Получение фосфорнокислого цинка

 

Оглавление


Введение

. Теоретическая часть

.1 Цинк

.1.1 История открытия

.1.2 Положение цинка в периодической системе Д.И. Менделеева

.1.3 Распространение в природе

.1.4 Физические свойства

.1.5 Химические свойства

.1.6 Получение

.1.7 Применение

.2 Кадмий

.2.1 История открытия

.2.2 Положение кадмия в периодической системе Д.И. Менделеева

.2.3 Распространение в природе

.2.4 Физические и химические свойства

.3 Фосфат кадмия

.4 Ртуть

.4.1 История открытия

.4.2 Положение ртути в периодической системе Д.И. Менделеева

.4.3 Распространение в природе

.4.4 Физические и химические свойства

.5 Фосфат ртути

. Фосфорнокислый цинк

. Получение фосфорнокислого цинка

Заключение

Список литературы

Введение


Фосфорнокислый цинк представляет собой бесцветные кристаллы ромбической системы. Плотностью 3,03-3,04 г/см3. Практически не растворим в воде (ПР=9,1*10-33). Растворим в кислотах. Целью данной курсовой работы является получение фосфорнокислого цинка. Для этого необходимо решить следующие задачи: 1) Подобрать литературу и изучить свойства Zn, Cd, Hg, Cd3(PO4)2 Hg3(PO4)2; рассмотреть их историю открытия, распространение в природе; изучить физические и химические свойства; рассмотреть применение и биологическую роль. 2) Подобрать оптимальную методику синтеза. 3) Синтезировать и изучить окислительно-восстановительные свойства Zn3(PO4)2.

цинк кадмий ртуть химический

1. Теоретическая часть


.1 Цинк


.1.1 История открытия

Цинк является тем элементом, который человек знает и использует с древних времен. Наиболее распространенным минералом является карбонат цинка, или каламин. Как любой карбонат, каламин при нагревании, точнее прокаливании, разлагается на оксид цинка и углекислый газ. Оксид цинка широко применялся в медицине, например, при лечении глазных болезней. Оксид цинка легко можно восстановить до свободного цинка. Но получить цинк в виде металла удалось значительно позже, чем были получены основные металлы древности: олово, свинец, железо, медь. Для восстановления цинка из оксида углем, необходима температура около 1100 °С. Температура же кипения цинка всего 906 °С. Следствием этого являлось то, что цинк просто напросто испарялся, его невозможно было уловить.

Цинк человеком применялся для приготовления латуни, сплава меди и цинка. Латунь применялась повсеместно, и в Китае, и в Индии, и в Греции и в Риме. Историки и археологи установили, что впервые получили латунь римляне. Это произошло во времена правления императора Августа, в начале нашей эры по летоисчислению. И этот способ применялся до XIX века.

Когда был получен цинк установить точно не удалось. В развалинах Дакии археологи нашли идола, который содержал более 27% цинка. Предположительно, цинк получали как побочный продукт при получении латуни.

Искусство получения цинка в Европе было утеряно В X-XI вв. Но цинк требовался для получения латуни, поэтому его приходилось завозить из Китая и Индии. Первое промышленное производство было открыто в Китае. Но способ был очень простым. Для получения цинка каламин засыпали в глиняные горшки, которые плотно закрывались, складывались в пирамиду, промежутки между ними заполнялись углем и нагревались горшки до высоких температур. Горшки нагревались докрасна. После данной операции горшки охлаждали, разбивали их и извлекали металлический цинк в виде слитков.

В Европе цинк стали получать вторично в XVI веке. Задачей химиков было совершенствование способов получения металлического цинка. Огромная заслуга в этом принадлежит А. Маргграфу, который занимался методами выделения цинка из природных минералов.

Название цинка произошло от аналогичного по звучанию слову из латинского языка, которое означало белый налет. Хотя есть другое мнение, что название металла произошло от немецкого слова цинн.


.1.2 Положение цинка в периодической системе Д.И. Менделеева

Цинк - элемент побочной подгруппы второй группы, четвертого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеев, с атомным номером 30. Атомная масса 65,39. Конфигурация внешних электронных оболочек атома 3d10 4s2. Степень окисления +2. Энергия ионизации при переходе Zn0 к Zn+2 9,39; 17,96 и 39,70 Эв. Сродство к электрону 0,09 Эв. Электроотрицательность по Полингу 1,66. Атомный радиус 0,139 нм. Ионный радиус Zn+2 (в скобках указано координационное число) 0,068 нм (5), 0,060 нм (4), 0,090 нм (8), 0,0790 нм (6).


.1.3 Распространение в природе

Содержание цинка в земной коре 7*10-3% по массе; В воде морей и океанов 0,01 мг/л. Известно более 70 минералов цинка, из них важнейшие: ZnS - цинковая обманка, ZnCO3 - смитсонит, Zn4(OH)2Si2O7*H2O - каламин, ZnO - цинкит, Zn2SiO4 - виллемит. Минералы цинка обычно встречаются с минералами Pb и Cu в полиметаллических рудах. Постоянные спутники цинка в рудах - рассеянные элементы - Cd, Ir а так же Ge, Ga, Tl.

1.1.4 Физические свойства

Цинк - голубовато-серебристый блестящий металл; на воздухе быстро окисляется, покрываясь тонкой защитной пленкой, уменьшающей его блеск; имеет низкую температуру плавления. Объем металла при плавлении увеличивается в соответствии со снижением плотности. С повышением температуры уменьшается кинетическая вязкость и электропроводность цинка и возрастает его удельное электрическое сопротивление. Наиболее общие и важные физические характеристики цинка представлены ниже:

Атомный объем: 9,15 Радиусы, нм: ионный (Zn2+) = 7,2-8,4; ковалентный = 12,5-12,7; металлический = 13,7-13,9 Сигония: Гекс Параметры решетки, нм: а = 26,645; с = 49,451; с/а = 1,856 Плотность цинка: в твердом состоянии при 20°С - 7,1 - 7,2 г/см3

в жидком состоянии при 450°С - 6,6 г/см3 Температура, К: плавления = 419,4; кипения = 905,4 Теплоемкость, Дж/(кг.К):

в твердом состоянии при 20 °С - 394

в жидком состоянии при 450 °С - 502

Теплопроводность, Вт/(м.К):

в твердом состоянии при 20 °С - 111

в жидком состоянии при 450 °С - 60

Удельная электропроводность, при 20 °С, МСм/м - 15,9

Удельное электросопротивление, мк Ом.м:

в твердом состоянии при 20 °С - 0,059

в жидком состоянии при 420 °С - 0,354 Коэффициент линейного расширения в интервале температур 20-200 °С, К-1 - 29,8.10-6

Температурный коэффициент теплопроводности, К-1 - 0Д5.10-3

Температурный коэффициент электросопротивления, К'1 - 4,17.10-3

Магнитные характеристики - Диамагнитен

Модуль нормальной упругости при 20 °С, Мпа - 78500 - 127500

Модуль сдвига при 20 °С, Мпа - 37300 Поверхностное натяжение жидкого цинка при (Тпл), н/м2: 0,8

Поверхностная энергия, мДж/м2: 105

Удельное электрическое сопротивление р при 293К, Ом*м: 59,2*10-9

Удельная электропроводность, См/м: 16,5*10-6


.1.5 Химические свойства

Цинк - химически активный металл, обладает выраженными восстановительными свойствами, по активности уступает щелочно-земельным металлам. Проявляет амфотерные свойства. Стандартный электродный потенциал - 0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа.

) Взаимодействие с неметаллами:

При сильном нагревании на воздухе сгорает ярким голубоватым пламенем с образованием амфотерного белого оксида цинка:


Zn + O2 = 2ZnO.


) При поджигании энергично реагирует с серой:

+ S = ZnS.


) С галогенами реагирует при обычных условиях в присутствии паров воды в качестве катализатора:

+ Cl2 = ZnCl2.


) При действии паров фосфора на цинк образуются фосфиды:

+ 2P = ZnP2

или 3Zn + 2P = Zn3P2.

С водородом, азотом, бором, кремнием, углеродом цинк не взаимодействует.

) Взаимодействие с водой:

Реагирует с парами воды при температуре красного каления с образованием оксида цинка и водорода:

+ H2O = ZnO + H2.


) Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов цинк находится до водорода и вытесняет его из неокисляющих кислот:

+ 2HCl = ZnCl2 + H2;+ H2SO4 = ZnSO4 + H2.


) Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой, образуя нитрат цинка и нитрат аммония:


Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.


) Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами с образованием соли цинка и продуктов восстановления кислот:

+ 2H2SO4(к) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O;+ 4HNO3(к) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O


) Взаимодействие со щелочами:

Реагирует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2


при сплавлении образует цинкаты

+ 2KOH = K2ZnO2 + H2.


) Взаимодействие с аммиаком:

С газообразным аммиаком при 550-600°С образует нитрид цинка


Zn + 2NH3 = Zn3N2 + 3H2;


растворяется в водном растворе аммиака, образуя гидроксид тетраамминцинка:

+ 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2.


) Взаимодействие с оксидами и солями:

Цинк вытесняет металлы, стоящие в ряду напряжения правее него, из растворов солей и оксидов

+ CuSO4 = Cu + ZnSO4;+ CuO = Cu + ZnO.


В водных растворах ионы цинка Zn+2 образуют аквакомплексы [Zn(H2O)4]+2. 1.1.6 Получение Основной способ получения Ц. - электролитический (гидрометаллургический). Обожжённые концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей (осаждением их цинковой пылью) и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Ц. осаждается на алюминиевых катодах, с которых его ежесуточно удаляют (сдирают) и плавят в индукционных печах. Обычно чистота электролитного Ц. 99,95%, полнота извлечения его из концентрата (при учёте переработки отходов) 93-94%. Из отходов производства получают цинковый купорос, Pb, Cu, Cd, Au, Ag; иногда также In, Ga, Ge, Tl. 1.1.7 Применение Области применения цинка в процентном отношении: Цинкование - 45-60 % В медицине (оксид цинка как антисептик) - 10 % Производство сплавов - 10% Производство резиновых шин - 10 % Масляные краски - 10 % Чистый металлический цинк используется для восстановления благородных металлов, добываемых подземным выщелачиванием (золото, серебро). Кроме того, цинк используется для извлечения серебра, золота (и других металлов) из чернового свинца в виде интерметаллидов цинка с серебром и золотом (так называемой «серебристой пены»), обрабатываемых затем обычными методами аффинажа.

Применение цинка в металлургии. Слитки цинка для применения в промышленности и металлургии. Этот металл по-прежнему остается основой промышленности. По выплавке чугуна и стали и сейчас судят о мощи государства. А чугун и сталь подвержены коррозии, и, несмотря на значительные успехи, достигнутые человечеством в борьбе с «рыжим врагом», коррозия ежегодно губит десятки миллионов тонн металла.

Нанесение на поверхность стали и чугуна тонких пленок коррозионно-стойких металлов - важнейшее средство защиты от коррозии. А на первом месте среди всех металлопокрытий - и по важности, и по масштабам - стоят покрытия цинковые. На защиту стали идет 40% мирового производства цинка! Наиболее широкое распространение цинк получил в качестве покрытия для предотвращения коррозии железа и сплавов на его основе (сталей). Для этой цели расходуется до 50 % получаемого промышленностью цинка. Цинкование - нанесение цинка или его сплавов на поверхность металлического изделия - применяется для защиты от коррозии стальных листов, проволоки, ленты, крепежных деталей, деталей машин и приборов, арматуры и трубопроводов. В качестве конструкционного материала цинковые сплавы главным образом применяются: в приборостроении, в полиграфической промышленности, в авиационной промышленности, в автомобильной промышленности, в судостроении, для изготовления предметов домашнего обихода. В качестве не конструкционного материала цинковые сплавы применяются: для литья анодов-протекторов, для изготовления припоев в производстве подшипников и гальванических элементов, как покрытия стальных листов. Сульфат и хлорид цинка применяют в медицине в качестве антисептических средств. Безводный хлорид цинка часто используют как дегидратирующее средство при проведении разнообразных реакций конденсации в органической химии; его широко используют в производстве органических красителей, ситцепечатании, для пропитки древесины.

Двойную соль - аммонийцинкхлорид (NH4)2 ZnCl2 -используют для паяльных целей. Окись цинка широко используют при производстве резины. Она улучшает качество резиновых шин и ряда других резиновых изделий. Также оксид цинка используется для производства краски. Применяется в производстве стекла, керамики, спичек, целлулоида, зубного цемента, косметических средств, в гальванотехнике и текстильной промышленности.


