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-0532 Бондина Е.В. Руководитель доцент кафедры неорганической химии Мохов А.И. Кемерово 2006 Содержание Введение 1. Железо 4 2.

Химические свойства железа, его основные соединения 1.Основные соединения железа 2.Основные соединения железа 3. Квасцы 4. Синтез железоаммонийных квасцов 5. Физические свойства NH4FeSO4212H2O 6. Качественные реакции 7. Расчты 8. Вывод 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 трх- и одновалентных металлов общей формулы M2SO4M32SO4324H2O часто записывается как MM3SO4212H2O, где M один из щелочных металлов литий, натрий, калий, рубидий или цезий, а

M3 один из трехвалентных металлов обычно алюминий, хром или железоIII. 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 идт 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 FeOOHnH2O лимонит около 62

Fe Сидерит FeCO3 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 мгл. 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 мкг100г. 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 55,56. 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 150-200о 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 Fe3O4Fe2O3FeO 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 H Fe H2SO4разб. FeSO4 H В концентрированных кислотах окислителях железо растворяется только при нагревании 2Fe 6H2SO4конц. Fe2SO43 3SO 6H2O Fe 6HNO3конц. FeNO33 3NO 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

FeII и соединения FeIII. 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 FeSO47H2O 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 FeOH2 белый осадок, который на воздухе вследствие окисления быстро принимает зеленоватую, а затем бурую окраску, переходя в FeOH3. Его можно получить действием щлочи 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

FeHCO32. В виде этой соли железо содержится в природных железных водах. Нитрат железа FeNO33 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 Fe2SO43 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 Fe2SO43 очень гигроскопичные, расплывающиеся на воздухе белые кристаллы. Образуют кристаллогидрат FeSO439H2O 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 NH4FeSO42H2O хорошо растворимые в воде светло-фиолетовые кристаллы. Гидроксид железа III FeOH3, более слабое основание, чем FeOH2. 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 CO 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 трх- и одновалентных металлов общей формулы M2SO4M32SO4324H2O часто записывается как

MM3SO4212H2O, где M один из щелочных металлов литий, натрий, калий, рубидий или цезий, а M3 один из трехвалентных металлов обычно алюминий, хром или железоIII. 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 NH42SO4 и 1 моль сульфата железаIII Fe2SO43, 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 FeН2О63, сульфат-ионы SО42 и молекулы воды NH4FeSO4212H2O NH4 FeН2О63 2SO42 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

АlН2О63 Н2О АlН2О5ОН2 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 NH4FeSO42 12H2O . Применяют в виде 0,5-1,0-го водного раствора для полосканий, промываний и т.п. Благодаря тому, что соли трхввалентных 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 , PO43 , AsO43 и др. 4. Синтез железоаммонийных квасцов NH4FeSO4212H2O Приготовление Железоаммонийные квасцы можно получить по методике, основанной на следующих

реакциях 6FeSO4 2HNO3 4H2SO4 3Fe2SO43 2NO 4H2O Fe2SO43 NH42SO4 24H2O 2NH4FeSO4212H2O В фарфоровой чашке растворяют 4 г FeSO47H2O 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 30-35С 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 80С до сиропообразного состояния для удаления HNO3 и окислов азота, добавляют 8 мл воды и снова упаривают до появления кристаллической пленки. К полученному насыщенному раствору Fe2SO43 приливают 3 мл воды и горячий отфильтрованный раствор 0,65 г NH42SO4 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 0С. 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 NH4FeSO4212H2O 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 150С реактив теряет 11,5 молекул H2O, при 750 С полностью обезвоживается. М 482,20 гмоль Плотность ,17 гсм3 Температура плавления Тпл. 39-41С

Температура разложения Tр. 230C Растворимость вода L25C 124 г100г H2O вода L100C 400 г100г H2O В спиртах не растворяется. Показатель преломления 1,4854 20C 6. Качественные реакции Обнаружение иона аммония. Обычно к предполагаемому раствору добавляют щлочь и нагревают. Если ион аммония присутствует, то при повышении температуры начнт выделяться аммиак.

Это легко можно определить по характерному запаху. NH4 OH- NH H2O Обнаружение сульфат-иона. Реагентом на сульфат-ион является катион бария Ba2. При его взаимодействии с анионом SO42- выпадает белый осадок. Ba2 SO42- BaSO 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 FeCNS3. Fe3 3KCNS FeCNS3 3K 7. Расчты Согласно синтезу, приведнному 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, приведнные

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.