Контрольный синтез Mg(NO3)2 – MgO – MgCl2

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/см6. 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 MgCl1. 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 + 2HC7. 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·H2O MgO + 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 + O2 2H2O + 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. Реакцию необходимо проводить в щелочной среде при рН>10. 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