Тиосульфа́т на́трия (антихлор, гипосульфит, сульфидотриоксосульфат натрия) — Na2S2O3 или Na2SO3S, соль натрия и тиосерной кислоты. В обычных условиях существует в виде пентагидрата Na2S2O3·5H2O.
Бесцветные моноклинные кристаллы.
Молярная масса 248,17 г/моль.
Растворим в воде (41,2% при 20 о С, 69,86% при 80 о С).
При 48,5 °C плавится в своей кристаллизационной воде, обезвоживается около 100 о С.
При нагревании до 220 °C распадается по схеме:
Тиосульфат натрия сильный восстановитель:
Сильными окислителями, например, свободным хлором, окисляется до сульфатовили серной кислоты:
Более слабыми или медленно действующими окислителями, например, иодом, переводится в соли тетратионовой кислоты:
Приведённая реакция очень важна, так как служит основой иодометрии. Следует отметить, что в щелочной среде окисление тиосульфата натрия иодом может идти до сульфата.
Выделить тиосерную кислоту (тиосульфат водорода) реакцией тиосульфата натрия с сильной кислотой невозможно, так как она неустойчива и тут же разлагается:
Расплавленный тиосульфат натрия очень склонен к переохлаждению.
окислением полисульфидов Na;
кипячение избытка серы с Na2SO3:
взаимодействием H2S и SO2 с NaOHпобочный продукт в производстве NaHSO3, сернистых красителей, при очистке промышленных газов от S:
кипячение избытка серы с гидроксидом натрия:
затем по приведённой выше реакции сульфит натрия присоединяет серу, образуя тиосульфат натрия.
Одновременно в ходе этой реакции образуются полисульфиды натрия (они придают раствору жёлтый цвет). Для их разрушения в раствор пропускают SO2.
чистый безводный тиосульфат натрия можно получить реакцией серыс нитритом натрияв формамиде. Эта реакция количественно протекает (при 80 °C за 30 минут) по уравнению:
1. Реакция с ацетатом диоксоуран(VI)цинка Zn(UO2)3(CH3COO)8 c образованием жёлтого кристаллического осадка (фармакопейная реакция — ГФ) или жёлтых кристаллов тетра- и октаэдрической формы, нерастворимых в уксусной кислоте (МКС). Для повышения чувствительности реакции следует нагреть исследуемую смесь на предметном стекле.
NaCl + Zn(UO2)3(CH3COO)8 + CH3COOН + 9 H2O 
Мешающие ионы: избыток ионов K + , катионы тяжёлых металлов (Hg2 2+ , Hg 2+ , Sn 2+ , Sb 3+ , Bi 3+ , Fe 3+ и др.). Реакция используется как дробная после удаления мешающих катионов.
2. Окрашивание бесцветного пламени горелки в жёлтый цвет (ГФ).
3. Реакция с пикриновой кислотой с образованием кристаллов пикрата натрия жёлтого цвета игольчатой формы, исходящих из одной точки (МКС).
Error: Reference source not found
Реакция используется как дробная только в отсутствие мешающих ионов (K + , NH4 + , Ag + ).
4. Реакция с гексагидроксостибатом(V) калия K[Sb(OH)6] с образованием белого кристаллического осадка, растворимого в щелочах.
NaCl + K[Sb(OH)6] 
Na[Sb(OH)6] + KCl
Условия проведения реакции: а) достаточная концентрация Na + ; б) нейтральная реакция раствора; в) проведение реакции на холоду; г) потирание стеклянной палочкой о стенку пробирки. Мешающие ионы: NH4 + , Mg 2+ и др.
В кислой среде реагент разрушается с образованием белого аморфного осадка метасурьмяной кислоты HSbO3.
K[Sb(OH)6] + HCl 
KCl + H3SbO4 + 2 H2O
H3SbO4 
HSbO3 + H2O
источник
атрия тиосульфат Natrii thiosulfas
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, образующийся при коксовании угля.
Светильный газ всегда содержит примесь сероводорода, который улавливается поглотителями, например гидроксидом кальция. При этом получается сульфид кальция.
Но сульфид кальция в процессе получения подвергается гидролизу, поэтому реакция идет несколько иначе -с образованием гидросульфида кальция.
Гидросульфид кальция при окислении кислородом воздуха образует тиосульфат кальция.
При сплавлении полученного тиосульфата кальция с сульфатом натрия или карбонатом натрия получается тиосульфат натрия Na2S203.
После упаривания раствора выкристаллизовывается тиосульфат натрия, который и является фармакопейным препаратом.
По внешнему виду тиосульфат натрия (II) представляет собой бесцветные прозрачные кристаллы солоновато-горького вкуса. Очень легко растворим в воде. При температуре 50 °С плавится в своей кристаллизационной воде. По структуре является 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 восстановительную способность.
Как и сама тиосерная кислота, соли ее не являются прочными 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 хлороводородной кислоты наблюдается помутнение раствора вследствие выделения серы.
