Тіосульфат натрію із хлором. Ефіри сірчаної кислоти. Тіосульфат натрію. Досвід1. Алотропія сірки

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

Тіосульфат натрію – синтетична сполука, відома у хімії як сірчано-кислий натрій, а в харчовій промисловості – як добавка Е539, дозволена до використання при виробництві продуктів харчування.

Тіосульфат натрію виконує функції регулятора кислотності (антиокислювача), антистежувального агента або консерванту. Застосування тіосульфату як харчової добавки дозволяє збільшити термін зберігання та якість продукції, попередити гниття, закисання, бродіння. У чистому вигляді ця речовина бере участь у технологічних процесах виготовлення харчової йодованої солі як стабілізатор йоду і використовується для обробки хлібопекарського борошна, схильного до стеження та комкування.

Застосування харчової добавки Е539 обмежується виключно промисловою сферою, речовина не надходить у роздрібний продаж. У медичних цілях тіосульфат натрію використовується як протиотрута при тяжких отруєннях та протизапальний засіб зовнішнього застосування.

загальні відомості

Тіосульфат (гіпосульфіт) – це неорганічна сполука, яка є натрієвою сіллю тіосерної кислоти. Речовина є безбарвним порошком без запаху, який при найближчому розгляді виявляється прозорими моноклинними кристалами.

Гіпосульфіт є нестійкою сполукою, яка не зустрічається у природі. Речовина утворює кристалогідрат, який при нагріванні вище 40 °С плавиться у власній кристалічній воді і розчиняється. Розплавлений тіосульфат натрію схильний до переохолодження, а при температурі близько 220 ° З'єднання повністю руйнується.

Тіосульфат натрію: синтез

Сірчано-кислий натрій був вперше отриманий штучним шляхом в лабораторних умовах методом Леблана. Ця сполука є побічним продуктом виробництва соди, що утворюється внаслідок окислення сульфіду кальцію. Взаємодіючи з киснем, сульфід кальцію частково окислюється до тіосульфату, з якого за допомогою сульфату натрію одержують Na 2 S 2 O 3 .

Сучасна хімія пропонує кілька способів синтезу сірчанокислого натрію:

окиснення сульфідів натрію;
кип'ятіння сірки із сульфітом натрію;
взаємодія сірководню та оксиду сірки з гідроксидом натрію;
кип'ятіння сірки із гідроксидом натрію.

Вищезгадані методи дозволяють отримати тіосульфат натрію як побічний продукт реакції або у вигляді водного розчину, з якого потрібно випарувати рідину. Отримати лужний розчин сірчанокислого натрію можна, розчинивши його сульфід у насиченій киснем воді.

Чиста безводна сполука тіосульфату є результатом взаємодії солі натрію та азотистої кислоти з сіркою в речовині, відомій як формамід. Реакція синтезу протікає при температурі 80 °С і триває близько півгодини, її продукти – тіосульфат та його оксид.

У всіх хімічних реакціях гіпосульфіт поводиться як сильний відновник. У реакціях взаємодії з сильними окислювачами Na 2 S 2 O 3 окислюється до сульфату або сірчаної кислоти, зі слабкими до тетратіонової солі. Реакція окислення тіосульфату є основою методу йодометричного визначення речовин.

На окрему увагу заслуговує взаємодія тіосульфату натрію з вільним хлором, який є сильним окислювачем і отруйною речовиною. Гіпосульфіт легко окислюється хлором і переводить його в нешкідливі водорозчинні сполуки. Таким чином, ця сполука перешкоджає руйнівному та токсичному впливу хлору.

У промислових умовах тіосульфат видобувають із відходів газового виробництва. Найпоширенішою сировиною є світильний газ, який виділяється у процесі коксування вугілля та містить домішки сірководню. З нього синтезують сульфід кальцію, який піддають гідролізу та окиснення, після чого з'єднують з сульфатом натрію для отримання тіосульфату. Незважаючи на багатостадійність, цей спосіб вважається найбільш економічно вигідним та екологічно чистим методом видобутку гіпосульфіту.

