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

Название: Контрольный синтез Mg(NO3)2 – MgO – MgCl2
Раздел: Рефераты по химии
Тип: лабораторная работа

Вятский государственный гуманитарный университет

Кафедра химии

Контрольный синтез

Mg ( NO 3 )2 – MgO – MgCl 2

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 ( NO 3 )2

Mg ( NO 3 )2 → MgO

Физико – химическая характеристика Mg ( NO 3 )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 · nH2 O, где n- 2, 6, 9, n зависит от способа выделения нитрата магния и температурного режима.

3. Соединение Mg(NO3 )2 · 2H2 O 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 · 6H2 O – 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 · 9H2 O 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 · 4H2 O 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 ·8H2 O, Mg(NO3 )2 ·2Mg(OН)2 ·4H2 O 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 + 6CH3 OH = Mg(NO3 )2 · 6CH3 OH

Mg(NO3 )2 + 6C2 H5 OH = Mg(NO3 )2 · 6C2 H5 OH.

11. Водный раствор Mg(NO3 )2 имеет кислую среду раствора вследствие гидролиза по катиону: Mg(NO3 )2 + H2 O ↔MgOHNO3 + 2HNO3

Mg2+ + H2 O ↔ MgOH+ + H+ (гидролиз по первой ступени)

MgOHNO3 + H2 O ↔ Mg(OH)2 ↓+ HNO3

MgOH+ + H2 O ↔ 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 + 2H3 PO4 = Mg3 (PO4 )2 ↓+ 6HNO3 ;

Mg(NO3 )2 + CO2 + H2 O = MgCO3 ↓+2HNO3 ;

Mg(NO3 )2 + H2 SiO3 = 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. MgOочень медленно взаимодействует с водой при нагревании:

MgO + H2 OMg(OH)2 ↓ ,

(Белый порошок)

6. Хорошо растворяется в кислотах и метиловом спирте:

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2 O,

MgO + 2CH3 OH = (CH3 O)2 Mg + H2 O.

Метилат магния

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

2MgO + CO2 + H2 O = (MgOH)2 CO3 .

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

MgO + 2K = K2 O + Mg,

MgO + Сa = CaO + Mg,

2MgO + K4 C = 2K2 O + 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 ·6H2 O 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 ·6H2 O 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 + Н2 О = Mg2 OCI2 + 2HC1.

7. Водный раствор MgCl2 имеет слабокислую реакцию:

MgСl2 + H2 O ↔MgOHCl+ 2HCl

Mg2+ + H2 O ↔ MgOH+ + H+ (гидролиз по первой ступени)

MgOHCl+ H2 O ↔ Mg(OH)2 ↓+ HCl

MgOH+ + H2 O ↔ 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 ·8H2 O, MgCl2 ·3Mg(OH)2 ·8H2 O, MgCl2 ·2Mg(OH)2 ·4H2 O и т.д.

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

MgCl2 + H2 O Mg(OH)Cl + 2HCl,

MgCl2 + H2 OMgO + 2HCl.

10. Растворяется в спиртах с образованием аддуктов:

MgCl2 + 6C2 H5 OH = MgCl2 ·6C2 H5 OH,

11. При нагревании кристаллогидраты теряют воду по следующей схеме:

MgCl2 ·12 H2 OMgCl2 ·8H2 OMgCl2 ·6H2 OMgCl2 ·4H2 OMgCl2 ·2H2 OMgCl2 ·H2 OMgO + 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·ЗН2 О (т. пл. —24,9°), НС1·2Н2 О (т. пл. —17,6°) и НС1·Н2 О (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 2H2 O + 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 + H2 O

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

4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 ↑+2H2 O

Физико - химическая характеристика NO 2

1. Бурый газ. Выше 135° С — мономер, при комнатной температуре — красно-бурая смесь NO2 и его димера (тетраоксида диазота) N2 O4 . 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 + H2 O.

3NO2 + H2 O( горяч ) = 2HNO3 + NO↑,

2NO2 + H2 O( 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:

2H2 O 2H2 ↑ + O2 ↑,

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

H2 O®H0 , H2 , O0 , O2 , OH0 , H2 O2 , HO2 0 .

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 · 6H2 O) 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 MgCl 2 .

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 (Mg2 OCI2 ).

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2 O

2MgCl2 + H2 O = Mg2 OCI2 + 2HCl

(полностью воду хлорид магния теряет при температуре 505° С с разложением, при 200° С. существует его кристаллогидрат MgCl2 ×H2 O)

Качественный анализ ионов магния ( Mg 2+ ).

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 NH4 C1.

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 NH4 OH. В первой пробирке осадок не вападает так как образуется комплексное соединение.

2. Гидрофосфат натрия Na 2 HPO 4 дает с катионом Mg 2+ в присутствии гидроксида и хлорида аммония NH4 OH и NH4 C1 белый кристаллический осадок фосфата магния-аммония MgNH4 PO4 :

MgSO4 + Na2 HPO4 + NH4 OH ® MgNH4 PO4 ¯ + Na2 SO4 + H2 O

Mg2+ + НРО2- + NH4 OH®MgNH4 PO4 ¯ + Ha O

Хлоридаммониядобавляют, чтобыневыпаламорфныйосадокгидроксидамагния 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 Na2 HPO4 . 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 NH4 C1, препятствующий образованию гидроксида магния Mg(OH)2 . После окончания реакции выпадает характерный кристаллический осадок—фосфат магния-аммония MgNH4 PO4.

1.Реакция проводится в аммиачной среде при рН 8.

2. Избыток катионов NH4 + мешает выпадению осадка MgNH4 PO4 .

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 ( Mg 2+ ).

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 ×7H2 O 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 С l - .

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 + 2NH4 OH ®[Ag(NH3 )2 ]Cl + 2H2 O

[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+ + 2Н2 О,

Сl2 + 2I- ®I2 + 2Сl- .