Размещено на http://www.allbest.ru/

12

Размещено на http://www.allbest.ru/

Курсовая работа

по неорганической химии

Синтез карбоната гидроксомеди (II)

Выполнил: Шимин А.С.

Гр. XT-08-2

Москва 2009

Содержание

Цель работы

1. Литературный обзор по теме «Реакции термического разложения в неорганической химии»

1.1 Реакции термического разложения

1.2 Разложение нитратов

1.3 Разложение хлоратов

1.4 Разложение карбонатов

1.5 Разложение нерастворимых в воде оснований

1.6 Разложение оксидов

2. Экспериментальная часть

2.1 Синтез гидроксокарбонатамеди (II) (CuOH2)CO3

2.2 Расчет и материальный баланс

Используемая литература

Цель работы

Выбранная мною тема интересна для меня главным образом своей многогранностью, так как совмещает в себе очень интересные как практические, так и теоретические факты. Реакции термического разложения неорганических веществ являются одним из основных источников развития пиротехники, а так же незаменимым элементом многих синтетических производств. Кажущаяся изначально простота темы скрывает в себе много вопросов, при изучении которых я не только познал новое, но и сделал некоторые выводы. Основной задачей для меня являлся сбор информации по теме, нахождение интересных фактов, ну и конечно приобретение новых знаний.

1.Литературный обзор по теме «Реакции термического разложения в неорганической химии»

1.1 Реакции термического разложения в неорганической химии

Все мы видели школьный опыт под названием «Вулкан», который каждый раз делали старшеклассники на химических вечерах, многие из нас помнят отрывок из старого советского фильма «Неуловимые мстители», в котором аптекарь комично начинял бильярдные шары бертолетовой солью, взрывающейся при ударе. Эти, казалось бы, разные явления имеют общее начало - все они не что иное, как реакции термического разложения. В первом случае имеет место реакция разложения бихромата аммония:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = 2N₂/+ Cr₂O₃ + 4H₂O + Q (выделяется энергия света и теплота);

во втором случае реакция разложения хлората калия:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂^

(200 °C, в присутствии MnO2, Fe2O3, CuO и др.)

Без катализаторов эта реакция идет с промежуточным образованием перхлората калия:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C)

который потом разлагается:

KClO4 = KCl + 2O2^ (550--620 °C)

Данные процессы возникают благодаря относительно слабой устойчивости реагентов, что приводит, при повышении температуры (а значит и повышению энтропийного фактора в уравнении G=H - TS) к их разложению с выделением теплоты, что свидетельствует об уменьшении внутренней энергии системы веществ-продуктов. Данный факт и является основополагающим фактором протекания реакций термического разложения.

Реакции термического разложения, как и все химические реакции бывают эндотермическими:

N₂+ O₂=2NO^ - 180кДж

CaCO3= CO2^+CaO - 160кДж;

и экзотермическими:

2 H₂О(ж) + 572 кДж = 2 H₂(г) + O₂(г).

Их различие состоит в разнице между внутренними энергиями продуктов и реагентов. Если энтальпия реакции меньше нуля, значит реакция идет с выделением теплоты, если больше - с поглощением теплоты. Рассмотрим несколько примеров веществ, разлагающихся при нагревании.

1.2 Разложение нитратов

Нитраты разлагаются в зависимости от катиона соли. Первую группу составляют нитраты щелочных металлов, которые при нагревании разлагаются на нитриты и кислород:

2КNО3 = 2КNО2 + О2^

Вторую группу составляет большинство нитратов (от щелочноземельных металлов до меди включительно), разлагающихся на оксид металла, NО2 и кислород:

Третью группу составляют нитраты наиболее тяжелых металлов (АgNО3 и Нg(NО3)2), разлагающиеся до свободного металла, NО2 и кислорода:

Hg(NО3)2 = Нg + 2NО2^ + О2^,

Четвертую «группу» составляет нитрат аммония. Термическое разложение нитрата аммония может происходить по разному, в зависимости от температуры:

1. Температура ниже 270°С:

o NH₄NO₃ > N₂O^ + 2H₂O.

2. Температура выше 270°С, или детонация:

2NH₄NO₃ > 2N₂^ + O₂^ + 4H₂O.

Убедимся в присутствии кислорода с помощью тлеющего уголька: он должен вспыхнуть в присутствии кислорода.

Особенно эффектно выглядит реакция кислорода с серой, однако такой эксперимент требует особых мер пожарной безопасности, так как горение серы в кислороде происходит с выделением большого количества теплоты. Настолько большого, что стеклянная пробирка расплавится. Поэтому придется подставить противопожарную чашку с песком под пробирку, в которой идет реакция.

Опыт показывает нам, что при термическом разложении нитратов выделяется кислород.

