Лабораторная работа: Контрольный синтез Mg(NO3)2 – MgO – MgCl2

Кафедра химии

Контрольный синтез

Mg(NO3)2 – MgO – MgCl2

Киров 2007

Цель работы: Изучить цепочку синтеза  Mg(NO3)2  - MgO - MgCl2, и осуществить ее на практике.  Рассмотреть физико-химические характеристики веществ, участвующих в химических реакциях при синтезе MgCl2 из Mg(NO3)2 , их химические свойства, и методы качественного и количественного анализа соединений магния.

 

1). Химический синтез оксида магния (MgO) из нитрата магния Mg(NO3)2 

Mg(NO3)2  → MgO

Физико – химическая характеристика Mg(NO3)2  :

 

1.  Встречается в природе в небольших количествах в виде нитромагнезита (гидрат), или магнезиевой селитры.

2.  Нитрат магния при обычных условиях кристаллогидрат состава Mg(NO3)2·nH2O, где n- 2, 6, 9, n зависит от способа выделения нитрата магния и температурного режима.

3.  Соединение Mg(NO3)2 · 2H2O представляет собой бесцветные кристаллы с плотностью 2,025 г/см3, плавятся при 129,5 °С, растворимы в воде, спирте и концентрированной азотной кислоте.

4.  Mg(NO3)2 · 6H2O – бесцветные призматические кристаллы моноклинной формы с плотностью 1,464 г/см3; они плавятся при температуре 95°С, кипят при 143°С, также растворимы в воде, спирте и концентрированной азотной кислоте.

5.  Mg(NO3)2 · 9H2O бесцветные кристаллы с плотностью 1,356 г/см3 плавятся при 74°С, плотность 1,302 г/см3

6.   Растворимость безводной соли в  воде (на 100 г) при 20°С   73,3 г (42,3 %), при повышении температуры растворимость повышается и при 80°С она составляет 110,1 г (52,4 %).

7.   Выделен также неустойчивый кристаллогидрат  состава Mg(NO3)2 · 4H2O плавящийся при температуре 52 °С.

8.  Легко теряет кристаллизационную воду по следующей схеме:

При температуре выше 380° разлагается.

9.  При неполном разложении кристаллогидратов получаются продукты различного состава 2Mg(NO3)2· MgO,   Mg(NO3)2· Mg(OН)2,  Mg(NO3)2·3Mg(OН)2·8H2O, Mg(NO3)2·2Mg(OН)2·4H2O и т. д.

10.  Растворяется в безводном жидком аммиаке и абсолютизированном спирте, образуя аддукты различного состава:

Mg(NO3)2 + nNH3 = Mg(NO3)2 · nNH3 (n=1, 2, 4, 6)

Mg(NO3)2 + 6CH3OH = Mg(NO3)2 · 6CH3OH

Mg(NO3)2 + 6C2H5OH = Mg(NO3)2 · 6C2H5OH.

11.  Водный раствор Mg(NO3)2 имеет  кислую среду раствора вследствие гидролиза по катиону:  Mg(NO3)2  + H2O ↔MgOHNO3 + 2HNO3

Mg2+ + H2O ↔ MgOH+ + H+     (гидролиз по первой ступени)

MgOHNO3 + H2O ↔ Mg(OH)2↓+ HNO3

MgOH+ + H2O ↔ Mg(OH)2↓+ H+   (гидролиз по второй ступени)

12.  При взаимодействии с растворами щелочей выпадает белый осадок гидроксида магния  Mg(OH)2.

Mg(NO3)2  +2NaOH =  Mg(OH)2↓+ 2Na NO3.

13.  Не растворяется в растворах плавиковой, фосфорной, угольной, кремниевой кислот, химически взаимодействует с ними с образованием нерастворимых в воде солей:

Mg(NO3)2  + 2HF = MgF2↓+ 2HNO3;

3Mg(NO3)2  + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓+ 6HNO3;

Mg(NO3)2  + CO2 + H2O = MgCO3↓+2HNO3;

Mg(NO3)2  + H2SiO3 = MgSiO3↓+2HNO3           

Сильно   (все выпавшие осадки белого цвета). разбавленная

 

Физико – химическая характеристика  MgO

 

1.  Белая или жженая магнезия - MgO белый рыхлый порошок (кристаллы октаэдрической формы) плавится при температуре  2800°С, кипит при t = 3600°С;

2.  В электрической печи сублимируется при температуре 1600 - 1800°С, а затем вновь осаждается в виде кристаллов уже кубической формы с кристаллической решеткой подобной NaCl с межионным расстоянием 2,11А, плотностью 3,58 г/см3 и твердостью 4 по шкале Мооса. ;

3.  Плотность 3,67 г/см3, твердость по шкале Мооса равна 6.

4.  MgO плохо проводит тепло и электричество, трудно растворим в воде, но легко в метиловом спирте, разбавленных кислотах, расплавленном криолите Na3[AlF6];

5.  MgO очень медленно взаимодействует с водой при нагревании:

        MgO + H2O  Mg(OH)2↓ ,

(Белый порошок)

6.  Хорошо растворяется в кислотах и метиловом спирте:

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O,  

     MgO + 2CH3OH = (CH3O)2Mg + H2O.

                              Метилат  магния

7.  На воздухе при действии углекислого газа и влаги легко переходит в основной карбонат магния:

2MgO + CO2 + H2O = (MgOH)2CO3.

8.  При высоких температурах восстанавливается калием, кальцием, кремнием, карбидом калия и др:

MgO + 2K = K2O + Mg,

MgO + Сa = CaO + Mg,

2MgO + K4C = 2K2O + Mg +C.

 

Физико – химическая характеристика MgCl2

 

1.  Безводная соль MgCl2 кристаллизуется в виде бесцветных очень гигроскопичных гексагональных кристаллов со слоистой структурой и горьким вкусом;

2.  Плотность кристаллов безводного MgCl2 2,32 г/см3, плавится при температуре 715°С, кипит при 1412°С;

3.  MgCl2 хорошо растворима в воде (54,5 г на 100 г воды) и ацетоне;

4.  При выделения из раствора в зависимости от температуры кристаллизуется стабильный при обычных условиях гексагидрат MgCl2·6H2O или при быст­ром выпаривании — продукт, содержащий меньшее количество молекул воды (1, 2, 4); известны также кристаллогидраты хлорида магния с 8 и 12 молекулами воды;

5.  MgCl2·6H2O существует в интервале температур от  —3,4 до 116,7°. Он образует расплывающиеся на воздухе моноклинные кристаллы с плотностью 1,56 г/см3;

6.    Воду из хлорида магния нельзя пол­ностью удалить без разложения соли, так как при нагревании отщепляется хлористый водород и образуется основной хлорид (оксохлорид) переменного состава

                                     2MgCl2 + Н2О = Mg2OCI2 + 2HC1.

7.  Водный раствор   MgCl2 имеет слабокислую реакцию:

                                           MgСl2  + H2O ↔MgOHCl + 2HCl

Mg2+ + H2O ↔ MgOH+ + H+     (гидролиз по первой ступени)

MgOHCl + H2O ↔ Mg(OH)2↓+ HCl

MgOH+ + H2O ↔ Mg(OH)2↓+ H+   (гидролиз по второй ступени)

8.   Если в концентри­рованный раствор MgCl2 внести сильно прокаленный  оксид магния, то полу­чившееся тесто через несколько часов застывает в твердую массу, образуя так называемый магнезиальный цемент (цемент Сореля), причем происхо­дит  соединение   окисла   с  хлоридом  с  образованием  основных   хлоридов MgCl2·5Mg(OH)2·8H2O, MgCl2·3Mg(OH)2·8H2O, MgCl2·2Mg(OH)2·4H2O и т.д.

9.  При действии паров воды на нагретый безводный хлорид магния может образоваться основной хлорид магния или оксид магния:

                      MgCl2 + H2O  Mg(OH)Cl + 2HCl,

                      MgCl2 + H2O  MgO + 2HCl.

10.  Растворяется в спиртах с образованием аддуктов:

                 MgCl2 + 6C2H5OH = MgCl2·6C2H5OH,

11.  При нагревании кристаллогидраты теряют воду по следующей схеме:

MgCl2·12 H2O  MgCl2·8H2O MgCl2·6H2O MgCl2·4H2O MgCl2·2H2O MgCl2·H2OMgO + 2HCl.

 

Физико – химическая характеристика HCl

 

1.  Хлористый водород — бесцветный газ с резким запахом и вкусом.

2.  Плотность газа относительно кислорода равна 1,1471, что соответствует молекулярному весу 36,71, в то время как рассчитанный по формуле НС1 молекулярный вес оказывается равным 36,47. Следовательно, хлористый водород при обычной температуре состоит из про­стых молекул HС1. Его можно достаточно легко перевести в жидкое состояние. Даже вблизи температуры сжижения плотность газа все еще близка к нор­мальной.

3.  Хлористый водород жадно поглощается водой в больших количествах и с сильным выделением тепла. При атмосферном давлении 1 об. воды при комнатной температуре может растворить около 450 об. хло­ристого водорода.

4.  При сильном охлаждении в зависимости от состава раствора из растворов кристал­лизуются различные гидраты: НС1·ЗН2О (т. пл. —24,9°), НС1·2Н2О (т. пл. —17,6°) и НС1·Н2О (т. пл. —15,3°). Правда, из раствора, насыщенного при 0° хлористым водо­родом под давлением 1 атм, может выделиться только тригидрат (с содержанием 40,3% НС1). Остальные гидраты выделяются из растворов, насыщенных хлористым водородом под давлением выше атмосферного. Раствор, насыщенный хлористым водородом при атмосферном давлении, при 0° содержит 45,4 вес.%  НС1, а при 15° — 42,7 вес.%. Если такой раствор нагреть, то сначала выделяется хлористый водород, а затем при темпера­туре около 110° перегоняется смесь постоянного состава с содержанием хлористого водо­рода 20,24%. Смесь того же состава можно получить, если исходить из более разбавлен­ных растворов. Однако состав смеси, кипящей при постоян­ной температуре, зависит от давления, при котором производится перегонка.

5.  Водные растворы хлористого водорода обычно называют соляной кис­лотой. Содержание в ней хлористого водорода устанавливают чаще всего посредством ареометра.

         Соляная кислота плотностью 1,060        1,124        1,16        1,19

      при 15° содержит,         12,2         24,8         31,5        37,2%  НС1

6.  Помимо воды, хлористый водород сильно растворим также в спирте, в эфире и еще во многих других жидкостях. Наоборот, жидкий хлористый водород может служить рас­творителем для спирта, эфира и многих других веществ.

7.  На большинство металлов жидкий хлористый водород не действует, он не реагирует в общем также с оксидами, сульфидами и карбонатами. Газообразный хлористый водород при температуре каления реагирует с выделением водорода с металлами, причем даже с такими металлами, на кото­рые водная соляная кислота без доступа воздуха не действует, например с медью и сереб­ром. (Водный раствор HCl взаимодействует только с металлами, стоящими в ряду СЭП до водорода)

Сu + 2HCl = CuCl2 + H2↑

  CuCl2 + 2HCl = H2[CuCl4],

         2Ag + 4HCl = 2H[AgCl2] + H­2↑

8.  C фтором хлористый водород взаимодействует уже при обычной температуре с образованием пламени, с кислородом воздуха он реагирует только в присутствии катализаторов:

2HCl + F2 = Cl2↑ + 2HF,

                4HCl + O22H2O + 2Cl2↑.

9.  В водном растворе HCl полностью диссоциирована на ионы, поэтому соляную кислоту относят к сильным кислотам.

HCl↔ H+ + Cl-

10.  Соляная кислота взаимодействует с основными оксидами:

2HCl + MgO = MgCl2+ H2O

Так же она способна при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства:

4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2↑+2H2O

 

Физико - химическая характеристика NO2

 

1.  Бурый газ. Выше 135° С — мономер, при комнатной температуре — красно-бурая смесь NO2 и его димера (тетраоксида диазота) N2O4. В жидком состоянии димер бесцветен, в твердом состоянии белый. Хорошо растворяется в холодной воде (насыщенный раствор — ярко-зеленый), полностью реагирует с ней. Реа­гирует со щелочами:

                      2NaOH + 2NO2 = NaNO2 + NaNO3 + H2O.

                      3NO2 + H2O(горяч) = 2HNO3 + NO↑,

                      2NO2 + H2O(холод) = HNO3 + HNO2.

2.  Очень сильный окислитель. Вызывает коррозию метал­лов.

3.  Плотность 2,0527 г/л.

4.  Температура плавления тетраоксида азота -11,2°С, растворимость в воде при 0°С – 1,491г.

5.  При температуре от -11,2°С до +20,7°С находится в равновесии:      


6.  В интервале температур выше 135 °С и до температуры равной 620°С оксид азота (IV) распадается с образованием кислорода и оксида азота (II):

7.    При растворении в воде в присутствии кислорода воздуха окисляется до азотной кислоты:

Физико – химическая характеристика воды:

 

1.   Чистая вода не имеет ни запаха, ни вкуса и бесцветна, однако в толстом слое она имеет голубоватый цвет. При достаточно сильном охлаж­дении она замерзает, превращаясь в лед. Температура, при которой лед и вода образуют при нормальном давлении (760 мм рт. ст.) устойчивую си­стему, принята за нулевую точку шкалы термометра Цельсия. Температура 100° определяется точкой кипения воды при нормальном давлении.

2.  Температура кипения воды сильно зависит от давления, так при 760 мм рт. ст она равна 100°, при увеличении давления температура кипения воды возрастает. При росте давления  на 1 мм. рт. ст. температура кипения возрастает на 0,3—0,4°.

3.  Физические константы воды:

- температура замерзания воды (точка тройного равновесия) —0° (н.у.);

- температура кипения —100° (н.у.);

- плотность льда при 0° равна 0,9168 г/см3;

                   - плотность воды при 4° равна 1 г/см3, при повышении или понижении температуры, плотность  воды уменьшается.

4.   При температуре около 1000° вода термически распадается на простые вещества:

                            2H2O        2H2↑ + O2↑, 

       а при действии радиоактивного излучения при высоких температурах наблюдается распад  воды    по схеме:

                     H2O®H0, H2, O0, O2, OH0, H2O2, HO20.

Физико – химическая характеристика О2

 

1.  Кислород – при обычных условиях газ без цвета и запаха, в толстых слоях – голубой.

2.  Плотность  жидкого кислорода 1,429 г/см3.

3.  Температура плавления  -218,8°С.

4.  Температура кипения -183,0 °С.

5.  Сильный окислитель, особенно атомарный кислород (в момент выделения).

Получение MgO:

На аналитических весах взять навеску шестиводного кристаллогидрата нитрата магния  (Mg(NO3)2 · 6H2O) массой 13,5 г и поместить в фарфоровый тигель. Тигель поставить в муфельную печь, нагретую до 400 – 450° С. Прокаливать до тех пор, пока не прекратится выделение оксида азота (IV) бурого цвета.  

                     2Mg(NO3)2  2MgO + 4NO2↑+O2↑

Взвесить полученный оксид и рассчитать выход продукта по следующей формуле:

, масса теоретическая равна 2,11г.

Получение MgCl2.

 

К полученному оксиду магния прилить 9,37 мл соляной кислоты (r = 1,174 г/мл) до полного его растворения. Полученный раствор упаривают  до появления корки кристаллов на поверхности. Дальнейшее нагревание ведут осторожно, не допуская перегрева смеси выше 200° С. При перегреве хлорида магния выше этой температуры возможно его частичное разложение с образованием оксохлорида магния (Mg2OCI2).

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O

2MgCl2 + H2O = Mg2OCI2 + 2HCl 

 (полностью воду хлорид магния теряет при температуре 505° С с разложением, при 200° С. существует его кристаллогидрат MgCl2×H2O)

 

Качественный анализ ионов магния (Mg2+).

 

1. Гидроксиды КОН и NaOH образуют с катионом Mg2+ белый аморфный осадок гидроксида магния Mg(OH)2, растворимого в кислотах и солях аммония.

Опыт. В первую пробирку возьмите 4 капли раствора соли маг­ния, прибавьте 4 капли насыщенного раствора хлорида аммония NH4C1.

Во вторую пробирку возьмите 4 капли раствора соли магния и прибавьте 4 капли воды (чтобы концентрация растворов была одинаковая).

Затем в обе про­бирки прибавьте осадитель — гидроксид аммония NH4OH. В первой пробирке осадок не вападает так как образуется комплексное соединение.

2. Гидрофосфат натрия Na2HPO4 дает с катионом Mg2+в присутствии гидроксида и хлорида аммония NH4OH и NH4C1 белый кристаллический осадок фосфата магния-аммония MgNH4PO4:

MgSO4 + Na2HPO4 + NH4OH ® MgNH4PO4¯ + Na2SO4 + H2O

Mg2+ + НРО2- + NH4OH®MgNH4PO4¯ + HaO

Хлорид аммония добавляют, чтобы не выпал аморфный осадок гидроксида магния Mg(OH) 2.

Опыт. Возьмите 3—4 капли раствора соли магния и смешайте с 4—6 каплями 2 н. раствора хлороводородной кислоты и 3—5 каплями раствора гидрофосфата натрия Na2HPO4. После этого прибавьте к раствору по одной капле 2 н. раствора аммиака, перемешивая раствор после каждой капли. Вначале аммиак нейтрализует при­бавленную кислоту, причем образуется хлорид аммония NH4C1, препятствующий образованию гидроксида магния Mg(OH)2. После окончания реакции выпадает характерный кристаллический осадок—фосфат магния-аммония MgNH4PO4.

       1. Реакция проводится в аммиачной среде при рН 8.

                   2. Избыток катионов NH4+ мешает выпадению осадка MgNH4PO4.

  3.Не следует брать избыток хлороводородной кислоты.

3. Магнезон I (napa-нитробензолазорезорцин) или магнезон II (пара-нитробензолазо-a-нафтол) в щелочной среде дает красную или красно-фиолетовую окраску. Эта реакция основана на свойстве гидроксида магния адсорбировать некоторые красители.

Опыт. На фарфоровую пластинку (предметное стекло) поместите 1—2 капли анализируемого на катион Mg2+ раствора и добавьте 1—2 капли щелочного раствора реактива. Появляется синяя окраска или синий осадок. Если раствор имеет сильнокислую реакцию, то появляется желтая окраска. В данном случае к раствору надо добавить несколько капель щелочи.

Условия проведения опыта.

1.Реакцию необходимо проводить в щелочной среде при рН>10.

2.Реакции мешает наличие солей аммония.

 

Количественный анализ ионов магния (Mg2+).

 

Из полученного хлорида магния приготовить 100 мл 0,1н. раствора (растворить 0,0476 г MgCl2 в 100 мл воды). Отдельно готовят  250 мл 0,1 н. раствора этилендиаминтетраацетата натрия (трилона Б) (4,65 г в 250 мл воды), и 0,1 н. раствор сульфата магния ( 1,23 г MgSO4×7H2O в 100 мл воды). Устанавливают титр трилона Б по сульфату магния. Для этого отбирают аликвоту сульфата магния (25 мл), прибавляют 50 мл воды, 25 мл аммиачной буферной смеси (100 мл 20-процентного раствора хлорида аммония и 100 мл 20-процентного раствора аммиака доводят водой до одного литра), 20-30 мг сухой смеси индикатора хромогена черного с хлоридом натрия и титруют из бюретки приготовленным раствором трилона Б до перехода красной окраски в синюю. Так поступают 3 раза, по среднему значению высчитывают нормальную концентрацию трилона Б по формуле  Сн1*V1=Cн2*V2.

Установив титр трилона Б по сульфату магния, приступают к определению концентрации приготовленного раствора хлорида магния. По выше приведенной формуле рассчитывают нормальную концентрацию хлорида магния. И по формуле mx=Сн*V(р)*Mэ (в 100 мл воды)  рассчитывают истинную массу хлорида магния в полученном в ходе синтеза соединении. Процентное содержание MgCl2 находят по формуле h=mx/0,0476.

Качественный анализ ионов хлора Сl-.

 

1.   Нитрат серебра AgNO3 образует с анионом С1- белый тво­рожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в воде и кисло­тах. Осадок растворяется в аммиаке, при этом образуется комплек­сная соль серебра [Ag(NH3)2]C1. При действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра снова выпадает в осадок. Реакции протекают в такой последовательности:

                                                             Cl- + Ag+ ®AgCl¯

                      AgCl + 2NH4OH ® [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

              [Ag(NH3)2]Cl + .2H+ ® AgCl¯+ 2NH4+

Опыт. В коническую пробирку к 2—3 каплям раствора хлорида магния прибавьте 1—2 капли раствора нитрата серебра. Выпавший осадок отделите центрифугированием. К осадку добавьте раствор аммиака до полного растворения. В полученном растворе открой­те хлорид-ион С1- действием 3—5 капель 2 н. раствора азотной кис­лоты.

2.  Оксид марганца МnО2, оксид свинца РЬО2 и другие оки­слители при взаимодействии с анионом С1- окисляют его до сво­бодного хлора, который легко обнаружить по запаху и. посинению бумаги, смоченной раствором иодида калия и крахмального клей­стера:

2Сl- + МnО2 + 4Н+ ® Cl2↑ + Мn2+ + 2Н2О,

                                              Сl2 + 2I- ® I2 + 2Сl-.

Магний
Mg МАГНИЙ План: 1. Характеристика элемента. 2. Получение магния. 3. Свойства магния. 3.1. Физические свойства магния. 3.2. Химические свойства магния ...
В природе магний встречается исключительно в виде соединений и входит в состав многих минералов: карбонатов, силикатов и др. Важнейшими являются следующие из них: магнезит MgCO3 ...
Карбонат из водных растворов выделяется лишь в присутствии большого избытка оксида углерода (IV) CO2; обычно образуются основные карбонаты. Из них основной карбонат 3MgCO3*Mg(OH)2 ... 		Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат
Химия, элементы таблицы Менделеева
Седьмая группа периодической системы Из членов данной группы водород был рассмотрен ранее. Непосредственно следующие за ним элементы - F, Сl, Br и I ...
Хотя для гидроксида магния кислотная функция совершенно нехарактерна, однако взаимодействие Mg(OH)2 с 65 %-ным раствором NaOH при 100 °С был получен бесцветный кристаллический ...
Цианомид магния может быть получен осторожным нагреванием в вакууме его диаммиаката [Mg(NH3)2](CN)2, осаждающегося при действии HCN и NH3 на концентрированный раствор Mg(NO3)2 ... 		Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат
Качественный анализ (кислотно-основная классификация)
Качественный анализ (кислотно-основная классификация) Содержание Аналитические реакции катионов I группы: Lі+, Na+, К+, NH-. 4 Аналитические реакции ...
Акво-ионы железа (III) [Fe(H2O)6]3+ в водных растворах окрашены в желтый цвет и частично гидролизованы до растворимых гидроксоаквокомплексов [Fe(OH)n(H20)6.n]3--, также окрашенных ...
В пробирку вносят 2-3 капли раствора соли хлорида никеля (II) Добавляют концентрированный (25%-й) раствор аммиака до полного растворения осадка и образования раствора синего цвета:		 Раздел: Рефераты по химии
Тип: дипломная работа
Изучение и анализ производства медного купороса
Введение Целью данного дипломного проекта является изучение и анализ производства медного купороса, основанного на переработке отработанного ...
В результате этих процессов из суспензии исчезают все твердые фазы - и СuO и CuSO3 = Cu2SО3 = 2 H2O и 2 Cu(OH)2 = Cu SO4 - и суспензия превращается в раствор медного купороса.
Часть хлорида натрия реагирует с серой и водяными парами, образуя хлористый водород.		 Раздел: Рефераты по химии
Тип: дипломная работа
Исследование возможности извлечения редких металлов из золы-уноса ТЭЦ ...
Министерство общего и профессионального образования Российской Федерации ДИПЛОМНАЯ РАБОТА Исследование возможности извлечения редких металлов из золы ...
... способ вскрытия сплава и хлоридный метод разделения галлия и алюминия в растворе, насыщенном хлористым водородом, где хлориды этих металлов имеют различную растворимость.
Магний, (Mg)		 Раздел: Рефераты по технологии
Тип: реферат