Нитрат ртути 1 с хлором

Aт. вес 200,61. Ртуть мало распространена в природе; содержание ее в земной коре составляет всего 5• 10 -6 весовых процента. Изредка ртуть встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы, но главным образом она находится в природе в виде сульфида ртути HgS, или киновари. Этот минерал имеет яркокрасный цвет и применяется как красная краска.

Наиболее богатые месторождения киновари имеются в Испании (Альмаден), на долю которой приходится около 80% мировых запасов ртути. На руднике Альмаден добыча ртути производилась еще за 300 лет до нашей эры.

Добыча ртути в капиталистических странах в 1952 г. составила 5 тыс. т. Из этого количества более двух третей приходилось на долю Италии и Испании. В СНГ ртутные руды имеются в Донбассе, где издавна производится их разработка.

Из киновари металлическая ртуть получается простым обжиганием в специальных печах. При этом сера сгорает, образуя сернистый газ, а ртуть выделяется в виде паров и сгущается в охлаждаемом приемнике:

HgS + О₂ = Hg + SO2

Ртуть — единственный металл, жидкий при обыкновенной температуре. Она замерзает при —38,87°, а кипит при 356,9°; уд. вес ртути 13,55.

Металлическая ртуть имеет значительное применение. Она служит для наполнения различных физических приборов — барометров, термометров и_ч т. п. Благодаря очень большому удельному весу ртуть совершенно незаменима при многих опытах с газами. Большие количества ртути идут на приготовление гремучей ртути — взрывчатого вещества, входящего в так называемые ударные составы, которыми пользуются для снаряжения капсюлей-воспламенителей, в том числе обыкновенных пистонов. Ртутью пользуются также для отделения самородного 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 различные 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 никогда не должны соприкасаться с ртутью. Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно перевозить в железных сосудах.

Продажная ртуть обыкновенно содержит примеси других металлов. Большую часть примесей можно удалить, взбалтывая ртуть с раствором нитрата ртути; при этом все металлы, стоящие в ряду напряжений левее ртути (а к таковым относится большинство металлов), переходят в раствор, вытесняя из него эквивалентное количество ртути. Полная очистка ртути достигается путем ее 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 обыкновенной температуре. Поэтому при всех работах с ртутью надо тщательно следить за тем, чтобы не пролить ее на пол.

Из металлов подгруппы цинка ртуть наименее активна, труднее других отдает свои электроны. Разбавленные серная и соляная кислоты, а также щелочи не действуют на ртуть. Легко растворяется ртуть в азотной кислоте. Концентрированная серная кислота растворяет ртуть при нагревании.

На воздухе ртуть при обыкновенной температуре не окисляется. При продолжительном нагревании до температуры, близкой к температуре кипения, ртуть соединяется с кислородом воздуха, образуя красную окись ртути HgO, которая при более сильном нагревании снова распадается на ртуть и кислород. Известно также другое кислородное соединение ртути —закись ртути Hg ₂O черного цвета. Таким образом, ртуть может быть двухвалентной и одновалентной и соответственно этому образует два ряда солей. Соли, в которых ртуть двухвалентна, называются

солями окиси ртути, а соли одновалентной ртути — солями закиси ртути.

Хотя в закисных соединениях (например, Hg₂O) ртуть проявляет себя как одновалентный металл, однако в настоящее время можно считать доказанным, что во всех таких соединениях атомы ртути связаны между собой, образуя двухвалентные группы —Hg₂— или —Hg—Hg—. Следовательно, ртуть двухвалентна и в закисных соединениях, но одна валентность каждого атома ртути затрачивается на связь с другим атомом ртути. Эта связь сохраняется и в.растворах солей закиси ртути, которые содержат ионы Hg₂ •• , а не ионы Hg • .

Таким образом, состав солей закиси ртути, содержащих одновалентный кислотный остаток R, следует изображать не эмпирической формулой HgR, а формулой Hg₂R₂ (например, Hg₂Cl₂, а не HgCl).

