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 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= 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:
oNH4NO3 → 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 вещества́ - 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
Хлора́ты - 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.лораты 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).
.4 Разложение карбонатов
Карбонаты - соли угольной кислоты, имеют состав Мех(СО3) у.Все карбонаты разлагаются при нагревании с образованием оксида металла и углекислого газа:
МgCO3 → MgO + CO2↑ (при 650 ֯Ñ)
Ìîæíî òàê æå îòìåòèòü êèñëûå ñîëè óãîëíîé êèñëîòû, êîòîðûå ðàñïàäàþòñÿ íà îêñèä ìåòàëëà, âîäó è óãëåêèñëûé ãàç. Ãèäðîêàðáîíàò àììîíèÿ æå ðàñïàäàåòñÿ óæå ïðè t 60 °C áûñòðî ðàñïàäàåòñÿ íà NH3, CO2 è H2O, â ïèùåâîé ïðîìûøëåííîñòè îí êëàññèôèöèðóåòñÿ êàê ýìóëüãàòîð.
Íà ïðîöåññå ðàçëîæåíèÿ, ñâÿçàííîì ñ âûäåëåíèåì ãàçîâ, îñíîâàíî ïðèìåíåíèå êàðáîíàòà àììîíèÿ âìåñòî äðîææåé â õëåáîïå÷åíèè è êîíäèòåðñêîé ïðîìûøëåííîñòè (ïèùåâàÿ äîáàâêà Å503).
1.5 Ðàçëîæåíèå íåðàñòâîðèìûõ â âîäå îñíîâàíèé
Ãèäðîêñèäû ìåòàëëîâ, íåðàñòâîðèìûå â âîäå ëåãêî âûñóøèòü à ïîñëå íàãðåòü. Âåùåñòâî ðàñïàäåòñÿ íà îêñèä ìåòàëëà è âîäó, òàê ïðè ðàçëîæåíèè Cu(OH)2 , êîòîðûé â âîäå èìååò ÿðêî-ñèíþþ òâîðîæèñòóþ ñòðóêòóðó, ìû ìîæåì íàáëþäàòü ïî÷åðíåíèå ðàñòâîðà, ãîâîðÿùåå íàì îá îáðàçîâàíèè îêñèäà ìåäè (II).
1.6 Ðàçëîæåíèå îêñèäîâ
Ðàçëîæåíèå îêñèäîâ ìîæíî ðàññìîòðåòü íà ïðèìåðå ñ âîäîé. Ðàçëîæåíèå âîäû ïðîèñõîäèò ïðè î÷åíü âûñîêèõ òåìïåðàòóðàõ( ïîðÿäêà 3000°C):
2 H2Î(æ) + 572 êÄæ = 2 H2(ã) + O2(ã);
Äàííàÿ ðåàêöèÿ ïðîõîäèò â ýëåêòðè÷åñêîé äóãå, ãäå êàê ðàç ñîõðàíÿåòñÿ íóæíàÿ òåìïåðàòóðà. Ïî äàííîìó ïðèìåðó ìîæíî ñêàçàòü î âûñîêîé óñòîé÷èâîñòè îêñèäîâ, ðàçëîæåíèå êîòîðûõ ìîæåò ÿâëÿòüñÿ î÷åíü òðóäîåìêèì è ýíåðãîçàòðàòíûì ïðîöåññîì.
2. Ïðàòè÷åñêàÿ ÷àñòü
2.1 Ñèíòåç ãèäðîêñîêàðáîíàòà ìåäè
Ìåòîäèêà (Òàáóí÷åíêî Â.Í., Ãîëóáîâñêàÿ Ë.Ï., Ô¸äîðîâà Ý.Ï., Ãîëîùàíîâà È.Ñ. «Ðóêîâîäñòâî ê ïðàêòè÷åñêèì çàíÿòèÿì ïî ñèíòåçó íåîðãàíè÷åñêèõ ñîåäèíåíèé»-1984 ã.)
