Характеристика вагонов 81-717(714) 20 страница

Оксид фосфора (V), или фосфорный ангидрид, Р₂0₅ образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде в виде белой объемистой снегообразной массы. Плотность его пара соответ­ствует формуле Р4О10.

Оксид фосфора (V) жадно соединяется с водой и потому при­меняется как очень сильное водоотнимающее средство. На воздухе оксид фосфора(V), притягивая влагу, быстро превращается в рас­плывающуюся массу метафосфорной кислоты.

Фосфорные кислоты. Оксиду фосфора(V) отвечает не­сколько кислот. Важнейшая из них — это ортофосфорная кислота Н₃Р0₄, называемая обычно просто фосфорной. Другие фосфорные кислоты представляют собою полимерные соединения. В анионе всех фосфорных кислот атом фосфора, находящийся в состоянии 5р³-гибридизации, окружен четырьмя атомами кислорода, располо­женными в вершинах тетраэдра. Ортофосфорная кислота построе­на из изолированных тетраэдров, в других фосфорных кислотах тетраэдры Р0₄ объединены через атомы кислорода в агрегаты, содержащие от двух до весьма большого числа — порядка 10⁵—■ атомов фосфора.

Ортофосфорная кислота Н₃Р0₄ образует бесцветные прозрач­ные кристаллы, плавящиеся при 42,35 °С. В воде она растворяется очень хорошо.

Ортофосфорная кислота не принадлежит к числу сильных кис­лот. Константы ее диссоциации равны: /Ci==8-10^-3, /С₂ = 6-10-⁸, Кз = 10~¹². Будучи трехосновной, она образует три ряда солей: средние и кислые с одним или с двумя атомами водорода в кис­лотном остатке. Средние соли фосфорной кислоты называют ор-тофосфатами или просто фосфатами, кислые — гидро­фосфатами:

Na₃P0₄; Са₃(Р0₄)₂ — трехзамещенные, или средине фосфаты Na₂HP0₄; СаНР0₄ — двухзамещенные фосфаты, или гидрофосфаты NaH₂P0₄; Са(Н₂Р0₄)₂— однозамещениые фосфаты, или дигидрофосфаты

Дигидрофосфаты растворимы в воде; из гидрофосфатов и сред­них фосфатов хорошо растворимы лишь соли щелочных металлов и аммония.

В водных растворах фосфаты гидролизуются. При этом рас­творы средних солей щелочных металлов имеют сильно щелочную реакцию. Например, рН 1 % раствора Na₃P04 равен 12,1. В случае кислых солей гидролиз сопровождается диссоциацией кислотного остатка (см. § 92). Поэтому растворы гидрофосфатов щелочных металлов имеют слабо щелочную реакцию, а растворы дигидро-фосфатов этих металлов — слабокислую. Например, рН 1% рас­твора Na₂HP0₄ равен 8,9, a NaH₂P0₄ — 6,4.

В лаборатории фосфорную кислоту можно получать окисле­нием фосфора 30%-ной HN0₃. Реакция протекает согласно урав­нению;

ЗР + 5HN0₃ + 2Н₂0 = ЗН_ЭР0₄ + 5NOf

В промышленности фосфорную кислоту получают двумя мето­дами: экстракционным и термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка природных фосфатов серной кислотой:

Са_э(Р0₄)₂ + 3H₂S0₄ = 3CaS0₄j + 2Н₃Р0₄

Образующуюся фосфорную кислоту отфильтровывают от суль­фата кальция и концентрируют выпариванием. Термический метод состоит в восстановлении природных фосфатов до свободного фос­фора с последующим его сжиганием и растворением образующе­гося фосфорного ангидрида в воде. Получаемая по этому методу термическая фосфорная кислота отличается более высокой чисто­той и повышенной концентрацией.

Помимо производства удобрений (см. § 148), фосфорную кис­лоту используют при изготовлении реактивов, многих органических веществ, для создания защитных покрытий на металлах. Фосфаты кальция и аммония применяются при производстве эмалей, в фар­мацевтической промышленности.

