2. Прокаливание гидроксидов или гидратированных оксидов, например:

Cu(OH)2 = CuO + H2O; SnO2 • пН2О = SnO2 -f яН2О 3. Нагревание солей, разлагающихся с образованием летучих кислотных оксидов (карбонатов, сульфатов, сульфитов, нитратов и др.), например:

СиСОз = CuO -f СО2 2Cu(NO3)2 = 2СиО + 4NO2 + О2

Свойства. Оксиды многих неметаллов, за исключением СО, N0, ЫгО, соответствуют кислотам. Они часто получаются в результате термического разложения кислоты или образуют ее при взаимодействии с водой (кислотные оксиды), например:SO3 + H2O ^=ь H2SO4Оксиды металлов в высоких степенях окисления (+V)—(-{-VII) также относятся к кислотным оксидам. Например, триоксид хрома при взаимодействии с водой дает хромовую кислоту:СгОз + Н2О = Н2Сг04Оксиды металлов в низких степенях окисления от (+1) До (-{-IV) являются основными либо амфотерными оксидами; им соответствуют основные или амфотерные гидроксиды, например:

СаО + Н2О ч=* Са(ОН)2; А12О, + ЗН2О ^=*= 2А1(ОН),

Большинство оксидов металлов в обычных условиях не реагируют с водой, и поэтому отвечающие им гидроксиды получают косвенным путем, например через соли:CuO + 2НС1 = CuCl2 + Н2О CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl

Основные оксиды при взаимодействии с типичными кислотными оксидами и кислотами образуют соответствующие соли; так же протекают реакции между кислотными оксидами и типичными основными оксидами или основаниями. Амфотерные оксиды и с кислотными, и с основными оксидами образуют' соли.Гидроксиды обязательно содержат группу —О—Н. В зависимости от того, связана ли гидроксигруппа с атомами металла или неметалла, гидроксиды будут обладать основными, кислотными или амфотерными свойствами.Большинство гидроксидов металлов мало растворимо в воде и осаждается при их получении из водного раствора, например:CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 (т) + Na2SO4

Обычно при комнатной температуре гидроксиды выпадают в виде слизистых, хлопьевидных, часто окрашенных осадков, в которых содержание воды выше, чем это следует из стехиометрической формулы, поэтому им приписывается .состав яолигидрата оксида. Стехиометритеский состав может достигаться при нагревании полигидратированного оксида, но обычно образуются частично обезвоженные гидроксиды-оксиды типа АЮ(ОН) или ТЮ(ОН)2Окраска малорастворимых гидроксидов:

белая —А1(ОН)3, АЮ(ОН), Zn(OH)2, Cd(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Bi(OH)3, BiO(OH), Mg(OH)2;светло-зеленая или почти белая — Fe (ОН) 2 [на воздухе этот гидроксид становится коричневым из-за перехода в FeO(OH)];

светло-коричневая или почти белая — Мп(ОН)2 [на воздухе становится темно-коричневым из-за перехода в МпО(ОН) и МпО2]; ярко-зеленая — Ni(OH)2; серо-голубая —Сг(ОН)3 и СгО(ОН); голубая — Си (ОН) г; розовая — Со(ОН)2; темно-коричневая — FeO(OH).Гидроксиды серебра(I) н ртути(П) очень неустойчивы и при комнатной температуре спонтанно распадаются на оксиды и воду. При нагревании разлагаются и остальные гидроксиды.

Пероксиды обязательно содержат кислородную цепь —О—О— (пероксогруп-па), их можно рассматривать как производные перокенда водорода Н—О—О—Н. Важнейшими представителями являются пероксид натрия Na2O2 и пероксид бария ВаОг: они содерхсат пероксид-ионы О|~. Если в составе оксида нет цепи —О—О—, то такое соединение нельзя называть пероксидом, например РЬО2 (структурная формула О = РЬ = О) представляет собой оксид свинца (IV). Органические пероксиды широко используются как катализаторы полимеризации.Надпероксиды металлов содержат цепочечный ион О^; например, при сгорании калия образуется надпероксид кадия КО2.

