Методы получения соли мора

На что способна соль Мора

Содержание статьи

Физические и химические свойства соли Мора

Соль Мора — это кристаллы моноклинной сингонии красивого темно-зеленого цвета. Обладает характерным смолистым или стеклянным блеском и хорошей прозрачностью. Эта соль растворяется в воде. В кислой среде способна растворяться практически в любых соотношениях. При нагревании кристаллы обезвоживаются, цвет постепенно тускнеет, и они превращаются в бледно-зеленый порошок.

Химическая формула соли Мора — FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O. Она относится к двойным солям, в состав которых входят два металла при одном галлоиде. Научное название этого соединения — «соль закиси железа и аммония двойная сернокислая». С ее помощью можно обнаружить в растворе присутствие ионов железа (качественная реакция). В других реакциях она реагирует с веществами как обычная смесь двух составляющих ее солей.

Получение соли Мора

Кристаллы соли Мора можно получить в домашних условиях. Для этого потребуется раствор соли, небольшие банки, пластиковая ложка, старая кастрюля (которую не жалко), дистиллированная вода, ватный фильтр и конус для фильтрации. Последний можно изготовить из обычной пластиковой бутылки. Сначала разогрейте раствор в «водяной бане» до температуры около 70 градусов. Не спешите сразу доставать банку, она может лопнуть из-за резкого перепада температур. Цель этой процедуры заключается в увеличении концентрации соли в растворе.

После того как раствор остынет до температуры 35-40 градусов, в него нужно опустить «затравки» — предметы, на которых будут расти кристаллы. Можно использовать плоские маленькие камушки или нитки. После этого банку закрывают марлей и ставят в прохладное место. Через несколько дней вы увидите, что на вашей «затравке» выросли красивые темно-зеленые кристаллы.

Меры предосторожности при работе с солью Мора

Соль Мора не представляет серьезной угрозы, однако попадание внутрь организма тоже нежелательно. После работы с ней тщательно мойте руки и избегайте попадания на кожу (может вызвать локальное раздражение) или одежду. Она способна оставлять ржавые пятна, которые не отстирываются.

Правила хранения соли Мора

Соль Мора нужно хранить в сухом месте, защищенном от прямых солнечных лучей, где температура не превышает 35 градусов. При избыточном количестве тепла она обезвоживается. Не допускается попадание воды (включая водяной пар) и пыли. Если контакт с этими веществами все же произошел, нужно протереть кристаллы сухой тряпочкой.

Источник

3.1 Получение соли Мора, реакции

Мы взяли 34,5 мл воды и налили в стакан. Далее отобрали 2,18 мл 96%-ной серной кислоты и по каплям добавляли в стакан с водой.

Взвесили на термохимических весах 2 г железа. Добавили в стакан с кислотой и растворяли с нагреванием для увеличения скорости реакции. Образовался сульфат железа (II).

Взвесили на термохимических весах 4,71 г кристаллизованного сульфата аммония. Насыпали в колбу и небольшим количеством воды растворили с небольшим нагреванием.

Когда железо полностью растворилось, сливаем сульфат железа и сульфат аммония в фарфоровую чашку и ставим на водяную баню. Как только образовалась небольшая плёнка на поверхности раствора фильтруем его на воронке Бюхнера.

Когда в воронке образовались кристаллы, и перестала отсасываться вода, промываем соль в ледяной воде, отжимаем между листами фильтровальной бумаги и взвешиваем. Масса полученного вещества составила 11 г.

Выход продукта составил 75,5%.

Делись добром 😉

Похожие главы из других работ:

1. Кислые соли

Кислые соли — представляют собой продукты неполного замещения атомов водорода атомами металла. Кислые соли — продукт неполной нейтрализации многоосновных кислот основаниями. От двухосновных кислот (H2 SO4, H2 CO3, H2 S и т.д.

2. Средние соли

Средние соли можно рассматривать.

3. Основные соли

Основные соли можно рассматривать как продукт неполного замещения гидроксильных групп основания или амфотерного гидроксида на кислотные остатки. Основные соли — продукт неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой.

4. Двойные соли

Двойные соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы разных металлов, или как продукт замещения гидроксильных групп многокислотного основания на кислотные остатки разных кислот.

5. Комплексные соли

Комплексные соли- соли, в состав которых входят комплексные ионы. (Комплексными называются соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовалась по донорно-акцепторному механизму.) Например.

