Синтез амоній біхромату

Характеристика хрому: загальні відомості, історія відкриття, поширення у природі. Сполуки хрому, їх біологічна роль, токсичність і використання. Класифікація і властивості солей хрому, методика синтезу амонія дихромату; застосування вихідних речовин.

Рубрика Химия
Вид курсовая работа
Язык украинский
Дата добавления 28.11.2014
Размер файла 1,4 M

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Зміст

Вступ

1. Характеристика хрому

1.1 Історична довідка

1.2 Поширення у природі

1.3 Загальні відомості

1.4 Сполуки хрому

1.5 Використання

1.6 Біологічна роль і токсичність

2. Солі

2.1 Класифікація

2.2 Властивості солей

3. Характеристика амоній біхромату

4. Характеристика вихідних речовин

4.1 Хромовий ангідрид

4.2 Амоніак

5. Практична частина

5.1 Методика синтезу

5.2 Розрахунки

Висновки

Список літературних джерел

Вступ

Амоній дихромат, (NH4)2Cr2O7 (молекулярна маса 252,06) - помаранчево-червоні кристали моноклінної структури (Додаток 1), густиною 2,15 г/см3. Його графічна формула має вигляд:

Реактив добре розчинний у воді (26,1% при 20?С) і в етиловому спирті.

При нагріванні до 168?С, амоній дихромат розкладається (реакція супроводжується появою полум'я) з виділенням Cr2O3 у вигляді пухкого порошку:

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2^ + 4H2O^ [16].

Хром (III) оксид, Cr2O3 (хромова зелень) ? дуже твердий тугоплавкий порошок зеленого кольору, з гексагональною будовою кристалів. Температура плавлення 2435°С, температура кипіння приблизно 4000°С. Густина 5,21 г/смі. Нерозчинний у воді. По твердості близький до корунду, тому його вводять в склад поліруючих речовин.

Хром (III) оксид використовують:

§ основний пігмент для зеленої фарби;

§ компонент полірувальних паст;

§ каталізатор у ряді органічних реакцій;

§ компонент шихти для отримання шпінелей і штучного дорогоцінного каміння. На відміну від хромових сполук із ступенем окиснення +6, не токсичний, не відіграє ніякої ролі в організмі, при попаданні в очі може лише подразнити їх [1].

1. Характеристика хрому

1.1 Історична довідка

Відкриття хрому відноситься до періоду бурхливого розвитку хіміко-аналітичних досліджень солей і мінералів. У Росії хіміки проявляли особливу увагу до аналізу мінералів, знайдених в Сибірі і майже не відомих в Західній Європі. Одним із таких мінералів була так звана сибірська червона свинцева руда, PbCrO4 (сучасна назва - крокоіт), описана ще Ломоносовим і вперше хімічно дослідженна Й.Г. Леманом в Петербурзі у 1766 році. П.С. Паллас, описувавши золоті копалини поблизу Єкатиринбургу, згадує про крокоіт, як про особливо цікавий мінерал. Пізніше цей мінерал багаторазово вивчався російськими вченими, зокрема ? І.Д. Бінгейном, Т.Є. Ловіцем, А.А. Мусіним-Пушкіним та іншими.

В кінці XVIII ст. зразки крокоіту потрапили в мінералогічну колекцію Західної Європи. Вокелен і Маккварт аналізували його, але не знайшли в ньому нічого, крім оксидів плюмбуму, феруму та алюмінію. Проте, в 1797 році французький хімік Нікола Луі Вокелен повертається до досліджень мінералу, дивовижний червоний колір, прозорість і кристалічна структура якого пробуджували хіміків цікавитись його природою. Спочатку, згідно даних Біндгейма, він припускав наявність в мінералі Молібдену, але потім переконався в помилковості цього припущення. Прокип'ятивши дрібно подрібнений зразок мінералу з поташем і осадивши карбонат свинцю, Вокелен отримав розчин, забарвлений у помаранчево-жовте забарвлення [2].

При обробці його сіллю плюмбуму утворився жовтий осад, сіллю Ртуті - червоний, а при додаванні хлориду Олова розчин ставав зеленим. Розкладаючи крокоіт мінеральними кислотами, він отримав розчин «кислоти червоного свинцю», кристалізація якого давала рубіново-червоні кристали (зараз зрозуміло, що це був хромовий ангідрит). Прожаривши їх з вуглецем в графітному тиглі, виявив після реакції багато зрощених сірих голкоподібних кристалів невідомого до того часу металу. Вокелен констатував високу тугоплавкість металу та його стійкість по відношенню до кислот.

Вокелен назвав його хромом (Chrome) від грец. чс?мб - забарвлення, колір; щоправда, тут мались на увазі властивість не металу, володіючого сріблясто-білим забарвленням, а його яскраво забарвлених солей. На основі своїх досліджень Вокелен вперше констатував, що смарагдове забарвлення деякого дорогоцінного каміння пояснюється присутністю в них сполук Хрому. Наприклад, природний смарагд є забарвленим в зелений колір берилом, в якому Алюміній частково заміщений Хромом [3].

