Получение хромо калиевых квасцов

 

1.2.3 Получение

 

Калий, как и другие щелочные металлы, получают электролизом расплавленных хлоридов или щелочей. Так как хлориды имеют более высокую температуру плавления (600—650 °C), то чаще проводят электролиз расплавленных щелочей с добавкой к ним соды или поташа (до 12 %). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор: 
 K+ + e− → K

2Cl− − 2e− → Cl2

При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:

4OH− − 4e− → 2H2O + O2

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся калий в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготовляют также в виде цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

 

1.2.4 Физические свойства

 

Калий — серебристое вещество с характерным блеском на свежеобразованной поверхности. Металлический калий мягок, он легко режется ножом и поддается прессованию и прокатке. Обладает кубической объемно центрированной кубической решеткой, параметр а = 0,5344 нм. Плотность калия меньше плотности воды и равна 0,8629 г/см3. Как и все щелочные металлы, калий легко плавится (температура плавления 63,51°C) и начинает испаряться уже при сравнительно невысоком нагревании (температура кипения калия 761°C). Относительно хорошо растворяется в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесённым в пламя горелки, калий (а также его соединения) окрашивает пламя в характерный розово-фиолетовый цвет

 

1.2.5 Химические свойства

 

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем. На воздухе свежий срез быстро тускнеет из-за образования плёнок соединений (оксиды и карбонат). При длительном контакте с атмосферой способен полностью разрушиться. С водой реагирует со взрывом. Хранить его необходимо под слоем бензина, керосина или силикона, дабы исключить контакт воздуха и воды с его поверхностью. С Na, Tl, Sn, Pb, Bi калий образует интерметаллиды.

Взаимодействие с простыми веществами

Калий при комнатной температуре реагирует с кислородом воздуха, галогенами; практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). При умеренном нагревании реагирует с водородом с образованием гидрида (200—350 °C):

,

с халькогенами (100—200 °C, E = S, Se, Te):

.

При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO2 (с примесью K2O2):

 В реакции с фосфором в инертной атмосфере образуется фосфид зелёного цвета (200 °C):

Взаимодействие со сложными веществами

Калий при комнатной температуре активно реагирует с водой, кислотами, растворяется в жидком аммиаке (−50 °C) с образованием тёмно-синего раствора.

 Калий глубоко восстанавливает разбавленные серную и азотную кислоты:

  При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы:

При умеренном нагревании реагирует с газообразным аммиаком с образованием амида (65—105 °C):

Металлический калий реагирует со спиртами с образованием алкоголятов:

Алкоголяты щелочных металлов (в данном случае, этаноат калия) являются очень сильными основаниями и широко используются в органическом синтезе.

 

1.2.6 Соединения

 

Оксиды

При взаимодействии калия с кислородом воздуха образуется не оксид, а пероксид и супероксид:

Оксид калия может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода, или при нагревании смеси супероксида калия с металлическим калием:

Оксиды калия обладают ярко выраженными основными свойствами, бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Практического значения они не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде, образуют щёлочи и пероксид водорода:

Пероксиды получают прокаливанием металлов на воздухе, освобождённом от углекислого газа.

Также известен озонид калия KO3, оранжево-красного цвета. Получить его можно взаимодействием гидроксида калия с озоном при температуре не выше 20 °C:

Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при 50 °C:

Гидроксиды

Гидроксид калия (или едкое кали) представляет собой твёрдые белые непрозрачные, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при температуре 360 °C. Гидроксид калия относится к щелочам. Он хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого кали при 20 °C в 100 г воды составляет 112 г.

 

1.2.7 Применение калия

 

Металлический калий — материал для электродов в химических источниках тока. Сплав калия с другим щелочным металлом — натрием (Na) находит применение в качестве теплоносителя в ядерных реакторах.

В гораздо больших масштабах, чем металлический калий, находят применение его соединения. Калий — важный компонент минерального питания растений (на это уходит около 90% добываемых солей калия), он необходим им в значительных количествах для нормального развития, поэтому широкое применение находят калийные удобрения: хлорид калия КСl, нитрат калия, или калийная селитра, KNO3, поташ K2CO3 и другие соли калия. Поташ используют также при производстве специальных оптических стекол, как поглотитель сероводорода при очистке газов, как обезвоживающий агент и при дублении кож.