1.1.1 Соли 1,2,3-дитиазолия

Наиболее важное и интенсивно исследующееся до настоящего времени соединение класса 1,2,3-дитиазолов — соль Аппеля 1а была впервые получена реакцией ацетонитрила с монохлоридом серы и описана как нестабильный 2,3,4-трихлор-1,2,3-дитиазол.

1.1 Биография Мора

соль мор железо закись аммоний Карл Фридрих Мор (4 ноября 1806 — 28 сентября 1879) был немецким химиком, известным его ранним заявлением о принципе сохранения энергии. Железо аммония (II) сульфат, (NH4)2·Fe(SO4)2·6H2O, называют солью Мора в честь него. Жизнь.

1.3 Двойные соли

Двойные соли — это соединения типа KAl(SO4)2·12H2O (алюмокалиевые квасцы). Двойные соли существуют только в твердом виде. При растворении в воде они диссоциируют на ионы, например: KAl(SO4)2 = К+ + Al3+ + 2SO42? Но это происходит не обязательно.

1.8 Соли аммония

Соли аммония — соли, содержащие положительно заряженый ион аммония NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе.

3.1 Метод Мора. Титрант, его приготовление и стандартизация, индикатор, условия определения, применение в анализе

Титрантом метода является раствор 0,1 (или 0,05; 0,02; 0,01) моль/дм3 серебра нитрата. В качестве индикатора используют раствор 0, 01 моль/дм3 калия хромата, применение которого основано на дробном осаждении. Суть метода заключается в том.

1.1 ПОЛУЧЕНИЕ ПКС С ПРИМЕНЕНИЕМ ВЫСОКОГО ДАВЛЕНИЯ ИЗ ДИМЕТИЛДИХЛОРСИЛАНА (НАТРИЕВЫЙ СИНТЕЗ ПО РЕАКЦИИ ВЮРТЦА)

При 2100 С ПДМС начинает разлагаться, а при 420 ч 4700 С практически полностью пре- вращается в смесь низкомолекулярных силанов и карбосиланов.

8. Соли натрия

Соли щелочных металлов бесцветны (если они не содержат окрашенных анионов). Они почти все легко растворимы; только литий образует несколько большее число довольно трудно растворимых солей. Водные растворы солей содержат бесцветные.

2.2 Кислоты и их соли

а) Фосфористая кислота H3PO3. Безводная фосфористая кислота Н3РО3 образует кристаллы плотностью 1,65 г/см3, плавящиеся при 74°С. Структурная формула.

1.3.2 Метод Вестфаля-мора

Весы Вестфаля-Мора состоят из вращающегося на призме коромысла 1 с висящим на конце его поплавком (который иногда снабжен термометром) и неподвижного штатива 3, имеющего внизу регулировочный винт 5, а наверху неподвижное острие.

2.3.1 Щелочное плавление ?-соли

Щелочное плавление ? — соли ведут в закрытом чугунном котле 6 с якорной мешалкой. Емкость котла 2500 — 5000 л в зависимости от масштабов производства. На 2.

Источник

Соль Мора

Соль Мора — неорганическое соединение, соль закиси железа и аммония двойная сернокислая. Биография Карла Фридриха Мора, история открытия данного вещества. Синтез соли Мора, расчёт исходных веществ с учётом выхода, проведение качественных реакций.

Рубрика	Химия
Вид	курсовая работа
Язык	русский
Дата добавления	22.03.2012

Министерство образования и науки РФ ГОУ ВПО «Кемеровский государственный университет»

Кафедра неорганической химии

Глава 1. Теоретическая часть

1.1 Биография Мора

1.3 Двойные соли

1.6 Сульфат железа

1.7 Сульфат аммония

1.8 Соли аммония

1.9 Железодефицитная анемия

Глава 2. Экспериментальная часть

2.1 Методика синтеза

2.2 Расчёт исходных веществ

2.3 Техника безопасности

Глава 3. Результаты эксперимента

3.1 Получение соли Мора, реакции

3.2 Качественные реакции

Соль Мора — неорганическое соединение, соль закиси железа и аммония двойная сернокислая. Прозрачно синевато-зелёные кристаллы моноклинной системы, плотностью 1,86г/см 3 . Соль устойчива при хранении. Около 100? С теряет кристаллизационную воду. Хорошо растворима в воде (15,3% при 0? С).