Майже одночасно з Вокеленом Хром відкрив Клапрот. Обробляючи розмелений в порошок крокоіт хлоридною кислотою, Клапрот отримав хромокислий Свинець, із якого відділив хлорид Свинцю. Розчин, що залишився, він обробив содою, в результаті чого утворився зелений гідроксид Хрому. За традицією, що йде ще від алхіміків, які визнавали лише сім металів, кожний знову відкритий метал отримував черговий номер. Клапрот вважав Хром 21-м знову відкритим металом.

В Росії в XIX ст. його називали ще і хромієм. Ця назва зустрічається у Захарова (1810), Двігубського (1824-1828) і навіть в підручнику Гесса (1845) [2].

1.2 Поширення в природі

Хром - елемент побічної підгрупи 6-ої групи 4-го періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва (позначається символом Cr (лат. Chromium)), з атомним номером 24, атомною масою - 51,996. Відомі 24 ізотопи хрому з 42Сr по 66Cr. Ізотопи 52Cr, 53Cr, 54Cr є стабільними. Ізотопний склад природного хрому: 50Cr (період напіврозпаду 1,8•1017 років) - 4,345%, 52Cr - 83,489%, 53Cr - 9,501%, 54Cr - 2,365%. Проста речовина хром - твердий метал голубувато-білого кольору [4].

Хром є досить поширений елемент (8,3·10??і масових частки %). Хром ніколи не зустрічається у вільному стані. З хромових руд практичного значення має лише хромовий залізняк (хроміт) FeO·Cr2O3, який відноситься до шпінелей - ізоморфні мінерали кубічної системи із загальною формулою МО•Ме2O3, де М ? іон двохвалентного металу, а Ме - іон тривалентного металу. Шпінелі можуть утворювати один з одним тверді розчини, тому в природі окремо чи в якості домішок до хроміту зустрічаються також магнохроміт, алюмохроміт, хромпікотит - всі вони відносяться до класу хромшпінелей. Крім шпінелей, хром зустрічається в багатьох значно менш розповсюджених мінералах, наприклад, дитцеіті CaIO3·CaCrO4, тарапаіті K2CrO4, вокеленіті 2(Pb,Cu)CrO4(Pb,Cu)3(PO4)2 та інших [3].

Найбільші поклади хрому знаходяться в ЮАР (перше місце в світі), Казахстані, Росії, Зімбабве, Мадагаскарі. Також є поклади на території Турції, Індії, Арменії, Бразилії, на Філіпінах. Головні поклади хромових руд в РФ відомі на Уралі (Донські і Саранівські). Знайдені запаси в Казахстані складають більше 350 міліонів тон (друге місце в світі) [4].

1.3 Загальні відомості

Середній вміст хрому в різноманітних відомих породах різко непостійний. В ультраосновних породах він досягає 2 кг/т, в основних породах (базальт та ін.) - 200 г/т, а в гранітах - десятки г/т. Кларк хрому в земній корі 83 г/т. Він є типовим літофільним елементом і майже повністю входить до складу мінералів виду хромшпінелей. Хром разом із Ферумом, Титаном, Нікелем, Ванадієм і Манганом складають одне геохімічне сімейство.

Розрізняють три основні мінерали Хрому: магнохроміт (Mn, Fe)Cr2O4 , хромпікотит (Mg, Fe)(Cr, Al)2O4 і алюмохроміт (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4. По зовнішньому вигляду вони невідмінні і їх неточно називають «хроміти». Склад їх перемінний:

- Cr2O3 18--62%;

- FeO 1--18%;

- MgO 5--16%;

- Al2O3 0,2-0,4 (до 33%);

- Fe2O3 2 -- 30%;

- V2O5 до 0,2%;

- MnO до 1%; - присутні також Co, Ni та інші.

Власне хроміт, тобто FeCr2O4 - порівняно рідкісний. Крім різних хромітів, Хром входить в склад ряду інших мінералів - хромові слюди (фуксити), хромового хлориту, хром діоксиду та інші, які нерідко супроводжують руди, але самі промислового значення не мають. В екзогенних умовах Хром, як і Ферум, мігрує і може накопичуватися в глинах. Найбільш рухливою формою є хромати.

Хром добувають з мінералів. Він зустрічається в природі в основному у вигляді хромового залізняка Fe(CrO2)2 (хроміт Феруму). Із нього отримують феррохром (сплав Ферум і Хром (близько 60%)) шляхом відновленняв в електропечах коксом (карбоном):

Fe(CrO2)2 + 4С = Fe + 2Cr + 4CO^

Феррохром використовують для виготовлення легованих сталей.

