text: Сульфа́т аммо́ния-желе́за(II) (соль Мо́ра) — неорганическое соединение, двойная сернокислая соль железа и аммония с формулой Fe(NH4)2(SO4)2. Свойства Химическая формула: FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O (или Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O). Представляет собой неярко сине-зелёные моноклинные кристаллы. Растворяется в воде. Растворимость соли Мора в воде равна безводного вещества в воды при 20 °C. В кислоте растворимость несколько больше. Устойчива на воздухе. Парамагнетик. Соль Мора используется в медицине (добавляется в пищу, или в виде фармакопейного препарата, при нехватке в организме больного железа), для определения уробилина, в фармацевтике. Применение Соль Мора применяется в научно-исследовательских работах и химических лабораториях как удобная форма препарата железа(II): для определения концентрации (титра) перманганата калия в растворах, при определении концентраций хрома и ванадия в растворах этилового спирта и эфира. В растворах ион Fe2+ даже слабыми окислителями легко окисляется до Fe3+. Также, в виде концентрированных растворов, применяется для пропитки древесины для защиты её от гниения. Имеет и другие применения. Соль названа в честь немецкого химика Карла Фридриха Мора (1809—1879). См. также Сульфат аммония-железа(III) Соли аммония Сульфаты Соли железа Соединения железа по алфавиту Двойные соли


source: wikipedia

text: Тиоантимона́т на́трия (Соль Шли́ппе, химическая формула — NaSbS · 9H2O) — неорганическая соль, названная в честь своего изобретателя — Карла Шлиппе. При стандартных условиях, тиоантимонат натрия — жёлтые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Название Соль была названа в честь своего изобретателя — российского химика Карла Шлиппе Физические свойства Представляет собой жёлтые кристаллы кубической сингонии, пространственная группа P 23, параметры ячейки a = 1,1957 нм, Z = 4 . Жёлтые кристаллы плотность 1,806 г/см; Тпл. = 87 °C; Ткип. = 234 °C (с разложением); хорошо растворим в воде; На воздухе, соль разрушается, покрываясь красной плёнкой сульфида сурьмы. Химические свойства При нагревании разлагается с потерей кристаллизационной воды: Разлагается в кислой среде с образованием осадка сульфида сурьмы(V) Получение Сплавление сульфида натрия с серой и сульфидом сурьмы(III): Растворение сульфида сурьмы(V) в растворе сульфида натрия: Ссылки Сульфиды Соединения сурьмы Неорганические вещества Соединения натрия


text: Терми́т: Термиты — отряд насекомых. Термитная смесь — горючая смесь алюминия или магния с оксидами различных металлов. П-15 «Термит» — противокорабельная ракета. Термит - бренд одежды.


text: Тиомочевина — CS(NH2)2 — диамид тиоугольной кислоты, тиокарбамид, белые кристаллы горького вкуса и запахом жареного лука, tпл 180—182 °C (при быстром нагревании; при медленном — разлагается); умеренно растворима в воде, метаноле, пиридине, хорошо — в 50 %-ном водном пиридине. Тиомочевину применяют в органическом синтезе, для получения лекарственных препаратов (напр., сульфидина). Синтез Тиомочевина может быть получена изомеризацией роданида аммония, этот синтез аналогичен классическому синтезу мочевины из цианата аммония (кислородного аналога роданида) по Вёлеру: Вместе с тем, в отличие от мочевины, тиомочевина при нагревании находится в равновесии с роданидом аммония: равновесная смесь при температуре 140 °C содержит 28,1 % тиомочевины, при 156 °C — 26,7 %, при 180 °C — 21,8 %. Подобно синтезу мочевины из аммиака и диоксида углерода, тиомочевина также может быть синтезирована при взаимодействии аммиака и сероуглерода: Тиомочевину также получают взаимодействием H2S или сульфидов аммония либо щелочных металлов с цианамидом кальция CaCN в водных растворах: Реакционная способность Структура молекулы тиомочевины может быть представлена мезомерными канонической тиоамидной формой и тиоимидными формами, несущими отрицательный заряд на атоме серы и положительный на атомах азота амидинового фрагмента: В результате атом серы является сильным нуклеофильным центром и тиомочевина протонируется по атому серы с образованием солей с сильными кислотами. Атаки мягких электрофилов также направляются на атом серы: тиомочевина алкилируется алкилгалогенидами и алкилсульфатами с образованием изотиурониевых солей: Аналогично протекает реакция тиомочевины с арилдиазониевыми солями. S-алкилирование тиомочевины также является первой стадией её взаимодействия с эпоксидами, ведущего к образованию тииранов (эписульфидов): Ацилирование тиомочевины галогенангидридами и ангидридами карбоновых кислот, в зависимости от условий реакции, может протекать как по сере (в мягких условиях), так и по азоту (в жестких условиях). Альдегиды и кетоны с присоединяются к тиомочевине, образуя гидроксиалкилтиомочевины, которые при отщеплении воды превращаются в N-тиокарбамоилимины: H2NC(S)NH2 + R2CO H2NC(S)NHC(OH)R2 H2NC(S)NHC(OH)R2 H2NC(S)N=CR2 Тиомочевина реагирует с бифункциональными электрофилами, образуя гетероциклические соединения. Так, например, с α-галогенкетонами тиомочевина (и её N-замещенные производные)образует 2-аминотиазолы: при взаимодействии с 1,3-дикарбонильными соединениями - 2-меркаптопиримидины: Применение Алкилирование тиомочевины используется алкилирование с образованием алкилтиурониевых солей и их последующим щелочным гидролизом: используется как препаративный метод синтеза алифатических тиолов: Преимуществом этого метода являются легкая очистка перекристаллизацией тиурониевых солей и достаточно высокие общие выходы тиолов. Алкилтиурониевые соли также используются для синтеза как гуанидина аммонолизом, так и алкилгуанидинов взаимодействием с аминами в щелочной среде: Et-S-C(NH2)2+ + R-NH2 R-NHC(=NH)NH2 + EtSH + H+ , синтеза алкилсульфонилхлоридов путем окислениея их N-хлорсукцинимидом (NCS): R-S-C(NH2)2+Cl- + NCS R-SO2Cl , Тиомочевина широко используется в синтезе гетероциклических соединений (тиобарбитураты конденсацией с малоновыми эфирами, 2-меркаптопитимидинов при конденсации с ацеталями малонового диальдегида, 2-аминотиазолов конденсацией с α-галогенкетонами). Тиомочевина также используется в качестве ингибитора кислотной коррозии сталей. Примечания Литература Фитогормоны Тиокарбонильные соединения Ингибиторы коррозии


text: Хло́рная и́звесть (белильная известь, в просторечии хло́рка) — смешанный хлорид-гипохлорит кальция или техническая смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Процесс производства отбеливающего порошка из хлора и гашёной извести изобретён в 1799 году Чарльзом Теннантом. Получение Получают при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция. Реакция протекает по нескольким путям: Cl2 + Ca(OH)2 -> CaCl(OCl) + H2O 2 Cl2 + 2Ca(OH)2 -> Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2 H2O В зависимости от условий (температура, влажность) может происходить смещение в пользу выхода гипохлорита или хлорида кальция. Реальный продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(ClO)2, CaCl2, Ca(OH)2 и кристаллизационной воды. Если исходный гидроксид был достаточно чистым, а обработка хлором велась до полного насыщения и с соблюдением температурного режима, то состав свежеприготовленной хлорной извести может быть довольно точно выражен формулой Ca(OCl)2·CaCl2·Ca(OH)2·2H2O, которую для большего удобства можно формализовать как 3Ca(OH)2·2Cl2. Свойства При обычных условиях хранения хлорная известь медленно разлагается, в основном, по схеме 2 Ca(Cl)OCl + CO2 -> CaCl2 + CaCO3 + Cl2O ^, теряя при этом около 5 % активного хлора в год. Под действием влажного воздуха, содержащего углекислый газ, хлорная известь превращается в хлорноватистую кислоту: 2 Ca(Cl)OCl + CO2 + H2O -> CaCl2 + CaCO3 + 2 HOCl ^. При действии соляной кислоты на хлорную известь выделяется хлор: Ca(Cl)OCl + 2 HCl -> CaCl2 + Cl2 + H2O, 2 Ca(Cl)OCl -> 2 CaCl2 + O2 ^ (термическое разложение), CaCl(OCl) + H2SO4 -> CaSO4 + H2O + Cl2. В растворе (при нагревании или на свету), содержащийся в смеси гипохлорит подобно другим гипохлоритам диспропорционирует: 3 Ca(OCl)2 -> Ca(ClO3)2 + 2 CaCl2. Применение, опасность применения Широко используется для отбеливания и дезинфекции, а также для удаления известкового налёта. В прошлом применялась в промышленной добыче золота методом хлоринационного выщелачивания. Выделяющийся при реакции гипохлорита кальция и соляной кислоты хлор реагировал с золотом с образованием водорастворимых хлоридов золота. Хлорная известь — едкое, коррозионно-активное вещество. Вещество умеренно-токсично. LD50 на крысах — 850 мг/кг. Гипохлорит и гидроксид кальция принадлежат к III классу опасности в соответствии с ГОСТ 12.1.007-76. ПДК хлора в рабочей зоне — 1 мг/м3 (класс опасности 2 по гигиеническим нормативам). Примечания Литература Ссылки Отбеливающие вещества Гипохлориты Известь Соединения кальция по алфавиту


text: Хромовая смесь — смесь концентрированной серной кислоты и дихромата калия; при действии серной кислоты на бихромат образуется хромовый ангидрид CrO3. Хромовая смесь является одним из сильнейших окислителей. Широко используется в лабораторной технике для мытья стеклянной химической посуды, а также применяется в отбеливающем процессе обращаемой фотографии. Состав и приготовление хромовой смеси Существует много рецептур этого распространённого лабораторного препарата. Состав 1: Дихромат калия — 60 г Концентрированная серная кислота — 80 мл Вода — 270 мл Состав 2: Дихромат калия — 15 г Концентрированная серная кислота — 500 мл Состав 3: Дихромат калия — 50 г Концентрированная серная кислота — 1 л Состав 4: Дихромат калия — 10 г Концентрированная серная кислота — 100 мл Вода — 10-20 мл (если при приготовлении хромпика было добавлено много воды, то из раствора выпадает оранжевый осадок, чтобы его растворить необходимо добавить дополнительное количество серной кислоты) Состав 5 (по ГОСТ 4517-87): Дихромат калия — 9,20 г Концентрированная серная кислота — 100 мл Для приготовления смеси хромовой (раствор бихромата калия с массовой долей 5 % в серной кислоте), бихромат калия, растертый в порошок, помещают в фарфоровую чашку, прибавляют 100 см3 концентрированной серной кислоты и нагревают на кипящей водяной бане, помешивая стеклянной палочкой до полного растворения бихромата калия. Хромовую смесь хранят в посуде со стеклянной пробкой. Смесь пригодна до тех пор, пока она не приобретет зеленый цвет. Для приготовления хромовой смеси растворяют в тёплой воде дихромат калия, раствор охлаждают, и затем осторожно при перемешивании добавляют серную кислоту (добавлять кислоту в водный раствор дихромата, но не наоборот!). Смесь сильно нагревается, а раствор приобретает тёмно-коричневый цвет. Стеклянную посуду выдерживают в хромовой смеси несколько минут, при необходимости — пару дней, а затем тщательно промывают в проточной воде. На хорошо обезжиренном стекле вода растекается тонким слоем, не собираясь в капли. В результате протекающих реакций окисления органических веществ хромовый ангидрид восстанавливается до сульфата хрома(III), в результате чего использованная хромовая смесь постепенно изменяет цвет на зелёный. Примечания Неорганические вещества Химические методы


text: Цементи́т (; ) — карбид железа, химическое соединение с формулой Fe3C. Описание Концентрация углерода в цементите — 6,67 % по массе — предельная для железоуглеродистых сплавов. Цементит — метастабильная фаза; образование стабильной фазы — графита во многих случаях затруднено. Цементит имеет орторомбическую кристаллическую решётку, очень твёрд и хрупок, слабо магнитен до 210 °C.В зависимости от условий кристаллизации и последующей обработки цементит может иметь различную форму — равноосных зёрен, сетки по границам зёрен, пластин, а также видманштеттову структуру. Цементит в разных количествах, в зависимости от концентрации, присутствует в железоуглеродистых сплавах уже при малых содержаниях углерода. Формируется в процессе кристаллизации из расплава чугуна. В сталях выделяется при охлаждении аустенита или при нагреве мартенсита. Цементит является фазовой и структурной составляющей железоуглеродистых сплавов, составной частью ледебурита, перлита, сорбита и троостита. Цементит — представитель так называемых фаз внедрения, соединений переходных металлов с лёгкими металлоидами. В фазах внедрения велики доля как ковалентной, так и металлической связи. Твёрдость по Бринеллю больше 800 кг/мм2. Первичный цементит кристаллизуется из жидкого сплава; Вторичный цементит — из аустенита; Третичный цементит — из феррита. Химические свойства Серый, относительно твёрдый, термически устойчивый. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. разлагается при температуре выше 1650 °C: Разлагается кислотами (концентрированная): Реагирует с кислородом: Водородная коррозия: Примечания Литература Уманский Я.С., Скаков Ю.А., Физика металлов, М., 1978. Кузьмин Б. А., Самохоцкий А. И., Кузнецова Т. Н. Металлургия, металловедение и конструкционные материалы. — М., "Высшая школа", 1971. — 352 с. Ссылки Энциклопедия «Кругосвет»® Карбиды Металловедение Материаловедение Фазы железоуглеродистых сплавов


text: Окси́д цирко́ния(IV) (диокси́д цирко́ния, двуо́кись цирко́ния) — бинарное неорганическое соединение кислорода и циркония с химической формулой ZrO2. Бесцветные кристаллы с температурой плавления 2715 °C. Оксид циркония — один из наиболее тугоплавких оксидов металлов. Диоксид циркония проявляет амфотерные свойства, нерастворим в воде и водных растворах большинства кислот и щелочей, однако растворяется в плавиковой кислоте: Растворяется в концентрированной серной кислоте с добавлением сульфата аммония при длительном нагревании: Взаимодействует с расплавами щелочей: Может быть переведён в растворимое состояние с помощью хлорирования в присутствии углерода: Диоксид циркония существует в трёх кристаллических формах: стабильная моноклинная, встречающаяся в природе в виде минерала бадделеита. метастабильная среднетемпературная тетрагональная, присутствующая во многих циркониевых керамиках. Переход тетрагональной фазы диоксида циркония в моноклинную сопровождается увеличением объёма, что увеличивает прочность таких керамик: механические напряжения у вершины растущей микротрещины инициируют фазовый переход тетрагональной модификации в моноклинную, и, как следствие, локальные увеличения объёма и, соответственно, давления, что стабилизирует микротрещину, замедляя её рост. нестабильная высокотемпературная кубическая. Крупные прозрачные кристаллы кубического диоксида циркония, стабилизированные примесями оксидов магния, иттрия, кальция, церия или других металлов, благодаря высокому показателю преломления и дисперсии применяются в ювелирном деле в качестве имитации алмазов; в СССР такие кристаллы получили название фианитов, от Физического института Академии наук, где были впервые синтезированы. Встречается также в природе в виде очень редкого минерала тажеранита. Чистый диоксид циркония претерпевает фазовое превращение из моноклинного (стабильного при комнатной температуре) в тетрагональный (примерно при 1173 °С), а затем в кубический (около 2370 °С) по следующей схеме: моноклинный <->[1173~^\circ\text{C}] тетрагональный <->[2370~^\circ\text{C}] кубический <->[2690~^\circ\text{C}] плавление В промышленности диоксид циркония используется в производстве огнеупоров на основе циркония, керамик, эмалей, стёкол. Применяется в стоматологии для изготовления зубных коронок. Применяется в качестве сверхтвёрдого материала. В быту используется в качестве материала для недорогих керамических ножей, преимуществом которых является отсутствие необходимости в затачивании. Недостатком таких изделий является устойчивое окрашивание их поверхности следами продуктов или металлов при трении, а также хрупкость — при неаккуратном обращении лезвие покрывается сколами и теряет остроту, и может разбиться. При нагревании диоксид циркония проводит ток, что иногда используется для получения нагревательных элементов, устойчивых на воздухе при очень высокой температуре. Нагретый диоксид циркония способен проводить ионы кислорода как твёрдый электролит. Это свойство используется в промышленных анализаторах кислорода и топливных элементах. См. также Стабилизированный оксидом иттрия диоксид циркония Литература циркония(IV) Сверхтвёрдые материалы циркония(IV)


text: Тена́рова синь, ко́бальтовая синь — (Co(II)Al2)O4 — оксид диалюминия-кобальта(II). Синяя алюминиево-кобальтовая краска. Названа именем Луи Жака Тенара. Приготовляется прокаливанием глинозёма или алюмината натрия с солями (например, галоидными) кобальта:2Al2(SO4)3 + 2Co(NO3)2 → 2Co(AlO2)2 + 6SO3 + 4NO2↑ + O2↑ Употребляется как пигмент для акварельных и масляных красок. К числу недостатков тенаровой сини следует отнести то, что при вечернем освещении она кажется грязно-фиолетовой. Литература Минеральные краски Синие краски Соединения кобальта Алюминаты Пигменты


text: Нитра́т серебра́(I), также азотноки́слое серебро́, «а́дский ка́мень», ля́пис (от «карандаш» ← «камень») — неорганическое соединение, соль переходного металла серебра и неорганической азотной кислоты с формулой AgNO, бесцветные ромбические кристаллы, легко растворимые в воде. Весьма токсичен, как и все растворимые соли серебра. Канцерогенные свойства нитрата серебра тщательно не изучены. Не образует кристаллогидратов. Получение Нитрат серебра может быть получен растворением серебра в азотной кислоте по реакции: Ag + 2HNO3 -> AgNO3 + NO2 ^ + H2O. Этот способ применяют и в промышленности, используют рудное или вторичное серебро с последующей кристаллизацией нитрата серебра из раствора. Физические свойства Плотность — 4,352 г/см3. Температура плавления — 209,7 °C, энтальпия плавления 12,1 кДж/моль. При температуре выше 300 °C начинает разлагаться на серебро, кислород и оксид азота(IV), при 440 °C разлагается полностью. Теплоёмкость 93,0 Дж/(моль·К). Энтальпия образования −124,5 кДж/моль. Энтропия 140,9 Дж/(моль·К) при 298 К. Хорошо растворим в воде, растворимость при 20 °C; с ростом температуры растворимость растёт ( при 60 °C, при 80 °C), в присутствии азотной кислоты резко снижается. Другие растворимости (при 20 °C): в метиловом спирте — ; в этиловом спирте — ; в ацетоне — ; в пиридине — . Хорошо растворим в ацетонитриле. Нитрат серебра(I) обладает жгуче-кислым вкусом. При комнатной температуре образует кристаллы . При температуре выше 159,5 °C переходит в кристаллы . Энтальпия полиморфного перехода 2,47 кДж/моль. Химические свойства Нитрат серебра является реактивом на соляную кислоту и соли соляной кислоты, поскольку взаимодействует с ними с образованием белого творожистого осадка хлорида серебра, нерастворимого в азотной кислоте: HCl + AgNO3 -> AgCl v + HNO3, NaCl + AgNO3 -> AgCl v + NaNO3. Образует осадки с водными растворами бромидов, иодидов, фосфатов, тиоцианатов, цианидов, сульфидов и сульфатов. При нагревании разлагается, выделяя металлическое серебро: 2AgNO3 -> [350~^\circ\text{C}] 2Ag\ +\ 2NO2\ +\ O2. Реагирует с щёлочью с образованием оксида серебра: 2AgNO3 + 2NaOH -> Ag2O + 2NaNO3 + H2O, при взаимодействии раствора в этаноле со щёлочью при −50 °C образуется гидроксид серебра: AgNO3\ + KOH ->[{- 50~^\circ\text{C}}][\ce{C2H5OH}] AgOH\ + KNO3 v. Применение Нитрат серебра применяется: в гальванотехнике, производстве зеркал и неорганическом синтезе как источник ионов серебра; в аналитической химии как реактив на хлориды; в фотографии как компонент проявителей, усилителей и других растворов, в производстве фотоэмульсий; в медицине, как средство для прижигания кожи и бактерицидное средство. Использование в медицине Нитрат серебра используется в медицине в виде сплава нитрата серебра и нитрата калия, иногда отлитый в виде палочек — ляписного карандаша для прижигания и стерилизации ран, удаления мелких бородавок. Лечебное действие нитрата серебра заключается в подавлении жизнедеятельности микроорганизмов, в небольших концентрациях он действует как прижигающее, противовоспалительное и вяжущее средство, а концентрированные растворы, как и кристаллы AgNO3, прижигают живые ткани. Впервые ляпис (адский камень) применили врачи Ян-Баптист ван Гельмонт и Франциск де ла Бое Сильвий, которые научились получать нитрат серебра взаимодействием металла с азотной кислотой. Они обнаружили, что прикосновение к кристаллам полученного вещества приводит к появлению на коже чёрных пятен, а при длительном контакте — глубоких ожогов. Особенности обращения, биологическое действие Нитрат серебра(I) в высоких концентрациях ядовит. Минимальная смертельная доза (ЛД50) для собак — 20 мг/кг, для кроликов — 130 мг/кг. ПДК нитрата серебра(I) в воздухе рабочей зоны — 0,5 мг/м3, ПДК в воде — 0,05 мг/дм3 (с обязательным контролем по ионам серебра). Класс опасности — 2 (вещества высокоопасные) согласно ГОСТ 12.1.007-76. Как и все нитраты, является сильным окислителем. Вещество коррозионно-активно, при контакте с кожей может вызывать химические ожоги. Оставляет на коже чёрные пятна. Галерея Примечания Литература Ссылки Аптечные старожилы . Антисептики и дезинфицирующие средства серебра Соединения азота по алфавиту Фотографические реактивы


text: Пла́виковая кислота́ (фтороводоро́дная кислота́, фтористоводоро́дная кислота́, гидрофторидная кислота́) — водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов. Название «плавиковая кислота» происходит от плавикового шпата, из которого получают фтороводород. Соли плавиковой кислоты называют фторидами, все растворимые в воде фториды очень токсичны (в больших количествах). Сама кислота также очень токсична. Свойства Физические Бесцветная легкоподвижная жидкость с резким запахом и обжигающим «уксусным» вкусом. Растворение фтористого водорода в воде сопровождается довольно значительным выделением тепла (59,1 кДж/моль). Для него характерно образование содержащей 38,6 % HF и кипящей при 114 °C азеотропной смеси (по другим данным 37,5 % и tкип 109 °C). Такая азеотропная смесь получается в конечном счёте при перегонке как концентрированной, так и разбавленной кислоты. При низких температурах фтористый водород образует нестойкие соединения с водой состава Н2О·HF, Н2О·2HF и Н2О·4HF. Наиболее устойчиво из них первое (tпл −35 °C), которое следует рассматривать как фторид гидроксония — [Н3O]F. Второе является гидрофторидом гидроксония [Н3O][HF2]. Химические Плавиковая кислота — кислота довольно слабая (средней силы) (константа диссоциации составляет 6,8, степень диссоциации 0,1 н. раствора 9 %), однако она разъедает стекло и другие силикатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре. Реакция идёт с выделением газообразного фторида кремния (SiF4): . Реагирует со многими металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с образованием фторидов (свинец не растворяется в плавиковой кислоте, так как на его поверхности образуется нерастворимый фторид PbF2; медь, серебро, ртуть, сурьма, висмут, вольфрам, золото, платина и платиновые металлы не растворяются, так как в ряду напряжений находятся после водорода), не действует на парафин, который используют при хранении этой кислоты. Техническая плавиковая кислота Техническая плавиковая кислота обычно содержит ряд примесей — Fe, Rb, As, кремнефтористоводородную кислоту Н2SiF6, SO2 и др. Для грубой очистки её перегоняют в аппаратах из платины или свинца, отбрасывая первые порции дистиллята. Для получения более чистой кислоты техническую кислоту переводят в гидрофторид калия, затем разлагают его нагреванием, растворяя фтористый водород в дистиллированной воде. Крепкая плавиковая кислота (более 60 % HF) может сохраняться и транспортироваться в стальных ёмкостях, но разъедает стекло. Для хранения плавиковой кислоты и работы с ней в лабораторных условиях требуются сосуды из тефлона, полиэтилена и других пластмасс. Применение Крупный потребитель фтороводородной кислоты — алюминиевая промышленность. Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травления силикатного стекла (например — нанесение надписей — для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода. Для травления кремния в полупроводниковой промышленности. В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов. Получение фторидов, кремнефторидов и борфторидов, фторорганических соединений, а также соответствующих кислот (кремнефтороводородная кислота и борфтороводородная кислота), синтетических смазочных масел и пластических масс. Для растворения силикатов при различного рода анализах. В процессе алкилирования, в качестве катализатора в реакции изобутана и олефина. Требования безопасности Плавиковая кислота пожаро- и взрывобезопасна. При превышении ПДК возможны острые и хронические отравления с изменением крови и кроветворных органов, органов пищеварительной системы, отёк лёгких. Обладает выраженным эффектом при вдыхании, раздражающим действием на кожу и слизистые оболочки глаз (вызывает болезненные ожоги и изъязвления); кожно-резорбтивным, эмбриотропным, мутагенным и кумулятивным действием. Плавиковая кислота — токсичное вещество. В соответствии с ГОСТ 12.1.007.76 плавиковая кислота является токсичным высокоопасным веществом по воздействию на организм (2-го класса опасности). При попадании на кожу в первый момент не вызывает сильной боли, легко и незаметно всасывается, но через короткое время вызывает отёк, боль, химический ожог и общеядовитое действие. Симптомы от воздействия слабо концентрированных растворов могут появиться через сутки и даже более после попадания их на кожу. При попадании в кровь через кожу связывает кальций крови и может вызвать нарушение сердечной деятельности. Ожоги площадью более чем 160 см2 опасны возможными системными токсическими проявлениями. Токсичность плавиковой кислоты и её растворимых солей, предположительно, объясняется способностью свободных ионов фтора связывать биологически важные ионы кальция и магния в нерастворимые соли (). Поэтому для лечения последствий воздействия плавиковой кислоты часто используют глюконат кальция как источник ионов Ca2+. Пострадавшие участки при ожогах плавиковой кислотой промываются водой и обрабатываются 2,5 % гелем глюконата кальция. Тем не менее, поскольку кислота проникает сквозь кожу, простого промывания недостаточно и необходимо обращение к врачу для проведения лечения. Высокую эффективность показали внутриартериальные инфузии хлорида кальция. Предельно допустимая концентрация (ПДК) плавиковой кислоты: Примечания Соединения фтора Галогеноводороды Неорганические кислоты


text: Ацетáт свинцá (II) (свинец уксуснокислый, ацетáт свинцá(2+)) — органическое химическое соединение, свинцовая соль уксусной кислоты. Химическая формула: Pb(CH3COO)2. Образует кристаллогидраты: Pb(CH3COO)2·3H2O (свинцовый сахар) и Pb(CH3COO)2·10H2O. В нормальных условиях представляет собой прозрачные кристаллы. Тригидрат имеет сладкий вкус, однако, как и многие другие соединения свинца, токсичен. Исторические сведения В качестве побочного продукта ацетат свинца образовывался при приготовлении так называемого «дефрутума» (выпаренного в свинцовых котлах виноградного сока, см. Вино в Древнем Риме), который широко использовался в древнеримской кулинарии как подсластитель. Существуют предположения, что вызывавшиеся свинцовым сахаром хронические отравления были одним из факторов ухудшения здоровья жителей Римской империи. Получение Ацетат свинца(II) получают взаимодействием уксусной кислоты с оксидом или карбонатом свинца(II): С уксусной кислотой свинец реагирует слабо, но если добавить пероксид водорода, то реакция идёт быстрее. Синтез ацетата свинца: в термостойкий