Реферат: d-элементы I-ой группы и их соединения - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

d-элементы I-ой группы и их соединения

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 45 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

- 18 - Оглавление d-элемен ты I -ой гр уппы и их соединения 1. Природные ресу рсы – 3 2. Простые вещества Cu , Ag , Au - 4 3. Соединения - 6 а)Соед инения меди - 6 б)Соединения серебра - 11 в)Соединения золота - 13 Экспери ментальная часть - 15 Список использованной литературы - 19 1 .Природные ресурсы. Содержание в земной коре составляет Cu 4,7·10 – 3 %, Ag 7·-10 – 6 %, Au 5·10 – 8 %. Медь в основном находит ся в земной коре в виде сульфидных руд. Главные минералы, содержащие медь: халькопирит CuFeS 2 , ха лькозин (медный блеск) Cu 2 S, ковеллин CuS, малахит Сu 2 (ОН) 2 СO 3 . Встречается (но редко) самородная медь. Наиболее крупны е медные самородки имеют массу в сотни килограммов. Самородное серебр о также встречается редко. Главным образом, природное серебро находится в виде сульфидных минералов (аргентит – «серебряный блеск» Ag2S и др.), кот орые обычно содержатся как примесь в полиметаллических рудах (спутники Сu, Ni, Pb). 3олото, наоборот, встречается преимущественно в самородном состоя нии в виде вкраплений в кварц. Иногда (редко) встречаются золотые самород ки массой до десятка килограммов. Продуктом разрушения таких пород явля ется золотоносный песок. 3олото, так же как и серебро, может быть примесью в полиметаллических рудах, но содержание в них Аu меньше, чем Ag. 2 . Простые вещества Cu , Ag , Au Медь, сер ебро и золото – мягкие блестящие металлы; медь имеет красноватую окраск у, золото – желтую. Эти металлы могут быть получены в виде тончайшей пров олоки или фольги. Обладают высокой электро- и теплопроводностью. Серебро – наиболее электропроводный из металлов. Некоторые свойства Сu, Ag и Au указ аны в табл. Строение внешней и предвне шней электронных оболочек атома Cu Ag Au 3s 2 p6d 10 4s 1 4s 2 p6d 10 5s 1 5s 2 p6d 10 6s 1 Радиус атома, пм 128 144 144 Энергия ионизации Э , эВ 7,73 7,57 9,23 Радиус иона , пм 98 113 137 Стандартная энтальп ия атомизации металла при 250 ° C , кДж на 1 моль атомов 339 286 354 Плотность, г/см 3 8,96 10,5 19,3 Температура плавления, ° C 1083 960,5 1063 Температура кипения, ° C 2543 2167 2880 Стандартный электродный п отенциал процесса 0,520 0,799 1,691 Строение внешних электронных оболочек атомо в: Сu 3d 10 4s 1 , Ag 4d 10 5s 1 , Au 4f 14 5d 10 6s l . В атомах элементов Сu, Ag, Au происходит «провал» s- электрона, приво дящий к полному заполнению электронами d- орбиталей. Благодаря наличию одного s-электро на во внешнем слое для этих элементов характерна степень окисления +1. В образовании химических связей могут принимать участие также электроны с d- оболочки, поэт ому медь проявляет устойчивую степень окисления +2, а золото +3. Химическая активность металлов Сu, Ag, Au сравни тельно невелика. С кислородом реагирует только медь, благородные металл ы Ag и Au не окисляются кислородом даже при нагревании. При комнатной темпер атуре медь практически не взаимодействует со фтором вследствие образо вания прочной защитной пленки фторида. При нагревании Сu и Ag реагируют с с ерой, образуя сульфиды Cu 2 S и Ag 2 S. Хлориды CuCl 2 , AgCl, AuCl 3 также образуются в результате взаимодействия элемент ных веществ при нагревании. Cu, Ag, Аu не вытесн яют водо род из растворов кислот, так как находятся в ряду напряжений после водор ода. Исключение представляет взаимодействие мед и с очень конц. НCl, так как в результате комплексообразования потенциал ме ди значительно сдвигается в область отрицательных значений: 2Сu + 4НCl ® 2Н[CuCl 2 ] + H 2 Аналог ичный окислительно-восстановительный