text: Берлинская лазурь (железная лазурь, прусский синий, парижская лазурь, прусская лазурь, гамбургская синь, нейблау, милори) — синий пигмент, смесь гексацианоферратов (II) от KFe[Fe(CN)6] до Fe4[Fe(CN)6]3. Получаемая другими способами турнбулева синь, для которой следовало бы ожидать формулы Fe3[Fe(CN)6]2, в действительности представляет собой ту же смесь веществ. История и происхождение названия Точная дата получения берлинской лазури неизвестна. Согласно наиболее распространённой версии, она была получена в начале XVIII века (1706) в Берлине красильщиком Дисбахом. В некоторых источниках его называют Иоганном Якобом Дисбахом (). По версии, опубликованной в 1731 году врачом и химиком Шталем, ключевую роль в изобретении и продвижении на рынок берлинской лазури, наряду с Дисбахом, сыграл Иоганн Конрад Диппель — немецкий врач, алхимик и авантюрист. По одной версии, Дисбах просто создал новый пигмент, когда работал в лаборатории Диппеля в Берлине. По другой, излагаемой современным французским историком Мишелем Пастуро, Дисбах, аптекарь и торговец красками, купил у Диппеля некачественный поташ, используемый для осаждения настоя кошенили. Поташ, проданный Диппелем, уже был ранее использован им для очистки костяного масла, в результате чего вместо привычного красного у Дисбаха получился великолепный синий осадок. Дисбах обратился к Диппелю с вопросами, а уже тот наладил производство нового пигмента и десять лет скрывал его состав, благодаря чему нажил состояние. В 1724 году рецепт раскрыл и опубликовал английский химик Джон Вудворт (англ.), после чего берлинская лазурь стала производиться по всей Европе. Интенсивный ярко-синий цвет соединения и место получения дали начало названию. С современной точки зрения, получение берлинской лазури состояло в осаждении гексацианоферрата(II) железа(II) путём добавления к «жёлтой кровяной соли» солей железа (II) (например, «железного купороса») и последующему окислению до гексацианоферрата(II) железа(III). Можно было обойтись и без окисления, если сразу добавлять к «жёлтой кровяной соли» соли железа(III). Другие тривиальные названия этого соединения («железная лазурь», «прусский синий», «парижская лазурь», «прусская лазурь», «гамбургская синь») также обязаны происхождением красивому синему цвету этого соединения. Название «турнбулева синь» происходит от названия шотландской фирмы «Артур и Турнбуль», которая в конце XVIII века производила краски. В их синтезе к «красной кровяной соли» добавляли соль железа(II) (железный купорос). При этом получалось соединение, очень похожее на «берлинскую лазурь», такого же красивого синего цвета, также существующего в растворимой и нерастворимой формах. Окончательно тот факт, что «берлинская лазурь» и «турнбулева синь» — это одно и то же вещество, был установлен только в XX веке, когда в 1928 году были измерены магнитные моменты этих соединений, а в 1936 году получены их рентгенограммы. Под названием «парижская лазурь» одно время предлагалась очищенная «берлинская лазурь». Получение Метод приготовления держался в секрете до момента публикации способа производства англичанином Вудвордом в 1724 году. Берлинскую лазурь можно получить, добавляя к растворам гексацианоферрата(II) калия («жёлтой кровяной соли») соли трёхвалентного железа. При этом, в зависимости от условий проведения, реакция может идти по уравнениям: 1: FeIIICl3 + K4[FeII(CN)6] → KFeIII[FeII(CN)6] + 3KCl, или в ионной форме, Fe3+ + [Fe(CN)6]4− → Fe[Fe(CN)6]− Получающийся гексацианоферрат(II) калия-железа(III) растворим, поэтому носит название «растворимая берлинская лазурь». В структурной схеме растворимой берлинской лазури (кристаллогидрата вида KFeIII[FeII(CN)6]·H2O) ионы Fe2+ и Fe3+ располагаются в кристаллической решётке однотипно, однако по отношению к цианидным группам они неравноценны, преобладает тенденция к размещению между атомами углерода, а Fe3+ — между атомами азота. 2: 4FeIIICl3 + 3K4[FeII(CN)6] → FeIII4[FeII(CN)6]3↓ + 12KCl, или в ионной форме, 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4− → FeIII4[FeII(CN)6]3↓ Образующийся нерастворимый (растворимость 2 моль/л) осадок гексацианоферрата(II) железа(III) носит название «нерастворимая берлинская лазурь». Приведённые выше реакции используются в аналитической химии для определения наличия ионов Fe3+. Ещё один способ состоит в добавлении к растворам гексацианоферрата(III) калия («красной кровяной соли») солей двухвалентного железа. Реакция идёт также с образованием растворимой и нерастворимой формы (см. выше), например, по уравнению (в ионной форме) 4Fe2+ + 3[Fe(CN)6]3− → FeIII4[FeII(CN)6]3↓ Ранее считалось, что при этом образуется гексацианоферрат(III) железа(II), то есть FeII3[Fe(CN)6]2, именно такую формулу предлагали для «турнбулевой сини». Теперь известно (см. выше), что турнбулева синь и берлинская лазурь — одно и то же вещество, а в процессе реакции происходит переход электронов от ионов Fe2+ к гексацианоферрат(III)-иону (валентная перестройка Fe2+ + [Fe3+(CN)6] к Fe3+ + [Fe2+(CN)6] происходит практически мгновенно, обратную реакцию можно осуществить в вакууме при 300 °C). Эта реакция также является аналитической и используется, соответственно, для определения ионов Fe2+. При старинном методе получения берлинской лазури, когда смешивали растворы жёлтой кровяной соли и железного купороса, реакция шла по уравнению FeIISO4 + K4[FeII(CN)6] → K2FeII[FeII(CN)6] + K2SO4. Получившийся белый осадок гексацианоферрата(II) калия-железа(II) (соль Эверитта) быстро окисляется кислородом воздуха до гексацианоферрата(II) калия-железа(III), то есть берлинской лазури. Свойства Термическое разложение берлинской лазури идёт по схемам: при 200 °C: 3Fe4[Fe(CN)6]3 →(t) 6(CN)2 + 7Fe2[Fe(CN)6] при 560 °C: Fe2[Fe(CN)6] →(t) 3N2 + Fe3C + 5C Интересным свойством нерастворимой формы берлинской лазури является то, что она, будучи полупроводником, при очень сильном охлаждении (ниже 5,5 К) становится ферромагнетиком — уникальное свойство среди координационных соединений металлов. Применение В качестве пигмента Применяется как синий пигмент с торговым названием «милори». Цвет железной лазури изменяется от тёмно-синего к светло-синему по мере увеличения содержания калия. Интенсивный ярко-синий цвет берлинской лазури обусловлен, вероятно, одновременным наличием железа в различных степенях окисления, так как наличие в соединениях одного элемента в разных степенях окисления часто даёт появление или усиление цветности. Тёмная лазурь жёсткая, трудно смачивается и диспергируется, в накрасках лессирует и, всплывая, даёт зеркальное отражение жёлто-красных лучей («бронзирует»). Укрывистость тёмной железной лазури 20 г/м2, светлой 10 г/м2. Маслоёмкость 40—60 г/100 г. Железная лазурь в воде не растворима, неядовита, обладает высокой красящей способностью, светостойкостью и атмосферостойкостью. Устойчива к нагреванию до 180 °C. Обладает стойкостью к кислотам, но легко разлагается даже самыми слабыми щелочами. Благодаря хорошей укрывистости и красивому синему цвету находит широкое применение в качестве пигмента для изготовления красок и эмалей. Также её применяют в производстве печатных красок, синей копирки, подкрашивания бесцветных полимеров типа полиэтилена. Применение ограничено неустойчивостью по отношению к щелочам, под действием которых разлагается с выделением гидроксида железа Fe(OH)3. Она не может использоваться в композиционных материалах, имеющих в своём составе щелочные компоненты, и для окраски по известковой штукатурке. В таких материалах в качестве синего пигмента, как правило, используют органический пигмент голубой фталоцианиновый. Лекарственное средство Используется как антидот (таблетки «Ферроцин») при отравлении солями таллия и цезия для связывания поступающих в желудочно-кишечный тракт радиоактивных нуклидов, тем самым препятствуя их всасыванию. Код АТХ . Фармакопейный препарат Ферроцин был разрешён Фармкомитетом и Минздравом СССР в 1978 году для применения при остром отравлении человека изотопами цезия. Ферроцин состоит из 5 % железо-гексацианоферрата калия KFe[Fe(CN)6] и 95 % железо-гексацианоферрата Fe4[Fe(CN)6]3. Ветеринарный препарат Для реабилитации земель, загрязнённых после Чернобыльской катастрофы, был создан ветеринарный препарат на основе медицинского активного компонента Ферроцин — Бифеж. Внесён в Государственный реестр лекарственных средств для ветеринарного применения под номером 46-3-16.12-0827NoПВР-3-5.5/01571. Препарат Бифеж представляет собой Берлинскую лазурь (10 %), нанесённую на органический носитель — гранулы целлюлозы (90 %). Использование носителя упрощает дозировку в бытовых условиях. В ходе начальных испытаний препараты с берлинской лазурью сокращали переход радиоизотопа Cs-137 из подножных кормов в молоко и мясо в 1,5-6 раз. Дальнейшие исследования показали, что ежедневное добавление 30 г препарата Бифеж к кормам снижает содержание радиоцезия в мышечной ткани коров, бычков и овец в 12—13 раз, во внутренних органах — в 25—90 раз, в коровьем молоке — в 10—20 раз. Использование более 500 тонн препарата Бифеж с 1993 по 2003 год позволило реабилитировать более 250 тыс. коров и очистить от радиоцезия более 500 тыс. тонн молока в России, Украине и Белоруссии. Сорбент Гексацианоферрат железа-калия на целлюлозе (под названиями АНФЕЖ и ФЕЖЕЛ) — сорбент, применяемый при анализе различных вод (природных и технологических), содержащих радиоактивные загрязнения. Сорбент является композиционным неорганическим ионообменным материалом на основе ферроцианида железа-калия и обладает свойством избирательно извлекать Цезий-137, один из наиболее опасных радионуклидов, попадающих в окружающую среду в результате ядерных аварий или испытаний ядерного оружия. Гексацианоферрат железа-калия на целлюлозе применяется на территории бывшего СССР, начиная с 1992 года. С его помощью ведется также мониторинг загрязнений Цезием-137 в различных регионах мира. Используется при мониторинге на Цезий-137 прибрежных и внутренних вод (рек, озер) научными организациями России, США, Японии, ряда стран СНГ, а также Европы. Гексацианоферрат железа-калия на целлюлозе также применяется для очистки технологических водных растворов атомных электростанций от изотопов цезия, таллия, рубидия. Применим для слаборадиоактивных технологических вод, а также иных жидких радиоактивных отходов (ЖРО): из сточных вод регенератов блочных обессолевающих установок (БОУ) и спецводоочистки (СВО), хозбытовых (трапных) вод и растворов бассейна выдержки тепловыделяющих элементов (ТВЭЛов). Сорбент является компонентом технологических схем по очистке жидких радиоактивных отходов средней и малой активности. Применялся или применяется на АЭС в России и США Существует разновидность гексацианоферрата железа-калия на целлюлозе — комбинированный препарат «ФЕЖЕЛ-БИО», разработанный для ускорения очистки вод, загрязненных нефтью или нефтепродуктами. Этот препарат может применяться при переработке отходов нефтепродуктов. Вместе с интенсивной абсорбцией одновременно происходит биодеструкция загрязнений до безвредных соединений. Другие сферы применения До того, как мокрое копирование документов и чертежей было вытеснено сухим, берлинская лазурь являлась основным образующимся пигментом в процессе светокопирования (так называемые «синьки», процесс цианотипии). В смеси с маслянистыми материалами используется для контроля плотности прилегания поверхностей и качества их обработки. Для этого поверхности натирают указанной смесью, затем соединяют. Остатки нестёршейся синей смеси указывают более глубокие места. Также используется как комплексообразующий агент, например, для получения пруссидов. В XIX веке использовалась в России и Китае для подкрашивания спитой заварки, а также для перекраски чёрного чая в зелёный. Токсичность Не является токсичным веществом, хотя в её составе и есть цианидный анион CN−, он прочно связан в устойчивом комплексном гексацианоферрат4−-анионе (константа нестойкости этого аниона составляет лишь 4). См. также Гексацианоферрат(II) калия Гексацианоферрат(III) калия Гексацианоферраты Тривиальные названия неорганических соединений Цианотипия Бифеж АНФЕЖ ФЕЖЕЛ Примечания Литература Ссылки Лазурь берлинская Факты о Prussian Blue на сайте CDC (Center for Disease Control and Prevention) Questions and Answers on Prussian Blue на сайте Food and Drug Administration Фотографические процессы Пигменты Красители для микроскопии 1704 год в науке Соединения калия Соединения азота по алфавиту Соединения железа по алфавиту Детоксицирующие средства, включая антидоты


