Синтез амоній триванадату

Зміст

Вступ……………………………………………………………………………2

1. Літературний огляд…………………………………………………………4

1.1. Визначення поняття солей. Класифікація солей………………………..4

1.2. Добування та властивості солей………………………………………….6

1.3. Амоніак…………………………………………………………………….8

1.3.1.Добування………………………………………………………………...8

1.3.2.Фізичні властивості……………………………………………………...10

1.3.3.Хімічні властивості ………………………………………………………11

1.3.4.Солі амонію……………………………………………………………....13

1.4. Методика синтезу………………………………………………………....15

1.5. Характеристика вихідних речовини для синтезу ………………………16

1. Амонію метаванадат …………………………………………………….16
2. . Оцтова кислота………………………………………………………….17

2. Експериментальна частина………………………………………………....19

2.1. Розрахунки………………………………………………………………...19

Висновки……………………………………………………………………….20

Список використаної літератури……………………………………………..21

 

 

 

 

 

 

 

 

Вступ

Хімія — це наука, що вивчає процеси перетворення речовин, які супроводжуються зміною складу й структури, а також взаємні переходи між цими процесами та іншими формами руху матерії.

Об'єкти й методи дослідження хімії  настільки різноманітні, що окремі її розділи є, по суті, самостійними науковими дисциплінами.

Загальна хімія вивчає теоретичні уявлення та концепції, що становлять фундамент усієї системи хімічних знань.

Неорганічна хімія досліджує елементи періодичної системи та утворені ними прості й складні речовини (крім більшості сполук вуглецю).

Хімія — експериментальна наука, поряд з препаративними методами аналізу та синтезу (осадження, фільтрування, кристалізації, сублімації, перегонки тощо) вона широко використовує методи квантової механіки, термодинаміки, мікрохімічного, рентгено-структурного й фізико-хімічного аналізу, полярографію, хроматографію, спектроскопію, люмінесцентні, адсорбційні, ізотопні та інші методи.

Разом з тим, хімія на основі відомих  уже законів відкриває нові явища, правила, принципи, закони, тому є й  теоретичною наукою. Недаремно Ломоносов  відзначав, що "справжній хімік  повинен бути і теоретиком". Отже, хімія є наукою природничою, матеріалістичною, статистичною, експериментальною, теоретичною та фундаментальною.

Сучасна хімія, на відміну від класичної, не обмежується вивченням процесів на рівні взаємодії атомів та їхніх агрегатів і з використанням математичного апарату та методів квантової механіки розширює свої дослідження до з'ясування ролі електронів в утворенні хімічного зв'язку (квантова хімія)[1].

Нині досягнення хімії настільки  великі, що практично немає такої  сполуки, яку б не змогли синтезувати хіміки, знаючи її структурну формулу

Хімія в житті людей відіграє винятково важливу роль. Вона забезпечує ріст матеріальних благ, синтез нових  важливих матеріалів. Немає жодної галузі виробництва, де б не застосовувалась  хімія чи її продукція.

Розвиток хімічної промисловості  — одна з найважливіших умов технічного прогресу. Хімічна промисловість виробляє синтетичні хімічно і корозійно стійкі полімерні матеріали, кількість яких зростає щоденно. Вони використовуються у промисловості, на транспорті, в будівництві, сільському господарстві, медицині, побуті тощо. Завдяки хімії створено високоефективне штучне хімічне паливо, конструкційні матеріали, різні термостійкі матеріали, надтверді і некородуючі сплави.

З розвитком хімії, зокрема з  розробкою методів виявлення  і визначення кількісного вмісту окремих мікроелементів у тканинах живих організмів тісно пов'язаний розвиток медицини. Завдяки успіхам  хімії створюються не тільки різноманітні ліки, а й виготовляються замінники  крові, деякі штучні органи.

Не може обійтись без хімії і  сучасне сільське господарство, яке  зобов'язує агрохімічні служби підвищити  відповідальність за ефективне використання мінеральних добрив та інших засобів  хімізації сільського господарства. Відповідальні завдання висуває перед хімічною наукою проблема охорони довкілля. Це, насамперед, створення безвідходних хімічних виробництв, розробка радикальних методів хімічного аналізу та очистки стічних і промислових вод. Усе прогресивне людство надає цим питанням першочергового значення [2].

Метою моєї роботи є синтез амоній триванадату.

