Діетилсульфат(C 2 H 5) 2 SO 4 . Температура плавлення -26 ° С, температура кипіння 210 ° С, розчинний у спиртах, нерозчинний у воді. Отримано взаємодією сірчаної кислоти з етанолом. Є етілюючим агентом в органічному синтезі. Проникає крізь шкіру.

Диметилсульфат(CH 3) 2 SO 4 . Температура плавлення –26,8°С, температура кипіння 188,5°С. Розчинний у спиртах, погано – у воді. Реагує з аміаком без розчинника (з вибухом); сульфує деякі ароматичні сполуки, наприклад, ефіри фенолів. Отримують взаємодією 60%-ного олеуму з метанолом при 150°С, є метилюючим агентом в органічному синтезі. Канцероген вражає очі, шкіру, органи дихання.

Тіосульфат натрію Na 2 S 2 O 3

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

Як і тіосерна кислота, є сильним відновником, Легко окислюється хлором до сірчаної кислоти:

Na 2 S 2 O 3 +4Сl 2 +5Н 2 О=2H 2 SO 4 +2NaCl+6НСl

На цій реакції було засноване застосування натрію тіосульфату для поглинання хлору (у перших протигазах).

Дещо по-іншому відбувається окислення тіосульфату натрію слабкими окислювачами. При цьому утворюються солі тетратіонової кислоти, наприклад:

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

Тіосульфат натрію є побічним продуктом у виробництві NaHSO 3 сірчистих барвників при очищенні промислових газів від сірки. Застосовується видалення слідів хлору після відбілювання тканин, Для вилучення срібла з руд; є фіксажем у фотографії, реактивом в йодометрії, протиотруту при отруєнні сполуками миш'яку, ртуті, протизапальним засобом.

Беремо тіосульфат натрію та три кислоти (сірчану, соляну та ортофосфорну):

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O

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

3 Na2S2O3 +2 H3РО4 = 2 Na3РО4 + 3 SO2 + 3 S + 3 H2O

Наливаємо у три пробірки по 8 мл розчину тіосульфату натрію. У першу пробірку з розчином натрію тіосульфату наливаємо 8 мл сірчаної кислоти, швидко перемішуємо і засікаємо час в секундах від початку реакції до помутніння розчину. Щоб краще помітити закінчення реакції, з протилежного боку стінки пробірки приклеюємо смужку чорного паперу. Звіт часу закінчуємо в момент, коли ця смужка не проглядатиметься крізь помутнілий розчин.

Аналогічно проводимо досліди з іншими кислотами. Результати заносимо до таблиці (додаток 1, таблиця 1). Швидкість реакції визначаємо як величину, обернено пропорційну часу: = 1/t. З таблиці будуємо графік залежності швидкості реакції від природи реагуючих речовин (додаток 2, графік 1).

Висновок: таким чином, природа кислот впливає на швидкість хімічної реакції. А, оскільки сила кислот визначається концентрацією іонів водню, швидкість реакції залежить і від концентрації реагуючих речовин.

Б. Розглянемо реакцію взаємодії різних металів із соляною кислотою. Швидкість реакції визначатимемо за обсягом водню, що виділився, який збираємо методом витіснення води (додаток 3, малюнок 1).

У чотири пробірки помістимо по 0,05 г металів: магнію, цинку, заліза та міді. По черзі до кожної пробірки (а) наливаємо однакові обсяги соляної кислоти (1:2). Водень, який швидко ведеться, надійде в пробірку (б). Зазначаємо час, протягом якого пробірка заповнюється воднем. З результатів (додаток 4, таблиця 2) будуємо графік залежність від природи реагуючих речовин (додаток 4, графік 2).

Висновок: не всі метали можуть взаємодіяти із кислотами шляхом виведення водню. Метали, що витісняють водень із розчинів кислот, розташовані в ряду Н.М. Бекетова до водню, а метали, які водень не витісняють після водню (у нашому випадку це мідь). Але й перша група металів різняться за рівнем активності: магній-цинк-залізо, тому інтенсивність виділення водню різна.

Таким чином, швидкість хімічної реакції залежить від природи речовин, що реагують.

2. Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації речовин, що взаємодіють.

Ціль. Встановити графічну залежність впливу концентрації швидкість реакції.

Для проведення досвіду використовуємо самі розчини тіосульфату натрію і сірчаної кислоти, якими користувалися в першому досвіді (А).