source: wikipedia

text: Хлорат калия (бертолетова соль, калий хлорноватокислый) — калиевая соль хлорноватой кислоты. История Впервые получен Клодом Бертолле (отсюда название бертолетова либо бертоллетова соль) в 1786 году при пропускании хлора через горячий концентрированный раствор гидроксида калия: 6 KOH + 3 Cl2 -> KClO3 + 5 KCl + 3 H2O Получение Промышленное получение хлоратов вообще (и хлората калия в частности) основано на реакции диспропорционирования гипохлоритов, в свою очередь получаемых взаимодействием хлора с растворами щелочей: Cl2 + 2 OH^- -> ClO^- + Cl^- + H2O 3 ClO^- -> ClO3^- + 2 Cl^- Технологическое оформление процесса может быть различно: поскольку наиболее многотоннажным продуктом является гипохлорит кальция (входящий в состав хлорной извести), то наиболее распространённым процессом является проведение реакции обмена между хлоратом кальция (получающимся из гипохлорита кальция при нагреве) и хлоридом калия, который, в силу относительно низкой растворимости, кристаллизуется из маточного раствора. Также хлорат калия получают модифицированным методом Бертолле при бездиафрагменном электролизе хлорида калия, образующийся при электролизе хлор вступает во взаимодействие in situ (в момент выделения, «на месте») с гидроксидом калия с образованием гипохлорита калия, который далее диспропорционирует на хлорат калия и исходный хлорид калия. При использовании графитовых анодов более удобным методом является электролиз хлорида натрия с получением хлората натрия и обменная реакция с хлоридом калия. Это позволяет очищать от анодного шлама раствор хлората натрия, который имеет значительно большую растворимость, чем хлорат калия, и, таким образом, удобнее для фильтрации. Химические свойства При температуре ~ 400 °C разлагается с выделением кислорода с промежуточным образованием перхлората калия: 4 KClO3 ->[400~^\circ\text{C}] 3 KClO4{} + KCl KClO4 ->[550{-}620~^\circ\text{C}] KCl{} + 2 O2\uparrow В присутствии катализаторов (MnO2, Fe2O3, CuO и др.) температура разложения значительно снижается (до ~ 200 °C). 2 KClO3 ->[150{-}300~^\circ\text{C}] 2 KCl{} + 3 O2\uparrow Реагирует с сульфатом аммония в водно-спиртовом растворе с образованием хлората аммония: (NH4)2SO4 + 2 KClO3 -> 2 NH4ClO3 + K2SO4 Восстановление щавелевой кислотой в сернокислой среде ведёт к диоксиду хлора: 2 KClO3{} + H2C2O4*2H2O{} + 2 H2SO4 -> 2 KHSO4{} + 2 ClO2\uparrow{} + 2 CO2\uparrow{} + 4 H2O Окисляет галогеноводородные кислоты (кроме плавиковой кислоты) до свободных галогенов: 6 HI + KClO3 -> KCl + 3 I2 + 3 H2O 6 HBr + KClO3 -> KCl + 3 Br2 + 3 H2O 6 HCl + KClO3 -> KCl + 3 Cl2 + 3 H2O Применение Взрывчатые вещества Смеси хлората калия с восстановителями (фосфором, серой, алюминием, органическими соединениями) взрывчаты и чувствительны к трению и ударам, чувствительность повышается в присутствии броматов и солей аммония. Из-за высокой чувствительности составов с бертолетовой солью они практически не применяются для производства промышленных и военных взрывчатых веществ. Иногда используется в пиротехнике как источник хлора для цветнопламенных составов и в зарядах хлопушек (взрыв происходит при протаскивании грубой нити через пиротехнический состав), входит в состав горючего вещества спичечной головки, и крайне редко в качестве инициирующих взрывчатых веществ (хлоратный порох — «сосис», детонирующий шнур, тёрочный состав ручных гранат вермахта). В медицине Некоторое время растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла. Для получения кислорода В начале XX века бертолетова соль использовалась для лабораторного получения кислорода, но из-за малой доступности её перестали применять. Для получения диоксида хлора Реакция восстановления хлората калия щавелевой кислотой при добавлении серной кислоты используется для получения диоксида хлора в лабораторных условиях: 2 KClO3{} + H2C2O4{} + H2SO4 -> K2SO4{} + 2 ClO2\uparrow{} + 2 CO2\uparrow{} + 2 H2O Хлорат калия может реагировать со щавелевой кислотой без присутствия серной кислоты, но эта реакция не применяется для препаративного получения диоксида хлора: 2 KClO3{} + H2C2O4 -> K2CO3{} + CO2\uparrow{} + 2 ClO2\uparrow{} + H2O Токсичность Токсичен. Смертельная доза хлората калия составляет 1 г/кг. Примечания Литература Соединения калия калия Взрывчатые вещества


text: Нитрид бора — бинарное соединение бора и азота. Химическая формула: . Кристаллический нитрид бора изоэлектронен углероду и, подобно ему, существует в нескольких полиморфных модификациях. Аллотропы Известны следующие аллотропные модификации нитрида бора: гексагональная (α) — h-BN, (белый графит — белый, похожий на тальк порошок, имеет гексагональную, графитоподобную кристаллическую структуру, температура плавления 3000 °C, полупроводник, применяется в качестве твёрдой высокотемпературной смазки); кубическая (β) типа сфалерита, подобная алмазу: эльбор (боразон, кубонит, кингсонгит, плотность боразона 3,51 г/см3.); плотная гексагональная (w), типа вюрцита, подобная лонсдейлиту. Нитрид бора также может существовать в виде разнообразных аморфных модификаций, а также гексагональных нанотрубок и монослоёв. Физические свойства Теплопроводность гексагональной формы при нормальных условиях достигает 400 Вт/(м·К) для определённого направления в кристалле хорошего качества, хотя она гораздо меньше для других направлений в кристалле и для порошков и отличается для других форм BN. Хорошо диспергируется в расплавах и пастообразных композициях. Твёрдость β-формы по Моосу равна 9,5. Химические свойства Нитрид бора не окисляется кислородом до ~700 °C, разрушается в горячих растворах щелочей с выделением аммиака. Со фтороводородом образует NH4[BF4], со фтором — BF3 и N2. Нетоксичен. Получение Нитрид бора получают реакцией оксида бора B2O3 с аммиаком NH3 при температуре ~2000 °C, плазмохимически, когда в струю азотной плазмы при 5000—6100 К подаётся аморфный бор, а также при пиролизе при 1300—2300 К смеси летучих соединений азота и бора. Применение Эльбор применяется как высококачественный абразивный материал, по многим параметрам превосходящий алмаз: например, он не растворяется в железе при нагревании, что позволяет использовать его для высокопродуктивной обработки стали. Продукция с покрытием из нитрида бора востребована для черновой и финишной обработки деталей в первую очередь в таких отраслях как тяжелое машиностроение, автомобилестроение, добывающая промышленность, строительство. Также может применяться в качестве наполнителя, улучшающего теплопроводность, способного работать без смазки, в электроизоляционных материалах, в частности, в изоляции электрических машин. Нитрид бора с гексагональной решёткой (hBN) — перспективный материал для создания оптических микроскопов повышенного разрешения. Поляритоны, образующиеся на поверхности кристалла, сконструированного из чистого на 99 % изотопа бора, позволяют многократно понизить дифракционный предел и достичь разрешений порядка десятков и даже единиц нанометров. Нанотрубки из нитрида бора – перспективный материал для создания литийсерных аккумуляторов. Они позволяют повысить надёжность работы и стабильность батарей, в ином случае страдающих от быстрого разрушения при циклах зарядки и разрядки. Мишень из нитрида бора используется в перспективных установках для иницированных лазером ядерных реакций. Примечания Литература Берлин А. А. Полимерные Композиционные Материалы: свойства, структура, технологии. — Спб.: Профессия, 2008. — 560 с. Дигонский С. В. Газофазные процессы синтеза и спекания тугоплавких веществ. — Москва, ГЕОС, 2013 г, 462 с. Ссылки Композиты с использованием BN-нанотрубок // ПостНаука Неорганические вещества Бинарные соединения Соединения бора Б Соединения A3B5 Соединения азота по алфавиту


