| Головна » Статті » Хімія | [ Додати статтю ] |
р – елементи ІV групи(Кінець))
|
Однакові кількості палива при спалюванні дають різні кількості теплоти.
Тому для оцінки якості палива визначають його теплотворну здатність,
тобто кількість тепла, що виділяється при повному згорянні 1 кг палива. Подаємо приблизні значення теплотворної здатності (в кДж/кг) різних видів палива: Сухе дерево 19 000 Антрацит 34 000 Сухий торф Деревне вугілля Буре вугілля 28000 Нафта 44 000 Кам'яне вугілля 35 000 Природний газ 50000 Силіцій у природі. Добування і властивості силіцію. Силіцій — один з найпоширеніших у земній корі елементів. Він становить 27% (мас.) доступної нашому дослідженню частини земної кори, займаючи щодо поширеності друге місце після кисню. У природі силіцій трапляється лише в сполуках: у вигляді діоксиду силіцію SiO2, що також називається ангідридом силіцію, або кремнеземом, і у вигляді солей силікатних кислот (силікатів). У природі найбільше поширені алюмосилікати, тобто силікати, до складу яких входить алюміній. До них належать польові шпати, слюди, каолін та ін. Так само як карбон, входячи до складу всіх органічних речовин, є дуже важливим елементом рослинного і тваринного світу, силіцій — основний елемент у світі мінералів і гірських порід. У більшості організмів вміст силіцію дуже невеликий. Проте деякі морські організми нагромаджують великі кількості силіцію. До багатих на нього морських рослин належать діатомові водорості, з тварин багато силіцію містять радіолярії, силіцієві губки. Вільний силіцій можна добути, прожарюючи з магнієм дрібний білий пісок, що є діоксидом силіцію: SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si. При цьому утворюється бурий порошок аморфного силіцію. Силіцій розчиняється у розплавлених металах. При повільному охолодженні розчину силіцію в цинку або в алюмінії силіцій виділяється у вигляді добре утворених кристалів октаедричної форми. Кристалічний силіцій має стальний блиск. Кристали силіцію високої чистоти, що. мають мінімальне число дефектів структури, характеризуються дуже низькою електропровідністю; домішки і порушення правильності будови різко збільшують її. Силіцій застосовують в основному в металургії і напівпровідниковій техніці. У металургії його використовують для видалення кисню з розплавлених металів; він є також складовою частиною багатьох сплавів, найважливіші з яких — сплави на основі феруму, купруму та алюмінію. В напівпровідниковій техніці силіцій використовують для виготовлення фотоелементів, підсилювачів, випрямлячів. Напівпровідникові прилади на основі силіцію витримують нагрівання до 250° С, що розширює галузь їх застосування. У промисловості силіцій добувають відновленням діоксиду силіцію коксом в електричних печах: SiO2 + 2С = Si + 2C0|.Добутий цим способом силіцій містить 2—5% домішок. Силіцій високої чистоти, потрібний для виготовлення напівпровідникових приладів, добувають складнішим способом. Природний кремнезем переводять у таку сполуку силіцію, яка піддається глибокому очищенню. Потім силіцій виділяють з добутої чистої речовини термічним розкладанням або дією відновника. Один з таких способів полягає в перетворенні кремнезем у хлорид силіцію SiCl4, очищенні цього продукту і відновленні з нього силіцію високочистим цинком. Дуже чистий силіцій можна добути також термічним розкладанням йодиду силіцію Sil4 або силану SiH4. Добутий цим способом силіцій містить дуже мало домішок і придатний для виготовлення деяких напівпровідникових приладів. Щоб добути ще чистіший продукт, його додатково очищають, наприклад зонною плавкою У хімічному відношенні силіцій, особливо кристалічний, малоактивний; при кімнатній температурі він безпосередньо сполучається лише з фтором. Якщо аморфний силіцій нагрівати, то він легше сполучається з оксигеном, галогенами і сульфуром. Кислоти, крім суміші фтористоводневої і нітратної, не діють на силіцій, але луги енергійно з ним реагують, виділяючи гідроген і утворюючи