Ester der Schwefelsäure umfassen Dialkylsulfate (RO 2)SO 2. Dabei handelt es sich um hochsiedende Flüssigkeiten; niedrigere sind wasserlöslich; In Gegenwart von Alkalien bilden sie Alkohol- und Schwefelsäuresalze. Niedere Dialkylsulfate sind Alkylierungsmittel.

Diethylsulfat(C 2 H 5) 2 SO 4. Schmelzpunkt -26°C, Siedepunkt 210°C, löslich in Alkoholen, unlöslich in Wasser. Erhalten durch Reaktion von Schwefelsäure mit Ethanol. Es ist ein Ethylierungsmittel in der organischen Synthese. Dringt durch die Haut ein.

Dimethylsulfat(CH 3) 2 SO 4. Schmelzpunkt -26,8°C, Siedepunkt 188,5°C. In Alkoholen löslich, in Wasser schlecht löslich. Reagiert mit Ammoniak in Abwesenheit von Lösungsmittel (explosiv); Sulfoniert einige aromatische Verbindungen, wie zum Beispiel Phenolester. Wird durch Reaktion von 60 % Oleum mit Methanol bei 150 °C gewonnen. Es ist ein Methylierungsmittel in der organischen Synthese. Karzinogen, wirkt sich auf Augen, Haut und Atmungsorgane aus.

Natriumthiosulfat Na2S2O3

Ein Salz der Thioschwefelsäure, in dem zwei Schwefelatome unterschiedliche Oxidationsstufen haben: +6 und -2. Kristalline Substanz, gut wasserlöslich. Es wird in Form des kristallinen Hydrats Na 2 S 2 O 3 5H 2 O hergestellt, das allgemein als Hyposulfit bezeichnet wird. Hergestellt durch Reaktion von Natriumsulfit mit Schwefel durch Kochen:

Na 2 SO 3 +S=Na 2 S 2 O 3

Es ist wie Thioschwefelsäure ein starkes Reduktionsmittel und wird leicht durch Chlor zu Schwefelsäure oxidiert.

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

Die Verwendung von Natriumthiosulfat zur Absorption von Chlor (in den ersten Gasmasken) basierte auf dieser Reaktion.

Etwas anders verläuft die Oxidation von Natriumthiosulfat durch schwache Oxidationsmittel. Dabei entstehen Salze der Tetrathionsäure, zum Beispiel:

2Na 2 S 2 O 3 +I 2 =Na 2 S 4 O 6 +2NaI

Natriumthiosulfat ist ein Nebenprodukt bei der Herstellung von NaHSO 3, einem Schwefelfarbstoff, bei der Reinigung von Industriegasen von Schwefel. Wird verwendet, um Chlorspuren nach dem Bleichen von Stoffen zu entfernen, um Silber aus Erzen zu extrahieren. Es ist ein Fixiermittel in der Fotografie, ein Reagenz in der Jodometrie, ein Gegenmittel bei Vergiftungen mit Arsen- und Quecksilberverbindungen und ein entzündungshemmendes Mittel.

Wir nehmen Natriumthiosulfat und drei Säuren (Schwefelsäure, Salzsäure und Phosphorsäure):

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O

Na2S2O3 + 2 HCl = 2 NaCl + SO2 + S + H2O

3 Na2S2O3 + 2 H3PO4 = 2 Na3PO4 + 3 SO2 + 3 S + 3 H2O

Gießen Sie 8 ml Natriumthiosulfatlösung in drei Reagenzgläser. Gießen Sie 8 ml Schwefelsäure mit einer Natriumthiosulfatlösung in das erste Reagenzglas, mischen Sie schnell und notieren Sie die Zeit in Sekunden vom Beginn der Reaktion bis zur Trübung der Lösung. Um das Ende der Reaktion besser erkennen zu können, kleben Sie einen Streifen schwarzes Papier auf die gegenüberliegende Seite der Wand des Reagenzglases. Wir beenden den Zeitbericht in dem Moment, in dem dieser Streifen durch die trübe Lösung nicht mehr sichtbar ist.