text: Глауберова соль (мирабилит) — Na2SO4·10H2O, десятиводный кристаллогидрат (декагидрат) сульфата натрия. Впервые обнаружена химиком И. Р. Глаубером в составе минеральных вод, а впоследствии синтезирована действием серной кислоты на хлорид натрия. Применяется в стекольном и содовом производстве, в медицине. Другие названия: Sal glauberi, мирабилит, сибирская соль, гуджир, сернокислый натрий. Физические свойства Представляет собой большие прозрачные кристаллы в форме призм. Имеет горький солёный вкус и тает на языке. Не имеет запаха. Хорошо растворима в воде. Не горит, в огне не трещит. При длительном нахождении на воздухе или нагревании выветривается (выпаривается) и теряет массу. При полном выветривании становится обычным сульфатом натрия — порошком белого цвета. Кроме само́й десятиводной глауберовой соли известны ромбические кристаллы семиводного кристаллогидрата Na2SO4·7H2O и одноводная соль Na2SO4·H2O. Нахождение в природе Природный минерал глауберовой соли называется мирабилит. Его плотность составляет всего 1,48 г/см3, что делает его одним из самых лёгких минералов. Залежи порядка 100 млн тонн мирабилита обнаружены близ провинции Саскачеван в центральной части Канады. В Грузии в XIX веке мирабилит был обнаружен в 30 км от Тбилиси. Эти залежи представляли собой высохшее солёное озеро площадью около 55 тыс. м2. Пласт мирабилита толщиной порядка 5 метров был сверху покрыт пластом песчаной глины толщиной от 30 см до 4,5 м. В зимнее время, в период примерно с 20 ноября по 15 марта, когда температура воды Каспийского моря опускается до 5,5−6 °C, мирабилит выпадает в больших количествах из вод залива Кара-Богаз-Гол в Туркменистане, оседая бесцветными кристаллами на дне и берегах залива. Мирабилит также содержится в озере Кучук в Западной Сибири, в соляных озёрах Томской области, в Алтайском крае (озёра Большое Яровое и Бурлинское). В других месторождениях, например, в Калифорнии (США), Сицилии, Германии, в Большом Малиновском озере (Астраханская область), мирабилит встречается с примесями других минералов — астраханита Na2Mg(SO4)2 · 4H2O, левеита Na2Mg(SO4)2 · 2,5H2O, вантгоффита Na6Mg(SO4)4, глауберита Na2Ca(SO4)2, глазерита Na2K6(SO4)4. В растворённом виде глауберова соль в значительном количестве присутствует в морской воде и во многих минеральных водах, например, курортов Карловы Вары, Мариенбад в Чехии. Карловарская соль, получаемая из минеральных вод Карловых Вар, на 44% состоит из сульфата натрия (глауберовой соли), на 36% из гидрокарбоната натрия (пищевой соды), на 18% из хлорида натрия (поваренной соли) и на 2% из сульфата калия. Очень редко в природе встречается безводный сульфат натрия — минерал тенардит, названный в честь французского химика Л. Ж. Тенара. Для его сохранения в безводном виде необходимы засушливые пустынные зоны. Поэтому такие залежи обнаружены в Чили, в Центральной Азии, в штате Аризона (США), а также в Испании в долине реки Эбро. В природе мирабилиту также сопутствуют галит и гипс. История открытия Открытие глауберовой соли датировано зимой 1626 года и непосредственно связано с перенесённой в 1625 году Глаубером болезнью — сыпным тифом, в то время именуемого «венгерской лихорадкой». Вот как сам Глаубер описывал это: Несколько оправившись от болезни, я прибыл в Неаполис (латинизированное название Нойштадта, по-немецки — «нового города»; в Германии несколько городов имеют такое название). Там у меня снова начались приступы, и я должен был остаться в этом городе. Болезнь настолько ослабила мой желудок, что он не мог ни принимать, ни переваривать никакую еду. Местные жители посоветовали мне пойти к источнику, находящемуся вблизи виноградника в часе ходьбы от города. Они сказали, что вода источника вернет мне аппетит. Следуя их совету, я взял с собой большой кусок хлеба; мне сказали, что должен буду весь его съесть, но я мало верил в то, что это мне как-то поможет. Придя к источнику, я намочил хлебный мякиш в воде и съел его — причём с большим удовольствием, хотя перед этим не мог смотреть без отвращения на самые изысканные лакомства. Взяв оставшуюся от хлеба корку, я зачерпнул ею воды из источника и выпил её. Это настолько возбудило мой аппетит, что в конце концов я съел и «чашку» из хлеба, которой черпал воду. Домой я возвратился значительно окрепшим и поделился своими впечатлениями с соседями. Я чувствовал, что если буду и дальше лечиться этой водой, функции моего желудка полностью восстановятся. Я спросил, что это за вода. Мне сказали, что в ней содержится селитра, чему тогда, не будучи искушён в подобных вопросах, я поверил. Глаубер заинтересовался химическим составом воды источника и посвятил этому изучению всю следующую зиму. Он подружился с местным аптекарем Айснером и использовал его лабораторию для опытов. В ходе исследований он выпаривал минеральную воду и анализировал осадки. Вместо селитры в осадке оказалась ранее неизвестная соль, которую он назвал «чудесной» — по латыни «sal mirabile». В частности, название природного минерала мирабилита происходит именно из латинского названия. Спустя много лет, в 1648 году, Глаубер проводил опыты с кислотами, а точнее получал соляную кислоту путём нагревания обычной каменной соли с серной кислотой. При слабом нагревании шла реакция образования гидросульфата натрия: NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl, а при сильном — сульфата натрия: 2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl. Каково же было удивление Глаубера, когда он обнаружил, что большие прозрачные кристаллы, выпавшие в осадок, оказались той самой «чудесной солью», с которой он познакомился в молодости. В результате одной реакции Глаубер открыл и способ получения соляной кислоты, и синтеза сульфата натрия. Химические свойства и применение Используется при производстве соды по способу Леблана, гидроксида натрия, гипосульфата, ультрамарина; кроме того, в стекольной промышленности, в холодильном деле, в медицине. Глауберова соль применяется в медицине при запорах, как слабительное средство внутрь по 15—30 г на приём. Мирабилит в художественной литературе В 1932 году в Советском Союзе публикуется производственная повесть Константина Паустовского «Кара-Бугаз». Это произведение рассказывает о непростой добыче глауберовой соли в заливе Кара-Богаз-Гол и о тех богатствах природы, которые должен освоить человек. После публикации этого произведения коллеги по писательскому цеху стали называть Паустовского «мирабилит нашей литературы». Добыча мирабилита в походах к соляным озёрам близ устья Волги является одним из самых экстремальных занятий главного героя приключенческой повести «Восставшее поколение». Примечания Литература Илья Леенсон. Чудесная соль Иоганна Глаубера. // Энциклопедия для детей. Том 17. Химия. М.: Аванта+, 2000, с. 457; 2-е изд, перераб., 2006, с.463. Ссылки Мирабилит в базе webmineral.com Минералы натрия Сульфаты (минералы) Соли Соль


text: Фульмина́т рту́ти (грему́чая ртуть) — ртутная соль фульминовой (гремучей) кислоты, инициирующее взрывчатое вещество. История По сообщению Кункеля в 1609 году первое получение гремучей ртути состоялось ещё в XVII веке. Однако первенство открытия этого вещества принято считать принадлежащим английскому химику Эдварду Говарду (Ховарду), который выделил его в 1799 году и впервые исследовал его свойства. Получение Гремучую ртуть получают взаимодействием нитрата ртути с этанолом в разбавленной азотной кислоте. Реакция протекает по схеме Hg(NO3)2 + 3 C2H5OH -> Hg(CNO)2 v + 2 CH3CHO + 5 H2O Для протекания реакции в реакционной смеси должны присутствовать оксиды азота. Физические свойства Белый или серый кристаллический порошок. Кристаллы . Мало растворим в воде (0,01 % по массе при 15 °C), лучше растворим в этаноле, пиридине, моноэтаноламине, водных растворах цианидов и аммиака. Имеет сладкий металлический вкус, ядовит. Насыпная плотность 1,22—1,25 г/см3. Гравиметрическая плотность 4,39 г/см3. Химические свойства В присутствии влаги энергично реагирует с алюминием, менее интенсивно — с медью. Взрывчатые свойства Теплота разложения 1,8 МДж/кг. Температура вспышки — 180 °C. Нижний предел чувствительности при падении груза 700 г — 5,5 см, верхний — 8,5 см. Легко взрывается при ударе, действии пламени, раскалённого тела и т. п. При осторожном нагревании гремучая ртуть медленно разлагается, начиная уже со 100 °C. При 130—150 °C на воздухе самовоспламеняется со взрывом. В вакууме взрыв может произойти уже при 105—115 °C. Влажная гремучая ртуть гораздо менее взрывоопасна, поэтому её хранят под слоем воды. Влажность гремучей ртути, запрессованной в капсюль-детонатор, должна быть не более 0,03 %. Концентрированная серная кислота запускает взрыв одной каплей. Спрессованная под высоким давлением гремучая ртуть теряет свойства инициирующего ВВ. Температура взрыва гремучей ртути равна 4810 °C, объём газов — 315 л/кг, скорость детонации — 5400 м/с. При взрывном разложении фульмината ртути образуются углекислый газ, азот, угарный газ и коричневый нерастворимый твёрдый остаток, содержащий ряд относительно стабильных соединений ртути: 4 Hg(CNO)2 -> 2 CO + N2 + HgO + 3 Hg(OCN)(CN) Hg(CNO)2 -> 2 CO + N2 + Hg Hg(CNO)2 -> Hg(OCN)2 2 Hg(CNO)2 -> 2 CO2 + N2 + Hg + Hg(CN)2 Применение Широко применяют в капсюлях-детонаторах и капсюлях-воспламенителях. Одно из наиболее востребованных инициирующих ВВ. В последнее время гремучая ртуть вытесняется более эффективными инициирующими взрывчатыми веществами — азидом свинца и др. Примечания Литература Фульминаты Соли ртути Инициирующие взрывчатые вещества Взрывчатые вещества


text: Двойно́й суперфосфа́т — концентрированное фосфорное удобрение. Основной фосфорсодержащий компонент — моногидрат дигидроортофосфата кальция Ca(H2PO4)2·H2O. Обычно содержит также другие фосфаты кальция и магния. По сравнению с простым фосфатом не содержит балласта — CaSO4. Главное преимущество двойного суперфосфата — малое количество балласта, то есть это сокращает транспортные расходы, затраты на хранение, тару. Получение Двойной суперфосфат производят действием ортофосфорной кислоты на природные фосфаты: . В России применяют главным образом поточный способ: разложение сырья с последующим гранулированием и высушиванием полученной пульпы в барабанном грануляторе-сушилке. Товарный двойной суперфосфат с поверхности нейтрализуют мелом или NH3 для получения стандартного продукта. Некоторое количество двойного суперфосфата вырабатывают камерным способом. Фосфорсодержащие компоненты в основном те же, что и в простом суперфосфате, но в большем количестве, а содержание CaSO4 составляет 3-5 %. При нагревании выше 135—140 °C двойной суперфосфат начинает разлагаться и плавиться в кристаллизационной воде, после охлаждения становится пористым и хрупким. При 280—320 °C ортофосфаты переходят в мета-, пиро- и полифосфаты, которые находятся в усвояемой и частично водорастворимой формах. Он плавится при 980 °C, превращаясь после охлаждения в стекловидный продукт, в котором 60-70 % метафосфатов цитраторастворимы. Двойной Суперфосфат содержит 43-49 % усвояемого фосфорного ангидрида (пятиокиси фосфора) Р2О5 (37-43 % водорастворимого), 3,5-6,5 % свободной фосфорной кислоты Н3РО4 (2,5-4,6 % Р2О5): Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4 Также есть метод разложения фосфоросодержащего сырья фосфорной кислотой: Ca5(PO4)3F + 7H3PO4 = 5Ca(H2PO4)2 + HF Производство в России В России двойной суперфосфат выпускается в соответствии с ГОСТ 16306-80 двух марок. Марка А производится из хибинского апатитового концентрата или марокканских фосфоритов с массовой долей общих фосфатов не менее 32,5 %. Марка Б производится из прибалтийских фосфоритов с массовой долей фосфатов не менее 28 %. В готовой продукции содержание фосфорного ангидрида соответственно 45÷47 и 42÷44 %. Примечания Литература Чепелевецкий М. Л., Бруцкус Е. Б., Суперфосфат. Физико-химические основы производства, М., 1958; Кармышов В. Ф., Химическая переработка фосфоритов, М., 1983; Двойной суперфосфат, Л., 1987 Фосфорные удобрения Фосфаты кальция Соединения кальция по алфавиту Кислые соли


text: Гидрокси́д ба́рия (е́дкий бари́т или ба́риевая щё́лочь, химическая формула — Ba(OH)2) — химическое неорганическое соединение, проявляющее сильные основные свойства. Насыщенный водный раствор гидроксида бария называется «бари́товой водо́й». Ba(OH)2+NaOH=Na2[BeF4]+H2O Физические свойства Гидроксид бария при стандартных условиях представляет собой бесцветные кристаллы. Гигроскопичен. Не растворим в спирте, но растворим в воде. Образует кристаллогидраты с одной, двумя, семью и восемью молекулами воды. Гидроксид бария токсичен, ПДК составляет 0,5 мг/м3. Получение 1. Взаимодействие металлического бария с водой: 2. Взаимодействие оксида бария с водой: 3. Взаимодействие сульфида бария с горячей водой: Химические свойства 1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): 2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды: 3. Взаимодействие с амфотерными оксидами: 4. Взаимодействие с солями: Применение Гидроксид бария применяют в виде баритовой воды как реактив на SO42− и CO32− (сульфат- и карбонат-ионы), для очистки растительных масел и животных жиров, как компонент смазок, для удаления SO42− (сульфат-ионов) из промышленных растворов, получения солей бария, а также гидроксидов рубидия и цезия из их сульфатов и карбонатов. Примечания Литература Соединения бария Щёлочи Соединения бария по алфавиту


