Вход

Контрольный синтез Mg(NO3)2 – MgO – MgCl2

Реферат по химии
Дата добавления: 21 апреля 2009
Язык реферата: Русский
Word, rtf, 472 кб (архив zip, 66 кб)
Реферат можно скачать бесплатно
Скачать
Данная работа не подходит - план Б:
Создаете заказ
Выбираете исполнителя
Готовый результат
Исполнители предлагают свои условия
Автор работает
Заказать
Не подходит данная работа?
Вы можете заказать написание любой учебной работы на любую тему.
Заказать новую работу

Вятский государственный гуманитарный университет

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 mxн*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-.



© Рефератбанк, 2002 - 2017