Èñõîäíûå âåùåñòâà: 22,5 ã CuSO4*5H2O - êðèñòàëëîãèäðàò ñóëüôàòà ìåäè
,14 ã NaHCO3 - ãèäðîêàðáîíàò íàòðèÿ
Îáîðóäîâàíèå: âåñû, ñóøèëüíûé øêàô, ýêñèêàòîð, øòàòèâ ñ íàáîðîì ïðèñïîñîáëåíèé (ìóôòà, êîëüöî, àñáåñòîâàÿ ñåòêà) , ãàçîâàÿ ãîðåëêà, ñòóïêà ñ ïåñòèêîì, âîðîíêà Áþõíåðà, õèìè÷åñêèå ñòàêàíû íà 200 ìë (2 øò.), ñòåêëÿííàÿ ïàëî÷êà, ÷àñîâîå ñòåêëî, íàáîð ïðîáèðîê ñî øòàòèâîì, ôèëüòðîâàëüíàÿ áóìàãà.
Õîä ðàáîòû: â ôàðôîðîâîé ñòóïêå ñìåøèâàþ ðàñ÷åòíîå êîëè÷åñòâî òîíêîñòåðòîé ñóõîé ñîëè CuSO4*5H2O ñ NaHCO3.  õèìè÷åñêîì ñòàêàíå íàãðåâàþ äî êèïåíèÿ âîäó. Ñìåñü âñûïàþ íåáîëüøèìè ïîðöèÿìè â êèïÿùóþ âîäó è áûñòðî ïåðåìåøèâàþ. Ïðè ýòîì íàáëþäàåòñÿ âñïåíèâàíèå, åñëè ñìåñü íå ìåøàòü, òî ïðîèçîéäåò íåæåëàòåëüíîå îáðàçîâàíèå ÷åðíîãî îñàäêà îêñèäà ìåäè (II). Ñîäåðæèìîå ñòàêàíà êèïÿòÿò 10-15 ìèíóò äëÿ óäàëåíèÿ èç ðàñòâîðà CO2.  ðåçóëüòàòå ðåàêöèè îáðàçóåòñÿ ãèäðîêñîêàðáîíàò ìåäè:
2CuSO4 + 4NaHCO3→(CuOH)2*ÑÎ3↓ + 2Na2SO4 + 3CO2↑ + H2O.
Îñàäêó äàþ îòñòîÿòüñÿ, çàòåì ïðîìûâàþ äåêàíòàöèåé ãîðÿ÷åé âîäîé, îòìûâàÿ îò èîíà SO42-; çàòåì äåëàþ ïðîáó íà ïîëíîòó ïðîìûâàíèÿ (êà÷åñòâåííàÿ ðåàêöèÿ ñ BaCl2).
Îñíîâíóþ ñîëü îòñàñûâàþ íà âîðîíêå Áþõíåðà è ñóøó ìåæäó ëèñòàìè ôèëüòðîâàëüíîé áóìàãè, à çàòåì âûñóøèâàþ ïðè 80-1000Ñ äî ïîñòîÿííîãî âåñà.
Äàííàÿ ìåòîäèêà áûëà âûáðàíà ìíîþ ââèäó ïðîñòîòû ïðîâåäåíèÿ è äîñòóïíîñòè ðåàãåíòîâ (ñûðüÿ) äëÿ ïîëó÷åíèÿ ïðîäóêòà. Ñóùåñòâóåò íåñêîëüêî ïîõîæèõ äðóã íà äðóãà ìåòîäèê ïîëó÷åíèÿ ìàëàõèòà, ðàçëè÷àþùèõñÿ ãëàâíûì îáðàçîì êîëè÷åñòâîì âçÿòîãî ãèäðîêàðáîíàòà íàòðèÿ, ÷òî ôàêòè÷åñêè íå ìåíÿåò èòîã ðàáîòû. Òàê æå ñóùåñòâóþò ðàçëè÷íûå âèäû ïðîìûøëåííîãî ñèíòåçà ìàëàõèòà, íàöåëåííûå ãëàâíûì îáðàçîì íà ïîëó÷åíèå ìèíåðàëà, ïðèãîäíîãî äëÿ èñïîëüçîâàíèÿ â þâåëèðíîì äåëå. Íî ýòè ñïîñîáû ïîëó÷åíèÿ íå ìîãóò ïðîâîäèòüñÿ ìíîþ â ëàáîðàòîðèè, òàê êàê ÿâëÿþòñÿ òåõíîëîãè÷åñêè î÷åíü ñëîæíûìè, à ìíîãèå ïîëíîñòüþ èëè ÷àñòè÷íî çàñåêðå÷åííûìè.
