Содержание

1. Введение

2. Литературный обзор

3. 2.1. Общая характеристика ртути

4. 2.1.1. Важнейшие характеристики ртути

5. 2.1.2. Получение ртути

6. 2.1.3. Применение ртути

7. 2.1.4. Отравление ртутью и ее соединениями

8. 2.2. Родан (SCN)2

9. 2.3. Тиоциановая кислота

10. 2.3.1. Важнейшие характеристики тиоциановой кислоты

11. 2.3.2. Получение HCSN

12. 2.3.3. Применение роданистоводородной кислоты

13. 2.4. Тиоцианаты не органические

14. 2.4.1. Общая характеристика некоторых тиоцианатов

15. 2.4.2. Получение тиоцианатов

16. 2.4.3. Комплексные соединения тиоцианатов

17. 2.4.4. Применение тиоцианатов

18. 2.5. Тиоцианат (роданид) ртути (ΙΙ

19. 2.5.1. Историческая справка

20. 2.5.2. Получение Hg(SCN)2

21. 2.5.3. Реакции характерные для Hg(SCN)2

22. 2.5.4. Применение тиоцианата ртути (ΙΙ

23. 2.6 Токсикологический аспект

3. Экспериментальная часть.

Выводы

5. Список используемой литературы

1. Введение

Целью данной курсовой работы является изучение способов синтеза тиоцианатов, в частности тиоцианат ртути (ΙΙ). Свойства соединений ртути(II) специфичны, поэтому они интересны для изучения.

Задачей данной работы является синтез тиоцианата ртути(II) и изучение его свойств.

Тиоцианаты щелочных металлов и аммония получают при улавливании цианистых соединений, содержащихся в коксовом газе, растворами соответствующих полисульфидов. Кроме того, NH4NCS получают взаимодействием NH3 с CS2, a KNCS и NaNCS получают сплавлением KCN или NaCN с серой. Другие тиоцианаты синтезируют обменной реакцией сульфатов, нитратов или галогенидов металлов с тиоцианатом Ba, К или Na, или взаимодействием гидроксидов или карбонатов металлов с HNCS. CuSCN получаются из тиоцианатов щелочных металлов, гидросульфита натрия и сульфата меди. Ca(SCN)2*3H2O получают действием оксида кальция на тиоцианат аммония.

2. Литературный обзор

2.1. Общая характеристика ртути

Ртуть – один из семи металлов, известных с древнейших времен. В металлическом состоянии Hg - серебристо-белого цвета и при комнатной температуре находится в жидком состоянии и при небольшом нагревании легко переходит в пар. [1]

Ртуть принадлежит к числу весьма редких элементов (в земной коре ее 4,5*10-6%. Примерно столько же Hg содержится в изверженных горных породах.) В земной коре Hg преимущественно рассеяна; осаждается из горячих вод, образуя ртутные руды (содержание в них ртути примерно 5-7%), известно 35 рудных минералов. В свободном виде она встречается в виде вкраплений в горные породы, но крайне редко, выделяется из морской воды. [2]

2.1.1 Важнейшие характеристики ртути

Особенностью электронного строения атома ртути является полностью сформированная «подвнешняя» d10 оболочка. Наличие замкнутой и поэтому очень стабильной d10 электронной оболочки обуславливается несклонностью ртути проявлять в своих гетерогенных соединениях более высокую степень окисления, чем 2+. Вместе с тем валентные возможности ртути очень обширны, благодаря легкой деформируемости все той же d10 электронной оболочки. Возникающий в результате деформации дополнительный эффект поляризации делает возможным образование ковалентных связей, что резко расширяет круг реализуемых реакций и соединений.[4]

2.1.2 Получение ртути

Промышленным способом ее получают из основного минерала – сульфида (киновари) при окисленном обжиге:

HgS + O2 = Hg + SO2

Обжиговые газы, пройдя пылеуловительную камеру, поступают в трубчатый холодильник из нержавеющей стали или монель-металла. Жидкая ртуть стекает в железные приёмники. Для очистки сырую ртуть пропускают тонкой струйкой через высокий (1 – 1,5 м) сосуд с 10%-ной HNO3, промывают водой, высушивают и перегоняют в вакууме.

Возможно, также гидрометаллургическое извлечение ртути из руд и концентратов растворением HgS в сернистом натрии с последующим вытеснением ртути алюминием. Разработаны способы извлечения ртути электролизом сульфидных растворов. [3]

2.1.3 Применение ртути

Ртуть имеет широкое применение. Например: ртутная соль хромовой кислоты – замечательная зеленая краска по керамике; cильный яд сулема HgCl2, крайне нужна в гальванопластике, в производстве оловянных и цинковых сплавов тонкой структуры, в процессах гравирования и литографии, даже в фотографии. Промышленный катализ тоже не обходится без соединений ртути. Один из способов получения уксусной кислоты и этилового спирта основан на реакции, открытой русским ученым М.Г. Кучеровым. Сырьем служит ацетилен. В присутствии катализаторов – солей двухвалентной ртути – он реагирует с водяным паром и превращается в уксусный альдегид. Окисляя это вещество, получают уксусную кислоту, восстанавливая – спирт. Те же соли помогают получать из нафталина фталевую кислоту – важный продукт основного органического синтеза. Ртутными красками покрывают днища кораблей, чтобы они не обрастали ракушками. Иначе корабль снижает скорость, перерасходуется топливо. Самая известная из красок такого типа делается на основе кислой ртутной соли мышьяковистой кислоты HgHAsO4. Хотя все ртутные соли ядовиты, многие из них используются медициной, и, пожалуй, это одно из самых древних их применений. Сулема HgCl2 – яд, но и одно из первых антисептических средств. Цианид ртути использовали в производстве антисептического мыла. Желтую окись ртути до сих пор применяют при лечении глазных и кожных заболеваний. Каломель Hg2Cl2 – общеизвестное слабительное средство. Органические антисептики на основе соединений ртути пригодны даже для обработки слизистых оболочек. Также ртуть используется для создания научных приборов (барометров, термометров, и т. д.) и амальгамирования золота и серебра. Все соли ртути ядовиты, и это требует большой осторожности при работе с ними.