Для того, щоб отримати чистий Хром, реакцію проводять наступним чином:

1) сплавляють хроміт Феруму з карбонатом Натрія на повітрі:

4Fe(CrO2) 2 + 8Na2CO3 + 7O2 = 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2^;

2) розчиняють хромат Натрію і відділяють його від оксиду Феруму;

3) переводять хромат в дихромат, підкисливши розчин і викристалізовують дихромат;

4) отримують чистий оксид Хрому відновленням дихромату Карбоном:

Na2Сr2O7 + 2C = Cr2O3 + Na2CO3 + CO^;

5) з допомогою алюмотермії отримують металічний Хром:

Cr2O3 + 4Al = Al2O3 + 2Cr +130 ккал;

6) шляхом електролізу отримують електролітичний Хром із розчину хромового ангідриду у воді, який містить добавку сульфатної кислоти. При цьому на катоді відбуваються в основному три процеси:

- відновлення шестивалентного хрому до трьохвалентного з переходом його в розчин;

- окиснення іона водню з виділенням газуватого водню;

- окиснення іонів, які містять шестивалентний хром, з осадженням металічного хрому:

Сr2O7 ІЇ + 14H+ + 12e? = 2 Cr + 7H2O

У вільному стані - голобувато-блакитний метал з кубічною, гранецентрованою решіткою (a= 0,28845 нм). При температурі 39 °С переходить з парамагнетичного стану в антиферромагнетичний (точка Нееля).

Твердість хрому по шкалі Маоса 5. Дуже чистий хром досить добре піддається механічній обробці [4].

1.4 Сполуки хрому

На зовнішньому енергетичному рівні атом Хрому має один валентний s-електрон. В утворені зв'язків можуть також приймати участь п'ять d-електронів з передостаннього рівня. Тому Хром проявляє степені окиснення від +1 до +6; найбільшого значення мають сполуки з степеннями окиснення +3 і +6 [5].

Майже всі сполуки Хрому забарвленні. Зміна забарвлення закономірна і деякі з них, можна побачити на діаграмі Пурбе (Додаток 2) [6].

Проста речовина хрому на повітрі стійка, за рахунок пасивування. З цієї ж причини не реагує з сульфатною і нітратною кислотами. При 2000°С згоряє з утворенням зеленого хром(III) оксиду Cr2O3.

Отримані сполуки Хрому з Бором - бориди: Cr2B, CrB, Cr3B4, CrB2, CrB4 і Cr5B3, з Карбоном - карбіди: Cr23C6, Cr7C3 и Cr3C2, з Силіцієм - силіциди: Cr3Si, Cr5Si3 и CrSi і з Нітрогеном - нітриди: CrN и Cr2N.

Хром утворює сполуки в ступені окиснення +2. Цьому ступені окиснення відповідає основний оксид CrO (чорний). Солі Cr2+ (розчини блакитного кольору) отримують при відновленні солей Cr3+ або дихромату цинком в кислому середовищі («воднем в момент виділення») [7].

Коричневий чи жовтий гідроксид Cr(OH)2 осаджується при додавані лугу до розчину солей Хрому(II).

Синтезовані такі Хром дигалогеніди: CrF2, CrCl2, CrBr2 і CrI2.

Ступені окиснення +3 відповідає амфотерний оксид Cr2O3 і гідроксид Cr(OH)3 (обидва зеленого кольору). Це - найбільш стійкий ступінь окиснення хрому. Сполуки хрому в цьому ступені окиснення мають забарвлення від темно-фіолетового (іон [Cr(H2O)6]3+) до темно-зеленого (в коорденаційній сфері присутні аніони).

Хром в ступені окиснення +3 виявляє схильність до утворення подвійних сульфідів типу MеCr(SO4)2·12H2O, які дістали назву галуни.

Гідроксид хрому (III) отримують, діючи аміаком на розчин солей хрому(III):

Cr3+ + 3NH3 + 3H2O = Cr(OH) 3v + 3NH4+

Можна використовувати розчини лугів, але при їхньому надлишку утворюються розчинний гідроксокомплекс:

Cr3+ + 3OH? = Cr(OH)3v,

Cr(OH)3v + 3OH? = [Cr(OH) 6]3?

Сплавляючи Cr2O3 з лугами отримують хроміти:

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

Не прожарений хрому(III) оксид розчиняється в лужних розчинах і в кислотах:

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

При окиснені сполуки Хрому(III) в лужному середовищі утворюють сполуки Хрому(VI):

2Na3[Cr(OH)6] + 3H2O2 = 2Na2CrO4 + 2NaOH + 8H2O

Те саме відбувається при сплавлянні оксиду Хрому(III) з лугом і окисниками, чи з лугами на повітрі (розплав при цьому набуває жовтого забарвлення):

2Cr2O3 + 8NaOH + 3O2 = 4Na2CrO4 + 4H2O

Хрому в ступені окиснення +4 утворює сполуки з Оксигеном і деякими галогенідами.

При обережному розкладанні хром(VI) оксиду CrO3 в гідро-темпера-турних умовах отримують хром(IV) оксид CrO2, який є феромагнетиком і володіє металічною провідністю.