.2 Ðàñ÷åò è ìàòåðèàëüíûé áàëàíñ
ãèäðîêñîêàðáîíàò ìåäè òåðìè÷åñêîå ðàçëîæåíèå ðåàêöèÿ
Ãèäðîêñîêàðáîíàò ìåäè ïîëó÷àåòñÿ â ðåçóëüòàòå ãèäðîëèçà è îáìåííîé ðåàêöèè ìåæäó CuSO4 è NaHCO3 ïî óðàâíåíèþ:
2CuSO4 + 4NaHCO3→→(CuOH)2*ÑÎ3 ↓ + 2Na2SO4 + 3CO2↑ + H2O.(CuCO3*Cu(OH)2)=222 ã/ìîëü
ν(CuCO3*Cu(OH)2)=10 ã : 222 ã/ìîëü=0,045 ìîëü
M(CuSO4*5H2O)=250 ã/ìîëü, ν(CuSO4*5H2O)=0,045ìîëü*2=0,09 ìîëü
m(CuSO4*5H2O)=0,09ìîëü*250ã/ìîëü=22,5 ã.
M(NaHCO3)=84 ã/ìîëü,ν(NaHCO3)=0,045ìîëü*4=0,18 ìîëü
m(NaHCO3)=0,18ìîëü*84ã/ìîëü=15,12 ã
Íàì íàäî âçÿòü NaHCO3 ñ èçáûòêîì íà 20% áîëüøå ðàñ÷åòíîãî êîëè÷åñòâà ò.å. m(NaHCO3)=15,12*1,2=18,14 ã.
Ïî ïðîïèñè íà 0,1 ìîëÿ (25 ã) CuSO4*5H2O íàäî âçÿòü 200 ìë âîäû. Çíà÷èò íà 0,09 ìîëÿ (22,5 ã) CuSO4*5H2O ïîòðåáóåòñÿ 180 ìë âîäû.
Âû÷èñëåíèå îòíîñèòåëüíîé îøèáêè:
e=(hòåîð - hïðàê)\hòåîð*100%»(10-9,8)\10*100%= 2%
Ïðè÷èíû îøèáêè: ïîòåðÿ ïðè äåêàíòàöèè, ôèëüòðîâàíèè, ñóøêå, âçâåøèâàíèè.
Âûâîä
 ýêñïåðèìåíòàëüíîé ðàáîòå áûëî ïîëó÷åíî 9.8 ã êðèñòàëëîâ çåëåíîãî öâåòà ãèäðîêñîêàðáîíàòà ìåäè (II), îøèáêà ñîñòàâëÿåò 2%, âûõîä ïðîäóêòà ðåàêöèè ñîñòàâëÿåò 98%.
Ïî ëèòåðàòóðíûì äàííûì áûëà íàïèñàíà òåîðåòè÷åñêàÿ ÷àñòü êóðñîâîé è ïîäãîòîâëåí óñòíûé äîêëàä.
Èñïîëüçóåìàÿ ëèòåðàòóðà
1.Ç.Ã. Âàñèëüåâà, À.À. Ãðàíîâñêàÿ, À.À. Òàïåðîâà - Ëàáîðàòîðíûå ðàáîòû ïî îáùåé è íåîðãàíè÷åñêîé õèìèè.- Ë:«Õèìèÿ»,1986.
2.Êàðàïåòüÿíö Ì.Õ., Äðàêèí Ñ.È. Îáùàÿ è íåîðãàíè÷åñêàÿ õèìèÿ. - Ì: Õèìèÿ, 2000.
.Íåêðàñîâ Á.Â. Ó÷åáíèê îáùåé õèìèè. - Ì: Õèìèÿ,1981.
.Âàñèëüåâà Ç.Ã., Ãðàíîâñêàÿ À.À., Òàïåðîâà À.À. Ëàáîðàòîðíûå ðàáîòû ïî îáùåé è íåîðãàíè÷åñêîé õèìèè.
5.Í.Å.Êóçüìåíêî, Â.Â. Åðåìèí, Â.À. Ïîïêîâ - Íà÷àëà õèìèè.-Ì: Âûñøàÿ øêîëà, 2001.
6.Í.Ñ. Àõìåòîâ - Îáùàÿ è íåîðãàíè÷åñêàÿ õèìèÿ. - Ì: Âûñøàÿ øêîëà, 1981.
.Ðåìè Ã. «Êóðñ íåîðãàíè÷åñêîé õèìèè» òîì 1. Èçäàòåëüñòâî «Õèìèÿ», Ìîñêâà 1967 ã.
Ðàçìåùåíî íà Allbest