Весьма характерной для натрия тиосульфата является реакция его с раствором нитрата серебра. При этом выделяется осадок белого цвета (тиосульфат серебра), который быстро желтеет. При стоянии под влиянием влаги воздуха осадок чернеет 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 нитратом 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 раствором хлорида железа (III). При этом образуется тиосульфат окисного железа, окрашенный в фиолетовый цвет. Окраска быстро исчезает вследствие восстановления этой соли до бесцветных солей закисного железа (FeS203 и FeS406).
При взаимодействии с йодом натрия тиосульфат действует как восстановитель. Принимая электроны от S 2- , йод восстанавливается до I — , а натрия тиосульфат окисляется йодом до тетратиоиата натрия.
Аналогично восстанавливается хлор в хлороводород.
При избытке хлора выделяющаяся сера окисляется до серной кислоты.
На этой реакции было основано применение натрия тиосульфата для поглощения хлора в первых противогазах.
В препарате не допускается наличие примесей мышьяка, селена, карбонатов, сульфатов, сульфидов, сульфитов, солей кальция.
ГФ X допускает наличие примесей хлоридов, солей тяжелых металлов в пределах эталона.
Количественное определение натрия тиосульфата проводят йодометрическим методом, в основу которого положена реакция его взаимодействия с йодом. ГФ требует содержания тиосульфата 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 кислотой.
Образующийся роданид калия гораздо менее ядовит, чем цианид калия. Поэтому при отравлении циановодородной кислотой или ее солями в качестве первой помощи следует применить натрия тиосульфат. Препарат может применяться также при отравлении соединениями мышьяка, ртути, свинца; при этом образуются неядовитые сульфиды.
М. П. Демьянович предложил для лечения чесотки использовать реакцию натрия тиосульфата с хлороводородной кислотой. Образующаяся при этом мелкодисперсная сера и обладающий высоким противопаразитарным действием диоксид серы прекращают зуд и уничтожают действие чесоточного клеща.
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, которая легко выветривается, поэтому хранить ее следует в прохладном 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, которая ее поглощает.
источник
Ну как вам опыты с жесткой водой? Заметили, как стирают порошок и мыло в жесткой воде? Совсем скоро я планирую показать еще несколько опытов про стиральный порошок, нашла просто отпадный материал, в том числе и видео. Так что, не пропустите выход этой статьи!
А сегодня предлагаю заняться выведением пятен, а именно пятен от йода. Мы проведем несложные опыты с йодом, тиосульфатом натрия и узнаем, чем обесцветить йод.
В этом нам поможет волшебный тиосульфат натрия, который можно легко купить в аптеке и с его помощью обесцветить йод. Это вещество используется при различных отравлениях, например, соединениями мышьяка, ртути, свинца, солями йода и брома. Он недорогой и хватит его надолго. Вот сегодня мы и посмотрим, как тиосульфат вступает в реакцию с йодом.
- аптечная спиртовая настойка йода
- картофельный крахмал
- вода
- аптечный раствор тиосульфата натрия, например, вот такой:
Готовим раствор крахмала. Для этого треть чайной ложки крахмала растворяем в небольшом количестве холодной воды и хорошенько размешиваем:
Готовим светло-коричневый раствор йода. Для этого к небольшому количеству воды добавляем 1-2 капли аптечного йода:
Теперь добавляем немного полученного йодного раствора к раствору крахмала – появляется синее окрашивание. С таким мы уже сталкивались в опытах с крахмалом.
Ну а теперь – самое интересное. К синему раствору приливаем содержимое одной ампулы с тиосульфатом натрия. Синяя окраска мгновенно исчезает.
Объяснение происходящего очень простое.
При взаимодействии йода и крахмала всегда появляется синяя окраска. Это качественная реакция на йод. Но йод взаимодействует и с тиосульфатом натрия. Поэтому когда мы приливаем тиосульфат к синему раствору крахмала, весь йод вступает в реакцию с тиосульфатом, следовательно, крахмал, освобожденный от влияния йода, снова становится бесцветным.
Для подтверждения этого можете прилить тиосульфат к оставшемуся раствору йода. Видите, он мгновенно обесцвечивается:
- аптечная спиртовая настойка йода
- небольшой кусочек ткани, лучше белой или хотя бы светлой
- кусочек ваты
- аптечный раствор тиосульфата натрия
Пипеткой капнем каплю йода на ткань. Образуется яркое коричневое пятно:
Теперь смочим ватку в растворе тиосульфата и протрем это пятно. Оно мгновенно исчезает:
Так что, теперь, если вы вдруг испачкаете свою одежду йодом, вы знаете, как можно избавиться от пятна.
Кстати, помните, когда-то я писала про самодельные краски из крахмала? Я уже, честно говоря, и забыла про них, а вот мой ребенок периодически вспоминает и требует, чтобы мама достала «Мишку» порисовать. И с удовольствием рисует. Может, кто-нибудь подскажет, где еще можно купить вот такие банки необычной формы? Я бы еще красок наделала, раз уж ребенку так нравится.