Формула: FeSO₄·(NH₄)₂SO₄·6H₂O Нашла применение в медицине (при нехватке в организме железа, при определении уробелина), фармацевтике. Соль Мора применяется в научно-исследовательских работах и химических лабораториях для установки тетраперманганата калия, при объемных определениях хрома и ванадия, этилового спирта и эфира. В виде растворов его применяют, к примеру, для пропитки древесины от гниения и др.

Целью работы явился синтез и анализ получаемого вещества.

В задачи входило:

1) ознакомление с литературой;

2) выбор методики синтеза;

3) расчёт исходных веществ с учётом выхода 8-10 г.;

4) проведение качественных реакций;

5) доказать, что это именно соль Мора.

1.1 Биография Мора

соль мор железо закись аммоний

Карл Фридрих Мор (4 ноября 1806 — 28 сентября 1879) был немецким химиком, известным его ранним заявлением о принципе сохранения энергии. Железо аммония (II) сульфат, (NH₄)₂·Fe(SO₄)₂·6H₂O, называют солью Мора в честь него.

Жизнь. Мор родился в 1806 в семье преуспевающего аптекаря в Кобленце. Будучи больным ребенком, молодой Мор получил большую часть своего раннего образования дома, в частности в лаборатории его отца. Этот опыт сказался на умении, которое Мор позже показал в изобретении инструментов и методе химического анализа. В возрасте двадцати одного года он начал изучать химию при Леопольде Гмелине, и, после пяти лет в Гейдельберге, Берлине и Бонне, он возвратился со степенью доктора философии, чтобы присоединиться к учреждению его отца.

Отец Мора болел и умер в 1840 году. В этот период Мор управлял семейным бизнесом. В 1857 году он ушёл из бизнеса ради науки, но в возрасте пятидесяти семи лет некоторые серьезные денежные убытки заставили его стать приват-доцентом в Бонне. В 1867 он был признан, непосредственным воздействием правительства, экстраординарным преподавателем аптеки.

Работа. Мор был ведущим научным химиком своего времени в Германии, и изобретателем многих усовершенствований аналитической методологии. Он изобрел улучшенный графинчик, у которого был наконечник в основании и зажим, что позволило лёгкое использование. Его методы объемного анализа были разъяснены в его учебной книге методов титрования в аналитической химии.

Кристаллогидраты — кристаллы, содержащие молекулы воды и образующиеся, если в кристаллической решётке катионы образуют более прочную связь с молекулами воды, чем связь между катионами и анионами в кристалле безводной соли. При низких температурах вода в кристаллогидратах может быть связана как с катионами, так и с анионам солей. Многие соли, а также кислоты и основания выпадают из водных растворов в виде кристаллогидратов.

Типичными кристаллогидратами являются многие природные минералы, например гипс CaSO4·2pO, карналлит MgCl2·KCl·6pO. Кристаллизационная вода обычно может быть удалена нагреванием, при этом разложение кристаллогидрата часто идёт ступенчато. Так, медный купорос CuSO4·5pO (синий) выше 105 °C переходит в тригидрат CuSO4·3pO (голубой), при 150 °C в моногидрат CuSO4·pO (белый); полное обезвоживание происходит выше 250 °C. Однако некоторые соединения (например, BeC2O4·pO) устойчивы только в форме кристаллогидрата и не могут быть обезвожены без разложения. Другие примеры: железный купорос FeSO4·7pO, кристаллическая сода Na2CO3·10pO.

Нахождение в природе

Многие минералы — соли, образующие залежи (например, галит , сильвин , флюорит ).

1.3 Двойные соли

Двойные соли — это соединения типа KAl(SO4)2·12pO (алюмокалиевые квасцы). Двойные соли существуют только в твердом виде. При растворении в воде они диссоциируют на ионы, например:

Но это происходит не обязательно. Некоторые соединения, например, фосфат магния-аммония (минерал струвит), в воде не растворяются, и, соответственно, диссоциировать не могут.

Образование двойных солей связано как правило с неодинаковой растворимостью простых и двойных солей (при кристаллизации из раствора) либо с их различной испаряемостью (при сплавлении простых солей).

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):

Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится правее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

Соли взаимодействуют с неметаллами с образованием новой соли и нового неметалла реализуется только для элементов главной подгруппы VII группы (F, Cl, Br, I ). Каждый из них вытесняет последующие из растворов их солей.

Названия солей образуются из двух слов: название аниона в именительном падеже и название катиона в родительном падеже: — сульфат натрия. Для металлов с переменной степенью окисления её указывают в скобках и без пробела: — сульфат железа(II), — сульфат железа(III).

Названия кислых солей начинаются с приставки «гидро-» (если замещён один атом водорода) или «дигидро-» (если замещены два атома водорода — это не верно!). Например, — гидрокарбонат натрия, — дигидрофосфат натрия.

Названия основных солей начинаются с приставки «гидроксо-» или «дигидроксо-». Например, — гидроксохлорид магния, — дигидроксохлорид алюминия.

В гидратных солях на наличие кристаллической воды указывает приставка «гидрат-». Степень гидратации отражают численной приставкой. Например, — дигидрат хлорида кальция.

На низшую степень окисления кислотообразующего элемента (если их больше двух) указывает приставка «гипо-». Приставка «пер-» указывает на высшую степень окисления (для солей кислот с окончаниями «-овая», «-евая», «-ная»). Например: — гипохлорит натрия, — хлорит натрия, — хлорат натрия, — перхлорат натрия.

Сульфаты — минералы, соли серной кислоты H₂SO₄. В их кристаллической структуре обособляются комплексные анионы SO₄ 2? . Наиболее характерны сульфаты сильных двухвалентных оснований, особенно Ba 2+ , а также Sr 2+ и Ca2+. Более слабые основания образуют основные соли, часто весьма неустойчивые (например сульфаты окисного железа), более сильные основания — двойные соли и кристаллогидраты. Сульфаты занимают

0,5% массы земной коры, в природе встречается 180 минералов этого класса.

Удельный вес 1,5—6,4

Окраска разнообразная, большей частью светлая

Показатель преломления 1,44-1,88, двупреломление большей частью низкое

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде

Образуются в условиях повышенной концентрации кислорода и при относительно низких температурах, то есть вблизи земной поверхности. Большей частью экзогенные, хемогенные (в месторождениях солей). Сульфаты Cu, Zn и других близких элементов образуются при разрушении сульфидов.

Некоторые из сульфатов добывают для различных технических целей (гипс, барит и др.). для химической промышленности (мирабилит и др.), как руды Mg и др.

Железо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).

Простое вещество железо (CAS-номер: 7439-89-6) — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро коррозирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.

На самом деле железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8%), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2,14 вес. % углерода) и чугун (более 2,14 вес. % углерода), а также нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром, марганец, никель и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.

В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре — 4,65 % (4-е место после O, Si, Al). Считается также, что железо составляет большую часть земного ядра.

Гидротермальный источник с железистой водой. Окислы железа окрашивают воду в бурый цвет

Железо — один из самых распространённых элементов в Солнечной системе, особенно на планетах земной группы, в частности, на Земле. Значительная часть железа планет земной группы находится в ядрах планет, где его содержание, по оценкам, около 90 %. Содержание железа в земной коре составляет 5 %, а в мантии около 12 %. Из металлов железо уступает по распространённости в коре только алюминию. При этом в ядре находится около 86 % всего железа, а в мантии 14 %. Содержание железа значительно повышается в изверженных породах основного состава, где оно связано с пироксеном, амфиболом, оливином и биотитом. В промышленных концентрациях железо накапливается в течение почти всех экзогенных и эндогенных процессов, происходящих в земной коре. В морской воде железо содержится в очень малых количествах 0,002 — 0,02 мг/л. В речной воде несколько выше — 2 мг/л.

В земной коре железо распространено достаточно широко — на его долю приходится около 4,1 % массы земной коры (4-е место среди всех элементов, 2-е среди металлов). В мантии и земной коре железо сосредоточено главным образом в силикатах, при этом его содержание значительно в основных и ультраосновных породах, и мало — в кислых и средних породах.

Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение имеют красный железняк (гематит, Fe₂O₃; содержит до 70 % Fe), магнитный железняк (магнетит, FeFe₂O₄, Fe₃O₄; содержит 72,4 % Fe), бурый железняк или лимонит (гётит и гидрогётит, соответственно FeOOH и FeOOH·nH₂O). Гётит и гидрогётит чаще всего встречаются в корах выветривания, образуя так называемые «железные шляпы», мощность которых достигает несколько сотен метров. Также они могут иметь осадочное происхождение, выпадая из коллоидных растворов в озёрах или прибрежных зонах морей. При этом образуются оолитовые, или бобовые, железные руды. В них часто встречается вивианит Fe(3PO₄)₂·8H₂O, образующий чёрные удлинённые кристаллы и радиально-лучистые агрегаты.