Серед хром тетрагалогенідів стійкий CrF4, хром тетрахлорид CrCl4 існує лише в пароподібному стані.

Ступінь окиснення +6 відповідає кислотний хром(VI) оксид CrO3 і цілий ряд кислот, між якими існує рівносильність. Найпростіші з них - хроматна H2CrO4 і дихроматна H2Cr2O7. Вони утворюють два ряди солей: жовті хромати і помаранчеві відповідно дихромати.

Хром(VI) оксид CrO3 утворюється при взаємодії концентрованої сірчаної кислоти з розчинами дихроматів. Типовий кислотний оксид, при взаємодії з водою, він утворює сильні нестійкі хромові кислоти: хроматна H2CrO4, дихроматна H2Cr2O7 та інші ізополікислоти із загальною формолою H2CrnO3n+1. Збільшення степеня полімеризації відбувається із зменшенням рН, тобто збільшенням кислотності:

2CrO42? + 2H+ = Cr2O72? + H2O

Однак, якщо до помаранчевого розчину K2Cr2O7 долити розчину лугу, забарвлення знову стає жовтим, так як утворюється хромат K2CrO4:

Cr2O72? + 2OH? = 2CrO42? + H2O

До високого степеня поляризації, як це відбувається у Вольфраму і Молібдену, не доходить, так як поліхромова кислота розкладається на оксид хрому(VI) і воду:

H2CrnO3n+1 = H2O + nCrO3

Розчинність хроматів приблизно відповідає розчинності сульфатів. В особливості, жовтий хромат барію BaCrO4 випадає при додаванні солей барію як до розчинів хроматів, так і до розчинів дихроматів:

Ba2+ + CrO42? = BaCrO4v,

Ba2+ + Cr2O72? + H2O = 2BaCrO4v + 2H+

Відомі пентафторид Хрому CrF5 і нестійкий гексафторид Хрому CrF6. Також отримані леткі оксогалогеніди Хрому CrO2F2 і CrO2Cl2.

Сполуки Хрому(VI) - сильні окисники, наприклад:

K2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2^ + 7H2O

Додавання до дихроматів пероксиду водню, сірчаної кислоти і органічного розчинника (ефіру) веде до утворення синього пероксиду хрому CrO5L (L - молекула розчинника), який екстрагує в органічний шар; дана реакція використовується як аналітична [4].

1.5 Використання

Завдяки своїм механічним і фізичним властивостям, а також корозійній стійкості хром широко використовують у металургійній промисловості для добування спеціальних легованих сталей та сплавів. Крім того, хром використовується для електролітичного покриття в якості зносостійких і гарних гальванічних покриттів металічних виробів (хромування) [8]. Хром використовують для виробництва сплавів: хром-30 і хром-90, незамінних для виробництва сильних плазмотронів і в авіаційній промисловості.

Хром - один із біогенних елементів, постійно входить в склад тканин рослин і тварин. У тварин хром бере участь в обміні білків (входить до складу ферменту трипсину), жирів і вуглеводів. Зниження вмісту хрому в їжі і крові веде до зменшення швидкості росту, збільшенню холестерину в крові [4].

1.6 Біологічна роль і токсичність

У чистому вигляді хром досить токсичний, металічний пилок хрому подразнює тканини легень. Сполуки Хрому(VI) призводить до різних хвороб людини, в тому числі і онкологічних. Гранично допустима доза Хрому(VI) в атмосфері повітря 0,0015 мг/мі [4].

2. Солі

Солі ? речовини, до складу молекул яких входять кислотні залишки (аніони), поєднані з катіонами різного походження (атоми металів, металоподібні групи та інші). Утворюються солі внаслідок нейтралізації кислот або основ. Як правило, солі є кристалічними речовинами.

2.1 Класифікація солей

Є декілька способів класифікації солей:

· за кислотою якій відповідає ця сіль (хромати, хлориди, фосфати, нітрати і тому подібні);

· за середовищем: середні (нормальні), кислі та основні солі.

Якщо всі кислотні атоми Гідрогену заміщені на атоми металів або всі гідроксильні групи в молекулах основ замінені на кислотні залишки молекул кислот, такі солі називаються нормальними, середніми, або просто солями. Наприклад:

CH3COOH + Mg(ОН)3 = Mg(CH3COO)2 + 2H2O,

Н2SO4 + Mg = MgSO4 + H2^

Виходячи з теорії електролітичної дисоціації, солями називаються речовини, які у водному розчині дисоціюють на катіони металів і аніони кислотних залишків. Нормальні солі ніяких інших катіонів і інших аніонів не утворюють:

KCl - K+ + Cl? ,

Al2 (SO) 3 - 2Al3+ + 3SO42?