стакан кладут металлический свинец и заливают его азотной кислотой, в ходе чего образуется нитрат свинца, который имеет бледно-желтоватый цвет. Эту смесь заливают горячей водой и, после растворения нитрата свинца, фильтруют на воронке с бумажным или ватным фильтром. В полученный раствор добавляют гидроксид натрия или калия, в результате чего выпадает осадок, который отстаивается, промывается водой, снова отстаивается, лишняя жидкость сливается, и остаётся белый осадок гидроксида свинца, который заливается уксусной кислотой до полного растворения осадка. Эту смесь выпаривают до получения концентрированного раствора и ставят в прохладное место — постепенно в ней происходит образование и выпадение в осадок кристаллов ацетата свинца. При выпаривании раствора ацетата свинца (II) выпадают кристаллы тригидрата Pb(CH3COO)2·3H2O. Для получения кристаллов безводного ацетата свинца необходимо проводить упаривание при большом избытке уксусной кислоты. Физические свойства Образует бесцветные прозрачные кристаллы. Безводный ацетат свинца плавится при 280 °С с частичной возгонкой и разложением на Pb, CO2, H2O и ацетон. Наиболее изучен тригидрат ацетата свинца. Он образует бесцветные прозрачные кристаллы, которые при 75 °С плавятся в собственной кристаллизационной воде, а при 100 °С начинают разлагаться (скорее всего — гидролиз). Кристаллы тригидрата ацетата свинца принадлежат к моноклинной сингонии, пространственная группа С 2/m, параметры элементарной ячейки a = 1,585 нм, b = 0,730 нм, c = 0,910 нм, α=109,8. Химические свойства Аналитические реакции на ацетат свинца Качественные реакции определяют наличие ионов свинца (II): реакция с иодидом калия даёт жёлтый (золотистый) осадок, который частично растворяется при нагревании и снова выпадает в виде золотистых пластинок при охлаждении раствора (золотой дождь): реакция с сероводородной водой с образованием чёрного осадка сульфида свинца: Применение В настоящее время ацетат свинца используется в аналитической химии, крашении, ситценабивном деле, как наполнитель шёлка и для получения других соединений свинца. В прошлом применялся в косметических средствах, но из-за высокой токсичности был запрещён. В медицине В медицине ранее использовали водный раствор ацетата свинца, так называемую «свинцовую воду» или «свинцовую примочку» в качестве наружного противовоспалительного и вяжущего средства. В настоящий момент ацетат свинца в клинической практике практически не применяется. Входит в состав российского аптечного препарата паста Теймурова. Токсичность Ацетат свинца токсичен, нейротоксичен и канцерогенен, как и все другие соединения этого тяжёлого металла. Для ацетата свинца ПДК составляет 0,01 мг/м3, полулетальная доза LD для мышей: 100 мг/кг. Симптомы острого отравления Металлический вкус во рту, боли в животе, рвота, понос (стул чёрного цвета), олигурия, коллапс, кома. Симптомы хронического отравления Потеря аппетита и веса (вплоть до кахексии), запор, апатия или раздражительность, быстрая утомляемость, головная боль, металлический вкус во рту, серая кайма на дёснах. Более выраженная интоксикация сопровождается периодической рвотой, нарушением координации, болями в конечностях, в суставах, расстройствами чувствительности, параличами мышц-разгибателей кисти и стопы, нарушением менструального цикла, выкидышами. В литературе М. Е. Салтыков-Щедрин упоминает об использовании ацетата свинца при изготовлении поддельных вин: На бочку вливается ведро спирта, и затем, смотря по свойству выделываемого вина: на мадеру — столько-то патоки, на малагу — дёгтя, на рейнвейн — сахарного свинца и так далее. Эту смесь мешают до тех пор, пока она не сделается однородною, и потом закупоривают... См. также Ацетат свинца(IV) Примечания Ссылки R. K. Rajaram and J. K. Mohana Rao (1982). Crystal structure of lead acetate trihydrate. Zeitschrift für Kristallographie: Vol. 160, No. 3-4, pp. 225–233. свинца Соли свинца