процесс, обусловленный комплекс ообразованием, протекает в растворах цианидов: 2Сu + 4KCN + 2H 2 O ® 2K[Cu(CN) 2 ] + 2КОН + Н 2 Медь и серебро легко окисляются азотной кислотой: 3 С u + 8 Н NO 3 ( разб .) ® 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Ag + 2HNO 3 ( конц .) ® AgNO 3 + NO 2 + H 2 O 3олото ре агирует с селеновой кислотой: 2Au + 6H 2 SeO 4 ® Au 2 (SeO 4 ) 3 + 3H 2 SeO 3 + 3H 2 O В азотно й кислоте золото не растворяется, но быстро взаимодействует с царской во дкой Для элементов подгруппы 1Б, как и других побоч ных подгрупп, наблюдается стабилизация высших степеней окисления с уве личением их порядкового номера. Ионы Au + в водных растворах диспропорционируют на Au 0 и Au +3 ; в водной среде Au + существует только в виде п рочных комплексов, например [Au(CN) 2 ] – . Для Сu, Ag, Au весьма характерно комплексообразо вание, причем связи металл-лиганд в комплексных соединениях этих металл ов в значительной степени ковалентны. Доля ковалентной связи велика так же в галогенидах этих металлов, поэтому они более легкоплавки и летучи, ч ем галогениды элементов подгруппы IA. Медь и серебро обладают высокой каталитиче ской активностью, в частности, высокодисперсное серебро – эффективный катализатор окисления многих органических веществ. 3 . Соединения. Соединения элементов подгруппы IБ значительно разл ичаются (различия большие, чем в предшествующих побочных подгруппах), по этому рассмотрим их отдельно для каждого элемента. Соединения меди . С водородом медь н епосредственно не взаимодействует. Легко разлагающийся гидрид меди (I) п олучают, действуя алюмогидридом лития на CuI в эфирном растворе: 4CuI + Li[AlH 4 ] ® СuН+LiH + АlI 3 Менее ч истый (содержащий воду) гидрид меди СuН получают при восстановлении суль фата меди фосфорноватистой кислотой H 3 PO 2 в водном растворе. Гидрид меди – красно-бурый порошок, л егко окисляющийся на воздухе. С кислородом медь образует два оксида – черный СuО и красный Сu 2 O. Оксид меди (II) СuО получается при нагревании меди до 400-500° С в присутствии кислорода, выше 1100°С СuО разлагается на Сu 2 O и O 2 , поэтому при высокотемпера турном окислении меди образуется Сu 2 O. Оксид СuО удобно получать термическим разложением основного карбоната меди: Сu 2 (ОН) 2 СO 3 ® 2СuО + H 2 O + СO 2 Оксид м еди (II) легко восстанавливается водородом: СuО + Н 2 Сu + H 2 O Оксид ме ди (I) Сu 2 O готовят, до бавляя к раствору CuSO 4 щелочь и восстановитель – глюкозу, гидразин или гидрок силамин (при нагревании). Сначала выпадает желтый осадок высокодисперсн ого Сu 2 O, который до вольно быстро превращается в красный Сu 2 O, состоящий из более крупных частиц. Оба оксида меди Сu 2 O и СuО не взаимодействуют с водой. С кислотами р еагируют с образованием солей Сu + и Сu +2 . Легко растворяются в водном растворе NH 3 с образованием комплексны х соединений: Сu 2 O + 4NH 3 + H 2 O ® 2[Cu(NH 3 ) 2 ]OH (бесцветный) CuO + 4NH 3 + H 2 O ® [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 (темно-синий) Вторая р еакция используется для очистки газов от примеси кислорода: газ подаю т в сосуд с медными стружками, залитыми раствором NH 3 , кислород окисляет медь, об разовавшийся СuО сразу растворяется и поверхность меди остается чистой, способной далее реагировать с O 2 . При сплавлении СuО со щелочами образуются т емно-синие кугфаты (II) M 2 + CuO 2 . При действии щелочей на растворы солей Сu ос аждается синий гидроксид Сu(ОН) 2 . Это слабое основание, обладающее в небольшой степени а мфотерными свойствами – оно растворяется в концентрированных раствор ах щелочей с образованием ярко-синих растворов гидроксокупратов (III) М 2 + [Сu(ОН) 4 ] и в разбавленных кислотах с образованием аквакомплекс ов [Сu(H 2 O) 6 ] 2+ . Гидроксид меди (II) легко разлагается при