Ähnliche Experimente führen wir auch mit anderen Säuren durch. Die Ergebnisse werden in die Tabelle eingetragen (Anhang 1, Tabelle 1). Wir definieren die Reaktionsgeschwindigkeit als einen Wert, der umgekehrt proportional zur Zeit ist: υ = 1/ t. Basierend auf der Tabelle erstellen wir ein Diagramm der Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Art der Reaktanten (Anhang 2, Diagramm 1).

Fazit: Somit beeinflusst die Art der Säuren die Geschwindigkeit der chemischen Reaktion. Und da die Stärke von Säuren durch die Konzentration der Wasserstoffionen bestimmt wird, hängt die Reaktionsgeschwindigkeit auch von der Konzentration der Reaktanten ab.

B. Betrachten Sie die Reaktion der Wechselwirkung verschiedener Metalle mit Salzsäure. Die Reaktionsgeschwindigkeit wird durch das Volumen des freigesetzten Wasserstoffs bestimmt, der durch die Verdrängung von Wasser gesammelt wird (Anhang 3, Abbildung 1).

In vier Reagenzgläser geben wir 0,05 g Metalle: Magnesium, Zink, Eisen und Kupfer. Gießen Sie abwechselnd gleiche Volumina Salzsäure (1:2) in jedes Reagenzglas (a). Wasserstoff, der schnell freigesetzt wird, gelangt in das Reagenzglas (b). Wir notieren, wie lange es dauert, bis sich das Reagenzglas mit Wasserstoff füllt. Basierend auf den Ergebnissen (Anhang 4, Tabelle 2) erstellen wir ein Diagramm in Abhängigkeit von der Art der Reaktanten (Anhang 4, Diagramm 2).

Fazit: Nicht alle Metalle können mit Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff reagieren. Metalle, die Wasserstoff aus sauren Lösungen verdrängen, befinden sich in der Reihe N.H. Beketov vor Wasserstoff und Metalle, die Wasserstoff nicht verdrängen – nach Wasserstoff (in unserem Fall ist es Kupfer). Aber auch die erste Metallgruppe unterscheidet sich im Aktivitätsgrad: Magnesium-Zink-Eisen, daher ist die Intensität der Wasserstoffentwicklung unterschiedlich.

Somit hängt die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Art der Reaktanten ab.

2. Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Konzentration interagierender Substanzen.

Ziel. Stellen Sie eine grafische Abhängigkeit des Konzentrationseffekts auf die Reaktionsgeschwindigkeit fest.

Zur Durchführung des Experiments verwenden wir die gleichen Lösungen von Natriumthiosulfat und Schwefelsäure, die im ersten Experiment (A) verwendet wurden.

Geben Sie die angegebenen Millilitermengen Natriumthiosulfatlösung und Wasser in nummerierte Reagenzgläser. Geben Sie 8 ml Schwefelsäurelösung in das erste Reagenzglas, mischen Sie schnell und notieren Sie die Zeit vom Beginn der Reaktion bis zur Trübung der Lösung (siehe Versuch 1 A). Mit den restlichen Reagenzgläsern führen wir ähnliche Experimente durch. Die Ergebnisse tragen wir in eine Tabelle ein (Anhang 6, Tabelle 3), auf deren Grundlage wir ein Diagramm der Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Konzentration der Reaktanten erstellen (Anhang 7, Grafik 3). Ein ähnliches Ergebnis erzielten wir, indem wir die Konzentration von Natriumthiosulfat konstant ließen, aber die Konzentration von Schwefelsäure änderten.

Fazit: Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt also von der Konzentration der reagierenden Stoffe ab: Je höher die Konzentration, desto höher die Reaktionsgeschwindigkeit.

3. Abhängigkeit der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Temperatur.

Zweck: Überprüfen, ob die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion von der Temperatur abhängt.

Wir führen den Versuch mit Lösungen von Natriumthiosulfat und Schwefelsäure durch (siehe Versuch 1), bereiten zusätzlich ein Becherglas und ein Thermometer vor.

Gießen Sie 8 ml Natriumthiosulfatlösung in vier Reagenzgläser und 8 ml Schwefelsäurelösung in die anderen 4 Reagenzgläser. Wir stellen alle Reagenzgläser in ein Glas Wasser und messen die Wassertemperatur. Nehmen Sie nach 5 Minuten zwei Reagenzgläser mit Lösungen aus Natriumthiosulfat und Schwefelsäure heraus, lassen Sie sie abtropfen, mischen Sie und notieren Sie die Zeit, bis die Lösung trüb wird. Erhitzen Sie das Glas mit Wasser und Reagenzgläsern auf 10 °C und wiederholen Sie den Versuch mit den nächsten beiden Reagenzgläsern. Mit den restlichen Reagenzgläsern führen wir die gleichen Experimente durch, wobei wir die Wassertemperatur jedes Mal um 10°C erhöhen. Wir halten die erhaltenen Ergebnisse in einer Tabelle fest (Anhang 8, Tabelle 4) und zeichnen die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur auf (Anhang 9, Tabelle 4).

Schlussfolgerung: Aus diesem Experiment konnten wir schließen, dass die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion mit jedem Temperaturanstieg um 10 °C um das Zwei- bis Vierfache zunimmt, d. h. bewies die Gültigkeit des van't Hoffschen Gesetzes.

4. Der Einfluss eines Katalysators auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.

Zweck: Überprüfen, ob die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion vom Katalysator abhängt und ob Katalysatoren spezifisch sind.

A. Um die Spezifität des Katalysators zu testen, verwendeten wir die Zersetzungsreaktion von Wasserstoffperoxid: 2H2O2 = 2H2O + H2. Wir haben eine 3%ige Lösung genommen, die Zersetzung von Wasserstoffperoxid ist sehr schwach, selbst ein glimmender Splitter, der in ein Reagenzglas fällt, entzündet sich nicht. Als Katalysatoren verwendeten wir Siliziumdioxid SiO2, Mangandioxid MnO2, Kaliumpermanganat KMnO4, Natriumchlorid NaCl. Erst durch die Zugabe von Mangan(IV)-oxid-Pulver kam es zu einer schnellen Sauerstofffreisetzung und ein in ein Reagenzglas fallender glimmender Splitter flammte hell auf.

Katalysatoren sind also Substanzen, die eine chemische Reaktion beschleunigen, und in den meisten Fällen erfordert eine bestimmte Reaktion einen eigenen Katalysator.

5. Kinetik der katalytischen Zersetzung von Wasserstoffperoxid.

Zweck: Ermittlung der Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von Stoffkonzentration, Temperatur und Katalysator.

Die Zersetzung einer sehr schwachen Wasserstoffperoxidlösung beginnt unter dem Einfluss eines Katalysators. Mit fortschreitender Reaktion nimmt die Konzentration an Wasserstoffperoxid ab, was anhand der pro Zeiteinheit freigesetzten Sauerstoffmenge beurteilt werden kann. Wir führen den Versuch im Gerät durch (Anhang 10, Abbildung 2): Wir geben 0,1 g Mangandioxidpulver in ein Reagenzglas, verbinden es mit einem Gummischlauch, gießen 40 ml einer 3%igen Wasserstoffperoxidlösung in den Kolben, und verbinde es mit einem Gummischlauch mit dem Reagenzglas. Wir füllen den Zylinder (Bürette) mit Wasser, senken ihn in den Kristallisator, befestigen ihn vertikal in der Stativklemme und schließen darunter den Gasauslassschlauch des Wurtz-Kolbens an. Ohne Katalysator beobachten wir keine Freisetzung von Sauerstoff. Nach der Zugabe von Mangandioxid notieren wir 10 Minuten lang jede Minute die freigesetzte Sauerstoffmenge und tragen sie in der Tabelle ein (Anhang 11, Tabelle 5). Basierend auf den Daten erstellen wir ein Diagramm des Volumens des freigesetzten Sauerstoffs im Verhältnis zur Zeit (Anhang 12, Diagramm 5).

6. Der Einfluss der Kontaktfläche reagierender Stoffe auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.

Ziel. Finden Sie heraus, ob die Kontaktoberfläche reagierender Substanzen die Geschwindigkeit einer heterogenen chemischen Reaktion beeinflusst.

Eine gleiche Menge (0,5 g) Kreide (CaCO3) in Form eines Stücks und eines Pulvers wurde auf einer Waage abgewogen, die Proben wurden in zwei Reagenzgläser gegeben, in die sich die gleiche Menge Salzsäure (1:2) befand gegossen. Wir beobachten die Freisetzung von Kohlendioxid und im ersten Reagenzglas (Kreide in Form eines Stücks) verläuft die Reaktion weniger heftig als im zweiten (Kreide in Form eines Pulvers) (Anhang 13, Fotos 1,2) : CaCO3 + 2 HCl = CaCl2 + CO2 + H2O

Ein erkennbares Zeichen der Reaktion ist die Bildung einer weiß-gelben Trübung (unlöslicher Schwefel).

Thioschwefelsäure ist instabil (siehe Reaktionsgleichung!), daher wird sie durch Reaktion von Natriumthiosulfat mit verdünnter Schwefelsäure hergestellt:

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

diese. Gesamtreaktion:

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = S + SO 2 + H 2 O + Na 2 SO 4 Durchführung der Reaktion:

Gießen Sie 20 ml 2M Schwefelsäure in 2 identische Gläser. 80 ml Wasser in 1 Glas geben (Säurekonzentration reduzieren). Gießen Sie gleichzeitig 20 ml 2M Natriumthiosulfat in beide Gläser (aus 2 anderen Gläsern oder Zylindern).

Was Sie sehen sollten:

In welchem Glas kommt es schneller zur Trübung? Katalyse

Die Grundlage des Experiments ist

Wasserstoffperoxid-Zersetzungsreaktion

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = S + SO 2 + H 2 O + Na 2 SO 4 H 2 O 2 = H 2 O + 1/2O 2

Was Sie sehen sollten:

In welchem Glas kommt es schneller zur Trübung? beschleunigt sich in Gegenwart von Mangandioxid sowie einigen Salzen von Schwermetallen, dem Enzym Katalase usw. Ein sichtbares Zeichen der Reaktion ist die Freisetzung von Gasblasen, in denen ein glimmender Splitter hell aufflammt.

Gießen Sie 10 ml 30 %iges H 2 O 2 in einen hohen Zylinder (100 ml).

Fügen Sie schnell MnO 2 -Pulver hinzu (optional einige Tropfen Blut hinzufügen).

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = S + SO 2 + H 2 O + Na 2 SO 4 Stecken Sie einen glimmenden Splitter in den Zylinder.

katalytische Oxidation von Ammoniak auf Chromoxid.

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Das beobachtete Anzeichen der Reaktion sind Funken (Erwärmung der Chromoxidpartikel aufgrund der exothermen thermischen Wirkung der Reaktion und ihres Leuchtens).

Spülen Sie das Innere eines großen Flachbodenkolbens (500 ml) gründlich mit einer konzentrierten Ammoniaklösung aus (wodurch eine hohe Konzentration an Ammoniakdampf darin entsteht). Geben Sie in einem Eisenlöffel erhitztes Chrom(III)-oxid hinein.

Ein einfacher Modellversuch zu mehreren Themen gleichzeitig.

Geben Sie in einen trockenen Becher (Sie können einfache Einwegbecher verwenden) gleiche Mengen (jeweils etwa eine Erbsengröße) trockene Zitronensäure und Backpulver (Natriumbikarbonat).

Dann bereiten wir in einem Glas eine gesättigte Sodalösung vor (ihre Löslichkeit beträgt 9,6 g pro 100 g Wasser bei Raumtemperatur). In zwei weitere Gläser geben wir Zitronensäure – im ersten das Volumen eines Streichholzkopfes, im zweiten etwa das Fünffache. In beide Gläser 10 ml Wasser geben und unter Rühren die Säure auflösen. Geben Sie gleichzeitig 5 ml gesättigte Natriumbicarbonatlösung mit Zitronensäure in beide Gläser.

Es ist zu erkennen, dass in einem Glas, in dem die Konzentration an Zitronensäure höher ist, die Gasfreisetzung intensiver ist.

Fazit: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist proportional zur Konzentration der Reagenzien.
Thioschwefelsäure. Natriumthiosulfat. Vorbereitung, Eigenschaften, Anwendung.
Ester der Schwefelsäure umfassen Dialkylsulfate (RO2)SO2. Dabei handelt es sich um hochsiedende Flüssigkeiten; niedrigere sind wasserlöslich; In Gegenwart von Alkalien bilden sie Alkohol- und Schwefelsäuresalze. Niedere Dialkylsulfate sind Alkylierungsmittel.
Diethylsulfat (C2H5)2SO4. Schmelzpunkt -26°C, Siedepunkt 210°C, löslich in Alkoholen, unlöslich in Wasser. Erhalten durch Reaktion von Schwefelsäure mit Ethanol. Es ist ein Ethylierungsmittel in der organischen Synthese. Dringt durch die Haut ein. Dimethylsulfat (CH3)2SO4. Schmelzpunkt -26,8°C, Siedepunkt 188,5°C. In Alkoholen löslich, in Wasser schlecht löslich. Reagiert mit Ammoniak in Abwesenheit von Lösungsmittel (explosiv); Sulfoniert einige aromatische Verbindungen, wie zum Beispiel Phenolester. Wird durch Reaktion von 60 % Oleum mit Methanol bei 150 °C gewonnen. Es ist ein Methylierungsmittel in der organischen Synthese. Karzinogen, wirkt sich auf Augen, Haut und Atmungsorgane aus.

Natriumthiosulfat
Na2S2O3
Ein Salz der Thioschwefelsäure, in dem zwei Schwefelatome unterschiedliche Oxidationsstufen haben: +6 und -2. Kristalline Substanz, gut wasserlöslich. Es wird in Form des kristallinen Hydrats Na2S2O3 · 5H2O hergestellt, das allgemein als Hyposulfit bezeichnet wird. Hergestellt durch Reaktion von Natriumsulfit mit Schwefel durch Kochen:
Na2SO3+S=Na2S2O3
Es ist wie Thioschwefelsäure ein starkes Reduktionsmittel und wird leicht durch Chlor zu Schwefelsäure oxidiert.
Na2S2O3+4Сl2+5Н2О=2H2SO4+2NaCl+6НCl
Die Verwendung von Natriumthiosulfat zur Absorption von Chlor (in den ersten Gasmasken) basierte auf dieser Reaktion.
Natriumthiosulfat ist ein Nebenprodukt bei der Herstellung von NaHSO3, einem Schwefelfarbstoff, bei der Reinigung von Industriegasen von Schwefel. Wird verwendet, um Chlorspuren nach dem Bleichen von Stoffen zu entfernen, um Silber aus Erzen zu extrahieren. Es ist ein Fixiermittel in der Fotografie, ein Reagenz in der Jodometrie, ein Gegenmittel bei Vergiftungen mit Arsen- und Quecksilberverbindungen und ein entzündungshemmendes Mittel.

Thioschwefelsäure- eine anorganische Verbindung, eine zweibasige starke Säure mit der Formel H 2 SO 3 S. Eine farblose viskose Flüssigkeit, die mit Wasser reagiert. Bildet Salze – anorganische Thiosulfate. Thioschwefelsäure enthält zwei Schwefelatome, von denen eines die Oxidationsstufe +4 hat und das zweite elektrisch neutral ist.

Quittung

Reaktion von Schwefelwasserstoff und Schwefeltrioxid in Ethylether bei niedrigen Temperaturen:

· Wirkung von Chlorwasserstoffgas auf Natriumthiosulfat:

Physikalische Eigenschaften

Thioschwefelsäure bildet eine farblose viskose Flüssigkeit, die auch bei sehr niedrigen Temperaturen nicht gefriert. Thermisch instabil – zersetzt sich bereits bei Raumtemperatur.

Zersetzt sich in wässrigen Lösungen schnell, aber nicht sofort. In Gegenwart von Schwefelsäure zersetzt es sich sofort.

Chemische Eigenschaften

· Thermisch sehr instabil:

· In Gegenwart von Schwefelsäure zersetzt sich:

· Reagiert mit Alkalien:

· Reagiert mit Halogenen:

Bildet Ester – organische Thiosulfate.

Natriumthiosulfat (Antichlor, Hyposulfit, Natriumsulfidtrioxosulfat) - Na 2 S 2 O 3 oder Na 2 SO 3 S, ein Salz aus Natrium und Thioschwefelsäure, bildet kristallines Hydrat Na 2 S 2 O 3 5H 2 O.

Quittung

· Oxidation von Na-Polysulfiden;

· Sieden von überschüssigem Schwefel mit Na 2 SO 3:

· Wechselwirkung von H 2 S und SO 2 mit NaOH (Nebenprodukt bei der Herstellung von NaHSO 3, Schwefelfarbstoffen, bei der Reinigung von Industriegasen aus S):

Überschüssigen Schwefel mit Natriumhydroxid kochen:

Dann fügt Natriumsulfid in der obigen Reaktion Schwefel hinzu, um Natriumthiosulfat zu bilden.

Gleichzeitig entstehen bei dieser Reaktion Natriumpolysulfide (sie verleihen der Lösung eine gelbe Farbe). Um sie zu zerstören, wird SO 2 in die Lösung eingeleitet.

· Reines wasserfreies Natriumthiosulfat kann durch Reaktion von Schwefel mit Natriumnitrit in Formamid hergestellt werden. Diese Reaktion verläuft quantitativ (bei 80 °C für 30 Minuten) gemäß der Gleichung:

· Auflösung von Natriumsulfid in Wasser in Gegenwart von Luftsauerstoff:

Physikalische und chemische Eigenschaften

Farblose monokline Kristalle. Molmasse 248,17 g/mol (Pentahydrat).

Löslich in Wasser (41,2 % bei 20 °C, 69,86 % bei 80 °C).

Bei 48,5 °C löst sich das kristalline Hydrat in seinem Kristallwasser auf und bildet eine übersättigte Lösung; dehydriert bei etwa 100 °C.

Beim Erhitzen auf 220 °C zersetzt es sich nach folgendem Schema:

Natriumthiosulfat ist ein starkes Reduktionsmittel:

Mit starken Oxidationsmitteln wie freiem Chlor wird es zu Sulfaten oder Schwefelsäure oxidiert:

Mit schwächeren oder langsam wirkenden Oxidationsmitteln, zum Beispiel Jod, wird es in Salze der Tetrathionsäure umgewandelt:

Die obige Reaktion ist sehr wichtig, da sie als Grundlage für die Iodometrie dient. Es ist zu beachten, dass in einer alkalischen Umgebung die Oxidation von Natriumthiosulfat mit Jod zu Sulfat ablaufen kann.

Es ist unmöglich, Thioschwefelsäure (Hydrogenthiosulfat) durch die Reaktion von Natriumthiosulfat mit einer starken Säure zu isolieren, da sie instabil ist und sich sofort zersetzt:

Geschmolzenes kristallines Hydrat Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O ist sehr anfällig für Unterkühlung.

Anwendung

· zum Entfernen von Chlorspuren nach dem Bleichen von Textilien

· zur Gewinnung von Silber aus Erzen;

· Fixierung in der Fotografie;

Reagens in der Jodometrie

· Gegenmittel bei Vergiftungen: As, Br, Hg und andere Schwermetalle, Cyanide (wandelt sie in Thiocyanate um) usw.

· zur Darmdesinfektion;

· zur Behandlung von Krätze (zusammen mit Salzsäure);

· entzündungshemmendes und verbrennungshemmendes Mittel;

· kann als Medium zur Bestimmung von Molekulargewichten verwendet werden, indem der Gefrierpunkt gesenkt wird (kryoskopische Konstante 4,26°)

· in der Lebensmittelindustrie als Lebensmittelzusatzstoff registriert E539.

· Zusatzstoffe für Beton.

· zur Reinigung des Gewebes von Jod

· Mit einer Natriumthiosulfatlösung getränkte Mullverbände dienten im Ersten Weltkrieg zum Schutz der Atemwege vor dem Giftstoff Chlor.

Lehrer: Korableva A.A.

BERICHT

ÜBER LABORARBEIT

KURS: ALLGEMEINE CHEMIE

„REAKTIONSGESCHWINDIGKEIT IN LÖSUNGEN“

OF 62 5528 1,04 LR

Die Arbeit abgeschlossen

Gruppenschüler

Sankt Petersburg

Zweck der Arbeit:

Bestimmen Sie die Geschwindigkeitskonstante, den Temperaturkoeffizienten und die Aktivierungsenergie für die Reaktion von Natriumthiosulfat mit Schwefelsäure.

In diesem Labor wird die Reaktion zwischen Natriumthiosulfat (Hyposulfit) Na2S2O3 und Schwefelsäure H2SO4 untersucht.

Diese Reaktion läuft in zwei Stufen ab:

1) (schnell)

Die erste Stufe des Ionenaustauschs erfolgt fast augenblicklich. Thioschwefelsäure ist eine instabile Verbindung, die sich unter Freisetzung eines weißen Schwefelniederschlags zersetzt.