Наталья Брянцева
K > Google+ , В контакте , Одноклассники , Facebook
источник
Иодометрия -метод количественного объемного анализа, в основе которого лежит реакция восстановления свободного йода в йод-ион или окисления йод-иона в свободный иод. Направление реакции зависит от окислительной способности вступающих в реакцию с йодом веществ: например с Na2S2O3 реакция идет слева направо, с КМп04, К2Сг2О7-справа налево. Степень окислительной способности кислородсодержащих соединений зависит от активной реакции среды (концентрации ионов); меняя ее, легко можно изменить направление процесса. Главнейшей в йодометрии реакцией является восстановление J раствором тиосульфата натрия (гипосульфита натрия- Na2S2O3). Индикатором при титровании служит обычно раствор крахмала (0,2%-ного раствора на 100 см 3 жидкости), дающего с йодом в присутствии растворимых иодидов синее окрашивание. При титровании до исчезновения синего окрашивания последнее часто вновь появляется через некоторое время. Это может зависеть 1) от медленного течения реакции восстановления йода; 2) от окислительных процессов за счет кислорода воздуха (особенно при солнечном свете); 3) от участия в реакции посторонних веществ; особенно сильно влияет азотистая кислота; присутствуя в ничтожном количестве (напр. в лабораторном воздухе). Для приготовления раствора Na2S2O3 около 25 г химически чистого препарата) растворяют в 1 л воды и устанавливают титр спустя 10-14 дней после приготовления. Раствор тиосульфата нужно хранить в темном месте и титр следует проверять раз в 2 месяца.
Децинормальный раствор иода готовится растворением 12,8-13 г иода и 25 г йодистого калия в 1 литре воды. Раствор не стоек, и титр его следует проверять; раствор надо хранить в темноте. Титр устанавливают по раствору тиосульфата. Благодаря очень большой чувствительности реакции иода с крахмалом и отчетливости изменения цвета при конце титрования. Йодометрия считается одним из лучших методов коли-чественного анализа и получила широкое применение в химии.
Опыт 1. Приготовление рабочего раствора тиосульфата натрия и определение его концентрации по титрованному раствору перманганата калия.
Рассмотрим окислительно-восстановительные процессы в реакции тиосульфата натрия с йодом:
2S2O3 2- + I2 = 
S4O6 2- + 2I —
Так как два иона S2O3 2- Теряют два электрона (по одному на каждый ион), то грамм-эквивалент восстановителя (тиосульфата натрия) равен:
г-экв Na2S2O3 · 5Na2O =
=
= 248,19г.
Приготовить титрованный раствор тиосульфата натрия по точной навеске нельзя вследствие того, что кристаллы тиосульфаты натрия на воздухе выветриваются, и химический состав их не всегда соответствует формуле Na2S2O3 · 5H2O.
Поэтому тиосульфат натрия готовят приблизительной концентрации, растворяя навеску тиосульфата натрия в свежекипяченой и охлажденной дистиллированной воде. Раствор выдерживают 8-10 дней. Хранят раствор в бутыли из темного стекла с пробкой, снабженной хлоркальциевой трубкой. Концентрация тиосульфата натрия устанавливается с помощью окислителя с известной концентрации. В качестве таких окислителей применяют перманганат калия (в кислой среде), бихромат калия (в кислой среде) и йод.
Выполнение работы. В коническую колбу влить последовательно 20-25 мл. 2 н. серной кислоты, 15-20 мл. 10%-го раствора йода калия и точно отмеренный объем (отмерять пипеткой) титрированного раствора перманганата калия. Происходит реакция:
Накрыв колбу стеклом, смесь выдерживают 3-5 мин, поместив колбу в темное место. Затем добавить 100 мл дистиллированной воды и титровать тиосульфатом натрия:
Сначала титруют без крахмала до получения бледно-желтой окраски раствора. Затем, прилить 2-3 мл раствора крахмала и продолжать титровать до полного исчезновения окраски. Тиосульфат натрия следует приливать осторожно, перемешивая содержимое колбы после каждой прибавленной капли. Титрование повторить не менее трех раз. Из реакции видно, что перманганат калия непосредственно с тиосульфатом натрия не взаимодействует, но число затраченных грамм-эквивалентов тиосульфата равно числу грамм-эквивалентов йода, а последнее – числу грамм-эквивалентов перманганата калия. Поэтому, зная концентрацию перманганата калия и тиосульфата натрия, можно, пользуясь основным соотношением объемного анализа, рассчитать концентрацию тиосульфата натрия по формуле: V KMnO4 · N KMnO4= V Na2S2O3· N Na2S2O3
Затем рассчитываем титр раствора тиосульфата натрия:
Опыт 2. Приготовление рабочего раствора йода и определение его нормальности и титра по титрованному раствору тиосульфата натрия.
Для приготовления раствора йода по точной навеске его необходимо очищать возгонкой. Но можно приготовить титрованный раствор и из йода без предварительной очистки. Готовится раствор приблизительно нужной концентрации, а затем определяют его нормальность по раствору тиосульфата натрия. Для приготовления 0,02 н. раствора йода отвешивают около 2,7 г. кристаллического йода (грамм-эквивалент йода равен 126,91 г; 126,91 · 0,02 = 2,54 г.) и растворяют его в концентрированном растворе йодистого калия (йод плохо растворим в воде). Растворение йода проводят в мерной литровой колбе, а затем разбавляют дистиллированной водой до метки.
Выполнение работы. В коническую колбу влить определенный объем 10мл (отмеренный пипеткой) приготовленного раствора йода. Разбавить приблизительно таким же объемом дистиллированной воды. Титровать рабочим раствором тиосульфата натрия до появления светло-желтого окрашивания. Добавить 2 мл раствора крахмала и продолжать титрование до полного обесцвечивания раствора. Нормальность раствора йода определить по уравнению:
Опыт 3. Определение нормальности и титра по дихромату калия.
Дихромат калия не изменяется при хранении. Применение его основано на том, что он легко выделяет иод из йодистого калия. Выделившийся йод оттитровывают рабочим раствором тиосульфата натрия. Реакция протекает по уравнению:
Выполнение работы. Для приготовления раствора необходимо взвесить на часовом стекле навеску 0,2452г К2Сг2О7 . Взятую навеску перенести в мерную колбу емкостью 100 мл, после чего с помощью промывалки ополоснуть часовое стекло дистиллированной водой. После растворения довести объем раствора водой до метки. В бюретку налить раствор тиосульфата натрия. В колбу для титрования (200мл) внести 10 мл К2Сг2О7, 15 мл KI и 10 мл H2SO4 . Поставить колбу на 5 мин в темное место. Затем в колбу для титрования долить 100 мл воды, для снижения концентрации Н –ионов. И титруют раствором тиосульфата до бледно-желтой окраски раствора. Прибавить 2 мл раствора крахмала и продолжать титрование до исчезновения синей окраски раствора. Нормальность раствора йода определить по уравнению:
1. В иодометрии титрантом является стандартный раствор:
2. Иодометрическое титрование сильных кислот проводят способом:
а. прямого титрования б.обратного титрования в.титрования заместителя
источник
Термически очень неустойчива:
В присутствии серной кислоты разлагается:
Реагирует со щелочами:
Реагирует с галогенами:
Если прокипятить водный раствор сульфита натрия с серой и, отфильтровав излишек серы, оставить охлаждаться, то из раствора выделяются бесцветные прозрачные кристаллы нового вещества, состав которого выражается формулой . Это вещество — натриевая соль тиосерной кислоты.
Тиосерная кислота неустойчива. Уже при комнатной температуре она распадается. Значительно устойчивее ее соли — тиосульфаты. Из них наиболее употребителен тиосульфат натрия, известный также под неправильным названием «гипосульфит».
При добавлении к раствору тиосульфата натрия какой-нибудь кислоты, например соляной, появляется запах диоксида серы и через некоторое время жидкость становится мутной от выделившейся серы.
Изучение свойств тиосульфата натрия приводит к выводу, что атомы серы, входящие в его состав, имеют различную окисленность: у одного из них степень окисленности +4, у другого 0. Тиосульфат натрия — восстановитель. Хлор, бром и другие сильные окислители окисляют его до серной кислоты или до ее соли.
Тиосульфа?ты — соли и сложные эфиры тиосерной кислоты, H2S2O3. Тиосульфаты неустойчивы, поэтому в природе не встречаются. Наиболее широкое применение имеют тиосульфат натрия и тиосульфат аммония.
Строение. Структура тиосульфат-иона
Тиосульфат-ион по строению близок к сульфат-иону. В тетраэдре [SO3S]2− связь S-S (1.97А) длиннее, чем связи S-O
Тиосульфат натрия можно отнести к довольно нестойким веществам. Тиосульфат натрия при нагревании до 220°C распадается: В реакции термического разложения тиосульфата натрия получаем полисульфида натрия, который также далее разлагается на сульфид натрия и элементарную серу. Взаимодействие с кислотами: выделить тиосерную кислоту (тиосульфат водорода) реакцией тиосульфата натрия с сильной кислотой невозможно, так как она неустойчива и тут же разлагается: В такую же реакцию будет вступать и соляная и азотная кислоты. Разложение сопровождается выделением, который имеет неприятный запах.
Окислительно-восстановительные свойства тиосульфата натрия: в связи с наличием атомов серы со степенью окисления 0 ион тиосульфата обладает восстановительными свойствами, например, слабыми окислителями (I2, Fe3+) тиосульфат окисляется до иона тетратионата: В щелочной среде окисление тиосульфата натрия иодом может идти до сульфата.
А более сильные окислители окисляют его до иона сульфата:
Сильными восстановителями ион восстанавливается до производных S2-: В зависимости от условий, тиосульфат натрия может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Комплексообразующие свойства тиосульфатов:
Тиосульфат-ион – сильный комплексообразователь, использующийся в фотографии для удаления из фотопленки невосстановленного бромида серебра: Металлами S2O32- ион координируется через атом серы, поэтому тиосульфатные комплексы легко превращаются в соответствующие сульфиды.
Тиосульфат натрия довольно широко применяется как в быту так и в промышленности. Основными областями применения тиосульфата натрия будут медицина, текстильная и горнорудная промышленность, фотография.
Тиосульфат натрия в текстильной и бумажной промышленности используется для удаления следов хлора после отбеливания тканей и бумаги, при производстве кожи его используют в качестве восстановителя хромовой кислоты.
В горной промышленности тиосульфат натрия применяют для извлечения серебра из руд с низкой концентрацией серебра. Комплексные соединения серебра с тиосульфатами являются довольно стабильными, во всяком случае более стабильными чем комплексные соединения с фтором, хлором, бромидами, роданидами. Поэтому выделение серебра в виде растворимого комплексного соединения состава или является промышленно выгодной. Ведутся работы по применению при извлечении золота. Но в данном случае константа нестойкости комплексного соединения значительно выше и комплексы менее стабильны по сравнению с серебряными.
Первым применением тиосульфата натрия была медицина. И до сего времени не потерял своего значения в медицине. Правда, для лечения многих заболеваний уже найдены другие, более эффективные лекарства, поэтому тиосульфат натрия начали более широко использовать в ветеринарии. Тиосульфат натрия в медицине используют в качестве антидота при отравлении мышьяком, ртутью и другими тяжёлыми металлами, цианидами (переводит их в роданиды):
Как было сказано выше тиосульфат-ион создает стабильные комплексные соединения с многими металлами, среди которых много токсичных тяжелых металлов. Созданные комплексные соединения являются малотоксичными в выводятся из организма. На этой особенности тиосульфата натрия и основано его применение в токсикологии и лечении отравлений.
Также тиосульфат натрия используют для дезинфекции кишечника при пищевых отравлениях, для лечения чесотки (совместно с соляной кислотой), как противовоспалительное и противоожоговое средство.
Тиосульфат натрия широко используют в аналитической химии, поскольку он является реактивом в иодометрии. Иодометрия является одним из методов количественного определения концентраций веществ и для определения концентрации иода используют окислительно-восстановительную реакцию с тиосульфатом натрия:
И последним довольно распространенным применением тиосульфата натрия является его использование в качестве фиксажа в фотографии. И хотя обычная черно-белая фотография уже уступила место цветной и обычная фотопленка используется довольно редко, во многом уступая цифровой фиксации изображения, есть довольно много мест, где до сих пор используют фотопластины и фотопленку. В качестве примера можно привести рентгеновские аппараты, как медицинского применения, так и промышленные, научную аппаратуру, фототелескопы.
Для того, чтобы мы получили фотографическое изображение достаточно, чтобы проявилось около 25% бромистого серебра в фотопленке. А вся остальная его часть остается в фотопленке и сохраняет свою светочувствительность. Если фотопленку после проявления вынести на свет, то не проявленное галогенное серебро, которое осталось в ней проявится проявителем и негатив потемнеет. Даже если весь проявитель будет вымыт, то на свету негатив, так или иначе, потемнеет из-за разложения галогенида серебра.
Чтобы сохранить изображение на пленке, не проявленное галогенное серебро из нее надо удалить. Для этого используют процесс фиксации изображения, во время которого галогениды серебра переводят в растворимые соединения и вымывают из фотопленки или фотографии. Для фиксирования изображения и используют тиосульфат натрия.
В зависимости от концентрации тиосульфата натрия в растворе образовываются различные соединения. Если в растворе фиксажа содержится небольшое количество тиосульфата, то реакция протекает согласно уравнения:
Полученный тиосульфат серебра не растворим в воде, поэтому его сложно выделить из фотослоя, он довольно нестоек и разлагается с выделением серной кислоты:
Сульфид серебра зачерняет изображение и его невозможно удалить из фотослоя.
При наличии в растворе излишка тиосульфата натрия будут образовываться комплексные соли серебра:
Полученная комплексная соль — тиосульфатоаргентат натрия довольно стоек, но плохо растворим в воде.
При большом излишке тиосульфатов в растворе образуются сложные и хорошо растворимые в воде комплексные соли серебра:
На этих свойствах тиосульфата натрия и основано его применение в качестве фиксажа в фотографии.
Тетратноповая кислота принадлежит к группе политно новых кислот. Это двухосновные кислоты общей формулы, где может принимать значения от 2 до 6, а возможно и больше. Полнтионовые кислоты неустойчивы и известны лишь в водных растворах. Соли полнтиоиовых кислот — политионаты — более устойчивы; некоторые из них получены в виде кристаллов.
Политионовые кислоты — соединения серы с общей формулой H2SnO6, где n>=2. Их соли называются политионатами.
Тетратионат-ион можно получить окислением тиосульфат-иона иодом (реакция используется в иодометрии):
Пентатионат-ион получают действием SCl2 на тиосульфат-ион и из жидкости Вакенродера при добавлении к ней ацетата калия. Вначале выпадают призматические кристаллы тетратионата калия, затем — пластинчатые кристаллы пентатионата калия, из которого действием винной кислоты получают водный раствор пентатионовой кислоты.
Гексатионат калия K2S6O6 лучше всего синтезировать действием KNO2 на K2S2O3 в концентрированной HCl при низких температурах.
Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:
Лучшие изречения: Только сон приблежает студента к концу лекции. А чужой храп его отдаляет. 8579 — 
| 7400 — 
или читать все.
95.83.2.240 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.
Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно
источник
Йод имеет несколько степеней окисления и в растворе может существовать в виде нескольких частиц: I — , I2, IO3 2- .
Йод кристаллический плохо растворим в воде и хорошо растворим
в спирте. Для увеличения его растворимости в воде растворение ведут в йодиде калия, где он образует комплексное соединение – трийодид-ион I — ×I2 = I3 — , проявляющее окислительные свойства [[i]]:
I3 — + 2e « 3I — .
