Метою моєї курсової роботи є синтез железоаммонийні квасцов. Підтвердити їх отримання можна за допомогою якісних реакцій.
Галун - подвійні солі, кристалогідрати сульфатів трьох- і одновалентних металів загальної формули M + 2 SO4 · M 3+ 2 (SO4) 3 · 24H2 O (часто записується як M + M 3+ (SO4) 2 · 12H2 O), де M + - один з лужних металів (літій, натрій, калій, рубідій або цезій), а M 3+ - один з тривалентних металів (зазвичай алюміній, хром або залізо (III)). Іон амонію (NH4 +) може також виступати в ролі M +.
Галун можуть бути отримані змішуванням гарячих еквімолярних водних розчинів сульфатів відповідних металів, при охолодженні таких розчинів з них кристалізуються галун.
Раніше цей термін відносився тільки до алюмокалієвого галуну. Їх отримували з природних мінералів, з яких найбільш придатним для цього був алуніт. Природний алуніт зазвичай знаходили у вигляді безбарвних кристалів, які римляни називали словом alumen (родовий відмінок від aluminis). Від цього слова походить і сучасне назва елемента алюмінію. Отримані з алунита галун мали слідкувати-кислий терпкий смак, звідки йде їх назва в слов'янських мовах; наприклад, кислота по-польськи - kwas; звідси і російське слово «закваска» - речовина, що викликає бродіння.
На час виникнення хімії практичні пізнання людей вже були і великі й різноманітні: вміли плавити метали і стекла, навіть пофарбовані, схожі на дорогоцінні камені; виготовляти мило; в усі кольори фарбувати тканини, застосовуючи галун і залізний купорос в якості закріплювача; знали багато ліків як природних, так і штучних; вміли використовувати процеси бродіння, готуючи хліб, вино.
Залізо - найпоширеніший після алюмінію метал на земній кулі; воно становить близько 5% земної кори. Зустрічається залізо у вигляді різних сполук: оксидів, сульфідів, силікатів. У вільному вигляді залізо знаходять в метеоритах, зрідка зустрічається самородне залізо (ферит) в земній корі як продукт застигання магми. Залізо входить до складу багатьох мінералів, у тому числі складаються родовища залізних руд.
Основні рудні мінерали заліза:
Гематит (залізний блиск, червоний залізняк) - Fe2 O3 (до 70% Fe);
Магнетит (магнітний залізняк) - Fe3 O4 (до 72,4% Fe);
Гідрогетит - FeOOH * nH2 O (лимонит) - (близько 62% Fe);
Сидерит - Fe (CO3) (близько 48,2% Fe);
Родовища залізних руд утворюються в різних геологічних умовах; з цим пов'язано різноманітність складу руд і умов їх залягання. Залізні руди поділяються на такі промислові типи:
Бурі залізняки - руди водної окису заліза (головний мінерал - гідрогетит), 30-55% заліза.
Червоні залізняки, або гематитових руди (головний мінерал - гематит, іноді з магнетитом), 51-66% заліза.
Магнітні залізняки (головний мінерал - магнетит), 50-65% заліза.
Сідерітових або карбонатні осадові руди, 30-35% заліза.
Силікатні осадові залізні руди, 25-40% заліза.
Великі запаси залізних руд знаходяться на Уралі, де цілі гори (наприклад Магнітна, Качканар, Висока і ін.) Утворені магнітним залізняком. Великі поклади залізних руд є поблизу Курська, на Кольському півострові, в Західному і Східному Сибіру, на Далекому Сході, на Україні.
Картопля, овочі, фрукти - від 600 до 900
2. Хімічні властивості заліза, його основні сполуки
Залізо - елемент VIII групи періодичної системи. Атомний номер 26, атомна вага 55,85 (56). Конфігурація зовнішніх електронів атома 3d 6 4s 2.
За хімічними властивостями залізо як перехідний елемент близький до сусіднім елементам тієї ж групи періодичної системи - нікелю і кобальту. У з'єднаннях залізо частіше 2-х і 3-х валентно, але відомі також валентності 1, 4 і 6.
Для вищих валентних станів заліза характерні кислотні властивості. Залізо, особливо 3-х валентний, схильне до комплексоутворення. У хімічному відношенні залізо - метал середньої активності. У сухому повітрі при нагріванні до 150-200 про на поверхні компактного заліза утворюється тонка захисна оксидна плівка, що оберігає його від подальшого окислення.
У вологому повітрі залізо швидко іржавіє, тобто покривається бурим нальотом гідратованого оксиду заліза, який внаслідок своєї пухкості не захищає залізо від подальшого окислення. У воді залізо інтенсивно корродирует. При рясному доступі кисню при цьому утворюються гідратів форми оксиду заліза.
При нестачі кисню або при його утрудненому доступі утворюється змішаний оксид Fe3 O4 (Fe2O3 * FeO):
Fe3 O4 служить матеріалом для виготовлення анодів в ряді електрохімічних виробництв.
Залізо легко розчиняється в соляній і розведеної сірчаної кислотах:
У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні:
Однак в сірчаної кислоти, концентрація якої близька до 100%, залізо стає пасивним і взаємодія практично не відбувається.
Для заліза характерні два ряди сполук: сполуки Fe (II) і сполуки Fe (III). Перші відповідають оксиду заліза (II), або закису заліза FeO; другі - оксиду заліза (III), або окису заліза Fe2 O3.
Крім того, відомі солі неіснуючої залізної кислоти H2 FeO4. в якій ступінь окислення заліза +6.
2.1.Основние з'єднання заліза (II)
Залізний купорос - FeSO4 * 7H2O - світло-зелені кристали, добре розчинні у воді. Застосовується для боротьби з шкідниками рослин, у виробництві чорнила і мінеральних фарб, при фарбуванні тканин, для очищення стічних вод від ціанідів. Отримують шляхом розчинення обрізків стали в 20-30% -ної сірчаної кислоти.
Гідроксид заліза (II) - Fe (OH) 2 - білий осад, який на повітрі внаслідок окислення швидко приймає зеленувату, а потім бурого забарвлення, переходячи в Fe (OH) 3. Його можна отримати дією лугу на залізний купорос. Застосовують в якості пігментів.
Оксид заліза FeO, чорний, легко окислюється порошок. Оксиди заліза зазвичай отримують при дії водяної пари на розпечене залізо. Природні оксиди заліза служать основною сировиною для отримання металевого заліза (його сплавів).
Карбонат заліза FeCO3. При дії води, що містить CO2. карбонат заліза, подібно карбонату кальцію, частково переходить в більш розчинну кислу сіль Fe (HCO3) 2. У вигляді цієї солі залізо міститься в природних залізних водах.
Нітрат заліза Fe (NO3) 3 виходить при дії на залізо азотної кислоти. Застосовується як протрава при фарбуванні бавовняних тканин і як утяжелитель шовку.
Солі заліза (II) легко можуть бути переведені в солі заліза (III) дією різних окислювачів, наприклад: HNO3. KMnO4. Cl2 та ін.
2.2.Основні з'єднання заліза (III)
Хлорид заліза FeCl3 - темно-коричневі з зеленим відливом кристали. Сильно гігроскопічна речовина, утворюється при нагріванні заліза з хлором, хлоруванням FeCl2. Застосовується як коагулянт при очищенні води, як протрава при фарбуванні тканин, як каталізатор в органічному синтезі.
Сульфат заліза Fe2 (SO4) 3 - дуже гігроскопічні, розпливаються на повітрі білі кристали. Утворюють кристалогідрат Fe (SO4) 3 * 9H2O (жовті кристали). У водних розчинах сульфат заліза (III) сильно гідролізувати. Отримують розчиненням оксиду Fe2 O3 в сірчаної кислоти. Застосовується як коагулянт при очищенні води, для травлення металів, використовується при отриманні міді.
Залізо-амонійні галун (NH4) Fe (SO4) 2 * H2O - добре розчинні у воді світло-фіолетові кристали.
Гідроксид заліза (III) Fe (OH) 3. більш слабка основа, ніж Fe (OH) 2.
Fe2 O3 і його похідні (ферити) використовують в радіоелектроніці як магнітні матеріали, в тому числі як активні речовини магнітофонних стрічок.
Ферити - речовини, утворені при сплаву оксиду заліза (III) з карбонатами натрію або калію - солі не отриманої у вільному стані залізистої кислоти HFeO2. наприклад ферит натрію NaFeO2:
У техніці ферритами або феритної матеріалами називають продукти спікання порошків Fe2 O3 і оксидів деяких двовалентних металів, наприклад, Ni, Zn, Mn.
Галун - подвійні солі, кристалогідрати сульфатів трьох- і одновалентних металів загальної формули M + 2 SO4 · M 3+ 2 (SO4) 3 · 24H2 O (часто записується як M + M 3+ (SO4) 2 · 12H2 O), де M + - один з лужних металів (літій, натрій, калій, рубідій або цезій), а M 3+ - один з тривалентних металів (зазвичай алюміній, хром або залізо (III)). Іон амонію (NH4 +) може також виступати в ролі M +.
Галун можуть бути отримані змішуванням гарячих еквімолярних водних розчинів сульфатів відповідних металів, при охолодженні таких розчинів з них кристалізуються галун.
Подвійними називають солі, утворені двома різними катіонами з одним і тим же аніоном. Наприклад, при упарюванні водного розчину, що містить 1 моль сульфату амонію (NH4) 2 SO4 і 1 моль сульфату заліза (III) Fe2 (SO4) 3. виділяється не суміш цих солей, а однорідні кристали «железоаммонийні квасцов» - амонію-заліза (III) сульфату додекагідрат. мають характерну октаедричні форму:
Подвійні солі можна розглядати як комплексні сполуки, що існують тільки в кристалічному стані. При розчиненні в воді вони повністю розпадаються на іони. Так, галун диссоциируют на катіони амонію NH4 + і гексаакважелеза [Fe (Н2 О) 6] 3+. сульфат-іони SО4 2- і молекули води:
Тому хімічну поведінку водних розчинів подвійних солей не відрізняється від поведінки складових їх звичайних солей.