41 халькогены. Свойства Металлические свойства возрастают от кислорода к полонию. В целом элементы О и S — неметаллы; Se и Те обнаруживают повышение металлического характера, например в свободном виде Se существует в металлической и неметаллической модификациях, а Те — только в металлической; Ро — металл.Гидроксиды элементов VIA группы в высшей степени окисления отвечают кислотам H2SO4, H2Se04 (сильные кислоты) и НвТеО6 (слабая кисло-та). Гидроксиды этих элементов в степени окисления (+IV) соответствуют слабым кислотам SO2-rcH2O, H2Se03 и Н2Те03, сила которых понижается с увеличением порядкового номера кислотообразующего элемента; РоО(ОН)2—• амфотерный гидроксид. По сравнению с элементами VA группы все указанные гидроксиды более кислотные, а по сравнению с элементами VIIA группы — более основные.Устойчивость водородных соединений — халькогеноводородов Н2О, H2S, HzSe, H2Te и НгРо — уменьшается от О к Ро; кислотность их в водном растворе, напротив, в этом порядке увеличивается. Вода Н2О считается ней* тральной, сила Н2Те примерно соответствует силе ортофосфорной кислоты, Халькогеноводороды проявляют соответственно большие и меньшие кислотные свойства, чем водородные соединения элементов VA группы и гало-геноводороды. Для людей свободная сера неядовита; небольшие количества ее действуют как слабительное; мелкодисперсная сера раздражает кожу (на этом основано применение лекарственных серосодержащих мазей).

Получение. 1. Выплавление самородной серы из природных залежей, например с помощью водяного пара, и очистка сырой серы перегонкой. При резком охлаждении пара серы получают сублимированную серу в виде мелкого порошка («серный цвет»).2. Выделение серы при десульфурации продуктов газификации угля (водяной, воздушный и светильный газы), например, под действием воздуха и катализатора — активного угля2H2S+O2 = 2H2O + 2S 3. Выделение серы при неполном сгорании сероводорода (уравнение см. выше), при подкислении раствора тиосульфата натрия:Na2S2O3 + 2НС1 =2NaCl + SO2 + Н2О + S и при перегонке раствора полисульфида аммония (как кубовый остаток): (NH4)2(SS) = (NH4)2S+4SАллотролные модификации. Сера в свободном виде состоит из молекул различной длины (S™, S12, S8, S6, S2 и др.), и эти молекулы могут упорядочиваться различными способами, поэтому существует несколько модификаций серы. При комнатной температуре сера находится в виде а-серы (ромбическая модификация), которая представляет собой желтые хрупкие кристаллы без цвета и запаха, не растворимые в воде, но легко растворимые в сероуглероде. Выше 96 °С происходит медленное превращение а-серы в fJ-серу (моноклинная модификация), которая представляет собой почти белые кристаллические пластинки. Температуры плавления а- и |3-серы равны соответственно 113 и 119°С. При плавлении образуется желтая низковязкая Ji-cepa, которая состоит, как и обе модификации твердой серы, из циклических молекул S8. При дальнейшем нагревании циклы S8 переформировываются в цепи разной длины. Модификация такого строения называется {i-серой; это красно-коричневая и очень вязкая жидкость. При повышении температуры окраска становится темно-коричневой и вязкость жидкой серы снова понижается. Жидкая сера кипит при 444,6 °С. При вливании расплавленной серы в воду происходит переохлаждение расплава и образование желто-коричневой, резиноподобной, режущейся ножом пластической серы . (смесь к- и ц-серы), которая на воздухе за несколько минут становится желтой, мутной и хрупкой.Химические свойства. При нагревании на воздухе сера сгорает голубым пламенем до диоксида серы SO2 (с примесью триоксида серы SОз). При высоких температурах реагирует с металлами, давая соответствующие сульфиды, и с водородом (и парафином), образуя сероводород H2S. Сера растворяется в растворе сульфида аммония с образованием желто-красных полисульфид-иоиов; при нагревании серы с раствором сульфита получается соответствующий тиосульфат, а при нагревании с раствором цианида — тио-цианат.Применение. Сера используется для получения сероуглерода, серной кислоты, тиосульфата натрия, сернистых красителей, ультрамаринового синего, при вулканизации каучука, как средство для лечения кожных заболеваний, для защиты растений от мучнистой росы.Серу вводят в пахотные земли в виде различных сульфатсодержащих удобрений (сульфат аммония, суперфосфат). СЕРОВОДОРОД. СУЛЬФИДЫСероводород (моносульфан) H2SРаспространение в природе. Сероводород содержится в серных минеральных источниках, вулканическом и природном газе; большие количества сероводорода образуются при естественном гниении белковых веществ.Физиологическое действие. Сероводород очень ядовит. Вдыхание воздуха, содержащего 0,08 % (об.) H2S, в течение 5—10 мин приводит к смерти. Как и циановодород сероводород блокирует жизненно важные дыхательные ферменты (цитохромы). Лабораторные работы с сероводородом следует проводить только в вытяжном шкафу.Обнаружение. По черно-коричневому окрашиванию «свинцовой бумаги» — пропитанной раствором соли свинца (II) и высушенной фильтровальной бумаги; по черному налету (образование Ag2S) на серебре.Получение. 1. Промышленный способ — выделение из водяного, бытового, . коксового и сырого синтез-газа с помощью растворов натриевых солей аминокислот, которые поглощают H2S на холоду и выделяют при нагревании или с помощью глубокоохлажденного метанола, также хорошо поглощающего H2S.2. Обработка сульфида железа (И) хлороводородной кислотой:FeS+2HCl = FeCl2 + H2S 3. Нагревание серы с парафином.4. Прямой синтез из водорода и серы (водород пропускают над расплав» ленной серой).Последние три способа применяются в лабораторных условиях. Свойства. Бесцветный газ е запахом гнилых яиц, т. кип. —61 °С. Горит голубым пламенем и при полном сгорании образует диоксид серы:2H2S-f 3O2 = 2H2O + 2SO2При внесении в пламя холодных предметов (например, фарфоровых) они покрываются желтым налетом серы из-за неполного сгорания, что соответствует черной копоти при неполном сгорании углеводородов (метана, ацетилена).Сероводород мало растворим в воде; при растворении образуется так называемая сероводородная вода, из которой на воздухе в результате медленного окисления выпадает осадок серы. Сероводород — одна из самых слабых кислот в водном растворе.Применение. Сероводород используют для получения серы и как реактив количественного анализа в неорганической химии.Сульфидами называются соли сероводорода. В более широком смысле это соединения электроположительных элементов с серой, имеющей, таким образом, отрицательную степень окисления (-II).Сульфиды тяжелых металлов являются промышленно важными рудами; их путем обжига на воздухе переводят в оксиды, например:2PbS + ЗО2 = 2РЬО + 2SO2Сульфиды щелочных и щелочноземельных элементов, а также сульфид аммония, хорошо растворимы в воде. Остальные сульфиды выделяются в виде характерно окрашенных осадков при введении раствора сульфида аммония в растворы солей металлов, а практически нерастворимые сульфиды (обладающие чрезвычайно низкой растворимостью в воде) выпадают даже из кислых растворов солей при введении сероводорода.Примеры.FeSO4 + (NH4)2S = FeS(T) + (NH4)2SO4 2BiCl3 + 3H2S = Bi2S3(T) + 6HC1Сульфиды, осаждаемые из кислых растворов сероводородом:

черные — HgS, Ag2S, PbS, CuS оранжевые — Sb2S3, Sb2Ss

коричневые — SnS, Bi2S3 Желтые — As2S3, As2Se, SnS2> CdSСульфиды, осаждаемые из аммиачных растворов под действием сульфида аммония (NH4)2S: -черные — FeS, NiS, CoS розовый — MnS, белый — ZnS

При избытке (NH4)2S многие выпавшие в осадок сульфиды образуют растворимые тиосоли (SnS2, Sb2S3> Sb2Ss, As2S3, As2Ss, M0S3, WS3, V2Ss);сульфиды алюминия (III), железа (III) и хрома (III) не выпадают из водного раствора, вместо них образуются малорастворимые гидроксиды — белый А1(ОН)з, бурый FeO(OH), серо-голубой Сг(ОН)3 и выделяется сероводород.SO2Диоксид серы содержится в вулканических газахи отходящих газах, выделяемых при сжигании природного угля. Получение. 1. Сжигание серы или сероводорода.2. Обработка сульфитов сильными кислотами, например:Na2SO3 + 2НС1 = 2NaCl + Н2О + SO23. Обжиг сульфидных руд, например пирита:4Fe(S2) + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2

4. Восстановительное термическое разложение минералов гипса CaSO4* •2Н2О или ангидрита CaSO4 Последние два метода используются в промышленности.Свойства. Бесцветный тяжелый газ с острым запахом, вызывающий кашель. Сжижается при ?—10 "С. Негорюч; очень легко растворяется в воде. В растворе SO2 легко окисляется, например, перманганатом калия (быстро) или кислородом воздуха (медленно), до серной кислоты H2SO4.Диоксид серы действует как отбеливающий агент на многие красители; в отличие от необратимого действия белильной извести, обесцвечивание диоксидом серы часто обратимо, и окраска возвращается после промывки.Применение. SO2 — промежуточный продукт в производстве серной кислоты и других соединений серы. Используется для отбеливания бумаги, соломы и шерсти, при обработке винных бочек, для сульфохлорирования насыщенных углеводородов. Жидкий диоксид серы применяют для очистки нефти.Сульфиты К важнейшим сульфитам относятся сульфит натрия NaaSO3 и гидросульфит натрия NaHSO3 Раствор гидросульфита кальция Ca(HSO3)2называемый «сульфитным щелоком», получают из карбоната кальция (известняка), диоксида серы и воды; он служит средством для извлечения лигнина из древесины при получении целлюлозы.Дисульфиты M'S2O5 — производные от неизвестной в свободном виде дисернистой кислоты H2S2O5; эти соли (ранее называвшиеся пиросульфитами или метабисульфитами) можно получить при нагревании гидросульфитов, например:2KHSO3 = K2S2O5 + H2OДисульфит калия K2S2O5 широко используется в фотографических проявителях и закрепителях.Триоксид серы SO3Получение. Каталитическое окисление диоксида серы; отгонка из олеума; термическое разложение Кг5гО7 на K2SO4 и SO3 (лабораторный способ).Свойства. Известны три модификации SO3. Наиболее устойчивая — ?-SO3 образуется в виде шелково-блестящих игл, которые на воздухе сильно пахнут, т. пл. 40 °С. Интенсивно реагируют с водой, давая серную кислоту. Похожая на лед модификация — ?-SO3 имеет т. пл. 16,8 °С и т. кип. 44,8 °С.Серная кислота H2SO4Получение. Выделение серной кислоты из сульфатов при помощи сильной кислоты с последующим выпариванием H2SO4 невозможно, так как серная кислота сама сильная и выше 300 °С разлагается. Все промышленные методы ее синтеза основаны на получении диоксида серы SO2, окислении его в триоксид серы SO3 и взаимодействий последнего с водой. Физические свойства. Бесцветная маслообразная жидкость без запаха, плотность 1,84 г/см3 при 20 °С. При 338 °С закипает, образуя туман SO3.При разбавлении ее водой происходит сильное разогревание (образование гидратов, например H2SO4-H2O), что сопровождается разбрызгиванием жидкости.Правило разбавления серной кислоты: следует вливать при перемешивании кислоту в воду, а не наоборот. Серная кислота очень гигроскопична и поэтому пригодна для осушки многих газов (но не аммиака!).Химические свойства. Очень сильная двухосновная кислота, уже при умеренном разбавлении практически полностью диссоциирует на иопыН+ (точнее,Н3О+) и SOS":H2SO4 + 2Н2О = SO2/ + 2Н3О+Гидросульфат-ионы HSOJ существуют только в концентрированных растворах H2SO4:Серная кислота малолетуча и вытесняет многие другие кислоты из их солей, например:CaF2 + H2SO« =• CaSO4 + 2HF 2Na(CH3COO) + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOHРазбавленная H2SO4 при взаимодействии с неблагородными металлами (стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее водорода) выделяет водород.Концентрированная H2SO4 никогда водорода не выделяет (формально даже потому, что не содержит совсем или содержит мало ионов НзО+); реагирует как окислитель и переходит чаще всего в SO2, а при взаимодействии с сильными восстановителями — в S и H2S. При нагревании HsSO4 (конц.) окисляет почти все металлы, в том числе и благородные металлы Си, Hg и Ag:Си + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2Н2ОПри контакте со многими органическими веществами концентрированная серная кислота удаляет из них НгО, поэтому ее используют как водопогло-щающее средство при реакциях этерификации, нитрования, образования простых эфиров и т. п. Углеводы, такие как сахароза и крахмал, а также бумага и некоторые текстильные волокна обугливаются концентрированной серной кислотой. С углеводородами (особенно ароматическими) и фенолами протекают реакции сульфирования, в результате которых получаются сульфоновые кислоты, содержащие сульфогруппы —SO2OH. Co спиртами серная кислота образует сложные эфиры, содержащие сульфатные группы —О—SO2OH.Обнаружение. 1. Концентрированную серную кислоту удобно идентифицировать по обугливанию погруженной в нее лучины. 2. Сульфат-ионы SO|~ образуют с ионами Ва2+ белый мелкокристаллический осадок сульфата бария BaSO4.Применение. Серная кислота относится к продуктам основного химического производства. Ее используют в производстве химических волокон (вискозные шелка, шерсть, полиамидные волокна), удобрений (суперфосфат), взрывчатых веществ, моющих, смачивающих и эмульгирующих средств, красителей, лекарственных препаратов, а также различных сульфатов, простых и сложных эфиров, некоторых кислот (фтороводородная кислота, винная кислота и др-)> Для рафинирования минеральных масел, при травлении металлов, как компонент различных гальванических электролитов (для процессов хромирования, анодного окисления и др.), как электролит свинцовых аккумуляторов и для многих других целей.ОлеумДымящая серная кислота содержит избыток триоксида серы, в частности, в форме дисерной кислоты H2S2O7. Такая жидкая смесь H2SO4, H2S2O7 и избыточного SO3 называется олеумом. Состав олеума указывается процентным содержанием SO3 (сверх моногидрата SO3-H2O, т. е. 100 %-ой H,SO4).ДРУГИЕ СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫТиосерная кислота H2S2O3 устойчива только при низких температурах (ниже •—72 °С). Ее соли -тиосульфаты - образуются при кипячении растворов сульфитов металлов с избытком серы:Na2SO3+ S=Na2S2O3Получить кислоту H2S2O3 вытеснением ее из тиосульфатов с помощью сильной кислоты не удается, так как она разлагается:Na2S2O3 + 2НС1 = 2NaCl + SO2 + S + H2OПероксодисерная кислота H2S2O8, или в более точной записи НгБгСМОг), содержит пероксогруппу —О—О—, в свободном виде очень неустойчива. Ее соли — пероксодисульфаты — очень сильные окислители, например пероксо-дисульфат калия K2S2Os. Известна также пероксомоносерная кислота (кислота Каро) H2SO3(O2).Дитионистая кислота H2S2O4 в свободном виде не известна, но получена ее соль дитионит натрия ЫагЗгСЧ, которая используется в качестве восстановителя, например при синтезе кубовых красителей, при вытравном печатании и в процессах отбеливания. Дитионит натрия получают пропусканием диоксида серы в водную суспензию цинка:

Zn + 2SO2 = Zn2++S2O4с последующим удалением из раствора ионов Zn2+ добавлением карбоната натрия и кристаллизацией Na2S2O4. Ион S2O4" содержит прямую связь сера—сера.Дитионовая кислота H2S2O6, ее соли дитионаты, и тетратионовая кислота H2S4O6, ее соли тетратионаты, существуют только в разбавленном водном растворе. Они содержат связанные непосредственно в цепочку два и четыре атома серы. Дитионат марганца(П) образуется при обработке диоксида марганца (пиролюзита) диоксидом серы:

MnO2 + 2SO2 = MnS2OeТетратионат натрия получается при взаимодействии тиосульфата натрия с иодом:2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O3 + 2NatДругие кислородсодержащие кислоты серы — это сульфоксиловая кислота H2SO2, тиосернистаа кислота H2S2O2, три-, пента- и гексатионовые кислоты H2S3Oe, H2SsOe и НгБеОв, их соли три-, пента- и гексатионаты.Дихлорид дисеры S2CI2 — оранжево-желтая, иногда бесцветная, дымящая во влажном воздухе жидкость с характерным удушливым запахом. Образуется при нагревании серы с недостатком хлора. Применяют при вулканизации каучука .Гексафторид серы SFe—бесцветный газ без запаха. Химически инертен, В технике применяют как газовый электрический изолятор.Сульфурилхлорид (диоксид-дихлорид серы) SC12O2 и тионилхлорид (ок-сид-дихлорид серы) SC12O — бесцветные жидкости, образующие на воздухе туман и вызывающие сильный кашель. Полностью гидролизуются водой:SC12O2 + 2Н2О = H2SO4 + 2HC1 SC12O + Н2О = SO2 + 2HC!Известна также хлорсульфоновая кислота HSO3CI, или SO2(OH)C1. О свойствах сероуглерода, ксантсгенатов и тиоцианатов СЕЛЕН И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Получение. Выделение из анодного шлама медеэлектролитических установок. С этой целью шлам обрабатывают раствором гидроксида натрия и диоксидом серы:SeO*" + 2SO2 + 2ОН" = 2SO*" + Se + H2OТвердый селен отделяют и очищают истилляцией.Свойства (см. также табл. 30). Селен имеет две аллотропные модификации.Серый (металлический) селен — вещество серого цвета, со слабым блеском. Не растворяется в сероуглероде. Электрическое сопротивление этой модификации резко (в «1000 раз) снижается на свету (по сравнению с электрическим сопротивлением в темноте). Устойчивая модификация.Красный селен — неметаллическое вещество красного цвета. Растворим в CS2 с образованием желтого раствора. Термодинамически неустойчивая модификация.Селен на воздухе сгорает голубым пламенем, распространяя характерный запах гнилой редьки. В результате образуется белый твердый диоксид селена SeO2. Серый селен переходит в красный селен при растворении в горячей концентрированной серной кислоте и выливании полученного зеленого раствора в большой объем воды.Применение. Селен используют в производстве фотоэлементов и выпрямителей электрического тока. Соединения селена. Свойства соединений селена аналогичны свойствам соединений серы. Наиболее известны селеноводород H2Se (производные — се-лениды); диоксид селена SeO2—белое твердое вещество, с водой образует селенистую кислоту НзвеОз (соли — селениты); селеновая кислота H2Se04, равная по силе серной кислоте; ее соли — селенаты, из которых очень мало растворим в воде селенат бария BaSeO4.ТЕЛЛУР, ПОЛОНИЙ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ Теллур Те, как правило, сопровождает селен и серу в природных сульфидах; достаточно редкий элемент. Представляет собой серебристо-белый мягкий, но хрупкий металл Используется в полупроводниковой технике. Теллуроводород Н2Те (производные — теллуриды) проявляет более сильные кислотные свойства, чем селеноводород, но по отноше- ' нию к кислороду воздуха намного более устойчив .Полоний Ро Очень редкий радиоактивный элемент. Получается искусственно облучением висмута в ядерных реакторах; наиболее долгоживущий изотоп — полоний-209 (период полураспада 102 года). Представляет собой серебристо-белый блестящий металл (см. также табл. 30), светится постоянной голубой люминесценцией. Во всех соединениях полоний ведет себя как типичный металл.

42 АЗОТРаспространение в природе. В свободном виде азот является главной составной частью воздуха (78,1 % по объему). В связанном состоянии встречается в форме неорганических соединений, например селитры — натронной NaNO3 и калийной KNO3, а также аммиака (продукта гниения). В виде органических соединений азот содержится во всех организмах: белковые вещества (протеины и протеиды), нуклеиновые кислоты, конечные продукты обмена веществ — карбамид и мочевая кислота. Обнаружен азот в природных углях.Биологическое значение. Азот — жизненно важный элемент, так как входит в состав белков и нуклеиновых кислот. Непосредственная воздуха азот усваивают лишь некоторые бактерии, а все другие организмы способны усваивать только соединения азота. Растения извлекают азот из почвы с неорганическими веществами — нитратами и солями аммония; животные усваивают органически связанный азот при потреблении животной или растительной пищи. При гниении организмов из белковых веществ образуется, главным образом, аммиак. Конечным продуктом метаболизма азота у высших организмов является карбамид, реже (у птиц и рептилий)—мочевая кислота.Получение. 1. Разложение при нагревании твердого нитрита аммония; получается химически чистый азот:NH4NO2 = N2 + 2Н2О2. Физический метод — фракционная конденсация и дистилляция ыоз« духа при низких температурах. 3, Химический метод — удаление из воздуха кислорода путем связьшн-ния его раскаленным коксом (образуется воздушный газ), порошком' меди или железа, либо пропускание воздуха через щелочной раствор пирогаллола.По второму и третьему методам получается «воздушный» азот («атмосферный» азот), содержащий благородные газы..Свойства. Бесцветный газ без вкуса и запаха. В отличие от жидкого кислорода азот в сжиженном состоянии бесцветен. Весьма химически инертен. При комнатной температуре реагирует только с литием, а при повышенных температурах — и с другими металлами, такими как Са и Mg, образуя соответствующие нитриды, например: 6Li + N2 - 2Li3N; 3Mg + N2 -----> Mg3N2Применение. Газообразный азот хранят в стальном баллоне под давлением 15 МПа (150 атм). Его используют как газ, создающий инертную атмосферу для хранения и перевозки чувствительных к воздуху и влаге огнеопасных продуктов, при формовании полиамидных волокон и т. д.