Эту реакцию чаще всего пишут в упрошенном виде, а именно:
I2 +2e « 2I — ; 
= +0,54 В.
Раствор йода обычно готовят приблизительной концентрации
(0,05–0,1 моль/дм 3 ), а затем перед использованием его концентрацию устанавливают по подходящему стандартному раствору (тиосульфат натрия, оксид мышьяка (III)). Растворы йода неустойчивы, так как йод – это летучее вещество, а также действует на резиновые и корковые пробки. Йодид–ионы легко окисляются кислородом воздуха:
Эта реакция ускоряется на свету, при нагревании и в присутствии кислот, поэтому раствор йода хранят «на холоду» и в темных бутылях с притертой стеклянной пробкой.
Определение восстановителей (SO3 2- , S2O3 2- , S 2- , SCN — , AsO3 3- , Cr 2+ , HCHO, N2H2) проводят методом прямого титрования раствором I2 (йодиметрия).
Для случаев, когда вещество реагирует с раствором йода медленно, используют метод обратного титрования (по остатку): вводят фиксированный избыток йода в раствор, оставляют его на 5–7 минут (закрытый часовым стеклом), а затем остаток йода оттитровывают раствором тиосульфата натрия.
Для определения окислителей (Cu 2+ , Fe 3+ , Mn 3+ , Mn (IV), Pb (IV), As (V)) применяют титрование по замещению (йодометрия): к анализируемому раствору приливают раствор KI и выделившийся I2 титруют раствором тиосульфата натрия. Количество образовавшегося йода химически эквивалентно количеству окислителя:
Раствор тиосульфата натрия в иодометрическом методе является титрантом. Он проявляет свойства восстановителя:
2S2O3 2- — 2e « S4O6 2- , 
= +0,09 В.
Тиосульфат натрия не является первичным стандартом в силу того,
что его растворы неустойчивы при хранении, мутнеют за счет поглощения CO2 из воздуха (выделяется элементарная сера):
В присутствии сильных кислот, на свету и при уменьшении концентрации тиосульфата натрия разложение ускоряется:
В присутствии серобактерий тиосульфат натрия разлагается на сульфит, сульфат и элементарную серу, поэтому его раствор с молярной концентрацией эквивалента
0,1 хранят в темных, закрытых бутылях.
Стандартизуют раствор тиосульфата натрия с использованием первичных стандартов (KIO3, КВrO3, K2Cr2O7), выделяющих при взаимодействии с избытком йодид-ионов известное количество йода, которое титруют раствором Na2S2O3.
Концентрацию тиосульфата рассчитываем по закону эквивалентов:
.
Существует несколько способов определения конечной точки при титровании йодом. При титровании бесцветных растворов достаточно интенсивной является собственная окраска трийодид-иона: 1 капля раствора йода молярной концентрации эквивалента 0,1 моль/дм 3 окрашивает 100 см 3 раствора в желтый цвет.
Наиболее широко используемым индикатором в йодметрии является свежеприготовленный 0,1– ный % раствор крахмала, придающий раствору, содержащему следы йода, интенсивную синюю окраску. Раствор крахмала при прямом титровании йодом добавляют в начале, а в остальных методах – в конце титрования, т.е. когда йода в растворе осталось малое количество (раствор из бурого стал бледно-желтым), так как крахмал, добавленный в раствор
с высокой концентрацией йода, разрушатся с образованием продуктов, являющихся не полностью обратимыми индикаторами. Титрование продолжают до исчезновения синей окраски крахмала.
Источники ошибок в йодометрических методах
1. Окисление йодид-иона кислородом воздуха:
скорость этой реакции очень мала, поэтому при титровании удалять растворенный кислород из всех растворов не обязательно. Для удаления растворенного кислорода из растворов к ним добавляют бикарбонат натрия или продувают углекислый газ.
2. Летучесть выделившегося йода. Для того чтобы избежать ошибок
за счет летучести йода, растворы хранят в закрытых сосудах и избегают
их нагревания, а при косвенном титровании после добавления KI колбы
с раствором закрывают часовым стеклом и оставляют в темноте на 5–7 минут,
а затем быстро титруют.
3. Разложение растворов тиосульфата натрия.
4. Щелочные растворы. В щелочных растворах происходит образование гипоиодита:
В связи с этим титрование тиосульфатом натрия необходимо вести при
рН=7–10, а если необходимо титрование в кислой среде, то титрование ведут очень медленно при тщательном перемешивании.
5. Преждевременное добавление крахмала. Правильный способ применения крахмала в качестве индикатора описан выше.
Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:
Лучшие изречения: Как то на паре, один преподаватель сказал, когда лекция заканчивалась — это был конец пары: «Что-то тут концом пахнет». 8181 — | 7872 — или читать все.
95.83.2.240 © studopedia.ru Не является автором материалов, которые размещены. Но предоставляет возможность бесплатного использования. Есть нарушение авторского права? Напишите нам | Обратная связь.
Отключите adBlock!
и обновите страницу (F5)
очень нужно
источник
Описание: бесцветные прозрачные кристаллы без запаха, солоновато-горького вкуса. В теплом сухом воздухе выветривается, во влажном воздухе слегка расплывается. При температуре около 50 о С плавится в кристаллизационной воде.