Якщо тільки частина кислотних атомів Гідрогену молекул кислот обмінена або заміщена на атоми металів, такі солі називають кислими, або гідросолями. Наприклад:

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O,

Ca(OH)2 + H3PO4 = CaHPO4 + 2H2O

Кислі солі у водному розчині дисоціюють на катіони металів, катіони Гідрогену і аніони кислотних залишків. Таким чином, кисла сіль ніби одночасно є і сіллю, оскільки при дисоціації вона утворює катіони металів і кислотою, бо утворює одночасно і катіони Гідрогену:

NaHSO4 - Na+ + H+ + SO42? ,

CaHPO4 - Ca+ + H+ + PO43?

Іони Гідрогену кислої солі при взаємодії її з основою теж можуть обмінюватись на іони металу з утворенням нормальної солі і води:

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

Якщо тільки частина гідроксильних груп у молекулах основ заміщена на кислотні залишки в молекулах кислот, то такі солі називають основними:

Cu(OH)2 + HCl = Cu(OH)Clv + H2O,

Fe(OH)3 + H2CO3 = Fe(OH)CO3v + 2H2O,

2Cu(OH)2 + H2CO3 = Cu2(OH)2CO3v + 2H2O

Основні солі у водному розчині дисоціюють на катіони металу, на аніони гідроксилу і кислотних залишків. Таким чином, основна сіль ніби одночасно є і сіллю, оскільки вона утворює при дисоціації аніони кислотних залишків, і основою, бо утворює і гідроксид аніони:

Cu(OH)Cl - Cu2+ + OH? + Cl? ,

Fe(OH)CO3 - Fe3+ + OH? + CO32?

Обидві ці солі у воді практично нерозчинні, але розчинна їх частина дисоціює, за наведеними рівняннями. Іони гідроксилу основної солі при взаємодії її з кислотою теж можуть обмінюватись, на кислотні залишки з утворенням нормальної солі:

Cu(OH)Cl + HCl = CuCl2 + Н2О

2.2 Властивості солей

Усі солі є твердими кристалічними речовинами. По відношенню до нагрівання деякі солі досить стійкі. Наприклад: NaCl, KCl, Na2SO4 тощо. Ці солі можна нагрівати до температури їх плавлення, навіть кипіння і вони не розкладаються. Інші ж солі нестійкі і при нагріванні розкладаються, не плавлячись. Наприклад:

CaCO3 = CaO + CO2^

За розчинністю у воді солі поділяють на добре розчинні, малорозчинні і практично нерозчинні. Добре розчинними є всі солі нітратної і ацетатної кислот, а також майже всі солі натрію, калію і амонію. До практично нерозчинних солей належать хлорид срібла AgCl, сульфат барію BaSO4, всі силікати (за виключенням NaSiO3 і K2SiO3) і інші.

Хімічні властивості солей визначаються їх відношенням до кислот, основ, металів і інших солей.

1. Солі можуть взаємодіяти з кислотами лише в тому випадку, коли реагуюча кислота сильніша за ту, від якої походить дана сіль. Наприклад:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S^,

Na2SiO3 + Н2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3v

2. Солі можуть взаємодіяти з лугами, коли внаслідок реакції утворюється нерозчинна основа або нерозчинна сіль. Наприклад:

FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3v,

K2CO3 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3v

3. Розчини солей можуть взаємодіяти з металами, коли даний метал в електрохімічному ряду напруги стоїть лівіше від металу солі. Наприклад:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu,

HgCl2 + Cu = CuCl2 + Hg

4. Багато солей у розчинах можуть взаємодіяти одна з одною, коли одна із солей, що утворюється внаслідок реакції, є нерозчинною. Наприклад:

Na2CO3 + CaCl2 = 2NaCl + CaCO3v,

FeSO4 + BaCl2 = FeCl2 + BaSO4v [9]

хром сполука амоній дихромат

3. Характеристика амоній дихромат

Амоній дихромат - кристалічні речовини помаранчево-червоного кольору, добре розчинні у воді.

Помаранчево-червоні кристали належать до моноклінної сингонії, просторова группа С 2/с, параметри комірки a = 1,327 нм, b = 0,754 нм, c = 0,778 нм, в = 93,70°, Z = 4. Густина 2,15 г/смі. Розчиняється у воді (при кімнатній температурі 35,6 г; при t= 100? - 115 г) і в етанолі, не розчиняється в ацетоні [10].

У водних розчинах амоній дихромат піддається гідролізу (по катіону) і незначної гідратації аніону:

NH4+ + H2O - NH3 • H2O + H+;

Cr2O72? + H2O - 2HCrO4? - 2CrO42? + 2H+

При нагріванні амоній дихромату відбувається дуже видовищна самопідтримуюча екзотермічна реакція розксадання амоній дихромату ? «вулкан»:

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2^ + 4H2O

Сухий біхромат амонію взаємодїє з концентрованими розчинами галогеноводнів:

(NH4)2Cr2O7 + 14HCl = 2CrCl3 + 3Cl2^ + 2NH4Cl + 7H2O

Під дією лугів, дихромати переходять в хромати:

(NH4)2Cr2O7 + 2KOH = K2CrO4 + (NH4)2CrO4 + H2O

А під дією кислот, хромати переходять в дихромати:

2K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + H2O [11]

Амоній дихромат використовують в металообробній, шкіряній, текстильній, хімічній, лакофарбовій, фармацевтичній, керамічній, сірниковій промисловостях.

