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 NO 2 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 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 (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 ( Mg 2+ ). 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 Na 2 HPO 4 дает с катионом Mg 2+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.
Популярное: Почему люди поддаются рекламе?: Только не надо искать ответы в качестве или количестве рекламы... Как распознать напряжение: Говоря о мышечном напряжении, мы в первую очередь имеем в виду мускулы, прикрепленные к костям ... Почему стероиды повышают давление?: Основных причин три... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (189)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |