборы и реактивы:
Термостаты, термометры, мерные цилиндры, пробирки, пробиркодержатели, секундомер, растворы Na2S2O3 и H2SO4 .
Опыт №1:
Влияние тиосульфата на скорость химической реакции.
Зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия.
Обработка результатов опыта:
Рассчитываем относительную скорость реакции по формуле:
2. Исходя из кинетического уравнения, определяем значение константы скорости реакции:
Р
3. Определяем среднее значение константы для данной комнатной температуры, в данном случае Т = 14 град цельс.
4
.
Выразить зависимость скорости реакции
от концентрации тиосульфата – графически.
(см. рис.№1).
5. Графически определяем константу скорости реакции как тангенс угла наклона прямой ОА к оси абсцисс. Сравниваем графически определенную константу с ее аналитическим значением.
КГР = tg = 0.162 КСР = 0.17 КГР КСР
Опыт №2:
Влияние температуры на скорость химической реакции.
Температура опыта, Т, град цельс. |
реакции t, с |
Относит. скорость реак. V, 1/с |
Конст. скор. реак. К, л/моль*с |
|
Обработка результатов опыта:
1.Рассчитываем относительную скорость реакции при каждой температуре:
Результаты смотреть в вышеприведенной таблице.
2.Исходя из кинетического уравнения определяем значение константы для каждой температуры:
Р
езультаты
смотреть в вышеприведенной таблице.
3.Выражаем графически влияние температуры на скорость химической реакции. (см. рис.№2).
4.Исходя из уравнения Ван-Гоффа определяем для каждого температурного интервала значение температурного коэффициента и вычисляем его среднее значение:
К2/К1 = 1 = 2.42
К3/К2 = 2 = 1.97 сред = 2.3
К4/К3 = 3 = 2.49
5
.
Исходя из уравнения Аррениуса вычисляем
аналитическое значение энергии активации
для каждого температурного интервала:
Е
а1
= 61785 Дж/моль Еа2
= 50729 Дж/моль Еа3
=72882 Дж/моль
И вычисляем его среднее значение:
ЕаСРЕД = 61798 Дж/моль
6. Выстраиваем графическую зависимость lgK от 1/Т по вычисленным константам скоростей при разных температурах и определяем энергию активации графическим способом (см. рис. №3).
tg = - Еа / 2.3 R , следовательно
ЕаГР = -2.3 R tg = -2.3 * 8.3 * tg = 19.09* 3230 = 61660 Дж/моль
7. Сравниваем значения энергии активации полученные графическим и аналитическим путем:
ЕаГР = 61660 Дж/моль ЕаСРЕД = 61798 Дж/моль ЕаГР ЕаГР
Вывод:
При температуре равной const, скорость химической реакции пропорциональна концентрации веществ, участвующих в этой реакции. (см. рис.№1)
С увеличением температуры скорость химической реакции увеличивается
При условии, что концентрация остается неизменной. Это можно объяснить тем, что с ростом температуры атомы веществ переходят в более возбужденное состояние, т. е. они получают дополнительную энергию – энергию активации, необходимую для разрыва химической связи и образования нового вещества.
Цель занятия: экспериментальное определение факторов, влияющих на скорость химической реакции (катализаторы, площадь соприкосновения) и на химическое равновесие.
План занятия:
Материалы и оборудование: штатив с пробирками, стеклянная палочка, диет, вода, порошок: алюминия, иода, хлорида калия, растворы: хлорида железа (III), роданида калия, хлорида калия.
Лабораторный практикум
Опьгг 1. Влияние катализатора на скорость химической реакции.
В сухую пробирку внести шпателем небольшое количество порошка алюминия и мелко растертого иода. Содержимое пробирки перемешать стеклянной палочкой, добавить каплю воды. Как влияет вода на скорость реакции? На основании опытов 1-3 сделать вывод о влиянии концентрации, температуры и катализатора на скорость химических реакций.
