Реферат: Железоаммонийные квасцы



Министерство образования и науки РФ ГОУ ВГУ

Кемеровский государственный университет

Химический факультет

Кафедра неорганической химии

Курсовая работа

Железоаммонийные квасцы

Исполнитель:

студент группы Х-053(2)

Бондина Е.В.

Руководитель:

доцент кафедры неорганической

химии Мохов А.И.

Кемерово 2006

Содержание

Введение 3

1. Железо 4

2. Химические свойства железа, его основные соединения 6

2.1.Основные соединения железа (II) 7

2.2.Основные соединения железа (III) 8

3. Квасцы 9

4. Синтез железоаммонийных квасцов 11

5. Физические свойства NH₄Fe(SO₄)₂*12H₂O 12

6. Качественные реакции 13

7. Расчёты 14

8. Вывод 15

9. Список использованной литературы 16

Введение

Целью моей курсовой работы является синтез железоаммонийных квасцов. Подтвердить их получение можно с помощью качественных реакций.

Квасцы — двойные соли, кристаллогидраты сульфатов трёх- и одновалентных металлов общей формулы M⁺₂SO₄·M³⁺₂(SO₄)₃·24H₂O (часто записывается как M⁺M³⁺(SO₄)₂·12H₂O), где M⁺ — один из щелочных металлов (литий, натрий, калий, рубидий или цезий), а M³⁺ — один из трехвалентных металлов (обычно алюминий, хром или железо(III)). Ион аммония (NH₄⁺) может также выступать в роли M⁺.

Квасцы могут быть получены смешением горячих эквимолярных водных растворов сульфатов соответствующих металлов, при охлаждении таких растворов из них кристаллизуются квасцы.

Раньше этот термин относился только к алюмокалиевым квасцам. Их получали из природных минералов, из которых наиболее пригодным для этого был алунит. Природный алунит обычно находили в виде бесцветных кристаллов, которые римляне называли словом alumen (родительный падеж от aluminis). От этого слова произошло и современное название элемента алюминия. Полученные из алунита квасцы имели сладковато-кислый вяжущий вкус, откуда идёт их название в славянских языках; например, кислота по-польски – kwas; отсюда и русское слово «закваска» - вещество, вызывающее кислое брожение.

Ко времени возникновения химии практические познания людей уже были и велики и многообразны: умели плавить металлы и стекла, даже окрашенные, похожие на драгоценные камни; изготовлять мыло; во все цвета красить ткани, применяя квасцы и железный купорос в качестве закрепителя; знали много лекарств как природных, так и искусственных; умели использовать процессы брожения, приготовляя хлеб, вино.

1. Железо

Железо – самый распространенный после алюминия металл на земном шаре; оно составляет около 5% земной коры. Встречается железо в виде различных соединений: оксидов, сульфидов, силикатов. В свободном виде железо находят в метеоритах, изредка встречается самородное железо (феррит) в земной коре как продукт застывания магмы. Железо входит в состав многих минералов, из которых слагаются месторождения железных руд.

Основные рудные минералы железа:

Гематит (железный блеск, красный железняк) – Fe₂O₃ (до 70% Fe);

Магнетит (магнитный железняк) – Fe₃O₄ (до 72,4% Fe);

Гетит – FeOOH

Гидрогетит – FeOOH*nH₂O (лимонит) – (около 62% Fe);

Сидерит – Fe(CO₃) (около 48,2% Fe);

Пирит – FeS₂

Месторождения железных руд образуются в различных геологических условиях; с этим связано разнообразие состава руд и условий их залегания. Железные руды разделяются на следующие промышленные типы:

Бурые железняки – руды водной окиси железа (главный минерал – гидрогетит), 30-55% железа.

Красные железняки, или гематитовые руды (главный минерал – гематит, иногда с магнетитом), 51-66% железа.

Магнитные железняки (главный минерал – магнетит), 50-65% железа.

Сидеритовые или карбонатные осадочные руды, 30-35% железа.

Силикатные осадочные железные руды, 25-40% железа.

Большие запасы железных руд находятся на Урале, где целые горы (например Магнитная, Качканар, Высокая и др.) образованы магнитным железняком. Большие залежи железных руд имеются вблизи Курска, на Кольском полуострове, в Западной и Восточной Сибири, на дальнем Востоке, на Украине.

Железо является также одним из наиболее распространенных элементов в природных водах, где среднее содержание его колеблется в интервале 0,01-26 мг/л. Животные организмы и растения аккумулируют железо. Активно аккумулируют железо некоторые виды водорослей, бактерии.

В теле человека содержание железа колеблется от 4 до 7г (в тканях, крови, внутренних органах). Железо поступает в организм с пищей. Суточная потребность взрослого человека в железе составляет 11-30мг. В основных пищевых продуктах содержится следующее количество железа (в мкг/100г.):

Рыба – 1000

Мясо – 3000

Хлеб – 4000

Молоко – 70

Картофель, овощи, фрукты – от 600 до 900

2. Химические свойства железа, его основные соединения

Железо – элемент VIII группы периодической системы. Атомный номер 26, атомный вес 55,85 (56). Конфигурация внешних электронов атома 3d⁶4s².

  По химическим свойствам железо как переходный элемент близок к соседним элементам той же группы периодической системы – никелю и кобальту. В соединениях железо чаще 2-х и 3-х валентно, но известны также валентности 1, 4 и 6.

Для высших валентных состояний железа характерны кислотные свойства. Железо, особенно 3-х валентное, склонно к комплексообразованию. В химическом отношении железо – металл средней активности. В сухом воздухе при нагревании до 150-200^о на поверхности компактного железа образуется тонкая защитная оксидная пленка, предохраняющая его от дальнейшего окисления.

Во влажном воздухе железо быстро ржавеет, т.е. покрывается бурым налетом гидратированного оксида железа, который вследствие своей рыхлости не защищает железо от дальнейшего окисления. В воде железо интенсивно корродирует. При обильном доступе кислорода при этом образуются гидратные формы оксида железа.

При недостатке кислорода или при его затрудненном доступе образуется смешанный оксид Fe₃O₄(Fe2O3*FeO):

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

Fe₃O₄ служит материалом для изготовления анодов в ряде электрохимических производств.

Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

 

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂­

Fe + H₂SO₄(разб.) = FeSO₄ + H₂­

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании:

 

2Fe + 6H₂SO₄(конц.)  Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃(конц.)  Fe(NO₃)₃ + 3NO₂­+ 3H₂O

Однако в серной кислоте, концентрация которой близка к 100%, железо становится пассивным и взаимодействие практически не происходит.

Для железа характерны два ряда соединений: соединения Fe(II) и соединения Fe(III). Первые отвечают оксиду железа (II), или закиси железа FeO; вторые – оксиду железа (III), или окиси железа Fe₂O₃.

Кроме того, известны соли несуществующей железной кислоты H₂FeO₄, в которой степень окисления железа +6.

2.1.Основные соединения железа (II)

Железный купорос – FeSO4*7H2O – светло-зеленые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Применяется для борьбы с вредителями растений, в производстве чернил и минеральных красок, при крашении тканей, для очистки сточных вод от цианидов. Получают путем растворения обрезков стали в 20-30%-ной серной кислоте.

Гидроксид железа (II) – Fe(OH)₂ – белый осадок, который на воздухе вследствие окисления быстро принимает зеленоватую, а затем бурую окраску, переходя в Fe(OH)₃. Его можно получить действием щёлочи на железный купорос. Применяют в качестве пигментов.

Оксид железа FeO, черный, легко окисляющийся порошок. Оксиды железа обычно получают при действии водяного пара на раскаленное железо. Природные оксиды железа служат основным сырьем для получения металлического железа (его сплавов).

Карбонат железа FeCO₃. При действии воды, содержащей CO₂, карбонат железа, подобно карбонату кальция, частично переходит в более растворимую кислую соль Fe(HCO₃)₂. В виде этой соли железо содержится в природных железных водах.

Нитрат железа Fe(NO₃)₃ получается при действии на железо азотной кислоты. Применяется как протрава при крашении хлопчатобумажных тканей и как утяжелитель шелка.

Соли железа (II) легко могут быть переведены в соли железа (III) действием различных окислителей, например: HNO₃, KMnO₄, Cl₂ и др.

5FeCl₂ + KMnO₄ + 8HCl = FeCl₃ + MnCl₂ + KCl + 4H₂O

2FeSO₄ + Cl₂ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 2HCl

2.2.Основные соединения железа (III)

Хлорид железа FeCl₃ – темно-коричневые с зеленым отливом кристаллы. Сильно гигроскопичное вещество, образуется при нагревании железа с хлором, хлорированием FeCl₂. Применяется как коагулянт при очистке воды, как протрава при крашении тканей, как катализатор в органическом синтезе.

Сульфат железа Fe₂(SO₄)₃ – очень гигроскопичные, расплывающиеся на воздухе белые кристаллы. Образуют кристаллогидрат Fe(SO₄)3*9H2O (желтые кристаллы). В водных растворах сульфат железа (III) сильно гидролизован. Получают растворением оксида Fe₂O₃ в серной кислоте. Применяется как коагулянт при очистке воды, для травления металлов, используется при получении меди.

Железо-аммонийные квасцы (NH₄)Fe(SO₄)2*H2O – хорошо растворимые в воде светло-фиолетовые кристаллы.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃, более слабое основание, чем Fe(OH)₂.

Fe₂O₃ и его производные (ферриты) используют в радиоэлектронике как магнитные материалы, в том числе как активные вещества магнитофонных лент.

Ферриты – вещества, образованные при сплавлении оксида железа (III) с карбонатами натрия или калия – соли не полученной в свободном состоянии железистой кислоты HFeO₂, например феррит натрия NaFeO₂:

Na₂CO₃ + Fe₂O₃ = 2NaFeO₂ + CO₂

В технике ферритами или ферритными материалами называют продукты спекания порошков Fe₂O₃ и оксидов некоторых двухвалентных металлов, например, Ni, Zn, Mn.

3. Квасцы

Квасцы — двойные соли, кристаллогидраты сульфатов трёх- и одновалентных металлов общей формулы M⁺₂SO₄·M³⁺₂(SO₄)₃·24H₂O (часто записывается как M⁺M³⁺(SO₄)₂·12H₂O), где M⁺ — один из щелочных металлов (литий, натрий, калий, рубидий или цезий), а M³⁺ — один из трехвалентных металлов (обычно алюминий, хром или железо(III)). Ион аммония (NH₄⁺) может также выступать в роли M⁺.

Квасцы могут быть получены смешением горячих эквимолярных водных растворов сульфатов соответствующих металлов, при охлаждении таких растворов из них кристаллизуются квасцы.

Двойными называют соли, образованные двумя разными катионами с одним и тем же анионом. Например, при упаривании водного раствора, содержащего 1 моль сульфата аммония (NH₄)₂SO₄ и 1 моль сульфата железа(III) Fe₂(SO₄)₃, выделяется не смесь этих солей, а однородные кристаллы «железоаммонийных квасцов» – аммония-железа (III) сульфата додекагидрата , имеющие характерную октаэдрическую форму:

Двойные соли можно рассматривать как комплексные соединения, существующие только в кристаллическом состоянии. При растворении в воде они полностью распадаются на ионы. Так, квасцы диссоциируют на катионы аммония NH₄⁺ и гексаакважелеза [Fe(Н₂О)₆]³⁺, сульфат-ионы SО₄^2– и молекулы воды:

NH₄Fe(SO₄)₂*12H₂O = NH₄⁺ + [Fe(Н₂О)₆]³⁺ + 2SO₄^2– + 6H₂O

Поэтому химическое поведение водных растворов двойных солей не отличается от поведения составляющих их обычных солей.

Квасцы хорошо растворяются в воде, их водные растворы имеют вяжущий кисловатый вкус и кислую реакцию из-за гидролиза, например:

[Аl(Н₂О)₆]³⁺ + Н₂О [Аl(Н₂О)₅(ОН)]²⁺ + Н₃О⁺.

При нагревании квасцы сначала плавятся в содержащейся в них воде, а затем эту воду теряют, образуя безводные соли. Дальнейшее нагревание превращает в смесь оксидов металлов.

Железоаммонийные квасцы - кристаллогидрат сульфата жезлеза-аммония NH₄Fe(SO₄)₂ *12H₂O .

Применяют в виде 0,5-1,0%-го водного раствора для полосканий, промываний и т.п. Благодаря тому, что соли трёхввалентных металлов вызывают денатурацию белков, их стали применять в медицине как вяжущее, прижигающее и кровеостанавливающее средство («квасцовый карандаш»).

Также квасцы используют для получения несгораемой бумаги, путем пропитывая проклеенной бумаги насыщенным водным раствором квасцов и высушивания ее потом на воздухе.

Квасцы применяют в приготовлении порошков и паст для очистки серебряных и золотых украшений, в которые также входят хлорид аммония (NH₄Cl), ляпис (AgNO₃), тиосульфат натрия (Na₂S₂O₃), винный камень (гидротартарат калия); в приготовлении фотографических эмульсий на желатиновой основе; как дубящее средство в кожевенной промышленности; в качестве протравы при крашении шерстяных и хлопчатобумажных тканей; как коагулят при очистке воды; изготовлении огнестойких тканей; реагент для обнаружения SCN^–, PO₄^3–, AsO₄^3– и др.

4. Синтез железоаммонийных квасцов

NH₄Fe(SO₄)₂·12H₂O

Приготовление

Железоаммонийные квасцы можно получить по методике, основанной на следующих реакциях:

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 4H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO₂ + 4H₂O

Fe₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂SO₄ + 24H₂O = 2NH₄Fe(SO₄)₂*12H₂O

В фарфоровой чашке растворяют 4 г FeSO₄*7H₂O (техн.) в 8 мл горячей воды и фильтруют через двойной фильтр. К фильтрату добавляют 0,5 мл H₂SO₄ (пл. 1,84, С = 96%), подогревают до 30-35°С и медленно приливают (под тягой!) 0,5-0,7 мл HNO₃ (техн., пл. 1,38, С = 63%). Раствор становится темно-бурым, а в конце реакции приобретает красновато-коричневую окраску.

