Тиосульфат натрия (Е539). Тиосульфат натрия (Е539) Что будем делать с полученным материалом

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

2.1. Цель работы: определить влияние различных факторов на скорость химической реак­ции, ознакомиться с методами определения средней константы скорости, порядка реакции, энергии активации.

2.2. Объекты и средства исследования: 0.1М растворы тиосульфата натрия и серной кислоты, дистиллированная вода, пробирки, две бюретки, пипетка на 2мл, термостат, секундомер.

2.3. Программа работы

2.3.1. Влияние концентрации на скорость реакции .

В результате реакции между серной кислотой и тиосульфатом натрия образуется сера, выделяющаяся в виде мути. Время от начала реакции до момента помутнения (голубоватой опалесценции) зависит от скорости реакции. Это дает возможность судить о средней скорости реакции.

Реакция идет в три стадии:

1) Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 S 2 O 3

2) Н 2 S 2 O 3 = H 2 SO 3 + S¯

3) H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2 ­

Суммарное уравнение:

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

Самая медленная, скоростьопределяющая, стадия – вторая, следовательно, скорость всего процесса зависит только от концентрации тиосерной кислоты. Так как тиосерная кислота получается в результате реакции ионного обмена, которая идет практически мгновенно, можно считать, что концентрация тиосерной кислоты равна концентрации тиосульфата натрия и скорость всего процесса зависит от концентрации тиосульфата натрия.

Ход работы .

Приготовить четыре раствора тиосульфата натрия разной концентрации согласно таблице 3. Поочередно к каждому раствору прибавить по 2мл 0,1М раствора серной кислоты и измерить время от момента приливания кислоты до момента появления помутнения. Результаты занести в таблицу 3, учитывая что ΔС есть величина постоянная, равная 4×10 -3 моль/л.

Таблица 3

На основании полученных данных построить график lgV = f (lgC) для определения порядка реакции при температуре T 1 (К). Графики строятся вручную на миллиметровой бумаге в соответствующем масштабе или в программе Microsoft Excel 2007.

Для построения графиков в программе Microsoft Excel 2007 необходимо занести исходные данные в электронную таблицу.

Затем необходимо выделить диапазон ячеек A2:B5 с данными и выбрать в меню Вставка – Диаграммы – Точечная и, выделив на графике полученные точки, выбрать в контекстном меню Добавить линию тренда – Линейная – Показывать уравнение на диаграмме x ) и есть n – порядок реакции. Например, n = 0,9919 ≈ 1

Для определения константы скорости реакции k 1 при комнатной температуре следует построить график зависимости V = f(C) также вручную или с помощью программы Microsoft Excel 2007.

Для построения графиков в программе Microsoft Excel 2007 занести исходные данные в электронную таблицу. Обратите внимание, что для столбца скорость (V ) необходимо выбрать формат ячеек экспоненциальный . В результате получаем график прямолинейной зависимости, в уравнении которой множитель при независимой переменной (x ) является константой скорости реакции.

Например, k = 1,6· 10 -3

2.3.2. Влияние температуры на скорость реакции.

Опыт проводить аналогично предыдущему. Однако растворы тиосульфата натрия и серной кислоты перед смешением предварительно нагреть в термостате в течение 5 минут.

Результаты записать в таблицу 3 (T 2).

По результатам расчетов и измерений построить график V = f(C) и опре­делить константу скорости реакции k 2 при повышенной температуре (Т 2), также используя возможности программы Microsoft Excel 2007. Найти температурный коэффициент скорости реакции:

На основании данных опытов 3.1.1. и 3.1.2. рассчитать энергию ак­тивации реакции Е акт. по формуле:

где R = 8,31 Дж/(моль·К) –универсальная газовая постоянная;

Т 1 и Т 2 -температура, К;

k 1 и k 2 - константы скорости реакции при температурах Т 1 и Т 2 , соответственно, с -1 .