2) (langsam)

Die Geschwindigkeit der Reaktion kann anhand des Auftretens von Opaleszenz und weiterer Trübung der Lösung durch ausgefällten Schwefel beurteilt werden.

Die Gesamtreaktion wird durch die zweite Stufe des Prozesses bestimmt und hängt von der Konzentration von H2SO4 und damit Na2S2O3 ab (pseudomolekulare Reaktion).

Die kinetische Gleichung hat die Form:

Instrumente und Reagenzien:

Thermostate, Thermometer, Messzylinder, Reagenzgläser, Reagenzglashalter, Stoppuhr, Na2S2O3- und H2SO4-Lösungen.

Erfahrung Nr. 1:

Die Wirkung von Thiosulfat auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.

Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Konzentration an Natriumthiosulfat.

Verarbeitung der Versuchsergebnisse:

Wir berechnen die relative Reaktionsgeschwindigkeit nach der Formel:

2. Basierend auf der kinetischen Gleichung bestimmen wir den Wert der Reaktionsgeschwindigkeitskonstante:

3. Bestimmen Sie den Durchschnittswert der Konstante für eine gegebene Raumtemperatur, in diesem Fall T = 14 Grad Celsius.

4
. Drücken Sie die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Thiosulfatkonzentration grafisch aus. (siehe Abb. Nr. 1).

5. Grafisch bestimmen wir die Reals Tangente des Neigungswinkels der Geraden OA zur Abszissenachse. Wir vergleichen die grafisch definierte Konstante mit ihrem analytischen Wert.

GSR = tg = 0,162 GSR = 0,17 GSR  GSR

Erlebnis Nr. 2:

Der Einfluss der Temperatur auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.

Experimenttemperatur T, Grad Celsius.	Reaktionen t, s	Verwandte. Geschwindigkeit	reagieren. V, 1/s

Verarbeitung der Versuchsergebnisse:

Konst.

Geschwindigkeit reagieren. K, l/mol*s

1. Berechnen Sie die relative Reaktionsgeschwindigkeit bei jeder Temperatur:

R
Die Ergebnisse finden Sie in der Tabelle oben.

2. Basierend auf der kinetischen Gleichung bestimmen wir den Wert der Konstante für jede Temperatur:

siehe die Ergebnisse in der Tabelle oben.

3. Wir drücken grafisch den Einfluss der Temperatur auf die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion aus. (siehe Abb. Nr. 2).

4. Basierend auf der Van-Hoff-Gleichung bestimmen wir den Wert des Temperaturkoeffizienten für jedes Temperaturintervall und berechnen seinen Durchschnittswert:

K2/K1 = 1 = 2,42

5
K3/K2 = 2 = 1,97 avg = 2,3

K4/K3 = 3 = 2,49
. Basierend auf der Arrhenius-Gleichung berechnen wir den analytischen Wert der Aktivierungsenergie für jedes Temperaturintervall:

a1 = 61785 J/mol Ea2 = 50729 J/mol Ea3 = 72882 J/mol

Und berechnen Sie den Durchschnittswert:

EaAVED = 61798 J/mol

6. Wir erstellen eine grafische Abhängigkeit von logK von 1/T anhand der berechneten Geschwindigkeitskonstanten bei verschiedenen Temperaturen und bestimmen die Aktivierungsenergie grafisch (siehe Abb. Nr. 3).

tg = - Еа / 2,3 R , also

EaGR = -2,3 R tan = -2,3 * 8,3 * tan = 19,09* 3230 = 61660 J/mol

7. Wir vergleichen die erhaltenen Aktivierungsenergiewerte grafisch und analytisch:

Bei einer Temperatur gleich const ist die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion proportional zur Konzentration der an dieser Reaktion beteiligten Stoffe. (siehe Abb. Nr. 1)

Mit steigender Temperatur nimmt die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion zu

Vorausgesetzt, die Konzentration bleibt unverändert. Dies lässt sich dadurch erklären, dass Atome von Stoffen mit steigender Temperatur in einen stärker angeregten Zustand übergehen, d. h. sie erhalten zusätzliche Energie – die Aktivierungsenergie, die notwendig ist, um eine chemische Bindung aufzubrechen und einen neuen Stoff zu bilden.