Як і всі сполуки шестивалентного Хрому, амоній біхромат токсична і канцерогенна сіль. Вдихання парів призводить до онкологічнох хвороб. 2 грами амоній дихромату є смертельною дозою [12].

4. Характеристика вихідних речовин

4.1 Хромовий ангідрид

Оксид Хрому(VI) (хромовий ангідрид, триоксид Хрому), CrO3 - сполука Хрому з Оксигеном, темно-червоні кристали з фіолетовим відтінком, добре розчинні у воді (166 г/100 г (при 15°C), 199 г/100 г (при 100°C)), гігроскопічний, тане на повітрі. tпл=196C, при атмосферному тиску розкладається нижче температури кипіння. Густина 2,8 г/смі.

CrO3 - кислотний оксид. При його розчиненні у воді утворюється хромова кислота (H2CrO4) (при недостачі CrO3), або дихроматна (H2Cr2O7) кислота (при надлишку CrO3).

При взаємодії CrO3 з лугами утворюються хромати:

CrO3 + 2KOH = K2CrO4 + H2O

При нагріванні вище 250°C розкладається з утворенням Хром (III) оксиду і кисню:

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2^

Як і всі сполуки Хрому(VI), CrO3 сильний окисник (відновлюється до Cr2O3). Наприклад етанол, ацетон і багато інших органічних речовин самозаймаються і навіть зриваються при контакті з ними (хоча деякі довідники вказують «розчинний в спирті та ефірі»). Окиснює Іод, Сірку, Фосфор та Карбон, наприклад:

4CrO3 + 3S > 2Cr2O3 + 3SO2^

Отримують взаємодією H2SO4 з дихроматом натрію Na2Cr2O7 (рідше з дихроматом калію K2Cr2O7). Використовують для отримання хрому шляхом електролізу, електролітичного хромування; хроматування оцинкованих деталів, а також в якості сильного окисника.

Розчини хромового ангідриду (або, частіше, дихромату калію) в сульфатній кислоті широко використовуються в лабораторній практиці для очищення посуду від органічних забруднень (хромова суміш) [13].

4.2 Амоніак

Амоніак, NH3 - прозорий газ із сильним різким запахом (в чистому вигляді володіє гострим запахом, мало подібним на звичайний запах амоніаку) [14]. Розчинність у воді дуже велика, близько 1200 об'ємів (при 0°C) і 700 об'ємів (при 20°C) в об'ємі води. В холодильній техніці носить назву R717, де R - Refrigerant (холодоген), 7 - тип холодогену (неорганічна сполука), молекулярною масою - 17.

Молекула амоніаку має форму тригональної піраміди з атомом Нітрогену у вершині. Три неспарені р-елементи атому Нітрогену беруть участь в утворенні полярних ковалентних зв'язків з 1s-електронами трьох атомів Гідрогену (зв'язки N-H), четверта пара зовнішніх електронів є неподільною, вона може утворювати донорно-акцепторні зв'язки з іоном Гідрогену, утворюючи іон амонію NH4+. Завдяки тому, що розслаблююча двохелектронна хмарка суворо орієнтовано в просторі, молекула амоніаку володіє високою полярністю, що призводить до її високої розчинності у воді.

В рідкому амоніаку молекули зв'язані між собою водневими зв'язками. Порівнюючи фізичні властивості рідкого амоніаку з водою показує, що амоніак має нижчі температури кипіння (tкип = ?33,35°C) і плавлення (tпл=?77,70°C), а також нижчу густину, в'язкість (в'язкість рідкого амоніаку у 7 разів менша в'язкості води), провідність і діелектрична проникність. Це пояснюється тим, що міцність цих зв'язків в рідкому амоніаку значно нижча, ніж у води, а також тим, що в молекулі амоніаку є лише одна пара неподільних електронів, на відміну від двох пар в молекулі води, що не дає можливості утворювати розгалужену сітку водневих зв'язків між декількома молекулами. Амоніак легко переходить в прозору рідину з густиною 681,4 кг/мі, яка сильно заломлює світло. Подібно до води, рідкий амоніак сильно асоційований, головним чином за рахунок утворення водневих зв'язків. Рідкий амоніак майже не проводить електричний струм, є добрим розчинником для дуже великої кількості органічних, а також для багатьох неорганічних сполук. Твердий амоніак - прозорі кубічні кристали.