Конец работы -

Эта тема принадлежит разделу:

Неорганическая химия

Министерство образования и науки РФ.. Федеральное государственное бюджетное.. Учреждение высшего профессионального образования..

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Твитнуть

Все темы данного раздела:

Химическая посуда
1.1. Цель работы: Изучить виды и назначение химической посуды. 1.2. Теоретические сведения Используемую в лабораториях химическую посуду можно разделить на несколь

Мерная химическая посуда и приемы работы с ней
Мерную посуду используют для измерения объемов жидкостей. К ней относятся: мерные колбы, цилиндры, пипетки и бюретки (рис.3). На правила работы с мерной посудой надо обратить

Весы и правила взвешивания
1.1. Цель работы: Познакомиться с приборами для взвешивания. Научиться взвешивать на лабораторных технических весах. 1.2. Теоретические сведения. Для определения м

Запрещается превышать максимальную грузоподъемность весов
Перед взвешиванием проверяют готовность весов к работе: 1. устанавливают их по уровню, 2. выверяют нулевое положение стрелки. Взвешиваемый предмет помещают на левую чашку

Очистка природной воды
3.1. Цель работы: познакомиться с методами очистки природной воды. 3.2. Объекты и средства исследования: два химических стакана на 300-500 мл, коническая воронка, колба Вюр

Очистка дихромата калия перекристаллизацией
4.1. Цель работы: освоить методику очистки веществ перекристаллизацией. 4.2. Объекты и средства исследования: коническая воронка, химические стаканы на 100 мл, мерный цилин

Очистка йода возгонкой
5.1. Цель работы: освоить методику очистки твердых веществ возгонкой. 5.2. Объекты и средства исследования: химический стакан без носика на 200-300 мл, круглодонная колба н

Определение плотности жидкостей, температуры плавления и температуры кипения веществ
6.1. Цель работы: ознакомиться с физическими характеристиками веществ и методами их определения. 6.2. Объекты и средства исследования: жидкие индивидуальные вещества (гексан, гептан, октан

Получение оксида свинца и металлического свинца из его соли
9.1. Цель работы: ознакомление с методами осаждения, фильтрования, высушивания и прокаливания осадков, а также с восстановлением металлов и их оксидов. 9.2. Объекты и средс

Определение молярной массы легко испаряющихся веществ
1.1. Цель работы: освоить методы определения молярных масс легко испаряющихся веществ и расчеты по уравнению Менделеева-Клапейрона. 1.2. Объекты и средства исследования: со

Определение молярной массы углекислого газа
2.1. Цель работы: освоить методы определения молярных масс газообразных веществ, используя уравнение Менделеева-Клапейрона и относительные плотности газов. 2.2. Объекты и средства ис

Определение молярной массы эквивалентов металлов
3.1. Цель работы: ознакомиться с методом определения молярной массы эквивалентов металлов в реакции взаимодействия металлов с разбавленными кислотами.

Свойства гидроксидов
1.1. Цель работы: изучить реакции получения и свойства гидроксидов 1.2. Объекты и средства исследования: 0,5М растворы сульфата меди(II), сульфата алюминия, хлорида хрома(I

Получение и изучение свойств аммино- , гидроксо- , ацидо- и аквакомплексов
1.1. Цель работы: познакомиться с методами получения, химическими свойствами и устойчивостью комплексных соединений. 1.2. Объекты и средства исследования: 0,5М растворы иод

Измерение тепловых эффектов химических реакций
1.1. Цель работы: выполнение калориметрических измерений и термодинамических расчетов, связанных с энергетикой химических реакций. 1.2. Объекты и средства исследования: кал

Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на хими­ческое равновесие
3.1. Цель работы: установить, как влияет изменение концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие. 3.2. Объекты и средства исследования: 0,1М раствор хлорида железа (III), насыщ

Способы выражения концентрации растворов
Способ выражения концентрации Формула Название и определение Обозначения и единица измерения

Явления, наблюдаемые при растворении
1.1. Цель работы: изучить явления, происходящие при растворении твердых, жидких и газообразных веществ в воде, объяснить наблюдаемые явления с точки зрения гидратной теории растворо

Определение растворимости веществ в воде
2.1. Цель работы: изучить свойства насыщенных и пересыщенных растворов, научиться определять растворимость веществ, изучить зависимость растворимости различных веществ от температур

Образование и растворение осадков
3.1. Цель работы: изучить условия образования и растворения осадков. 3.2. Объекты и средства исследования: 1н растворы нитрата свинца (II), хлорида натрия, хлорида магния, хлорида бария, б

Приготовление и титрование растворов
4.1. Цель работы: ознакомиться с методами приготовления растворов и определения их концентрации, выраженной в различных единицах. Освоить метод титрования растворов. Определить врем

Определение жесткости водопроводной воды
5.1. Цель работы: изучить метод объемного анализа растворов (титрование) при определении временной жесткости водопроводной воды. Научиться производить расчеты по концентрации электр

Определение электропроводности раствора и константы диссоциации слабого электролита
6.1. Цель и задачи работы: изучить кондуктометрический метод анализа. Установить зависимость удельной и эквивалентной электропроводности от концентрации раствора. Изучить закон разбавления Оствальд

Гидролиз солей
7.1. Цель и задачи работы: изучение процессов гидролиза солей различного типа. Установление влияния температуры, разбавления, реакции среды, заряда иона-комплексообразователя на сте

Тиосерная кислота - неорганическое соединение, двухосновная сильная кислота с формулой H 2 SO 3 S, бесцветная вязкая жидкость, реагирует с водой. Термически неустойчива.Быстро, но не мгновенно, разлагается в водных растворах. В присутствии серной кислоты разлагается мгновенно.

Образует соли - тиосульфаты.Тиосульфа́ты - соли и сложные эфиры тиосерной кислоты, H 2 S 2 O 3 . Тиосульфаты неустойчивы, поэтому в природе не встречаются. Наиболее широкое применение имеют тиосульфат натрия(Na 2 S 2 O 3) и тиосульфат аммония ((NH 4) 2 SO 3 S).

Получение тиосерной кислоты: 1) Реакция сероводорода и триоксида серы в этиловом эфире при низких температурах: ; 2) Действие газообразного хлористого водорода на тиосульфат натрия:

Химические свойства тиосерной кислоты:

1)Термически очень неустойчива:

2)В присутствии серной кислоты разлагается:

3)Реагирует с щелочами:

4)Реагирует с галогенами:

Тиосульфаты получаются:

1) при взаимодействии растворов сульфитов с сероводородом:

2)При кипячении растворов сульфитов с серой:

3)При окислении полисульфидов кислородом воздуха: ,

Химические свойства тиосульфатов:

1)При нагревании до 220 °C распадается по схеме:

2)Тиосульфаты - сильные восстановители:С сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатов или серной кислоты:

3)Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:

4)Выделить тиосерную кислоту (тиосульфат водорода) реакцией тиосульфата натрия с сильной кислотой невозможно, так как она неустойчива и тут же разлагается:

5)Расплавленный кристаллогидрат Na 2 S 2 O 3 ·5H 2 O очень склонен к переохлаждению.

Практическое применение тиосульфата натрия: в фотографии,аналитической и органической химии,горнорудной промышленности, текстильной и целлюлозно-бумажной промышленности, пищевой промышленности, медицине.

Биологическая роль серы: Как и элементы органогены, сера в виде отдельного элемента не обладает биологическим значением. Ее биологическая роль состоит в том, что она входит в структуру таких аминокислот, как цистеин и метионин, которые и выполняют в животных организмах (в том числе у человека), ряд незаменимых функций.

Круговорот серы в природе: Растения получают ее из почвы в виде серной кислоты; во всяком другом виде сера для зеленых растений недоступна. В теле растения серная кислота путем сложных, пока еще не разъясненных химических преобразований служит материалом для построения белковых веществ, в которых сера находится уже в совершенно иной форме, чем в серной кислоте. В то время, как сера в виде серной кислоты соединена с кислородом, газом, находящимся в воздухе и поддерживающим всякое горение и дыхание, в белках сера уже оторвана от кислорода и соединена с другим элементом с углеродом, который сам по себе представляет обыкновенный уголь. При разложении белков после смерти животного или растения, гнилостные бактерии отрывают серу из белков и выпускают ее в соединении с новым элементом водородом. В таком соединении сера представляет собой тот отвратительный вонючий газ, обладающий запахом тухлых яиц, который всегда образуется при гниении белков и о котором уже была речь раньше. В виде сероводорода сера и попадает в почву.

15. Химия элементов 5 А группы. Распространенность в природе, минералы. Водородные и кислородные соединения. Оксиды и гидроксиды различных степеней окисления. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений мышьяка, сурьмы и висмута в степенях окисления +3 и +5.

Химия элементов 5 А группы: В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi . Элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5 . Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь с водородом менее полярна,чем связь с водородом халькогенов и галогенов. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. Первые представители подгруппы - азот и фосфор - типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут - типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы - подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Распространенность в природе, минералы. Азот - важнейшая составная часть атмосферы (78% ее объема). В природе встречается в белках, в залежах нитрата натрия. Природный азот состоит из двух изотопов: 14 N (99,635% массы) и 15 N (0,365% массы).Фосфор входит в состав всех живых организмов. В природе встречается в виде минералов. Фосфор широко применяется в медицине, сельском хозяйстве, авиации, при добыче драгметаллов.Мышьяк, сурьма и висмут распространены достаточно широко, в основном в виде сульфидных руд. Мышьяк - один из элементов жизни, способствующий росту волос. Соединения мышьяка ядовиты, но в малых дозах могут оказывать лечебное свойства. Мышьяк применяется в медицине и ветеринарии.

Водородные и кислородные соединения.1)Для азота известны оксиды , отвечающие всем его положительным степеням окисления (+1,+2,+3,+4,+5): N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 . При обычных условиях азот с кислородом не взаимодействует, только при пропускании через их смесь электрического разряда. Молекула азотной кислоты HNO 3 состоит из трех элементов, соединенных между собой ковалентными связями. Это молекулярное вещество, содержащее предельно окисленный атом азота. Однако валентность азота в кислоте равна четырем вместо обычной степени окисления азота. Аммиак - одно из важнейших водородных соединений азота. Он имеет огромное практическое значение. Жизнь на Земле во многом обязана некоторым бактериям, которые могут перерабатывать азот воздуха в аммиак.2)Соединения фосфора с водородом представляет собой газообразный фосфористый водород, или фосфин PH 3 (бесцветный ядовитый газ с чесночным запахом, воспламеняется на воздухе). У фосфора несколько оксидов: оксид фосфора (III) P 2 O 3 (белое кристаллическое вещество, образуется при медленном окислении фосфора в условиях недостатка кислорода, ядовит) и оксид фосфора (V) P 2 O 5 (образуется из P 2 O 3 при его нагревании, растворим в воде с образованием фосфористой кислоты средней силы) наиболее важные. Наиболее характерный свойством второго является гигроскопичность (поглощение паров воды из воздуха), при этом он расплывается аморфную массу HPO 3 . При кипячении P 2 O 5 образуется фосфорная кислота H 3 PO 4 (белое кристаллическое вещество, расплывается на воздухе, t пл =42,35 о С,не ядовита, растворима в воде, электролит, получают, окисляя 32%-ую азотную кислоту). Фосфаты почти всех металлов (кроме щелочных) нерастворимы в воде. Дигидрофосфаты хорошо растворимы в воде.

Оксиды и гидроксиды различных степеней окисления. N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 ,P 2 O 3, P 2 O 5, P 2 O 3,As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, Вi2О3, Вi2О5, Вi(ОН)3.

Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений мышьяка, сурьмы и висмута в степенях окисления +3 и +5.

Азот, нахождение в природе. Соединение с водородом,галогенами, кислородом. Аммиак, получение, свойства и его соли. Азотоводородная кислота, соли азиды. Амиды, имиды и нитриды металлов.Биологическая роль азота.

Азо́т - 1s 2 2s 2 2p 3. Элемент 15-й группы (по устаревшей классификации - главной подгруппы пятой группы) второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером7. Обозначается символом N . Простое вещество азот - достаточно инертный при нормальных условиях двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха (формула N 2), из которого на три четверти состоит земная атмосфера.

Нахождение в природе: В большой части азот находится в природе в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78, 2 % (об.) азота. Над одним квадратным километром земной поверхности в воздухе находиться 8 млн. т азота. Общее содержание его в земной коре оценивается величиной порядка 0.03 мол. доли, % . Азот входит в состав сложных органических соединений- белков, которые входят в состав всех живых организмов. В результате отмирания последних и тления их останков образуются более простые азотные соединения, которые при благоприятных условиях, (главным образом - отсутствие влаги) могут накапливаться. Именно такого происхождения, по – видимому, залежи NaNO3в Чили, имеющие некоторое промышленное значение в производстве связанного азота, то есть в виде соединений. Также в природе встречается такой минерал, как индийская селитра K NO3 . По словам известного советского микробиолога В. Л. Омелянского, «азот более драгоценен с общебиологической точки зрения, чем самые редкие из благородных металлов».

Соединение с водородом,галогенами, кислородом:1) Аммиак - соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака - NH5.2) Азотная кислота HNO3 - сильная одноосновная кислота. В разбавленных растворах она полностью распадается на ионы Н* и NO.3) С галогенами азот непосредственно не реагирует, косвенными путями получены NF 3 , NCl 3 , NBr 3 и NI 3 , а также несколько оксигалогенидов (соединений, в состав которых, кроме азота, входят атомы и галогена, и кислорода, например, NOF 3).Галогениды азота неустойчивы и легко разлагаются при нагревании (некоторые - при хранении) на простые вещества. Так, NI 3 выпадает в осадок при сливании водных растворов аммиака и иодной настойки. Уже при легком сотрясении сухой NI 3 взрывается:2NI 3 = N 2 + 3I 2 . 4) Для азота известны окислы, по составу формально отвечающие всем валентностям от. единицы до пяти: N2 O – закись азота, NO – окись азота, N2 O3 – азотистый ангидрид, NO2 – двуокись азота, N2 O5 – азотный ангидрид.

Аммиак, получение, свойства и его соли.Аммиак - соединение азота с водородом. Имеет важное значение в химической промышленности. Формула аммиака - NH5.

Получение аммиака

1) В промышленности получение аммиака связано с прямым его синтезом из простых веществ. Как уже отмечалось, источником азота служит воздух, а водород получают из воды.3H 2 + N 2 -> 2NH 3 + Q .2) Получение аммиака в лабораторных условиях производят из смеси твёрдого хлорида аммония (NH 4 Cl) и гашенной извести. При нагревании интенсивно выделяется аммиак.2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 -> CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O.

Свойства аммиака: 1)присоединяет протон, образуя ион аммония:

2) Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

3) Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

4) Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

5) При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

6) Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

7) С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

Соли аммиака: Соли аммония - твёрдые кристаллические вещества, не имеющие окраски. Почти все они растворяются в воде, и им характерны все те же свойства, которые имеют известные нам соли металлов. Они взаимодействуют со щелочами, при этом выделяется аммиак.
NH 4 Cl + KOH -> KCl + NH 3 + H 2 O
При этом, если дополнительно воспользоваться индикаторной бумагой, то эту реакцию можно использовать - как качественную реакцию на соли аммония . Соли аммония взаимодействуют с другими солями и кислотами. Например,
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 -> BaSO 4 + 2NH 4 Cl
(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl 2 -> 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O
Соли аммония неустойчивы к нагреванию. Некоторые из них, например хлорид аммония (или нашатырь), - возгоняются (испаряются при нагревании), другие, например нитрит аммония, - разлагаются
NH 4 Cl -> NH 3 + HCl
NH 4 NO 2 -> N 2 + 2H 2 O
Последняя химическая реакция - разложение нитрита аммония - используется в химических лабораториях для получения чистого азота.

Азотоводородная кислота, соли азиды. Азо́тистоводоро́дная кислота́ , азоими́д , HN 3 - кислота, соединение азота с водородом. Бесцветная, летучая, чрезвычайно взрывоопасная (взрывается при нагреве, ударе или трении) жидкость с резким запахом. Очень токсична. Её хорошо растворимые соли тоже очень ядовиты. Механизм токсичности аналогичен цианидам (блокирование цитохромов). Азиды- химические соединения, содержащие одну или несколько групп - N 3 , производные азотистоводородной кислоты (См.Азотистоводородная кислота) HN 3 . К неорганическим А. относятся соли HN 3 [например, А. натрия NaN 3 , А. свинца Pb(N 3) 2 ], галогеназиды (например, хлоразид CIN 3) и др. Большинство неорганических А. взрывается при лёгком ударе или трении даже во влажном состоянии; таков, например, Азид свинца, применяющийся как инициирующее взрывчатое вещество. Исключение составляют NaN 3 и др. соли щелочных и щёлочноземельных металлов. Исходным материалом для получения др. солей HN 3 , а также самой кислоты обычно служит А. натрия, получаемый пропусканием закиси азота через расплавленный амид натрия: NaNH 2 + ON 2 = NaN 3 +H 2 O. Все органические А., алкильные и арильные (общей формулы RN 3) или ацильные ( 2)N 3 .

Амиды, имиды и нитриды металлов.

Амиды металлов MeNH 2 - соединения, содержащие ионы NH 2 − . Амиды являются аналогами гидроксидов, но являются более сильными основаниями. Некоторые амиды растворяются в аммиаке, причем амид растворим в аммиаке так же, как и гидроксид этого металла в воде. Аммиачные растворы амидов проводят электрический ток.В амиде один или два атома водорода могут быть замещены на органические радикалы, как, например, в диизопропиламиде лития LiN(C 3 H 7) 2

ИМИДЫ МЕТАЛЛОВ -соед. общей ф-лы М2/nNН, где п - степень окисления металла М. Легко гидролизуются водой, образуя гидроксид металла и NH3. При нагр. переходят в нитриды металлов или разлагаются на своб. металл, N2 и Н2. Получают имиды металлов нагреванием амидов металлов в вакууме при 400-600 °С. Известно небольшое число имидов металлов. Наиб. изучен имид лития Li2NH, к-рый существует в двух кристаллич. модификациях; до 83 °С устойчива форма с тетрагон. решеткой (а = 0,987 нм, b = 0,970 нм, с = 0,983 нм, z = 16; плотн. 1,20 г/см3), выше 83°С - с кристаллич. решеткой типа антифлюорита (плотн. 1,48 г/см3). Получено множество орг. производных имидов металлов, в к-рых атом водорода замещен на орг. pадикал. П. И.Чукуров.
Нитриды - соединения азота с менее электроотрицательными элементами, например, с металлами (AlN;TiN x ;Na 3 N;Ca 3 N 2 ;Zn 3 N 2 ; и т. д.) и с рядом неметаллов (NH 3 , BN, Si 3 N 4).

Соединения азота с металлами чаще всего являются тугоплавкими и устойчивыми при высоких температурах веществами, например, эльбор. Нитридные покрытия придают изделиям твёрдость, коррозионную стойкость; находят применение в энергетике, космической технике.