Що потрібно знати про тіосульфат натрію

Систематичне найменування	Тіосульфат натрію (Sodium thiosulfate)
Традиційні найменування	Сірчанокислий натрій, гіпосульфіт (натрію) соди, антихлор
Міжнародне маркування	Е539
Хімічна формула	Na 2 S 2 O 3
Група	Неорганічні тіосульфати (солі)
Агрегатний стан	Безбарвні моноклінні кристали (порошок)
Розчинність	Розчинний у , нерозчинний у
Температура плавлення	50 °С
Критична температура	220 °С
Властивості	Відновлювальні (антиокислювальні), комплексоутворюючі
Категорія харчової добавки	Регулятори кислотності, речовини проти стеження (антистежувачі)
Походження	Синтетичне
Токсичність	Чи не досліджена, речовина умовно безпечна
Області застосування	Харчова, текстильна, шкіряна промисловість, фотосправа, фармацевтика, аналітична хімія

Тіосульфат натрію: застосування

Сірчано-стокислий натрій використовували в різних цілях задовго до включення цієї сполуки до складу харчових добавок і медикаментів. Антихлором просочували марлеві пов'язки та фільтри протигазів для захисту органів дихання від отруйного хлору за часів Першої світової війни.

Сучасні напрямки застосування гіпосульфіту в промисловості:

обробка фотоплівки та фіксування зображень на фотопапері;
дехлорування та бактеріологічний аналіз питної води;
видалення плям хлору при відбілюванні тканин;
вилуговування золотої руди;
виготовлення сплавів міді та патини;
дублення шкіри.

Сірчанокислий натрій 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.

Харчова добавка Е539

Тіосульфат натрію не є широко поширеною харчовою добавкою і не знаходиться у вільному доступі через нестійкість сполуки та токсичність продуктів її розпаду. Гіпосульфіт бере участь у технологічних процесах виробництва харчової йодованої солі та хлібобулочних виробів як регулятор кислотності та антистежувача (антикомкователя).

Добавка Е539 виконує функції антиокислювача та консерванту при виготовленні овочевих та рибних консерв, десертів та алкогольних напоїв. Ця речовина також входить до складу хімікатів, якими обробляють поверхню свіжих, сушених та заморожених овочів та фруктів.

Консервант та антиоксидант Е539 використовують для покращення якості та збільшення терміну придатності таких продуктів:

свіжі та заморожені овочі, фрукти, морські;
, горіхи, насіння;
овочі, гриби та водорості, консервовані або олії;
джеми, желе, зацукровані фрукти, фруктові пюре та начинки;
свіжа, морожена, копчена та сушена риба, морепродукти, консерви;
борошно, крохмалі, соуси, приправи, оцет;
білий і очеретяний, цукрозамінники (декстроза та ), цукрові сиропи;
фруктові та овочеві соки, солодка вода, слабоалкогольні напої, виноградні.

При виготовленні кухонної йодованої солі харчову добавку Е539 застосовують для стабілізації йоду, що дозволяє суттєво продовжити термін зберігання продукту і зберегти його харчову цінність. Гранично допустима концентрація Е539 у кухонній солі становить 250 мг на 1 кг.

У хлібопекарській справі активно використовують тіосульфат натрію у складі різних добавок підвищення якості продукції. Хлібопекарські покращувачі бувають окислювальними та відновними. Антистежувач Е539 відноситься до поліпшувачів дії, що відновлює, які дозволяють змінити властивості .

Тісто з щільного борошна з клейковиною, що коротко рветься, погано піддається обробці, злежується, не досягає необхідного обсягу і тріскається в процесі випічки. Антислеживающий агент Е539 руйнує дисульфідні зв'язки і структурує білки клейковини, в результаті чого тісто добре піднімається, м'якуш стає пухким і еластичним, а скоринка не тріскається при випіканні.

На підприємствах антистежитель додають у борошно разом із дріжджами безпосередньо перед замішуванням тіста. Вміст тіосульфату в муці становить 0,001-0,002 % її маси залежно від технології виготовлення хлібобулочного виробу. Санітарно-гігієнічні норми для добавки Е539 становлять 50 мг на 1 кг пшеничного борошна.

Антистежувач Е539 використовують у технологічних процесах у суворому дозуванні, тому ризик отруєння тіосульфатом при вживанні борошняних виробів відсутній. Борошно, призначене для роздрібної реалізації, перед продажем не обробляється. У межах норми добавка безпечна і не чинить токсичної дії на організм.

Використання в медицині та її вплив на організм

Гіпосульфіт соди входить до переліку основних лікарських засобів Всесвітньої організації охорони здоров'я як один із найбільш ефективних та безпечних лікарських препаратів. Його вводять під шкіру, внутрішньом'язово та внутрішньовенно як розчин для ін'єкцій або застосовують як зовнішній засіб.

На початку ХХ століття тіосульфат натрію був вперше використаний як протиотруту при отруєнні синильною кислотою. У поєднанні з нітритом натрію тіосульфат рекомендують для особливо тяжких випадків отруєння ціанідами і вводять внутрішньовенно для перетворення ціанідів на нетоксичні тіоціанати, які згодом можна безпечно вивести з організму.

Медичне застосування сірчано-кислого натрію:

Вплив гіпосульфіту на організм людини при пероральному вживанні не вивчено, тому не можна судити про користь і шкоду речовини у чистому вигляді або у складі продуктів харчування. Випадків отруєння добавкою Е539 не було зареєстровано, тому її прийнято вважати нетоксичною.

Тіосульфат натрію та законодавство

Тіосульфат натрію входить до переліку харчових добавок, дозволених для застосування при виготовленні продуктів харчування у Росії та Україні. Антистежувальний агент та регулятор кислотності Е539 використовують згідно з встановленими санітарно-гігієнічними нормами виключно з промисловою метою.

Зважаючи на те, що дія хімічної речовини на організм людини при пероральному застосуванні досі не вивчена, добавка Е539 не дозволена до застосування в країнах ЄС та США.

До ефірів сірчаної кислоти відносяться діалкілсульфати (RO 2)SO 2 . Це висококиплячі рідини; нижчі розчинні у воді; у присутності лугів утворюють спирт та солі сірчаної кислоти. Нижчі діалкілсульфати - алкілуючі агенти.

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

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 Na 2 S 2 O 3 5Н 2 O, в побуті званий гіпосульфітом. Отримують взаємодією сульфіту натрію з сіркою при кип'ятінні:

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.

Девіз уроку:

"Просто знати - ще не все, знання потрібно використовувати".

Цілі уроку:

Освітні:

розширити уявлення учнів про швидкість хімічних реакцій;
усвідомити сутність закону чинних мас (ЗДМ);
познайомити учнів з новими поняттями (гомогенні та гетерогенні реакції);
експериментально досліджувати залежність швидкості хімічної реакції від концентрації речовин, що реагують.

Розвиваючі:

продовжити формування експериментальних навичок учнів;
розвивати вміння працювати у групах та індивідуально;
продовжити формування хімічного мислення, розвитку мови, пам'яті, пізнавального інтересу до предмета, самостійності, вміння робити висновки.

Виховні:

виховувати вміння працювати у парі, комунікативні вміння.

Обладнання:

Для вчителя

На робочому столі учня

Реактиви: Тіосульфат натрію, сірчана кислота, вода, алюміній, йод.

Хід уроку

1. Вступна частина: повідомлення теми уроку, налаштування учнів на урок.

Вчитель. Кінетика – розділ хімії, що включає вивчення таких тем як оборотність хімічних реакцій, тепловий ефект реакцій, швидкість хімічних реакцій, хімічна рівновага. Ми починаємо з теми, назву якої вам потрібно вгадати (тема на дошці закрита; показую досвід, що демонструє залежність швидкості реакції взаємодії алюмінію та кристалічного йоду від каталізатора).

Запитання класу. Чому ми починаємо вивчення хімічної кінетики з цієї теми?