Наиболее широко в промышленности и горном деле применяются смеси аммиачной селитры с различными видами углеводородных горючих материалов, других взрывчатых веществ, а также многокомпонентные смеси:

· составы типа аммиачная селитра/дизельное топливо (АСДТ)

· жидкая смесь аммиачная селитра/гидразин (Астролит)

· водонаполненные промышленные взрывчатые вещества (Акванал, Акванит и др.)

· смеси с другими взрывчатыми веществами (Аммонит, Детонит и др.)

Взрывчатые веществам -- химические соединения или их смеси, способные в результате определённых внешних воздействий или внутренних процессов взрываться, выделяя тепло и образуя сильно нагретые газы. Процесс, который происходит в таком веществе, называется детонацией. Традиционно к взрывчатым веществам также относят соединения и смеси, которые не детонируют, а горят с определенной скоростью (метательные пороха, пиротехнические составы).

Нитраты издавна использовались человеком в военных целях, так как входили в состав пороха (черный порох), который сначала использовался как взрывчатка, а позже уже стал применяться в создании огнестрельного оружия.

1.3 Разложение хлоратов

Хлорамты -- группа химических соединений, соли хлорноватой кислоты HClO3. Хлорат анион имеет структуру тригональной пирамиды (dСl--О = 0,1452-0,1507 нм, угол ОСlО = 106°). Анион СlО3- не образует ковалентных связей через атом О и не склонен образовывать координационные связи. Обычно кристаллические вещества, растворимые в воде и некоторых полярных органических растворителях. В твердом состоянии при комнатной температуре довольно стабильны. При нагреве или в присутствии катализатора разлагаются с выделением кислорода. С горючими веществами могут образовывать взрывчатые смеси.

Xлораты являются сильными окислителями как в раствoре, так и в твердом состоянии: смеси безводных хлоратов с серой, углем и другими восстановителями, взрываются при быстром нагревании и ударе. Хотя хлор в хлоратах находится не в высшей степени окисления, окислить его до в водном растворе удается только электрохимически или под действием XeF2. Xлораты металлов переменной валентности обычно неустойчивы и склонны к взрывному распаду. Все хлораты щелочных металлов разлагаются с выделением большого количества тепла на МеСl и О2, с промежуточным образованием перхлоратов. Разложение хлоратов при нагревании рассмотрим на примере хлората калия:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂^ (200 °C, в присутствии MnO2, Fe2O3, CuO и др.)

Без катализаторов эта реакция идет с промежуточным образованием перхлората калия:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C)

который потом разлагается:

KClO4 = KCl + 2O2^ (550--620 °C)

Нужно отметить то, что хлораты калия с восстановителями (фосфором, серой, органическими соединениями) взрывчаты и чувствительны к трению и ударам, чувствительность повышается в присутствии броматов и солей аммония. Из-за высокой чувствительности составов с бертолетовой солью, они практически не применяются для производства промышленных и военных взрывчатых веществ.

Иногда эта смесь используется в пиротехнике как источник хлора для цветнопламенных составов, входит в состав горючего вещества спичечной головки, и крайне редко в качестве инициирующих взрывчатых веществ (хлоратный порох - "сосис", детонирующий шнур, терочный состав ручных гранат вермахта).

1.4 Разложение карбонатов

Карбонаты - соли угольной кислоты, имеют состав Мех(СО3) у. Все карбонаты разлагаются при нагревании с образованием оксида металла и углекислого газа:

Na2CO3 > Na2O + CO2^ (при 1000 ?С)

МgCO3 > MgO + CO2^ (при 650 ?С)

Можно так же отметить кислые соли уголной кислоты, которые распадаются на оксид металла, воду и углекислый газ. Гидрокарбонат аммония же распадается уже при t 60 °C быстро распадается на NH3, CO2 и H2O, в пищевой промышленности он классифицируется как эмульгатор.

На процессе разложения, связанном с выделением газов, основано применение карбоната аммония вместо дрожжей в хлебопечении и кондитерской промышленности (пищевая добавка Е503).

1.5 Разложение нерастворимых в воде оснований

Гидроксиды металлов, нерастворимые в воде легко высушить а после нагреть. Вещество распадется на оксид металла и воду, так при разложении Cu(OH)2 , который в воде имеет ярко-синюю творожистую структуру, мы можем наблюдать почернение раствора, говорящее нам об образовании оксида меди (II).

1.6 Разложение оксидов

Разложение оксидов можно рассмотреть на примере с водой. Разложение воды происходит при очень высоких температурах( порядка 3000°C):

2 H₂О(ж) + 572 кДж = 2 H₂(г) + O₂(г);

Данная реакция проходит в электрической дуге, где как раз сохраняется нужная температура. По данному примеру можно сказать о высокой устойчивости оксидов, разложение которых может являться очень трудоемким и энергозатратным процессом.