нагре вании на СuО и H 2 O. Эт от процесс происходит и при кипячении раствора с осадком Сu(ОН) 2 . Медь образует два хлорида – белый, мало раств оримый в воде CuCl и темно-коричневый (в растворе голубой), хорошо растворимы й в воде CuCl 2 . Для получения хлорида меди (I) нагревают смес ь CuCl 2 , конц. НCl и поро шкообразной меди: Сu + CuCl 2 + 2НCl ® 2H[СuСl 2 ] Малоустойчивый комплекс H[СuСl 2 ] при сильном разбавлении водой раствора диссоцииру ет на НCl и CuCl, последний выпадает в осадок. С хлоридами щелочных металлов CuCl образует хло рокупраты (I), например K[СuСl 2 ] с аммиаком – бесцветные аммиакаты, в частности [Сu(NH 3 ) 3 ]Cl. При добавлении к раствору CuSO 4 иодида калия выделяются ио д и белый осадок иодида меди(I): 2CuSO 4 + 4KI ® 2CuI Ї +I 2 + 2K 2 SO 4 Эта реа кция обусловлена неустойчивостью Cuh, который сразу разлагается. Нестоек также цианид меди(II) Cu(CN) 2 , поэтому при действии цианидов на растворы солей Сu +2 образуется CuCN (осадо к) и дициан C 2 N 2 . Осадок CuI растворяет ся при действии Na 2 S 2 O 3 : CuI + 2Na 2 S 2 O 3 ® Na 3 [Сu(S 2 O 3 ) 2 ] + NaI Не все соли Сu + устойчив ы в водном растворе. Так, получаемый действием 100%-ной H 2 SO 4 на Сu 2 O бесцветный сульфат меди(I) Cu 2 SO 4 при внесении в воду сразу д испропорционирует на Сu 0 и CuSO 4 . Такая реакция не происходит с [Сu(NH 3 ) 2 ] 2 SO 4 – комплексообразование о бычно стабилизирует неустойчивую степень окисления. Хлорид меди (II) получают действием НCl на СuО, Сu(ОН) 2 или Сu 2 (ОН) 2 СO 3 . При упаривании раствора мо жно выделить сине-зеленые кристаллы CuCl 2 ·2H 2 O. Безводную соль получают нагреванием кристаллогидрат а в токе хлороводорода (обезвоживание на воздухе дает продукт, загрязнен ный в результате гидролиза основными солями). С хлоридами щелочных метал лов CuCl 2 образует хл орокупраты (II), напримерK 2 [CuCl 4 ]. По cтруктуре CuCl 2 – неорганический полимер, в его паре находятся цепные молекулы В криста ллической решетке эти цепи расположены друг над другом так, что каждый а том Сu окружает 6 атомов Cl, образующих искаженный октаэдр. Известно много других солей Сu +2 . На практике час то применяется синий CuSO 4 ·5H 2 O – медный купорос. В кристаллической решетке этого сое динения ион Сu 2+ ок ружен 4 молекулами H 2 O, центры которых образуют квадрат, одна молекула H 2 O является мостиковой и о на связана водородными связями с ионом SO 4 2– и одной из молекул H 2 O, находящихся ок оло иона Сu 2+ . При н агревании медный купорос обезвоживается. Безводный сульфат CuSO 4 бесцветен. Нитрат меди (II) образует кристаллогидрат Cu(NO 3 ) 2 ·6H 2 O синего цвета. Нагреванием этого соединения нельзя получить безводный нитрат, так как происходит р азложение: 2Cu(NO 3 ) 2 ® 2CuO + 4NO 2 + O 2 Безвод ный нитрат меди (II) (сине-зеленая окраска) получают взаимодействием меди с жидким N 2 O 4 ). При дей ствии на растворы, содержащие Cu 2+ , карбонатов щелочных металлов образуется основной кар бонат меди (зеленовато-голубой осадок): 2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O ® С u 2 ( ОН ) 2 С O 3 + 2Na 2 SO 4 + С O 2 Ионы S 2– дают с Сu 2+ черный осадок сульфида меди (II) CuS. Черный сульфид меди (I) Cu 2 S получают взаимо действием меди с серой при нагревании. Это нестехиометрическое соедине ние, приведенная формула приблизительно отражает его состав. Известно много комплексов, содержащих Сu 2+ . Так, при действи и избытка водного аммиака на растворы, содержащие ионы Сu 2+ образуются комплексы [Cu(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+ . Сульфат тетраамминмеди (II) [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 ·H 2 O (темно-синие кристаллы) выд еляется при добавлении к раствору, содержащему CuSO 4 и NH 3 , этилового спирта, в которо м данный комплекс мало растворим. Известно несколько соединений меди (III), в час тности, оксид Сu 2 O 3 (красная окраска): 2 С u( ОН ) 2 + 2 КОН + K 2 S 2 O 8 ® С u 2 O 3 Ї + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O Сu 2 O 3 – очень сильный окислитель. Достижения последних лет – открытие в 1986-87 гг . керамических высокотемпературных сверхпроводников, содержащих медь в степени окисления больше +2. Эти вещества сравнительно просто получают спеканием соответствующих оксидов. Одно из наиболее употребимых соеди нений этого типа приближенной формулы YВа 2 Сu 3 O 7 переходит в сверхпроводящее состояние при ?90К, имеет решетку типа перовс кита (см. рис. 3.78), в которую включены слои атомов меди. Аналогичную структур у имеют и другие подобные сверхпроводники (содержат вместо Сu таллий или висмут). Пока нет теории, показывающей связь свойств этих веществ с их хим ической природой. Соединения серебра . Для серебра наиболее распространены соединения Ag + . При действии щелочей на растворы, содержащие ионы Ag + , выпадает оксид Ag 2 O (бурый осадок): 2AgNO 3 + 2КОН ® Ag 2 O + 2KNO 3 + H 2 O Образо вание этого оксида обусловлено тем, что гидроксид серебра AgOH существует т олько в очень разбавленном растворе, при выделении он разлагается. Оксид Ag 2 O немного раство рим в воде (0,01 г в 1 л H 2 O при 20° С); раствор имеет щелочную реакцию, так как AgOH – сильное основание. П оэтому соли Ag + не п одвергаются гидролизу. Оксид серебра (I) разлагается при 300° С на Ag и O 2 . Наиболее широко применяемым соединением сер ебра является нитрат AgNO 3 , получаемый растворением металлического серебра в кон ц. HNO 3 . Растворимость галогенидов AgГ уменьшается п ри переходе от AgF к AgI. Фторид серебра AgF (белый) хорошо растворим в воде, a AgCl (белы й), AgBr (желтоватый), AgI (желтый) выпадают в осадок при взаимодействии с водном растворе Ag + с F – . Хлорид серебра ра створяетется в водном аммиаке с образованием амминкомплекса: AgCl + 2NH 3 ® [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl Аналог ичная реакция происходит с AgBr, но не идет с AgI,, так как эта соль очень мало рас творима (ПР = 8,5·10 – 17 ) Все галогениды серебра растворяются в растворе Na 2 S 2 O 3 Ag Г + 2Na 2 S 2 O 3 ® Na 3 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] +Na Г Одно из наиболее прочных соединений серебра – сульфид Ag 2 S (черн ый). Он образуется при взаимодействии Ag + (p) и S 2– (р), а также при действии на серебро H 2 S и других сернистых соедине ний (в присутствии кислорода). Этим процессом объясняется постепенное по чернение изделий из серебра. Своеобразными свойствами обладает перхло рат серебра AgClO 4 . Эт а соль хорошо растворима в воде и в органических жидкостях, причем в отли чие от большинства солей растворяется также в неполярных растворителя х» в частнoсти, в бензоле. Соединения серебра легко восстанавливают ся до Ag 0 . В определ енных условиях серебро выделяется в виде блест ящ его осадка, прочно закреп ляющегося на поверх ности реакционного сосуда. На этом основано серебрение стекла. В качеств е восстановителей используют различные органические соединения, в час тности, формальдегид: 2[Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + СH 2 O + H 2 О ® 2Ag Ї + HCOONH 4 + 2NH 4 Cl + NH 3 При внесении гранул цинка в залитый водой осадок AgCl происходит вытеснение серебра из очень разбавленного раствора (вследствие малой раст в оримости AgCl). В этих условиях образуется высокодисперсный осадок Аg, назыв аемый «молекулярным» серебром. Известно довольно много соединений Ag +2 , но они не получили п ока значительного применения. Фторид AgF 2 получается при действии фтора на "молекулярное" сере бро. Оксид AgO получают окислением серебра с помощь ю O 3 или действием K 2 S 2 O 8 на Ag 2 O в щелочной среде при 90° С. Известен ряд комплексов Ag +2 . Соединения золота Из соединений золота наиболее используются тетрахлороаурат (III) водорода, или тетрахлорозолотая кислота H[AuCl 4 ]·4H 2 O (желтые игольчатые кристал лы), получаемая растворением золота в царской водке, и хлорид золота AuCl 3 (красные игольчатые кристаллы), образующийся при действии хлора на золото. При растворении AuCl 3 в воде образуется гидроксо три-хлороаурат(III) водорода: AuCl 3 + H 2 O ® H[Au(OH)Cl 3 ] При действии щелочей на растворы AuCl 3 или H[AuCl 4 ] осаждается бурый гидрокси д золота (III) Au(ОН) 3 . Пр и его высушивании образуется метагидроксид AuО(ОН), а при ос торожном нагревании до 140-150 , ° С получается оксид Au 2 O 3 , к ото рый при нагревании выше 160 , ° С разлагается на Au и O 2 . Гидроксид золота (III) – амфотерное соединение , при его взаимодействии со щелочами образуются гидроксоаураты(III), наприм ер желтый К[Au(OH) 4 ]·H 2 O зеленый Ва[Au(ОН) 4 ] 2 ·5H 2 O мало растворим в воде. Известно много комплексов Au +3 . Получен ряд соединений Au + . Так, AuCl образуется при нагре вании AuCl 3 до 185°С, а AuI получается аналогично CuI при диспропорционировании иодида золота AuI 3 , образующегося при в заимодействии Au 3+ и I – в водном рас творе. Соединения золота являются окислителями и восстановливаются легче, чем соединения серебра. Например, в водном раст воре быстро происходит реакция с сульфатом железа: Н [AuCl 4 ] + 3FeSO 4 ® Au Ї + Fe 2 (SO 4 ) 3 + FeCl 3 + HCl Эту реакцию используют в химическом анализе для отд еления золота от других элементов. Соединени я золота ( V ), ( VII ). Взаимодей ствие золота и фторида криптона ( II ) получен пентафторид золота AuF - кристаллическое веществ о красно-коричневого цвета: 2 Au + 5 KrF = 2 AuF + 5 Kr Пентафторид AuF проявляет кислотные свой ства, с основными фторидами образует фтороаураты ( V ), например: NaF + AuF = Na [ AuF ] Известны также соединения типа. ; ; . Соединения Сu, Ag, Au ядовиты, особенно соединени я меди. Экспериментальн ая часть Методики 1) Реактивы : CuSO 4 · H 2 O , концентрированный раствор NH 4 OH , спирт, эфир. Сульфат тетраамми н меди ( II ) [ Cu ( NH 3 ) 4 ] SO 4 - темно синие крупные, ромбические кристаллы, растворимые в воде, не растворимые в спирте; при нагревании до 120 ° C теряют воду и часть аммиака, пр и 260 ° C теряет весь аммиак. При хранени и не воздухе соль разлагается. Ход работы: Измельченный в тонкий порошок медный купорос (CuSO 4 ·5 H 2 O ) в ко личестве 10 г растворяют в смеси 15 мл концентрированного раствора аммиака и 10 мл воды. К раствору прибавляют около 15-20 мл спирта и раствором аммиака, за тем смесью спирта с эфиром и высушивают при 50-60° C . (методика: В.Н. Табунченкр, Л.Г. Голубовская) 2) Реактивы: (CuSO 4 ·5 H 2 O ) , аммиак, 10 %-ый (по массе) раствор, этило вый спирт. Ход работы: В стакане раствор яют 20 г(CuSO 4 ·5 H 2 O ) в 70 мл аммиака. В цилиндр вместимостью 200 мл наливают 70 мл спирта, через капельную воронку вводят 10 мл воды, а под слой вводят аммиачный раствор сульфата меди ( II ): CuSO 4 + 4NH 3 ·H 2 O = [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 ·H 2 O + 3H 2 O Через некоторое время образуются крупные темно-синие кристаллы. Если аммиачный раствор меди налить непосредственно в спирт, то получаются мелкие кристаллы. Кри сталлы извлекают из цилиндра, отжимают между листами фильтровальной бу маги, высушивают при 30-40° C и хранят в плотно закрывающейся склянке. 3) CuSO 4 + 4NH 3 ·H 2 O = [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 + 4H 2 O Медный купорос измельчают в тонкий порошок и 10 г его растворяют в смеси 15 мл концентрированного раствора аммиака и 10 мл воды. К раствору прибавляют около 15-20 мл спирта и смесь охлаждают. Кристаллы отфи льтровывают, промывают смесью спирта с раствором аммиака и высушивают п ри 50-60° C . Комплекс – кристаллический порошок голубого цвета ромбической структ уры. 4) Отвесить на технохимическ их весах 8,75 г пентагидрата сульфата меди и поместить в химический стакан. Рассчитать количество 25 % раствора аммиака, необходимое для образования комплексного соединения; отмерить мензуркой удвоенный объем (для увели чения выхода продукта, т.к. растворимость комплексного соединения умень шается при добавлении аммиака). Растворить в стакане взвешенную соль в о тмеренном количестве аммиака и тщательно перемешать стеклянной палочк ой до полного растворения соли. К полученному раствору добавить 10 мл этил ового спирта (растворимость комплексного соединения в спирте меньше, че м в воде) и оставить кристаллизоваться не 20=25 минут. Отфильтровать выпавшие кристаллы на воронке Бюхнера и отсоединить кол бу с воронкой от насоса. Затем промыть кристаллы на фильтре 2 раза смесью р авных объемов спирта и 25 % раствора NH 3 . Для этого налить в воронку сме сь спирта с аммиаком, дать смеси пропитать осадок и снова присоединить к олбу к насосу. Если не отключать насос, то спирт слишком быстро проходит ч ерез осадок и промывание получается недостаточным. Взвесить на технохи мических весах бюкс, перенести в него кристаллы с фильтра и поместить в с ушильный шкаф при t =50-60 C на 20 мин. Затем охлади ть и снова взвесить бюкс. Рассчитать выход комплексного соединения по от ношению к взятому пентагидрату меди ( II ). Обоснование выбора методики Более выгодно и у добно использовать методику №4, т.к. она наиболее подробно рассказывает н ам сущность нашего опыта, а, следовательно, будет проще и понятней выполн ять наш синтез. Также, что немаловажно, нам будет легче защищать нашу курс овую работу. Оборудование · Весы техно – химичес кие · Воронка Бюхнера · Фарфоровая ступка · Водоструйный насос · Стакан вместимостью 100 мл · Медный цилиндр вместимостью 100 м л Реактивы · Пентагидрат меди (II) = 8 ,75 г · Этанол = 10 мл · Раствор аммиака (25%) = 43 мл Расчеты CuSO 4 + 4NH 3 ·H 2 O = [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 + 4H 2 O необходимо получить: 8 г [ Cu ( NH 3 ) 4 ] SO 4 решение: М (комплекса) = 228 г/моль n (комплекса) = m /М =8/228 =0,035 моль n (комплекса) = n ( CuSO 4 ) = n ( CuSO 4 · 5 H 2 O ) n ( CuSO 4 ) =0,035 моль М ( CuSO 4 ) = 160 г m ( CuSO 4 ) = n * М = 0,035*160= 5,6 г М ( CuSO 4 · 5 H 2 O )=250 г/моль n ( CuSO 4 · 5 H 2 O )= 0,035 моль составим пропорцию: m ( CuSO 4 ) М ( CuSO 4 ) m ( CuSO 4 ·5 H 2 O ) М ( CuSO 4 ·5 H 2 O ) 5,6 160 x 250 x =8,75 г m ( CuSO 4 · 5 H 2 O ) =8,75 г ( NH 3 )=25% n ( NH 3 )=4* n (комплекса)=4*0,035=0,14 моль М ( NH 3 · H 2 O )= 35 г/ моль m ( NH 3 · H 2 O )=0,14*35=4,9 г m р-ра ( NH 3 )=4,9/0,25=19,6 г р-ра ( NH 3 )=(0,919+0,913)/2= 0,917 г / мл V р-ра ( NH 3 ) =19,6/0,917=21,37 мл Необходимо взять удвоенный раствор V р-р а ( NH 3 ), т.к . растворимость комплекса уменьшается при добавлении NH 3 ( NH 3 )= 43 мл. Выход продукта реакции составляет : =7,575/8=94,68 % Список и спользованной литературы 1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. 3-е изд. М.: Высш. шк., 1998 2. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Об щая и неорганическая химия. М.: Химия, 2001. 3. Угай Я.А. Общая и неорганическ ая химия. М.: Высш. шк., 2001.
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
- Иду вчера около мусорных контейнеров и вижу, как две огромные крысы дерутся, а неподалёку, вжавшись в стену, кошка сидит и с ужасом на них смотрит.
- Походу, кошку делили...
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "d-элементы I-ой группы и их соединения", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru