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 °C, кипят при 143 °C, 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 °C, плотность 1,302 г/см³

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

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

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 + H₂OMgOHNO₃ + 2HNO₃

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

MgOHNO₃ + H₂O — Mg (OH)₂v+ HNO₃

MgOH⁺ + H₂O — Mg (OH)₂v+ 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)₂v+ 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 = MgF₂v+ 2HNO₃;

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

Mg (NO₃)₂ + CO₂ + H₂O = MgCO₃v+2HNO₃^;

Mg (NO₃)₂ + H₂SiO₃ = MgSiO₃v+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 °C, кипит при t = 3600 °C;

2. В электрической печи сублимируется при температуре 1600 — 1800 °C, 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)₂v ,

(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 °C, кипит при 1412 °C;

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 быст-ром 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 пол-ностью 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 + H₂OMgOHCl + 2HCl

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

MgOHCl + H₂O — Mg (OH)₂v+ HCl

MgOH⁺ + H₂O — Mg (OH)₂v+ H⁺ (гидролиз по второй ступени)

8. Если в концентри-рованный раствор MgCl₂ внести сильно прокаленный оксид магния, то полу-чившееся тесто через несколько часов застывает в твердую массу, образуя так называемый магнезиальный цемент (цемент Сореля), причем происхо-дит 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 про-стых молекул HС1. Его можно достаточно легко перевести в жидкое состояние. Даже вблизи температуры сжижения плотность газа все еще близка к нор-мальной.

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. хло-ристого водорода.

4. При сильном охлаждении в зависимости от состава раствора из растворов кристал-лизуются 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 водо-родом 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 темпера-туре около 110° перегоняется смесь постоянного состава с содержанием хлористого водо-рода 20,24%. Смесь того же состава можно получить, если исходить из более разбавлен-ных растворов. Однако состав смеси, кипящей при постоян-ной температуре, зависит от давления, при котором производится перегонка.

5. Водные растворы хлористого водорода обычно называют соляной кис-лотой. 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 рас-творителем 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 кото-рые водная соляная кислота без доступа воздуха не действует, например с медью и сереб-ром. (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] + H_-2^

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.

HClH⁺ + 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. Реа-гирует со щелочами:

2NaOH + 2NO₂ = NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O.

3NO₂ + H₂O_(горяч) = 2HNO₃ + NO^,

2NO₂ + H₂O_(холод) = HNO₃ + HNO₂.

2. Очень сильный окислитель. Вызывает коррозию метал-лов.

3. Плотность 2,0527 г/л.

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

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

6. В интервале температур выше 135 °C и до температуры равной 620 °C 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 охлаж-дении она замерзает, превращаясь в лед. Температура, при которой лед и вода образуют при нормальном давлении (760 мм рт. ст.) устойчивую си-стему, 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:

H₂OH⁰, 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 2,11 г.

Получение MgCl₂.

К полученному оксиду магния прилить 9,37 мл соляной кислоты (= 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 MgCl₂H₂O)

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 маг-ния, 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 про-бирки 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⁺ + НРО^2- + NH₄OHMgNH₄PO₄ + H_aO

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 при-бавленную кислоту, причем образуется хлорид аммония NH₄C1, препятствующий образованию гидроксида магния Mg (OH)₂. После окончания реакции выпадает характерный кристаллический осадок—фосфат магния-аммония MgNH₄PO_4.

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—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 MgSO₄7H₂O 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 С_н1*V₁=C_н2*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 m_x=С_н*V_(р)*M_э (в 100 мл воды) рассчитывают истинную массу хлорида магния в полученном в ходе синтеза соединении. Процентное содержание MgCl₂ находят по формуле =m_x/0,0476.

Качественный анализ ионов хлора Сl^-.

1. Нитрат серебра AgNO₃ образует с анионом С1^- белый тво-рожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в воде и кисло-тах. Осадок растворяется в аммиаке, при этом образуется комплек-сная 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 открой-те хлорид-ион С1^- действием 3—5 капель 2 н. раствора азотной кис-лоты.

2. Оксид марганца МnО₂, оксид свинца РЬО₂ и другие оки-слители при взаимодействии с анионом С1^- окисляют его до сво-бодного хлора, который легко обнаружить по запаху и. посинению бумаги, смоченной раствором иодида калия и крахмального клей-стера:

2Сl^- + МnО₂ + 4Н⁺ Cl₂^ + Мn²⁺ + 2Н₂О,

Сl₂ + 2I^- I₂ + 2Сl^-.