Синтез амоній триванадату

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.3.3 Хімічні властивості амоніаку.

 Молекули амоніаку утворюються за допомогою ковалентних зв'язків. Електронна і структурна формули молекули амоніаку такі:

 Н    Н

 ..     |

: N:   Н   і  N — Н

..       |

Н     Н

Однак зв'язки N — Н в  молекулі амоніаку полярні, оскільки електронна пара зміщена до атома азоту. Тому атом азоту має негативний заряд, а атом водню — позитивний. У хімічному відношенні амоніак є відновником, а сам звичайно окислюється до вільного азоту. Так, в атмосфері кисню амоніак горить за реакцією:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

Амоніак також легко відновлює  монооксид міді до металічної міді при високій температурі за реакцією:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O [6].

Також він окислюється пероксоводнем, перманганатом калію, хлором, бромом та іншими сильними окислювачами, наприклад

2КМnO₄ + 2NH₃ = N₂+2МnO₂ + 2КОН + 2Н₂O.

Окислення азоту N відбувається під  час розкладання солей амонію кислот-окислювачів:

(NH₄)₂Сг₂O₇ = N2 + Сг₂O₃ + 4Н₂O.

При наявності платинового або  платино-родієвого каталізатора і при температурі 750—900 °С аміак окислюється киснем повітря до оксиду азоту (II):

4NН₃ + 5O₂ = 4NO + 6Н₂O.

Ця реакція лежить в основі промислового методу добування азотної кислоти. Без каталізатора амоніак окислюється до вільного азоту.

Амоніак добре розчиняється у воді: при 20 °С один об'єм води розчиняє близько 750 об'ємів амоніаку. Висока розчинність амоніаку у воді пояснюється утворенням водневого зв'язку між молекулами NH₃ і Н₂0, який за силою наближається до донорно-акцепторного. Оскільки молекула амоніаку кращий акцептор протона, ніж вода, то у розчині спостерігається рівновага:

NH₃ + Н₂O= NНз • НОН= NH₄⁺ + ОН^-.

Цим пояснюється те, що водні розчини  аміаку мають слабколужну реакцію. Константа дисоціації гідрату аміаку NH₃-Н₂0 при 25 °С дорівнює 1,76 • 10^-5  [5].

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.3.4 Солі амонію

Одна з найважливіших властивостей амоніаку — здатність утворювати солі амонію. При взаємодії амоніаку з протоном утворюється іон амонію NН₄⁺. Як  і в молекулі NH₃ , в іоні амонію атомні орбіталі нітрогену знаходяться у стані sр3-гідридизації та утворюють чотири рівноцінні зв'язки, один з яких утворений за донорно-акцепторним механізмом:

              H                                     H            ⁺

H – N:  +       H⁺             H – N H

               H                                     H

донор    акцептор

З аніонами кислот іон амонію утворює тверді кристалічні добре  розчинні речовини - солі амонію: NН₄СІ - хлорид амонію, (NН₄)₂SO₄ - сульфат амонію, NН₄NО₃ - нітрат амонію.

Особливістю солей амонію, порівняно із солями лужних металів, є їх низька термічна стійкість і  леткість ряду солей. Продукти термічного розкладу солей амонію визначаються природою аніона. Якщо сіль амонію утворена неокисником, її нагрівання не супроводжується окисно-відновними реакціями. При підвищеній температурі хлорид амонію дисоціює оборотно:

NН₄CI= NH₃+ НСІ,

 утворюючи леткі продукти  NH₃ і НС1, які при охолодженні знову стають NН₄С1.

Реакція розкладання карбонату  та гідрокарбонату амонію може відбуватися  навіть при кімнатній температурі:

(NН₄)2СО3=2NН3 +H₂O + СО₂.

Гідрогенкарбонат амонію NН₄НСO₃ використовують в хлібопекарстві. Його застосування засновано на тому, що при незначному нагріванні одержують NН₃ і СO₂, які розпушують тісто.

Не супроводжується окиснювальними реакціями і нагрівання гідрогенфосфатів амонію:

(NH₄)₂НРO₄=2NH₃+ Н₃РO₄,

NН₄Н₂РO₄ = NНз + Н₂O + НРO₃.

Якщо сіль амонію утворена кислотою окисником, має місце окиснювання нітрогену катіона амонію, наприклад:

NН₄NOз→NO₂ + 2Н₂O,

NН₄NOз→ N₂ + 2Н₂O.

 Солі амонію є сильними  електролітами, в розчинах вони  дисоціюють на катіони амонію та кислотні залишки. При цьому внаслідок гідролізу катіона NН₄⁺, їх розчини мають кислу реакцію:

NН₄CI→ NН₄⁺+ CI^-

NН₄⁺ +H₂O=NН₃+ Н ₃O⁺ [7].

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4. Методика синтезу  калій триванадат

3KVO₃+2H⁺=KV₃O₉+2K⁺+H₂O

Цю сіль отримують із моно ванадату калію при додаванні  оцтової кислоти в кількості 1,4 моль на 1 моль ванадату.

В стакані розміщеному  у водяній бані при 75°С розчиняють 7 г монованадату в 25 мл води. До гарячого розчину який має концентрацію по ванадію≈2м при сильному змішуванні добавляють з бюретки 70 мл 1 м розчину оцтової кислоти причому носик бюретки повинен бути в розчині. Швидкість додавання розчину кислоти становить 1мл/хв..

Розчин червоного кольору  тримають в гарячій бані,а потім  протягом 15 год. охолоджують до кімнатної температури.

Для кристалізації прозорий розчин  охолоджують до 0°С. Кристали відсмоктують, промивають невеликою  кількістю води (льодяної), а потім ацетоном.

Якщо використовувати  монованадат амонію таким самим  методом можна отримати амоній триванадат.[8]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.5. Вихідні речовини для синтезу

1.5.1 Амонію метаванадат

NH₄VO₃-безбарвна кристалічна речовина розчин якої у воді має жовтий колір, не розчинна в етанолі та ефірах,у воді при 20°C розчинність становить 4.8 г на 100 г води ,а при 50°C -17.8г В зв’язку з поганою розчинністю NH₄VO₃  використовується для виділення ванадієвої кислоти з її розчинів. Амонію метаванадат не переходить в піро- і орто-форми. Використовують  NH₄VO₃  в текстильній промисловості як протраву при фарбуванні тканин і для фіксації аніліну на шовкових тканинах.  Він входить до складу  чорнил і типографічних фарб, з його допомогою  виготовляють анілін[9]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.5.2. Оцтова кислота

Оцтова або ацетатна (етанова) кислота. Ця кислота СН₃СООН за звичайної температури - безбарвна рідина з різким характерним запахом, за температури нижче -16,6 °С - кристалічна, льодоподібна маса. Тому безводну оцтову кислоту називають «льодяною», її температура кипіння становить 118,5°С, за кімнатної температури вона змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Розчин цієї кислоти з масовою часткою СН₃СООН 3-5% відомий під назвою столового оцту, 70-80% - оцтової есенції.

Оцтова кислота утворюється  під час оцтовокислого бродіння розбавлених розчинів етанолу. У  метаболічних процесах приймає участь як сама кислота та її солі, які перетворюються на жирні кислоти, терпеноїди. Особливо важлива наявність оцтової кислоти у формі ацетилу в ацетилкоферменті А.

Оцтова кислота виявляє  всі хімічні властивості, характерні для карбонових кислот. Вона - слабкий електроліт:

СН₃СООН =СН₃ СОО^- + H⁺

Ступінь її дисоціації становить 1.3%.

Оцтова кислота змінює колір лакмусу та метилового оранжевого на червоний, взаємодіє з металами, які стоять в раду стандартних електродних потенціалів перед воднем, з основами, амфотерними гідроксидами, солями.

Солі оцтової кислоти називаються етанатами або ацетатами. Як йоні сполуки вони добре розчиняються у воді, як солі слабкої кислоти - гідролізуються у водних розчинах.