Все другие фосфорные кислоты представляют собой продукты соединения тетраэдров Р0₄. В большинстве своем эти кислоты не выделены в свободном состоянии, а известны в виде смесей, в вод­ных растворах или в виде солей. В зависимости от способа соеди­нения групп Р0₄ в фосфатные комплексы эти кислоты разделяются на полифосфорные и метафосфорные кислоты. Полифосфорные кислоты и их соли — по л и фосфаты — построены из цепочек ■—Р0₃—О—Р0₃—. В метафосфорных кислотах и их солях—ме-тафосфатах — тетраэдры Р0₄ образуют кольца.

Из полифосфорных кислот в кристаллическом состоянии выде­лена только простейшая двуфосфорная (или пирофосфорная) кис­лота Н₄Р₂07, образующая бесцветные кристаллы, плавящиеся при 61 °С. Ион Р₂07~ построен из двух тетраэдров Р0₄ с общим атомом

кислорода. Структурная формула двуфосфорной кислоты:

ОН он

I I 0=Р—О—Р=0

I I

он он

Двуфосфорная кислота хорошо растворяется в воде и является несколько более сильной кислотой, чем H₃P0₄ (/Ci = 1,4-Ю^-1 К₂ = №-², /(₃=2-10-⁷, /С₄ = 4-10"¹⁰). Ее соли называются ди-фосфатами, или пирофосфатами.

Метафосфорные кислоты имеют общую формулу H_nP_nO з/1, где п может принимать значения от 3 до 8; однако часто их состав выражают простейшей формулой НР0₃. Эти кислоты представляют собою стеклообразные вещества. В раствор они переходят в виде полимеров, имеющих кольцевую структуру. С течением времени кольца расщепляются и образуются цепные полифосфорные кис­лоты. Метафосфорные кислоты, ядовиты. Известны соли метафос-форных кислот — мета фосфаты. Некоторые из них выделены в виде кристаллов, например Na₃P₃0₉, Na₄P₄0j₂, Ca₃(P₃0g)2. Мета-фосфаты применяются для умягчения воды и снижения ее корро­зионной активности, для удаления накипи с паровых котлов, а также входят в состав некоторых моющих средств.

148. Минеральные удобрения. Как уже указывалось выше, для повышения урожайности сельскохозяйственных культур огромное значение имеет внесение в почву элементов, необходимых для роста и развития растений. Эти элементы вносятся в почву в виде органических (навоз, торф и др.) и минеральных (про­дукты химической переработки минерального сырья) удобре­ний. Производство последних является одной из важнейших от­раслей химической промышленности.

К важнейшим минеральным удобрениям принадлежат фосфор­ные удобрения. Природные соединения фосфора — фосфориты и апатиты — содержат фосфор в виде нерастворимого среднего фос­фата Са₃(Р0₄)₂, который плохо усваивается растениями. Для по­лучения легко усваиваемых удобрений фосфориты подвергают хи­мической переработке, заключающейся в превращении средней соли в кислую. Таким путем приготовляют наиболее важные фос­форные удобрения — суперфосфат, двойной суперфосфат и преци­питат.

Для получения суперфосфата мелко размолотый природный фосфорит смешивают с серной кислотой. Смесь энергично пере­мешивают и загружают в непрерывно действующие камеры, где реакция заканчивается:

Са₃(Р0₄)₂ + 2H₂S0₄ = 2CaS0₄ + Ca(H₂P0₄)₂

В результате получается смесь сульфата кальция с дигидрофос-фатом Са(Н₂Р0₄)₂, сравнительно легко растворимым в воде. Эта смесь в измельченном или гранулированном виде и называется суперфосфатом.

Простой суперфосфат — удобрение со сравнительно невысоким содержанием питательных веществ.

Двойной суперфосфат представляет собой продукт разложения природного фосфата фосфорной кислотой:

Са₃(Р0₄)₂ + 4Н_ЭР0₄ = ЗСа(Н₂Р0₄)₂

В двойном суперфосфате отсутствует сульфат кальция, что сни­жает затраты иа его перевозку и внесение в почву.

Преципитат представляет собой фосфорное удобрение, в состав которого входит гидрофосфат кальция СаНР0₄, нерастворимый в воде, но растворяющийся при его внесении в кислые почвы.

Описанные выше фосфорные удобрения называются просты­ми, так как содержат только один из необходимых растениям элементов. Более перспективными являются сложные мине­ральные удобрения, содержащие несколько питательных веществ (аммофос, нитрофоска и др.).

Аммофос получают путем взаимодействия фосфорной кислоты с аммиаком. В зависимости от степени нейтрализации обра­зуется моноаммонийфосфат NH₄H₂P0₄ или диаммонийфосфат (NH₄)₂HP0₄.

Нитрофоска — тройное удобрение, содержащее азот, фосфор и калий. Получают нитрофоску сплавлением гидрофосфата аммония (NH₄)₂HP0₄, нитрата аммония NH₄N0₃ и хлорида (или сульфата) калия.

До революции производства минеральных удобрений в России практически не было; вся продукция нескольких мелких заводов составляла в 1913 г. около 89 тыс. т. Строительство новых заводов началось в нашей стране лишь в 1925—1926 гг. и приобрело в дальнейшем большой размах.

В 1985 г. выработано минеральных удобрений (в пересчете на 100 % питательных веществ) 33,2 млн. т, а в 1990 г. их выпуск дол­жен достичь 41—43 млн. т. Одновременно с ростом количества производимых удобрений будет улучшен и их ассортимент, пред­полагается значительно увеличить производство наиболее эффек­тивных комбинированных и сложных удобрений.

О микроудобрениях см. стр. 558.

МЫШЬЯК, СУРЬМА, ВИСМУТ

149. Мышьяк (Arsenicum). Мышьяк встречается в природе большей частью в соединениях с металлами или серой и лишь изредка в свободном состоянии. Содержание мышьяка в земной коре составляет 0,0005 % (масс).

Обычно мышьяк получают из мышьяковистого колчедана FeAsS. При его нагревании в атмосфере воздуха образуется оксид

мышьяка (III) As₂C>3, который далее восстанавливают углем до свободного мышьяка.

Подобно фосфору, мышьяк существует в нескольких аллотро­пических модификациях. Наиболее устойчив при обычных усло­виях и при нагревании металлический, или серый, мышьяк. Он об­разует серо-стальную хрупкую кристаллическую массу с металли­ческим блеском на свежем изломе. Плотность серого мышьяка равна 5,72 г/см³. При нагревании под нормальным давлением он сублимируется. В отличие от других модификаций, серый мышьяк обладает металлической электрической проводимостью.

В воде мышьяк нерастворим. На воздухе при комнатной темпе­ратуре он окисляется очень медленно, а при сильном нагревании сгорает, образуя белый оксид As₂0₃ и распространяя характерный чесночный запах. При высокой температуре мышьяк непосред­ственно взаимодействует со многими элементами. Сильные окисли­тели переводят его в мышьяковую кислоту, например:

2As + 5С1₂ + 8Н₂0 = 2H₃As0₄ + 10НС1

Как свободный мышьяк, так и все его соединения — сильные яды. В соединениях мышьяк проявляет степень окисленности +5, +3 и —3.

Гидрид мышьяка, или арсин, AsH₃ представляет собой бесцвет­ный, очень ядовитый газ с характерным чесночным запахом, мало растворимый в воде. Арсин образуется при восстановлении всех соединений мышьяка водородом в момент выделения. Например:

As₂0₃ + 6Zn + 6H₂S0₄ = 2AsH₃| + 6ZnS0₄ + 3H₂0

Арсин сравнительно нестоек и при нагревании легко разла­гается на водород и свободный мышьяк. Это свойство арсина ис­пользуется для открытия мышьяка в различных веществах. На анализируемое вещество действуют восстановителем и, если в нем содержится какое-либо соединение мышьяка или мышьяк в сво­бодном состоянии, то образуется AsH₃. Далее продукты восста­новления нагревают, арсин разлагается, а выделяющийся мышьяк образует на холодных частях прибора характерный черный бле­стящий налет, называемый «мышьяковым зеркалом».

С некоторыми металлами мышьяк образует соединения — ар-сен иды, многие из которых можно рассматривать как продукты замещения водорода в арсине атомами металла — например, Cu₃As, Ca₃As₂.

С кислородом мышьяк образует два оксида: As₂0₃ и As₂0₅.