Амоніак проявляє високу схильність до комплексоутворення. Завдяки своїм електродонорним властивостям, молекули NH3 можуть входити в якості лігандів в комплексні сполуки. Так, внесення надлишку амоніаку в розчин солей d-металів призводить до утворення їх амінокомплексів:

CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4,

Ni(NO3) + 6NH3 = [Ni(NH3)6](NO3)3

Комплексоутворення зазвичай супроводжується зміною забарвлення розчину. Так, в першій реакції голобий колір (CuSO4) переходить в темно-синій ([Cu(NH3) 4]SO4), а в другій реакції забарвлення міняється із зеленого (Ni(NO3)3) в синьо-фіолетове. Найбільш стійкий комплекс з NH3 утворюють Хром і Кобальт в степені окиснення +3.

Амоніак відноситься до числа важливих продуктів хімічної промисловості, щорічне його світове виробництво досягає 150 млн. тон. В основному використовується для виробництва азотних добрив (нітрат і сульфат амонію, сечовина) вибухових речовин і полімерів, азотної кислоти, соди (по аміачному методу), та інших продуктів хімічної промисловості. Рідкий амоніак використовується в якості розчинника.

В медицині 10% розчин амоніаку, називають нашатирним спиртом.

Приймають місцево, інгаляційно і внутрішньо. Для пробудження дихання і виведення хворого із непритомного стану обережно підносять невеликий шматочок марлі чи вати, змоченої нашатирним спиртом, до носа хворого (на 0,5-1 см). Внутрішньо (тільки в розведені розчину) для індукції блювоти. При укусах комах - у вигляді примочок; при неврології і міозитах - розтирання аміачним лініментом. В хірургічній практиці розчиняють у теплій кип'яченій воді і миють руки.

При неправильному використанні може викликати опіки стравоходу і шлунку (у випадку приймання нерозведеного розчину), рефлекторну зупинку дихання (при вдиханні у високих концентраціях).

Оскільки амоніак є слабкою основою, при взаємодії з кислотами він їх нейтралізує.

Фізіологічна дія нашатирного спирту зумовлена різким запахом амоніаку, який подразнює спеціальні рецептори слизової оболонки носа і сприяє пробудженню дихального і судинного центра мозку, викликаючи прискорення дихання і підвищення артеріального тиску.

Також використовується, як приморозна добавка для сухих будівельних розчинів, яка відноситься до прискорювачів. Рекомендована доза - 2…8% маси компонентів сухої суміші в залежності від температури використання.

Амоніачна вода - продукт (NH3*H2O), який представляє собою газоподібний амоніак NH3, розчинений у воді [15].

5. Практична частина

5.1 Методика синтезу

Згідно методики Карякіна Ю.В. [16], препарат отримують взаємодією хромового ангідриду з водним розчином амоніаку:

2CrO3 + 2NH4OH = (NH4)2Cr2O7 + H2O

Розчиняють 156 г CrO3 у 200 мл води при 45-50?С, дають відстоятися і обережно зливають розчин з осаду. В стакан чи фарфорову чашку , що охолоджується льодом, помішуючи 120 мл прозорого розчину, охолоджують до 8-10 ?С, а потім додають невеликими порціями при неперервному помішуванні NH4OH (приблизно 60 мл, густиною 0,91) до нейтральної реакції на конго червоний, слідкуючи за тим, щоб температура не піднімалася вище 15?С. Розчин охолоджують до 10 ?С. Утворені кристали відфільтровують на лійці Бюхнера, промивають 10-15 мл льодяної води і сушать при 50?С. Отримують приблизно 50 г препарату, зазвичай відповідного кваліфікації ч.д.а. Маточний розчин після упарювання при 70?С до утворення плівки кристалів і охолодження до 10?С дає ще 30 г менш чистого препарату. Такий продукт можна перекристалізувати. Для цього 30 г солі розчиняють в 45 мл води при 70-75?С, фільтрують, фільтрат упарюють при 70?С до утворення кристалічної плівки і охолоджують до 10?С. Вихід приблизно дорівнює 12 г.

Згідно методики Деркача Ф.А. [17], амоній біхромат отримують за рівнянням:

2CrO3 + 2NH4OH = (NH4)2Cr2O7 + H2O.

Відважують на годинниковому скельці 5 г триоксиду Хрому, переносять його в конічну колбу і розчиняють у 6 мл дистильованої води. Охолоджують розчин, закривають колбу корком з крапельною лійкою так, щоб кінець лійки був занурений у розчин, і додають до розчину з крапельної лійки невеликими порціями при збовтуванні і охолодженні колби в льодяній воді 4 мл концентрованого розчину амоніаку (густиною 0,92).

5.2 Розрахунки

Синтез амоній дихромату будемо проводити за рівнянням:

2CrO3 + 2NH4OH = (NH4)2Cr2O7 + H2O

За методикою Карякіна Ю.В. [16]:

M (CrO3) = 100 г/моль;

n (CrO3) = 156/100 = 1,56 (моль);

M (NH4OH) = 35 г/моль;

m (NH4OH) = 60*0,91 = 54,6 (г);

n (NH4OH) = 54,6/35 = 1,56 (моль).