Опыт 2. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ.
В пробирку влить приблизительно 1 мл 0, 0025 М раствора хлорида железа (III) и добавить такой же объем 0,0025 М раствора роданида калия. Как меняется окраска раствора? Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. Одну пробирку оставить в качестве контрольной. Во вторую пробирку добавить несколько капель насыщенного раствора хлорида железа (III), в третью - несколько капель насыщенного раствора роданида калия, в четвертую - несколько кристалликов хлорида калия. Сравнить окраску растворов в пробирках. Составить уравнение происходящей обратимой реакции. Написать математическое выражение константы химического равновесия данного процесса Какие вещества находятся в растворе при состоянии химического равновесия? Какое вещество придает раствору красную окраску? Как изменяется интенсивность окраски раствора при добавлении хлорида железа(III), роданида калия, хлорида калия? В каком направлении смещается равновесие исследуемой системы при этом? Концентрацию каких веществ и как нужно изменить, чтобы сместить химическое равновесие вправо? Влево?
Вопросы и задания
1. В чем причина изменения скорости реакции при введении катализатора?
2. Какие реакции называются обратимыми? Чем характеризуется состояние химического равновесия? Что называется константой равновесия, от каких факторов она зависит?
3. Какими внешними воздействиями можно нарушить химическое равновесие? В каком направлении смешается равновесие при изменении температуры? Давления?
Лабораторная работа № 11
Тема: Основные закономерности протекания химических реакций.
Цель занятия: Получить и исследовать свойства наиболее распространенных простых веществ и соединений.
План занятия:
1. Повторить основные вопросы химической кинетики.
2. По заданию преподавателя провести лабораторный эксперимент.
Приборы и посуда: 1) Часы с секундной стрелкой или секундомер. 2) Мерный цилиндр емк. 20 мл.3) Термометр на 100°. 4) Запаянная стеклянная трубка с двуокисью азота 5) Штатив с зажимом и кольцом. 6) Горелка. 7) Химические стаканы емк. 200 мл2 шт. 8) Асбестированная сетка. 9) Штатив с пробирками.
Реактивы: Хлористый калий КС1.
Раствора: 1) Серная кислота H 2 S0 4 (1:200). - 2) Серноватистокислый натрий Na2S20 3 (Ш н 1:200).
Лабораторный практикум
Опыт 1.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
а) К раствору Na 2 S 2 0 3 прилить немного H 2 SO 4 . Наблюдать наступающее помутнение раствора. Помутнение вызвано взаимодействием гипосульфита и серной кислоты, в результате чего выделяется свободная сера. Реакция идет по уравнению
Na 2 S 2 0 3 + H 2 S0 4 = Na 2 S0 4 + SO 2 + H 3 0 + S
Время, которое проходит от начала реакции до заметного помутнения раствора, зависит от скорости реакции.
б) В три большие пробирки налить разбавленный (1:200)
раствор Na 2 S 2 O 3 в первую - 5 мл, во вторую -10мл,
в третью-15 мл. К содержимому первой пробирки добавить затем 10 мл воды и второй - 5 мл воды.
В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1:200) серной кислоты.
В каждую пробирку с Na 2 S 2 0s прилить при помешивании по 5 мл раствора H 2 S04 и точно отметить по секундной стрелке часов, через сколько секунд после приливания кислоты наблюдается образование мути в каждой пробирке.
Сформулировать вывод о зависимости скорости реакции- от концентраций реагирующих веществ для данного опыта.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Для опыта взять растворы Na 2 S 2 0 3 и H 2 S0 4 тех же концентраций, что и в предыдущем опыте.
Налить в три большие пробирки по 10 мл раствора гипосульфита, в другие три пробирки - по 10мл серной кислоты и разделить их на три пары: по пробирке с Na 2 S 2 0 3 и с H 2 S0 4 в каждой паре.
Отметить температуру воздуха в лаборатории и время по секундной стрелке часов, слить вместе растворы первой пары пробирок и отметить, через сколько секунд появляется муть.
Вторую пару пробирок поместить в химический стакан с водой и нагреть до температуры на 10° выше комнатной. За температурой следить по термометру, опущенному в воду. Слить содержимое пробирок и отметить, через сколько секунд появится муть.
Повторить опыт с третьей парой пробирок, нагрев их в стакане с водой до температуры на 20° выше комнатной.
Записать результаты по следующей форме:
Составить график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от температуры для данного опыта. Для этого на оси абсцисс нанести в определенном масштабе температуру опытов, а на оси ординат величины, обратные времени появления мути (единица, деленная на число секунд).
Лабораторная работа № 8
Тема: Растворы. Приготовление растворов процентной концентрации
Цель занятия: приготовить растворы заданной процентной концентрации.
План занятия:
1. Повторить основные вопросы химической кинетики.
2. По заданию преподавателя провести лабораторный эксперимент.
Лабораторный практикум
Опыт1. Приготовление 10 % - ного раствора хлорида натрия массой 50 г.
Вычислить, какая масса хлорида натрия требуется для приготовления 10 % - ного раствора массой 50 г. Отвесить в предварительно взвешенном бюксе эту массу соли на технохимических весах с точностью до 0,01 г. Рассчитать, какой объем воды необходим для растворения взятой навески. Отмерить мензуркой этот объем воды и растворить в нем отвешенную соль. Полученный раствор вылить в мерный цилиндр и определить ареометром плотность раствора, а затем массовую долю хлорида натрия. Вычислить погрешность опыта
Контрольные вопросы и задачи.
1. Что такое раствор? Что называется растворителем?
2. Как можно ускорить процесс растворения? Какие явления сопровождают растворение?
3. Что такое кристаллогидраты и кристаллизационная вода? Как выражают зависимость растворимости твердых веществ от температуры? Как изменяется растворимость газов с повышением температуры и давления?
4. Что называется концентрацией раствора? Какие растворы называются молярными, нормальными?
Лабораторная работа № 9
Тема: Приготовление растворов молярной и нормальной концентрации.
Цель занятия: приготовить растворы заданной молярной и нормальной концентрации.
План занятия:
1. Повторить основные вопросы химической кинетики.
2. По заданию преподавателя провести лабораторный эксперимент.
Материалы и оборудование: набор ареометров, мерный цилиндр на 500 мл, крист: хлорид натрия, кристаллогидрат хлорида бария, растворы: серной кислоты, соляной кислоты.
Лабораторный практикум
Задача 866.
Написать уравнение реакции получения тиосульфата натрия. Какова степень окисленности серы в этом соединении? Окислительные или восстановительные свойства проявляет тиосульфат-ион? Привести примеры реакций.
Решение:
Уравнения реакций получения тиосульфата натрия:
а) Водный раствор сульфита натрия кипятят в присутствии серы, а затем охлаждают, выделяется кристаллогидрат тиосульфата натрия
:
Na 2 SO 3 + S + 5H 2 O ↔ Na 2 S 2 O 3 . 5H 2 O.
Водный раствор сульфита натрия кипятят в присутствии серы, а затем охлаждают, выделяется кристаллогидрат тиосульфата натрия.
б) Окисление полисульфидов кислородом воздуха:
2Na 2 S 5 + 3O 2 ↔ 2Na 2 S 2 O 3 +6S.
в) Получение тиосульфата натрия путём взаимодействия серы со щёлочью. Реакция протекает с одновременным окислением и восстановлением серы:
4S + 6NaOH ↔ Na 2 S 2 O 3 + 2Na 2 S +3H 2 O.
г) Непосредственное взаимодействие сернистого ангидрида с сероводородом в щелочной среде. Для этого смесь обеих газов пропускают при сильном размешивании в раствор едкого натра до его нейтрализации, то образуется тиосульфат натрия:
4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH ↔ 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2
Атомы серы, входящие в состав тиосульфатов имеют различную степень окисленности; у одного атома степень окисленности равна +4, у другого 0.Тиосульфат-ион S 2 O 3 2- проявляет свойства восстановителя. Хлор, бром и другие сильные окислители окисляют его до сульфат-иона SO 4 2- , например:
Взаимодействие тиосульфата натрия
с хлором (при его избытке):
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ↔ 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl
Ионно-молекулярное уравнение:
S2O 3 2- + 4Cl 2 0 + 5H 2 O ↔ 2SO 4 2- + 8Cl - + 10H +
Молекулярная форма:
Na 2 S 2 O 3 + 4Cl 2 + 5H 2 O ↔ 2H 2 SO 4 + 2NaCl + 6HCl l
В данной реакции тиосульфат натрия выступает в роли восстановителя, увеличивая степень окисления одного атома серы от 0 до +4, другого – от +4 до +6.
Под действием слабого окислителя тиосульфат натрия окисляется до соли тетратионовой кислоты
H 2 S 4 O 6 .
Взаимодействие тиосульфата натрия с йодом:
2 Na 2 S 2 O 3 + I 2 ↔ Na 2 S 4 O 6 + 2NaI
Уравнения ионно-молекулярного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
2S 2 O 3 2- + I 2 0 ↔ S 4 O 6 2- + 2I -
Молекулярная форма:
2Na 2 S 2 O 3 + I 2 ↔ Na 2 S 4 O 6 + 2NaI
В данной реакции тиосульфат натрия выступает в роли восстановителя, увеличивая степень окисления одного атома серы от 0 до +4. При нагревании свыше 200 0С тиосульфат натрия распадается по схеме:
4Na 2 S 2 O 3Na 2 SO 4 + Na 2 S + 4S↓
При этом протекает реакция самоокисления-восстановления.
Задача 867.
Составить уравнения реакций: а) концентрированной Н 2 SO 4 с магнием и с серебром; б) разбавленной Н 2 SO 4 с железом.
Решение:
а) 4Mg + 5Н
2 SO
4 (конц.) → 4MgSO 4 + H 2 S) + 4H 2 O;
б) 2Ag + 2Н
2 SO
(конц.) → Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
в) Fe + Н
2 SO
4 (разб.) → FeSO 4 + H 2 .
Задача 868.
Сколько граммов серной кислоты необходимо для растворения 50 г ртути? Сколько из них пойдет на окисление ртути? Можно ли для растворения ртути взять разбавленную серную кислоту?
Решение:
Уравнение реакции:
Уравнения ионно-молекулярного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
Hg + SO 4 2- + 4H + ↔ Hg 2+ + SO 2 + 2H 2 O
Из уравнений окисления-восстановления следует, что на окисление 1 моль Hg затрачивается 1 моль H2SO4, следовательно,
200,5: 98 = 50: х ; х = (98 . 50)/200,5 = 24,44 г.
Находим массу H2SO4 из пропорции:
200,5: (2 . 98) = 50: х ; х = (2 . 98 . 50)/200,5 = 48,88 г.
Ответ: 48,88 г; 24,44 г. Ртуть стоит в ряду напряжений после водорода – поэтому разбавленная серная кислота не действует на ртуть. Следовательно, для растворения ртути нужно взять концентрированную серную кислоту.
Задача 869.
Одинаковое ли количество серной кислоты потребуется для растворения 40 г никеля, если в одном случае взять концентрированную кислоту, а в другом разбавленную? Какая масса серной кислоты пойдет на окисление никеля в каждом случае?
Решение:
Уравнения реакций:
а) Ni + 2H 2 SO 4 (конц.) → NiSO4 + SO2 + 2H2O;
б) Ni + H 2 SO 4 (разб.) → NiSO4 + Н2.