Оксид мышьяка{\\\), или мышьяковистый ангидрид, As₂0₃ об­разуется при сгорании мышьяка на воздухе или при прокаливании мышьяковых руд. Это вещество белого цвета, которое называют белым мышьяком. Оксид мышьяка (III) довольно плохо раство­ряется вводе: насыщенный при 15°С раствор содержитвсего 1,5%'

As₂0₃. При растворении в воде оксид мышьяка (III) взаимодей­ствует с нею, и образуется гидроксид мышьяка (III) или мышьяко­вистая кислота:

As₂0₃ + ЗН₂0 = 2As(OH)₃

Гидроксид мышьяка (III) амфотерен, но у него преобладают кислотные свойства.

Ортомышьяковистая (или мышьяковистая) кислота H₃As0₃ в свободном состоянии не получена и известна лишь в водном растворе, в котором устанавливается равновесие: H₃As0₃ ц=ь H₂0 + HAs0₂

Это равновесие сильно смещено вправо, т. е. преобладающей формой является метамышьяковистая кислота HAs0₂. Константа диссоциации этой кислоты /(= 6-Ю^-10. При действии щелочей на As₂0₃ получаются соли мышьяковистой кислоты — арсениты, —■ например

As₂0₃ + 6КОН = 2K₃As0₃ + 3H₂0

Соединения мышьяка (III) проявляют восстановительные свой­ства; при их окислении получаются соединения мышьяка (V).

Мышьяковая кислота H₃As0₄ при обычных условиях находится в твердом состоянии; она хорошо растворима в воде. По силе мышьяковая кислота почти равна фосфорной. Соли ее — ар се­на ты— очень похожи на соответствующие фосфаты. Известны также мета- и двумышьяковая кислоты. При прокаливании мышья­ковой кислоты получается оксид мышьяка(Ч), или мышьяковый ангидрид, As₂Os в виде белой стеклообразной массы.

Кислотные свойства мышьяковой кислоты выражены значи­тельно сильнее, чем у мышьяковистой. В этом проявляется рас­смотренная на стр.357 и 358 общая закономерность, согласно кото­рой с повышением степени окисленности элемента кислотные свой­ства его гидроксидов усиливаются, а основные — ослабевают.

Будучи трехосновной, мышьяковая кислота образует средние (а рее на ты) и кислые (гидро- и дигидроарсенаты) соли, например Na₃As0₄, Na₂HAs0₄, NaH₂As0₄.

В кислой среде мышьяковая кислота и арсенаты проявляют свойства окислителей,

В § 99 отмечалось, что электродные потенциалы процессов, протекающих с участием воды, ионов водорода или гидроксид-ионов, имеют тем большую величину, чем кислее раствор. Иначе говоря, если в электрохимическом про­цессе принимает участие вода и продукты ее диссоциации, то окислитель силь­нее проявляет окислительные свойства в кислой среде, а восстановитель силь­нее проявляет восстановительные свойства в щелочной среде. Эта общая за­кономерность хорошо видна на примере соединений мышьяка. Мышьяковая кислота и ее соли в кислой среде взаимодействуют с восстановителями, пере­ходя в мышьяковистую кислоту или в арсениты. Например:

K₃As0₄ + 2KI + H₂S0₄ = K₃As0₃ + I, + KjS0₄ + H₂0

Здесь процесс восстановления описывается уравнением: As0₄³" + 2Н⁺ + 2е- = AsO³" + Н₂0 а процесс окисления—уравнением:

2Г = U + 2е"

Видно, что восстановление протекает с участием воды и ионов Н+, а окис­ление — без их участия. Следовательно, рН среды влияет только на потенциал процесса восстановления: чем меньше рН, тем выше этот потенциал п тем бо­лее сильным окислителем является ион AsO³,".

В то же время в щелочной среде мышьяковистая кислота и ее соли легко окисляются, переходя в арсенаты, например:

K₃As0₃ + h + 2КОН = K₃As0₄ + 2KI + Н₂0

Здесь процесс восстановления описывается уравнением:

I, -f 2е~ = 2Г

а процесс окисления—уравнением:

AsO*' + 20Н" = AsOj" + Н₂0 + 2е~

В этом случае вода и ионы ОН^- принимают участие только в окислении. Следовательно, здесь рН среды влияет лишь на потенциал процесса окисления: чем больше рН, тем ниже этот потенциал и тем более сильным восстановителем служит ион As0₃".