text: Сульфа́т желе́за(II), желе́зо(II) серноки́слое — неорганическое соединение, железная соль серной кислоты с формулой . Нелетуч, не имеет запаха. Безводное вещество бесцветное, непрозрачное, очень гигроскопичное. Кристаллогидраты — гигроскопичные прозрачные кристаллы светлого голубовато-зелёного, тетрагидрат FeSO·4НО зелёного цвета (розенит), моногидрат FeSO·НО бесцветный (смольнокит). Вкус сильно-вяжущий железистый (металлический). На воздухе постепенно выветриваются (теряют кристаллизационную воду). Сульфат железа(II) хорошо растворим в воде (26,3 г при 20 °С). Из водных растворов кристаллизуется голубовато-зелёный гептагидрат FeSO·7НО, который носит тривиальное название железный купоро́с. Токсичность железного купороса сравнительно низкая. Применяется в текстильной промышленности, в сельском хозяйстве как фунгицид, для приготовления минеральных красок. Природный аналог — минерал мелантерит; в природе встречается в кристаллах моноклинной сингонии, зелёно-жёлтого цвета, в виде примазок или натёков. Свойства Сульфат двухвалентного железа выделяется при температурах от 1,82 °C до 56,8 °C из водных растворов в виде сине-зелёных кристаллов кристаллогидрата FeSO4·7H2О, который называется в технике железным купоросом. Выраженный зелёный цвет свидетельствует о загрязнении ионами Fe3+. В 100 г воды растворяется 26,6 г безводного FeSO4 при 20 °C и 54,4 г при 56 °C. Сульфат железа(II) является мягким восстанавливающим агентом. Так, растворы сульфата железа(II) под действием кислорода воздуха постепенно окисляются, переходя в сульфат железа(III): 12 FeSO4{} + 3 O2{} + 6 H2O -> 4 Fe2(SO4)3{} + 4 Fe(OH)3 v Также, он может восстанавливать азотную кислоту до оксида азота(II), хлор до хлоридов, тетрахлораураты(III) до золота: 6FeSO4 + 2H2SO4 + 2HNO3 -> 3Fe2(SO4)3 + 2NO ^ + 4H2O 6FeSO4 + 3Cl2 -> 2Fe2(SO4)2 + 2FeCl3 3FeSO4 + [AuCl4]^- -> 2Au + Fe2(SO4)3 + FeCl3 + Cl^- При нагревании свыше 480 °C разлагается: 4 FeSO4 -> 2Fe2O3{} + 4SO2{} + O2 Получение Железный купорос можно приготовить действием разбавленной серной кислоты на железный лом, обрезки кровельного железа и т. д. В промышленности его получают как побочный продукт при травлении железных листов, проволоки, удалении окалины и др. разбавленной H2SO4. Fe{} + H2SO4 -> FeSO4 + H2 ^ Другой способ — окислительный обжиг пирита: FeS2{} + 3 O2 -> FeSO4{} + SO2 В промышленности получают как побочный продукт производства оксида титана из ильменита. Применение Применяют в производстве чернил, в красильном деле (для окраски шерсти в чёрный цвет), для консервирования дерева. В медицине используется в качестве лекарственного средства для лечения и профилактики железодефицитной анемии. В России зарегистрирован под торговыми марками «Гемофер пролонгатум», «Тардиферон», а также «Сорбифер Дурулес» и «Ферроплекс» (в двух последних в качестве антиоксиданта добавляется аскорбиновая кислота). В сельском хозяйстве применяется для опрыскивания садовых деревьев. Используется в ферросульфатном методе химической дозиметрии. Сульфат железа(II) часто используется как донор ионов железа(II) при приготовлении реактива Фентона Примечания Ссылки Ж Фунгициды Соли железа Соединения железа по алфавиту


text: Нитри́д триио́да (иногда йодистый азот, неверно: азид йода) — чрезвычайно взрывчатое неорганическое соединение азота и иода с формулой NI3. Обычно получается в виде чёрно-коричневых кристаллов — аддукта с аммиаком NI3 . n NH3 (аммиаката), но был получен и в индивидуальном виде реакцией BN с IF при низких температурах. Чёрные кристаллы очень чувствительны к механическим воздействиям. В сухом виде взрывается от прикосновения, образуя розовато-фиолетовое облако паров йода. Скорость детонации Это единственное известное вещество, которое взрывается под воздействием альфа-частиц и других продуктов ядерного распада. Впервые был получен Куртуа в 1812—1813 гг. (по другой версии это сделал Ганч в 1900 г.). Свойства Аддукт нитрида иода разлагается при взаимодействии с диэтилцинком Zn(C2H5)2: NH3.NI3 + 3Zn(C2H5)2 -> -> NH3 + N(C2H5)3 + 3ZnC2H5I. Благодаря именно этой реакции установлено строение аддукта йодида азота с аммиаком Во влажном виде при наличии избытка аммиака в растворе сравнительно устойчив. Из-за крайней нестабильности применяется как средство для эффектного химического фокуса. Нестабильность вещества вызвана большой длиной связи N-I и большими относительными размерами трёх атомов иода, приходящихся на один атом азота, и, соответственно, низкой энергией активации реакции разложения. Является единственным известным взрывчатым веществом, способным детонировать от альфа-излучения и осколков деления тяжёлых ядер. Нерастворим в этаноле. Разлагается горячей водой, кислотами-окислителями, щелочами. Реакция разложения чистого вещества: 2NI3(тв.) -> N2 ^ \ + \ 3 I2 ^ ΔH = −290 кДж/моль. Аммиак, который присутствует в аддукте, является восстановителем для образующегося иода: 8NI3.NH3 -> 5 N2 ^ + 6 NH4I + 9 I2. Нитрид трииода подвергается гидролизу с образованием оксида азота (III) и йодоводородной кислоты: 2NI3 + 3H2O -> 6HI + N2O3. Йодид азота является окислителем, так, образованный in situ при добавлении раствора йода к раствору восстановителя в водном аммиаке, он окисляет гидрохинон до хингидрона и бензальдегид до бензойной кислоты. Синтез Аммиакаты нитрида трийода В результате реакции иода с водным аммиаком образуется взрывоопасное коричневое твёрдое вещество. При смешивании выпадает чёрный или бурый осадок, представляющий собой продукт присоединения аммиака к нитриду трииода: 3I2(s) + 5NH3(aq) -> NI3*NH3(s) + 3NH4I(aq). При реакции с безводным аммиаком в условиях низких температур образующийся продукт имеет состав NI3.(NH3)5, при нагревании он начинает терять часть аммиака. Этот аддукт впервые был описан Куртуа в 1812, окончательно его формулу определил в 1905 году. В твёрдом состоянии его структура состоит из цепочек -NI2-I-NI2-I-NI2-I -. Чистый нитрид трийода Впервые нитрид трийода NI3, свободный от связанного аммиака, был синтезирован в 1930 году взаимодействием дибромйодида калия KIBr2 с жидким аммиаком, у полученного в этой реакции продукта молярное отношение йода и азота составляло 1:3,04: 3 KIBr2 + 4 NH3 -> NI3 + 3 KBr + 3 NH4Br. Полученный NI3 сублимировался в вакууме при комнатной температуре и конденсировался в ловушке, охлаждаемой жидким воздухом. Также NI3 с низким выходом образуется при реакции нитрида бора BN с монофторидом иода IF в трихлорфторметане при : BN + 3 IF -> NI3 + BF3. Применение Вероятно, единственным практическим применением нитрида трийода является йодирование фенолов (и других электронобогащенных ароматических соединений), при этом NI3 получают in situ, добавляя к аммиачному раствору фенола раствор йода. Так, тимол в таких условиях йодируется в о-положение к гидроксилу с образованием йодтимола, а пиррол количественно йодируется до тетрайодпиррола. Вместе с тем, благодаря лёгкости получения и эффектности его взрывного разложения взрыв микроколичеств аммиаката йодида азота входит в число демонстрационных экспериментов в курсе неорганической химии. Регулирование По CFR § 172.101 запрещена перевозка. Литература Примечания Соединения иода Взрывчатые химические соединения Иод Галогениды азота Соединения азота по алфавиту


text: Гидрокси́д ка́лия () — неорганическое соединение с химической формулой . Бесцветные, очень гигроскопичные кристаллы, но гигроскопичность меньше, чем у гидроксида натрия. Водные растворы KOH имеют сильнощелочную реакцию. Получают электролизом растворов хлорида калия (KCl), применяют в производстве жидких мыльных средств, для получения различных соединений калия, для получения загустителей для некоторых видов густых мазеобразных смазок, используемых в различных механизмах. Тривиальные названия: едкое кали, каустический поташ, а также гидрат окиси калия, гидроокись калия, калиевая щёлочь, калиевый щёлок. Физические свойства Имеет вид бесцветных кристаллов. Может находиться в двух различных модификациях: моноклинной, устойчивой до 247 °C и кубической, аналогичной таковой у хлорида натрия (a = 0,533 нм, z = 4, пространственная группа Fm3m). Температура плавления 405 °C, кипения 1325 °C, плотность 2,044 г/см3. Растворим в воде — 107 г / 100 мл (15 °C). Химические свойства Взаимодействие с некоторыми солями с образованием нового основания и новой соли (при условии соблюдения правила Бертолле) 3 KOH + AlCl3 -> 3KCl + Al(OH)3 2 KOH + MgSO4 -> K2SO4 + Mg(OH)2 Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): KOH + HCl -> KCl + H2O 2KOH + H2SO4 -> K2SO4 + 2H2O Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды: 2KOH + CO_2 -> K_2CO_3 + H_2O 2KOH + SO_3 -> K_2SO_4 + H_2O Взаимодействие с некоторыми непереходными металлами в растворе с образованием комплексной соли и водорода: 2Al + 2KOH + 6H2O -> 2K [Al(OH)4] + 3H2 ^ Гидроксид калия получают электролизом растворов KCl, обычно с применением ртутных катодов, что даёт продукт высокой чистоты, не содержащий примеси хлоридов: 2KCl + 2H_2O -> 2KOH + H_2 ^ + Cl_2 ^ Электролиз расплава протекает по следующему уравнению: 4KOH -> 4K + 2H2O + O2 Именно так впервые были получены чистые натрий и калий британским химиком Г. Дэви. Применение Гидроксид калия является практически универсальным химическим соединением. Ниже приведены примеры материалов и процессы, в которых он используется: нейтрализация кислот, щелочные элементы, катализ моющие средства, буровые растворы, красители, удобрения, производство пищевых продуктов, газоочистка, металлургическое производство, переработка нефти, различные органические и неорганические вещества, производство бумаги, пестициды, фармацевтика, регулирование pH, карбонат калия и другие калийные соединения, мыла, синтетический каучук. В пищевой промышленности обозначается как пищевая добавка E525. Используется как регулятор кислотности, в качестве осушителя и средства для снятия кожицы с овощей, корнеплодов и фруктов. Он также используется в качестве катализатора в некоторых реакциях. Также используется для получения метана, поглощения кислотных газов и обнаружения некоторых катионов в растворах. Популярное средство в производстве косметической продукции, вступая в реакцию с жирными маслами, расщепляется и омыливает при этом масла. В качестве агента для растворения засоров канализационных труб, в виде сухих гранул или в составе гелей (наряду с гидроксидом натрия). Гидроксид калия дезагрегирует засор и способствует лёгкому продвижению его далее по трубе. В циркониевом производстве используется для получения обесфторенного гидроксида циркония. В сфере промышленной мойки продукты на основе гидроксида калия, нагретые до 50-60 °С, применяются для очистки изделий из нержавеющей стали от жира и других масляных веществ, а также остатков механической обработки. Используется в качестве электролита в щелочных (алкалиновых) батарейках. Также применяется в ресомации — альтернативном способе «захоронения» тел. 5 % раствор гидроксида калия используется в медицине для лечения бородавок. В фотографии используется, как компонент проявителей, тонеров, индикаторов тиосульфатов и для удаления эмульсии с фотографических материалов. Производство В промышленном масштабе гидроксид калия получают электролизом хлористого калия. Возможны три варианта проведения электролиза: электролиз с твёрдым асбестовым катодом (диафрагменный метод производства), электролиз с полимерным катодом (мембранный метод производства), электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым лёгким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути. Мембранный метод производства самый эффективный, но и самый сложный. В то время как диафрагменный и ртутный методы были известны соответственно с 1885 и 1892 гг., мембранный метод появился сравнительно недавно — в 1970 гг. Основной тенденцией в мировом производстве гидроксида калия в последние 10 лет является переход производителей на мембранный метод электролиза. Ртутный электролиз является устаревшей, экономически невыгодной и негативно действующей на окружающую среду технологией. Мембранный электролиз полностью исключает использование ртути. Экологическая безопасность мембранного метода заключается в том, что сточные воды после очистки вновь подаются в технологический цикл, а не сбрасываются в канализацию. При использовании данного метода решаются следующие задачи: исключается стадия сжижения и испарения хлора, водород используется для технологического пара, исключаются газовые выбросы хлора и его соединений. Мировым лидером в области мембранных технологий является японская компания «Асахи Касэй». В России производство гидроксида калия осуществляется мембранным (ООО «Сода-Хлорат») методом. Особенностью технологического оформления производства гидроксида калия является тот факт, что на аналогичных установках электролиза можно выпускать как едкое кали, так и каустическую соду. Это позволяет производителям без существенных капиталовложений переходить на производство гидроксида калия взамен каустической соды, производство которой не столь рентабельно, а сбыт в последние годы усложняется. При этом в случае изменений на рынке возможен безболезненный перевод электролизёров на производство ранее выпускавшегося продукта. Примером перевода части мощностей с производства гидроксида натрия на гидроксид калия может служить ОАО «Завод полимеров КЧХК», начавший промышленный выпуск едкого кали на пяти электролизерах в 2007 году. Меры предосторожности при обращении с гидроксидом калия Гидроксид калия — едкое, токсичное вещество, обладающее ярко выраженными щелочными свойствами. По степени воздействия на человеческий организм оно относится к веществам 2-го класса опасности. В чистом виде действует на кожу и слизистые оболочки прижигающим образом. Особенно опасным считается попадание (больших) частиц гидроксида калия в глаза. Поэтому все работы с этим веществом должны проводиться в резиновых перчатках и очках. Гидроксид калия разрушает бумагу, кожу и другие материалы органического происхождения. Предельно допустимая концентрация аэрозоля гидроксида калия в воздухе рабочих помещений составляет 0,5 мг/м3 в соответствии с ГОСТ 12.1.007-76. Гидроксид калия не горюч, пожаро- и взрывобезопасен. См. также Щёлочи Пищевые добавки Примечания Литература Ссылки К Химически активные вещества Щёлочи Соединения калия Пищевые добавки Фотографические реактивы