Растворимость: очень легко растворим в овде, практически нерастворим в спирте.
1.1.Образование опалесценции вследствие выпадения осадка серы и появлению запаха (диоксида серы) при добавлении хлороводородной кислоты.
1.2. Образование осадка тиосульфата серебра при добавлении к водному раствору препарата нитрата серебра. В результате внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции тиосульфат серебра разлагается до серебра сульфида.
2. На натрий: желтое окрашивание бесцветного пламени горелки.
- Прозрачность и цветность раствора.
- Щелочность.
- Хлориды.
NaCl + AgNO3 = AgCl (белый творожистый осадок, раств в избытке раствора аммиака) + NaNO3
- Сульфиты, сульфаты.
- Сульфиды.
- Кальций.
- Тяжелые металлы.
- Железо.
- Мышьяк и селен.
Йодометрия. Прямое титрование. Метод основан на натрия тиосульфата.
Около 0,5 г препарата (точная навеска) растворяют в 25 мл воды и титруют 0,1 н раствором йода (индикатор – крахмал).
1 мл 0,1 н раствора йода соответствует 0,02482 г натрия тиосульфата, которого в препарате должно быть не менее 99,0% и не более 102,0%.
Хранение: в хорошо укупоренной таре.
Применение: детоксицирующее и десенсибилизирующее средство (внутрь и в/в), иногда применяют наружно как инсектицидное.
Фенобарбитал (Phenobarbitalum)
Люминал (Luminalum)
Фенобарбитал относится к производным барбитуровой кислоты.
Описание: белый кристаллический порошок без запаха слабо горького вкуса.
Растворимость: очень мало растворим в холодной воде, трудно растворим в кипящей воде и хлороформе, легко растворим в 95% спирте и растворах щелочей, растворим в эфире.
- ИК-спектр в области 4000-400 см -1 должен совпадать со спектром стандарта.
- УФ-спектр в области 220-280 нмимеет максимум и минимум поглощения при 240 и 224 нм соответственно (р-р в этаноле).
- Тпл 174 – 178 о С.
- Реакция комплексообразования. Реакция основана на способности фенобарбитала образовывать комплексы с солями тяжелых металлов. Препарат растворяют в спирте, прибавляют каплю раствора хлорида кальция, раствор нитрата кобальта (II), раствора натрия гидроксида.
- Реакция комплексообразования. К препарату прибавляют натрия гидроксид, калия карбонат и гидрокарбонат, раствор меди сульфата. Появляется бледно-сиреневое окрашивание, не изменяющееся при стоянии.
- Не ГФХ. Реакция щелочного гидролиза. Барбитураты – внутренние амиды, и, значит, способны гидролизоваться за счет амидных групп. Гидролиз идет в жестких условиях – при сплавлении с кристаллическим NaOH. В результате чего выделяется аммиак, который обнаруживают по запаху и по посинению лакмусовой бумаги.
Если далее реакционную смесь подкислить соляной кислотой, выделяется углекислый газ в виде пузырьков и ощущается запах диалкилуксусной кислоты.
- Реакция нитрования на фенильный радикал в пятом положении. Появляется желтое окрашивание, обусловленное образованием м-нитропроизводного.
- Прозрачность и цветность.
- Хлориды.
- Сульфаты.
- Фенилбарбитуровая кислота. Данная примесь проявляет более сильные кислотные свойства (К=4х10 -5 ), чем фенобарбитал. Фенилбарбитуровую кислоту можно легко обнаружить потенциометрически по значению рН суспензии фенобарбитала с водой (5,0 – 6,0).
- Органические примеси.
- Сульфатная зола и тяжелые металлы.
Алкалиметрия. Метод основан на слабых основных свойствах фенобарбитала.
Индикатор – нейтрализованный по тимоловому синему в ДМФА.
Хранение: список Б, в хорошо укупоренной таре.
Применение: снотворное, противосудорожное.
Глюкоза является углеводом.
Описание: бесцветные кристаллы или белый мелкокристаллический порошок без запаха сладкого вкуса.
Растворимость: растворим в 1,5 ч воды, трудно растворим в спирте, практически нерастворим в эфире.
4. ИК-спектр должен совпадать со спектром стандарта.
5. Удельное вращение от +51,5 о до +53 о (10% водный раствор). Определение удельного вращения глюкозы имеет свои особенности. В свежеприготовленных растворах глюкозы происходит мутаротация (изменение во времени величины угла вращения; через определенный временной интервал эта величина становится постоянной). Мутаротацию ускоряют путем добавления к раствору глюкозы аммиака (не более 0,1%).
Явление мутаротации: при растворении глюкозы, которая в кристаллическом состоянии находится в какой-либо одной циклической форме, образуется ее альдегидная форма, через которую получаются аномерные циклические формы глюкохы: альфа и бета формы, различающиеся расположением полуацетального гидроксила относительно 1-ого углеродного атома. Для альфа-D-глюкозы величина угла вращения составляет +109,6 о , а для бета-D-глюкозы +20,5 о . Конечное значение угла вращения соответствует состоянию равновесия между альфа и бета формами, которые через альдегидную группу в растворе превращаются друг в друга:
6. Реакция окисления с реактивом Фелинга. Реакция основана на восстанавливающих свойствах глюкозы. К водному раствору препарата добавляют реактив Фелинга, нагревают до кипения. Выпадает красный осадок оксида меди (I).
