Сульфат кальция, кристаллогидрат и безводная соль

Министерство образования и науки РФ

ГОУ ВПО «КЕМЕРОВСКИЙ ГОСУДАРСТВННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

химический факультет

кафедра неорганической химии















СУЛЬФАТ КАЛЬЦИЯ, КРИСТАЛЛОГИДРАТ И

БЕЗВОДНАЯ СОЛЬ

(курсовая работа)











	Исполнитель: 

	студент группы Х-053

	Тарасова К. В.

	Руководитель:

	доцент  Бугерко Л. Н.









Кемерово 2006


Содержание



Введение

Глава 1. Теоретическая часть

1.1 Нахождение в природе

1.2 Физические свойства

1.3 Химические свойства 

1.4 Жёсткость воды 

1.5 Применение 

Глава 2. Экспериментальная часть

2.1 Способы получения 

	2.1.1 Первый способ 

	2.1.2 Второй способ 

	2.1.3 Получение безводного сульфата кальция 

	2.2 Расчёт исходных веществ для синтеза 

	2.3 Оборудование, посуда и реактивы для синтеза 

	2.4 Техника безопасности 

	Глава 3. Результаты эксперимента и их обсуждение

	3.1 Выполнение эксперимента

	3.2 Качественный анализ

	Выводы 

	Список литературы 

	
Введение



Химия элементов и их соединений имеет огромное значение в современной неорганической химии. Среди 30 тыс. неорганических соединений важное место занимает сульфат кальция. Довольно большие залежи сульфата кальция в земной коре позволяют использовать его в качестве сырья для получения многих веществ, в строительстве, в медицине и т. д.

Целью данной курсовой работы является синтез сульфата кальция, изучение его химических свойств и проведение качественного анализа на ионы.

В задачи исследования входило:

Проработка литературы по теме;

Выбор способа синтеза;

Расчёт исходных реагентов и определение условий проведения синтеза;

Выбор приборов и оборудования для синтеза;

Проведение качественных реакций.


Глава 1. Теоретическая часть



1.1 Нахождение в природе



В природе часто встречаются залежи минерала состава CaSO4 2 H2O.Также содержится в природных водах и морской воде (1800 000 т/км3).

Содержание в воде CaSO4  наряду с MgCl2,MgSO4 придаёт воде постоянную жёсткость. [1]



1.2 Физические свойства



Ангидрит (CaSO4) – белый порошок, пл. 2,90 – 2,99 г/см3 . Жадно поглощает влагу из воздуха. На этом основано применение CaSO4 в качестве осушителя.



М = 136,4 г/моль

Ср˚ = 99,6 Дж/моль-1∙К-1

S˚ = 106,7 Дж/моль-1∙К-1

∆H˚ = -1432,7 кДж/моль-1∙К-1

∆G = -1320,3 кДж/моль-1∙К-1



Мало растворим в воде (0,2% безводной соли при 18˚С, ПР = 6,1*10-5 при 0˚С). Хорошо растворим в кислотах, тиосульфате натрия, глицерине, солях NH4+.

Полугидрат CaSO4  0,5 H2O (жжёный гипс, алебастр) – белый порошок, пл. 2.67 – 2,73 г/см3.



М = 145,15 г/моль

Ср˚ = 121 Дж/моль-1∙К-1

S˚ = 134 Дж/моль-1∙К-1

∆H˚ = -1573 кДж/моль-1∙К-1 

∆G =  -1435 кДж/моль-1∙К-1



Плохо растворяется в воде, растворим в кислотах, тиосульфате натрия, глицерине, солях NH4+. Переход CaSO4  0,5 H2O в безводную соль происходит при 225±5˚С.

Дигидрат CaSO4 2 H2O (гипс) – белый порошок, пл. 2,31 – 2.33 г/см3.



М = 172,17 г/моль

Ср˚ = 186,2 Дж/моль-1∙К-1

S˚ = 193,97 Дж/моль-1∙К-1

∆H˚ = -2021,1 кДж/моль-1∙К-1

∆G =  -1795,7 кДж/моль-1∙К-1



Плохо растворяется в воде, растворим в кислотах, тиосульфате натрия, глицерине, солях NH4+. CaSO4 2 H2O переходит в CaSO4  0,5 H2O при 150 - 170˚С. [2]



1.3 Химические свойства



При плавлении разлагается (tпл = 1450˚С). Растворимость CaSO4  повышается в присутствии MgCl2, NaCl, HNO3, HCl. Реагирует с концентрированной серной кислотой, восстанавливается углеродом при спекании.



2CaSO4  = 2CaO + 2SO2 + H2O t > 1450˚С

CaSO4 + H2SO4 (конц) = Ca(HSO4)2

CaSO4 +3C = CaS + 2CO + CO2 t = 900˚С

	CaSO4 +4CO = CaS + 4CO2  t = 600-800˚С

CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 ↓+Na2SO4

	CaSO4 2 H2O = CaSO4  0,5 H2O + 1,5H2O t = 150-170˚С

	CaSO4  0,5 H2O = CaSO4 + 0,5H2O t = 225±5˚С [3]

	

	1.4 Жёсткость воды

	

Содержание в воде CaSO4  наряду с MgCl2, MgSO4 придаёт воде постоянную жёсткость. Избавиться от жёсткости воды можно с помощью умягчения воды. Химическое умягчение воды основано на введении в воду реагентов, обогащающих её анионами CO3 2- и ОН-. Для этого природную воду обрабатывают гашеной известью или содой:

CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 ↓+Na2SO4

Широкое распространение получил метод устранения жёсткости воды путём ионообмена. В этом методе используется способность некоторых природных и искусственных высокомолекулярных соединений – ионитов – обменивать входящие в их состав радикалы на ионы, находящиеся в растворе. Ионитами часто являются алюмосиликаты типа цеолитов, например, Na2[Al2Si2O8]∙nH2O



Na2R + CaSO4 = CaR + Na2SO4



Где R – сложный алюмосиликатный ион.[1]



1.4 Применение



Жжёный гипс, или алебастр – гидрат состава 2CaSO4 H2O – применяется в производстве вяжущих материалов (это порошкообразные вещества, образующиеся при смешивании с водой пластичную массу, затвердевающую в твёрдое прочное тело). Алебастр получаю обжигом гипса  2CaSO4 2 H2O (при температуре 150 - 170˚С). При замешивании теста из порошка 2CaSO4 H2O с водой происходит присоединение воды, сопровождающееся отвердеванием всей массы вследствие закристаллизовывания



2[CaSO4  0,5 H2O]+3H2O=2[2CaSO4 2 H2O]



На этом основано применение гипса при изготовлении строительных перегородочных плит и панелей, слепков с различных предметов, а также в виде известково-гипсовых растворов для штукатурных работ.[1]

Обжиг выше 200˚С ведёт к образованию растворимой формы безводного сульфата кальция, а выше 500˚С – его нерастворимой формы, которая вновь воду уже не присоединяет и поэтому в качестве вяжущего материала использована быть не может («мёртвый гипс»).

Образующиеся при ещё более сильном обжиге (900 - 1200˚С) основные соли состава xCaSO4 ∙yCaO (гидравлический гипс), будучи замешаны с водой, вновь дают затвердевающую массу. Её твердение вызывается присоединением воды и кристаллизацией материала, причём образующиеся кристаллы тесно переплетаются и срастаются друг с другом, что обусловливает большую механическую прочность затвердевшей массы. Последняя вместе с тем весьма стойка по отношению к действию воды, изменению температуры и т. д. Гидравлический гипс применяется в строительном деле для изготовления ступеней, подоконников и т. п. и в качестве вяжущего материала. Он был известен египтянам ещё за 2000 лет до н. э. и использовался ими при возведении различных построек.

Кроме других областей применения природный гипс может служить исходным продуктом для комбинированного получения серной кислоты и цемента. Для этой цели размолотую смесь с песком, углём и глиной (а также небольшим количеством окиси железа, играющей в процессе роль катализатора) обжигают во вращающейся цементной печи. Образующийся при обжиге сернистый газ идёт в переработку на серную кислоту, а твёрдый осадок даёт хорошего качества цемент.[4] 

Сульфат кальция используется в качестве осушителя при анализе органических соединений. Безводный сернокислый кальций может поглотить 6,6% воды от всей массы. Влажный воздух, пропущенный через трубку с CaSO4  , содержит только 0,005 мг/л H2O. [5]

Также сульфат кальция применяется для изготовления теплоизоляционных материалов (в смеси с асбестом). [6]


Глава 2. Экспериментальная часть



	2.1 Способы получения CaSO4

	

	2.1.1 Первый способ

	Дигидрат CaSO4 2 H2O можно получить следующим образом:

	Профильтрованный 20% раствор CaCl2 осаждают 20% раствором H2SO4, взятой в избытке. После отстаивания сульфата кальция жидкость декантируют или сливают сифоном. Осадок несколько раз промывают декантацией до слабой реакции на ион хлора. Осадок два раза промывают этанолом на воронке Бюхнера и высушивают при 25 – 30˚С до исчезновения запаха спирта. При нагревании дигидрата до 150 - 170˚С он переходит в CaSO4  0,5 H2O. Обезвоживать сульфат кальция можно в фарфоровой чашке или на металлическом противне. Окончание обезвоживания можно контролировать по уменьшению массы исходного вещества. [7]  

	

	2.1.2 Второй способ

	В отфильтрованный тёплый раствор 20 г (NH4)2SO4 в 250 мл воды приливают раствор 50 г  CaCl2 в 200 мл воды и проверяют полноту осаждения (в отфильтрованном растворе при добавлении CaCl2 не должно образовываться осадка). После отстаивания осадок промывают 5 – 6 раз декантацией, отсасывают на воронке Бюхнера и промывают до полного отсутствия ионов NH4+ в промывных водах (проба реактивом Несслера (K2[HgI4] в 2н КОН)). Препарат сушат на пергаментной бумаге при 60-70˚C. Выход составляет 20-22 г (80-85%). Полученный препарат соответствует реактиву квалификации ч. [8]

	

	2.1.3 Получение безводного сульфата кальция

	Безводный сульфат кальция получают нагреванием при 225±5˚С двух- или полуводного CaSO4. Температура, при которой высушивают сульфат кальция, имеет большое значение для препарата, который пригоден для быстрого поглощения паров воды (если CaSO4 будет использован в качестве осушителя). Никоем случае нельзя допускать нагревание выше указанной температуры.

	Перед высушиванием CaSO4 2 H2O или CaSO4  0,5 H2O измельчают и просеивают через сито (имеющее ячейки 1-2 мм). Отсеянные зёрна (а не мелочь, прошедшую через сито) помещают в хлоркальциевые трубки, чаще U-образной формы, которые нагревают 2-3 часа при 225±5˚С с протягиванием через них воздуха, предварительно высушенного над Р2О5. Скорость протягивания воздуха ≈ 50 мл/мин. Использованный в качестве осушителя CaSO4  можно много раз регенерировать, он нейтрален, химически инертен и при насыщении водой не расплывается. [5]

	

	2.2 Расчёт исходных веществ для синтеза

	

	В работе был использован синтез из п. 2. 1. 1.

	

	CaCl2∙2H2O + H2SO4  =  CaSO4  2H2O + 2 HCl

	

	Чтобы получить ≈ 6 г CaSO4  2 H2O :

	

	n(CaSO4  2 H2O) =  = 0,034 моль;

	n(CaCl2∙2H2O) = 0,034 моль;

	m(CaCl2∙2H2O) = 0,034 моль * 147 г/моль = 5 г;

	mр-ра(CaCl2∙2H2O) =  = 25 г;

	m(H2O) = V(H2O) = 20 мл;

	n(H2SO4 ) = 0.034 моль;

	m(H2SO4 ) = 0,034 моль * 98 г/моль = 3,3 г;

	mр-ра(H2SO4 ) =  = 16,5 г;

	Vр-ра(H2SO4) =  = 14,5 мл;

	

	Так как кислоту нужно взять в избытке, то для реакции возьмём 20 мл 20% раствора H2SO4 .

	Из кислоты, имеющейся в лаборатории (92% раствор с ρ = 1,83 г/мл) надо получить 20 мл 20% раствора H2SO4 (ρ = 1,14 г/мл):

	

	mр-ра(20% H2SO4 ) = 1,14 г/мл * 20 мл = 22,8 г;

	mв-ва(20% H2SO4 ) =  = 4,56 г;

	mр-ра(92% H2SO4 ) =  = 4,95 г;

	Vр-ра(92% H2SO4) =  = 2,6 мл;

	V(H2O) = 17,4 мл.

	

	Таким образом, для синтеза возьмём 5 г CaCl2 , растворённого в 20 мл воды и 2,6 мл 92% раствора H2SO4 , растворённого в 17,4 мл воды.

	H2SO4 ,

	

	2.3 Оборудование, посуда и реактивы для синтеза

	

	Для получения  CaSO4  взяли:

	5 г  CaCl2 , растворённого в 20 мл воды,

	20 мл 20% раствора H2SO4 .

	Для проведения качественного анализа на ионы:

	AgNO3 , BaCl2 , щавелевая кислота.

	Для промывания:

	этанол, дистиллированная вода.

	Посуда, приборы, материалы:

	мерный цилиндр,

	пипетка,

	химический стакан,

	фарфоровая чашка,

	воронка,

	пробирки,

	стеклянная палочка,

	колба Бунзена,

	воронка Бюхнера,

	водоструйный насос,

	плитка,

	весы,

	фильтровальная бумага.

	

	2.4 Техника безопасности

	

	При работе с концентрированной серной кислотой следует быть осторожными; все работы с ней проводить под тягой;

	При разбавлении концентрированной серной кислоты следует наливать кислоту в воду;

	Так как при разбавлении серной кислоты происходит выделение тепла, не следует держать в руках сосуд, в котором готовится раствор;

	При проливе кислоты на пол надо засыпать её песком, затем мокрый песок удалить, и остатки кислоты смыть водой;

	При попадании кислоты на кожу следует промыть обожжённое место 2-3% раствором соды;

	При попадании реактивов в глаза нужно промыть их водой и обратиться к врачу;

	При работе со стеклянной посудой и приборами следует соблюдать осторожность.

	
Глава 3. Результаты эксперимента и их обсуждение

	

	3.1 Выполнение эксперимента

	

	Отвесили на электронных весах 5 г CaCl2 , растворили его в 20 мл воды, отфильтровали раствор. Отмерили пипеткой 2,6 мл 92% раствора H2SO4  и влили его в 17,4 мл воды, соблюдая при этом правила техники безопасности. Раствор CaCl2 осадили раствором H2SO4 , взятой в избытке. После отстаивания жидкость слили, а осадок продекантировали дистиллированной водой до слабой реакции на ион хлора, наличие которого проверяли раствором AgNO3. Затем осадок перенесли на воронку Бюхнера и промыли водой до исчезновения реакции на ион хлора (отсутствие белого осадка AgCl). Промыли осадок этанолом, отжали между двумя листами фильтровальной бумаги и высушили при комнатной температуре до постоянной массы. Взвесили полученное вещество:

	

	mтеор = 6 г;

	mпракт = 4,2 г;

	η = ∙100% = 70%

	

	Потери продукта могли произойти в процессе промывания осадка, декантации. При переносе осадка из стакана на фильтр небольшая часть сульфата кальция могла остаться на стенках стакана, что повлияло на выход продукта.

	

	3.2 Качественные реакции

	

	Провели качественные реакции на наличие ионов Ca2+ и SO42-

	
На сульфат-ион:

	Качественной реакцией на сульфат-ион является катион бария Ba2+. Хлорид бария с анионом SO42- образует белый осадок BaSO4 , не растворимый в кислотах.

	

	CaSO4  + BaCl2 = CaCl2 + BaSO4 ↓

	

	На катион кальция:

	Качественной реакцией на Ca2+ является оксалат-ион. При взаимодействии соли кальция со щавелевой кислотой образуется белый кристаллический осадок CaC2O4 , растворимый в соляной, но не растворимый в уксусной кислоте.[9]

	

	CaSO4  + H2C2O4 = H2SO4 + CaC2O4 ↓

	
Выводы

	

	Таким образом, согласно поставленным задачам ознакомились с литературой по теме, собрали материал о сульфате кальция, его свойствах, нахождении в природе, применении, способах получения. Выбрали наиболее оптимальный способ и провели синтез CaSO4 в лабораторных условиях, подобрав необходимые реактивы, посуду и материалы. В итоге, выход продукта составил 70%. 

	
Список литературы

	

	Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учебник для вузов.- М.: Высшая школа, 1998. с. 525

	Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник.- М.: Химия, 1977. с. 72

	Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ.- М.: Химия, 1997. с. 63

	Некрасов Б.В. Основы общей химии. Том 1.- М.: Издательство «Лань», 2003. с. 176

	Воскресенский П.И. Техника лабораторных работ.- Л.: Химик, 1970. с. 577

	Коржуков Н.Г. Общая и неорганическая химия.- М.: ИНФА-М, 2004, с. 310

	Ключников Н.Г. Неорганический синтез.- М.: Просвещение, 1983. с. 149

	Карякин Ю.В., Ангелов И. И. Чистые химические вещества. – М.: Химия, 1974. с. 151

	Крешков А.П. Основы аналитической химии. Книга 2.- М.: Химия, 1965. с. 194, с. 394 





2