text: Кислота Каро (пероксомоносерная кислота, мононадсерная кислота) — неорганическое соединение с формулой HSO относящееся к классу надкислот. Соли кислоты Каро называются пероксомоносульфатами или кароатами. Внешний вид Бесцветные кристаллы. Температура плавления 45 °C. История открытия Открыта немецким химиком Генрихом Каро в конце XIX века. Методы синтеза Реакция хлорсульфоновой кислоты и пероксида водорода: Реакция пероксодисульфата калия и серной кислоты: Реакцией концентрированных пероксида водорода и серной кислоты: Реакции Окисляет анилин до нитробензола. Окисляет иодид-ион до иода. С ацетоном даёт пероксид ацетона. Применение Пероксомоносерная кислота применяется для дезинфекции (например плавательных бассейнов), а её щелочнометаллические соли применяются при делигнификации древесины. Аммонийные, калийные и натриевые соли кислоты Каро применяются как инициаторы радикальной полимеризации, травители, почвоулучшители и для обесцвечивания масел. Пероксомоносульфат калия KOSO2OOH используется как окислитель. Токсикология и безопасность Пероксомоносерная кислота является сильным окислителем, и в контакте с ней многие органические вещества воспламеняются. Примечания Неорганические кислородсодержащие кислоты Надкислоты Серосодержащие кислоты Окислители


text: Магнезиальная смесь — неоднозначное понятие. Магнезиальная смесь — раствор MgCl2 и NH4Cl в аммиачной воде. Применяется при гравиметрическом анализе фосфора и мышьяка (см. аналитическая химия). Смесь получают, растворяя 55 г хлористого магния, 105 г нашатыря NH4Cl в 650 см3 воды и 350 см3 24 % аммиака; Магнезиальная смесь — сухая строительная смесь на магнезиальном вяжущем (каустический магнезит MgO затворённый раствором хлорида магния MgCl2) (в том числе и цемент Сореля). Примечания


text: Мочеви́на (карбамид, урея) — химическое соединение, диамид угольной кислоты. Белые кристаллы, растворимые в полярных растворителях (воде, этаноле, жидком аммиаке). Исторические сведения Впервые была обнаружена в моче. Особое значение мочевине в истории органической химии придал факт её синтеза из неорганических веществ Фридрихом Вёлером в 1828 году: Это превращение является первым синтезом органического соединения из неорганического. Вёлер получил мочевину нагревом цианата аммония, полученного реакцией взаимодействия цианата калия с сульфатом аммония. Это событие нанесло первый удар по витализму — учению о жизненной силе. Свойства и реакционная способность Физические свойства Бесцветные кристаллы без запаха, кристаллическая решётка тетрагональная сингония (а = 0,566 нм, b = 0,4712 нм, c = 2); претерпевает полиморфные превращения кристаллов. Мочевина хорошо растворима в полярных растворителях (воде, жидком аммиаке и сернистом ангидриде), при снижении полярности растворителя растворимость падает. Мочевина нерастворима в неполярных растворителях (алканах, хлороформе). Растворимость ( % масс.): в воде — 40 (0 °C), 45 (10 °C), 51,83 (20 °C), 57,2 (30 °C), 63,8 (40 °C), 67,2(50 °C), 71,9 (60 °C), 79 (80 °C), 88 (100 °C); в жидком аммиаке — 49,2 (20 °C, 709 кПа), 90 (100 °C, 1267 кПа); в метаноле — 22 (20 °C); в этаноле — 5,4 (20 °C); в изопропаноле — 2,6 (20 °C); в изобутаноле — 6,2 (20 °C); в этилацетате — 0,08 (25 °C); в хлороформе — ~0 (не растворяется). Нуклеофильность Реакционная способность мочевины типична для амидов: оба атома азота являются нуклеофилами, то есть мочевина образует соли с сильными кислотами, нитрование с образованием N-нитромочевины, галогенируется с образованием N-галогенпроизводных. Мочевина алкилируется, образуя соответствующие N-алкилмочевины RNHCONH2, взаимодействует с альдегидами, образуя производные 1-аминоспиртов RC(OH)NHCONH2. В жёстких условиях мочевина ацилируется хлорангидридами карбоновых кислот с образованием уреидов (N-ацилмочевин): RCOCl + H2NCONH2 -> RCONHCONH2 + HCl. Взаимодействие мочевины с дикарбоновыми кислотами и их производными (сложными эфирами и т. п.) ведёт к образованию циклических уреидов и широко используется в синтезе гетероциклических соединений; так, взаимодействие с щавелевой кислотой ведёт к парабановой кислоте, а реакция с эфирами замещённых малоновых кислот — к 1,3,5-триоксипиримидинам — производным барбитурата, широко применявшимся в качестве снотворных препаратов: В водном растворе мочевина гидролизуется с образованием аммиака и углекислого газа, что обуславливает её применения в качестве минерального удобрения. Электрофильность Карбонильный атом углерода в мочевине слабоэлектрофилен, однако спирты способны вытеснять из мочевины аммиак, образуя уретаны: H2NCONH2 + ROH -> H2NCOOR + NH3. К этому же классу реакций относится взаимодействие мочевины с аминами, ведущее к образованию алкилмочевин: RNH2 + H2NCONH2 -> RNHCONH2 + NH3. и реакция с гидразином с образованием семикарбазида: H2NNH2 + H2NCONH2 -> H2NNHCONH2 + NH3 образование при нагревании биурета H2NCONHCONH2. Комплексообразование Мочевина образует комплексы — включения (клатраты) со многими соединениями, например с перекисью водорода CO(NH2)2.H2O2, используемой как удобная и безопасная форма «сухого» пероксида водорода (гидроперит). Способность мочевины образовывать комплексы включения с алканами используется для депарафинизации нефти. Причём мочевина образует комплексы только с Н-алканами, ибо разветвлённые углеводородные цепи не могут пройти в цилиндрические каналы кристаллов мочевины. Недавно обнаружена способность мочевины образовывать при смешении с хлоридом холина, хлоридом цинка и некоторыми другими веществами. Такие смеси имеют температуру плавления заметно ниже по сравнению с исходными веществами (часто даже ниже комнатной температуры). Биологическое значение Мочевина является конечным продуктом метаболизма белка у млекопитающих и некоторых рыб. Производные нитрозомочевин находят применение в фармакологии в качестве противоопухолевых препаратов. Концентрация мочевины определяется в биохимическом анализе крови и мочи. Нормы для сыворотки крови человека: дети до 14 лет — 1,8—6,4 ммоль/л взрослые до 60 лет — 2,5—8,32 ммоль/л взрослые старше 60 лет — 2,9—7,5 ммоль/л Экскреция мочевины с мочой у здорового взрослого человека составляет 26–43 г/сут (430–720 ммоль/сут). Данное исследование используется для оценки азотистого баланса и суточной потребности в белке и энергии. Промышленный синтез и использование Ежегодное производство мочевины в мире составляет примерно 100 миллионов тонн. В промышленности мочевина синтезируется реакцией Базарова из аммиака и углекислого газа при температуре 130—140 °C и давлении 200 атм.: 2NH3 + CO2 -> (NH2)2CO + H2O. По этой причине производства мочевины совмещают с аммиачными производствами. Карбамид следует изготовлять в соответствии с требованиями ГОСТ 2081-2010. Мочевина является крупнотоннажным продуктом, используемым в основном как азотное удобрение (содержание азота 46 %), и выпускается, в этом качестве, в устойчивом к слёживанию гранулированном виде. Другим важным промышленным применением мочевины является синтез мочевино-альдегидных (в первую очередь мочевино-формальдегидных) смол, широко использующихся в качестве адгезивов в производстве древесно-волокнистых плит (ДВП) и мебельном производстве. Производные мочевины — эффективные гербициды. Мочевина применяется для очистки от оксидов азота в SCR-катализаторе выхлопных газов в дизельных двигателях внутреннего сгорания для того, чтобы достичь предельного соответствия чистоты выхлопных газов нормативам Euro-4, Euro-5 и Euro-6, также в газоочистных установках ТЭС, котельных, мусоросжигательных заводов и т. п. по следующей реакции: (NH2)2CO + H2O -> 2NH3 + CO2, 6NO + 4NH3 -> 5N2 + 6H2O. Суммарный процесс: 2(NH2)2CO + 6NO -> 2CO2 + 5N2 + 4H2O Карбамид зарегистрирован в качестве пищевой добавки E927b. Используется, в частности, в производстве жевательной резинки. В медицинской практике в косметологии входит в состав крема для ног. Удобрение Мочевина содержит 46,63 % азота по массе. Бактерии выделяют фермент уреазу, который катализирует превращение мочевины в аммиак и углекислый газ. (NH2)2CO + H2O -> NH3 + H2NCOOH -> 2NH3 + CO2. Аммиак далее окисляется бактериями рода Nitrosomonas в нитрит: 2NH3 + 3O2 -> 2NO2^- + 2H^+ + 2H2O. Далее бактерии рода Nitrobacter окисляют нитрит в нитрат: 2NO2^- + O2 -> 2NO3^-. Растения поглощают из почвы ионы аммония и нитрат-ионы. Качественная реакция Для обнаружения мочевины используют появление жёлто-зелёного окрашивания при взаимодействии определяемого раствора с п-диметил-аминобензальдегидом в присутствии соляной кислоты. Предел обнаружения 2 мг/л. См. также Цикл мочевины Карбодиимиды Гидроксикарбамид Примечания Источники Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник: Справ. изд./ Под ред. А. А. Потехина и А. И. Ефимова. — 3-е изд., перераб. и доп. — Л.: Химия, 1991. — 432 с. ISBN 5-7245-0703-X Амиды карбоновых кислот Азотные удобрения Белковый обмен Пищевые добавки Продукция основного органического синтеза Амиды (неорганические) Биологический цикл азота Соединения азота по алфавиту


text: Натровая известь (, старое название — натристая известь, тривиальное название — натронная известь) — смесь едкого натра NaOH и гашёной извести Ca(OH)2. Представляет собой белую пористую массу. Свойства Поглощает воду (влагу из воздуха) и углекислый газ (CO2), переходя в смесь карбонатов: натрия Na2CO3 и кальция (кальцит) CaCO3. Применение Для поглощения кислых газов, например углекислого газа (CO2), в том числе системах дыхания замкнутого или полузамкнутого типа: Противогазах Водолазном снаряжении: с целью экономии дыхательной смеси и в тактических целях — убрать демаскирующие пузырьки во время выдоха Наркозных аппаратах с полузакрытым контуром: для экономии ингаляционных анестетиков Известно, что для нейтрализации углекислого газа выделяемого в течение суток одним человеком в помещении объёмом 6 м3, требуется около 5 кг поглотителя на основе натровой извести. Натровую известь невозможно регенерировать, вследствие чего для продолжительного пребывания живых существ в закрытом пространстве необходимы слишком большие запасы извести. В космических кораблях, например, стали применять для связывания углекислоты патроны с гидроокисью лития. Натровая известь применяется в лабораторных приборах в органическом анализе для определения азота по способу Вилля и Варрентраппа, для поглощения углекислоты, вместо раствора едкого калия, чаще всего при сжигании в открытой трубке по способу Маршана-Мульдера. Получение Для получения натровой извести в лабораторных условиях негашёную известь гасят концентрированным раствором чистого едкого натра, прибавляя последнего в количестве 2 частей CaO на 1 часть NaOH. Масса выпаривается досуха в железной чашке, слабо прокаливается в железном или гессенском тигле, разбивается на куски и просеивается через сита с целью рассортировки их по величине зерна и отделения от мелочи, которая тоже идет в дело, например при определении азота в органических соединениях по способу Варрентраппа и Вилля. Натровую известь хранят в хорошо закрытых сосудах, иначе она портится, притягивая влагу и углекислоту из воздуха. Качество натровой извести можно определить: не должна выделять аммиака при прокаливании с чистым сахаром, что укажет на отсутствие азотисто- и азотнокислых солей. Источники См. также Негашёная известь Гашёная известь Хлорная известь Ссылки Щёлочи Известь Соединения кальция по алфавиту


text: Хлори́д о́лова(II) (дихлори́д олова, двухло́ристое о́лово) — бинарное химическое соединение олова и хлора с формулой SnCl2, солянокислая соль олова. При нормальных условиях представляет собой белый порошок. Плавится и при кипении разлагается. При стоянии на воздухе постепенно гидролизуется влагой и окисляется O2. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при разбавлении раствора выпадает в осадок. Образует кристаллогидрат SnCl2∙2H2O, который имеет строение [Sn(H2O)Cl2]∙H2O («оловянная соль»). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель. Физические свойства Температура плавления 247 °C (кристаллогидрата 40,5 °C) Температура кипения 652 °C. Получение Растворение олова в соляной кислоте; Нагревание олова в токе хлороводорода - так получают безводную соль. Применение В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E512. Используется при крашении для протрав. Для химического лужения металлов. Примечания олово Соединения олова Пищевые добавки Галогениды олова


text: Хлори́д о́лова(IV) (тетрахлорстанна́н, тетрахлори́д о́лова, оловя́нное ма́сло, хло́рное о́лово, четырёххло́рное о́лово) — бинарное соединение олова и хлора с формулой SnCl4. Может рассматриваться как соль олова и соляной кислоты, а также как хлорпроизводное станнана. Тяжёлая бесцветная (иногда желтоватая) жидкость с плотностью 2,226 г/см3, кипит около 114 °C, затвердевает около −33 °C. На воздухе дымит. Алхимики называли её Spiritus fumans (fammus) Libavii («дымящий/дымящийся спирт Либавия»). История Вещество получено немецким врачом и химиком Андреасом Либавием в 1597 году. Мелкораспылённый тетрахлорид олова образует с парами воды густой дым и оказывает раздражающее действие на кожу, поэтому он использовался как дымообразователь и химическое оружие во время Первой мировой войны. Получение В лабораторных условиях тетрахлорид может быть получен одним из следующих способов: прямой синтез: (реакция сопровождается большим выделением тепла); хлорирование безводного дихлорида олова: Свойства При растворении в воде происходит гидролиз: Безводный хлорид олова (IV) — основной предшественник в химии оловоорганических соединений. Так, при обработке хлорида олова (IV) реактивом Гриньяра образуются соединения ряда тетраалкилолова: Такие же соединения образуются в реакции с алюминийорганическими веществами в присутствии диэтилового эфира: Безводный хлорид олова (IV) способен реагировать с соединениями тетраалкилолова с образованием оловоорганических хлоридов: Применение По сведениям ЭСБЕ SnCl4 служит прекрасным растворителем для многих веществ. Промежуточный продукт при производстве оловоорганических соединений. При производстве мыла, как стабилизатор для ароматизатора и антибактериальное средство. Как катализатор при полимеризации стирилена. Добавка для упрочнения стекла. Для химического лужения. Для произведения реакции карометилитоза. Производство фуксина. Производство цветных лаков, цветной керамики. Стабилизатор синтетических смол. Как катализатор при производстве фреонов гидрофторированием винилхлорида и винилиденхлорида. Добавка при готовке хлебобулочных изделий Примечания олова Галогениды олова Соединения олова Химическое оружие


text: Пова́ренная соль, или пищева́я соль (хлорид натрия, NaCl; употребляются также названия хлористый натрий, каменная соль, «столовая соль» или просто «соль») — пищевой продукт, представляющий собой бесцветные кристаллы. Соль природного (морского) происхождения почти всегда имеет примеси других минеральных солей, которые могут придавать ей оттенки разных цветов (как правило, серого, бурого, розового). Производится в разных видах: крупного и мелкого помола, чистая, йодированная, нитритная и так далее. В зависимости от чистоты делится на сорта экстра, высший, первый и второй. Технологии добычи поваренной соли Самосадочная соль добывается из «соляных водопадов» путём природного испарения морской воды из каверн. Садочная соль добывается с глубин соляных озёр либо в соляных пещерных озёрах. Добыча садочной соли осуществляется в тёплый сезон в местностях с подходящим климатом путём естественного испарения садочной рапы в искусственных плоских бассейнах. В регионах с холодным климатом используется метод вымораживания. Каменная соль добывается методом разработки шахт. Не подвергается тепловой и водной обработке. Выварочная соль добывается путём выпаривания из соляных растворов (из естественных подземных рассолов или полученных методом накачивания водой через буровые скважины пластов каменной соли). Биологическая роль Соль жизненно необходима для жизнедеятельности человека, равно как всех прочих живых существ. Ион хлора в соли является основным материалом для выработки соляной кислоты — важного компонента желудочного сока. Ионы натрия вместе с ионами других элементов участвуют в передаче нервных импульсов, сокращении мышечных волокон, поэтому недостаточная их концентрация в организме приводит к общей слабости, повышенной утомляемости и другим нервно-мышечным расстройствам. При этом переизбыток натрия вызывает задержку жидкости и повышение кровяного давления. О необходимом количестве соли в рационе существуют разные данные. Всемирная организация здравоохранения рекомендует ограничивать потребление натрия 2 граммами в день для взрослых, что соответствует 5 граммам поваренной соли. Американские медики рекомендуют ограничивать потребление соли чайной ложкой в день для здоровых людей (около 6 г), или даже меньшим количеством (менее 4 г) из расчёта, что в поваренной соли содержится примерно 40 % натрия (рекомендуемое количество может увеличиваться при занятиях, связанных с тепловым стрессом, повышенным потоотделением или некоторых болезнях). При этом следует учитывать, что в это количество входит соль в полуфабрикатах, соусах, консервах и тому подобном, а источниками натрия могут являться и другие продукты сами по себе или пищевые добавки. Признаками нехватки соли являются головная боль и слабость, головокружение, тошнота. Улучшение самочувствия после добавления соли в пищу, а также отличные консервационные свойства соли в эпохи, когда иные методы длительного сохранения пищевых продуктов были неизвестны, породили к ней особое отношение как к ценному продукту. Издревле племена охотников и скотоводов удовлетворяли потребность в соли, используя в пищу мясопродукты, иногда в сыром виде. Земледельческие же народы потребляют в основном растительную пищу, бедную хлористым натрием. Производство В глубокой древности соль добывалась сжиганием некоторых растений (например, орешника или других лиственных деревьев) в кострах; образовывавшуюся золу использовали в качестве приправы. Для повышения выхода соли их дополнительно обливали солёной морской водой. Самые древние солеварни на территории Европы и Передней Азии найдены в ходе раскопок одного из первых городов в Европе — поселения Провадия-Солницата на черноморском побережье Болгарии. Данное поселение с середины VI тысячелетия до нашей эры представляло собой крупный центр производства поваренной соли; вода из местного соляного источника выпаривалась в массивных глинобитных печах куполообразной формы. К концу V тысячелетия до н. э. производство соли достигло здесь промышленных масштабов, увеличившись до 4—5 тонн. Не менее двух тысяч лет назад добыча соли стала вестись также выпариванием морской воды. Этот способ вначале появился в странах с сухим и жарким климатом, где испарение происходило естественным путём; по мере его распространения воду стали подогревать искусственно. В северных районах, в частности на берегах Белого моря, способ был усовершенствован: пресная вода замерзает раньше солёной, а концентрация соли в оставшемся растворе соответственно увеличивается. Таким образом из морской воды одновременно получали пресную воду и концентрированный рассол, который затем вываривали с меньшими энергетическими затратами. Также соль добывается промышленной очисткой добытого из залежей галита (каменной соли), располагающихся на месте высохших морей. Российский рынок соли На начало 2006 года российский рынок соли оценивается в 3,6 млн тонн в год, по другим данным — 4,56 млн тонн, из которых 0,56 млн тонн — пищевые расходы, а 4 млн тонн — использование соли в промышленных целях, в основном — химических. Из иностранных поставщиков основными являются украинские и белорусские. Мировой рынок соли В 2017 году соль занимала 647-е место среди наиболее продаваемых товаров на мировом рынке, с объёмом 2,39 млрд долл. США. Крупнейшими экспортёрами соли в 2017 году были Австралия (308 млн долл.), Нидерланды (283 млн долл.), Индия (272 млн долл.), Германия (221 млн долл.) и Мексика (151 млн долл.); крупнейшими импортёрами — Япония (242 млн долл.), Китай (212 млн долл.), Германия (173 млн долл.) и Индонезия (167 млн долл.). Доля России в мировом экспорте соли — 0,3 % (7,14 млн долл.), в импорте — 3,7 % (89,2 млн долл.). Применение Кормовой продукт в животноводстве и ветеринарии Пищевой продукт В приготовлении пищи соль употребляется как важная специя. Соль имеет хорошо знакомый каждому человеку характерный вкус, без которого пища кажется пресной. Такая особенность соли обусловлена физиологией человека, но люди зачастую потребляют соли больше, чем необходимо для физиологических процессов. Соль обладает слабыми антисептическими свойствами; содержание соли в количестве 10—15 % предотвращает развитие гнилостных бактерий, что служит причиной её широкого применения в качестве консерванта пищи и иных органических масс (кожи, древесины, клея). Сейчас существует множество экзотических сортов соли: копчёная французская, четверговая соль, , гималайская чёрная кала намак и санчал[en], перуанская розовая, гималайская розовая (добывается вручную в горах Гималаи, в основном в Пакистане и пр.); в некоторых ресторанах (например, в таиландском курортном Пхукете) существует даже специальность «солевой сомелье». В соли, поступающей в продажу, содержание NaCl составляет от 97 % (второй сорт) до 99,7 % (экстра), остальная доля приходится на различные примеси (сульфат натрия, хлорид калия и др.), а также зачастую добавки. Чаще всего добавляют йодиды и карбонаты, а в последние годы фториды. Добавка фторидов используется для профилактики зубных заболеваний. С 1950-х годов добавлять фторид в соль стали в Швейцарии. Злоупотребление солью По данным Всемирной организации здравоохранения, систематический приём избыточного по сравнению с физиологической нормой количества соли приводит к повышению кровяного давления и, как следствие, — к разнообразным болезням сердца и почек, раку желудка и остеопорозу. Всемирная организация здравоохранения установила физиологическую норму для одного человека в размере 5 граммов соли в день. В Европе и США, однако, средний житель потребляет около 10 граммов. Во многих странах Европы и штатах США развёрнуты программы по разъяснению губительных последствий злоупотребления солью. В Англии принят закон, требующий сообщать на этикетках пищевых продуктов о содержании в них соли. В Финляндии удалось снизить потребление соли на треть, благодаря чему смертность от инсультов и инфарктов уменьшилась на 80 %. Исследования, которые проводились в европейских странах, показали, что в период беременности женщина должна потреблять обычное количество соли. Злоупотребление солью может привести к ослаблению системы кровообращения, гипертонии, но и недостаток соли вреден. Сильное ограничение в соли может ухудшить отёки, плохо повлиять на развитие почек у будущего ребёнка, что может спровоцировать гипертонию в будущем. В США продаются различные продукты, рекламируемые как «соль с пониженным содержанием натрия» (). Уменьшение содержания натрия достигается за счёт снижения количества поваренной соли на единицу объёма. Один из вариантов производства — частичное замещение хлорида натрия другими химическими соединениями, такими как хлорид калия или магния. Другой вариант — изменение исходной кристаллической структуры соли («снежинки» вместо характерных призм), в результате чего её объёмная плотность уменьшается (0,76 г/см3 против 1,24 г/см3 у «обычной» соли), и одна ложка продукта содержит на треть меньше натрия (и соли как таковой). Бессолевая диета Бессолевая диета применяется только в лечебных целях и проводится под наблюдением специалиста. Она назначается при заболеваниях почек и мочевыводящих путей. В ходе диеты может происходить снижение веса за счёт потери воды как следствие уменьшения концентрации соли в организме. Бессолевую диету не следует назначать себе самостоятельно. Химическая промышленность Поваренная соль используется в промышленности для получения соды, хлора, соляной кислоты, гидроксида натрия и металлического натрия. Противообледенительный реагент Соль, будучи смешанной со льдом (в том числе в форме снега), вызывает его таяние (плавление). Образовавшийся водно-солевой раствор имеет температуру кристаллизации ниже 0 °C, зависящую от количества соли в растворе (чем выше концентрация, тем ниже температура кристаллизации раствора). Это явление используется для очистки дорог от льда и снега. Культурное значение соли в России Существует аломантия — гадание с помощью соли. Известно, что, уходя из таёжного приюта, охотники непременно оставляют спички и соль для случайных путников. На Руси среди православных было принято в Страстной четверг готовить так называемую «четверговую соль» — крупную соль смешивали с квасной гущей или мякишем ржаного хлеба и перекаливали на сковороде, после чего толкли в ступе. Четверговую соль употребляли с пасхальными яйцами и некоторыми другими блюдами. В геральдике Примечания Литература Заозерская Е. И. Соляные промыслы на Руси XIV—XV вв. // История СССР. 1970. No 6. С. 95—109. Богданова А. В. Соляной промысел Соловецкого монастыря накануне секуляризации 1764 г // Вестник ПСТГУ. Сер. 2: История. История Русской Православной Церкви. — 2014. — Вып. 1 (56). — С. 31-49. Ссылки Соль: история и факты Технологии добычи соли Соль и здоровье Василий Песков. Окно в природу: щепотка соли Необычные кристаллы поваренной соли Соль Соли Консерванты