Одна из особенностей ртути заключается в том, что для нее неизвестны гидраты окислов. В тех случаях, когда можно было бы ожидать их образования, получаются безводные окислы. Так, при действии щелочей на растворы солей закиси ртути получается буровато-черный осадок закиси ртути:

Точно так же из растворов окисных солей ртути щелочи, осаждают не гидрат окиси ртути, а окись ртути:

Hg •• + 2OН’ = ↓HgO + Н₂O

Образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную окись ртути.

Из солей ртути наибольшее значение имеют следующие:

2. Хлорид ртути (1),или хлористая ртуть, Hg₂Cl₂, называемая также каломелью, представляет собой белый, нерастворимый в воде порошок. Ее приготовляют, нагревая смесь сулемы с ртутью:

Каломель может быть получена также действием соляной кислоты или поваренной соли на растворимые соли закиси ртути:

Каломель применяется в медицине в качестве слабительного,

3. Нитрат ртути (II), или азотнокислая окись ртути, Hg (NO₃)₂ получается при действии избытка горячей азотной кислоты на ртуть. Хорошо растворим в воде. В разбавленных растворах при отсутствии свободной кислоты легко гидролизуется с образованием белого осадка основной соли HgO• Нg(NO₃)₂ . При нагревании с большим количеством воды основная соль также разлагается и в результате получается окись ртути.

4. Хлорид ртути (II), хлорная ртуть HgCl₂, или сулема, может быть получена непосредственным соединением ртути с хлором. Это бесцветное вещество, довольно трудно растворимое в холодной воде. Из раствора сулема выкристаллизовывается в виде длинных блестящих призм. Обычно ее приготовляют, нагревая сульфат ртути (II) с поваренной солью:

Образующаяся сулема возгоняется, или сублимирует; от последнего слова она и получила свое название.

Водный раствор сулемы практически не проводит электрического тока. Таким образом, сулема является одной из немногих солей, которые почти не диссоциируют в растворе на ионы.

Сулема, как и все растворимые соли ртути, — сильный яд. Очень разбавленные растворы сулемы (1: 1000) применяются в медицине для дезинфекции.

5. Иодид ртути (II), или йодная ртуть, HgJ₂ выпадает в виде красивого оранжево-красного осадка при действии раствора йодистого калия на соли двухвалентной ртути:

В избытке йодистого калия соль легко растворяется, образуя бесцветный раствор комплексной соли K₂[HgJ₄]

6. Сульфид ртути (II), или сернистая ртуть, HgS, как уже упоминалось, встречается в природе (киноварь). Искусственно сульфид ртути (II) может быть получен в виде черного аморфного вещества или прямым соединением серы с ртутью или действием сероводорода на растворы ртутных солей:

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

Вы читаете, статья на тему Ртуть (Hydrargyrum)

Гальванопластика — направление прикладной электрохимии, направленное на создание изделий путем электрохимического осаждения металлов и сплавов на различные носители формы (формообразующие элементы) в жидких средах.

Принцип формирования металлического осадка на поверхности модели, такой же как и при гальваническом нанесении покрытий, но в отличии от классической гальваники (гальваностегии) – толщина формируемых металлических осадков может достигать нескольких сантиметров.

В первой половине 20 века применение гальванопластики с целью получения технических изделий превратилось в полноценную промышленную технологию получения сложных и точных изделий.

Многие электролиты меднения содержат миллиграммовые количества хлор-ионов, создающие конкурирующую адсорбцию частиц на поверхности катода и обеспечивающие нормальную работу блескообразующих и выравнивающих добавок. Хлориды обычно вводят в концентрациях порядка 30-300 мг/л.

Для анализа таких малых концентраций используются в основном инструментальные методы:
* фототурбидиметрическое (или нефелометрическое) определение, основанное на измерении поглощения (или рассеивания) световых волн содержащего хлориды раствором после введения в него солей серебра и образования взвеси хлорида серебра,

* прямое измерение на иономере с хлор-селективным электродом,

* потенциометрическое титрование нитратом серебра с хлор-селективным электродом,

* вольтамперометрическое определение на золотом электроде и пр.

Перечисленные методы требуют либо специальной аппаратуры, либо достаточно продолжительны по времени (несмотря на относительно высокую скорость фотометрирования образца электролита, много времени занимает, например, построение градуировочных графиков).

