Proprietățile MgS
Se primește MgS:
1. Mg+S=MgS (reacția are loc într-un tub de porțelan la 8000C).
2. 2Mg + S + H2S = 2MgS + H2
3. MgO + CS2 = 2MgS + CO2 (temperatura 700-9000C).
4. MgO + C + S = MgS + CO
5. MgSO4 + 2C = MgS + 2CO2 (temperatura 9000C).
MgS este cristale cubice incolore (sau roz-roșu din cauza impurităților) cu o rețea de tip NaCl (distanțe interatomice 2,89 A) și o densitate de 2,79 g/cm3. Se topesc la o temperatură de 20000C, fosforescente, provoacă o strălucire roșie a catodului, sunt puțin solubile în apă, reacționează cu apa rece:
3MgS + 2HOH = Mg (HS)2 + 2MgO + H2S
Când MgS este hidrolizat în apă caldă, se formează oxid de magneziu și hidrogen sulfurat:
MgS + HOH = MgO + H2S
Acizii diluați precum HF, HCl, H2SO4 reacționează cu MgS pentru a forma săruri și H2S. Cl, Br, I reacționează energic cu MgS încălzit peste 3000C, formând halogenurile corespunzătoare.
Dioxid de carbon sub presiune 50-100 mmHg. reacţionează cu MgS încălzit peste 6600C:
MgS + CO2 = MgO + COS
1.1.2. Echilibrul de fază în Sistemul Y-S.
Există următoarele faze de sulfură de ytriu: YS, Y5S7, d-Y2S3, γ-Y2S3, YS2.
Rezultatele studierii caracteristicilor chimice ale cristalului și unele proprietăți fizice sulfurile sunt colectate în tabelul 1. Nu s-au găsit date din diagrama de stare a sistemului Y-S.
O propunere pentru o diagramă de fază poate fi făcută pe baza datelor chimice cristaline disponibile pentru sistemul Y-S. Monosulfura YS cristalizează în tipul de structură NaCl. Pe baza YS, există o soluție solidă defectuoasă de tip scădere a sulfului la compoziția YS0,75 (Y4S3), în timp ce parametrul rețelei a scade de la 5,493 (YS) la 5,442 A° (Y4S3).
Compusul Y5S7 conține două unități de formulă per unitate de celulă. Sesquisulfide d-Y2S3 cristalizează în tipul de structură monoclinic Ho2S3 cu 6 unități de formulă per celulă. Celula conține disulfură de ytriu (polisulfură). 8 unități de formulă YS2.
Tetragonal YS2 există la temperaturi peste 500°C în intervalul de presiune 15-35 kbar. Cubic YS2 se formează în intervalul de presiune 35-70 kbar.
Disulfura de ytriu stoichiometrică nu există nici măcar în condiții de presiuni și temperaturi ridicate (500-1200°C).
1.1.3. Caracteristicile cristal-chimice ale fazelor din sistemul Mg-S, Y-S.
Tabelul 1 Proprietățile cristal-chimice ale sulfurilor de ytriu și magneziu.
|
singhia |
Grup spațial |
Tip structural |
Perioada latice, Å |
Densitatea g/cm3 |
|||||
|
cub | |||||||||
|
roșu rubin |
cub | ||||||||
|
Albastru-negru |
monoclinic | ||||||||
|
monoclinic | |||||||||
|
Cub | |||||||||
|
maro-violet de la gri închis la negru |
tetragonală cub | ||||||||
EKOFISK, un zăcământ de gaze și petrol din sectorul norvegian al Mării Nordului; face parte din bazinul de petrol și gaze din Europa Centrală. Descoperit în 1969. Depozite la o adâncime de 3,1-3,3 km. Rezervele inițiale sunt de 230 de milioane de tone. Densitatea petrolului este de 0,85 g/cm3.
BATTLESHIP, navă de război în a doua jumătate. 19 - începutul secolele 20 cu artilerie turn de calibru mare (până la 305 mm) și armură puternică. În flota rusă existau nave de luptă escadrilă, concepute pentru a desfășura luptă navală ca parte a unei escadrile și nave de luptă de apărare de coastă. După Războiul ruso-japonez 1904-05 navele de tip escadrilă cuirasate au început să fie numite nave de luptă.
LAVROVSKY Konstantin Petrovici (1898-1972), chimist organic rus, membru corespondent al Academiei de Științe a URSS (1953). Lucrări principale despre chimia petrolului și tehnologia de rafinare a acestuia.
Reacția cu hidrogenofosfat de sodiu. a) Puneți picături de soluție într-o eprubetă, adăugați 2-3 picături de soluție la amestecul rezultat. Se amestecă bine conținutul eprubetei cu o tijă de sticlă și apoi se adaugă la soluție până când reacția este alcalină. Un precipitat cristalin alb de fosfat de magneziu amoniu precipită:
sau sub formă ionică:
b) Pentru detectarea microcristaloscopică, puneți o picătură din soluția de testare pe o lamă de sticlă. Se adaugă la acesta dintr-o pipetă capilară, mai întâi o picătură de soluție, apoi o picătură de soluție concentrată. În cele din urmă, adăugați un cristal de fosfat acid de sodiu în soluție. Se recomandă să încălziți ușor toboganul pe capacul unei băi de apă. În acest caz, cristalele se formează sub formă de stele cu șase raze (Fig. 42).
Cristalele de alt tip ies în evidență din soluțiile diluate (Fig. 43).
Orez. 42. Cristale izolate din soluții concentrate.
Orez. 43. Cristale izolate din soluții diluate.
Precipitatul rezultat se dizolvă în acizi. Reacțiile sunt direcționate către formarea de electroliți slabi: hidrogen fosfat și ioni de dihidrogen fosfat. Când este expus la acizi puternici, se formează și acidul ortofosforic:
Formarea anumitor produși de reacție depinde de aciditatea soluției, adică de puterea și concentrația acidului luat pentru a dizolva precipitatul. Când este expus la, numai și nu se formează, deoarece acidul acetic este un acid mai slab decât. Prin urmare, reacția de dizolvare în acid acetic ar trebui prezentat astfel:
Cu toate acestea, trebuie avut în vedere că atunci când este dizolvat în acizi tari, se formează predominant acid fosforic.
Condiții de reacție. 1. Precipitațiile se recomandă să fie efectuate la .
2. și alți cationi (cu excepția cationilor din grupa analitică I) trebuie mai întâi îndepărtați, deoarece majoritatea cationilor altor grupări analitice formează fosfați insolubili în aceste condiții.
Când se efectuează o reacție microcristaloscopică în prezența, adesea însoțitoare, se adaugă acid citric la soluția de testare.
Acest lucru face posibilă efectuarea reacției în prezența .
3. În timpul precipitațiilor, trebuie adăugat un mic exces pentru a evita formarea unui precipitat amorf într-un mediu alcalin. Cu toate acestea, un exces mare previne precipitarea din cauza formării ionilor complecși:
4. Incalzirea solutiei pana cand favorizeaza formarea unui precipitat cristalin.
5. Soluțiile sunt predispuse la suprasaturare, așa că pentru a accelera precipitarea, se recomandă frecarea unei baghete de sticlă de pereții eprubetei.
6. La concentrații scăzute sau când se lucrează cu soluții diluate, o concluzie finală despre prezență sau absență se poate face numai după ce reacția a fost efectuată.
Reacția cu -hidroxichinolină (oxina). Se pune o picătură dintr-o soluție care conține, într-o eprubetă sau pe o farfurie de porțelan, se adaugă o picătură de soluții și -hidroxichinolină. În acest caz, se formează un precipitat cristalin galben-verzui de hidroxichinolat de magneziu:
Ionii nu produc precipitare cu -hidroxichinolina.
Această reacție este utilizată pentru separarea de alți cationi din grupa I, inclusiv din, precum și pentru determinarea cantitativă a magneziului.
Condiții de reacție. 1. Se recomandă efectuarea precipitațiilor la
Hidroxichinolaţii altor ioni precipită când sensuri diferite :
2. Reactivul precipită cationii multor alte elemente, astfel încât cationii alții decât grupele analitice I și II ar trebui să fie absenți.
3. Dacă reacția trebuie efectuată în prezența altor cationi precipitați de hidroxichinolină, atunci se folosesc metode de mascare a ionilor interferanți (vezi Capitolul III, § 14).
4. Precipitațiile se realizează cel mai bine atunci când sunt încălzite.
Reacție cu -nitrobenzenazorcinol („magnezonă”). Puneți 2-3 picături din soluția neutră sau ușor acidă testată pe placa de picături, adăugați 1-2 picături de soluție de magnezon, care are o culoare roșu-violet într-un mediu alcalin. Dacă soluția capătă culoare galben(ceea ce indică natura acidă a mediului), se adaugă 1-3 picături de soluție și KOH. În prezența ionilor de magneziu, soluția devine albastră sau se formează un precipitat de aceeași culoare.
Mecanismul de reacție se bazează pe precipitare, însoțită de fenomenul de adsorbție a colorantului pe suprafața hidroxidului de magneziu. Adsorbția unor coloranți din așa-numita serie antrachinonă este însoțită de o schimbare a culorii inițiale a colorantului neadsorbit. Deoarece adsorbția colorantului la suprafață are loc instantaneu, acest fenomen servește ca un mijloc excelent pentru detectarea ionilor de magneziu. nu interferați cu această reacție. Sărurile de amoniu previn precipitarea, așa că trebuie mai întâi îndepărtate.
Reacția picăturii N. A. Tananaev. Pune o picătură de soluție de fenolftaleină pe hârtie de filtru, o picătură soluție neutră substanța de testat și o picătură de soluție de amoniac. În acest caz, apare o pată roșie din cauza alcalinității soluției de amoniac și a hidroxidului de magneziu rezultat. Apariția colorării nu oferă încă motive pentru a trage concluzii cu privire la prezență. Când pata umedă este uscată peste flacăra unui arzător, excesul se evaporă, hidroxidul de magneziu este deshidratat și pata roșie devine decolorată. Dacă apoi umeziți pata uscată cu apă distilată, culoarea roșie apare din nou din cauza formării.
Tabelul 8. Efectul reactivilor asupra cationilor primului grup analitic
Continuarea tabelului. 8.
Reacția de culoare a lui Tananaev face posibilă deschiderea în prezența. Cationii altor grupe analitice trebuie îndepărtați. Reacția pe hârtie de filtru este prezentată în Fig. 12 (vezi Capitolul III, § 5).
Reacție cu hipoiodita. Precipitatul alb proaspăt precipitat devine roșu-brun atunci când este expus la hipoiodit datorită adsorbției iodului elementar pe suprafața precipitatului de hidroxid de magneziu. Culoarea roșu-maro se decolorează atunci când precipitatul este tratat cu iodură sau hidroxid de potasiu, alcool și alți solvenți care dizolvă iodul, precum și atunci când sunt expuse la sulfit sau tiosulfat, care reduc iodul elementar.
2. Sărurile de amoniu și ionii din grupele analitice III, IV și V trebuie să lipsească.
3. Agenții reducători interferează cu reacția.
4. Fosfații și oxalații interferează, de asemenea, cu reacția datorită formării de precipitate compacte de fosfat și oxalat de magneziu, care nu sunt capabile să adsorbe iodul elementar, spre deosebire de suprafața bine dezvoltată a unui precipitat amorf.
Din acest articol vei afla ce este magneziul si vei vedea un adevarat miracol chimic - arderea magneziului in apa!
În secolul al XVII-lea oraș englezesc Epsom dintr-un izvor mineral a izolat o substanță amară care avea efect laxativ. Această substanță s-a dovedit a fi hidrat cristalin de sulfat de magneziu sau MgSO₄∙7H₂O. Datorită gustului său specific, farmaciștii au numit acest compus „sare amară”. În 1808, chimistul englez Humphry Davy a obținut un amalgam al celui de-al doisprezecelea element folosind magnezia și mercurul. Unsprezece ani mai târziu, chimistul francez Antoine Bussy a obținut substanța în cauză folosind clorură de magneziu și potasiu, reducând magneziul.
Magneziul este unul dintre cele mai comune elemente în scoarta terestra. Majoritatea compușilor de magneziu se găsesc în apa de mare. Acest element joacă rol importantîn viața oamenilor, animalelor etc.
Ca metal, magneziul nu este utilizat în forma sa pură - doar în aliaje (de exemplu, cu titan). Magneziul vă permite să creați aliaje ultra-ușoare.
Proprietățile fizice ale magneziului
Este un metal ușor și ductil, de culoare argintiu-deschis, cu un luciu metalic caracteristic.
Magneziul este oxidat de aer, iar pe suprafața sa se formează o peliculă de MgO destul de puternică, care protejează metalul de coroziune.
Punctul de topire al metalului argintiu este de 650 °C, iar punctul de fierbere este de 1091 °C.
Proprietățile chimice ale magneziului
Acest metal este acoperit cu o peliculă de oxid de protecție. Dacă este distrus, magneziul se va oxida rapid în aer. Sub influența temperaturii, metalul interacționează activ cu halogeni și multe nemetale. Magneziul reacţionează cu apa fierbinte pentru a forma hidroxid de magneziu sub formă de precipitat:
Mg + 2H20 = Mg(OH)2 + H2
Dacă dai foc pulberii de magneziu într-o lingură chimică specială pe un arzător cu gaz și apoi o cobori în apă, pulberea va începe să ardă mai intens.
Iată cum se întâmplă:
Datorită hidrogenului eliberat intens, acesta va fi însoțit. În acest caz, se formează oxid de magneziu și apoi hidroxidul acestuia.
Magneziul îi aparține metale activeși, prin urmare, reacționează violent cu acizii. Totuși, acest lucru nu are loc la fel de violent ca în cazul potasiului de metal alcalin, adică reacția are loc fără aprindere. Dar cu un șuierat caracteristic, bulele de hidrogen sunt eliberate activ. Și deși bulele de hidrogen ridică metalul, acesta nu este suficient de ușor pentru a rămâne pe linia de plutire.
Ecuația reacției magneziului și acidului clorhidric:
Mg + 2HCI = MgCI2 +H2
La temperaturi peste 600 °C, magneziul se aprinde în aer, emițând lumină extrem de strălucitoare pe aproape întregul spectru, similar cu Soarele.
Atenţie! Nu încercați să repetați singuri aceste experimente!
Un astfel de fulger orbitor vă poate răni ochii: puteți obține o arsură la nivelul retinei și, în cel mai rău caz, vă puteți pierde vederea. Prin urmare, astfel de experiențe nu sunt doar printre cele mai frumoase, ci și printre cele mai periculoase. Nu este recomandat să efectuați acest experiment fără ochelari speciali de protecție întunecați. Veți găsi un experiment de ardere a magneziului care poate fi făcut în siguranță acasă.
Reacția produce o pulbere albă de oxid de magneziu (numită și magnezie), precum și nitrură de magneziu. Ecuații de ardere:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2.
Magneziul continuă să ardă atât în apă, cât și într-o atmosferă de dioxid de carbon, așa că este destul de dificil să stingi un astfel de incendiu. Stingerea cu apă nu face decât să agraveze situația, deoarece începe să se elibereze hidrogen, care se aprinde și el.
Utilizarea neobișnuită a magneziului ca sursă de lumină (1931)
Al 12-lea element este foarte asemănător cu metalul alcalin. De exemplu, reacționează și cu azotul pentru a forma nitrură:
3Mg +N2 = Mg3N2.
De asemenea, ca și litiul, nitrura de magneziu poate fi descompusă cu ușurință cu apă:
Mg₃N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3.
Al 4-lea grup analitic include cationii Mg 2+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+.
Hidroxizii cationilor din grupa IV sunt insolubili în alcalii în exces și soluție de amoniac. Ele sunt precipitate cantitativ printr-un exces de soluție de NaOH în prezența peroxidului de hidrogen, care este un reactiv de grup pentru ionii din această grupă. Toți cationii formează fosfați, oxalați și sulfuri slab solubili (cu excepția Mg2+). Mn2+, Fe2+, Fe3+ prezintă proprietăţi redox.
Reacții ale ionilor de magneziu
Reacția cu alcalii.
Alcalii caustici formează un precipitat gelatinos alb de hidroxid de magneziu:
MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OH) 2 + 2NaCl
Hidroxidul de magneziu este solubil în acizi și săruri de amoniu, dar insolubil în exces de alcali.