text: Ру́дничный газ — в основном метан () — горючий, бесцветный газ, выделяющийся из каменноугольных (метан угольных пластов), иногда металлических и каменно-соляных рудников, и в смеси с воздухом (6—16 об. рудничного газа на 94—84 об. воздуха) образующий гремучую смесь, воспламенение которой в рудниках приводит к взрывам и, часто, к многочисленным человеческим жертвам. В порах угля и окружающих горных породах рудничный газ зачастую находится под значительным давлением (до 30 атм.). Его выделение может быть постепенным или внезапным, наиболее опасно второе. Запах рудничного газа зависит от примеси паров тяжёлых углеводородов. «Кающийся грешник» В старину, до того как была изобретена шахтёрская лампочка, газу обычно давали распространиться по галереям и смешаться с воздухом. Затем эту смесь поджигали — конечно, предварительно удалив рабочих, — и она взрывалась. Человека, который производил взрыв, в Англии называли «Пожарным», а во Франции «Кающимся грешником». На него надевали мокрое платье, маску со стеклом для защиты глаз и в руки давали длинный шест с факелом на конце. «Пожарный» ложился наземь и полз в галерею, наполненную газом. Там он находился до тех пор, пока не раздавался взрыв. Литература Газы Рудники Угледобыча Метан


text: Сульфа́т свинца́(II) (свинцо́вый купоро́с, серноки́слый свине́ц) — неорганическое соединение, свинцовая соль серной кислоты, имеющая формулу PbSO4. В природе распространён как минерал англезит. Применяется как компонент пигментов. Образуется в свинцово-кислотных аккумуляторных батареях при разряде. Физические свойства Температура плавления: 1170 °C (с разложением) Практически не растворим в воде. Токсичность Как и большинство соединений свинца, сульфат свинца ядовит. Токсическое действие проявляется при поступлении вещества в организм через пищеварительный тракт, лёгкие, а также при непосредственном контакте с кожей. При попадании в организм накапливается, вызывая повреждение почек, нарушение зрения, поражение центральной нервной системы. При попадании в глаза оказывает местное раздражающее действие. Ссылки Свин Соли свинца Ядовитые вещества


text: Соли Тутто́на (шени́ты) — двойные комплексные соли общей формулы M2I MII (SO4)2·6H2O. В качестве металла MI могут выступать Cs, K, NH4, Rb, Tl (катионы лития и натрия слишком малы). В качестве металла MII могут выступать Cd, Co, Cr, Cu, Fe, Mg, Mn, Ni, V, Zn. Название «шениты» произошло от минерала шенита, . Соли Туттона кристаллизуются в моноклинной решётке с пространственной группой P21/a. История Наиболее известным представителем является соль Мора. В 1949 году появилось несколько работ, посвящённых изучению магнитных свойств квасцов и солей Туттона при температурах ниже 0,1 К. Особый интерес вызвал эффект Яна — Теллера в таких комплексах. Применение Применяются в качестве прекурсоров для твердофазного синтеза смешанных оксидов, например, ферритов. Примечания Сульфаты


text: Гексанитрокобальта́т(III) ка́лия (соль Фи́шера) — неорганическое комплексное соединение с формулой K3[Co(NO2)6]. Аналогичное растворимое в воде соединение с катионами натрия носит название реактив Фишера и является качественным реактивом на ионы калия. Свойства Соль Фишера представляет собой жёлтые кристаллы. Из-за жёлтого цвета также имеет названия Кобальт жёлтый и Индийская жёлтая. Плотность 2,64 г/см3, плохо растворима в воде (0,02 % по массе) и этаноле (0,0025 %). Кристаллы с кубической решёткой. Разлагается при кипячении с водой, а также выше 200 °C. Получение Кипячение раствора соли кобальта, подкисленного уксусной кислотой, с избытком нитрита калия: Применение Применяется в качестве пигмента для художественных красок и для росписи на стекле и фарфоре. Реактив для обнаружения Bi, Hg и других металлов. Комплексные соединения кобальта Соли калия


text: Хлориды ртути: Каломель (HgCl) — хлорид ртути(I); Сулема (HgCl) — хлорид ртути(II);


text: Суперфосфа́т — наиболее распространённое простое минеральное фосфорное удобрение. Удобрение содержит гипс и другие примеси (фосфаты железа и алюминия, кремнезём, соединения фтора и др.). Разновидности Простой суперфосфат, смесь Ca(H2PO4)2*H2O и CaSO4 Серый порошок, почти не слёживаемый, среднерассеиваемый; в удобрении 23—29,5 % усваиваемого растениями P2O5. Гранулированный суперфосфат получают из простого (порошковидного), увлажняя его и окатывая в гранулы (диаметр их в основном 2—4 мм) во вращающихся барабанах. Имеет повышенную рассеиваемость. Двойной суперфосфат, Ca(H2PO4)2·H2O Содержит 45—48 % усваиваемой растениями P2O5, очень мало гипса, выпускается преимущественно гранулированным. В состав аммонизированного суперфосфата, кроме 14—19,5 % P2O5 входит не менее 1,6 % аммиака; марганизированного суперфосфата — 1,5—2,5 % марганца; борного суперфосфата — 0,1—0,3 % бора; молибденового суперфосфата — 0,1 % молибдена. Получение суперфосфата Получают простой суперфосфат из фосфоритов, обрабатывая их серной кислотой, по реакции: Объём промышленного производства в России и странах бывшего СССР в настоящее время постоянно снижается, уступая производству комплексных удобрений. Получение двойного суперфосфата Для получения двойного суперфосфата фосфорит обрабатывают фосфорной кислотой, полученной из апатита или фосфорита и серной кислоты. Отличается от простого суперфосфата небольшим содержанием гипса, поэтому является более концентрированным удобрением. Применение Суперфосфат применяют на всех почвах в качестве основного предпосевного, припосевного (лучше гранулированный суперфосфат) удобрения и в подкормки. Особенно эффективен на щелочных и нейтральных почвах. В кислой почве фосфорная кислота удобрения превращается в труднодоступные растениям фосфаты алюминия и железа. В этом случае действие суперфосфата повышается при смешивании его перед внесением с фосфоритной мукой, известняком, мелом, перегноем при применении на известкованных полях (см. Известкование почв). История До середины XIX века в сельском хозяйстве в качестве фосфорсодержащих удобрений применялись костная мука, экскременты животных и человека (в основном в виде гуано). Но запасы гуано быстро кончались, а растворимость костной муки была недостаточна для эффективного поступления фосфора в растения. В 1840 году немецкий ученый Юстус фон Либих продемонстрировал, что эффективность костной муки как удобрения значительно увеличивалась после обработки серной кислотой. В 1842 году в Англии этот процесс был запатентован, а продукт получил название «суперфосфат». В 1843 году начала работу первая фабрика по переработке костной муки в Англии. В США коммерческое производство суперфосфата началось в 1852 году. Пик потребления простого суперфосфата был достигнут в 1940-х годах, после чего его начали сильно теснить на рынке двойной суперфосфат и аммонийфосфаты. В осажденном Ленинграде смесью суперфосфата (три части) с водой (одна часть) обмазывали деревянные конструкции чердаков жилых домов и объектов от зажигательных бомб. См. также Пик фосфора Примечания Литература Суперфосфа́т // Сельскохозяственный энциклопедический словарь / Редкол.: В. К. Месяц (гл. ред.) и др. — М.: Советская энциклопедия, 1989. — С. 528. — 565 с., с ил. — 100 000 экз. Фосфаты кальция Фосфорные удобрения


text: Оксид титана(IV) (диоксид титана, двуокись титана, титановые белила, пищевой краситель E171) TiO2 — амфотерный оксид четырёхвалентного титана. Является основным продуктом титановой индустрии (на производство чистого титана идёт лишь около 5 % титановой руды). Строение Оксид титана существует в виде нескольких модификаций. В природе встречаются кристаллы с тетрагональной сингонией (анатаз, рутил) и ромбической сингонией (брукит). Искусственно получены ещё две модификации высокого давления — ромбическая IV и гексагональная V. При нагревании и анатаз, и брукит необратимо превращаются в рутил (температуры перехода соответственно 400—1000 °C и около 750 °C). Основой структур этих модификаций являются октаэдры TiO6, то есть каждый ион Ti4+ окружён шестью ионами O2−, а каждый ион O2− окружён тремя ионами Ti4+. Октаэдры расположены таким образом, что каждый ион кислорода принадлежит трём октаэдрам. В анатазе на один октаэдр приходятся 4 общих ребра, в рутиле — 2. Нахождение в природе В чистом виде в природе встречается в виде минералов рутила, анатаза и брукита (по строению первые два имеют тетрагональную, а последний — ромбическую сингонию), причём основную часть составляет рутил. Третье в мире по запасам рутила месторождение находится в Рассказовском районе Тамбовской области. Крупные месторождения находятся также в Чили (Cerro Bianco), канадской провинции Квебек, Сьерра-Леоне. Свойства Физические, термодинамические свойства Чистый диоксид титана — бесцветные кристаллы (желтеют при нагревании). Для технических целей применяется в раздроблённом состоянии, представляя собой белый порошок. Не растворяется в воде и разбавленных минеральных кислотах (за исключением плавиковой). Температура плавления для рутила — 1870 °C (по другим данным — 1850 °C, 1855 °C) Температура кипения для рутила — 2500 °C. Плотность при 20 °C: для рутила 4,235 г/см3 для анатаза 4,05 г/см3 (3,95 г/см3) для брукита 4,1 г/см3 Температура разложения для рутила 2900 °C Температура плавления, кипения и разложения для других модификаций не указана, так как они переходят в рутильную форму при нагревании (см. выше). Вследствие более плотной упаковки ионов в кристалле рутила увеличивается их взаимное притяжение, снижается фотохимическая активность, увеличиваются твёрдость (абразивность), показатель преломления (2,55 — у анатаза и 2,7 — у рутила), диэлектрическая постоянная. Химические свойства Диоксид титана амфотерен, то есть проявляет как осно́вные, так и кислотные свойства (хотя реагирует главным образом с концентрированными кислотами). Медленно растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя соответствующие соли четырёхвалентного титана: При сплавлении с оксидами, гидроксидами, карбонатами образуются титанаты — соли титановой кислоты (амфотерного гидроксида титана TiO(OH)2) C пероксидом водорода даёт ортотитановую кислоту: При нагревании с аммиаком даёт нитрид титана: При нагревании восстанавливается углеродом и активными металлами (Mg, Ca, Na) до низших оксидов. При нагревании с хлором в присутствии восстановителей (углерода) образует тетрахлорид титана. Нагревание до 2200 °C приводит сначала к отщеплению кислорода с образованием синего Ti3O5 (то есть TiO2Ti2O3), а затем и тёмно-фиолетового Ti2O3. Гидратированный диоксид TiO2nH2O [гидроксид титана(IV), оксо-гидрат титана, оксогидроксид титана] в зависимости от условий получения может содержать переменные количества связанных с Ti групп ОН, структурную воду, кислотные остатки и адсорбированные катионы. Полученный на холоде свежеосаждённый TiO2nH2O хорошо растворяется в разбавленных минеральных и сильных органических кислотах, но почти не растворяется в растворах щелочей. Легко пептизируется с образованием устойчивых коллоидных растворов. При высушивании на воздухе образует объёмистый белый порошок плотностью 2,6 г/см3, приближающийся по составу к формуле TiO22H2O (ортотитановая кислота). При нагревании и длительной сушке в вакууме постепенно обезвоживается, приближаясь по составу к формуле TiO2H2O (метатитановая кислота). Осадки такого состава получаются при осаждении из горячих растворов, при взаимодействии металлического титана с HNO3 и т. п. Их плотность ~ 3,2 г/см3 и выше. Они практически не растворяются в разбавленных кислотах, не способны пептизироваться. При старении осадки TiO2nH2O постепенно превращается в безводный диоксид, удерживающий в связанном состоянии адсорбированные катионы и анионы. Старение ускоряется кипячением суспензии с водой. Структура образующегося при старении TiO2 определяется условиями осаждения. При осаждении аммиаком из солянокислых растворов при рН < 2 получаются образцы со структурой рутила, при рН 2—5 — со структурой анатаза, из щелочной среды — рентгеноаморфные. Из сульфатных растворов продукты со структурой рутила не образуются. Кроме того, под воздействием ультрафиолетовых лучей способен разлагать воду и органические соединения. Токсические свойства, физиологическое действие, опасные свойства Регистрационный номер ООН — UN2546 При вдыхании TLV (предельная допустимая концентрация): как TWA (средневзвешенная во времени концентрация, США) — 10 мг/м3 A4 (ACGIH 2001). ПДК в воздухе рабочей зоны — 10 мг/м3 (1998) IARC (МАИР) относит оксид титана к (потенциально канцерогенный) в случае вдыхания наночастиц. В качестве пищевой добавки E171 Оценки безопасности пищевой добавки E171 (Оксид титана) со стороны EFSA (European Food Safety Authority): был разрешён к пищевому применению до 2022 года директивой 94/36/EEC (в отдельных формах), ADI не установлен, MoS 2250 мг/кг. В конце 2010-х появилось несколько публикаций INRA об исследовании оксида титана на мышах или на малом числе пациентов. Агентство EFSA направило авторам статей ряд вопросов и не нашло причин для переоценки рисков на основании данных публикаций, остаётся в силе мнение 2016 года. В США по данным FDA допускается использование красителя — пищевой добавки E171 (Оксид титана) в пищевых продуктах (на уровне не более 1 % по массе), в косметике, в составе лекарственных препаратов, что подтверждается CFR Title 21 (Food and Drugs) Chapter I Subchapter A Part 73 (LISTING OF COLOR ADDITIVES EXEMPT FROM CERTIFICATION) — § 73.575 Titanium dioxide. C 2020 года запрещена во Франции. В 2021 году Европейское агентство по безопасности продуктов питания постановило, что в связи с новыми данными о наночастицах диоксид титана «более не может рассматриваться в качестве безопасной пищевой добавки», его генотоксичность, которая может вести к канцерогенным эффектам, не может сбрасываться со счетов, а «безопасный уровень дневного потребления этой пищевой добавки невозможно установить». Европейский комиссар по здравоохранению анонсировал планы по запрету его использования на территории Европейского Союза По данным Роспотребнадзора пищевая добавка E171 разрешена для применения на территории России Добыча и производство Мировое производство диоксида титана на конец 2004 года достигло приблизительно 5 миллионов тонн. Основные производители и экспортёры диоксида титана: (Пори, Финляндия, Дуйсбург и Крефельд, Германия) «Крымский Титан» (Армянск, ) «Сумыхимпром» (Сумы, Украина) (Норденхам, Германия) (Оклахома-Сити, США) DuPont (, штат Миссисипи, , штат Теннесси, , штат Делавэр, США; Альтамира, Мексика; , Тайвань; Убераба, Бразилия) В последние годы чрезвычайно быстро растёт производство диоксида титана в Китае. Сумской государственный институт минеральных удобрений и пигментов (МИНДИП) в своих научно-исследовательских работах особое место уделяет технологиям получения оксида титана (IV) сульфатным способом: исследование, разработка новых марок, модернизация технологии и аппаратурного оформления процесса. Существуют два основных промышленных метода получения TiO2: из ильменитового (FeTiO3) концентрата и из тетрахлорида титана. Поскольку запасов ильменита для удовлетворения нужд промышленности явно недостаточно, значительная часть TiO2 производится именно из тетрахлорида титана. Производство диоксида титана из ильменитового концентрата Первый завод по производству титановых белил из природного титанового минерала ильменита FeTiO3 был построен в Норвегии в 1918 г., однако первые промышленные партии белил имели жёлтый цвет из-за примесей соединений железа и плохо подходили для живописи, так что фактически белые титановые белила стали использоваться художниками лишь в 1922—1925 гг. При этом следует указать, что до 1925 г. были доступны лишь композитные титановые пигменты на базе барита или кальцита. До 1940-х гг. двуокись титана выпускалась в кристаллической модификации — анатаз (β-TiO2) тетрагональной сингонии с показателем преломления ~2,5 Технология производства состоит из трёх этапов: получение растворов сульфата титана (путём обработки ильменитовых концентратов серной кислотой). В результате получают смесь сульфата титана и сульфатов железа (II) и (III), последний восстанавливают металлическим железом до степени окисления железа +2. После восстановления на барабанных вакуум-фильтрах отделяют растворов сульфатов от шлама. Сульфат железа(II) отделяют в вакуум-кристаллизаторе. гидролиз раствора сульфатных солей титана. Гидролиз проводят методом введения зародышей (их готовят, осаждая Ti(OH)4 из растворов сульфата титана гидроксидом натрия). На этапе гидролиза образующиеся частицы гидролизата (гидратов диоксида титана) обладают высокой адсорбционной способностью, особенно по отношению к солям Fe3+, именно по этой причине на предыдущей стадии трёхвалентное железо восстанавливается до двухвалентного. Варьируя условия проведения гидролиза (концентрацию, длительность стадий, количество зародышей, кислотность и т. п.), можно добиться выхода частиц гидролизата с заданными свойствами, в зависимости от предполагаемого применения. термообработка гидратов диоксида титана. На этом этапе, варьируя температуру сушки и используя добавки (такие, как оксид цинка, хлорид титана) и используя другие методы, можно провести рутилизацию (то есть перестройку оксида титана в рутильную модификацию). Для термообработки используют вращающиеся барабанные печи длиной 40—60 м. При термообработке испаряется вода (гидроксид титана и гидраты оксида титана переходят в форму диоксида титана), а также диоксид серы. Производство диоксида титана из тетрахлорида титана В 1938—1939 гг. способ производства изменился — появился так называемый хлорный метод производства белил из тетрахлорида титана, благодаря чему титановые белила стали выпускаться в кристаллической модификации рутил (α-TiO2) — также тетрагональной сингонии, но с другими параметрами решётки и несколько бо́льшим по сравнению с анатазом показателем преломления 2,61. Существуют три основных метода получения диоксида титана из его тетрахлорида: гидролиз водных растворов тетрахлорида титана (с последующей термообработкой осадка) парофазный гидролиз тетрахлорида титана (основан на взаимодействии паров тетрахлорида титана с парами воды) при 400 °C. термообработка тетрахлорида (сжигание в токе кислорода). Процесс обычно ведётся при температуре 900—1000 °C Применение Основные применения диоксида титана: производство лакокрасочных материалов, в частности, титановых белил — 57 % от всего потребления (диоксид титана рутильной модификации обладает более высокими пигментными свойствами — светостойкостью, разбеливающей способностью и др.); производство пластмасс — 21 %; производство ламинированной бумаги — 14 %; производство декоративной косметики; производство огнеупорной бумаги; фотокаталитические бетоны. Другие применения — в производстве резиновых изделий, стекольном производстве (термостойкое и оптическое стекло), как огнеупор (обмазка сварочных электродов и покрытий литейных форм), в косметических средствах (мыло и т. д.), в фармакологической промышленности в качестве пигмента и наполнителя некоторых лекарственных форм (таблетки и т.д.), в пищевой промышленности (пищевая добавка E171). Используется в процессах очистки воздуха методом фотокатализа. Ведутся исследования по использованию диоксида титана в фотохимических батареях — ячейках Гретцеля, в которых диоксид титана, являющийся полупроводником с широкой запрещённой зоной 3-3,2 эВ (в зависимости от кристаллической фазы) и развитой поверхностью, сенсибилизируется органическими красителями. Запрет ЕС 7 февраля 2022 года в ЕС вступил запрет на использовании диоксида титана (E171) в пищевой промышленности. Переходный период продлится 6 месяцев. Применение диоксида титана в фармацевтической промышленности пока сохранится в связи с отсутствием альтернативных веществ. Цены и рынок Цены на диоксид титана отличаются в зависимости от степени чистоты и марки. Так, особо чистый (99,999 %) диоксид титана в рутильной и анатазной форме стоил в сентябре 2006 года 0,5—1 доллара за грамм (в зависимости от размера покупки), а технический диоксид титана — 2,2—4,8 доллара за килограмм в зависимости от марки и объёма покупки. Примечания Литература Ахметов Т. Г., Порфирьева Р. Т., Гайсин Л. Г. и др. Химическая технология неорганических веществ: в 2 кн. Кн. 1. — Под ред. Т. Г. Ахметова. — М.: Высшая школа, 2002. — ISBN 5-06-004244-8. С. 369—402. Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. I. — Изд. 3-е, испр. и доп. М.: Химия, 1973. — С. 644, 648. Химическая энциклопедия (электронная версия). — С. 593, 594 Химия: Справ. изд. / В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. 2-е изд., стереотип. — М.: Химия, 2000. С. 411. Ссылки TiO2 — Titanium Dioxide | Двуокись титана (диоксид титана) - Свойства, область применения, производители диоксида титана Международная карта химической безопасности для диоксида титана Titanium dioxide - Информация из Химической базы данных Акронского университета Оксиды титана Пигменты Пищевые красители титана(IV) Фармация