Для оперативного контроля электролитов меднения на содержание хлоридов можно использовать модифицированную методику меркуриметрического титрования. Недостатком этой методики является получение несколько завышенных результатов, но преимуществами являются простота и скорость выполнения анализа, поэтому она вполне может быть рекомендована в качестве экспрессного метода определения хлоридов в цеховой лаборатории.

Меркуриметрический метод объемного анализа основан на применении в качестве титрованного раствора солей окисной ртути (меркури-ионов). При взаимодействии Нg++ с хлоридами, бромидами, цианидами и роданидами образуются слабодиссоциированные соединения, например:

[НgCl]+ + С1- = НgСl2

После достижения точки эквивалентности, когда титруемые ионы галогенов полностью прореагируют с ионами ртути (II), в титруемом растворе появляются избыточные Hg++-ионы, которые обнаруживают при помощи соответствующего индикатора, образующего с Hg++ характерные соединения.

В качестве стандартных растворов для определения галогенидов, цианидов и роданидов применяют нитрат или перхлорат окисной ртути, а для определения ионов хорошо диссоциирующих солей ртути — роданид аммония. В меркуриметрии в качестве индикаторов применяют нитропруссид натрия, дающий бесцветный осадок с Нg, дифенилкарбазон, образующий синий осадок, α-нитрозо-β-нафтол, внутрикомплексное соединение которого с Hg++ красного цвета. Гидрон III (нитрозооксин в смеси с красителем кислотным синим антрахиноновым; последний прибавляется в качестве светофильтра) при избытке галогенидов окрашен в зелёный цвет, переходящий в красный при избытке Hg++. Индикатор позволяет работать с 2,5*10^-3 н. раствором Hg++ и определять, например, 0,03 мг хлоридов в 10 мл титруемого раствора.

Приготовление 0,1 н. раствора нитрата ртути (II).

Нитрат окисной ртути гигроскопичен, поэтому нельзя приготовить стандартный раствор Нg(NО3)2 растворением точной навески нитрата ртути (II). Обычно сначала готовят раствор нитрата ртути приблизительно требуемой концентрации, а затем устанавливают его титр по 0,1н раствору NаСl. Во взвешенном предварительно бюксе отвешивают на технических весах около 17 г Нg(NО3)2 •1/2Н20 для приготовления 1 л 0,1 н. раствора. Навеску переносят через воронку в склянку или большую мерную колбу. Соль окисной ртути плохо растворима в воде, поэтому в склянку прибавляют 20 мл 6 н. азотной кислоты. Когда навеска растворится, то доводят раствор дистиллированной водой до требуемого объема и тщательно перемешивают. Затем устанавливают титр раствора по установочному веществу.

Установка титра раствора нитрата ртути (II) по хлориду натрия.

Титр раствора нитрата окисной ртути по хлориду натрия устанавливают методом прямого титрования в присутствии индикаторов - нитропруссида натрия или дифенилкарбазона. Для установки титра раствора нитрата окисной ртути отбирают пипеткой определенный объем титрованного раствора хлорида натрия, прибавляют 0,3 мл 10%-ного раствора нитропруссида натрия и титруют раствором Нg(NО3)2. Титрование заканчивают тогда, когда появляется неисчезающая муть от образования нитропруссида ртути:

Hg++ + [Fe(СN)5NO] = Hg[Fe(СN)5NO]

Если титрование ведут в присутствии дифенилкарбазона, то его заканчивают тогда, когда в растворе появляется неисчезающее синее окрашивание.

Установка титра раствора нитрата ртути (II) по роданиду аммония.

Установку титра нитрата окисной ртути по роданиду аммония можно проводить двумя способами.