У пронумеровані пробірки наливаємо зазначені кількості мілілітрів розчину тіосульфату натрію та води. Вливаємо в першу пробірку 8 мл розчину сірчаної кислоти, швидко перемішуємо і помічаємо час від початку реакції до помутніння розчину (дивись досвід 1 А). Проводимо аналогічні досліди з рештою пробірок. Результати заносимо до таблиці (додаток 6, таблиця 3), на підставі яких будуємо графік залежності швидкості хімічної реакції від концентрації речовин, що реагують (додаток 7, графік 3). Аналогічний результат ми отримали, залишаючи постійною концентрацію натрію тіосульфату, але змінюючи концентрацію сірчаної кислоти.

Висновок: таким чином, швидкість хімічної реакції залежить від концентрації реакнгуючих речовин: чим вище концентрація, тим швидкість реакції більша.

3. Залежність швидкості хімічної реакції від температури.

Ціль: перевірити, чи залежить швидкість хімічної реакції від температури.

Досвід проводимо з розчинами тіосульфату натрію та сірчаної кислоти (дивись досвід 1), додатково готуємо хімічну склянку, термометр.

У чотири пробірки наливаємо 8 мл розчину тіосульфату натрію, у 4 інші – 8 мл розчину сірчаної кислоти. Усі пробірки поміщаємо у склянку з водою та вимірюємо температуру води. Через 5 хвилин виймаємо дві пробірки з розчинами тіосульфату натрію та сірчаної кислоти, зливаємо їх, перемішуємо та помічаємо час до помутніння розчину. Склянку з водою та пробірками нагріваємо на 10оС і повторюємо досвід із наступними двома пробірками. Проводимо такі ж досліди з рештою пробірок, підвищуючи щоразу температуру води на 10оС. Отримані результати записуємо в таблицю (додаток 8, таблиця 4) та будуємо графік залежності швидкості реакції від температури (додаток 9, графік 4).

Висновок: даний експеримент дозволив дійти невтішного висновку, що швидкість хімічної реакції збільшується із підвищенням температури кожні 10оС у 2–4 разу, тобто. довів справедливість закону Вант-Гофф.

4. Вплив каталізатора на швидкість хімічної реакції.

Мета: перевірити, чи залежить швидкість хімічної реакції від каталізатора, і чи володіють каталізатори специфічністю.

А. Для перевірки специфічності каталізатора ми використали реакцію розкладання перекису водню: 2Н2О2 = 2Н2О + Н2. Брали 3% розчин, розкладання перекису водню йде дуже слабо, навіть опущена в пробірку тліюча лучинка не розгорається. Як каталізатори ми брали діоксид кремнію SiO2, діоксид марганцю MnO2, перманганат калію KМnO4, хлорид натрію NaCl. Тільки при додаванні порошку оксиду марганцю (IV) сталося бурхливе виділення кисню, тліюча лучинка, опущена в пробірку, яскраво розгорілася.

Таким чином, каталізатори – це речовини, які прискорюють хімічну реакцію, і найчастіше для конкретної реакції необхідний «свій» каталізатор.

5. Кінетика каталітичного розкладання перекису водню.

Мета: з'ясувати залежність швидкості реакції від концентрації речовин, температури та каталізатора.

Розкладання дуже слабкого розчину пероксиду водню починається під впливом каталізатора. З перебігом реакції концентрація перекису водню зменшується, про що можна судити за кількістю кисню, що виділяється, в одиницю часу. Досвід проводимо в приладі (додаток 10, малюнок 2): в пробірку поміщаємо 0,1 г порошку двоокису марганцю, приєднуємо її до гумової трубки, в колбу наливаємо 40 мл 3-відсоткового розчину перекису водню, з'єднуємо за допомогою гумової трубки з пробіркою. Заповнюємо циліндр (бюретку) водою, опускаємо в кристалізатор, закріплюємо в затиску штатива вертикально, підводимо під нього газовідвідну трубку від колби Вюрца. Без каталізатора виділення кисню не спостерігаємо. Після додавання двоокису марганцю кожну хвилину протягом 10 хвилин відзначаємо і записуємо в таблицю обсяг кисню, що виділився (додаток 11, таблиця 5). На підставі даних будуємо графік залежності обсягів кисню, що виділився від часу (додаток 12, графік 5)

6. Вплив поверхні зіткнення речовин, що реагують, на швидкість хімічної реакції.

Ціль. З'ясувати, чи впливає поверхня зіткнення речовин, що реагують, на швидкість гетерогенної хімічної реакції.

На терезах зважили однакову кількість (0,5 г) крейди (СаСО3) у вигляді шматочка та порошку, помістили навішування у дві пробірки, в які налили однакову кількість соляної кислоти (1:2). Спостерігаємо виділення вуглекислого газу, причому в першій пробірці (крейда у вигляді шматочка) реакція йде менш енергійно, ніж у другій (крейда у вигляді порошку) (додаток 13, фотографії 1,2): СаСО3 + 2 HCl = CaCl2 + CO2 + H2O

Спостерігається ознака реакції - утворення біло-жовтої каламуті (нерозчинна сірка). Тіосерна кислота нестійка (див. рівняння реакції!), тому її одержують взаємодією тіосульфату натрію з розведеною сірчаною кислотою:

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

тобто. сумарна реакція:

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

Проведення реакції:У 2 однакових склянки налити по 20 мл 2М сірчаної кислоти. У 1 зі склянок додати 80 мл води (зменшуємо концентрацію кислоти). Одночасно прилити в обидві склянки (з 2 інших склянок або циліндрів) 20 мл 2М тіосульфату натрію.

Що спостерігати:У якому зі склянок каламут утворюється швидше?

Каталіз

В основі експерименту -реакція розкладання пероксиду водню

H 2 O 2 = H 2 O + 1/2O 2

прискорюється у присутності діоксиду марганцю, і навіть деяких солей важких металів, ферменту каталази та інших. Спостережуваний ознака реакції - виділення бульбашок газу, у якому яскраво спалахує тліюча скіпка.

Проведення реакції:У високий циліндр (на 100 мл) налити 10 мл 30% Н 2 Про 2 . Швидко всипати порошок MnO 2 (варіант – крапнути кілька крапель крові). Внести в циліндр тліючу скіпку.

Каталіз

В основі експерименту -каталітичне окиснення аміаку на оксиді хрому.

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

Спостерігається ознака реакції - іскри (розжарювання частинок оксиду хрому за рахунок екзотермічного теплового ефекту реакції та їх свічення).

Проведення реакції:Велику плоскодонну колбу (500 мл) ретельно обполоснути зсередини концентрованим розчином аміаку (у такий спосіб у ній створюється висока концентрація парів аміаку). Скидати в неї нагрітий у залізній ложці оксид хрому (III).

Простий модельний експеримент, одразу на кілька тем.

У суху хімічну склянку (можна використовувати прості одноразові пиші стаканчики) помістіть однакові кількості (приблизно з горошину кожного) сухих лимонної кислоти та харчової соди (гідрокарбонату натрію).

Реакція не йде без води, і при додаванні кількох крапель води суміш "закипає".

NaHCO 3 + H 3 (C 5 H 5 O 7) = Na 3 (C 5 H 5 O 7) + CO 2 + H 2 O

Можна провести таку ж реакцію, замінивши соду на крейду. Це доводить, що реакція зводиться до взаємодії карбонат-іона з протоном:

CO 3 2- + 2H + = H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O

Потім в одній склянці готуємо насичений розчин соди (її розчинність 9,6 г на 100 г води при кімнатній температурі). У дві інші склянки ми поміщаємо лимонну кислоту - в перший об'єм із сірникову головку, в другій приблизно в 5 разів більше. Наливаємо в обидві склянки по 10 мл води і розчиняємо кислоту при перемішуванні. В обидві склянки з лимонною кислотою одночасно додаємо по 5 мл насиченого розчину гідрокарбонату натрію. Видно, що у склянці, де концентрація лимонної кислоти вища, виділення газу інтенсивніше. Висновок: швидкість реакції пропорційна концентрації реагентів.

Тіосерна кислота. Тіосульфат натрію. Отримання, властивості, застосування.

До ефірів сірчаної кислоти відносяться діалкілсульфати (RO2)SO2. Це висококиплячі рідини; нижчі розчинні у воді; у присутності лугів утворюють спирт та солі сірчаної кислоти. Нижчі діалкілсульфати - алкілуючі агенти.
Діетилсульфат (C2H5)2SO4. Температура плавлення -26 ° С, температура кипіння 210 ° С, розчинний у спиртах, нерозчинний у воді. Отримано взаємодією сірчаної кислоти з етанолом. Є етілюючим агентом в органічному синтезі. Проникає крізь шкіру.
Диметилсульфат (CH3)2SO4. Температура плавлення –26,8°С, температура кипіння 188,5°С. Розчинний у спиртах, погано – у воді. Реагує з аміаком без розчинника (з вибухом); сульфує деякі ароматичні сполуки, наприклад, ефіри фенолів. Отримують взаємодією 60%-ного олеуму з метанолом при 150°С, є метилюючим агентом в органічному синтезі. Канцероген вражає очі, шкіру, органи дихання.
Тіосульфат натрію Na2S2O3

Сіль тіосерної кислоти, в якій два атоми сірки мають різні ступені окислення: +6 та -2. Кристалічна речовина, добре розчинна у воді. Випускається у вигляді кристалогідрату Na2S2O3 5Н2O, в побуті званий гіпосульфітом. Отримують взаємодією сульфіту натрію з сіркою при кип'ятінні:
Na2SO3+S=Na2S2O3
Як і тіосерна кислота, є сильним відновником, Легко окислюється хлором до сірчаної кислоти:
Na2S2O3+4Сl2+5Н2О=2H2SO4+2NaCl+6НСl
На цій реакції було засноване застосування натрію тіосульфату для поглинання хлору (у перших протигазах).
Дещо по-іншому відбувається окислення тіосульфату натрію слабкими окислювачами. При цьому утворюються солі тетратіонової кислоти, наприклад:
2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI
Тіосульфат натрію є побічним продуктом у виробництві NaHSO3, сірчистих барвників при очищенні промислових газів від сірки. Застосовується видалення слідів хлору після відбілювання тканин, Для вилучення срібла з руд; є фіксажем у фотографії, реактивом в йодометрії, протиотруту при отруєнні сполуками миш'яку, ртуті, протизапальним засобом.

Тіосерна кислота- неорганічна сполука, двоосновна сильна кислота з формулою H 2 SO 3 S. Безбарвна в'язка рідина реагує з водою. Утворює солі – неорганічні тіосульфати. Тіосерна кислота містить два атоми сірки, один з яких має ступінь окислення +4, а другий - електронейтральний.

Отримання

· Реакція сірководню та триоксиду сірки в етиловому ефірі при низьких температурах:

· Дія газоподібного хлористого водню на тіосульфат натрію:

Фізичні властивості

Тіосерна кислота утворює безбарвну в'язку рідину, яка не замерзає навіть при дуже низькій температурі. Термічно нестійка – розкладається вже за кімнатної температури.

Швидко, але не миттєво розкладається у водних розчинах. У присутності сірчаної кислоти розкладається миттєво.

Хімічні властивості

· Термічно дуже нестійка:

· У присутності сірчаної кислоти розкладається:

· Реагує з лугами:

· Реагує з галогенами:

Утворює складні ефіри – органічні тіосульфати.

Тіосульфат натрію (антихлор, гіпосульфіт, сульфідотріоксосульфат натрію) - Na 2 S 2 O 3 або Na 2 SO 3 S, сіль натрію і тіосерної кислоти, утворює кристалогідрат Na 2 S 2 O 3 · 5H 2 O.

Отримання

· Окисленням полісульфідів Na;

· кип'ятіння надлишку сірки з Na 2 SO 3:

· взаємодією H 2 S і SO 2 з NaOH (побічний продукт у виробництві NaHSO 3 , сірчистих барвників, при очищенні промислових газів від S):

· кип'ятіння надлишку сірки з гідроксидом натрію:

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

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

· Чистий безводний тіосульфат натрію можна отримати реакцією сірки з нітритом натрію у формаміді. Ця реакція кількісно протікає (при 80 °C за 30 хвилин) за рівнянням:

· Розчинення сульфіду натрію у воді в присутності кисню повітря:

Фізичні та хімічні властивості

Безбарвні моноклінні кристали. Молярна маса 248,17 г/моль (пентагідрат).

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

При 48,5 °C кристалогідрат розчиняється у своїй кристалізаційній воді, утворюючи перенасичений розчин; зневоднюється близько 100 про З.

При нагріванні до 220 ° C розпадається за схемою:

Тіосульфат натрію – сильний відновник:

З сильними окислювачами, наприклад, вільним хлором, окислюється до сульфатів або сірчаної кислоти:

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

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

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

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

Застосування

· для видалення слідів хлору після відбілювання тканин

· Для вилучення срібла з руд;

· Фіксаж у фотографії;

· Реактив в йодометрії

· Протиотруту при отруєнні: As, Br, Hg та іншими важкими металами, ціанідами (переводить їх у роданіди) та ін.

· Для дезінфекції кишечника;

· Для лікування корости (разом із соляною кислотою);

· Протизапальний та протиопіковий засіб;

· може використовуватися як середовище для визначення молекулярних ваг щодо зниження точки замерзання (кріоскопічна константа 4,26°)

· У харчовій промисловості зареєстрований як харчова добавка E539.

· Добавки для бетону.

· Для очищення тканин від йоду

· Марлеві пов'язки, просочені розчином тіосульфатом натрію, використовували для захисту органів дихання від отруйної речовини хлору у Першу світову війну.

Викладач: Корабльова А.А.

ЗВІТ

Про лабораторну роботу

ПО КУРСУ: ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ

" ШВИДКІСТЬ РЕАКЦІЇ У РОЗЧИНАХ "

ОФ 62 5528 1.04 ЛР

Роботу виконав

студент групи

Санкт – Петербург

Мета роботи:

Визначити константу швидкості, температурний коефіцієнт, енергію активації реакції взаємодії тіосульфату натрію із сірчаною кислотою.

У цій лабораторній роботі вивчається реакція між тіосульфатом натрію (гіпосульфітом) Na2S2O3 та сірчаною кислотою H2SO4.

Ця реакція протікає у дві стадії:

1) (швидко)

Перша стадія іонного обміну протікає майже миттєво. Тіосерна кислота є нестійкою сполукою, що розпадається з виділенням білого осаду сірки.

2) (повільно)

Про швидкість реакції можна судити за появою опалесценції і подальшого помутніння розчину від сірки, що випала.

Сумарна реакція визначається другою стадією процесу залежить від концентрації H2SO4 , отже і Na2S2O3 (реакція псевдомолекулярна).

Кінетичне рівняння має вигляд:

Прилади та реактиви:

Термостати, термометри, мірні циліндри, пробірки, пробіркотримачі, секундомір, розчини Na2S2O3 та H2SO4.

Досвід №1:

Вплив тіосульфату на швидкість хімічної реакції.

Залежність швидкості реакції концентрації тіосульфату натрію.

Обробка результатів досвіду:

Розраховуємо відносну швидкість реакції за формулою:

2. Виходячи з кінетичного рівняння, визначаємо значення константи швидкості реакції:

3. Визначаємо середнє значення константи для даної кімнатної температури, у разі Т = 14 град цельс.

4
. Виразити залежність швидкості реакції від концентрації тіосульфату – графічно. (Див. рис. № 1).

5. Графічно визначаємо константу швидкості реакції як тангенс кута нахилу прямої ОА до осі абсцис. Порівнюємо графічно певну константу з її аналітичним значенням.

КМР = tg = 0.162 КСР = 0.17 КМР  КСР

Досвід №2:

Вплив температури на швидкість хімічної реакції.

Температура досвіду Т, град цельс.	реакції t, с	Відносить. швидкість реак. V, 1/с	Конст. швидк. реак. К, л/моль*с

Обробка результатів досвіду:

1.Розраховуємо відносну швидкість реакції при кожній температурі:

Результати дивитися у наведеній вище таблиці.

2. Виходячи з кінетичного рівняння визначаємо значення константи для кожної температури:

Р
результати дивитися в наведеній вище таблиці.

3. Виражаємо графічно вплив температури на швидкість хімічної реакції. (Див. рис. № 2).

4. Виходячи з рівняння Ван-Гоффа визначаємо для кожного температурного інтервалу значення температурного коефіцієнта та обчислюємо його середнє значення:

К2/К1 = 1 = 2.42

К3/К2 = 2 = 1.97 середа = 2.3

К4/К3 = 3 = 2.49

5
. Виходячи з рівняння Арреніуса, обчислюємо аналітичне значення енергії активації для кожного температурного інтервалу:

Е
а1 = 61785 Дж/моль Еа2 = 50729 Дж/моль Еа3 = 72882 Дж/моль

І обчислюємо його середнє значення:

ЕаСРЕД = 61798 Дж/моль

6. Вибудовуємо графічну залежність lgK від 1/Т за обчисленими константами швидкостей за різних температур і визначаємо енергію активації графічним способом (див. рис. №3).

tg = - Еа / 2.3 R , отже

ЕаГР = -2.3 R tg = -2.3 * 8.3 * tg = 19.09* 3230 = 61660 Дж/моль

7. Порівнюємо значення енергії активації отримані графічним та аналітичним шляхом:

ЄаГР = 61660 Дж/моль ЕаСРЕД = 61798 Дж/моль ЄаГР  ЄаГР

Висновок:

При температурі, що дорівнює const, швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації речовин, що беруть участь у цій реакції. (Див. рис. № 1)

Зі збільшенням температури швидкість хімічної реакції збільшується

За умови, що концентрація залишається незмінною. Це можна пояснити тим, що із зростанням температури атоми речовин переходять у більш збуджений стан, тобто вони отримують додаткову енергію – енергію активації, необхідну для розриву хімічного зв'язку та утворення нової речовини.