Биологическая роль азота. Ч истый (элементарный) азот сам по себе не обладает какой-либо биологической ролью. Биологическая роль азота обусловлена его соединениями. Так в составе аминокислот он образует пептиды и белки (наиболее важный компонент всех живых организмов); в составе нуклеотидов образует ДНК и РНК (посредством которых передается вся информация внутри клетки и по наследству); в составе гемоглобина участвует в транспорте кислорода от легких по органам и тканей.

К эфирам серной кислоты относятся диалкилсульфаты (RO 2)SO 2 . Это высококипящие жидкости; низшие растворимы в воде; в присутствии щелочей образуют спирт и соли серной кис­лоты. Низшие диалкилсульфаты - алкилирующие агенты.

Диэтилсульфат (C 2 H 5) 2 SO 4 . Температура плавления -26°С, температура кипения 210°С, растворим в спиртах, нерастворим в воде. Получен взаимодействием серной кислоты с этанолом. Яв­ляется этилирующим агентом в органическом синтезе. Проника­ет через кожу.

Диметилсульфат (CH 3) 2 SO 4 . Температура плавления -26,8°С, температура кипения 188,5°С. Растворим в спиртах, плохо - в воде. Реагирует с аммиаком в отсутствие раствори­теля (со взрывом); сульфирует некоторые ароматические со­единения, например эфиры фенолов. Получают взаимодейст­вием 60%-ного олеума с метанолом при 150°С, Является метилирующим агентом в органическом синтезе. Канцероген, поражает глаза, кожу, органы дыхания.

Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3

Соль тиосерной кислоты, в которой два атома серы имеют различные степени окисления: +6 и -2. Кристаллическое вещест­во, хорошо растворимо в воде. Выпускается в виде кристаллогид­рата Na 2 S 2 O 3 5Н 2 O, в обиходе называемый гипосульфитом. По­лучают взаимодействием сульфита натрия с серой при кипячении:

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

Как и тиосерная кислота, является сильным восстановителем, Легко окисляется хлором до серной кислоты:

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

На этой реакции было основано применение тиосульфата натрия для поглощения хлора (в первых противогазах).

Несколько иначе происходит окисление тиосульфата натрия слабыми окислителями. При этом образуются соли тетратионовой кислоты, например:

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

Тиосульфат натрия является побочным продуктом в произ­водстве NaHSO 3 , сернистых красителей, при очистке промыш­ленных газов от серы. Применяется для удаления следов хлора после отбеливания тканей, Для извлечения серебра из руд; явля­ется фиксажем в фотографии, реактивом в иодометрии, противоядием при отравлении соединениями мышьяка, ртути, противо­воспалительным средством.

атрия тиосульфат Natrii thiosulfas

Na 2 S 2 0 3 -5H 2 0 M. м. 248,17

Натрия тиосульфат не является природным продуктом, его получают синтетически.

В промышленности натрия тиосульфат получают из отходов газового производства. Этот метод несмотря на многостадий-ность экономически выгоден, так как сырьем являются отходы газового производства и, в частности, светильный газ, образу-ющийся при коксовании угля.

Светильный газ всегда содержит примесь сероводорода, ко-торый улавливается поглотителями, например гидроксидом кальция. При этом получается сульфид кальция.

Но сульфид кальция в процессе получения подвергается гидролизу, поэтому реакция идет несколько иначе -с обра-зованием гидросульфида кальция.

Гидросульфид кальция при окислении кислородом воздуха образует тиосульфат кальция.

При сплавлении полученного тиосульфата кальция с сульфа-том натрия или карбонатом натрия получается тиосульфат нат-рия Na 2 S 2 0 3 .

После упаривания раствора выкристаллизовывается тио-сульфат натрия, который и является фармакопейным препара-том.

По внешнему виду тиосульфат натрия (II) представляет со-бой бесцветные прозрачные кристаллы солоновато-горького вкуса. Очень легко растворим в воде. При температуре 50 °С плавится в своей кристаллизационной воде. По структуре яв-ляется солью тиосерной кислоты (I).

Как видно из формулы этих соединений, степень окисления атомов серы в их молекулах различна. Один атом серы имеет степень окисления +6, другой -2. Присутствие атомов серы в различных степенях окисления обусловливает их свойства.

Так, имея в молекуле S 2- , натрия тиосульфат проявляет вос-становительную способность.

Как и сама тиосерная кислота, соли ее не являются проч-ными соединениями и легко разлагаются под влиянием кислот и даже таких слабых, как угольная.

Это свойство натрия тиосульфата разлагаться кислотами с выделением серы используется для идентификации препарата. При добавлении к раствору натрия тиосульфата хлороводород-ной кислоты наблюдается помутнение раствора вследствие вы-деления серы.

Весьма характерной для натрия тиосульфата является реак-ция его с раствором нитрата серебра. При этом выделяется осадок белого цвета (тиосульфат серебра), который быстро желтеет. При стоянии под влиянием влаги воздуха осадок чер-неет вследствие выделения сульфида серебра.

Если при действии на натрия тиосульфат нитратом серебра сразу образуется черный осадок, это указывает на загрязнение препарата сульфидами, которые при взаимодействии с нитра-том серебра сразу выделяют осадок сульфида серебра.

Чистый препарат при действии раствора нитрата серебра темнеет не сразу.

В качестве реакции подлинности может быть использована также реакция взаимодействия натрия тиосульфата с раство-ром хлорида железа (III). При этом образуется тиосульфат окисного железа, окрашенный в фиолетовый цвет. Окраска бы-стро исчезает вследствие восстановления этой соли до бесцвет-ных солей закисного железа (FeS 2 0 3 и FeS 4 0 6).

При взаимодействии с йодом натрия тиосульфат действует как восстановитель. Принимая электроны от S 2- , йод восста-навливается до I - , а натрия тиосульфат окисляется йодом до тетратиоиата натрия.

Аналогично восстанавливается хлор в хлороводород.

При избытке хлора выделяющаяся сера окисляется до сер-ной кислоты.

На этой реакции было основано применение натрия тиосуль-фата для поглощения хлора в первых противогазах.

В препарате не допускается наличие примесей мышьяка, се-лена, карбонатов, сульфатов, сульфидов, сульфитов, солей каль-ция.

ГФ X допускает наличие примесей хлоридов, солей тяжелых металлов в пределах эталона.

Количественное определение натрия тиосульфата проводят йодометрическим методом, в основу которого положена реак-ция его взаимодействия с йодом. ГФ требует содержания тио-сульфата натрия в препарате не менее 99% и не более 102% (за счет допустимого предела выветривания препарата).

Применение натрия тиосульфата основано на его свойстве выделять серу. Препарат применяется в качестве противоядия при отравлениях галогенами, цианом и циановодородной кис-лотой.

Образующийся роданид калия гораздо менее ядовит, чем цианид калия. Поэтому при отравлении циановодородной кис-лотой или ее солями в качестве первой помощи следует при-менить натрия тиосульфат. Препарат может применяться также при отравлении соединениями мышьяка, ртути, свинца; при этом образуются неядовитые сульфиды.

Натрия тиосульфат применяется также при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии - внутривенно в виде 30% водного раствора. В связи с этим ГФ X приводит 30% раствор натрия тиосульфата для инъекций (Solutio Natrii thiosulfatis 30% pro injectionibus).

Выпускается в порошках и в ампулах по 5, 10, 50 мл 30% раствора.

Натрия тиосульфат содержит кристаллизационную воду, ко-торая легко выветривается, поэтому хранить ее следует в про-хладном месте, в хорошо закупоренных склянках из темного стекла, так как свет способствует его разложению. Растворы при стоянии мутнеют от выделяющейся серы. Этот процесс ускоряется в присутствии диоксида углерода. Поэтому склянки или бутыли с растворами натрия тиосульфата снабжаются хлоркальциевой трубкой, наполненной натронной известью, ко-торая ее поглощает.