Рассчитаем массу концентрированной серной кислоты идущую на окисление 40 г никеля из пропорции:
58,7: (2 . 98) = 40: х ; х = (2 . 98 . 40)/58,7 = 133,56, г.
Теперь рассчитаем массу разбавленной серной кислоты идущую на окисление 40 г никеля из пропорции:
58,7: 98 = 40: х ; х = (98 . 40)/58,7 = 66,78 г.
Ответ : 133,56 г; 66,78 г. На окисление никеля расходуется одинаковое количество серной кислоты.
Тема: СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Зависимость скорости реакции от температуры
(проверка правила Вант-Гоффа)
Закономерность изучается на примере взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой
Реакция протекает в две стадии:
Первая стадия - ионный обмен - происходит мгновенно, так что фактически наблюдение ведётся за скоростью второй мономолекулярной стадии, признаком протекания которой является появления мути как результат образования элементарной серы. Поэтому концентрации серной кислоты фактически не сказывается на скорости реакции, лишь бы она была взята в количестве, достаточном для полного взаимодействия тиосульфата, и во всех опытах одинакова.
Следовательно, уравнение скорости может быть записано так:
Опыт 1 . Приготовить простейший термостат: стакан на 200 мл с крышкой, в которой имеются 3 отверстия. В первое отверстие опустить закрепленный на нитке термометр, во второе - коническую пробирку с -2н раствором Н 2 SO 4 с опущенной в неё пипеткой, в третье - коническую пробирку, в которую чистой пипеткой внести 10 капель 0,1-н раствора тиосульфата натрия. Стакан заполнить выдержанной при комнатной температуре водой настолько, чтобы шарик термометра и раствора были в неё погружены. Ртутный шарик термометра и растворы реагирующих веществ должны находиться на одном уровне в средней части воды, заполняющей стакан - термостат.
Выждав 5 минут – время, необходимое для выравнивания температуры воды в термостате и растворов в пробирках, записать показания термометра. Не вынимая пробирки из термостата, к раствору тиосульфата натрия добавить пипеткой 1 каплю раствора серной кислоты. В этот момент включить секундомер (замерить время по часам с секундной стрелкой), не вынимая пробирку из термостата, наблюдать за ходом опыта до появления в пробирке заметного на глаз помутнения и при обнаружении его выключить секундомер. Записать длительность опыта в секундах.
Опыт 2. Проводится при температуре, повышенной на 10°. Для этого пробирку в термостате, в которой проводился опыт, заменить чистой и вновь внести в неё 10 капель 0,1н раствора тиосульфата натрия. Добавляя в стакан горячую воду, поднять её температуру на 14 - 15° выше температуры первого опыта и по термометру наблюдать её охлаждение. Когда температура будет на 10° выше, провести опыт точно так же, как первый.
Опыт 3. Проведение опыта при температуре, повышенной на 20°. Опыт проводиться так же, как в предыдущем случае, но температура воды в термостате первоначально повышается на 24 - 25°выше комнатной, а добавление серной кислоты к гипосульфиту производится в тот момент, когда она будет выше температуры первого опыта ровно на 20°. Все опытные данные и результаты расчетов записываются в виде таблицы. Вместо индексов указать фактические температуры.
Вычислить:
А) относительную скорость реакции.
Примем скорость реакции при комнатной температуре
в первом опыте. Поскольку скорость и величина, обратная времени,
из этой пропорции находим
Аналогично составляем пропорцию и вычисляем
Б) термический коэффициент скорости по Вант - Гоффу. Его вычисляют по результатам двух опытов, независимо один от другого.
Выполнение работы является удовлетворительным в том случае, если результаты этих двух вычислений расходятся незначительно. Тогда можно взять их средние значения. При резком расхождении работу нужно повторить.