.2 Кадмий


.2.1 История открытия

В 1817 нем. химик Ф. Штромейер, при ревизии одной из аптек, обнаружил, что имевшийся там карбонат цинка содержит примесь неизвестного металла, который осаждается в виде жёлтого сульфида сероводородом из кислого раствора. Штромейер назвал открытый им металл кадмием (от греч. kadméia - нечистая окись цинка, также цинковая руда). Независимо от него немецкие учёные К. Герман, К. Карстен и В. Мейснер в 1818 открыли кадмий в силезских цинковых рудах.

1.2.2 Положение кадмия в периодической системе Д.И. Менделеева

Кадмий (Cadmium), Cd, химический элемент II группы периодической системы Менделеева; атомный номер 48, атомная масса 112,40; белый, блестящий, тяжёлый, мягкий, тягучий металл. Элемент состоит из смеси 8 стабильных изотопов с массовыми числами: 106 (1,215%), 108 (0,875%), 110 (12,39%), 111 (12,75%), 112 (24,07%), 113 (12,26%), 114 (28,86%), 116 (7,58%). Внешняя электронная конфигурация атома Cd 4d105s2. степень окисления +2, редко +1; энергии ионизации при последоват. переходе от Cd0 к Cd3+ соответственно 8,9939, 16,9085 и 37,48 эВ; сродство к электрону - 0,27 эВ; электроотрицательность по Полингу 1,7; атомный радиус 0,146 нм, ионный радиус (в скобках указано координац. число) Cd2+ 0,092 нм (4), 0,101 нм (5), 0,109 нм (6), 0,117 нм (7), 0,145 нм (12).


.2.3 Распространение в природе

Кадмий - редкий и рассеянный элемент с кларком литосферы 1,3×10-5% по массе. Для кадмия характерны миграция в горячих подземных водах вместе с цинком и др. халькофильными элементами и концентрация в гидротермальных месторождениях. Минерал сфелерит ZnS местами содержит до 0,5-1% Cd, максимально до 5%. Реже встречается гринокит CdS. Концентрируется кадмий в морских осадочных породах - сланцах (Мансфельд, ГДР), в песчаниках, в которых он также связан с цинком и др. халькофильными элементами. В биосфере известны 3 очень редких самостоятельных минерала кадмия - карбонат CdCO3 (отавит), окись CdO (монтепонит) и селенид CdSe.


.2.4 Физические и химические свойства

Кристаллическая решётка кадмия гексагональная, а = 2,97311, с = 5,60694 (при 25 °C); атомный радиус 1,56, ионный радиус Cd2+ 1,03. Плотность 8,65 г/см3 (20 °C), tпл 320,9? С, tkип 767 °C, коэффициент термического расширения 29,8×10-6 (при 25 °C); теплопроводность (при 0 oC) 97,55 вт/(м×К); удельная теплоёмкость (при 25 °C) 225,02 дж/(кг×К) или 0,055 кал/(г×°C); удельное электросопротивление (при 20 оC) 7,4×10-8ом×м (7,4×10-6 ом×см); температурный коэффициент электросопротивления 4,3×10-3 (0-100 °C). Предел прочности при растяжении 64 Мн/м2(6,4 кгс/мм2), относительное удлинение 20%, твёрдость по Бринеллю 160 Мн/м2 (16 кгс/мм2).

В соответствии с внешней электронной конфигурацией атома 4d10 5s2 валентность Кадмия в соединениях равна 2 (впрочем, имеются указания на образование ионов Cd2+ при растворении Кадмия в расплавленном CdCl2). На воздухе Кадмий тускнеет, покрываясь тонкой плёнкой окиси CdO, которая защищает металл от дальнейшего окисления. При сильном нагревании на воздухе Кадмий сгорает в окись CdO - кристаллический порошок от светло-коричневого до темно-бурого цвета, плотность 8,15 г/см3; при 700 °C CdO возгоняется, не плавясь. Кадмий непосредственно соединяется с галогенами; эти соединения бесцветны; CdCl2, CdBr2 и Cdl2 очень легко растворимы в воде (около 1 ч. безводной соли в 1 ч. воды при 20 °C), CdF2 растворим труднее (1 ч. в 25 ч. воды). С серой кадмий образует сульфид CdS от лимонно-жёлтого до оранжево-красного цвета, нерастворимый в воде и разбавленных кислотах. Кадмий легко растворяется в азотной кислоте с выделением окислов азота и образованием нитрата, который даёт гидрат Cd (NO3)2×4H2O. Из кислот - соляной кадмий разбавленной серной К. медленно выделяет водород, при выпаривании растворов из них кристаллизуются гидраты хлорида 2CdCl2×5H2O и сульфата 3CdSO4×8H2O. Растворы солей кадмия имеют кислую реакцию вследствие гидролиза; едкие щёлочи осаждают из них белую гидроокись Cd (OH)2, нерастворимую в избытке реактива; впрочем, при действии концентриров. растворов щёлочи на Cd (OH)2 были получены гидрооксокадмиаты, например Na2[Cd (OH)]. Катион Cd2+ легко образует комплексные ионы с аммиаком [Cd (NH3)4]2+ и с цианом [Cd (CN)4]2- и [Cd (CN)6]4-.

Известны многочисленные основные, двойные и комплексные соли кадмия. Соединения кадмия ядовиты; особенно опасно вдыхание паров его окиси. 1.2.5 Получение и применение К. получают из побочных продуктов переработки цинковых, свинцово-цинковых и медно-цинковых руд. Эти продукты (содержащие 0,2-7% кадмия) обрабатывают разбавленной серной кислотой, которая растворяет окиси кадмия и цинка. Из раствора осаждают кадмия цинковой пылью; губчатый остаток (смесь Кадмия и цинка) растворяют в разбавленной серной кислоте и выделяют кадмий электролизом этого раствора. Электролитический кадмий переплавляют под слоем едкого натра и отливают в палочки; чистота металла - не менее 99,98%.

Металлический кадмий применяют в ядерных реакторах, для антикоррозионных и декоративных покрытий, в аккумуляторах кадмий служит основой некоторых подшипниковых сплавов, входит в состав легкоплавких сплавов. Легкоплавкие сплавы применяют для спайки стекла с металлом, в автоматических огнетушителях, для тонких и сложных отливок в гипсовых формах и др. Сульфид Кадмий (кадмиевая жёлтая) - краска для живописи. Сульфат и амальгама кадмия используются в нормальном элементе Вестона.


.3 Фосфат кадмия


Внешний вид: бесцветные гексагональные кристаллы

Формула: Cd3(PO4)2

Молекулярная масса (в а.е.м.): 527,176

Температура плавления (в °C): 1500

Растворимость (в г/100 г растворителя или характеристика):

в воде не растворим.


1.4 Ртуть


.4.1 История открытия

Самородная ртуть была известна за 2000 лет до н. э. народам Древней Индии и Древнего Китая. Ими же, а также греками и римлянами применялась киноварь (природная HgS) как краска, лекарственное и косметическое средство. Греческий врач Диоскорид (1 в. н.э.), нагревая киноварь в железном сосуде с крышкой, получил ртуть в виде паров, которые конденсировались на холодной внутренней поверхности крышки. Продукт реакции был назван hydrárgyros (от греч. hýdor - вода и árgyros - серебро), т. е. жидким серебром, откуда произошли латинские названия hydrargyrum, а также argentum vivum - живое серебро. Последнее сохранилось в названиях Ртуть quicksilver (англ.) и Quecksilber (нем.). Происхождение русского названия ртуть не установлено. Алхимики считали ртуть главной составной частью всех металлов. "Фиксация" ртути (переход в твёрдое состояние) признавалась первым условием её превращения в золото.

Твёрдую ртуть впервые получили в декабре 1759 петербургские академик И.А. Браун и М.В. Ломоносов. Учёным удалось заморозить ртуть в смеси из снега и концентрированной азотной кислоты. В опытах Ломоносова отвердевшая ртуть оказалась ковкой, как свинец. Известие о "фиксации" ртути произвело сенсацию в учёном мире того времени; оно явилось одним из наиболее убедительных доказательств того, что ртуть - такой же металл, как и все прочие.


