Банк рефератов содержит более 364 тысяч рефератов, курсовых и дипломных работ, шпаргалок и докладов по различным дисциплинам: истории, психологии, экономике, менеджменту, философии, праву, экологии. А также изложения, сочинения по литературе, отчеты по практике, топики по английскому.
Полнотекстовый поиск
Всего работ:
364150
Теги названий
Разделы
Авиация и космонавтика (304)
Административное право (123)
Арбитражный процесс (23)
Архитектура (113)
Астрология (4)
Астрономия (4814)
Банковское дело (5227)
Безопасность жизнедеятельности (2616)
Биографии (3423)
Биология (4214)
Биология и химия (1518)
Биржевое дело (68)
Ботаника и сельское хоз-во (2836)
Бухгалтерский учет и аудит (8269)
Валютные отношения (50)
Ветеринария (50)
Военная кафедра (762)
ГДЗ (2)
География (5275)
Геодезия (30)
Геология (1222)
Геополитика (43)
Государство и право (20403)
Гражданское право и процесс (465)
Делопроизводство (19)
Деньги и кредит (108)
ЕГЭ (173)
Естествознание (96)
Журналистика (899)
ЗНО (54)
Зоология (34)
Издательское дело и полиграфия (476)
Инвестиции (106)
Иностранный язык (62792)
Информатика (3562)
Информатика, программирование (6444)
Исторические личности (2165)
История (21320)
История техники (766)
Кибернетика (64)
Коммуникации и связь (3145)
Компьютерные науки (60)
Косметология (17)
Краеведение и этнография (588)
Краткое содержание произведений (1000)
Криминалистика (106)
Криминология (48)
Криптология (3)
Кулинария (1167)
Культура и искусство (8485)
Культурология (537)
Литература : зарубежная (2044)
Литература и русский язык (11657)
Логика (532)
Логистика (21)
Маркетинг (7985)
Математика (3721)
Медицина, здоровье (10549)
Медицинские науки (88)
Международное публичное право (58)
Международное частное право (36)
Международные отношения (2257)
Менеджмент (12491)
Металлургия (91)
Москвоведение (797)
Музыка (1338)
Муниципальное право (24)
Налоги, налогообложение (214)
Наука и техника (1141)
Начертательная геометрия (3)
Оккультизм и уфология (8)
Остальные рефераты (21697)
Педагогика (7850)
Политология (3801)
Право (682)
Право, юриспруденция (2881)
Предпринимательство (475)
Прикладные науки (1)
Промышленность, производство (7100)
Психология (8694)
психология, педагогика (4121)
Радиоэлектроника (443)
Реклама (952)
Религия и мифология (2967)
Риторика (23)
Сексология (748)
Социология (4876)
Статистика (95)
Страхование (107)
Строительные науки (7)
Строительство (2004)
Схемотехника (15)
Таможенная система (663)
Теория государства и права (240)
Теория организации (39)
Теплотехника (25)
Технология (624)
Товароведение (16)
Транспорт (2652)
Трудовое право (136)
Туризм (90)
Уголовное право и процесс (406)
Управление (95)
Управленческие науки (24)
Физика (3463)
Физкультура и спорт (4482)
Философия (7216)
Финансовые науки (4592)
Финансы (5386)
Фотография (3)
Химия (2244)
Хозяйственное право (23)
Цифровые устройства (29)
Экологическое право (35)
Экология (4517)
Экономика (20645)
Экономико-математическое моделирование (666)
Экономическая география (119)
Экономическая теория (2573)
Этика (889)
Юриспруденция (288)
Языковедение (148)
Языкознание, филология (1140)

Сочинение: Обзор методов очистки сточных вод от меди, ванадия, никеля и марганца

Название: Обзор методов очистки сточных вод от меди, ванадия, никеля и марганца
Раздел: Рефераты по химии
Тип: сочинение Добавлен 22:29:46 09 марта 2010 Похожие работы
Просмотров: 155 Комментариев: 2 Оценило: 0 человек Средний балл: 0 Оценка: неизвестно     Скачать

ОЧИСТКА ОТ СОЕДИНЕНИЙ МЕДИ

К подгруппе меди относятся такие ионы: Hg2+ , Cu2+ , Bi3+ , Cd2+ , Pd2+ . Сульфиды этих катионов осаждаются не только в соляной, но и нейтральной и в щелочной средах при действии H2 S, (NH4 )2 S или (NH4 )2 S2 [1].