Реактиви CrO3 та NH4OH у методиці Карякіна Ю.В. взято в однакових кількостях. Для синтезу скорочуємо кількість їх вихідних речовин у 5 разів.

Отже:

m (CrO3) = 31,2 г.

V (NH4OH) = 12 мл.

Теоретичний вихід продукту ? 10 г.

Практичний вихід продукту ? 8,16 г.

Вихід продукту реакції:

з= (m (практичне)/ m (теоретичне))*100 %;

з= (8,16/ 10)* 100 % = 81,6%.

Висновки

При виконанні даної курсової роботи, було опрацьовано 17 літературних джерел, що стосується властивостей амоній біхромату та вихідних речовин.

А також приведена загальна характеристика хрому, як металу, детально викладена інформація про хімічні властивості цього металу. Наведені цікаві факти з історії відкриття хрому, від його відкриття, до привласнення справжньої назви. Відмічені сильні окислювальні властивості хрому і висока токсичність його з'єднань.

Дана загальна характеристика солей і їх класифікація.

Представлено основну характеристику амоній біхромату.

Вказані характеристики вихідних речовин: хромового ангідриду та амоніаку.

Розглянуті дві методики синтезу (NH4)2Cr2O7.

А також, синтезовано біхромат амонію з виходом 81,6% від теоретичного.

Список літературних джерел

1. Оксид хрома(III).

2. Фигуровский Н.А. Открытия химических элементов - М.: Наука, 1970. - 207 с.

3. Хром

4. Дорофеев А.И., Федотова М. И. Практикум по неорганической химии. - Л.: Химия, 1990. -240 с.

5. Реми Г. Курс неорганической химии. Т. 2. - М.: Мир, 1966. - 836 с.

6. Некрасов Б.В. Курс общей химии. - М.: ГНХТИ, 1952. - 334 с.

7. Григор'єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія. - К.: Вища школа, 1991. - 431 с.

8. Дихромат_аммония.

9. Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов - 3 вид. М.: Химия, 2000. - 480 с.

10. Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др. - М., Большая Российская энциклопедия, 1998 - Т. 5. - 783 с.

11. Оксид хрома(VI)

12. Аммиак

13. Карякин Ю.В., Ангелов И.И. Чистые химические вещества - М.: Химия, 1974. - С.37.

14. Деркач Ф.А., Лабораторний практикум. - К.: Вища школа, 1978. - 232 с.

Додаток 1

Структурна формула амоній біхромату

Додаток 2

Діаграма Пубре

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Характеристика металів в періодичній системі елементів. Положення їх в природі, способи добування. Загальна характеристика підгрупи хрому. Хімічна властивість солі манганатної кислоти. Сполуки та ступені окиснення заліза. Розкладання дихромату амонію.

    презентация [6,8 M], добавлен 04.09.2014

  • Кисень - історія відкриття. Поширення в природі, одержання. Фізичні і хімічні властивості. Застосування кисню. Біологічна роль кисню. Сірка - хімічні властивості. Оксиди сульфуру. Сульфатна кислота. Чесна сірка і нечиста сила. Чорний порох.

    реферат [64,8 K], добавлен 11.01.2007

  • Класифікація металів, особливості їх будови. Поширення у природі лужних металів, їх фізичні та хімічні властивості. Застосування сполук лужних металів. Сполуки s-металів ІІА-підгрупи та їх властивості. Види жорсткості, її вимірювання та усунення.

    курсовая работа [425,9 K], добавлен 09.11.2009

  • Поняття, класифікація, будова і біологічна роль гетероциклічних сполук. Фізичні і хімічні властивості гетероциклів. Біциклічні сполуки з п'ятичленними гетероциклами. Ароматичні сполуки з конденсуючими ядрами. Шестичленні гетероцикли з одним гетероатомом.

    курсовая работа [434,7 K], добавлен 05.12.2015

  • Загальні властивості міді як хімічного елементу, історія його відкриття, походження, головні фізичні та хімічні властивості. Мідь у сполуках, її якісні реакції. Біологічна роль в організмі людини. Характеристика малахіту, його властивості та значення.

    курсовая работа [555,8 K], добавлен 15.06.2014

  • Фізичні властивості фенацилброміду, історія відкриття та застосування. Реакція конденсації, окислення та хлорування. Бром, його фізичні та хімічні властивості. Лакриматори, дія цих речовин на організм, симптоми ураження. Методика бромування ацетофенонів.

    курсовая работа [58,2 K], добавлен 19.08.2014

  • Загальні властивості та історія відкриття натрій тіосульфату. Його хімічні властивості і взаємодія з кислотами. Утворення комплексів тіосульфатів. Загальні основи одержання натрій тіосульфату сульфітним, полі сульфідним та миш'яково-содовим методами.

    курсовая работа [72,1 K], добавлен 04.05.2015

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.