.4.2 Положение ртути в периодической системе Д.И. Менделеева

Ртуть (лат. Hydrargyrum), Hg, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 80, атомная масса 200,59; серебристо-белый тяжёлый металл, жидкий при комнатной температуре. В природе ртуть представлена семью стабильными изотопами с массовыми числами: 196 (0,2%), 198 (10,0%), 199 (16,8%), 200 (23,1%), 201 (13,2%), 202 (29,8%), 204 (6,9%). Конфигурация внешних электронов атома Hg 5d106s2. степень окисления + 1 и + 2; энергии ионизации Hg0, Hg1+, Hg2+, Hg3+ соответственно 10,4376, 18,756 и 34,2 эВ; сродство к. электрону - 0,19 эВ; электроотрицательность по Полингу 1,9; атомный радиус 0,155 нм, ковалентный радиус 0,149 нм, ионный радиус (в скобках указано к. ч.) Hg+ 0,111 нм (3), 0,133 нм (6), Hg2+ 0,083 нм (2), 0,110 нм (4), 0,116 нм (6), 0,128нм (8).


.4.3 Распространение в природе

Ртуть принадлежит к числу весьма редких элементов, её среднее содержание в земной коре (кларк) близко к 4,5×10-6% по массе. Приблизительно в таких количествах она содержится в изверженных горных породах. Важную роль в геохимии ртуть играет её миграция в газообразном состоянии и в водных растворах. В земной коре ртуть преимущественно рассеяна; осаждается из горячих подземных вод, образуя ртутные руды (содержание ртути в них составляет несколько процентов). Известно 35 ртутных минералов; главнейший из них - киноварь HgS.


.4.4 Физические и химические свойства

Ртуть - единственный металл, жидкий при комнатной температуре. Твёрдая ртуть кристаллизуется в ромбические сингонии, а = 3,463, с = 6,706; плотность твёрдой ртути 14,193 г/см3 (-38,9 °C), жидкой 13,52 г/см3 (20 °C), атомный радиус 1,57, ионный радиус Hg2+ 1,10; tпл - 38,89 °C; tkип 357,25 °C; удельная теплоемкость при 0 °C 0,139 кдж/(кг ×К) [0,03336 кал/(г×°C)]; при 200 °C 0,133 кдж/(кг×К)[0,0319 кал/(г ×°C)]; температурный коэффициент линейного расширения 1,826×10-4 (0-100 °C); теплопроводность 8,247вт/(м×К) (при 20оC); удельное электросопротивление при 0°C 94,07×10-8 ом×м (94,07×10-6 ом×см). При 4,155 К ртуть становится сверхпроводником. Ртуть диамагнитна, её атомная магнитная восприимчивость равна -0,19×10-6 (при 18 °C).

Конфигурация внешних электронов атома Hg 5d106s2, в соответствии с чем при химических реакциях образуются катионы Hg2+ и Hg22+. Химическая активность ртути невелика. В сухом воздухе (или кислороде) она при комнатной температуре сохраняет свой блеск неограниченно долго. С кислородом даёт 2 соединения: чёрную закись Hg2O и красную окись HgO. Hg2O появляется в виде чёрной плёнки на поверхности ртути при действии озона. HgO образуется при нагревании Hg на воздухе (300-350 °C), а также при осторожном нагревании нитратов Hg (NO3)2 или Hg2(NO3)2. Гидроокись ртути практически не образуется. При взаимодействии с металлами, которые ртуть смачивает, образуются амальгамы. Из сернистых соединений важнейшим является HgS, которую получают растиранием ртути с серным цветом при комнатной температуре, а также осаждением растворов солей Hg2+ сероводородом или сульфидом щелочного металла. С галогенами (хлором, иодом) ртуть соединяется при нагревании, образуя почти недиссоциирующие, в большинстве ядовитые соединения типа HgX2. В соляной и разбавленной серной кислотах Ртуть не растворяется но растворима в царской водке, азотной и горячей концентрированной серной кислотах.

Почти все соли Hg2+ плохо растворимы в воде. К хорошо растворимым относится нитрат Hg (NO3)2.

Большое значение имеют хлориды ртути: Hg2Cl2 (каломель) и HgCl2 (сулема) Известны соли окисной ртути цианистой и роданистой кислот, а также ртутная соль гремучей кислоты Hg (ONC)2, т. н. гремучая ртуть. При действии аммиака на соли образуются многочисленные комплексные соединения, например HgCI×2NH3 (плавкий белый преципитат) и HgNH2CI (неплавкий белый преципитат). Применение находят ртутьорганические соединения. 1.4.5 Получение Ртутные руды (или рудные концентраты), содержащие ртуть в виде киновари, подвергают окислительному обжигу

HgS + O2 = Hg + SO2.


Обжиговые газы, пройдя пылеуловительную камеру, поступают в трубчатый холодильник из нержавеющей стали или монель-металла. Жидкая ртуть стекает в железные приёмники. Для очистки сырую ртуть пропускают тонкой струйкой через высокий (1-1,5 м) сосуд с 10%-ной HNO3, промывают водой, высушивают и перегоняют в вакууме.

Возможно также гидрометаллургическое извлечение ртуть из руд и концентратов растворением HgS в сернистом натрии с последующим вытеснением ртути алюминием. Разработаны способы извлечения ртути электролизом сульфидных растворов. Распространение ртути в природе. Ртуть принадлежит к числу весьма редких элементов, её среднее содержание в земной коре (кларк) близко к 4,5×10-6% по массе. Приблизительно в таких количествах она содержится в изверженных горных породах. Важную роль в геохимии ртути играет её миграция в газообразном состоянии и в водных растворах. В земной коре ртуть преимущественно рассеяна; осаждается из горячих подземных вод, образуя ртутные руды (содержание ртути в них составляет несколько процентов).

Известно 35 ртутных минералов; главнейший из них - киноварь HgS. 1.4.6 Применение Ртуть широко применяется при изготовлении научных приборов (барометры, термометры, манометры, вакуумные насосы, нормальные элементы, полярографы, капиллярные электрометры и др.), в ртутных лампах, переключателях, выпрямителях; как жидкий катод в производстве едких щелочей и хлора электролизом, в качестве катализатора при синтезе уксусной кислоты, в металлургии для амальгамации золота и серебра, при изготовлении взрывчатых веществ; в медицине (каломель, сулема, ртутьорганические и другие соединения), в качестве пигмента (киноварь), в сельском хозяйстве (органические соединения ртути) в качестве протравителя семян и гербицида, а также как компонент краски морских судов (для борьбы с обрастанием их организмами). Ртуть и ее соединения токсичны, поэтому работа с ними требует принятия необходимых мер предосторожности. 1.5 Фосфат ртути Внешний вид: белые кристаллы

Формула: Hg3(PO4)2

Молекулярная масса (в а.е.м.): 791,71

Растворимость (в г/100 г растворителя или характеристика):

вода: не растворим этанол: не растворим

Растворим в кислотах.


2. Фосфорнокислый цинк


Ортофосфат цинка - неорганическое соединение, соль металла цинка и ортофосфорной кислоты с формулой Zn3(PO4)2, бесцветные кристаллы, не растворяется в воде, образует кристаллогидрат.

Получение Известен способ получения фосфата цинка путем обработки сульфата цинка раствором фосфорной кислоты в присутствии щелочи.

Недостатком данного способа является то, что на 1 т фосфата цинка образуется 1 т сульфата натрия, который является отходом производства и не находит применения. Кроме того, покрытия на основе фосфата цинка имеют невысокие защитные свойства, через 6 месяцев в 3%-ном растворе поваренной соли оно на 50% покрывается сыпью.

Известен также способ получения фосфата цинка путем обработки окиси цинка раствором фосфорной кислоты при температуре кипения раствора 121 oС с последующим охлаждением раствора и отделении кристаллического продукта.

При испытании покрытия на основе фосфата цинка в течение 6 месяцев в 3%-ном растворе поваренной соли оно покрывается на 20% сыпью. Кроме того, данные покрытия имеют невысокую прочность. Мы же используем метод: Обработки растворов солей цинка гидрофосфатом натрия:


ZnCl2 + 4Na2HPO4 = Zn3(PO4)2 + 2NaH2PO4 + 6NaCl


Этот способ позволяет получить фосфорнокислый цинк с максимальным выходом продукта (95,6%), без особых трудностей и без выделения ядовитых веществ.

Физические свойства

Ортофосфат цинка образует бесцветные кристаллы, не растворяется в воде и этаноле.

Образует кристаллогидрат состава Zn3(PO4)24H2O. Молекулярная масса (в а.е.м.): 386,113 Температура плавления (в °C): 1060 Плотность: 4 (15°C, г/см3, состояние вещества - кристаллы) Стандартная энтальпия образования ?H (298 К, кДж/моль): -2900 (т)

Химические свойства

Реагирует с кислотами с образованием кислых солей:

3(PO4)2 + 4H3HPO4 = 3Zn(H2PO4)2


Применение

В стоматологии как компонент пломбировочных материалов. Фосфат цинка обладает высоким противокоррозионным действием и низкой токсичностью, повышает адгезию и улучшает защитные свойства лакокрасочных изделий.


3. Получение фосфорнокислого цинка


Методика приготовления

В раствор соли цинка приливают раствор Na2HPO4 до полного осаждения Zn3(PO4)2. Не отфильтровывая осадка, в раствор добавляют ледяную CH3COOH до полного растворения и полученный раствор кипятят несколько минут. Выпавшие кристаллы препарата отсасывают на воронке Бюхнера, промывают небольшим количеством воды и сушат при 100°C.

Оборудования и реактивы: воронка Бюхнера, пипетка, пробирки, стакан (100 мл.), фильтровальная бумага, спички, ножницы, асбестовая сетка, тигель, универсальная индикаторная бумага. CH3COOH, Na2HPO4, ZnCl2, вода.

Препарат получают в качестве восстановителя Zn+2 и гидрофосфата Na:


ZnCl2 + 4Na2HPO4=Zn3(PO4)2? + 6NaCl + 2NaH2PO4


Для того чтобы получить 5г Zn3(PO4)2 произведем расчет масс каждого вещества, которые нужны для реакции.

Расчеты:


ZnCl2 + 4Na2HPO4=Zn3(PO4)2? + 6NaCl + 2NaH2PO4= m/M(Zn3(PO4)2)= 5г/(385г/моль)=0,013 моль(ZnCl2)=(65+71+18)=154 г/ моль (ZnCl2)=0,013моль × 154 г/ моль = 6 г(Na2HPO4 × 12H2O) = 358 г/ моль(Na2HPO4 × 12H2O)= 4× 358× 0,013= 18,6 г ? =(mэ/ mтеор.)×100%= (4,78/5)×100% =95,6%

Заключение


В ходе выполнения данной курсовой работы нами были изучены свойства Zn, Cd, Hg, Cd3(PO)4, Hg3(PO)4; рассмотрены их истории открытия, распространение в природе; изучены физические и химические свойства; подобрана оптимальная методика синтеза; был синтезирован Zn3(PO4)2. В результате мы получили вещество с выходом продукта реакции - 95,6%.


Список литературы


1. «Изучение закономерностей получения фосфата цинка, разработка и освоение аппаратурно-технологического передела для промышленного производства противокоррозионных фосфатирующих составов» Пономарев В.Г., Тиунов К.А., Кудрявский Ю.П., Современные наукоемкие технологии, 2005 год, № 6, стр. 67-67

. «Химия фосфатов металлов. Неорганическая химии». Тананаев И.В. 1980 год, Т.25, №1, стр. 45-56.

. «Кислотно-основные свойства некоторых фосфорсодержащих соединений» Потапов A.C., Удалова Г.А., Изв. ВУЗов. Химия и химическая технология, 1981 год, т. 24, № 5, стр. 556-560.

. «Справочник химика» Л.-М.: Химия, 1964 год, Т.2, стр. 78-79

. «Аналитическая химия цинка». Живописцев В.П., Селезнева Е.А., М. : Наука, 1975 год, стр. 200.

. «Фосфор и его соединения» Ван Везер Дж., М.: ИЛ., 1962 год, т. 1, стр. 680.

. «Исследование термохимических превращений ортофосфата цинка» Амирова С.А., Печковский В.В., Тюленева Т.Е., Изв. ВУЗов химия и химическая технология, 1957 год, т. 7, № I, стр. 3 - 7.

. «Аналитическая химия ртути» Гладышев В.П., Левицкая С.А., Филлипова Л.М - М.: Наука, 1974 год, стр. 19.


Оглавление Введение . Теоретическая часть .1 Цинк .1.1 История открытия .1.2 Положение цинка в периодической системе Д.И. Менделеева .1.

Больше работ по теме:

Предмет: Химия

Тип работы: Курсовая работа (т)

Новости образования

КОНТАКТНЫЙ EMAIL: MAIL@SKACHAT-REFERATY.RU

Скачать реферат © 2018 | Пользовательское соглашение

Скачать      Реферат

ПРОФЕССИОНАЛЬНАЯ ПОМОЩЬ СТУДЕНТАМ