Все соединения Cu+ или трудно растворимы или образуют устойчивые комплексы [2]. В отличие от других катионов этой подгруппы гидроксиды меди и кадмия легко растворяются в аммиаке.

Все соединения меди можно разделить на следующие группы [3]:

1.Трудно растворимые в воде, но более или менее легко в кислотах (HCl, HNO3 ).

a) Гидроксид меди;

b) Углекислотные и фосфорнокислые;

c) Основные соли.

2. Трудно растворимые в воде и в кислотах (HCl, HNO3 ).

а) Сернистые соединения (растворимые в азотной кислоте);

b) СuX (CuCl легко растворима в соляной кислоте).

Вытеснение меди из её солей более активными металлами

Из водных растворов солей меди, медь вытесняется более сильными металлами, стоящими, согласно электрохимическому ряду напряжений, до меди [2, 3, 4, 5, 6, 7].

Взаимодействие с сульфидом аммония или сульфидами натрия и калия

При добавлении по каплям аммиачного раствора сульфата меди к (NH4 )2 S происходит образование комплекса состава: [NH4 ][CuS4 ] [2, 6]. Образование происходит из кислых и нейтральных растворов [3, 8].

Взаимодействии с H2 S

Двухвалентная медь из водных растворов солей осаждается сероводородом в виде черного CuS [2, 4, 6, 8]. Выпадение осадка происходит не только в HCl, но и при рН>=7 [6].

Взаимодействие с гидроксидами

При кипячении с водой CuCl взаимодействует с водой с образованием Cu2 O [4]. При взаимодействии солей меди Cu2+ со щелочами происходит образование гидроксида меди (2) [2, 3, 4, 5, 6, 8]. Однако при добавлении избытка щелочи происходит растворение с образованием растворимого комплекса. В присутствии тартратов, цитратов, арсенатов гидроксиды не дают с солями двухвалентной меди осадка гидроксида меди (2), а происходит образование темно-синего раствора [4]. Глицерин, винная, лимонная кислоты образуют с медью окрашенные комплексы, из которых медь не осаждается [5]. Растворение гидроксида меди наблюдается при взаимодействии его с NH4 OH.

При нагревании гидроксид меди разлагается с образованием CuO.

Взаимодействие с NH4 OH

При взаимодействии солей меди (2) с NH4 OH происходит выпадение осадка состава Cu2 (OH)2 SO4 светло-голубого цвета, который растворим в избытке аммиака [3, 4, 5].

Условия проведения: а) рН.=9; b) отсутствие ионов никеля и меди; c) отсутствие восстановителей восстанавливающих Cu2+ до Cu+ (SnCl2 , CH2 O, мышьяковистая кислота); d) отсутствие солей аммония; e) отсутствие органических соединений связывающих медь в комплекс [6].

Взаимодействии с карбонатом натрия или калия

При взаимодействии солей меди с карбонатом натрия или калия происходит выпадение зеленого осадка растворимого в аммиаке [6, 8].

Взаимодействии с Na2 HPO4

При взаимодействии солей меди при рН>=7 с Na2 HPO4 наблюдается образование голубого осадка Cu3 (PO4 )2 растворимого в аммиаке и уксусной кислоте [6].

Взаимодействие с иодидами

При взаимодействии с иодидами, например с иодидом калия протекает реакция, в результате чего в осадок выпадает CuI [2, 3, 4, 5, 6, 7]:


Cu2+ + 2 I- = CuI + 0.5 I2

Реакция протекает в слабокислой среде [7].