а) Для установки титра раствора нитрата окисной ртути отбирают пипеткой в коническую колбу определенный объем устанавливаемого раствора, добавляют 5 мл разбавленного раствора соли железа (III) и титруют раствором NH4SCN. Титрование заканчивают тогда, когда появляется неисчезающее красное окрашивание роданида железа:

Hg++ + 2SCN- = Hg(SCN)2

При избытке SСN-ионов:
3SCN- + Fe3+ = Fe(SCN)3

б) Для установки титра раствора нитрата окисной ртути отбирают пипеткой определенный объем титрованного раствора роданида аммония, прибавляют 5 мл раствора соли железа (III) и титруют раствором нитрата окисной ртути до исчезновения красного окрашивания раствора:

Hg++ + 2SCN- = Hg(SCN)2

При избытке Hg++-ионов:

3Hg++ + 2Fe(SCN)3 = 3Hg(SCN)2 + 2Fe3+

Определение хлоридов в рабочем электролите меднения.

Особенностью анализа электролитов меднения, содержащих малые количества хлоридов, является отбор для титрования больших количеств растворов (50 мл и выше). Сложность применения цветовых индикаторов при титровании заключается в насыщенной окраске электролита меднения, содержащего до 250 г/л сернокислой меди, на фоне которого изменение окраски индикатора трудно зафиксировать. Натрий нитропруссид также не может быть использован в качестве индикатора, т.к. он выпадает в осадок при взаимодействии с компонентами электролита.
В качестве индикатора можно использовать небольшое количество раствора серебра, образующего с хлор-ионами взвесь хлорида серебра. Конечная точка титрования определяется по исчезновению мути вследствие растворения хлорида серебра и образования растворимого комплекса хлоридов со ртутью:
Ag+ + Cl- = AgCl (ПР = 1,77·10 −10 )

AgCl + Hg++ = [HgCl]+ + Ag+ (Кн₁ = 1,8·10 −7 )

[НgCl]+ + С1- = НgСl2 (Кн_1,2 = 6,0·10 −14 )

Как мы видим из графика, максимальная концентрация комплексной частицы [НgСl2] с константой нестойкости 6,0·10 −14 приходится на концентрацию хлор-иона 10^-5-10^-3 моль/л. Произведение растворимости хлорида серебра указывает на возможность достижения этой концентрации хлор-ионов над осадком хлорида серебра, особенно в условиях сильной кислотности титруемого раствора, дополнительно увеличивающей растворимость осадка.

Для анализа электролита отбирают 50 мл раствора меднения, подкисляют пробу 30% раствором азотной кислоты (20 мл), доводят раствор до 100 мл дистиллированной водой, вводят несколько капель 0,1М раствора азотнокислого серебра и сразу же титруют 0,01-0,1Nраствором Нg(NО3)2.

2. В.П.Гладышев, С.А.Левицкая, Л.М.Филиппова. Аналитическая химия ртути. – М.: Наука, 1974. – 228 с.

3. ГОСТ Р 54351-2011. Соль поваренная пищевая. Определение массовой доли хлор-иона меркуриметрическим методом.

За последние 60 дней ни разу не выходила

• Выпуски
• Статистика

Как сдать ЕГЭ по химии? Неорганическая химия

Нитрат ртути ( I ) Hg ₂ ( N ₃ O )₂ получается действием холод­ной разбавленной азотной кислоты на ртуть, взятую в избытке, а также действием на нитрат ртути ( II ) металлической ртутью:

Нитрат ртути ( I ) в присутствии достаточно сильного окис­лителя проявляет восстановительные свойства, например:

Нитраты ртути ( I ) и ( II ) существуют только в кислых ра­створах, при разбавлении они необратимо гидролизуются с осаж­дением, в конечном счете,оксида ртути ( II ).

Нитрат ртути ( II ) Hg ( NO ₃ )₂ получают действием металла на азотную кислоту.

Хлорид ртути ( II ) HgCl ₂ , или сулема, получается при на­гревании сульфата ртути с хлоридом натрия с добавлением небольших количеств двуокиси марганца:

Реакция идет до конца, так как сулема легко возгоняется и удаляется из сферы реакции. Сулема может быть получена и действием газообразного хлора на ртуть.

С достаточно сильными восстановителями HgCl ₂ проявля­ет свойства окислителя, восстанавливаясь сначала до ртути ( I ), а затем до металлической ртути. Например:

При действии на сулему аммиаком выпадает белый, не пла­вящийся при нагревании осадок хлорида амидортути ( II ):

При избытке хлорида аммония этот осадок переходит в бе­лый кристаллический осадок аммиаката ртути:

В случае очень концентрированного раствора аммиака об­разуется ион тетрааммина [ Hg ( NH ₃ )₄] +2 .

Для соединений двухвалентной ртути характерно координа­ционное число 2, максимальное координационное число — 4.

Сулема - очень сильный яд. Очень разбавленные растворы ее являются хорошим дезинфицирующим средством.

Сульфат ртути ( II ) HgSO ₄ получают взаимодействием рту­ти с концентрированной серной кислотой:

Сульфат ртути используется в качестве катализатора в ряде химических производств.

Иодид ртути ( II ) может быть получен растиранием ртути с йодом. Иодид плохо растворим в воде и потому осаждается при действии иодида калия на растворы солей ртути:

2 I - + Hg +2 → HgI ₂

С иодидами щелочных металлов иодид ртути образует ра­створимые в воде бесцветные комплексы, тетраиодо ( II ) меркурат калия:

Раствор этого комплекса с добавкой щелочи используется для определения аммиака в аналитической химии.

Сульфид ртути ( II ) осаждают по обменным реакциям из водных растворов так же, как сульфиды цинка и кадмия:

HgCl ₂ + H ₂ S → HgS ↓ + 2НС1

При попытке выделить сульфид ртути ( I ) последний диспропорционирует:

Кристаллические сульфиды ртути ( II ) существуют в виде двух модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки и цветом. Например, черная модификация сульфи­да ртути ( II ) осаждается по обменным реакциям из водных растворов. При нагревании выше 345 C она превращается в красную модификацию. Минерал киноварь окрашен в ярко-красный цвет за счет высокотемпературной модификации сульфида ртути. Этот минерал используется как пигмент в красках.

Все сульфиды элементов подгруппы цинка малораствори­мы в воде, от цинка к ртути их растворимость и термическая устойчивость падают.

2. 6.9.Применение

Основная область использования цинка - антикоррозион­ные покрытия железа и стали. Листы металлического цинка применяют в аккумуляторах и сухих элементах, в типографском деле. Цинк используется в металлургии при рафиниро­вании (очистки) свинца от серебра и золота. Цинк в соляной кислоте и цинковая пыль — восстановители в органическом синтезе. Широко используются сплавы цинка. Оксид цинка -пигмент, на его основе готовят цинковые белила.

Около 40 % кадмия используется для нанесения антикор­розионных покрытий на металлы. Высокая пластичность та­ких покрытий обеспечивает герметичность резьбовых соеди­нений. Кадмиевые электроды применяют в аккумуляторах. Используют кадмий для получения пигментов и специальных припоев, полупроводниковых материалов, стабилизаторов пластмасс (например, поливинилхлорида), как компонент ан­тифрикционных, легкоплавких и ювелирных сплавов, для из­готовления регулирующих и аварийных стержней ядерных реакторов.

Ртуть используют для изготовления катодов при электро­химическом получении щелочей и хлора, а также для полярографов; в производстве ртутных вентилей, газоразрядных ис­точников света (люминесцентных и ртутных ламп), диффузион­ных вакуумных насосов, контрольно-измерительных приборов (термометров, барометров, манометров и др.); для определения чистоты фтора, а также его концентрации в газах.

Цинк в небольших количествах необходим для жизнедея­тельности растений, животных и человека, так как входит в состав некоторых ферментов и гормонов. Потребность чело­века в цинке составляет 15 мг в сутки.

Металлический цинк малотоксичен, но хранить продукты в цинковой посуде не рекомендуется. Некоторые соединения цинка, в частности оксид, фосфид, токсичны. Пары ZnO , а так­же цинковая пыль вызывают так называемую литейную лихо­радку, ее симптомы — озноб, ломота и боль в мышцах, голов­ная боль, кашель. Растворимые соли цинка вызывают рас­стройство пищеварения, раздражение слизистых оболочек.

Пары кадмия и его соединений токсичны, причем кадмий может накапливаться в организме. Симптомы острого отрав­ления солями кадмия — рвота и судороги. Растворимые соединения кадмия после всасывания в кровь поражают централь­ную нервную систему, печень, почки, нарушают фосфорно-кальциевый обмен. Хроническое отравление приводит к ане­мии и разрушению костей.

Металлическая ртуть высокотоксична для любых форм жизни. Пары и соединения ртути чрезвычайно ядовиты, на­капливаются в организме, легко сорбируются легочной тканью, попадают в кровь, подвергаются ферментативному окислению до ионов ртути, которые образуют соединения с молекулами белка, многочисленными ферментами, нарушают обмен ве­ществ, поражают нервную систему. Основная мера предосто­рожности при работе с ртутью и ее соединениями - исключе­ние попадания ртути в организм через дыхательные пути или поверхность кожи.

Естественные источники загрязнения среды - это испаре­ния со всей поверхности суши, возгонка из соединений, нахо­дящихся глубоко в толще земной коры, вулканическая деятель­ность; в результате жизнедеятельности человека - металлур­гия, сжигание органических топлив, производство хлора соды, бытовые отходы (сжигание мусора, сточные воды и т. д.). Экологические последствия проявляются, прежде всего, в водной среде, так как подавляется жизнедеятельность одноклеточных морских водорослей и рыб, нарушается фотосинтез, ассимилируются нитраты, фосфаты, соединения аммония и т. д. Пары ртути фитотоксичны, ускоряют старение растений.

2.7.1 Главная Третья подгруппа периодической системы элементов

2.7.1 O бщая характеристика элементов

К III группе относятся бор, алюминий, галлий, индии, таллий (главная подгруппа),

На внешнем электронном уровне элементов главной подгруппы имеется по три электрона ( s 2 p '). Они легко отдают эти электроны или образуют три неспаренных электрона за счет перехода одного электрона на р-уровень. Для бора и алюминия характерны соединения только со степенью окисления +3. У элементов подгруппы галлия (галлий, индий, таллий) на внешнем электронном уровне также находится по три электрона, образуя конфигурацию s 2 p ', но они расположены после 18-электронного слоя. Поэтому в отличие от алюминия галлий обладает явно неметаллическими свойствами. Эти свойства в ряду Ga , In , TI ослабевают, а металлические свойства усиливаются.

Элементы III группы находят самое разнообразное применение. Бор был открыт Ж. Гей-Люссаком и Л. Тенаром в 1808 г. Содержание его в земной коре составляет 1,2-10 %.

Соединения бора с металлами (б о р и д ы ) обладают высокой твердостью и термостойкостью. Поэтому их используют для получения сверхтвердых и жаропрочных специальных сплавов. Большой термостойкостью обладают карбид и нитрид бора. Последний применяют в качестве высокотемпературной смазки. Кристаллогидрат тетрабората натрия Na 2 B ₄ O 7-10 H 2 O (бура) имеет постоянный состав, его растворы применяют в аналитической химии для установления концентрации растворов кислот. Реакция буры с кислотой протекает по уравнению

Na ₂ B ₄ O ₇ + 2 HC 1 + 5 Н₂ O = 2 NaCl + 4 H 3 BO 3

Содержание галлия в земной коре составляет 1,9-10%. Он был предсказан Д. И. Менделеевым (экаалюминий) и открыт французским химиком Р. Э. Лекок де Буабодраном в 1875 г. Свойства галлия почти полностью совпали со свойствами экаалюминия, предсказанными Д, И. Менделеевым на основе периодического закона.

Соединения галлия с элементами VI группы (серой, селеном, теллуром) являются полупроводниками. Жидким галлием наполняют

Индий был открыт Т. Рихтером и Ф. Райхом в 1863 г. Содержание его в земной хоре составляет 2,5-10" 3 %. Добавка индия к сплавам меди увеличивает устойчивость последних к действию морской воды. Присадка этого металла к серебру увеличивает блеск серебра и препятствует его тускнению на воздухе. Индиевые покрытия предохраняют металлы от коррозии. Он входит в состав некоторых сплавов, применяющихся в стоматологии, а также некоторых легкоплавких сплавов (сплав индия, висмута, свинца, олова и кадмия плавится при 47 С). Соединения индия с различными неметаллами обладают полупроводниковыми свойствами.

Таллий был открыт У. Круксом в 1861 г. Содержание его в земной коре составляет 10 -4 %. Сплав таллия (10 %) с оловом (20 %) и свинцом (70 %) обладает очень высокой кислотоупорностью, он выдерживает действие смеси серной, соляной и азотной кислот. Таллий повышает чувствительность фотоэлементов к инфракрасному излучению, исходящему от нагретых предметов. Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос.

Галлий, индий и таллий относятся к рассеянным элементам. Содержание их в рудах, как правило, не превышает тысячных долей процента.

2.7. 2 Аллюминий

Алюминий впервые получен химическим путем датским химиком X . К. Эрстедом в 1825 г. В 1854 г. французский химик А. Э. Сент-Клер Девиль выделил его электрохимическим методом.

Нахождение в природе. Алюминий является самым распространенным в природе металлом. Содержание его в земной коре составляет 8,05 %. Важнейшие природные соединения алюминия — алюмосиликаты, боксит, корунд.

Алюмосиликаты составляют основную массу земной коры. Продукт их выветривания — глина и полевые шпаты (ортоклаз, альбит, анортит). Основу глин составляет каолин Al ₂ 03-2 Si 0₂-2 H ₂ 0.

Боксит — горная порода, из которой получают алюминий. Состоит главным образом из гидратов оксида алюминия А1₂ O з n Н₂ O .

Физические свойства. Алюминий — серебристо-белый легкий металл, плавящийся при 660 С. Очень пластичный, легко вытягивается в проволоку и раскатывается в листы: из него можно изготовить фольгу толщиной менее 0,01 мм. Алюминий обладает очень большой тепло- и электропроводностью. Его сплавы с различными металлами прочны и легки.

Химические свойства. Алюминий — очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу — гидроксид алюминия:

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 А1 + 6 НС1 = 2 А1С1₃ + 3 Н₂

Разбавленная азотная кислота на холоду пассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например:

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий.

Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

2 А1 + 3 Вг₂ = 2 А lBr з (бромид алюминия)

4 А1 + 3 O ₂ = 2 А1₂ O з (оксид алюминия)

2 А1 + 3 S = A 1₂ S 3 (сульфид алюминия)

2 Al + N ₂ = 2 A 1 N (нитрид алюминия)

4 А1 + 3 С = АЦСз (карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных

растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида

алюминия и сероводорода:

Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты:

Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Алюмотермией пользуются при получении некоторых редких металлов, которые образуют прочную связь с кислородом (ниобий, тантал, молибден, вольфрам и др.), а также для сваривания рельсов. Если с помощью специального запала поджечь смесь мелкого порошка алюминия и магнитного железняка РезСч (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии.

Получение. Впервые алюминий был получен восстановлением из хлорида алюминия металлическим натрием:

А1С1₃ + 3 Na = 3 NaCl + Al

В настоящее время его получают электролизом расплавленных солей в электролитических ваннах (рис. 46). В качестве электролита служит расплав, содержащий 85-90 % криолита — комплексной соли 3 NaFAlF 3 (или Na ₃ А1Р b ) и 10-15 % глинозема — оксида алюминия А1₂ O з. Такая смесь плавится при температуре около 1000 С.

При растворении в расплавленном криолите глинозем ведет себя как соль алюминия и алюминиевой кислоты и диссоциирует на катионы алюминия и анионы кислотного остатка алюминиевой кислоты:

А1А lO ₃ ↔ А1 3+ + А lO ₃ 3-

Криолит также диссоциирует:

Гидроксид алюминия А1(ОН)₃. Представляет собой белое вещество, которое при нагревании теряет воду, превращаясь в оксид алюминия. Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами. Свежеосажденный гидроксид легко растворяется в кислотах и щелочах (кроме гидроксида аммония):

Гидроксид алюминия является слабым основанием и еще более слабой кислотой, поэтому соли алюминия находятся в растворе только в присутствии избытка кислоты, а алюминаты — только в присутствии избытка щелочи. При разбавлении растворов водой эти соединения сильно гидролизованы.

Высушенный гидроксид алюминия, потерявший часть воды, не растворяется ни в кислотах, ни в щелочах и этим напоминает оксид алюминия.