 На відміну від мурашиної  оцтова кислота не виявляє властивостей альдегіду.

Оцтову кислоту добувають  окисненням етилового спирту під дією бактерій:

СН₃-СH₃-OH+ O₂ =CH₃-COOH+H₂O

Це найдавніший спосіб її одержання (скисання виноградного вина). Основний промисловий синтетичний  спосіб добування оцтової кислоти  складається з трьох стадій:

1)крекінгу метану на ацетилен і водень:

2СН₄→ СН≡СН + ЗН₂.

2)добування оцтового альдегіду за реакцією Кучерова:

СН≡СН+ H₂O= CH₃COH

3)окиснення оцтового альдегіду киснем повітря за наявності ка- 
талізатора: 

СНзСOH→ СН₃СООН

Перспективним є новий (економічно більш вигідний) спосіб добування оцтової кислоти з бутану

2CH₃-CH₂- CH₂- CH₃+5O₂= 4CH₃-COOH+2H₂O

З усіх карбонових кислот оцтова має найбільше практичне значення, її застосовують у синтезі барвників, для одержання пластмас, ліків (наприклад, аспірину, фенацетину), штучних волокон, негорючої кіноплівки тощо. Солі та іноді похідні цієї кислоти використовують для фарбування тканин, у медицині, сільському господарстві (боротьба з бур'янами). Естери оцтової кислоти, як і естери мурашиної, застосовують як розчинники і запашні речовини.[10]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Експериментальна частина

2.1. Методика синтезу

Розрахунки проводимо  за таким рівнянням реакції:

3NH₄VO₃+2H⁺=NH₄V₃O₉+2NH₄⁺+2H₂O

       X=16,85 г- маса амонію метаванадату

v(NH₄VO₃)=моль

            y=0,196моль- кількість молів CH₃COOH

М(CH₃COOH)=60

0,196•60=11,76 (m(CH₃COOH)

V(CH₃COOH)=

Готуємо 1м розчин оцтової  кислоти

0,196моль-196мл.

Х моль-250мл                         Х=0,25 моль-кількість молів CH₃COOH для 250 мл         1м розчину

0,2560=15г-маса  CH₃COOH-100%

15г-100%

Хг-99.8г                               Х=14.97г-маса 99.8%  CH₃COOH                

 14.971.05=14.26 мл- об'єм  концентрованої оцтової кислоти.

Зробивши необхідні розрахунки готуємо розчин амоній метаванадату  та 1м розчин оцтової кислоти . Розчин амоній метаванадату нагріваємо до температури 75°С і невеликими кількостями додаємо розчин оцтової кислоти. Утворюється розчин оранжевого кольору. Після охолодження розчину  викачуємо з ньго воду насосом Кумовського  після чого отриману сіль залишаємо сушитись.

 

 

 

Висновки

1. Було проведено огляд літературних джерел із класифікації солей,способів їх добування,  властивостей амоніаку .

2. Знайдено методику синтезу амоній триванадату та проведено синтез цієї сполуки. В результаті чого отримано сіль оранжевого кольору.

3. Маса синтезованої речовини становить 9.1 г що становить 91% від теоретичного.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Список використаної літератури

1. Телегус В.С. Бодак О. І. Заречнюк О.С. Основи загальної хімії.-Л.:світ,2000

2. Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Ірпінь, 1998

3. Скопенко В.В., Григорєва В. В. Найважливіші класи неорганічних сполук. –   К.: Либідь, 1996

4. Степаненко О. М. Рейтер Л. Г.  Лезовських В. М. Іванов С. В.  Загальна і неорганічна хімія. - К.: Педагогічна преса, 2000

5.  Григор'єва  В.В. Самійленко В.М. Сич А.М. Загальна хімія Вища школа 1991

6.  Ф.А.Деркач Хімія Л.1968

7.  Левітін Є.Я, Бризицька А.М. Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія Віниця Нова Книга-2003

8. Ключников неорганічний синтез

9. Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977

10. Мітрясова О.П. Вступ до органічної хімії Київ-2007