Скорость химических реакций в гомогенных и
ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ
Опыт 1. Влияние величины поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе
Растворение карбоната кальция в хлороводородной кислоте
Выполнение работы . Взять два небольших, по возможности одинаковых, кусочка мела. Один из них положить на кусочек фильтровальной бумаги и стеклянной палочкой измельчить его в порошок. Полученный порошок поместить в коническую пробирку. Второй кусочек мела целиком опустить в другую коническую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить одинаковое количество (10-20 капель) хлороводородной кислоты плотностью - 1,19 г/см 3 . (Для соблюдения одновременности добавления кислоты опыт могут проводить два студента совместно). Отметить время полного растворения мела в каждом случае.
Запись данных опыта.
Написать уравнение соответствующей
реакции. Почему скорость растворения мела в этих двух случаях
различна?
ТЕМА: РАСТВОРЫ
Опыт 2 Приготовление растворов различной концентрации
ТЕМА: ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Опыт 2. Образование основных и кислых солей при гидролизе
Опыт 3. Факторы, влияющие на степень гидролиза солей
ТЕМА: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
ПРОЦЕССЫ
ВОДОРОД
Опыт 2 Переливание водорода.
Проверить чистоту водорода и наполнить им большую пробирку, держа её вверх дном, поместить с ней рядом, тоже вверх дном, другую пробирку так, чтобы их отверстия были рядом. Не отодвигая пробирки с водородом, повёртывать её вниз дном так, чтобы пустая пробирка накрыла бы пробирку с водородом. Разъединив пробирки, поднести каждую из них к пламени спиртовки. В какой пробирке наблюдается вспышка?
Опыт 3 Образование воды при горении.
ПРОВЕРИТЬ ВОДОРОД на чистоту. Если он чист, зажгите его на конце газоотводной трубки и, держа трубку вверх, накройте пламя стеклянной банкой, прекратив процесс выделения водорода. Что для этого надо сделать? Что наблюдается на стенках банки? Записать уравнение реакции.
КИСЛОРОД
Опыт 3. Сжигание магния в кислороде.
Наполнить банку кислородом, как в предыдущем опыте. Взять тигельными щипцами стружку или ленту магния, нагревать в пламени спиртовки, пока она не загорится и быстро внести в банку с кислородом. Что собой представляет оксид магния? Испытать характер оксида магния. Для этого, как в предыдущем опыте, влить в банку немного раствора фиолетового лакмуса и взболтать. Как изменился цвет лакмуса? Сделать вывод о характере образующегося гидроксида.
H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O
для реакции окисления пероксида водорода (H 2 O 2 – восстановитель):
H 2 O 2 – 2e - = O 2 + 2H +
б)Взаимодействие пероксида водорода с иодидом калия
Выполнение работы. К раствору иодида калия, подкисленному серной кислотой, прибавить 1 – 2 капли раствора пероксида водорода. Для какого вещества характера появившаяся окраска раствора?
Написать уравнение реакции. Окислителем или восстановителем является в ней пероксид водорода?
в) Взаимодействие пероксида водорода с оксидом ртути (II)
Выполнение работы. Поместить в пробирку 3 – 4 капели раствора нитрата ртути Hg(NO 3) 2 и добавить столько же 2 н. раствора щелочи до выпадения осадка оксида ртути (II). Отметить цвет осадка. Добавить 4 – 5 капель раствора пероксида водорода и наблюдать изменение цвета осадка вследствие образования взвешенных частиц металлической ртути. Какой газ выделяется?
Написать уравнение реакции. Окислитлем и восстановителем является пероксид водорода в данной реакции? Сделать соотвествующие выводы.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭЛЕКТРОДНЫХ ПОТЕНЦИАЛОВ. НАПРАВЛЕНИЕ
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ
Г) Электролиз водных растворов солей с растворимыми анодами
Выполнение работы . Налить в электролизер 0,5 н. раствор сульфата меди, опустить в него графитовые электроды и пропустить через раствор электрический ток. Через несколько минут прекратить электролиз и отметить на катоде красный налет меди. Написать уравнения катодного и анодного процессов. Какой газ в небольших количествах выделяется на аноде?
Не отключая электролизер от батарейки, поменять местами электроды в коленах электролизера, вследствие чего электрод, покрывшийся вначале медью, окажется анодом. Снова пропустить электрический ток. Что происходит с медью на аноде? Какое вещество выделяется на катоде? Написать уравнения катодного и анодного процессов, протекающих при электролизе сульфата меди с медным анодом.
Провести аналогичный опыт с 0,5 н. раствором сульфата никеля (II). Что выделяется на катоде? Написать уравнение катодного восстановления никеля. Какое вещество окисляется на аноде при электролизе сульфата никеля с угольным анодом? С никелевым анодом? Написать уравнения соответствующих анодных процессов.
ТЕМА: КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
ТЕМА: ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
ГАЛОГЕНЫ
Опыт 2. Получение хлорной воды и исследование её свойств
Опыт 3. Получение брома
Выполнение работы. В сухую цилиндрическую пробирку поместить 2-3 кристаллика бромида калия или натрия и столько же диоксида марганца. Осторожно встряхнуть пробирку и прибавить к смеси 2-3 капли концентрированной серной кислоты (пл. 1,84 г/см 3). Что представляют собой выделяющиеся бурые пары? Написать уравнение реакции получения брома.
Б) Окисление бромом магния или цинка.
Внести впробирку 3 – 5 капель бромной воды и немного порошка магния или цинка. Перемешать стеклянной палочкой. Отметить обесцвечивание растворов бромной водой и указать причину этого явления. Написать соответствующее уравнение реакции.
Опыт 6. Получение водородных соединений галогенов (галогеноводородов).
Галогеноводороды могут быть получены действием нелетучих и не являющихся окислителями кислот на галиды металлов.
Г) Получение бромоводорода и иодоводорода.
Положить в одну пробирку 2-3 микрошпателя бромида кадия или натрия, в другую – столько же какого-либо иодида. В обе пробирки добавить по 5-10 капель концентрированного раствора фосфорной ортокислоты. Подогреть растворы на маленьком пламени горелки. Наблюдать выделение бромоводорода и иодоводорода в виде белого дыма. Выделяется ли при этом свободный бром и иод? Сделать вывод, окисляет ли фосфорная кислота бромоводород и иодоводород? Написать уравнения реакций.
Опыт 7. Восстановительные свойства галогеноводородов и галид- ионов.
Опыт 5. Окислительные свойства азотной кислоты
СЕРА И ЕЕ СВОЙСТВА
ПРИЛОЖЕНИЕ
Таблица 1 - Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
Комплексный ион | К нест |
- | 1 ∙ 10 -21 |
+ | 7 ∙ 10 -8 |
3- | 1 ∙ 10 -13 |
2- | 9 ∙ 10 -3 |
2- | 8 ∙ 10 -7 |
2- | 1 ∙ 10 -17 |
2+ | 8 ∙ 10 -8 |
2+ | 8 ∙ 10 -6 |
3+ | 6 ∙ 10 -36 |
2+ | 2 ∙ 10 -13 |
3- | 5 ∙ 10 -28 |
4- | 1 ∙ 10 -37 |
3- | 1 ∙ 10 -44 |
2+ | 1 ∙ 10 -3 |
2- | 1 ∙ 10 -21 |
2- | 8 ∙ 10 -16 |
2- | 1 ∙ 10 -30 |
2- | 1 ∙ 10 -22 |
2- | 3 ∙ 10 -16 |
2+ | 2 ∙ 10 -9 |
2- | 2 ∙ 10 -17 |
] 2+ | 4 ∙ 10 -10 |
Таблица 2 - Плотность растворов некоторых кислот, щелочей и аммиака при 20 0 С (в г/см 3 , г/мл).