Гидроксид магния (формула Mg(OH)2) - это химическое неорганическое соединение, гидроксид магния (щелочноземельного металла). Относится к группе нерастворимых оснований.
Физические свойства магния гидроксида
1. В нормальных условиях магния гидроксид представляет собой бесцветные (прозрачные) кристаллы, имеющие гексагональную решетку.
2. Разлагается на оксид магния (MgO) и воду (H2O) при температуре триста пятьдесят градусов.
3. Поглощает из воздуха углекислый газ (CO2) и воду (H2O), образуя при этом основной
4. Практически не растворяется в воде и хорошо растворим в
5. Это основание средней силы.
6. В природе встречается в виде особого минерала - брусита.
Как получают магния гидроксид?
1. Данное вещество можно получить посредством взаимодействия солей магния с различными щелочами, например:
MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2 гидроксид магния) + 2NaCl (хлорид натрия)
Mg(NO3)2 (нитрат магния) + 2KOH (основание калия) = Mg(OH)2 (основание магния, выпадает в осадок) + 2KNO3 (нитрат калия)
2. Также это химическое соединение можно получить путем реакции раствора магния хлорида (MgCl2) с обожженным доломитом (CaO*MgO):
MgCl2 (хлорид магния) + CaO*MgO (обожженный доломит) + 2H2O (вода) = 2Mg(OH)2 (основание магния, выпадает в осадок) + CaCl2 (хлорид кальция)
3. Основание магния можно получить еще и путем взаимодействия паров воды с металлическим магнием:
Mg (магний металлический) + 2H2O (водяные пары) = Mg(OH)2 (выпадает в осадок) + H2 (водород, в виде газа)
Химические свойства магния гидроксида:
1. Это вещество при температуре 350 градусов разлагается на оксид магния и воду. Так выглядит эта реакция:
Mg(OH)2 (основание магния) = MgO (магния оксид) + 2H2O (вода)
2. Взаимодействует с кислотами. При этом образуются соль и вода. Примеры:
Mg(OH)2 (основание) + 2HCl = MgCl2 (магниевый хлорид) + 2H2O (вода)
Mg(OH)2 (основание) + H2SO4 (серная кислота) = MgSO4 (магниевый сульфат) + 2H2O (вода)
3. Взаимодействует с кислотными оксидами. В результате реакции получаются соль и вода:
Mg(OH)2 (основание) + SO3 (оксид серы) = MgSO4 (магниевый сульфат) + H2O (вода)
4. Также магниевый гидроксид взаимодействует с концентрированными горячими растворами щелочей. При этом образуются гидроксомагнезаты. Примеры:
Mg(OH)2 + 2NaOH (основание натрия) = Na2(Mg(OH)4)
Mg(OH)2 + S(OH)2 (основание серы) = Sr(Mg(OH)4)
Применение:
Как пищевая добавка, предназначенная для связывания диоксида серы (SO2). Зарегестрирован под знаком Е528;
- в качестве фокулянта для очистки сточных вод;
- как добавка в различные моющие средства и как компонент в зубных пастах;
- для рафинирования сахара и для магния (MgO);
Отдельного внимания заслуживает использование данного химического вещества в медицинской отрасли.
Гидроксид магния в медицине
Это слабительное и антацидное средство, способное нейтрализовать соляную (хлороводородную, HCl) кислоту в желудке и снижать активность желудочного сока. При этом воздействие гидроксида магния не сопровождается изменениями КЩР и вторичной гиперсекрецией соляной кислоты. Также данное вещество способствует повышению перистальтики и других отделов кишечника. Слабительное действие наступает примерно через 2-6 часов.
Показания к применению: гастрит хронический с повышенной и нормальной секрецией, язва двенадцатиперстной кишки и желудка, чувство дискомфорта или боли в эпигастрии, изжога после курения или употребления кофе или алкоголя, запоры.
Противопоказания к применению: повышенная чувствительность в гидроксиду магния.
Стоит отметить, что у пациентов, имеющих проблемы с почками, после применения магниевого основания может развиться гипермагнемия (то есть избыток магния в организме).
Также в медицине используется алгелдрат магния гидроксид - средство, которое применяется при язве желудка, остром дуодените, гиперацидном гастрите, гастралгии, хроническом панкреатите, изжоге, гиперфосфатемии, гнилостной или бродильной дипепсии. Этот препарат будет противопоказан пациентам с гиперчувствительностью, болезнью Альцгеймера, в период беременности или грудного вскармливания.
Вятский государственный гуманитарный университет
Кафедра химии
Контрольный синтез
Mg ( NO 3 ) 2 – MgO – MgCl 2
Цель работы: Изучить цепочку синтеза Mg(NO 3) 2 - MgO - MgCl 2 , и осуществить ее на практике. Рассмотреть физико-химические характеристики веществ, участвующих в химических реакциях при синтезе MgCl 2 из Mg(NO 3) 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
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(NO 3) 2 · nH 2 O, где n- 2, 6, 9, n зависит от способа выделения нитрата магния и температурного режима.
3. Соединение Mg(NO 3) 2 · 2H 2 O представляет собой бесцветные кристаллы с плотностью 2,025 г/см 3 , плавятся при 129,5 °С, растворимы в воде, спирте и концентрированной азотной кислоте.
4. Mg(NO 3) 2 · 6H 2 O – бесцветные призматические кристаллы моноклинной формы с плотностью 1,464 г/см 3 ; они плавятся при температуре 95°С, кипят при 143°С, также растворимы в воде, спирте и концентрированной азотной кислоте.
5. Mg(NO 3) 2 · 9H 2 O бесцветные кристаллы с плотностью 1,356 г/см 3 плавятся при 74°С, плотность 1,302 г/см 3
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(NO 3) 2 · 4H 2 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(NO 3) 2 · MgO, Mg(NO 3) 2 · Mg(OН) 2 , Mg(NO 3) 2 ·3Mg(OН) 2 ·8H 2 O, Mg(NO 3) 2 ·2Mg(OН) 2 ·4H 2 O и т. д.
10. Растворяется в безводном жидком аммиаке и абсолютизированном спирте, образуя аддукты различного состава:
Mg(NO 3) 2 + nNH 3 = Mg(NO 3) 2 · nNH 3 (n=1, 2, 4, 6)
Mg(NO 3) 2 + 6CH 3 OH = Mg(NO 3) 2 · 6CH 3 OH
Mg(NO 3) 2 + 6C 2 H 5 OH = Mg(NO 3) 2 · 6C 2 H 5 OH.
11. Водный раствор Mg(NO 3) 2 имеет кислую среду раствора вследствие гидролиза по катиону: Mg(NO 3) 2 + H 2 O ↔MgOHNO 3 + 2HNO 3
MgOHNO 3 + H 2 O ↔ Mg(OH) 2 ↓+ HNO 3
12. При взаимодействии с растворами щелочей выпадает белый осадок гидроксида магния Mg(OH) 2.
Mg(NO 3) 2 +2NaOH = Mg(OH) 2 ↓+ 2Na NO 3 .
13. Не растворяется в растворах плавиковой, фосфорной, угольной, кремниевой кислот, химически взаимодействует с ними с образованием нерастворимых в воде солей:
Mg(NO 3) 2 + 2HF = MgF 2 ↓+ 2HNO 3 ;
3Mg(NO 3) 2 + 2H 3 PO 4 = Mg 3 (PO 4) 2 ↓+ 6HNO 3 ;
Mg(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O = MgCO 3 ↓+2HNO 3 ;
Mg(NO 3) 2 + H 2 SiO 3 = MgSiO 3 ↓+2HNO 3
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/см 3 и твердостью 4 по шкале Мооса.;
3. Плотность 3,67 г/см 3 , 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 Na 3 ;
5. MgOочень медленно взаимодействует с водой при нагревании:
MgO + H 2 OMg(OH) 2 ↓ ,
(Белый порошок)
6. Хорошо растворяется в кислотах и метиловом спирте:
MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O,
MgO + 2CH 3 OH = (CH 3 O) 2 Mg + H 2 O.
Метилат магния
7. На воздухе при действии углекислого газа и влаги легко переходит в основной карбонат магния:
2MgO + CO 2 + H 2 O = (MgOH) 2 CO 3 .
8. При высоких температурах восстанавливается калием, кальцием, кремнием, карбидом калия и др:
MgO + 2K = K 2 O + Mg,
MgO + Сa = CaO + Mg,
2MgO + K 4 C = 2K 2 O + Mg +C.
Физико – химическая характеристика MgCl 2
1. Безводная соль MgCl 2 кристаллизуется в виде бесцветных очень гигроскопичных гексагональных кристаллов со слоистой структурой и горьким вкусом;
2. Плотность кристаллов безводного MgCl 2 2,32 г/см 3 , плавится при температуре 715°С, кипит при 1412°С;
3. MgCl 2 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 MgCl 2 ·6H 2 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. MgCl 2 ·6H 2 O существует в интервале температур от -3,4 до 116,7°. Он образует расплывающиеся на воздухе моноклинные кристаллы с плотностью 1,56 г/см 3 ;
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
2MgCl 2 + Н 2 О = Mg 2 OCI 2 + 2HC1.
7. Водный раствор MgCl 2 имеет слабокислую реакцию:
MgСl 2 + H 2 O ↔MgOHCl+ 2HCl
Mg 2+ + H 2 O ↔ MgOH + + H + (гидролиз по первой ступени)
MgOHCl+ H 2 O ↔ Mg(OH) 2 ↓+ HCl
MgOH + + H 2 O ↔ Mg(OH) 2 ↓+ H + (гидролиз по второй ступени)
8. Если в концентрированный раствор MgCl 2 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 MgCl 2 ·5Mg(OH) 2 ·8H 2 O, MgCl 2 ·3Mg(OH) 2 ·8H 2 O, MgCl 2 ·2Mg(OH) 2 ·4H 2 O и т.д.
9. При действии паров воды на нагретый безводный хлорид магния может образоваться основной хлорид магния или оксид магния:
MgCl 2 + H 2 O Mg(OH)Cl + 2HCl,
MgCl 2 + H 2 OMgO + 2HCl.
10. Растворяется в спиртах с образованием аддуктов:
MgCl 2 + 6C 2 H 5 OH = MgCl 2 ·6C 2 H 5 OH,
11. При нагревании кристаллогидраты теряют воду по следующей схеме:
MgCl 2 ·12 H 2 OMgCl 2 ·8H 2 OMgCl 2 ·6H 2 OMgCl 2 ·4H 2 OMgCl 2 ·2H 2 OMgCl 2 ·H 2 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·ЗН 2 О (т. пл. -24,9°), НС1·2Н 2 О (т. пл. -17,6°) и НС1·Н 2 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 = CuCl 2 + H 2
CuCl 2 + 2HCl = H 2 ,
2Ag + 4HCl = 2H + 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 + F 2 = Cl 2 + 2HF,
4HCl + O 2 2H 2 O + 2Cl 2 .
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 = MgCl 2 + H 2 O
Так же она способна при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства:
4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + Cl 2 +2H 2 O
Физико - химическая характеристика NO 2
1. Бурый газ. Выше 135° С - мономер, при комнатной температуре - красно-бурая смесь NO 2 и его димера (тетраоксида диазота) N 2 O 4 . 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 + 2NO 2 = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
3NO 2 + H 2 O (горяч) = 2HNO 3 + NO,
2NO 2 + H 2 O (холод) = HNO 3 + HNO 2 .
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.
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/см 3 ;
Плотность воды при 4° равна 1 г/см 3 , при повышении или понижении температуры, плотность воды уменьшается.
4. При температуре около 1000° вода термически распадается на простые вещества:
2H 2 O 2H 2 + O 2 ,
а при действии радиоактивного излучения при высоких температурах наблюдается распад воды по схеме:
H 2 O®H 0 , H 2 , O 0 , O 2 , OH 0 , H 2 O 2 , HO 2 0 .
Физико – химическая характеристика О 2
1. Кислород – при обычных условиях газ без цвета и запаха, в толстых слоях – голубой.
2. Плотность жидкого кислорода 1,429 г/см 3 .
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(NO 3) 2 · 6H 2 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(NO 3) 2 2MgO + 4NO 2 +O 2
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 (Mg 2 OCI 2).
MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O
2MgCl 2 + H 2 O = Mg 2 OCI 2 + 2HCl
(полностью воду хлорид магния теряет при температуре 505° С с разложением, при 200° С. существует его кристаллогидрат MgCl 2 ×H 2 O)
Качественный анализ ионов магния ( Mg 2+ ).
1. Гидроксиды КОН и NaOH образуют с катионом Mg 2+ 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 NH 4 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 NH 4 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 NH 4 OH и NH 4 C1 белый кристаллический осадок фосфата магния-аммония MgNH 4 PO 4:
MgSO 4 + Na 2 HPO 4 + NH 4 OH ® MgNH 4 PO 4 ¯ + Na 2 SO 4 + H 2 O
Mg 2+ + НРО 2- + NH 4 OH®MgNH 4 PO 4 ¯ + H a 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 Na 2 HPO 4 . 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 NH 4 C1, препятствующий образованию гидроксида магния Mg(OH) 2 . После окончания реакции выпадает характерный кристаллический осадок-фосфат магния-аммония MgNH 4 PO 4.
1.Реакция проводится в аммиачной среде при рН 8.
2. Избыток катионов NH 4 + мешает выпадению осадка MgNH 4 PO 4 .
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 Mg 2+ 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 MgCl 2 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 MgSO 4 ×7H 2 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 С н1 *V 1 =C н2 *V 2 .
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 MgCl 2 находят по формуле h=m x /0,0476.
Качественный анализ ионов хлора С l - .
1. Нитрат серебра AgNO 3 образует с анионом С1 - белый творожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в воде и кислотах. Осадок растворяется в аммиаке, при этом образуется комплексная соль серебра C1. При действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра снова выпадает в осадок. Реакции протекают в такой последовательности:
Cl - + Ag + ®AgCl¯
AgCl + 2NH 4 OH ®Cl + 2H 2 O
Cl + .2H + ® AgCl¯+ 2NH 4 +
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 МnО 2 , оксид свинца РЬО 2 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 - +МnО 2 + 4Н + ®Cl 2 + Мn 2+ + 2Н 2 О,
Сl 2 + 2I - ®I 2 + 2Сl - .
MgO 2
MgO
Оксид магния (жженая магнезия) MgO - бесцветные кристаллы, т. пл. 2827 0 С, ∆Н обр 0 = - 601,5 кДж/моль .
Свойства оксида магния (реакционная способность, адсорбционные свойства, теплопроводность, плотность и др.) зависят от температуры его получения. С повышением температуры его реакционная способность снижается.
Известен электротермический метод получения магния
MgO + C = Mg + CO
Выше 2000 0 С равновесие этой реакции смещено вправо.
Фториды хлора характеризуются исключительной реакционной способностью. Например, в парах ClF 3 стеклянная вата самовоспламеняется. Почти столь же энергично взаимодействуют с ним и такие сами по себе чрезвычайно устойчивые вещества, как MgO , CaO , Al 2 O 3 и т.п.
При обычных условиях поверхность магния защищена прочной пленкой оксида магния. Только при нагревании на воздухе до 600 0 С происходит разрушение этой пленки и металл сгорает ослепительно белым пламенем с образованием MgO и Mg 3 N 2 . Нитрид магния Mg 3 N 2 выше 700 0 С начинает распадаться на элементы, при нагревании на воздухе сгорает до MgO , а водой Mg 3 N 2 разлагается на Mg (OH ) 2 и NH 3 .
MgO получают обжигом MgCO 3 , основного карбоната магния, а также прокаливанием Mg (OH ) 2 и др.
Бор может быть выделен из его оксида по реакции
B 2 O 3 + 3 Mg = 3 MgO + 2 B
После обработки продуктов реакции соляной кислотой (для удаления MgO ) остается элементарный бор в виде темно-бурого порошка.