солі силікатної кислоти H2Si03: Si + 2КОН + Н2О = K2Si03 + 2H2| При наявності слідів лугу, що відіграє роль каталізатора, силіцій витісняє гідроген також з води. Якщо в електричній печі розжарювати суміш піску і коксу, взятих у певному співвідношенні, то утворюється сполука силіцію з карбоном — карбід силіцію SiC, що називається карборундом: SiO2 + ЗС = SiC + 2C0| Чистий карборунд — безбарвні дуже тверді кристали (густина 3,2 г/см3). Технічний продукт звичайно забарвлений домішками в темно-сірий колір. За внутрішньою будовою карборунд є ніби алмазом, у якому половина атомів карбону рівномірно замінена атомами силіцію. Кожний атом карбону міститься в центрі тетраедра, у вершинах якого розміщено атоми силіцію; в свою чергу, кожний атом силіцію оточений подібним чином чотирма атомами карбону. Ковалентні зв'язки, що сполучають усі атоми в цій структурі, як і в алмазі, дуже міцні, чим пояснюється велика твердість карборунду. Карборунд добувають у великій кількості; завдяки високій твердості і вогнетривкості він набув широкого застосування. З порошку карборунду виготовляють шліфувальні круги, бруски, шліфувальний папір. На його основі виробляють плити для підлог, платформ, переходів у метро і на вокзалах. З нього виробляють муфелі і футеровку для різних печей. Суміш порошків карборунду і силіцію — матеріал для виготовлення силітових стержнів для електричних печей. При високій температурі силіцій вступає в сполуку з багатьма металами, утворюючи силіциди. Наприклад, при нагріванні діоксиду силіцію з надлишком металічного магнію силіцій, що при цьому відновлюється, сполучається з магнієм, утворюючи силіцид магнію Mg2Si: 4Mg + SiO2 = Mg2Si + 2MgO. Сполуки силіцію з гідрогеном і галогенами. Якщо хлоридною кислотою подіяти на силіцид магнію Mg2Si, то утвориться силіцієводень (силан) SiH4, подібний до метану: Mg2Si + 4НС1 = 2MgCl2 + SiH4| Силан SiH4 — безбарвний газ, який самозаймається на повітрі і згоряє з утворенням діоксиду силіцію та води: SiH4 + 2О2 = SiO2 + 2Н2О. Крім SiH4, відомо кілька інших силіцієводнів, які мають загальну назву силанів, наприклад дисилан Si2H6, трисилан Si3H8. Силани аналогічні вуглеводням, але відрізняються від них малою стійкістю. Очевидно, зв'язок між атомами силіцію значно менш міцний, ніж зв'язок між атомами карбону, внаслідок чого ланцюги —Si—Si—Si— легко руйнуються. Неміцний також зв'язок силіцію з гідрогеном, що свідчить про значне ослаблення неметалічних властивостей силіцію. Хлорид силіцію SiCl4 добувають нагріванням суміші діоксиду силіцію з карбоном в струмені хлору: SiO2 + 2С + 2С12 = SiCl4 + 2C0| або хлоруванням технічного силіцію. Хлорид силіцію — це рідина, що кипить при 57° С. При дії води хлорид силіцію повністю гідролізується з утворенням силікатної і хлоридної кислот: SiCl4 + ЗН2О = H2Si03 + 4HC1. Внаслідок цієї реакції при випаровуванні SiCl4 у вологому повітрі утворюється густий дим. Хлорид силіцію застосовують для синтезу силіційорганічних сполук. Фторид силіцію SiF4 утворюється при взаємодії фтороводню з діоксидом силіцію: SiO2 + 4HF = SiF4| + 2H2O Це — безбарвний газ з різким запахом. Як і SiCl4 у водних розчинах SiF4 гідролізується: SiF4 + ЗН2О = H2Si03 + 4HF. Фтороводень, що при цьому утворюється, взаємодіє з SiF4. При цьому утворюється гексафторосилікатна (або силіцієфтористоводнева) кислота H2SiF6 SiF4 + 2HF = H2SiF6. Сумарний процес виражається рівнянням: 3SiF4 + ЗН2О = 2H2SiF6 + H2Si03.За силою гексафторосилікатна кислота наближається до сульфатної. Солі її — силіцієфториди, або фторосилікати, здебільшого розчиняються у воді; малорозчинними є солі натрію, калію, рубідію, цезію, практично нерозчинна сіль барію. Сама кислота і всі фторосилікати отруйні. Фторосилікат натрію Na2SiF6 застосовують як інсектицид; він також входить до складу сумішей для виробництва цементів та емалей. Розчинні фторосилікати магнію, цинку, алюмінію застосовують у будівництві. Ці речовини роблять поверхню будівельного каменя — вапняку, мармуру — водонепроникною. Така їх дія пояснюється утворенням малорозчинних фторидів і кремнезему. Діоксид силіцію. Найстійкішою сполукою силіцію є діоксид силіцію, або кремнезем, SiO2. Він трапляється у природі в кристалічному і аморфному стані. Кристалічний діоксид силіцію трапляється головним чином у вигляді мінералу кварцу. Прозорі, безбарвні кристали кварцу, що мають форму шестигранних призм з шестигранними пірамідами на кінцях, називаються гірським кришталем Гірський кришталь, забарвлений домішками в ліловий колір, називається аметистом, а в буруватий — димчастим топазом. Але частіше кварц трапляється у вигляді суцільних напівпрозорих мас, безбарвних або забарвлених у різні кольори. Однією з різновидностей кварцу є кремінь. До дрібнокристалічних різновидностей кварцу належать агат і яшма. Кварц входить також до складу багатьох складних гірських порід, наприклад граніту і гнейсу. З дрібних зерен кварцу складається звичайний пісок. Чистий пісок має білий колір, але частіше він буває забарвлений сполуками заліза в жовтий або червонуватий колір. Кристалічний діоксид силіцію дуже твердий, не розчиняється у воді, плавиться близько 1610° С, перетворюючись у безбарвну рідину. Після охолодження цієї рідини утворюється прозора скловидна маса аморфного діоксиду силіцію, на вигляд схожа на скло. Аморфний діоксид силіцію поширений у природі значно менше, ніж кристалічний. На дні морів є відклади тонкого пористого аморфного кремнезему, що називається трепелом, або кізельгуром. Ці відклади утворилися з SiO2, що входив до складу організмів діатомових водоростей і деяких інфузорій. Кислоти, за винятком плавикової, не. діють на діоксид силіцію. Плавикова кислота легко вступає з ним у реакцію, утворюючи фторид силіцію і воду. Кремнезем у вигляді піску широко застосовують і в будівництві, для виготовлення скла, кераміки, цементу, абразивів. Особлива галузь застосування кварцу пов'язана з тим, що він здатний деформуватися під дією електричного поля. Цю властивість кристалів кварцу використовують у звукозаписуючій і звуковідтворюючій апаратурі і для генерації ультразвукових коливань. Силікатні кислоти та їхні солі. Діоксид силіцію — кислотний оксид. Йому відповідають слабкі малорозчинні у воді силікатних кислоти. їх можна подати загальною формулою nSiO2 • mH20. У вільному стані виділено ортосилікатну H4Si04, метасилікатна (або силікатну) H2SiO3 і кілька інших кислот. Метасилікатна кислота досить легко утворює перенасичені розчини, у яких вона поступово полімеризується і переходить у колоїдний стан. За допомогою стабілізаторів можна добути стійкі золі силікатної кислоти високої концентрації. Ці розчини застосовують у деяких виробництвах, наприклад для виготовлення паперу, обробки води. Якщо немає стабілізаторів, то золь силікатної кислоти переходить у гель. Коли висушити його, то утворюється пористий продукт (силікагель), що застосовуєтеся як осушувач та адсорбент. Солі силікатних кислот — силікати — здебільшого у воді не розчиняються; розчиняються лише силікати натрію і калію. Вони утворюються у процесі сплавляння діоксиду силіцію з їдкими лугами або карбонатами калію і натрію, наприклад: SiO2 + 2NaOH = Na2Si03 + H2O; SiO2 + K2CO3 = K2Si08 + CO2|. Завдяки зовнішній подібності до скла і розчинності у воді силікати натрію і калію дістали назву розчинного скла. Розчинне скло у вигляді водних розчинів, що називаються рідким склом, застосовують для виготовлення кислототривкого цементу і бетону, газонепроникних штукатурок по бетону, для просочування тканин, виготовлення вогнезахисних фарб по дереву, для хімічного зміцнення слабких грунтів. У розчинах Na2Si08Ta K2Si03 сильно гідролізовані: ці розчини мають лужну реакцію. Наприклад, СаСО3 можна розглядати як сполуку СаО і CO2, A12(SO4)3 —як сполуку А12О3 і 3SO3 і т. д. На цій підставі при зображенні складу силікатів звичайно пишуть окремо формули діоксиду силіцію і всіх оксидів, що утворюють силікат, сполучаючи їх крапками. Як уже зазначалося, силікати, що містять алюміній, називаються алюмосилікатами. Найважливішими з них є польові шпати.