11. Прозрачность и цветность раствора.
12. Кислотность. К водному раствору препарата добавляют несколько капель ф/ф и натрия гидроксида. Должно появиться розовое окрашивание.
15. Кальций (не допустимо). При добавлении раствора оксалата аммония не должно быть помутнения.
18. Декстрин. Водный раствор препарата нагревают. При добавлении спирта раствор должен оставаться прозрачным.
19. Потеря в весе при высушивании.
20. Сульфатная зола и тяжелые металлы.
Обратный йодометрический метод. Метод основан на окислении альдегидной группы щелочными растворами йода до образования натриевой соли глюконовой кислоты.
Хранение: в хорошо укупоренной таре.
Вопрос: Ампулы и флаконы с раствором глюкозы пожелтели.
Ответ: Вероятно, глюкоза подвергалась воздействию высокой температуры, так как при данных условиях вещество карамелизуется, окисляется до молочной, глюкуроновой кислоты, фурфурола (при это раствор желтеет). Для предотвращения данных реакций оксиления используют стабилизатор Вейбеля, состоящий из натрия хлорида (5,2), кислоты хлористоводородной 8,3% (4,4.мл) на 1 л раствора.
источник
Лабораторная работа 12
ТЕМА: Анализ сульфита натрия
ЦЕЛЬ: Научиться определять содержание восстановителей методом обратного титрования
ОБОРУДОВАНИЕ: штатив с бюреткой, пипетка Мора на 10 см3, бюкс, стеклянные
стаканы на 100 см3, аналитические весы, 2 колбы для титрования, мерная колба на 100 см3, мерный цилиндр на 100 см3 и 10 см3
РЕАКТИВЫ: дистиллированная вода, растворы: крахмала, йода, тиосульфата натрия
Теоретическое обоснование
Свободный йод является слабым окислителем. Основной реакцией при данных определениях является:
В результате реакции взаимодействия тиосульфата натрия с йодом идут окислительно-восстановительные процессы,
В качестве восстановителя может быть и сульфит натрия, который взаимодействует с йодом по уравнению:
Однако прямое титрование раствором йода даёт неточные результаты, так как реакция с йодом идёт медленно. Для получения точных результатов прибегают к обратному титрованию. Для этого берут точную навеску Na2S03 -7Н20 и растворяют её в дистиллированной воде в мерной колбе. Концентрация раствора должна быть близка к концентра ции растворов йода и тиосульфата натрия, с которыми ведут работу. В колбу для титрования вносят 1 объём раствора сульфита натрия и 2 объём раствора йода. Через несколько минут избыток йода оттитровывают тиосульфатом.
Ход работы
1. Приготовить раствор сульфита натрия Na2S03 -7H20
1.1 Рассчитать массу навески сульфита натрия, необходимую для приготовления раствора объемом 100см3 молярной концентрацией эквивалента вещества Na2S03 0,02 моль/дм3.
Масса навески сульфита натрия Na2S03 -7Н20 равна 0,25216г
1.2 Навеску сульфита натрия’Na2S03-7Н20 массой 0, 25216г взвесить на аналитических весах.
1.3 Перенести навеску сульфита натрия количественно в мерную колбу на 100см3, растворить соль в небольшом количестве дистиллированной воды, тщательно перемешать и довести объем водой до метки.
2. Заполнить бюретку раствором тиосульфата натрия.
3. В колбу для титрования поместить 10 см3 раствора йода -12> добавить 100 см дистиллированной воды (цилиндром) и оттитровать раствором тиосульфата натрия до изменения цвета раствора в бледно-жёлтый. Затем добавить 2 см раствора крахмала и продолжить титрование раствором тиосульфата натрия до обесцвечивания раствора (реакция протекает по уравнению 1).
Для получения достоверных данных все операции по титрованию повторить еще два раза
4. Рассчитать концентрацию раствора йода
5. В колбу для титрования поместить 10 см3 приготовленного раствора сульфита натрия пипеткой Мора, добавить 20 см3 раствора йода пипеткой Мора, 100 см3 дистиллированной воды (цилиндром), тщательно перемешать и оттитровать раствором тиосульфата натрия до изменения цвета раствора в бледно-жёлтый. Затем добавить 2 см раствора крахмала и продолжить титрование раствором тиосульфата натрия до обесцвечивания раствора (реакция протекает по уравнению 2).
Для получения достоверных данных все операции по титрованию повторить еще два раза
6. Рассчитать концентрацию раствора сульфита натрия
7. Рассчитать массу сульфита натрия в образце:
8. Рассчитать массовую долю сульфита натрия в образце:
Контрольные вопросы
1. Какие виды титрования применяются в иодометрии?
2. Чему равна молярная масса эквивалента сульфита натрия как восстановителя?
3. Чему равна молярная масса эквивалента тиосульфата натрия как восстановителя?
4. Чему равна молярная масса эквивалента йода как окислителя?
источник