В качестве лекарственного средства находит применение иодид калия KI. Иодид калия используют также в фотографии и в качестве микроудобрения. Раствор перманганата калия КMnO4 («марганцовку») используют как антисептическое средство.

2. Практическая часть

2.1 Синтез хромо-калиевых квасцов

 

2.2 Расчёт термодинамической  возможности реакции

 

Термодинамическая возможность протекания реакции определяется знаком изменения значения энергии Гиббса ΔG системы во время прохождения реакции. Реакция протекает, если ΔG < 0.

Так же необходимо знать значения величины энтальпии ∆Н и энтропии ∆S.

Расчёт  необходимых величин проводится по реакции:

K2Cr2O7 + 3C2H5OH + 4H2SO4=2KCr(SO4)2 + 3CH3CHO + 7H2O

∆Н = ∑Нпрод. - ∑Нисх. = (2*(-2430)+3*(-192)+7*(-286))-(-2062+3*(-277)+4*(-814))=-7438+6149=-1289 кДж/моль

∆S = ∑Sпрод. +∑Sисх. =(2*242+3*160+7*70)-(291+3*161+4*157)=1455-1402=53 Дж/моль*К

∆G= ∑∆Gпрод. - ∑∆Gисх.∆ =(2*(-1571)+3*(-128)+7*(-237))-(-1881+3*(-174)+4*(-690))=-5185+5163=-22 кДж/моль

Так как ΔG < 0, то можно сделать вывод о том, что данная реакция возможна.

Из уравнения ∆G0 = - RT * lnKp  выразим значение Кр:

lnKp = ∆G0/-RT = 0,009

Кр = -4,7

Кр меньше 0, значит равновесие смещено в сторону исходных реагентов.

 

2.3 Расчёт практического выхода вещества

 

 

 

 

 

Заключение

 

Квасцы — двойные соли, кристаллогидраты сульфатов трёх- и одновалентных металлов общей формулы M+2SO4•M3+2(SO4)3•24H2O (часто записывается как M+M3+(SO4)2•12H2O), где M+ — один из щелочных металлов (литий, натрий, калий, рубидий или цезий), а M3+ — один из трехвалентных металлов (обычно алюминий, хром или железо(III)). Ион аммония (NH4+) может также выступать в роли M+.

У квасцов, содержащих один и тот же катион М3+ , в ряду Na, К, NH4, Rb, Cs растворимость в воде падает, а температура плавления и их термическая устойчивость увеличиваются. Квасцы легко выделяются из водных растворов в виде больших октаэдрических кристаллов с кубической решеткой.

Хром встречается в виде соединений в различных минералах. Наиболее распространен минерал хромит, или хромистый железнякFeCr204.

Хром — серовато-белый блестящий металл по внешнему виду похож на сталь. Из металлов он самый твердый, его плотность 7,19 г/см3, т. пл. 1855 °С. Природный хром состоит из смеси пяти изотопов с массовыми числами 50, 52, 53, 54 и 56. Радиоактивные изотопы получены искусственно.

Наиболее важными минералами калия для химической промышленности являются сильвин (KCl) и сильвинит (смешанная соль NaCl и KCl). Калий встречается также в виде двойного хлорида KCl•MgCl2•6H2O (карналлит) и сульфата K2Mg2(SO4)3(лангбейнит).

Элементарный калий, как и другие щелочные металлы, проявляет типичные металлические свойства и очень химически активен, является сильным восстановителем.

 

 

 

 

Список использованных источников

 

1. Лидин Р. А. и др. Элементы IA-группы. Калий // Химические свойства неорганических веществ: Уч. пособие для вузов. — 4-е изд. — М.: КолосС, 2003. — С. 29—40.

 2. Лисицын А.Е., Остапенко П.Е. Минеральное сырье. Хром // Справочник. - М.: ЗАО Геоинформмарк, 1999. - 25 с.

3. Некрасов Б. В. Курс общей химии. М:, ГНХТИ, 1952, С. 334

4. Пилипенко А. Т. Натрий и калий // Справочник по элементарной химии. — 2-е изд. — Киев: Наукова думка, 1978. — С. 316—319.

5. Поваренных А. С. Твердость минералов. — АН УССР, 1963. — С. 197-208. — 304 с.