Тема швидкості хімічних реакцій актуальна, оскільки навколо нас постійно відбуваються різні процеси і їх різна. Ці процеси важливі і відбуваються у всіх куточках природи, життєдіяльності людей. (Малюнок 1). Обговорення серед хлопців – порівняння швидкостей запропонованих реакцій. Клас приходить до висновку: всі процеси йдуть з різною швидкістю

Питання класу:

1. Що таке швидкість реакції? Яка з наведених формул відповідає швидкості хімічноїреакції?

2. У яких одиницях вимірюють швидкість хімічних реакцій?

Важливо як знати швидкість хімічної реакції, а й навчитися нею управляти. Навіщо? Щоб прискорити потрібну реакцію та уповільнити небажану. Як сказав Гете: "Просто знати - ще не все, знання потрібно використовувати". Подивимося на екран: малюнку показано залежність швидкості реакцій від певних зовнішніх чинників (Малюнок 2).

3. Які фактори впливають на швидкість хімічних реакцій?

Діти називають температуру, каталізатор, природу речовин, площу зіткнення реагуючих речовин, наводять приклади, в яких спостерігається вплив перерахованих факторів.

2. Основна частина.

Вчитель. А якого фактора тут немає, але який впливає на швидкість хімічних реакцій?

Це концентрація реагуючих речовин, вона збільшує швидкість реакцій у рідкому та газоподібному середовищі. Тому цьому уроці експериментально досліджуємо вплив концентрації речовин на швидкість хімічних процесів. У 9 класі це був досвід взаємодії цинку з розведеною та концентрованою соляною кислотою, а в 10-му класі ми використовуємо реакцію взаємодії тіосульфату натрію із сірчаною кислотою.

Трохи про тіосульфат натрію: хімічна формула - Na 2 S 2 O 3 широко використовується в медицині. У фотосправі він відомий за назвою фіксажної солі. З його допомогою з пластинок, паперу або плівки видаляють бромід срібла, що не розклався. Цей процес заснований на здатності натрію тіосульфату утворювати з бромідом срібла з'єднання, розчинне у воді. Оброблені ним плівки та ретельно промиті водою стають нечутливими до подальшої дії світла.

Сенс хімічної реакції, що лежить в основі експерименту: при взаємодії тіосульфату натрію із сірчаною кислотою спостерігається помутніння – поява чистої сірки (ознака хімічної реакції). Ця реакція йде у дві стадії.

I стадія: Na 2 S 2 O 3 + Н 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3(тіосерна кислота)

II стадія: H 2 S 2 O 3 = H 2 SO 3 + S v

Сірка - нерозчинна у воді речовина, ось чому випадає осад. Перш ніж приступити до експерименту, подивимося на таблицю, що лежить у вас на столах – інструкція проведення експерименту (Малюнок 3). У ній зазначена концентрація натрію тіосульфату в краплях (умовна концентрація). Змінюватимемо її за допомогою води. Концентрація сірчаної кислоти залишається без змін – 1 крапля. У сусідній графі олівцем запишіть час проведення реакції. Що вважати часом початку реакції? Момент зливання розчинів тіосульфату натрію, води та сірчаної кислоти вважаємо нульовим, далі ви відраховуєте час до появи помутніння. Щоб краще побачити утворення сірки у реакції, використовуйте чорний папір.

Проробимо попередній досвід взаємодії тіосульфату натрію із сірчаною кислотою та відзначимо час проходження реакції (секундна стрілка).

Після експерименту будуємо графік залежності часу проходження реакції від концентрації натрію тіосульфату (Малюнок 4) . Графік будуємо на півсторінки. Концентрацію відкладаємо у краплях, час – у секундах. На роботу приділяється 10 хвилин. Приступайте.

Подивимося результати експерименту. На дошці учень заносить свої дані до заздалегідь підготовленої таблиці. Порівнюю з моїми даними (досвід проводжу напередодні). Наголошую, хто точніше з пар провів експеримент. Потім учень малює графік залежності часу проходження реакції концентрації тіосульфату натрію. Клас робить висновок:

Швидкість хімічної реакції залежить від концентрації. Чим вона більша, тим вища швидкість реакції.

Питання класу:

1.Чому швидкість хімічної реакції збільшується, адже зі збільшенням концентрації час проходження реакції зменшується? (Відповідь - обернено пропорційна залежність швидкості і часу - дивись формулу).

2. Який графік залежності швидкості реакції від часу? Хлопці будують графік (Малюнок 5). Чому?

Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації речовин виражається законом мас, що діють (ЗДМ), відкритому в XIX столітті. Наприклад, для умовної реакції

швидкість хімічної реакції дорівнює добутку константи швидкості хімічної реакції kна молярні концентрації реагуючих речовин, зведених у ступінь їх стехіометричних коефіцієнтів, якщо необхідно: ? = kС А С В 2

де С Аі З В– молярна концентрація речовин А та В, моль/л.

Фізичний змил k : при С А = С В = 1моль/л, то k= v.

Але тут важливо враховувати, в якому середовищі протікає реакція: у гомогенному чи гетерогенному. За ЗДМ у вираз швидкості реакції записують концентрації речовин у розчиненому і газоподібному стані. Якщо речовина в твердому стані, то її концентрацію нехтують (два учні виходять до дошки записати вираз для швидкості реакції в гомогенному та гетерогенному середовищі):

2SO 2 + O 2 = 2SO 3	C + O 2 = CO 2
v = kЗ O2 З 2 SO2	v = kЗ O2

Тобто ЗДМ справедливий для гомогенних реакцій. А як виглядає вираз для швидкості хімічної реакції для гомогенної та гетерогенної реакції?

Для гомогенної реакції:

Для гетерогенної реакції:

Контроль. Для закріплення теми учні відповідають питання тесту (Малюнок 6).

Потім усі учні звіряють з екраном, де спроектовані відповіді для перевірки (Малюнок 7).

Підсумок уроку: поглибили знання на тему швидкість хімічних реакцій, експериментально досліджували вплив концентрації речовин на швидкість реакції. Я думаю, що ви набули нових знань, умінь, які стануть вам у нагоді в майбутньому. І, нарешті, маленьке побажання хімічною мовою.

IV. Рефлексія.

Бажаю вам не гучними словами,
Щоб не вибухали, як водень, при невдачах
Що за вами слідом,
І не були інертні, як неон, у дорозі,
Що вам поки що небачено.

Ви будьте терплячі, як доля,
Не окислюйтеся, як група лужних металів,
Працьовитими завжди
На довгі та довгі роки.

Нехай буде менше інгібіторів,
Як тягар, що гальмують шлях часом.
Нехай буде більше індивідуумів,
Талановитих та творчих з вас.

Активні будьте в житті нашою шаленою,
Неначе вільний радикал.
Каталізаторами вам у дорозі обіцяно
Кохання, терпіння та доброта.

1. Вплив концентрації на швидкість реакції тіосульфату натрію із сірчаною кислотою . У три пробірки налийте 0,1 зв. розчин тіосульфату натрію: у першу – 5 мл, у другу – 10 мл та третю – 15 мл. Після цього до першої пробірки додайте 10 мл, а в другу – 5 мл дистильованої води. Потім три інші пробірки налийте по 5 мл 0,1 н. розчину сірчаної кислоти Злийте попарно приготовлені розчини, внаслідок чого відбудеться реакція

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

За допомогою секундоміра позначте, через який час з'являється сірка у кожній пробірці. Результати запишіть до наступної таблиці:

Таблиця 9.1

Який висновок можна зробити з даних?

2. Залежність швидкості реакції від температури . Вплив температури на швидкість реакції взаємодії тіосульфату натрію із сірчаною кислотою. Приготуйте шість однакових склянок. У три склянки налийте по 15 мл 0,1 зв. розчину тіосульфату натрію, а в інші три склянки – по 15 мл 0,1 н. розчину сірчаної кислоти Нагрійте на водяній бані одну пару склянок із розчинами тіосульфату натрію та сірчаної кислоти до температури на 10°С вище, а іншу пару склянок на 20°С вище за кімнатну протягом 15–20 хв, контролюючи температуру води термометром. Поки розчини нагріваються, злийте розчини тіосульфату натрію і сірчаної кислоти, що залишилися, при кімнатній температурі. Позначте час появи сірки у склянках. Те саме проробіть і з підігрітими розчинами. Отримані дані запишіть у таблицю:

Таблиця 9.2

Які висновки можна зробити щодо впливу температури на швидкість реакції з одержаних результатів?

3. Вивчення швидкості реакції розкладання перекису водню . Перекис водню мимоволі повільно розкладається відповідно до рівняння: Н2О2 = Н2О+1/2О2. Швидкість цього процесу можна збільшити запровадженням каталізатора і оцінювати кількістю виділеного кисню за певний проміжок часу. Досвід проводиться у приладі, зображеному на рис. 2. Налийте через лійку в бюретку води приблизно до нульового поділу, щільно закрийте отвір бюретки пробкою зі скляною трубкою. В одне коліно судини Ландольта налийте за допомогою лійки 1 мл розчину хлориду заліза III – каталізатор. В інше коліно за допомогою лійки налийте перекис водню заданої викладачем концентрації. Потім з'єднайте посуд Ландольта з бюреткою за допомогою пробки з газовідвідною трубкою. Перевірте герметичність приладу. Помістіть посуд Ландольта в термостат із заданою температурою та витримайте 10–15 хв. Встановіть однаковий рівень води у вирівнювальній лійці та бюретці, запишіть величину рівня. Нахиляючи судину Ландольта, наведіть перекис водню в контакт із каталізатором. Через кожні 1–2 хв на протязі 30 хв вимірюйте об'єм виділеного кисню V τ . Результати вимірів запишіть у табл. 9.3.

Таблиця 9.3

Після повного розкладання перекису водню посуд Ландольта охолодіть до початкової температури термостата і знову виміряйте об'єм повністю виділеного кисню V ∞ . За даними табл. 9.3 та за формулою

зробіть розрахунок константи швидкості реакції. Побудувати графік залежності:

Визначте за тангенсом кута нахилу прямої до осі абсцис константу швидкості реакції та порівняйте із середньоарифметичним значенням (9.17). Доцільно проводити досліди за двох температур: 15–25°С та 30–40°С.

За значеннями константи швидкості реакції для двох температур за формулою:

де R=8,314 Дж/моль∙К, розрахуйте енергію активації реакції розкладання перекису водню.

4.Вплив концентрації реагентів на хімічну рівновагу . При взаємодії розчину хлориду заліза (III) з роданідом калію утворюються розчинні речовини та змінюється забарвлення розчинів. Реакція оборотна:

FeCl 3 +3KCNS Fe(CNS) 3 +3KCl

Записати у таблиці кольору розчинів усіх речовин системи:

Таблиця 9.4.

Змішати у пробірці по 5 мл розчинів хлориду заліза (III) та роданіду калію. Відзначити фарбування отриманого розчину. Вказати речовину, яка повідомила забарвлення системі. Розлити отриманий розчин чотири пробірки по можливості рівними частинами. У першу пробірку додати трохи концентрованого розчину хлорного заліза, у другу – розчину роданіду калію, у третю – трохи кристалічного хлориду калію. Четверту пробірку залишити для порівняння. Порівняти фарбування розчинів у пробірках і вкажіть, у якому напрямку змістилася рівновага при додаванні FeCl 3 , KSCN та KCl. Скласти рівняння для константи рівноваги дослідженої реакції.

5. Вплив зміни температури на хімічну рівновагу . При дії йоду на крохмаль утворюється неміцна сполука складного складу, пофарбована в синій колір. Рівнову системи можна умовно зобразити наступним рівнянням:

Крохмаль + йод йодокрахмальний комплекс

Налити в пробірку 2-3 мл розчину крохмалю і додати кілька крапель йодної води до появи синього забарвлення розчину. Нагріти пробірку до освітлення розчину, а потім охолодити до повернення синього забарвлення. Визначити яка реакція (пряма чи зворотна) є екзотермічною, яка є ендотермічною. Пояснити зміну кольору під час нагрівання та охолодження.