Reacția cu soluție apoasăN.H. 3 .
Amoniacul cu ioni de magneziu formează un precipitat de hidroxid de magneziu:
Mg2+ + 2NH3 ˙ H 2 O = Mg(OH) 2 + 2NH 4 + ,
care nu se așează complet. În prezența sărurilor de amoniu, disocierea NH3 ˙ H 2 O scade atât de mult încât concentrația de ioni OH – devine mai mică decât este necesar pentru ca produsul de solubilitate Mg(OH) 2 să fie depășit. Cu alte cuvinte, NH4Cl și NH3 formează o soluție tampon cu pH = 8,3, la care hidroxidul de magneziu nu precipită.
3. Reacția cu hidrogenofosfat de sodiu.
MgCl 2 + Na 2 HPO 4 = MgHPO 4 + 2NaCl
Fosfatul hidrogen de magneziu este un precipitat alb amorf, solubil în acizi minerali, iar când este încălzit, în acid acetic.
Executarea reactiei: la efectuarea reacției în prezența NH3 ˙ H20 şi NH4CI precipită un precipitat cristalin alb de fosfat de magneziu şi amoniu. Puneți 3–4 picături de sare de magneziu (sarcină) într-o eprubetă, adăugați o soluție de amoniac până când devine ușor tulbure, o soluție de NH 4 Cl până se dizolvă și 2-3 picături de soluție de Na 2 HPO 4 sub apa rece prin frecarea unei baghete de sticla de peretii interiori ai eprubetei . În prezența ionilor de magneziu, în timp se formează un precipitat cristalin alb:
MgCI2 + Na2HP04 + NH3 ˙ H 2 O = MgNH 4 PO 4 + 2NaCl + H 2 O
Reacția poate fi efectuată și ca reacție microcristalscopică. O picătură de sare de magneziu (sarcină), o picătură de NH 4 Cl se aplică pe o lamă de sticlă, păstrată deasupra unei sticle cu o soluție concentrată de NH 3 (drop down), un cristal de Na 2 HPO 4 12H 2 O uscat este se adaugă şi după un minut se observă la microscop cristale de MgNH 4 PO 4 sub formă de dendrite (frunze).
Reacția cu carbonat de amoniu.
2MgCl 2 + 2(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + 4NH 4 Cl + CO 2
Precipitatul este ușor solubil în apă și se formează doar la pH > 9. Este solubil în săruri de amoniu, ceea ce poate fi explicat pe baza următorului echilibru: Mg 2 (OH) 2 CO 3 Mg 2 (OH) 2 CO 3 2Mg 2+ + 2OH – + CO 3 2–
Când se introduce NH4Cl, are loc disocierea lui NH4Cl NH 4 + + Cl – . Ionii NH 4 + se leagă de ionii de hidroxid pentru a forma un compus cu disociere scăzută NH 3 ˙ H 2 O, în urma căreia concentrația ionilor OH – scade și nu se realizează și precipitatul se dizolvă.
5. Reacția cu 8-hidroxichinolină.
8-hidroxichinolina într-un mediu de amoniac la pH 9,5–12,7 formează cu ionii de magneziu un precipitat cristalin galben-verzui al sării intracomplex a oxichinolatului de magneziu Mg(C 9 H 6 NO) 2 2H 2 O:
Mg 2+ + 2C 9 H 6 NOH + 2NH 4 OH = Mg(C 9 H 6 NO) 2 + 2NH 4 +
Precipitatul este solubil în acizi acetic și minerali. Cationii metalelor alcaline și alcalino-pământoase nu interferează cu reacția.
Executarea reactiei: La 3-4 picături de soluție de testat, adăugați 2 picături de soluție de fenolftaleină și soluție de amoniac 2 M picătură cu picătură până când apare o culoare roz. Conținutul eprubetei este încălzit până la fierbere și se adaugă 4-5 picături dintr-o soluție de alcool 5% de 8-hidroxichinolină. În prezența magneziului se formează un precipitat galben-verzui. Reacția nu este interferată de ionii metalelor alcaline și alcalino-pământoase.