 

 

 

 

 

 

 

 

1. Літературний огляд

1. Визначення поняття солі. Класифікація солей

Солі – це  кристалічні  речовини, які можна розглядати як продукти повного чи часткового заміщення  іонів водню кислоти металом  або гідроксид-іонів основ (амфотерних гідроксидів) – кислотними залишками. Іони водню у кислотах можуть заміщуватися не тільки металом, а й групою атомів, що відіграє роль металу, наприклад: NH₄⁺,  [Cu(NH₃)₄]²⁺,   N₂H₅⁺  C₂H₅^-,   C₆H₅^-   тощо[3].

Залежно від складу розрізняють  такі типи солей: середні  або нормальні, кислі, основні, подвійні, змішані та комплексні.

Середні солі – це продукти повної нейтралізації кислот основами, наприклад:

Н₂SO₄+2NH₄OH=(NH₄)₂SO₄+2H₂O

Кислі солі – це продукти неповної нейтралізації багато основних кислот основами.

NH₄ OH + H₂SO₄ = NH₄ HSO₄ + H₂O

NaOH + H₃PO₄ = Na H₂ PO₄ + H₂O

 

Кислі солі утворюються за умови нестачі основи відносно її кількості, необхідної для повної нейтралізації  кислоти.  Цьому сприяє велика різниця  між константами ступінчастої дисоціації багато основних кислот (величина константи  дисоціації за другим та подальшими ступенями  дисоціації щоразу зменшується приблизно  у 10⁵ разів).

Основні солі можна розглядати як продукти неповної нейтралізації  багато кислотних основ кислотами.

Cu(OH)₂ + HCl = Cu(OH)Cl ↓ + H₂O

Fe(OH)₃ + H₂CO₃ = Fe(OH)CO₃ ↓ + 2H₂O

2Cu(OH)₂ + H₃CO₃ = Cu₂(OH)₂CO₃ ↓ + 2H₂O

 

Подвійні солі – продукти нейтралізації багато основної кислоти  двома різними основами. До їх складу входять два різних катіони. Кристали таких солей утворюються в  разі сумісної кристалізації двох солей  однієї кислоти.

NaKSO₄   KAl(SO₄)₂

До складу молекули змішаної солі входять катіон багато кислотної  основи і два різні кислотні залишки, наприклад:

Ca(OH)₂+ Cl₂=Ca(OCl)Cl+H₂O

Комплексні солі у своєму складі мають комплексний аніон  або катіон, наприклад   K₂[Fe(CN)₆],   Na₃[AlF₆]

Такі солі можуть одночасно  містити комплексні катіон та аніон, наприклад:

[Pt(NH₃)₄][PdCl₄]_,   [Pd((NH₃)₄][PdCl₄] [4].  

.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.2 Основні методи добування солей.

Відомо  багато методів добування солей, але найважливішими з них слід вважати такі:взаємодія основних оксидів з кислотними або амфотерними, неосновних та амфотерних оксидів з  кислотами; кислотних оксидів з  основами або амфотерними гідроксидами; oснов або амфотерних гідроксидів з кислотами; взаємодія солей з кислотами (кислотними оксидами), основами (основними оксидами);(металів з кислотами та неметалів з лугами за реакціями подвійного обміну між солями; за реакціями витіснення одного металу або неметалу з їх солей; при безпосередньому сполученні елементів при термічному розкладі одних солей можуть утворюватись інші. Приклади реакцій добування солей:

СоO+ ZnО= СоZnO₂;

ZnС1₂ + 4NaОН = Na₂ [Zn (ОН)₄] + 2NaС1;

FeО + Н₂SO₄ = FeSO₄ + Н₂O;      
Са(ОН)₂ + СO₂ = СаСO₃ + Н₂O;

ЗСu + 8НNO₃ = ЗСu (NO₃)₂ +2NO+ 4Н₂О;

Zn + 2КOН + 2Н₂O = К₂ [Zn(OН)₄] + Н₂; 
Са(ОН)₂+ НNO₃= Са(ОН)NO₃+Н₂O

Рb (NO₃)₂ + 2КІ = РbІ₂ + 2КNO₃; 
Zn (ОН) СІ + НС1 = ZnС1₂ + Н₂O;

СuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Сu; 
2Вi+ ЗС1₂ = 2ВіС1₃.

 

Основні хімічні властивості солей. Середні солі можуть взаємодіяти з кислотами з утворенням іншої кислоти та солі:

Са₃(РO₄)₂ + ЗН₂SO₄ = ЗСаSO₄ + 2Н₃РO₄.

 

Якщо на середні солі багатоосновної кислоти діяти однойменною кислотою, то утворюються кислі солі:

Са₃ (РO₄)₂ + Н₃РO₄ = ЗСаНРO₄;

Са₃ (РO₄)₂ + 4Н₃ РO₄ = ЗСа (Н₂РO₄)₂.

Взаємодія основних солей з кислотами зумовлює утворення середніх солей:

А1(ОН) С1₂ + НС1 = А1С1₃ + Н₂O.

У водних розчинах середні солі можуть реагувати  з лугами, утворюючи інші сіль та основу або амфотерний гідроксид:

FеSO₄ + 2КОН = Fe (ОН)₂ + К₂SO₄;

СгС1₃ + ЗNаОН = Сг (ОН)₃ + 3NaСl.

При взаємодії  розчинів кислих солей з лугами утворюються  середні солі:

К₂НРO₄ + KOH = K₃PO₄ + H₂O.

Хімічно активні метали можуть витісняти  з водних розчинів солей менш активні  метали:

СuSO₄ +Fе = FeSO₄ + Сu;

2АgNO₃ + Сu = Сu(NO₃)₂ + 2Аg.

Всі солі, крім утворених сильними кислотами  та основами, підлягають гідролізу.

Крім  простих солей (середніх, подвійних, кислих, основних) існують складні  солі, які називаються координаційними, або комплексними.[5]

 

 

 

 

 

 

 

 

1.3 Амоніак

1.3.1 Добування

В лабораторних умовах амоніак добувають звичайно нагріванням суміші хлориду амонію NH₄Cl з гашеним вапном Ca(OH)₂. Процес утворення амоніаку при цьому відбувається в дві стадії: спочатку виникає амонію гідроксид, а потім він розкладається з виділенням амоніаку:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₄OH + CaCl₂

NH₄OH = NH₃↑ + H₂O

Інколи амоніак добувають нагріванням до кипіння концентрованого розчину амоніаку (амонію гідроксиду). При цьому NH₃ утворюється за реакцією, наведеною вище.

У техніці головним способом добування амоніаку є прямий синтез його з азоту і водню за реакцією:

N₂+3H₂=2NH₃

Ця реакція відбувається лише при дуже високих тисках (кілька сот атмосфер), високій температурі  і наявності каталізатора.

На сучасних заводах синтез проводять у більшості випадків при тисках 250—350 атм, а інколи навіть при 700—1000 атм. Чим більший тиск, тим більше рівновага реакції  зміщується в бік утворення NH₃, тобто в бік збільшення виходу амоніаку. Але процес при дуже високих тисках дуже дорогий і економічно невигідний. Температуру підтримують близько 400—450°С. Нижче 400°С реакція відбувається дуже повільно, а вище 450— 500°С амоніак помітно розкладається на азот і водень. Каталізатором служить губчасте залізо з домішками оксидів калію, алюмінію й інших речовин.

При цьому слід ще раз  відмітити, що не вся азотоводнева суміш перетворюється в амоніак навіть при найвищих тисках. Частина її залишається непрореагованою. Тому одержуваний амоніак відділяють від непрореагованої суміші скрапленням його під тиском, а до решти суміші додають нові порції азото-водневої суміші і знову направляють на синтез.

Значні кількості амоніаку одержують як побічний продукт при коксуванні кам'яного вугілля. У кам'яному вугіллі, як уже говорилося, міститься від 1 до 2,5% азоту. При коксуванні вугілля більша частина цього азоту виділяється у вигляді амоніаку. Його видаляють, з коксового газу пропусканням газу через воду. При цьому амоніак розчиняється і утворює так звану амоніачну воду. Цю воду нейтралізують сульфатною кислотою і одержують сульфат амонію, що використовується як азотне добриво.

До кінця минулого століття цей спосіб був єдиним промисловим  способом добування амоніаку. Лише в 20-х роках, нашого століття, коли поширився синтетичний спосіб, він втратив своє значення.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.3.2 Фізичні властивості амоніаку

Амоніак — безбарвний газ з характерним різким запахом і їдким смаком. Він майже у два рази легший від повітря. При —33,35°С і звичайному тиску амоніак скраплюється в безбарвну рідину, а при —77,75°С замерзає, перетворюючись у безбарвну кристалічну масу. Його зберігають і транспортують у рідкому стані в стальних балонах під тиском 6—7 атм. У воді амоніак розчиняється дуже добре: при 0°С і звичайному тиску в 1 об'ємі води розчиняється близько 1200 об'ємів NH₃, а при 20°С — 700 об'ємів. Концентрований розчин містить 25% NH₃ і має густину 0,91 г/см³. Розчин амоніаку у воді називають аміачною водою або нашатирним спиртом. Звичайний медичний нашатирний спирт містить 10% NH₃. Різниця між нашатирним спритом та амоніачною водою полягає у тому, що у нашатирному спирті відсоток амоніаку 3-10%, а в амонічній воді від 10% і більше. При нагріванні розчину амоніак легко випаровується.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.3.3 Хімічні властивості амоніаку.

 Молекули амоніаку утворюються за допомогою ковалентних зв'язків. Електронна і структурна формули молекули амоніаку такі:

 Н    Н

 ..     |

: N:   Н   і  N — Н

..       |

Н     Н

Однак зв'язки N — Н в  молекулі амоніаку полярні, оскільки електронна пара зміщена до атома азоту. Тому атом азоту має негативний заряд, а атом водню — позитивний. У хімічному відношенні амоніак є відновником, а сам звичайно окислюється до вільного азоту. Так, в атмосфері кисню амоніак горить за реакцією:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

Амоніак також легко відновлює  монооксид міді до металічної міді при високій температурі за реакцією:

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O [6].

Також він окислюється пероксоводнем, перманганатом калію, хлором, бромом та іншими сильними окислювачами, наприклад

2КМnO₄ + 2NH₃ = N₂+2МnO₂ + 2КОН + 2Н₂O.

Окислення азоту N відбувається під  час розкладання солей амонію кислот-окислювачів:

(NH₄)₂Сг₂O₇ = N2 + Сг₂O₃ + 4Н₂O.

При наявності платинового або  платино-родієвого каталізатора і при температурі 750—900 °С аміак окислюється киснем повітря до оксиду азоту (II):

4NН₃ + 5O₂ = 4NO + 6Н₂O.

Ця реакція лежить в основі промислового методу добування азотної кислоти. Без каталізатора амоніак окислюється до вільного азоту.

Амоніак добре розчиняється у воді: при 20 °С один об'єм води розчиняє близько 750 об'ємів амоніаку. Висока розчинність амоніаку у воді пояснюється утворенням водневого зв'язку між молекулами NH₃ і Н₂0, який за силою наближається до донорно-акцепторного. Оскільки молекула амоніаку кращий акцептор протона, ніж вода, то у розчині спостерігається рівновага:

NH₃ + Н₂O= NНз • НОН= NH₄⁺ + ОН^-.

Цим пояснюється те, що водні розчини  аміаку мають слабколужну реакцію. Константа дисоціації гідрату аміаку NH₃-Н₂0 при 25 °С дорівнює 1,76 • 10^-5  [5].

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.3.4 Солі амонію

Одна з найважливіших властивостей амоніаку — здатність утворювати солі амонію. При взаємодії амоніаку з протоном утворюється іон амонію NН₄⁺. Як  і в молекулі NH₃ , в іоні амонію атомні орбіталі нітрогену знаходяться у стані sр3-гідридизації та утворюють чотири рівноцінні зв'язки, один з яких утворений за донорно-акцепторним механізмом:

              H                                     H            ⁺

H – N:  +       H⁺             H – N H

               H                                     H

донор    акцептор

З аніонами кислот іон амонію утворює тверді кристалічні добре  розчинні речовини - солі амонію: NН₄СІ - хлорид амонію, (NН₄)₂SO₄ - сульфат амонію, NН₄NО₃ - нітрат амонію.

Особливістю солей амонію, порівняно із солями лужних металів, є їх низька термічна стійкість і  леткість ряду солей. Продукти термічного розкладу солей амонію визначаються природою аніона. Якщо сіль амонію утворена неокисником, її нагрівання не супроводжується окисно-відновними реакціями. При підвищеній температурі хлорид амонію дисоціює оборотно:

NН₄CI= NH₃+ НСІ,

 утворюючи леткі продукти  NH₃ і НС1, які при охолодженні знову стають NН₄С1.

Реакція розкладання карбонату  та гідрокарбонату амонію може відбуватися  навіть при кімнатній температурі:

(NН₄)2СО3=2NН3 +H₂O + СО₂.

Гідрогенкарбонат амонію NН₄НСO₃ використовують в хлібопекарстві. Його застосування засновано на тому, що при незначному нагріванні одержують NН₃ і СO₂, які розпушують тісто.

Не супроводжується окиснювальними реакціями і нагрівання гідрогенфосфатів амонію:

(NH₄)₂НРO₄=2NH₃+ Н₃РO₄,

NН₄Н₂РO₄ = NНз + Н₂O + НРO₃.

Якщо сіль амонію утворена кислотою окисником, має місце окиснювання нітрогену катіона амонію, наприклад:

NН₄NOз→NO₂ + 2Н₂O,

NН₄NOз→ N₂ + 2Н₂O.

 Солі амонію є сильними  електролітами, в розчинах вони  дисоціюють на катіони амонію та кислотні залишки. При цьому внаслідок гідролізу катіона NН₄⁺, їх розчини мають кислу реакцію:

NН₄CI→ NН₄⁺+ CI^-

NН₄⁺ +H₂O=NН₃+ Н ₃O⁺ [7].

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4. Методика синтезу  калій триванадат

3KVO₃+2H⁺=KV₃O₉+2K⁺+H₂O

Цю сіль отримують із моно ванадату калію при додаванні  оцтової кислоти в кількості 1,4 моль на 1 моль ванадату.

В стакані розміщеному  у водяній бані при 75°С розчиняють 7 г монованадату в 25 мл води. До гарячого розчину який має концентрацію по ванадію≈2м при сильному змішуванні добавляють з бюретки 70 мл 1 м розчину оцтової кислоти причому носик бюретки повинен бути в розчині. Швидкість додавання розчину кислоти становить 1мл/хв..

Розчин червоного кольору  тримають в гарячій бані,а потім  протягом 15 год. охолоджують до кімнатної температури.

Для кристалізації прозорий розчин  охолоджують до 0°С. Кристали відсмоктують, промивають невеликою  кількістю води (льодяної), а потім ацетоном.

Якщо використовувати  монованадат амонію таким самим  методом можна отримати амоній триванадат.[8]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.5. Вихідні речовини для синтезу

1.5.1 Амонію метаванадат

NH₄VO₃-безбарвна кристалічна речовина розчин якої у воді має жовтий колір, не розчинна в етанолі та ефірах,у воді при 20°C розчинність становить 4.8 г на 100 г води ,а при 50°C -17.8г В зв’язку з поганою розчинністю NH₄VO₃  використовується для виділення ванадієвої кислоти з її розчинів. Амонію метаванадат не переходить в піро- і орто-форми. Використовують  NH₄VO₃  в текстильній промисловості як протраву при фарбуванні тканин і для фіксації аніліну на шовкових тканинах.  Він входить до складу  чорнил і типографічних фарб, з його допомогою  виготовляють анілін[9]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1.5.2. Оцтова кислота

Оцтова або ацетатна (етанова) кислота. Ця кислота СН₃СООН за звичайної температури - безбарвна рідина з різким характерним запахом, за температури нижче -16,6 °С - кристалічна, льодоподібна маса. Тому безводну оцтову кислоту називають «льодяною», її температура кипіння становить 118,5°С, за кімнатної температури вона змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Розчин цієї кислоти з масовою часткою СН₃СООН 3-5% відомий під назвою столового оцту, 70-80% - оцтової есенції.

Оцтова кислота утворюється  під час оцтовокислого бродіння розбавлених розчинів етанолу. У  метаболічних процесах приймає участь як сама кислота та її солі, які перетворюються на жирні кислоти, терпеноїди. Особливо важлива наявність оцтової кислоти у формі ацетилу в ацетилкоферменті А.

Оцтова кислота виявляє  всі хімічні властивості, характерні для карбонових кислот. Вона - слабкий електроліт:

СН₃СООН =СН₃ СОО^- + H⁺

Ступінь її дисоціації становить 1.3%.

Оцтова кислота змінює колір лакмусу та метилового оранжевого на червоний, взаємодіє з металами, які стоять в раду стандартних електродних потенціалів перед воднем, з основами, амфотерними гідроксидами, солями.

Солі оцтової кислоти називаються етанатами або ацетатами. Як йоні сполуки вони добре розчиняються у воді, як солі слабкої кислоти - гідролізуються у водних розчинах.

 На відміну від мурашиної  оцтова кислота не виявляє властивостей альдегіду.

Оцтову кислоту добувають  окисненням етилового спирту під дією бактерій:

СН₃-СH₃-OH+ O₂ =CH₃-COOH+H₂O

Це найдавніший спосіб її одержання (скисання виноградного вина). Основний промисловий синтетичний  спосіб добування оцтової кислоти  складається з трьох стадій:

1)крекінгу метану на ацетилен і водень:

2СН₄→ СН≡СН + ЗН₂.

2)добування оцтового альдегіду за реакцією Кучерова:

СН≡СН+ H₂O= CH₃COH

3)окиснення оцтового альдегіду киснем повітря за наявності ка- 
талізатора: 

СНзСOH→ СН₃СООН

Перспективним є новий (економічно більш вигідний) спосіб добування оцтової кислоти з бутану

2CH₃-CH₂- CH₂- CH₃+5O₂= 4CH₃-COOH+2H₂O

З усіх карбонових кислот оцтова має найбільше практичне значення, її застосовують у синтезі барвників, для одержання пластмас, ліків (наприклад, аспірину, фенацетину), штучних волокон, негорючої кіноплівки тощо. Солі та іноді похідні цієї кислоти використовують для фарбування тканин, у медицині, сільському господарстві (боротьба з бур'янами). Естери оцтової кислоти, як і естери мурашиної, застосовують як розчинники і запашні речовини.[10]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Експериментальна частина

2.1. Методика синтезу

Розрахунки проводимо  за таким рівнянням реакції:

3NH₄VO₃+2H⁺=NH₄V₃O₉+2NH₄⁺+2H₂O

       X=16,85 г- маса амонію метаванадату

v(NH₄VO₃)=моль

            y=0,196моль- кількість молів CH₃COOH

М(CH₃COOH)=60

0,196•60=11,76 (m(CH₃COOH)

V(CH₃COOH)=

Готуємо 1м розчин оцтової  кислоти

0,196моль-196мл.

Х моль-250мл                         Х=0,25 моль-кількість молів CH₃COOH для 250 мл         1м розчину

0,2560=15г-маса  CH₃COOH-100%

15г-100%

Хг-99.8г                               Х=14.97г-маса 99.8%  CH₃COOH                

 14.971.05=14.26 мл- об'єм  концентрованої оцтової кислоти.

Зробивши необхідні розрахунки готуємо розчин амоній метаванадату  та 1м розчин оцтової кислоти . Розчин амоній метаванадату нагріваємо до температури 75°С і невеликими кількостями додаємо розчин оцтової кислоти. Утворюється розчин оранжевого кольору. Після охолодження розчину  викачуємо з ньго воду насосом Кумовського  після чого отриману сіль залишаємо сушитись.

 

 

 

Висновки

1. Було проведено огляд літературних джерел із класифікації солей,способів їх добування,  властивостей амоніаку .

2. Знайдено методику синтезу амоній триванадату та проведено синтез цієї сполуки. В результаті чого отримано сіль оранжевого кольору.

3. Маса синтезованої речовини становить 9.1 г що становить 91% від теоретичного.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Список використаної літератури

1. Телегус В.С. Бодак О. І. Заречнюк О.С. Основи загальної хімії.-Л.:світ,2000

2. Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Ірпінь, 1998

3. Скопенко В.В., Григорєва В. В. Найважливіші класи неорганічних сполук. –   К.: Либідь, 1996

4. Степаненко О. М. Рейтер Л. Г.  Лезовських В. М. Іванов С. В.  Загальна і неорганічна хімія. - К.: Педагогічна преса, 2000

5.  Григор'єва  В.В. Самійленко В.М. Сич А.М. Загальна хімія Вища школа 1991

6.  Ф.А.Деркач Хімія Л.1968

7.  Левітін Є.Я, Бризицька А.М. Клюєва Р.Г. Загальна та неорганічна хімія Віниця Нова Книга-2003

8. Ключников неорганічний синтез

9. Рабинович В.А., Хавин З.Я. "Краткий химический справочник" Л.: Химия, 1977

10. Мітрясова О.П. Вступ до органічної хімії Київ-2007