рефераты, курсовые

Опубликовать

Продать работу

Загрузка...

Контрольный синтез Mg NO3 2 MgO MgCl2

Категория: Химия
Тип: Практическая работа
Размер: 56.1кб.
скачать
Загрузка...

Вятский государственный гуманитарный университет

Кафедра химии
Контрольный синтез
Mg(NO3)2MgOMgCl2
Киров 2007
Цель работы: Изучить цепочку синтеза  Mg(NO3)- 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)MgO
Физико – химическая характеристика Mg(NO3):
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·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.
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-.

Похожие работы:
Контрольный синтез MgNO32 MgO MgCl2
Контрольный совет
Контрольный список финансового директора
Контрольный список вопросов по внедрению программ вирусного маркетинга
Принципы принятия организационных решений и контрольный список Фуллера
Синтез 4-метоксифенола
Синтез 2 трихлорметилбензимидазола
Синтез бензальанилина
Синтез м-нитробензальдегида

Рейтинг@Mail.ru
© Права на базу данных защищены
При копировании материала укажите ссылку