Характеристика вагонов 81-717(714) 36 страница

В ходе водоподготовки вода освобождается от грубодисперсных и коллоидных примесей и от растворенных веществ. Взвешенные и коллоидные примеси удаляют коагуляцией их добавляемыми к воде солями (обычно АЬ^О^з) с последующей фильтрацией.

Для водоумягчения применяют методы осаждения и ионного обмена. Путем осаждения катионы Са²+ и Mg²+ переводят в мало­растворимые соединения, выпадающие в осадок. Это достигается либо кипячением воды, либо химическим путем — введением в воду соответствующих реагентов. При кипячении гидрокарбонаты каль­ция и магния превращаются в СаСОз и Mg(OH)2

Са(НС0₃)₂ = СаС0₃| + C0₂f + Н₂0 Mg(HC0₃)₂ = Mg(OH)^ + 2C0₂f

в результате чего устраняется только карбонатная жесткость.

При химическом методе осаждения чаще всего в качестве оса-дителя пользуются известью или содой. При этом в осадок (также в виде СаСОз и Mg(OH)₂) переводятся все соли кальция и магния.

Для устранения жесткости методом ионного обмена (см. § ПО) или катионирования воду пропускают через слой катионита. При этом катионы Са²+ и Mg²⁺, находящиеся в воде, обмениваются на катионы Na+, содержащиеся в применяемом катионите. В неко­торых случаях требуется удалить из воды не только катионы Са²⁺ и Mg²+, но и другие катионы и анионы. В таких случаях воду про­пускают последовательно через катионит, содержащий в обменной форме водородные ионы (Н-катионит), и анионит, содержащий гидроксид-ионы (ОН-анионит). В итоге вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей. Такая обработка воды назы­вается ее обессоливанием.

Когда процесс ионного обмена доходит до равновесия, ионит перестает работать — утрачивает способность умягчать воду. Од­нако любой ионит легко подвергается регенерации. Для этого.через катионит пропускают концентрированный раствор NaCl

(Na₂S0₄) или HCl (H₂S0₄). При этом ионы Са²⁺ и Mg²⁺ выходят в раствор, а катионит вновь насыщается ионами Na+ или Н⁺. Для регенерации анионита его обрабатывают раствором щелочи или соды (последний, вследствие гидролиза карбонатного иона, также имеет щелочную реакцию). В результате поглощенные анионы вытесняются в раствор, а анионит вновь насыщается ионами ОН".

213. Стронций (Strontium). Барий (Barium). Стронций и барий встреча­ются в природе главным образом в виде сульфатов и карбонатов, образуя минералы целестин SrSO.(, стронцианит SrCOs, барит BaSO* и витерит ВаСОз. Содержание стронция и бария в земной коре соответственно равно 0,04 и 0,05 % (масс), т. е. значительно меньше, чем содержание кальция.

Металлические стронции и барий очень активны, быстро окисляются на воздухе, довольно энергично взаимодействуют с водой (особенно барий) и не­посредственно соединяются со многими элементами.

Оксиды стронция и бария SrO и ВаО сходны с оксидом кальция. Оба металла образуют также пероксиды. Пероксид бария Ва0₂ получается при нагревании оксида бария иа воздухе примерно до 500°С. При высокой тем­пературе она снова разлагается на оксид и кислород. Пероксид бария, как и пероксид натрия, используют для беления различных материалов.

Гидроксиды стронция и бария Sr(OH)₂ и Ва(ОН)₂ представляют собой сильные основания, лучше растворимые в воде, чем гидроксид кальция: один литр воды при 20 °С растворяет 8 г гидроксида стронция и 38 г гидроксида бария. Насыщенный раствор гидроксида бария называется баритовой водой и часто применяется в качестве реактива.

Соли стронция и бария имеют сходство с солями кальция. Карбонаты и сульфаты SrC0₃, ВаСОз, SrS0₄ и BaS0₄ обладают очень малой раствори­мостью в воде и выпадают из раствора в виде осадков, если ионы стронция и бария встречаются с ионами СО*~ илн SO4". Этим пользуются при анализе для отделения стронция и бария от других металлов.

Характерным отличием всех трех металлов друг от друга может служить окраска, сообщаемая их летучими солями несветящему пламени. Соли кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет, соли стронция — в карминово-красный, а соли бария — в желтовато-зеленый.

ПОБОЧНАЯ ПОДГРУППА ВТОРОЙ ГРУППЫ

Элементы этой подгруппы — цинк, кадмий и ртуть — характе­ризуются наличием двух электронов в наружном слое атома и во­семнадцати в предыдущем. Строение двух наружных электронных оболочек их атомов можно отразить формулой (п— l)s²(n—> 1)р^с' (n—l)d^l0ns².

В табл. 34 приведены некоторые свойства этих металлов.

Восстановительные свойства элементов подгруппы цинка выра­жены значительно слабее, чем у элементов главной подгруппы. Это объясняется меньшими размерами атомов и, соответственно, более высокими энергиями ионизации этих элементов по сравнению с соответствующими элементами главной подгруппы (ср. данные табл. 33 и 34).

У атомов цинка, кадмия и ртути, как и у атомов элементов под­группы меди, d-подуровень второго снаружи электронного слоя

целиком заполнен. Однако у элементов подгруппы цинка этот под­уровень уже вполне стабилен и удаление из него электронов тре­бует очень большой затраты энергии. Поэтому рассматриваемые элементы проявляют в своих соединениях степень окисленности +2. Ртуть, кроме того, образует соединения, в которых ее степень окисленности равна +1; но, как будет показано ниже (см. § 216), и в этих соединениях ртуть следует считать двухвалентной.

Характерной особенностью элементов подгруппы цинка, сбли­жающей их с элементами подгруппы меди, является их склонность к комплексообразованию.

214. Цинк (Zincum). Главные природные соединения цинка, из которых его добывают, ■— минералы галмей ZnC0₃ и цинковая об* манка ZnS, Общее содержание цинка в земной коре составляет приблизительно 0,01 % (масс).

Большинство цинковых руд содержат небольшие количества цинка, поэтому их предварительно обогащают, получая цинковый концентрат. Последний подвергают обжигу; при этом сульфид цин­ка превращается в оксид:

2ZnS + 30₂ = 2ZnO + 2S0₂f

Обжиг ведется в многоподовых или в шахтных печах. В по­следнее время при обжиге цинковых руд широко применяется об­жиг в «кипящем слое».

Метод обработки мелко раздробленных твердых материалов в так назы­ваемом «кипящем слое» получил широкое распространение в различных от­раслях промышленности. Этот метод заключается в следующем. Через слой порошкообразного материала, помещенного на решетке, продувают снизу воз­дух (или какой-либо газ) с такой скоростью, что его струи пронизывают и интенсивно перемешивают материал, приводя его как бы в «кипящее» состоя­ние. Такое состояние твердого материала часто называют «псевдоожижеппым», тан как кипеть могут только вещества, находящиеся в жидком состоянии.

Благодаря тесному соприкосновению твердого материала с газом химиче­ские реакции в «кипящем слое» протекают с большой скоростью. Применение обжига в «кипящем слое» дает повышение производительности обжиговых печей в 3—4 раза при более полном извлечении цинка из концентрата.

Метод весьма эффективен при обжиге сульфидных руд и концентратов, сублимации сравнительно летучих металлов, прокаливании, охлаждении и сушке различных веществ.

Из обожженного концентрата цинк извлекают, восстанавливая его коксом и отгоняя образующиеся пары цинка.

Другой метод восстановления цинка заключается в электроли­тическом выделении его из сульфата. Последний получается обра­боткой обожженных концентратов серной кислотой.

Цинк — голубовато-серебристый металл. При комнатной темпе­ратуре он довольно хрупок, но при 100—150 °С он хорошо гнется и прокатывается в листы. При нагревании выше 200 °С цинк ста­новится очень хрупким. На воздухе он покрывается тонким слоем оксида или основного карбоната, предохраняющим его от дальней­шего окисления. Вода почти не действует на цинк, хотя он и стоит в ряду напряжений значительно раньше водорода. Это объясняется тем, что образующийся па поверхности цинка при взаимодействии его с водой гидроксид практически нерастворим и препятствует дальнейшему течению реакции. В разбавленных же кислотах цинк легко растворяется с образованием соответствующих солей. Кроме того, цинк, подобно бериллию и другим металлам, образующим амфотерные гидроксиды, растворяется в щелочах. Если сильно на­греть цинк в атмосфере воздуха, то пары его воспламеняются и сгорают зеленовато-белым пламенем, образуя ZnO.

Применение цинка очень разнообразно. Значительная часть его идет для нанесения покрытий на железные и стальные изделия, предназначенные для работы в атмосферных условиях или в воде. При этом цинковые покрытия в течение многих лет хорошо защи­щают основной металл от коррозии. Однако в условиях высокой влажности воздуха при значительных колебаниях температуры, а также в морской воде цинковые покрытия неэффективны. Широ­кое промышленное использование имеют сплавы цинка с алюми­нием, медью и магнием. С медью цинк образует важную группу сплавов — латуни (см. § 200). Значительное количество цинка рас­ходуется для изготовления гальванических элементов.

Марганцово-цин новый элемент. Из всех применяемых в на­стоящее время гальванических элементов маргаицово-цинковые наиболее рас­пространены. Имеется несколько разновидностей элементов этой системы, но в основе действия их всех лежит окислительно-восстановительная реакция между цинком и диоксидом марганца. В элементах этой системы один элек­трод цинковый, другой состоит из Мп0₂. Оба электрода находятся в растворе «лорида аммония.

При работе элемента цинк окисляется;

2Zn = 2Zn²⁺ -f 4е-

Часть образующихся ионов цинка связывается молекулами аммиака в комплексный ион:

Zn²⁺ -f 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄l²⁺

Молекулы аммиака образуются в растворе вследствие гидролиза иона ам­мония:

4NHt -f 4Н₂0 4NH₃ + 4Н₃0⁺

Электроны, получающиеся прп окислении цинка, по внешней цепи пере­ходят к диоксиду марганца, который при этом восстанавливается. В резуль­тате восстановления Мп0₂ получается смесь нескольких продуктов. В наи­большем количестве получается соединение МпООН, в котором степень окис­ленности марганца равна +3:

4Мп0₂ + 4Н⁺ + 4г~ = 4МпООН

Таким образом, цинковый электрод элемента является анодом и заряжен отрицательно, а электрод из Мп0₂ служит катодом п заряжен положительно.

Имеющиеся в растворе ионы NH* и СГ при работе элемента движутся в направлениях, обусловленных процессами, протекающими иа электродах. Поскольку у цинкового электрода катионы цинка выходят в раствор, а у ка­тода раствор все время обедняется катионами Н⁺, то в создающемся электри­ческом поле ионы NH"¹", движутся при работе элемента к катоду, а ионы С1~ к аноду. Таким образом, раствор во всех его частях остается электро­нейтральным.

Если сложить последние четыре уравнения, отвечающие отдельным про­текающим при работе элемента процессам, то получится суммарное уравне­ние окислительно-восстановительной реакции, идущей в элементе:

2Zn + 4Mn0₂ + 4NHt = Zn²⁺ + [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 4MnOOH

Марганцово-цинковые элементы не содержат в себе раствора в обычном понимании этого слова. Необходимый для их работы раствор NH₄C1 в одних конструкциях имеет консистенцию пасты, в других им пропитан пористый картон, помещаемый между электродами. Поэтому эти гальванические эле­менты носят условное название сухих элементов.

Марганцово-цинковые элементы широко применяются в качестве источни­ков электропитания установок связи, различных измерительных приборов, карманных фонарей.

Воздушно-цинковый элемент. Здесь отрицательным электродом является цинк, а активным веществом положительного электрода служит кис­лород воздуха (поры электрода, изготовляемого из смеси активного угля с графитом, заполнены воздухом). Кислород диффундирует к поверхности раздела электрод — раствор. В качестве электролита применяются растворы NaOH или NH₄C1.

При работе такого элемента в нем протекает окислительно-восстанови­тельная реакция, которая в случае щелочного электролита выражается урав­нением:

Zn + у 0₂ -f 2NaOH = Na₂Zn0₂ + Н₂0

Механические и коррозионные свойства цинка зависят от при­сутствия в нем небольших количеств примесей других металлов.

Например, примесь железа повышает хрупкость цинка и его спла­вов и затрудняет их обработку, а также резко увеличивает ско­рость коррозии цинка в кислотах. Поэтому высококачественные сплавы цинка содержат очень малые количества примесей других металлов. Например, примесь свинца не должна превышать 0,01 %, а железа — 0,1 %.

Оксид цинка ZnO — рыхлый белый порошок, желтеющий при нагревании, но при охлаждении снова становящийся белым. Оксид цинка применяется для изготовления белой масляной краски (цин­ковые белила), в медицине и косметике (для приготовления раз­личных мазей); значительная часть получаемого оксида цинка ис­пользуется в качестве наполнителя резины.

Гидроксид цинка Zn(OH)2 выпадает в виде белого осадка при действии щелочей на растворы солей цинка:

Zn²⁺ + 20Н" = Zn(OH)₂|

Осадок легко растворяется в кислотах с образованием солей цинка и в избытке щелочей с образованием цинкатов. Таким образом, гидроксид цинка — амфотерное соединение. Так, с NaOH протекает реакция:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂Zn0₂ + 2Н₂0

Как и в случае бериллатов (см. § 209), при образовании цинка­тов происходит не только замещение водорода в Zn(OH)2 на ме­талл, но и присоединение гидроксид-ионов. В частности, в твердом состоянии выделены гидроксоцинкаты, отвечающие форму­лам Na₂[Zn(OH)₄], Ba₂[Zn(OH)₆].

Растворение металлического цинка в щелочах тоже сопровож­дается образованием гидроксоцинкатов, например: Zn + 2NaOH + 2Н₂0 = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂f

Гидроксид цинка растворяется также в водном растворе ам­миака. При этом образуются комплексные ионы [Zn(NH₃)4p+:

Zn(OH)₂ + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄]²⁺ + 20H"

Zn(OH)₂ — слабый электролит. Поэтому все соли цинка, в том числе и цинкаты, в водной среде гидролизуются.

Сульфат цинка ZnS04. Из водного раствора выделяется в виде кристаллогидрата состава ZnS0₄-7H₂0 и в таком виде называется цинковым купоросом. Применяется при крашении и ситцепечата­нии, при гальваническом цинковании (в качестве главного компо­нента электролита), в медицине, а также служит исходным веще­ством для получения других соединений цинка.

Хлорид цинка ZnCl₂. Эту соль трудно получить в безводном со­стоянии. Обычно она содержит около 5 % воды и основного хло­рида. Раствор ZnCl₂ применяется для травления металлов; при паянии он способствует удалению оксидов с поверхности металла в момент пайки. Для этой же цели при пайке и сварке метал­лов применяется тетрахлорципкат аммония (NH<t)₂ [ZnCU] (или ZnCi₂-2NH₄Cl).

Сульфид цинка ZnS. Это — один из немногих сульфидов, имею­щих белый цвет. Сульфид цинка получается при действии сульфи­дов щелочных металлов или аммония на соли цинка:

Zn²⁺ + S²- = ZnSJ,

Сульфид цинка, а также оксид цинка входят в группу веществ, обладающих способностью люминесцировать — испускать холодное свечение в результате действия па них лучистой энергии или электронов. Явление люминесценции широко используется в науке и технике. Так, большое значение приобрел люминесцент­ный анализ, люминесцентные лампы применяются для освещения, люминесцентные экраны — важнейшая часть электронно-лучевых приборов.

Люминесцентный анализ основан на различном характере свечения раз­ных веществ. Он дает возможность устанавливать присутствие очень малых количеств веществ в смесях, а также обнаруживать различия между предме­тами, которые в видимом свете представляются одинаковыми. С его помощью сортируют стекла, семена, обнаруживают микродефекты в металлических из­делиях. Он применяется при поисках битумных и нефтяных месторождений, урановых руд. Люминесцентный анализ играет важную роль в судебной ме­дицине и криминалистике, позволяя устанавливать природу различных пятен, обнаруживать фальсификацию документов и тайнопись. Чувствительность этого вида анализа очень велика. Кроме того, для его проведения не нужно разрушать анализируемое тело, что в некоторых случаях очень важно.

В люминесцентных лампах дневного света находящиеся в них пары ртути при прохождении электрического тока испускают ультрафиолетовое излучение, которое вызывает свечение веществ, покрывающих тонким слоем внутреннюю поверхность лампы. Эти вещества — люминофоры — можно подобрать так, чтобы их излучение по своему спектральному составу приближалось к дневному свету.

Огромное значение имеет применение люминофоров в различных элек-Тронно-лучевых приборах: катодных осциллографах, телевизорах и других. Экраны телевизора обычно изготовляют из сульфида цинка.

215. Кадмий (Cadmium). По своим свойствам кадмий сходен с цинком и обычно содержится как примесь в цинковых рудах. По распространенности в природе он значительно уступает цинку; содержание кадмия в земной коре составляет всего около Ю-⁵ % (масс).

Получают кадмий из отходов цинкового производства путем обработки последних серной кислотой с последующим выделением металлического кадмия цинком:

CdS04 + Zn = ZnS0₄ + Cd

Для очистки полученный продукт растворяют в разбавленной серной кислоте и подвергают электролизу.

Кадмий представляет собой серебристо-белый, мягкий, ковкий, тягучий металл. В ряду напряжений он стоит дальше цинка, но

спереди водорода и вытесняет последний из кислот. Поскольку Cd(OH)₂ — слабый электролит, то соли кадмия гидролизуются и их растворы имеют кислую реакцию.

Кадмий сильно поглощает медленные нейтроны. Поэтому кад­миевые стержни применяют в ядерных реакторах для регулирова­ния скорости цепной реакции. Кадмий используется в щелочных аккумуляторах (см. § 244), входит как компонент в некоторые сплавы. Например, сплавы меди, содержащие около 1 % Cd (кад­миевая бронза), служат для изготовления телеграфных, телефон­ных, троллейбусных проводов, так как эти сплавы обладают боль­шей прочностью и износостойкостью, чем медь. Ряд легкоплавких сплавов, например, применяющиеся в автоматических огнетушите­лях, содержат кадмий. Несмотря на сравнительно высокую стои­мость, кадмий применяется для кадмирования стальных изделий, так как он несет на своей поверхности оксидную пленку, обладающую защитным действием. В морской воде и в некоторых других условиях кадмирование более эффективно, чем цинкование.

При сильном накаливании кадмий сгорает, превращаясь в бу­рый оксид кадмия CdO.

Гидроксид кадмия Cd(OH)₂ в отличие от гидроксида цинка не обладает заметно выраженными кислотными свойствами и практи­чески не растворяется в щелочах.

Из солей кадмия отметим сульфид кадмия CdS, выпадающий б виде желтого осадка из растворов солей кадмия при действии сероводорода. Сульфид кадмия применяется для изготовления желтой краски и цветных стекол.

Все растворимые в воде и в разбавленных кислотах соединения кадмия ядовиты. Весьма опасно также вдыхание воздуха, содержа­щего «дым» оксида кадмия.

216. Ртуть (Hydrargyrum). Ртуть мало распространена в при­роде; содержание ее¹ в земной коре составляет всего около Ю^-6 % (масс). Изредка ртуть встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы; но главным образом она находится в природе в виде ярко-красного сульфида ртути HgS, или кино­вари. Этот минерал применяется для изготовления красной краски.

Из киновари металлическую ртуть получают обжигом руды. При этом ртуть выделяется в виде паров и конденсируется в охла­ждаемом приемнике:

HgS + 0₂ = Hg + so₂

Ртуть — единственный металл, находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии. Она широко используется в хи­мической промышленности: в качестве катода при электролитиче­ском производстве гидроксида натрия и хлора, как катализатор при получении многих органических соединений и при растворении урановых блоков (в атомной энергетике). Ее применяют для изготовления ламп дневного света (см. § 214), кварцевых ламп, манометров и термометров. В горном деле ртутью пользуются для отделения золота от неметаллических примесей.

Ртуть обладает способностью растворять в себе многие метал­лы, образуя с ними частью жидкие, частью твердые сплавы, назы­ваемые амальгамами. При этом нередко получаются химиче­ские соединения ртути с металлами.

Амальгама натрия широко применяется в качестве восстанови­теля. Амальгамы олова и серебра применяются при пломбирова­нии зубов.

Особенно легко образуется амальгама золота, вследствие чего золотые изделия не должны соприкасаться с ртутью. Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно перевозить в стальных сосудах.

Ртуть обычно содержит в виде примеси другие металлы. Боль­шую часть примесей можно удалить, взбалтывая ртуть с раствором нитрата ртути (II); при этом металлы, стоящие в ряду напряжений до ртути (а к ним относится большинство металлов), переходят в раствор, вытесняя из него эквивалентное количество ртути. Пол­ная очистка ртути достигается путем ее многократной перегонки, лучше всего под уменьшенным давлением.

Пары ртути очень ядовиты и могут вызвать тяжелое отравление. Для этого достаточно даже того ничтожного количества паров, которое образуется при комнатной температуре. Поэтому при всех работах с ртутью необходимо быть очень осторожным. Не следует держать открытыми сосуды с ртутью, все работы с ией надо проводить на эмалированных или железных подносах. Очень опасна ртуть, пролитая на пол. При падении она разбивается иа мно­жество мелких капель, которые попадают в щели и могут в течение длитель­ного времени отравлять атмосферу. Поэтому, если ртуть пролилась иа пол, необходимо немедленно и тщательно собрать ее с помощью пылесоса или пи­петки с грушей. Для удаления ртути можно пользоваться также специальными реактивами (демеркуризаторами). В качестве последних применяют порошок серы, 20 % раствор FeCl₃, эмульсию из минерального масла и воды, содержа­щую порошкообразные серу и иод, 10 % раствор КМп0₄, подкисленный соля­ной кислотой.

Из металлов подгруппы цинка ртуть наименее активна вслед­ствие высокой энергии ионизации ее атомов (см. табл. 34). Соля­ная и разбавленная серная кислота, а также щелочи не дей­ствуют на ртуть. Легко растворяется ртуть в азотной кислоте. Концентрированная серная кислота растворяет ртуть при нагре­вании.

На воздухе ртуть при комнатной температуре не окисляется. При продолжительном нагревании до температуры, близкой к тем­пературе кипения, ртуть соединяется с кислородом воздуха, обра­зуя красный оксид ртути(\\) (или окись ртути) HgO, который при более сильном нагревании снова распадается на ртуть и кислород. В этом соединении степень окисленности ртути равна +2. Известен и другой оксид ртути черного цвета, в котором степень окислен­ности ртути равна +1, — оксид ртути(\) (или закись ртути) Hg₂0,

Во всех соединениях ртути(I) атомы ртути связаны между со­бой, образуя двухвалентные группы —Hg₂— (—Hg—Hg—).

Следовательно, ртуть двухвалентна и в этих соединениях, но одна единица валентности каждого атома ртути затрачивается здесь на связь с другим атомом ртути. Эта связь сохраняется и в растворах солей ртути (I), которые содержат ионы ртути. Таким образом, состав солей ртути (I), содержащих одновалентный кис­лотный остаток R, следует изображать не эмпирической формулой HgR, а формулой Hg₂R₂ (например, Hg₂Cl₂).

Одна из особенностей ртути заключается в том, что для нее неизвестны гидроксиды. В тех случаях, когда можно было бы ожи­дать их образования, получаются безводные оксиды. Так, при дей­ствии щелочей на растворы солей ртути(I) получается буровато-черный осадок оксида ртути(I):

Hg|⁺ + 20Н- = Hg₂0| + Н₂0

Точно так же из растворов солей ртути(II) щелочи осаждают оксид ртути(II):

Hg²⁺ + 20Н" = HgO| + Н₂0

Образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагрева­нии переходит в красную модификацию оксида ртути(II).

Нитрат ртути (I) Hg₂(N0₃)₂— одна из немногих растворимых солей ртути(I). Получается при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:

6Hg + 8HNO3 = 3Hg₂(N0₃)₂ + 2NOf + 4Н₂0

Хлорид ртути(\) Hg₂Cl₂, или каломель, представляет собой бе­лый, нерастворимый в воде порошок. Его приготовляют, нагревая смесь HgCl₂ с ртутью:

H_gCl₂ + Hg = Hg₂Cl₂

Каломель может быть получена также действием соляной кис­лоты или хлорида натрия на растворимые соли ртути (I):

Hg²/ + 2СГ = H_g2ci₂|

Нитрат ртути(1\) Hg(N0₃)₂ получается при действии избытка горячей азотной кислоты на ртуть. Хорошо растворим в воде. В разбавленных растворах при отсутствии свободной кислоты гидролизуется с образованием белого осадка основной соли HgO- Hg(N0₃)₂. При нагревании с большим количеством воды основная соль также разлагается, в результате чего получается оксид ртути(И).

Хлорид ртути(\\), или сулема, HgCl₂ может быть получен не­посредственным взаимодействием ртути с хлором. Это бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде (6,6 г в 100 г воды при 20 °С). Однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает, достигая при 100°С 58 г в 100 г воды. Из раствора HgCl₂ кристализуется в виде длинных блестящих призм. Обычно эту соль получают, нагревая сульфат ртутн(П) с хлоридом натрия:

HgS0₄ + 2NaCl = Na₂S0₄ + HgCl₂

Образующаяся сулема сублимируется; от последнего слова она и получила свое название.

Водный раствор сулемы практически не проводит электриче­ского тока. Таким образом, сулема—одна из немногих солей, ко­торые почти не диссоциируют в водном растворе на ионы. Как указывалось на стр. 147, это объясняется сильной поляризующей способностью нона Hg²⁺.

Сулема, как и все растворимые соли ртути, — сильный яд. Она используется для протравливания семян, дубления кожи, получе­ния других соединений ртути, при крашении тканей, как катали­затор в органическом синтезе и как дезинфицирующее средство (стр. 352).

Иодид ртути(\\) Hgl₂ выпадает в виде красизого оранжево-красного осадка при действии раствора иодида калия на соли ртути(П):

Hg²⁺ + 2Г = Hgl₂l

В избытке иодида калия соль легко растворяется, образуя бесцветный раствор комплексной соля K₂[HgIJ:

Hgl₂ + 2KI = K₂fHgI₄]

Сульфид pTij7v(\\) HgS встречается в природе (см. выше). Искусственно он может быть получен в виде вещества черного цвета прямым соединением серы со ртутью или действием сероводорода на растворы солей ртути(II).

При нагревании без доступа воздуха черный сульфид ртутн(П) превра­щается в красное кристаллическое видоизменение — киноварь.

Глава ТРЕТЬИ ГРУППА

XX ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

Третья группа периодической системы охватывает очень боль­шое число химических элементов, так как в состав ее, кроме эле­ментов главной и побочной подгрупп, входят элементы с порядко­выми номерами 58—71 (лантаноиды) и с порядковыми номерами 90—103 (актиноиды). Мы рассмотрим лантаноиды и актиноиды вместе с элементами побочной подгруппы.

ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ТРЕТЬЕЙ ГРУППЫ

Элементы главной подгруппы третьей группы — бор, алюминий, галлий, индий и таллий—характеризуются наличием трех элек­тронов в наружном электронном слое атома. Второй снаружи

217. Бор

электронный слой атома бора содержит два электрона, атома алю­миния— восемь, галлия, индня и таллия — по восемнадцать элек­тронов. Важнейшие свойства этих элементов приведены в табл. 35.

Таблица 35. Некоторые свойства бора, алюминия и его аналогов

	В	Al	Ga	In	Tl
Строение внешнего электрон-	2s^22p^l	3s^33p'	4sMp'	5?^25p'	6s^26p'
ного слоя атома
Радиус атома, нм	0,091	0,143	0,139	0,166	0,171
Энергия ионизации
Э->Э +, эВ	8,30	5,99	6,00	5,79	6,11
Э^Э^2+, эВ	25,15	18,8	20,5	18,9	20,4
32f э^з+, эВ	37,9	28,4	30,7	28,0	29,8
Радиус иона Э^3+, нм	0,020	0,057	0,062	0,092	0,105
Стандартная энтальпия атоми-	531,6	329,!	272,9	238,!	181,0
зации, кДж па 1 моль ато-
мов
Плотность, г/см^3	2,34	2,70	5,90	7,31	11,85
Температура плавления, "С			29,8	156,4
Температура кипения, °С

Дата добавления: 2014-11-16