Галун добре розчиняються у воді, їх водні розчини мають терпкий кислуватий смак і кислу реакцію через гідролізу, наприклад:
При нагріванні галун спочатку плавляться в міститься в них воді, а потім цю воду втрачають, утворюючи безводні солі. Подальше нагрівання перетворює в суміш оксидів металів.
Железоаммонийні галун - кристалогідрат сульфату жезлеза-амонію NH4 Fe (SO4) 2 * 12H2 O.
Застосовують у вигляді 0,5-1,0% -го водного розчину для полоскань, промивань і т.п. Завдяки тому, що солі трёхввалентних металів викликають денатурацію білків, їх стали застосовувати в медицині як в'яжучий, припікаючу і кровоспинну засіб ( «квасцовий олівець»).
Також галун використовують для отримання неспаленої паперу, шляхом просочуючи проклеєною паперу насиченим водним розчином квасцов і висушування її потім на повітрі.
Галун застосовують в приготуванні порошків і паст для очищення срібних і золотих прикрас, в які також входять хлорид амонію (NH4 Cl), ляпіс (AgNO3), тіосульфат натрію (Na2 S2 O3), винний камінь (гідротартарат калію); в приготуванні фотографічних емульсій на желатиновій основі; як дубильними засіб в шкіряної промисловості; в якості протрави при фарбуванні шерстяних і бавовняних тканин; як коагулят при очищенні води; виготовленні вогнестійких тканин; реагент для виявлення SCN -. PO4 3. AsO4 3- і ін.
4. Синтез железоаммонийні квасцов
Железоаммонийні галун можна отримати за методикою, розробленою на наступних реакціях:
У фарфоровій чашці розчиняють 4 г FeSO4 * 7H2 O (техн.) В 8 мл гарячої води і фільтрують через подвійний фільтр. До фільтрату додають 0,5 мл H2 SO4 (пл. 1,84, С = 96%), підігрівають до 30-35 ° С і повільно доливають (під тягою!) 0,5-0,7 мл HNO3 (техн. Пл . 1,38, С = 63%). Розчин стає темно-бурим, а в кінці реакції набуває червонувато-коричневого забарвлення.
Далі розчин упарюють на водяній бані при 80 ° С до утворення сиропу стану (для видалення HNO3 і оксидів азоту), додають 8 мл води і знову випарюють до появи кристалічної плівки. До отриманого насиченого розчину Fe2 (SO4) 3 доливають 3 мл води і гарячий відфільтрований розчин 0,65 г (NH4) 2 SO4 (техн.) В 1,6 мл води і 0,1-3 мл H2 SO4 (пл. 1, 84, С = 96%). Суміш ретельно перемішують скляною паличкою, повільно охолоджують до 0 ° С і випали кристали відсмоктують на воронці Бюхнера. Вихід 4,8 - 5 м
Для очищення від Cl - і NO3 - сіль розчиняють в 4 - 4,5 мл теплої води, злегка підкисленою H2 SO4. і охолоджують до 0 ° С. Кристали відсмоктують на воронці Бюхнера і сушать нетривалий час на пергаменті при кімнатній температурі.
Вихід 4 г (80%). Отриманий препарат зазвичай відповідає реактиву кваліфікації х. ч.
Безбарвні октаедричні кристали, але зазвичай препарат має світло-аметистову забарвлення. При стоянні на повітрі кристали стають світло-коричневими, при нагріванні до 33 ° С забарвлюються в коричневий колір. При 150 ° С реактив втрачає 11,5 молекул H2 O, при 750 ° С повністю зневоднюється.
Щільність 1,17 г / см 3
Температура плавлення Тпл. = 39-41 ° С
Температура розкладання Tр. = 230 ° C
У спиртах розчиняється.
Показник заломлення: 1,4854 (20 ° C)
9. Список використаної літератури
1. Ангелів І.І. Карякін Ю.В. Чисті хімічні речовини. Видання IV, перероблене і доповнене. Видавництво «Хімія», М. 1974р.
2. Бусєв А.І. Єфімов І.П. Визначення, поняття, терміни в хімії. Посібник для учнів. Вид. 2-е, перераб. М. «Просвещение», 1977.
3. Шкідливі хімічні речовини. Неорганічні сполуки V-VIII груп. Справ. вид. / За ред. В.А. Филова і ін. - Л. "Хімія", 1989.
4. Некрасов Б.В. Основи загальної хімії. Т. 1, ІДЗ. 3-е, испр. і доп. М. Вид-во «Хімія», 1973р. 656 с .; 160 табл .; 391 рис.
5. Некрасов Б.В. Основи загальної хімії. Т. 2, ІДЗ. 3-е, испр. і доп. М. Вид-во «Хімія», 1973р. 688 с .; 270 табл .; 426 рис.
6. Хімічний енциклопедичний словник. Гл. ред. І Я. Кнунянц - М. Сов. енциклопедія, 1983 - 792с.