До складу польових шпатів, крім оксидів силіцію й алюмінію, входять оксиди калію, натрію або кальцію. Звичайний польовий шпат, або ортоклаз, містить оксид калію; його склад виражається формулою К2О • А12О3 • 6SiO2. Колір польових шпатів здебільшого буває білий або червоний. Польові шпати трапляються в природі у вигляді суцільних покладів і в складі гірських порід. До алюмосилікатів належать також слюди, які можна розколювати на тонкі, гнучкі листочки. Слюди мають складну будову і поряд з силіцієм та алюмінієм містять гідроген, калій або натрій; до складу деяких слюд входять також кальцій, магній і ферум. Звичайна біла слюда, великі прозорі пластинки якої внаслідок їхньої тугоплавкості часто застосовують для закривання отворів у різних печах, є силікатом калію та алюмінію. Слюди, що містять велику кількість феруму і магнію, мають чорний колір. Окремо слюди зустрічаються не часто, але вони входять до складу багатьох гірських порід. З кристалів кварцу, польового шпату і слюди складаються найпоширеніші складні гірські породи — граніти і гнейси. На поверхні Землі мінерали і гірські породи, що стикаються з атмосферою, зазнаючи механічних і хімічних дій води і повітря, поступово змінюються і руйнуються. Це руйнування, зумовлене одноразовою діяльністю води і повітря, називається вивітрюванням. Наприклад, вода, що містить діоксид карбону, діє на ортоклаз так, що К2О відщеплюється і, сполучаючись з СО2, дає поташ К2СО3; відщеплюється також частина SiO2, а залишок сполучається з водою і утворює новий силікат — каолін, який є основою різних глин. Розкладання ортоклазу можна виразити рівнянням: К2О • А12О3. 6SiO2 + СО2 + пН2О = К2СО3 + 4SiO2 • (п — 2) Н2О + А12О3 • 2SiO2 • 2Н2О. Каолін Чистий каолін трапляється досить рідко. Він має білий колір і містить лише незначну домішку кварцового піску. Такий каолін використовують для виготовлення фарфору. Звичайна глина — це суміш каоліну з іншими речовинами, що забарвлюють її в жовтуватобурий або синюватий колір. Германій (Germanium). Цей елемент, існування якого у 1871 р. передбачив Д. І. Менделєєв на основі періодичного закону, відкрив у 1886 р. німецький хімік Вінклер . Загальний вміст германію в земній корі становить близько 0,0007% (мас). Мінерали, що містять германій в значній кількості, трапляються дуже рідко. Джерелом добування германію звичайно є побічні продукти, які утворюються під час переробки руд кольорових металів, а також зола від спалювання деяких видів вугілля. У компактному стані германій має сріблястий колір і зовнішнім виглядом схожий на метал. При кімнатній температурі він стійкий проти дії повітря, кисню, води, хлоридної і розбавленої сульфатної кислот. Нітратна і концентрована сульфатна кислота окислюють його до діоксиду GeO2, особливо при нагріванні: Ge + 2H2SO4 = GeO2 | + 2SO21 + 2H2O. Германій взаємодіє також з лугами при наявності пероксиду водню. При цьому утворюються солі германієвої кислоти - германати, наприклад: Ge + 2NaOH + 2Н2О2 = Na2GeO3 + 3H2O. Сполуки германію (II) малостійкі. Значно характернішими для германію є сполуки, у яких ступінь його окислення дорівнює +4. Діоксид германію GeO2 — білі кристали (густина 4,703 г/см3), які помітно розчиняються у воді, причому розчин проводить електричний струм. Діоксид германію добувають різними способами; зокрема, його можна добути нагріванням германію в кисні або окисленням його концентрованою нітратною кислотою. Діоксид германію — амфотерна сполука з сильно переважаючими кислотними властивостями, внаслідок чого він легко розчиняється в лугах, утворюючи германати. Германоводні. Діючи на хлорид германію GeCl4 амальгамою натрію у струмені водню або розкладаючи кислотами сплав германію з магнієм, можна добути тетрагідрид германію GeH4. Це безбарвний газ, який аналогічно миш'яководню при нагріванні розкладається, утворюючи на стінках реакційної посудини металічне дзеркало. Германій мав напівпровідникові властивості і з цим пов'язано його основне застосування. Германій, який використовують для виготовлення напівпровідникових виробів, дуже старанно очищають різними способами. Один з найважливіших способів добування високочистого германію — це зонна плавка. Для надання очищеному германію необхідних електричних властивостей у нього вводять дуже невеликі кількості певних домішок. Такими домішками є елементи п'ятої і третьої груп періодичної системи, наприклад миш'як, сурма, алюміній, галій. Напівпровідникові прилади з германію (випрямлячі, підсилювачі) широко застосовуються в радіо і телевізійній техніці, радіолокації, електронно-обчислювальних машинах. З германію виготовляють також термометри опору. З сполук германію застосовують, наприклад GeO2, який входить до складу скла, що має високий коефіцієнт заломлення, а також прозорість в інфрачервоній частині спектра.Станум (Stannum). Станум не належить до числа поширених металів (вміст його в земній корі становить 0,04%), але воно легко виплавляється з руд і тому стало відомим людині у вигляді його сплавів з купрумом (бронзи) ще в глибоку давнину. Станум звичайно трапляється у вигляді кисневої сполуки SnO2 - каменю стануму, з якого і добувають його за допомогою відновлення вугіллям. У вільному стані станум — сріблястобілий м'який метал. При згинанні палички стануму чути характерний тріск, зумовлений тертям окремих кристалів між собою. Станум м'який, тягучий, його можна легко прокатати в тонкі листи, що називаються олов'яною фольгою або станіолем. Крім звичайного білого стануму, що кристалізується в тетрагональній системі, існує друга видозміна стануму —сірий станум —, що кристалізується в кубічній системі і має меншу густину. Біле станум стійке при температурах вище за 14° С, а сіре — при температурах нижче за 14° С. Тому при охолодженні білий станум перетворюється в сірий. У зв'язку із значною зміною густини метал при цьому розсипається на сірий порошок. Це явище дістало назву олов' яної чуми. Найшвидше білий станум перетворюється в сірий при температурі близько —30° С; цей процес прискорюється при наявності зародків кристалів сірого стануму. Сплави стануму з сурмою і купрумом застосовують для виготовлення підшипників. Ці сплави ( бабіти стануму) мають високі антифрикційні властивості. Сплави стануму з плюмбумом — припої — широко застосовуються для паяння. Як легуючий компонент станум входить у деякі сплави купруму. На повітрі станум при кімнатній температурі не окислюється, але нагріте вище від температури плавлення поступово перетворюється в діоксид стануму SnO2. Вода не діє на станум. Розбавлені хлоридна і сульфатна кислоти діють на нього дуже повільно, що пояснюється великим перенапруженням виділення гідрогену на цьому металі. Концентровані розчини цих кислот, особливо при нагріванні, розчиняють станум. При цьому в хлоридній кислоті утворюється хлорид стануму (ІІ), а в сірчаній — сульфат стануму (IV): Sn + 2НС1 = SnCl2 + H2 | Sn + 4H2SO4 = Sn (SO4)2 + 2SO2 | + 4H2O. З нітратною кислотою станум взаємодіє тим інтенсивніше, чим вищі концентрація кислоти і температура. В розбавленій кислоті утворюється розчинний нітрат стануму (ІІ): 4Sn + 10HNO3 = 4Sn (NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O, а в концентрованій — сполуки стануму (IV), головним чином, нерозчинна - Sn + 4HNO3 = H2Sn031 + 4NO21 + H2O. Концентровані луги також розчиняють станум. При цьому утворюються станіти — солі станистої кислоти H2Sn02: Sn + 2NaOH = Na2Sn02 + H21. У розчинах станіти існують в гідратованих формах, утворюючи гідроксостаніти, наприклад: Na2Sn02 + 2Н2О = Na2 [Sn (OH)4] На повітрі стануму вкривається тонкою оксидною плівкою, що має захисну дію. Тому в умовах несильного корозійного впливу воно є хімічно стійким металом. Близько 40% всього стануму, яке виплавляють, витрачається на покриття ним виробів із заліза, які контактують з продуктами харчування, насамперед консервних банок. Це пояснюється зазначеною хімічною стійкістю стануму, а також тим, що його легко наносити на залізо і що продукти його корозії нешкідливі. Станум утворює стійкі сполуки, у яких має ступінь окислення +2 і +4. Сполуки стануму (II). Оксид стануму (II), або окис стануму, SnO — темнобурий порошок, що утворюється при розкладанні гідроксиду стануму (II)Sn(OH)2 в атмосфері діоксиду карбону. Гідроксид стануму (II) Sn (OH)2 утворюється у вигляді білого осаду при дії лугів на солі стануму (II): Sn2+ + 2ОН- = Sn (OH) 2| Гідроксид стануму (II) — амфотерна сполука. Він легко розчиняється у Sn (ОН)2 + 2NaOH = Na2 [Sn (ОН)4]. Хлорид стануму (II) SnCl2 • 2Н2О утворює безбарвні кристали. При нагріванні або значному розбавлянні розчину хлориду стануму (II) водою він частково гідролізується з утворенням осаду основної солі: SnCl2 + Н2О = SnOHCl |+ НС1. Хлорид стануму (II) — відновник. Так, хлорид феруму (III) FeCl3 відновлюється ним у хлорид феруму (II) FeCl2: 2FeCl3 + SnCl2 == 2FeCl2 + SnCl4. Якщо хлоридом стануму (II) подіяти на розчин хлориду гідраргіруму (II) (сулеми) HgCl2, то утворюється білий осад хлориду гідраргіруму (І) (каломелі) Hg2Cl2: 2HgCl2 + SnCl2 = Hg2Cl2 |+ SnCI4. В разі надлишку хлориду стануму відновлення відбувається ще далі і утворюється металічний гідраргірум: Hg2Cl2 + SnCI2 = 2Hg + SnCl4. Сполуки стануму (IV). Діоксид (або двоокис) остануму SnO2 зустрічається в природі і його можна добути штучно спалюванням металу на повітрі або окисленням його нітратною кислотою з дальшим прожарюванням добутого продукту. Діоксид стануму застосовують для виготовлення білих полив та емалей. Гідроксиди стануму (IV) називаються станатними кислотами, вони відомі у двох модифікаціях: а-станатної і р-станатної кислот. а-Станатну кислоту H2Sn03 можна добути дією водного розчину аміаку на розчин хлориду стануму (IV): SnCl4 + 4NH4OH = H2Sn03|+4NH4C1 + H2O.Білий осад, що при цьому випадає, в процесі висушування поступово втрачає воду, перетворюючись у діоксид стануму. Таким способом не вдається добути кислоти певного складу. Тому наведена вище формула а-станатної кислоти є лише найпростішою з можливих. Правильніше виразити склад цієї кислоти формулою mSnO2 • пН2О. -станатну кислота легко розчиняється в лугах, утворюючи солі, що містять комплексний аніон [Sn(OH)e]2- і називаються гідроксостанатами: `H2Sn03 + 2NaOH + H2O = Na2 [Sn (OH)6]. Гідроксостанат натрію виділяється з розчинів у вигляді кристалів, склад яких можна виразити формулою Na2Sn03 • 3Н2О. Цю сіль застосовують як протраву у фарбувальній справі і для обважнювання шовку. Шовкові тканини, оброблені перед фарбуванням розчинами сполук стануму, іноді містять станум в кількості до 50% (мас). Кислоти також розчиняють а-станатну кислоту з утворенням солей стануму (IV). Наприклад: H2Sn03 + 4НС1 = SnCl4 + ЗН2О. В разі надлишку соляної кислоти хлорид стануму (IV) приєднує дві молекули її, утворюючи комплексну кислоту гексахлоростанатну (або станатнохлористоводневу) H2[SnCl6]. Амонійна сіль цієї кислоти (NH4)2[SnCl6] має таке саме застосування, як і гідроксостанат натрію. -Станатну кислоту добувають у вигляді білого порошку дією концентрованої азотної кислоти на станум. Склад її такий же невизначений, як і склад а-станатної кислоти. На відміну від -станатної кислоти, вона не розчиняється ні в кислотах, ні в розчинах лугів. Проте, сплавляючи з лугами, її можна перевести в розчин у вигляді станату. а-Станатна кислота під час зберігання ЇЇ в контакті з розчином, з якого вона виділилася, поступово також перетворюється в -станатну кислоту. Хлорид стануму (IV) SnCl4 — рідина, що кипить при 112°С і дуже димить на повітрі. Хлорид стануму (IV) утворюється при дії хлору на металічне стануму або на хлорид стануму (II). У техніці його добувають, головним чином, обробкою відходів білої жерсті (старих консервних банок) хлором. Хлорид стануму (IV) розчиняється у воді І його можна виділити з розчину у вигляді різних кристалогідратів, наприклад SnCl4 -5Н2О. У водних розчинах, особливо в розбавлених, хлорид стануму (IV) гідролізується; кінцевим продуктом гідролізу є а-станатна кислота: SnCI4+3H2O = H2Sn03+4HCI. Гідрид стануму SnH4 — безбарвний, дуже отруйний газ. Він зріджується при —52° С, а при кімнатній температурі поступово розкладається на стануму і гідрогену. Сульфіди стануму. Якщо сірководнем подіяти на розчин хлориду стануму (II), то утвориться бурий осад сульфіду стануму (II) SnS. З розчину хлориду стануму (IV) за тих же умов випадає жовтий осад дисульфіду стануму SnS2. Останню сполуку можна добути також нагріванням станатних ошурків з сульфуром і хлоридом амонію. Добутий цим способом дисульфід має вигляд золотисто-жовтих лусочок і під назвою «сусального золота» використовується для позолоти дерева. Дисульфід стануму розчиняється у сульфідах лужних металів та амонію, причому утворюються легкорозчинні солі тіостанатної кислоти H2SnS8: SnS2 + (NH4)2 S = (NH4)2 SnS3. Вільна тіостанатна кислота не відома. При дії кислот на її солі (тіостанати) виділяється сірководень і знову утворюється дисульфід стануму: (NH4)2 SnS3 + 2HC1 = SnS2 | + H2S + 2NH4C1. Сульфід стануму (II) не розчиняється у сульфідах лужних металів і амонію, але полісульфіди амонію і лужних металів розчиняють його з утворенням тіостанатів SnS+ (NH4)2 S2 = (NH4)2 SnS3 Плюмбум (Plumbum). Вміст плюмбуму в земній корі становить 0,0016% (мас). Найважливіша руда, з якої добувають плюмбум, — плюмбумний блиск PbS. Перша металургійна операція при добуванні плюмбуму — це випалювання, під час якого сульфід плюмбуму перетворюється в оксид: PbS + ЗО2 = 2РЬ0 + 2SO2. Добутий оксид плюмбуму (І І) плавлять у суміші з коксом, в результаті чого утворюється чорновий плюмбум, який містить домішки багатьох металів. Його піддають дальшій очистці. Плюмбум — голубувато-білий важкий метал, дуже м'який — його можна різати ножем. Плюмбум широко використовують у техніці. Найбільше його витрачають на виготовлення оболонок кабелів та пластин акумуляторів. На сірчанокислотних заводах з плюмбуму виготовляють кожухи башт, змійовики холодильників та інші важливі частини апаратури. Плюмбум використовують у виготовленні боєприпасів, з нього виробляють дріб. Він входить до складу багатьох сплавів, наприклад, сплавів для підшипників, друкарського сплаву (гарту), припоїв. Плюмбум добре поглинає -проміння і його використовують для захисту від цього проміння, коли доводиться працювати з радіоактивними речовинами. Деяка кількість плюмбуму витрачається на виробництво тетраетилплюмбуму. На повітрі Плюмбум швидко вкривається тонким шаром оксиду, що захищає його від дальшого окислення. Вода не взаємодіє з плюмбумом, але при наявності повітря плюмбум поступово руйнується водою з утворенням гідроксиду плюмбуму (II): 2РЬ + О2 + 2Н2О = 2РЬ (ОН)2.При контакті з твердою водою Плюмбум вкривається захисною плівкою нерозчинних солей (головним чином, сульфату і гідроксокарбонату плюмбуму), що перешкоджає дальшій дії води і утворенню гідроксиду. Розбавлені хлоридна і сульфатна кислоти майже не діють на плюмбум. Це пов'язано з значною перенапругою виділення водню на плюмбумі, а також з малою розчинністю хлориду і сульфату плюмбуму, які закривають поверхню металу, що розчиняється. В концентрованій сульфатній кислоті, особливо при нагріванні, плюмбум інтенсивно розчиняється з утворенням розчинної кислої солі Pb (HSO4)2. В нітратній кислоті плюмбум розчиняється легко, причому в кислоті невисокої концентрації швидше, ніж у концентрованій. Це пояснюється тим, що розчинність продукту корозії — нітрату плюмбуму — знижується із збільшенням концентрації кислоти. Плюмбум порівняно легко розчиняється в оцтовій кислоті, що містить розчинений кисень. У лугах плюмбум також розчиняється, хоч і повільно; Інтенсивніше він розчиняється в гарячих розбавлених розчинах. Внаслідок розчинення утворюються гідроксоплюмбіти, наприклад: РЬ + 4КОН + 2Н2О = К4 [РЬ (ОН)6] + Н2 | Гідроксоплюмбіткалію Всі розчинні сполуки плюмбуму отруйні. Для плюмбуму характерні ступені окислення +2 і +4. Значно стійкіші і численніші сполуки з ступенем окислення плюмбуму +2. Сполуки плюмбуму (II). Оксид плюмбуму (II), або окис плюмбуму, РЬО — жовтий порошок, що утворюється при нагріванні розплавленого плюмбуму на повітрі. Після прожарювання приблизно при 500° С він набуває червонувато-жовтого кольору і в такому вигляді називається глетом. Оксид плюмбуму має різноманітне застосування: для заповнення комірок в акумуляторних пластинах, виготовлення деяких сортів скла; з нього добувають також інші сполуки плюмбуму. Гідроксид плюмбуму (II) РЬ(ОН)2 утворюється при дії лугів на розчинні солі плюмбуму (II). Він має амфотерні властивості і розчиняється в кислотах з утворенням солей плюмбуму (II), а в лугах з утворенням гідроксоплюмбітів, наприклад: РЬ (ОН)2 + 4NaOH = Na4 [Pb (OH)6], Якщо Pb (OH)2 сплавляти з сухими лугами, то утворюються солі, так звані плюмбіти: РЬ (ОН)2 + 2NaOH = Na2PbO2 + 2Н2О. Хлорид плюмбуму (II) РЬС12 утворюється у вигляді білого осаду при дії на розчини солей плюмбуму (II) хлоридною кислотою або розчинними хлоридами. Хлорид плюмбуму мало розчиняється у холодній воді, але при підвищенні температури його розчинність у воді дуже зростає. Йодид плюмбуму (II) РЬІ2 випадає у вигляді жовтого осаду з розчинів солей плюмбуму (II) при введенні у них йодидіонів. У холодній воді він практично не розчиняється, але добре розчиняється в гарячій, утворюючи безбарвний розчин. Під час охолодження цього розчину йодид плюмбуму виділяється у вигляді золотисто-жовтих кристалів. Ацетат плюмбуму (II) РЬ (СН3СОО)2 — одна з не багатьох добре розчинних солей плюмбуму, що широко застосовується в лабораторній практиці. Ацетат плюмбуму солодкий на смак, і тому його ще називають плюмбумним цукром. Його застосовують у процесі фарбування тканин, а також для добування інших сполук плюмбуму. Сульфат плюмбуму (II) PbSO4 випадає у вигляді білого осаду, якщо добавляти сульфатну кислоту або розчинні сульфати до розчинів солей плюмбуму (II). У воді і в розбавлених кислотах сульфат плюмбуму майже не розчиняється, але досить легко розчиняється в концентрованих розчинах лугів з утворенням плюмбітів. Концентрована сульфатна кислота також розчиняє сульфат плюмбуму, перетворюючи його у кислу сіль Pb (HSO4)2. Сульфід плюмбуму (II) PbS утворюється у вигляді чорного осаду, якщо подіяти сірководнем на розчини солей плюмбуму (II). Тому папірець, змочений розчином солі плюмбуму (II), швидко темнішає, якщо у повітрі є навіть незначна кількість сірководню; цим користуються для виявлення H2S. Для солей плюмбуму (II), на відміну від солей стануму (II), відновні властивості не характерні; перевести сполуки плюмбуму (II) у сполуки плюмбуму (IV) можна лише за допомогою дуже сильних окислювачів. Сполуки плюмбуму (IV). Діоксид (або двоокис) плюмбуму РЬО2 — темно-бурий порошок, що утворюється при дії сильних окислювачів на оксид або солі плюмбуму (II). Діоксид плюмбуму, подібно до діоксиду стануму, являє собою амфотерний оксид з переважанням кислотних властивостей. Солі, що відповідають плюмбатній кислоті Н2РЬО3, яка не існує у вільному стані, називаються плюмбатами. Наприклад, якщо діоксид плюмбуму сплавляти з оксидом кальцію, то утворюється плюмбат кальцію СаРЬО3: СаО + РЬО2 = СаРЬО3. Більшість плюмбатів у воді не розчиняється. Розчиняються плюмбати натрію і калію; у розчині вони дуже гідролізовані. Основні властивості діоксиду плюмбуму виявляються в утворенні дуже нестійких солей плюмбуму (IV). Так, якщо на діоксид плюмбуму подіяти хлоридною кислотою, то в перший момент утворюється хлорид плюмбуму (IV) РЬС14, який легко відщеплює хлор, переходячи в хлорид плюмбуму (II) РЬС12: РЬО2 + 4НС1 = РЬСІ4 + 2Н2О; РЬС14 = РЬС12 + С12 |Всі сполуки плюмбуму (IV) — дуже сильні окислювачі. Практичне застосування як окислювач у хімічній промисловості має РЬО2. | |
| Переглядів: 838 | |
| Всього коментарів: 0 | |