Таким образом, мы видим, что направление протекания окислительно-вос­становительных реакций, идущих с участием воды и продуктов ее диссоциации, может изменяться при переходе от кислой среды к щелочной.

Сульфиды мышьяка. Если пропускать сероводород в подкисленный соляной кислотой раствор мышьяковистой кислоты, то образуется желтый оса­док сульфида мышьяка(Ш) As₂S₃, нерастворимый в соляной кислоте. Проис­ходящие реакции можно выразить уравнениями

H₃As0₃ + 3HCl ц=± AsCl₃ + 3HjO

2AsCl₃ + 3H₂S = As₂S₃| + 6HC1

Аналогично можно получить желтый осадок сульфида мышьяка(V) AS2S5, действуя сероводородом на раствор мышьяковой кислоты в присутствии со­ляной кислоты:

H₃As0₄ + 5HCl AsCl₅ + 4H₂0

2AsCl₅ + 5H₂S = As₂S₅| + 10HC1

При взаимодействии сульфидов мышьяка с сульфидами щелочных метал­лов Na₂S, K₂S или с сульфидом аммония (NH₄)₂S образуются растворимые в воде соли тиомышьяковистой (H₃AsS₃) и тиомышьяковой (H₃AsS₄) кислот. Кислоты H₃AsS₃ и H₃AsS₄ можно рассматривать как соответствующие кислород­содержащие кислоты мышьяка, в которых весь кислород замещен серой:

As₂S₃ + 3Na₂S = 2Na₃AsS₃

тиоарсенпт натрия

As₂S₅ + 3Na₂S = 2Na₃AsS₄

тиоарсенат натрия

Применение свободного мышьяка ограничено. Но соединения мышьяка применяют в медицине, а также в сельском хозяйстве, где они используются в качестве инсектицидов, т. е средств для уничтожения вредных насекомых.

Оксид мышьяка (III) применяется как яд для уничтожения грызунов.

150. Сурьма (Stibium). Сурьма обычно встречается в природе в соединении с серой — в виде сурьмяного блеска, или антимо­нита, Sb₂S₃. Несмотря на то, что содержание сурьмы в земной коре сравнительно невелико [0,00005 % (масс.)], сурьма была из­вестна еще в глубокой древности. Это объясняется распростра­ненностью в природе сурьмяного блеска и легкостью получения из него сурьмы. При прокаливании на воздухе сурьмяный блеск превращается в оксид сурьмы Sb₂0₃, из которого сурьма получа­ется путем восстановления углем.

В свободном состоянии сурьма образует серебристо-белые кри­сталлы, обладающие металлическим блеском и имеющие плот­ность 6,68 г/см³. Напоминая по внешнему виду металл, кристал­лическая сурьма отличается хрупкостью и значительно хуже про­водит теплоту и электрический ток, чем обычные металлы. Кроме кристаллической сурьмы, известны и другие ее аллотропические видоизменения.

Сурьму вводят в некоторые сплавы для придания им твердо­сти. Сплав, состоящий из сурьмы, свинца и небольшого количества олова, называется типографским металлом или гартом и служит для изготовления типографского шрифта. Из сплава сурьмы со свинцом (от 5 до 15 %Sb) изготовляют пластины свинцовых акку­муляторов, листы и трубы для химической промышленности. Кроме того, сурьму применяют как добавку к германию для придания ему определенных полупроводниковых свойств.

В царской России, несмотря на наличие сырьевой базы, сурьму не получали. Выплавка сурьмы из отечественных руд началась лишь после Октябрьской революции.

В своих соединениях сурьма обнаруживает большое сходство с мышьяком, но отличается от него более сильно выраженными металлическими свойствами.

Стибин, или гидрид сурьмы, SbH₃ — ядовитый газ, образую­щийся в тех же условиях, что и арсин. При нагревании он еще легче, чем арсин, разлагается на сурьму и водород.

Сурьма образует соединения с металлами — а нт и м о и и д ы, —■ которые можно рассматривать как продукты замещения водорода в стибине атомами металла. В этих соединениях сурьма, как и в SbH₃, имеет степень окисленности —3. Некоторые из антимони-дов, в частности AlSb, GaSb и InSb, обладают полупроводни­ковыми свойствами и используются в электронной промышлен­ности.

Оксид сурьмы(Ш), или сурьмянистый ангидрид, Sb₂0₃ — ти­пичный амфотерный оксид с некоторым преобладанием основных свойств. В сильных кислотах, например серной и соляной, оксид

сурьмы (III) растворяется с образованием солей сурьмы (III): Sb₂0₃ + 3H₂S0₄ = Sb₂(S0₄)₃ + зн₂о

Оксид сурьмы (III) растворяется также в щелочах с образова­нием солей сурьмянистой H₃Sb0₃ или метасурьмянистой HSbOa кислоты. Например:

Sb₂0₃ + 2NaOH = 2NaSb0₂ -f Н₂0

Сурьмянистая кислота, или гидроксид сурьмы (III), Sb(OH)₃ получается в виде белого осадка при действии щелочей на соли сурьмы (III):

SbCl₃ + 3NaOH = Sb(OH)₃; + 3NaCl

Осадок легко растворяется как в избытке щелочи, так и в кис­лотах.

Соли сурьмы (III), как соли слабого основания, в водном рас­творе подвергаются гидролизу с образованием основных солей: SbCl₃ + 2H₂0 ^ Sb(OH)₂Cl + 2НС1

Образующаяся основная соль Sb(OH)₂Cl неустойчива и разла­гается с отщеплением молекулы воды:

Sb(OH)₂Cl = SbOCll + Н₂0

В соли SbOCl группа SbO играет роль одновалентного металла; эту группу называют антимония ом. Полученная основная соль называется или хлоридом антимонила, или хлороксидом сурьмы.

Оксид сурьмы (V), или сурьмяный ангидрид, Sb₂0₅ обладает главным образом кислотными свойствами; ему соответствует сурь­мяная кислота, существующая в водном растворе в нескольких формах. Соли сурьмяной кислоты называются антимонатами.

Сульфиды сурьмы Sb₂S₃ и Sb₂S₅ по свойствам аналогичны сульфи­дам мышьяка. Они представляют собой вещества оранжево-красного цвета, растворяющиеся в сульфидах щелочных металлов и аммония с образованием тиосолей. Сульфиды сурьмы используются при производстве спичек и в резино­вой промышленности.

151. Висмут (Bismuthum). Последний член подгруппы — вис­мут— характеризуется преобладанием металлических свойств над неметаллическими и может рассматриваться как металл.

Висмут — мало распространенный в природе элемент: содержа­ние его в земной коре составляет 0,00002 % (масс). В природе он встречается как в свободном состоянии, так и в виде соединений —■ висмутовой охры Bi₂0₃ и висмутового блеска Bi₂S₃.

В свободном состоянии висмут представляет собой блестящий розовато-белый хрупкий металл плотностью 9,8 г/см³. Его при­меняют как в чистом виде, так и в сплавах. Чистый висмут используют главным образом в энергетических ядерных реакторах в качестве теплоносителя. С некоторыми металлами висмут.

образует легкоплавкие сплавы; например, сплав висмута со свин­цом, оловом и кадмием плавится при 70 °С. Эти сплавы применяют, в частности, в автоматических огнетушителях, действие которых основано на расплавлении пробки, изготовленной из такого сплава. Кроме того, они используются как припои.

На воздухе висмут при комнатной температуре ие окисляется, но при сильном нагревании сгорает, образуя оксид висмута Bi₂03. Соляная и разбавленная серная кислоты на висмут не действуют. Он растворяется в азотной кислоте невысокой концентрации и в горячей концентрированной серной:

Bi + 4HN0₃ = Bi(N0₃)₃ + NOf + 2H₂0 2Bi + 6H₂S0₄ = Bi₂(S0₄)₃ + 3S0₂f + 6H₂0

Висмутин, или гидрид висмута, BiH₃ очень нестоек и разла­гается уже при комнатной температуре.

Оксид висмута(IU) Bi₂0₃ образуется при прокаливании вис­мута на воздухе, а также при разложении нитрата висмута. Он имеет основной характер и растворяется в кислотах с образова­нием солей висмута(III).