В природе также широко распространены сульфиды железа — пирит FeS₂ (серный или железный колчедан) и пирротин. Они не являются железной рудой — пирит используют для получения серной кислоты, а пирротин часто содержит никель и кобальт.

По запасам железных руд Россия занимает первое место в мире. Содержание железа в морской воде — 1?10?5—1?10?8 %.

Другие часто встречающиеся минералы железа:

Сидерит — FeCO₃ — содержит примерно 35 % железа. Обладает желтовато-белым (с серым или коричневым оттенком в случае загрязнения) цветом. Плотность равна 3 г/см? и твёрдость 3,5—4,5 по шкале Мооса.

Марказит — FeS₂ — содержит 46,6 % железа. Встречается в виде жёлтых, как латунь, бипирамидальных ромбических кристаллов с плотностью 4,6—4,9 г/см? и твёрдостью 5—6 по шкале Мооса.

Лёллингит — FeAs₂ — содержит 27,2 % железа и встречается в виде серебристо-белых бипирамидальных ромбических кристаллов. Плотность равна 7—7,4 г/см?, твёрдость 5—5,5 по шкале Мооса.

Миспикель — FeAsS — содержит 34,3 % железа. Встречается в виде белых моноклинных призм с плотностью 5,6—6,2 г/см? и твёрдостью 5,5—6 по шкале Мооса.

Мелантерит — FeSO₄·7H₂O — реже встречается в природе и представляет собой зелёные (или серые из-за примесей) моноклинные кристаллы, обладающие стеклянным блеском, хрупкие. Плотность равна 1,8—1,9 г/см?.

Вивианит — Fe₃(PO₄)₂·8H₂O — встречается в виде сине-серых или зелено-серых моноклинных кристаллов с плотностью 2,95 г/см? и твёрдостью 1,5—2 по шкале Мооса.

Основные степени окисления железа — +2 и +3.

При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe₂O₃·xH₂O.

С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe₃O₄, при сгорании в чистом кислороде — оксид Fe₂O₃. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeO. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно записать как FeS.

При нагревании железо реагирует с галогенами. Так как FeF₃ нелетуч, железо устойчиво к действию фтора до температуры 200—300 °C. При хлорировании железа (при температуре около 200 °C) образуется летучий димер Fe₃Cl₆. Если взаимодействие железа и брома протекает при комнатной температуре или при нагревании и повышенном давлении паров брома, то образуется FeBr₃. При нагревании FeCl₃ и, особенно, FeBr₃ отщепляют галоген и превращаются в галогениды железа(II). При взаимодействии железа и иода образуется иодид Fe₃I₈.

При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe₃N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe₂P и Fe₃P, с углеродом, образуя карбид Fe₃C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi.

При повышенном давлении металлическое железо реагирует с оксидом углерода(II) CO, причём образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)₅. Известны также карбонилы железа составов Fe₂(CO)₉ и Fe₃(CO)₁₂. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава (з5-C₅H₅)2Fe.

Чистое металлическое железо устойчиво в воде и в разбавленных растворах щелочей. Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь более сильным окислителем, взаимодействует с железом.

С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием солей железа(II):

При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с образованием сульфата железа(III):

Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)₂. Оксид железа(III) Fe₂O₃ слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)₂, основание Fe(OH)₃, которое реагирует с кислотами:

Гидроксид железа(III) Fe(OH)₃ проявляет слабо амфотерные свойства, он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)₃.

Соединения железа(III) в растворах восстанавливаются металлическим железом:

При хранении водных растворов солей железа(II) наблюдается окисление железа(II) до железа(III):

Из солей железа(II) в водных растворах устойчива соль Мора — двойной сульфат аммония и железа(II) (NH₄)₂Fe(SO₄)₂·6Н₂O.

Железо(III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, KFe(SO₄)₂ — железокалиевые квасцы, (NH₄)Fe(SO₄)₂ — железоаммонийные квасцы и т. д.

При действии газообразного хлора или озона на щелочные растворы соединений железа(III) образуются соединения железа(VI) — ферраты, например, феррат(VI) калия K₂FeO₄. Имеются сообщения о получении под действием сильных окислителей соединений железа(VIII).

Для обнаружения в растворе соединений железа(III) используют качественную реакцию ионов Fe 3+ с тиоцианат-ионами SCN ? . При взаимодействии ионов Fe 3+ с анионами SCN ? образуется ярко-красный роданид железа Fe(SCN)₃. Другим реактивом на ионы Fe 3+ служит гексацианоферрат(II) калия K₄[Fe(CN)₆] (жёлтая кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 3+ и [Fe(CN)₆] 4? выпадает ярко-синий осадок берлинской лазури:

Реактивом на ионы Fe 2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль). При взаимодействии ионов Fe 2+ и [Fe(CN)₆] 3? выпадает осадок турнбулевой сини:

Интересно, что берлинская лазурь и турнбулева синь — две формы одного и того же вещества, так как в растворе устанавливается равновесие:

KFe III [Fe II (CN)₆] — KFe II [Fe III (CN)₆].

1.6 Сульфат железа

Сульфат железа(II), железный купорос, FeSO₄ — соль серной кислоты и 2-валентного железа. Твёрдость — 2.

В химии железным купоросом называют кристаллогидрат сульфата железа(II). Кристаллы светло-зелёного цвета. Применяется в текстильной промышленности, в сельском хозяйстве как фунгицид, для приготовления минеральных красок.

Природный аналог — минерал мелантерит; в природе встречается в кристаллах моноклиноэдрической системы, зелёно-жёлтого цвета, в виде примазок или натёков.

Сульфат 2-валентного железа выделяется при температурах от 1,82 °C до 56,8 °C из водных растворов в виде светло-зелёных кристаллов FeSO₄ · 7H₂О, называется в технике железным купоросом (кристаллогидрат). В 100 г воды растворяется: 26,6 г безводного FeSO₄ при 20 °C и 54,4 г при 56 °C.

Растворы сульфата 2-валентного железа под действием кислорода воздуха со временем окисляются, переходя в сульфат железа (III):

При нагревании свыше 480 °C разлагается:

Железный купорос можно приготовить действием разбавленной серной кислоты на железный лом, обрезки кровельного железа и т. д. В промышленности его получают как побочный продукт при травлении разбавленной pSO4 железных листов, проволоки и др., для удаления окалины.

Другой способ — окислительный обжиг пирита:

Применяют в производстве чернил, в красильном деле (для окраски шерсти в чёрный цвет), для консервирования дерева.

В медицине используется в качестве лекарственного средства для лечения и профилактики железодефицитной анемии. В России зарегистрирован под торговыми марками «Гемофер пролонгатум», «Тардиферон», а также «Сорбифер Дурулес» и «Ферроплекс» (в двух последних в качестве антиоксиданта добавляется аскорбиновая).

1.7 Сульфат аммония

Сульфат аммония (NH4)2SO4 — аммонийная соль серной кислоты, аммоний сернокислый.

Бесцветные кристаллы. Хорошо растворим в воде, нерастворим в ацетоне, этаноле и эфире.

В лаборатории получают действием концентрированной серной кислоты на концентрированный раствор аммиака.

Эту реакцию, как и все другие реакции взаимодействия аммиака с кислотами проводят в приборе для получения растворимых веществ в твёрдом виде.

Среди основных способов получения сульфата аммония, которые наиболее часто используются в химической промышленности, имеются следующие: процесс нейтрализации серной кислоты синтетическим аммиаком; использование аммиака из газа коксовых печей для его химической реакции с серной кислотой; получение в результате обработки гипса растворами карбоната аммония; получение при переработке отходов, остающихся после производства капролактама. Вместе с тем имеются и другие способы производства сульфата аммония, например, получение этого вещества из дымовых газов электростанций и сернокислотных заводов. Для этого в горячие газы вводят газообразный аммиак, который связывает имеющиеся в газе окислы серы в различные соли аммония, в том числе и в сульфат аммония.

Применяют как удобрение, в производстве вискозного волокна. В биохимии переосаждение сульфатом аммония является общим методом очистки белков. В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E517.

Используется в технологии хлорирования воды с аммонизацией, вводится в обрабатываемую воду за несколько секунд до хлора, с хлором образует хлораммины — связывая свободный хлор, благодаря чему значительно сокращается образование хлорорганики вредной для организма человека, сокращается расход хлора, уменьшается коррозия труб водовод.

Сульфат аммония (сернокислый аммоний), формула (NH4)2SO4- азотно-серное минеральное удобрение (в Российской Федерации — ГОСТ-9097-82). Сульфат аммония содержит 21 % азота и 24 % серы. Это химически нейтральная кристаллическая соль белого цвета, хорошо растворимая в воде. Гигроскопичность её слабая, поэтому при длительном хранении не слёживается и сохраняет сыпучесть.

Азот и сера — важнейшие элементы питания сельскохозяйственных культур: они входят в состав белков и аминокислот.

1.8 Соли аммония

Соли аммония — соли, содержащие положительно заряженый ион аммония NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии щёлочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии Np или NH4OH с кислотами.

Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов;

Сульфат аммония (NH4)2SO4 — как дешёвое азотное удобрение;

Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;

Хлорид аммония (нашатырь) NH4Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

Химические свойства солей

Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах):

Разложение при нагревании:

а) если кислота летучая

б) если анион проявляет окислительные свойства

С кислотами (реакция обмена):

2NH 4+ + CO₃ 2? + 2H + + 2Cl? > 2NH 4+ + 2Cl ? + Н₂O + CO₂ ^

C солями (реакция обмена):

2NH 4+ + SO₄ 2? + Ba 2+ + 2NO 3? > BaSO₄ v + 2NH 4+ + 2NO 3?

Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) — среда кислая:

При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония)

1.9 Железодефицитная анемия

Железодефицитная анемия (ЖДА) — гематологический синдром, характеризующийся нарушением синтеза гемоглобина вследствие дефицита железа и проявляющийся анемией и сидеропенией. Основными причинами ЖДА являются кровопотери и недостаток богатой гемом пищи — мяса и рыбы.

Лечение проводится только длительным приёмом препаратов двухвалентного железа внутрь в умеренных дозах, причём существенный прирост гемоглобина, в отличие от улучшения самочувствия, будет не скорым — через 4—6 недель.

Обычно назначается любой препарат двухвалентного железа — чаще это сульфат железа — лучше его пролонгированная лекарственная форма, в средней лечебной дозе на несколько месяцев, затем доза снижается до минимальной ещё на несколько месяцев, а затем (если причина малокровия не устранена), продолжается приём поддерживающей минимальной дозы в течение недели ежемесячно многие годы. Так, эта практика хорошо оправдала себя при лечении тардиферроном женщин с хронической постгеморрагической железодефицитной анемией вследствие многолетней гиперполименорреи — одна таблетка утром и вечером 6 месяцев без перерыва, затем одна таблетка в день ещё 6 месяцев, затем несколько лет каждый день в течение недели в дни месячных. Это дисциплинирует пациенток, не даёт забыть сроки приёма препарата и обеспечивает нагрузку железом при появлении затянутых обильных месячных в период климакса. Бессмысленным анахронизмом является определение уровня гемоглобина до и после месячных.

При агастральной (гастрэктомия по поводу опухоли) анемии хороший эффект даёт приём минимальной дозы препарата постоянно много лет и введение витамина В12 по 200 микрограмм в день внутримышечно или подкожно четыре недели подряд каждый год пожизненно.

Беременным с дефицитом железа и малокровием (небольшое снижение уровня гемоглобина и числа эритроцитов физиологично вследствие умеренной гидремии и не требует лечения) назначается средняя доза сульфата железа внутрь до родов и в период кормления грудью, если у ребёнка не возникнет диаррея, что обычно случается редко.

2.1 Методика синтеза

Соль Мора кристаллизуется из растворов, содержащих сульфат железа(II) и сульфат аммония.

Приготавливается раствор сульфата железа(II); взвешивается на термохимических весах 2 г. восстановленного железа и растворяется в стакане в 10%-ной серной кислоте. Отфильтровывается полученный горячий раствор от углерода и держится на водяной бане до образования плёнки на поверхности раствора. Приготавливается насыщенный раствор сульфата аммония, для чего кристаллизованная соль растворяется в воде, добавляя воду небольшими порциями до полного растворения кристаллов. Полученный раствор упаривается на водяной бане также до начала кристаллизации. Сливаются оба горячих раствора, держатся на водяной бане до образования сверху кристаллической плёнки и остаётся на сутки кристаллизоваться при комнатной температуре. Образующаяся соль выпадает в виде кристаллов голубовато-зелёного цвета:

Кристаллы отфильтровываются на воронке Бюхнера, промываются ледяной водой и отжимаются между листами фильтровальной бумаги.

2.2 Расчет исходных веществ

1) Расчет массы получаемого вещества (по железу):

2) Расчет массы серной кислоты (по железу):

Источник