2. Пратическая часть

2.1 Синтез гидроксокарбоната меди

Методика (Табунченко В.Н., Голубовская Л.П., Фёдорова Э.П., Голощанова И.С. «Руководство к практическим занятиям по синтезу неорганических соединений»-1984 г.)

Исходные вещества: 22,5 г CuSO₄*5H₂O - кристаллогидрат сульфата меди

18,14 г NaHCO₃ - гидрокарбонат натрия

Оборудование: весы, сушильный шкаф, эксикатор, штатив с набором приспособлений (муфта, кольцо, асбестовая сетка) , газовая горелка, ступка с пестиком, воронка Бюхнера, химические стаканы на 200 мл (2 шт.), стеклянная палочка, часовое стекло, набор пробирок со штативом, фильтровальная бумага.

Ход работы: в фарфоровой ступке смешиваю расчетное количество тонкостертой сухой соли CuSO₄*5H₂O с NaHCO₃. В химическом стакане нагреваю до кипения воду. Смесь всыпаю небольшими порциями в кипящую воду и быстро перемешиваю. При этом наблюдается вспенивание, если смесь не мешать, то произойдет нежелательное образование черного осадка оксида меди (II). Содержимое стакана кипятят 10-15 минут для удаления из раствора CO₂. В результате реакции образуется гидроксокарбонат меди:

2CuSO₄ + 4NaHCO₃>(CuOH)₂*СО₃v + 2Na₂SO₄ + 3CO₂^ + H₂O.

Осадку даю отстояться, затем промываю декантацией горячей водой, отмывая от иона SO₄^2-; затем делаю пробу на полноту промывания (качественная реакция с BaCl₂).

Основную соль отсасываю на воронке Бюхнера и сушу между листами фильтровальной бумаги, а затем высушиваю при 80-100⁰С до постоянного веса.

Данная методика была выбрана мною ввиду простоты проведения и доступности реагентов (сырья) для получения продукта. Существует несколько похожих друг на друга методик получения малахита, различающихся главным образом количеством взятого гидрокарбоната натрия, что фактически не меняет итог работы. Так же существуют различные виды промышленного синтеза малахита, нацеленные главным образом на получение минерала, пригодного для использования в ювелирном деле. Но эти способы получения не могут проводиться мною в лаборатории, так как являются технологически очень сложными, а многие полностью или частично засекреченными.

2.2 Расчет и материальный баланс

гидроксокарбонат меди термическое разложение реакция

Гидроксокарбонат меди получается в результате гидролиза и обменной реакции между CuSO₄ и NaHCO₃ по уравнению:

2CuSO₄ + 4NaHCO₃>>(CuOH)₂*СО₃ v + 2Na₂SO₄ + 3CO₂^ + H₂O.

M(CuCO₃*Cu(OH)₂)=222 г/моль

н(CuCO₃*Cu(OH)₂)=10 г : 222 г/моль=0,045 моль

M(CuSO₄*5H₂O)=250 г/моль, н(CuSO₄*5H₂O)=0,045моль*2=0,09 моль

m(CuSO₄*5H₂O)=0,09моль*250г/моль=22,5 г.

M(NaHCO₃)=84 г/моль,н(NaHCO₃)=0,045моль*4=0,18 моль

m(NaHCO₃)=0,18моль*84г/моль=15,12 г

Нам надо взять NaHCO₃ с избытком на 20% больше расчетного количества т.е. m(NaHCO₃)=15,12*1,2=18,14 г.

По прописи на 0,1 моля (25 г) CuSO₄*5H₂O надо взять 200 мл воды. Значит на 0,09 моля (22,5 г) CuSO₄*5H₂O потребуется 180 мл воды.

Вычисление относительной ошибки:

=(_теор - _прак)\_теор*100%(10-9,8)\10*100%= 2%

Причины ошибки: потеря при декантации, фильтровании, сушке, взвешивании.

Вывод

В экспериментальной работе было получено 9.8 г кристаллов зеленого цвета гидроксокарбоната меди (II), ошибка составляет 2%, выход продукта реакции составляет 98%.

По литературным данным была написана теоретическая часть курсовой и подготовлен устный доклад.

Используемая литература

1. З.Г. Васильева, А.А. Грановская, А.А. Таперова - Лабораторные работы по общей и неорганической химии.- Л:«Химия»,1986.

2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. - М: Химия, 2000.

3. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. - М: Химия,1981.

4. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической химии.

5. Н.Е.Кузьменко, В.В. Еремин, В.А. Попков - Начала химии.-М: Высшая школа, 2001.

6. Н.С. Ахметов - Общая и неорганическая химия. - М: Высшая школа, 1981.

7. Реми Г. «Курс неорганической химии» том 1. Издательство «Химия», Москва 1967 г.

Размещено на Allbest