Гидроксид висмута(III), или гидроокись висмута, Bi(OH)₃ по­лучается в виде белого осадка при действии щелочей на раствори­мые соли висмута:

Bi(N0₃)₃ + 3NaOH = Bi(OH)₃| + 3NaN0₃

Гидроксид висмута (III)—очень слабое основание. Поэтому соли висмута (III) легко подвергаются гидролизу, переходя в ос­новные соли, мало растворимые в воде.

Нитрат висмута, Bi(N0₃)₃-5H₂0, выкристаллизовывается из раствора, получающегося в результате взаимодействия висмута с азотной кислотой. Он растворяется в небольшом количестве воды, подкисленной азотной кислотой. При разбавлении раствора водой происходит гидролиз и выпадают основные соли, состав ко­торых зависит от условий. Часто образуется соль состава BiON0₃. Радикал BiO — в и с м у т и л — играет роль одновалентного ме­талла:

Bi(N0₃)₃ + H₂0 ^ BiON0₃ + 2HN0₃

Хлорид висмута BiCl₃ — гигроскопичные кристаллы, гидроли-зующиеся водой до хлорида висмутила BiOCl.

Сульфид висмута Bi₂S₃ образуется в виде черно-бурого осадка при действии сероводорода на растворы солей висмута. Осадок не растворяется в сульфидах щелочных металлов и аммония: в отли­чие от мышьяка и сурьмы, висмут не образует тиосолей.

Соединения висмута (III) применяются в медицине и ветери­нарии.

Действием очень сильных окислителей на соединения висму­та (III) можно получить соединения висмута (V). Важнейшие из

них это в нем у та ты — соли не выделенной в свободном состоя­нии висмутовой кислоты, например висмутат калия КВЮ₃. Эти со­единения представляют собой очень сильные окислители.

Глава ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА

XV ЧЕТВЕРТОЙ ГРУППЫ

Главную подгруппу четвертой группы периодической системы образуют пять элементов — углерод, кремний, германий, олово и свинец.

При переходе от углерода к свинцу размеры атомов возрастают. Поэтому следует ожидать, что способность к присоединению элек­тронов, а следовательно, и неметаллические свойства будут при этом ослабевать, легкость же отдачи электронов — возрастать. Действительно, уже у германия проявляются металлические свой­ства, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, только первые два члена описываемой группы яв­ляются неметаллами, германий причисляют и к металлам, и к не­металлам, олово и свинец—металлы.

Для элементов рассматриваемой группы характерны степени окисленности -f-2 и -f-4. Соединения углерода и кремния, в которых степень окисленности этих элементов равна -f-2, немногочисленны и сравнительно мало стойки.

Некоторые свойства элементов главной подгруппы четвертой группы и образуемых ими простых веществ охарактеризованы в табл. 28.

УГЛЕРОД (CARBONEUM)

152. Углерод в природе. Углерод находится в природе как в
свободном состоянии, так и в виде многочисленных соединений.
Свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. Алмазы
образуют отдельные кристаллы или небольшого размера сростки,
масса которых обычно колеблется от тысячных до десятых долей
грамма. Самый большой из найденных алмазов весил 621,2 г. Кри-
сталлы нередко имеют окраску, обусловленную примесями. Круп-
нейшие месторождения алмазов имеются в Африке (Заир, ЮАР),
в Бразилии, в Индии.

Наиболее крупные месторождения графика образовались в ре­зультате воздействия высоких температур и давления на каменные угли. Залежи графита имеются в различных районах СССР.

Уголь, тоже состоящий из углерода, получается искусственным путем. Однако в природе есть вещества, близкие по своему составу к углю. Таковы различные виды ископаемого угля, образующие во многих местах земного шара мощные отложения. Некоторые из ископаемых углей содержат до 99 % углерода.

Соединения углерода очень распространены. Кроме ископае­мого угля, в недрах Земли находятся большие скопления нефти, представляющей сложную смесь различных углеродсодержащих соединений, преимущественно углеводородов. В земной коре встре­чаются в огромных количествах соли угольной кислоты, особенно карбонат кальция. В воздухе всегда имеется диоксид углерода. Наконец, растительные и животные организмы состоят из веществ, в образовании которых главное участие принимает углерод. Таким образом, этот элемент — один из распространенных на Земле, хотя общее его содержание в земной коре составляет всего около 0,1 % (масс.).

Дата добавления: 2014-11-16