Взаимодействии с Na2 S2 O3

При взаимодействии солей меди с Na2 S2 O3 при подкислении и кипячении происходит образование осадка Cu2 S и S [3, 6].

Электролиз солей меди

При электролизе солей меди на катоде происходит выделение чистой меди [2, 7].

Взаимодействие с роданидами

При взаимодействии солей меди с роданидами наблюдается выпадение в осадок черной соли Cu(SCN)2 [2, 4, 8].

Условие проведения: a) рН<=7; b) слабое нагревание; c) отсутствие ионов серебра [6].

Взаимодействии с Na2 HAsO3

При взаимодействии происходит образование желто-зеленого осадка состава Cu3 (AsO2 )2 [6].

Взаимодействие с MgCl2 + NH4 OH + NH4 Cl

При взаимодействии солей меди с указанным реагентом наблюдается образование сине-зеленого осадка, растворимого в избытке реагента и в кислотах [6].

Взаимодействие с щавеливой кислотой

При взаимодействии с щавеливой кислотой происходит выпадение в осадок голубой соли, растворимой в сильных кислотах и аммиаке, состава CuC2 O4 •H2 O [2].

Взаимодействие с плавиковой кислотой

При взаимодействии гидроксида меди (2) или карбоната меди (2) с HF происходит образование светло-голубого осадка состава CuF2•2H2 O [2].

Взаимодействие с цианидами

При взаимодействии с циан идами солей двухвалентной меди вначале происходит выпадение в осадок соли Cu(CN)2 , которая затем распадается с образованием сине-желтого осадка CuCN и выделение (CN)2 [2, 3, 4, 5, 8].

Взаимодействие с K4 [Fe(CN)6 ]

При взаимодействии солей меди с K4 [Fe(CN)6 ] (рН<»7 [5]) происходит связывание меди в нерастворимый красно-коричневый комплекс состава Cu2 [Fe(CN)6 ] [2, 3, 4, 8].

Условия проведения: a) отсутствие Fe3+ , Co2+ Ni2+ ; b) отсутствие окисляющей среды окисляющей Fe2+ до Fe3+ ; c) отсутствие восстанавливающей среды [6].

Взаимодействие с (NH4 )2 [Hg(CNS)4 ] в присутствии Zn

При взаимодействии наблюдается образование осадка зеленого цвета [4].

Взаимодействие с Zn(CH3 COO)2 + (NH4 )2 [Hg(SCN)4 ]

При взаимодействии наблюдается образование осадка фиолетового цвета [5]. Необходимые условия: отсутствие Fe3+ , Co2+ Ni2+ .

Взаимодействие с SiO3 2-

При смешении растворов содержащих соли меди и раствора с SiO3 2- визуально не наблюдалось взаимодействие.

Взаимодействие с суперфосфатом

При смешении растворов содержащих соли меди и раствора с суперфосфатом визуально не наблюдалось взаимодействие.


ОЧИСТКА ОТ СОЕДИНЕНИЙ ВАНАДИЯ

РЕАКЦИИ ИОНА V2+

Взаимодействие с гидроксидами

При взаимодействии иона V2+ с гидроксидами происходит образование осадка коричневого цвета – V(OH)2 [2].

Взаимодействие с цианидами

При взаимодействии солей V2+ с избытком KCN в присутствии этилового спирта происходит выпадение в осадок соединения желто-коричневого цвета - K4 [V(CN)6 ] [2].

РЕАКЦИИ ИОНА V3+

Взаимодействие с гидроксидами

При взаимодействии с гидроксидами или NH4 OH происходит образование зеленого осадка V(OH)3 , жадно поглощающего жадно кислород воздуха [2].

Взаимодействие с цианидами

При взаимодействии с цианидами протекает образование красных растворимых комплексов состава K3 [V(CN)6 ] [2].

РЕАКЦИИ ВАНАДИЯ (V)

Электрохимическое восстановление

В результате электрохимического восстановления сернокислотных растворов V2 O5 протекает до V2 (SO4 )3 •H2 SO4 •12H2 O. При нагревании до 180 °С происходит образование V2 (SO4)3 [2].

Взаимодействие с пероксидом водорода

Из растворов щелочных ванадатов происходит выделение солей желтого цвета состава MeVO4 . Взаимодействие происходит в присутствии этилового спирта [2].

РЕАКЦИИ VO3 -

Взаимодействие с NH4 OH

При взаимодействии VO3 - с гидроксидом аммония происходит образование NH4 VO3 [каф. ХТНВ, К и Э]. По данным литературы [6] при обычных условиях осаждение не происходит, но в присутствие ионов Fe3+, Al3+, Ti(4) и др. ион VO3 - вместе с ними соосаждается.

Взаимодействие с сероводородом и сульфидом аммония

Ванадий осаждается из кислых растворов - сероводородом, а из аммиачных - при подкислении осаждается (NH4 )2 S. [2].

При этом протекают реакции [5]:

2 VO3 - + H2 S + 6 H+ = 2 VO2+ + S¯ + 4 H2 O

VO2+ + (NH4 )2 S (в среде аммиака) = VOS¯

По данным литературы [6, 8] при использовании в качестве осадителя сульфид аммония происходит осаждение ванадия в виде V2 S5 :

2 VO3 - + 6 (NH4 )2 S + 6 H2 O = 2 NH4 VS3 + 10 NH4 OH + 2 OH-

2 NH4 VS3 + H2 SO4 = V2 S5 ¯ + H2 S +(NH4 )2 SO4

Взаимодействие с SrCl2

При кипячении VO3 - с SrCl2 происходит образование желтого осадка солей Sr(VO3 )2 + Sr3 (VO4 )2 [6].

Взаимодействие с HgNO3

Наблюдается образование ванадата ртути HgVO3 , при условии рН=7

[6, 8].

Взаимодействие с солями бария

При этом протекает процесс образования осадка желтого цвета по реакции [6]:

VO3 - + Ba2+ = Ba(VO3 )2

Взаимодействие с солями серебра

При действии солей серебра на ион VO3 - наблюдается образование желтого осадка по реакции [6]:

VO3 - + Ag+ = Ag2 VO3

Взаимодействие с солями свинца

При действии солей свинца на ион VO3 - наблюдается образование нерастворимых ванадатов свинца [6, 8].

Взаимодействие с NH4 HCO3

При взаимодействии VO3 - наблюдается выпадение рентгеноаморфного осадка содержащего ванадий [каф. ХТНВ, К и Э].

Взаимодействие с ( NH4 )2 CO3

Не изучалось.

Взаимодействие с NH4 Cl

При взаимодействии VO3 - с твердым NH4 Cl при нагревании наблюдается образование NH4 VO3 [6, 8].

Взаимодействие с ( NH4 )2 SO4

Не изучалось.

Взаимодействие с CaCO3

При взаимодействии VO3 - с CaCO3 наблюдается снижение концентрации ванадия в растворе. [каф. ХТНВ, К и Э].

Взаимодействие с Ca(OH)2

Не изучалось.

Взаимодействие с CaSO4 •0.5H2 O

При взаимодействии VO3 - с CaSO4 •0.5H2 O наблюдается снижение концентрации ванадия в растворе. [каф. ХТНВ, К и Э].

Взаимодействие с SiO3 2-

При смешении растворов содержащих VO3 - и раствора с SiO3 2- визуально не наблюдалось взаимодействие.

Взаимодействие с суперфосфатом

При смешении растворов содержащих VO3 - и раствора с суперфосфатом визуально не наблюдалось взаимодействие.


ОЧИСТКА ОТ СОЕДИНЕНИЙ НИКЕЛЯ

Взаимодействие с (NH4 )2 S в присутствии аммиака и солей аммония

Выпадает черный NiS [2-8].

Взаимодействие с H2 S

При взаимодействии солей никеля с сероводородом при рН>7 выпадает осадок NiS [4, 6-8].

Взаимодействие с NaOH(KOH) без избытка

Выпадает зеленоватый осадок Ni(OH)2 [2-6, 8].

Взаимодействие с NaOH(KOH) избыток при нагревании

Выпадает зеленоватый осадок Ni(OH)2 [3-5].

Взаимодействие с NH4 OH без избытка

Зеленоватый осадок основных солей переменного состава [3-6, 8].

Взаимодействие с NH4 OH в избытке и присутствии солей аммония

Раствор сереневого цвета – [Ni(NH3 )6 ]2+ [3-5, 8].

Взаимодействие с Na2 CO3 , K2 CO3 , (NH4 )2 CO3

Образуется зеленый осадок Ni(OH)2 [2,3,5, 8]. По даннам [6] образуется

Ni2 (OH)2 CO3 .

Взаимодействие с Na2 HPO4 и (NH4 )3 PO4

Образуется зеленый осадок Ni3 (PO4 )2 [2, 5, 6, 8] и (NH4 )2 NiPO4 [2].

Взаимодействие с K4 [Fe(CN)6 ]

Образуется бледнозеленый осадок переменного состава [4-6].

Взаимодействие с K3 [Fe(CN)6 ]

Образуется желто-бурый осадок переменного состава [5,6].

Окислители в щелочной среде

Образуется черный осадок Ni2 O3 *H2 O. Пероксид водорода не окисляет никель [5,6]. По данным [8]:

2 Ni(OH)2 +NaOCl+H2 O = NaCl+ 2 Ni(OH)3

Взаимодействие с цианидами

Образуется яблочно-зеленый осадок содержащий воду. При нагревании до 180-200 °С в осадке Ni(CN)2 [2-4,8].

Взаимодействие с роданидами

При взаимодействии выпадают в осадок раданиды [2]:

Ni2+ + 2 CNS- = Ni(CNS)2 ¯

Взаимодействие с щавеливой кислотой

При взаимодействии солей никеля в осадок выпадают зеленовато-белые хлопья [2] оксалата никеля.

Взаимодействие с (C2 H6 N4 O)2 *H2 SO4

При взаимодействии солей никеля с дициандиамидинсульфатом в присутствии KOH образуется желтый осадок [2].


ОЧИСТКА ОТ СОЕДИНЕНИЙ МАРГАНЦА

Mn2+

Взаимодействие с (NH4 )2 S в присутствии аммиака и солей аммония

Образуется осадок телесного цвета MnS [2-8].

Взаимодействие с H2 S

Выпадает осадок MnS [6,7].

Взаимодействие с NaOH(KOH) без избытка

Образуется белый буреющий осадок Mn(OH)2 [2-6, 8, 9]. Образуемый осадок на воздухе буреет вследствие перехода Mn2+ в Mn4+ , при этом образуется MnO(OH)2 или H2 MnO3 (марганцоватистая кислота) [9].

Взаимодействие с NaOH(KOH) избыток при нагревании

Образуется белый буреющий осадок Mn(OH)2 [5].

Окислители в щелочной среде

При взаимодействии в щелочной среде в присутствии пероксида водорода при нагревании образуется бурый осадок MnO2 ·xH2 O [3, 5, 6].

При взаимодействии в щелочной среде (избыток) в присутствии Br2 образуется MnO2 ·H2 O [4].

При взаимодействии в щелочной среде в присутствии окислителей образуется бурый осадок MnO2 ·xH2 O [5, 6].

При взаимодействии в присутствии более сильных окислителей происходит окисление до MnO4 - [5, 6]. При окислении марганца до перманганата в качестве окислителей обычно используют: PbO2 , (NH4 )2 S2 O8 и другие ОВП которых выше 1,52 в. [9].

Взаимодействие с NH4 OH без избытка

Образуется белый буреющий осадок Mn(OH)2 [2, 3, 5, 6, 8, 9].

Условия протекания: рН=9-10

Взаимодействие с NH4 OH в избытке и присутствии солей аммония

Образуется MnO2 ·xH2 O [5].

Взаимодействие с Na2 CO3 , K2 CO3 , (NH4 )2 CO3

Образуется белый осадок MnCO3 [2, 3, 5, 6, 8].

Взаимодействие с Na2 HPO4

При рН около 7 образуется белый осадок Mn3 (PO4 )2 [2, 5, 6, 8].

Взаимодействие с K4 [Fe(CN)6 ]

Образуется белый осадок переменного состава [4-6].

Взаимодействие с K3 [Fe(CN)6 ]

Образуется бурый осадок переменного состава [5, 6].

Взаимодействие с цианидами

Образуется осадок Mn(CN)2 [2, 8].

Взаимодействие с щавеливой кислотой

При взвимодействии солей марганца при нагревании образуется MnC2 O4 ·2H2 O [2].

Взаимодействие с SO2

При взаимодействии солей марганца в водных растворах с SO2 образуется осадок MnSO3 [2].

Взаимодействие с AgCl в присутствии конц. NaOH

2 AgCl+Mn2+ + 4OH- = 2 Ag+MnO(OH)2 +2 Cl- +H2 O

По данным [5].

Mn3 +

Взаимодействие с CH3 COOH(горячая) и KMnO4 или Cl2

При охлаждении образуется Mn(C2 H3 O2 )3 ·2H2 O [2].


СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

1. А. Нойс, В. Брэй. Качественный анализ редких элементов.- М.: ОНТИ, Главная редакция химической литературы.-1936.

2. Г. Реми Учебник неорганической химии. Т2. Под. ред. Б.М. Беркенлеима.- Л.: ОНТИ, Химтеорет, 1935.-390 с.

3. В. Бурдаков Качественный анализ кислот и металлов.- Изд-е 3-е. – Л.: Ленинградский горный институт.-1930.

4. Л. Кертман Курс качественного анализа.- М.: ОНТИ, Главная редакция химической литературы.-1937.

5. Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа. Изд. 5-е пер. и доп. Под. ред. П.К. Агасяна.- М.: Химия, 1970.-472 с.

6. Крешков А.П. Основы аналитической химии. Теоретические основы. Качественный анализ. Изд. 3-е перер. Т1.-М.:Химия, 1970.-462 с.

7. Г. Шарло Методы аналитической химии. Количественный анализ неорганических соединений. Под. ред. Ю.Ю. Лурье.- М.: Химия,

1965.-976 с.

8. Ф. Тредвел курс аналитической химии. Том 1. Качественный анализ/ Под. ред. А.С. Коновалова.- М.-Л.: 1931.-511 с.

9. Воскресенский А.Г., Солодкин И.С. Практическое руководство по качественному полумикроанализу (на основе бессероводородного метода). – М.: Просвещение, 1972.- 134 с.

Оценить/Добавить комментарий
Имя
Оценка
Комментарии:
Где скачать еще рефератов? Здесь: letsdoit777.blogspot.com
Евгений07:20:29 19 марта 2016
Кто еще хочет зарабатывать от 9000 рублей в день "Чистых Денег"? Узнайте как: business1777.blogspot.com ! Cпециально для студентов!
16:48:54 25 ноября 2015

Работы, похожие на Сочинение: Обзор методов очистки сточных вод от меди, ванадия, никеля и марганца

Назад
Меню
Главная
Рефераты
Благодарности
Опрос
Станете ли вы заказывать работу за деньги, если не найдете ее в Интернете?

Да, в любом случае.
Да, но только в случае крайней необходимости.
Возможно, в зависимости от цены.
Нет, напишу его сам.
Нет, забью.



Результаты(151189)
Комментарии (1843)
Copyright © 2005-2016 BestReferat.ru bestreferat@mail.ru       реклама на сайте

Рейтинг@Mail.ru