Свободный кремний можно получить в результате реакции
SiO 2 + 2 Mg = 2 MgO + Si
Реакция магния с оксидом кремния начинается при поджигании смеси тонко измельченных веществ. При избытке магния возможна реакция
SiO 2 + 4Mg = Mg 2 Si + 2 MgO
Известна реакция
H 2 O + MgCl 2 = 2HCl + MgO
Легкие сорта магнезий (к ним относят также Mg (OH ) 2 и основной карбонат) применяют для очистки нефтепродуктов, в медицине. Менее легкие сорта магнезий, например, каустический магнезит, используют для приготовления магнезиального цемента и строительных материалов на его основе, в качестве вулканизирующего агента в резиновой промышленности, тяжелые сорта магнезий - в производстве огнеупоров.
MgO 2
Взаимодействием свежеосажденной Mg (OH ) 2 с 30% -ной Н 2 О 2 при 0 0 С была получена перекись магния MgO 2 .
Окси́д ма́гния
(жжёная магнезия, периклаз
) — химическое соединение с формулой , белые кристаллы, нерастворимые в воде, пожаро- и взрывобезопасен.
Основная форма — минерал периклаз .
Физические свойства
Легкий, рыхлый порошок белого цвета, легко впитывает воду. На этом свойстве основано его применение в спортивной гимнастике, нанесенный на ладони спортсмена, порошок предохраняет его от опасности сорваться с гимнастического снаряда. Температура плавления — 2825 °C.температура кипения — 3600 °C.Плотность=3,58 г/см3.
Химические свойства
Легко реагирует с разбавленными кислотами и водой с образованием солей и Mg(OH) 2:
Получение
Оксид магния получают обжигом минералов магнезита и доломита .
Применение
В промышленности применяется для производства огнеупоров , цементов , очистки нефтепродуктов , как наполнитель при производстве резины . Сверхлегкая окись магния применяется как очень мелкий абразив для очистки поверхностей, в частности, в электронной промышленности.
Является абсолютным отражателем — веществом с коэффициентом отражения, равным единице в широкой спектральной полосе. Может применяться как доступный эталон белого цвета.
Пероксид магния — бинарное неорганическое соединение магния и кислорода с формулой MgO 2 . Белый порошок.
Получение
Действием перекиси водорода на гидроокись магния :
осадок содержит соединение сложного состава MgO 2 .3MgO.n H 2 O.Химические свойства
- Медленно разлагается водой
Применение
В фармакологии используют препарат «Перекись магния» (Magnesii peroxydum), порошок, содержащий магния окиси 85% и магния перекиси 15%. Применяют при диспепсии (расстройствах пищеварения), брожении в желудке и кишечнике, поносе .
Результаты поиска:
| Химическая реакция | Условия |
| 2HNO 3 (разб.) + MgO = Mg(NO 3) 2 + H 2 O | |
| MgO + 2HCl (разб.) = MgCl 2 + H 2 O | |
| 2MgO + H 2 O + CO 2 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 | |
| GeO 2 + MgO = MgGeO 3 | (1200° C) |
| 2MgO + CS 2 = 2MgS + CO 2 | (600-700° C) |
| Al 2 O 3 + MgO = (MgAl 2)O 4 | (1600° C) |
| MgO + Cr 2 O 3 = (MgCr 2)O 4 | (1200-1400° C) |
| MgO + Fe 2 O 3 = (MgFe 2)O 4 | (1200-1400° C) |
| SiO + 2CaO + MgO = Ca 2 SiO 4 + Mg | (1350° C) |
| Be + MgO = BeO + Mg | (1075° C) |
| MgO + C (кокс) = Mg + CO | (выше 2000° C) |
| MgO + Ca = CaO + Mg | (1300° C) |
| MgO + C (кокс) + Cl 2 = MgCl 2 + CO | (800-1000° C) |
| MgO + H 2 O 2 (конц.) = MgO 2 ↓ + H 2 O | (до 20° C) |
| MgO + H 2 O = Mg(OH) 2 | |
| MgO + CaC 2 = Mg + CaO + 2C | реакция уравнена без электронного баланса |