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

Синтез железоаммонийных квасцов. в 8 мл горячей воды и фильтруют через двойной фильтр. К фильтрату доба... К полученному насыщенному раствору Fe2SO43 приливают 3 мл воды и горяч... в 1,6 мл воды и 0,1-3 мл H2SO4 пл. ч.

Физические свойства NH

NH4 OH- NH H2O Обнаружение сульфат-иона. Относительная ошибка составляет 20. Практический 3,2г. Абсолютная ошибка рассчитывается по формуле теор практич. .

Список использованной литературы

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.