Хлористый водород — бесцветный газ с резким запахом и вкусом

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] + 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.

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⁺ + НРО^2- + NH₄OH®MgNH₄PO₄¯ + 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 при­бавленную 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-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 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 h=m_x/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^-.