Далее раствор упаривают на водяной бане при 80°С до сиропообразного состояния (для удаления HNO₃ и окислов азота), добавляют 8 мл воды и снова упаривают до появления кристаллической пленки. К полученному насыщенному раствору Fe₂(SO₄)₃ приливают 3 мл воды и горячий отфильтрованный раствор 0,65 г (NH₄)₂SO₄ (техн.) в 1,6 мл воды и 0,1-3 мл H₂SO₄ (пл. 1,84, С = 96%). Смесь тщательно перемешивают стеклянной палочкой, медленно охлаждают до 0 °С и выпавшие кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера. Выход 4,8 - 5 г.

Для очистки от Cl^- и NO₃^- соль растворяют в 4 – 4,5 мл теплой воды, слегка подкисленной H₂SO₄, и охлаждают до 0°С. Кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат непродолжительное время на пергаменте при комнатной температуре.

Выход 4 г (80%). Полученный препарат обычно соответствует реактиву квалификации х. ч.

5. Физические свойства NH₄Fe(SO₄)₂*12H₂O

Бесцветные октаэдрические кристаллы, но обычно препарат имеет светло-аметистовую окраску. При стоянии на воздухе кристаллы становятся светло-коричневыми, при нагревании до 33 °С окрашиваются в коричневый цвет.. При 150°С реактив теряет 11,5 молекул H₂O, при 750 °С полностью обезвоживается.

М = 482,20 (г/моль)

Плотность 1,17 г/см³

Температура плавления Т_пл. = 39-41°С

Температура разложения T_р. = 230°C

Растворимость:

вода: L_(25°C) = 124 (г/100г H₂O)

вода: L_(100°C) = 400 (г/100г H₂O)

В спиртах не растворяется.

Показатель преломления: 1,4854 (20°C)

6. Качественные реакции

Обнаружение иона аммония. Обычно к предполагаемому раствору добавляют щёлочь и нагревают. Если ион аммония присутствует, то при повышении температуры начнёт выделяться аммиак. Это легко можно определить по характерному запаху.

NH₄⁺ + OH^- = NH₃ + H₂O

Обнаружение сульфат-иона. Реагентом на сульфат-ион является катион бария Ba²⁺. При его взаимодействии с анионом SO₄^2- выпадает белый осадок.

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

Обнаружение иона железа Fe³⁺. Характерной реакцией, отличающей соли железа (III) от солей железа (II), служит действие роданида калия KCNS (или роданида аммония) – появляется кроваво-красная окраска роданида железа (III) – Fe(CNS)₃.

Fe³⁺ + 3KCNS = Fe(CNS)₃ + 3K⁺

7. Расчёты

Согласно синтезу, приведённому в разделе 4, теоретический выход продукта (железоаммонийных квасцов) равен _теор.= 4г.

Практический выход равен _{практич.} = 3,2г.

Абсолютная ошибка рассчитывается по формуле:

= _теор. - _{практич.}

= 4 – 3,2 = 0,8 (г.)

Относительную ошибку можно рассчитать по следующей формуле:

=

= = 0,2

8. Вывод

Теоретический выход продукта составляет 4г. Практический – 3,2г. Относительная ошибка составляет 20%.

Вероятнее всего, эта ошибка возникла по причине того, что будучи хорошо растворимыми, квасцы не успели кристаллизоваться на фильтровальной бумаге во время фильтрации на воронке Бюхнера. А также вещество могло улетучиться во время просушивания в сушильном шкафу.

Тот факт, что я получила именно железоаммонийные квасцы, подтверждают качественные реакции, приведённые в пункте 6.

9. Список использованной литературы

1. Ангелов И.И., Карякин Ю.В. Чистые химические вещества. Издание IV, переработанное и дополненное. Издательство «Химия», М.: 1974г.

2. Бусев А.И., Ефимов И.П. Определения, понятия, термины в химии. Пособие для учащихся. Изд. 2-е, перераб. М., «Просвещение», 1977.

3. Вредные химические вещества. Неорганические соединения V-VIII групп. Справ. изд./ Под ред. В.А. Филова и др. — Л.: "Химия",1989.

4. Некрасов Б.В. Основы общей химии. Т. 1, идз. 3-е, испр. и доп. М.: Изд-во «Химия», 1973г. 656 с.; 160 табл.; 391 рис.

5. Некрасов Б.В. Основы общей химии. Т. 2, идз. 3-е, испр. и доп. М.: Изд-во «Химия», 1973г. 688 с.; 270 табл.; 426 рис.

6. Химический энциклопедический словарь. Гл. ред. И.Я. Кнунянц – М.: Сов. энциклопедия, 1983 – 792с.

7. История названия некоторых веществ. И.А. Леенсон, стр. 56 // Химия и жизнь. XXI век, №3, 2004г.