АММИАКРаспространение в природе. Аммиак NH3— это главный продукт естественного гниения органических веществ. Получение. 1. Вытеснение аммиака из аммониевых солей при нагревании с щелочами:NH4C1 + КОН = КС1 + Н2О + NH3или нагревание водных растворов аммиака с последующим осушением газа натронной известью (твердая смесь NaOH + CaO). Способ используется в лабораторных условиях.2. Выделение аммиака из продукта коксования углей — аммиачной воды. Этим способом получают аммиак в небольших количествах в промышлен* ности,

3. Синтез из азота и водорода (реакция Габера — Боша): N2 + ЗН2 ^=* 2NHjЭто основной современный способ многотоннажного производства аммиака.Свойства. Бесцветный газ со стойким характерным (аммиачным) запахом, т. пл. —77,8 °С; т. кип. —33,4 °С. Аммиак значительно легче воздуха. Сжижается при 20 °С под давлением 0,85 МПа (8,5 атм). Загорается аммиак только в атмосфере чистого кислорода или при вдувании его в пламя другого горящего газа. Смеси с воздухом в интервале от 15,5 до 27,5 % (об.| NH3 взрывоопасны.Очень хорошо растворим в воде с образованием гидрата аммиака |(см. 15.4). При взаимодействии с кислотами дает соли аммония, например:NH3 + HC1 = NH4C1

Известны амминокомплексы с ионами многих металлов, например сульфат тетраамминмеди(П) [Cu(NH3)4]SC>4.

Жидкий аммиак может выполнять роль неводного растворителя; в этом растворителе соли аммония обладают функцией кислоты, а амиды — функцией основания. Реакция нейтрализации в жидко-аммиачной среде описывается уравнением

NHJ + NHJ = 2NH3катион амид-аммония ион аналогичным уравнению реакции нейтрализации в водном растворе

Н3О+ + ОН" = 2Н2ОЩелочные и щелочноземельные металлы химически растворяются в жидком аммиаке (см, 11,1).

Обнаружение: посинение влажной красной лакмусовой бумажки; обра* зование «дыма» NH4CI при поднесении концентрированного раствора НС1 на стеклянной палочке к отверстию сосуда с NH3; выпадение коричневого хлопьевидного осадка при введении аммиака в реактив Несслера — щелочной раствор тетраиодомеркурата(И) калия[HgI4].Применение. Аммиак — важнейшее сырье для производства различных химических продуктов, например азотной кислоты и ее производных, в том числе удобрений, взрывчатых веществ, красителей, солей аммония, карбамида, циановодорода, акрилонитрила, аминов (метиламина и др.) и амидов (форм-амид, диметилформамид и др.), соды. Используется также как хладоагент в холодильных машинах, для проявления светокопировальной бумаги («синьки», см. 38.9), Жидкий аммиак — промышленный неводный растворитель. СОЕДИНЕНИЯ АММОНИЯКатион аммония NH+ (бесцветный) образует соли аммония, которые сильно напоминают соли калия. Соли аммония легко разлагаются при нагревании с выделением газообразного аммиака, например:(NH4)3PO4 = 3NH3 + Н3РО4

Аммиак выделяется и при обработке солей аммония горячим раствором щелочи:3NaOH + (NH4)3PO4 = Na3PO4 + 3NH3 + 3H2OВсе распространенные соли аммония хорошо растворяются в воде.Аммоний в свободном виде NH4 известен только в виде сплава со ртутью (амальгама аммония). Аммоний образуется из амальгамы натрия а солей аммония, но при комнатной температуре легко разлагается на аммиак и водород уже за несколько минут,Водный аммиак (аммиачная вода, нашатырный спирт) образуется при растворении аммиака в воде. Растворение сопровождается образованием гидрата аммиака NHs-HjO (ранее называвшегося гидроксидом аммония NH4ON). Гидрат аммиака проявляет в водном растворе слабые основные свойства. Таким образом, при растворении аммиака в воде осуществляются следующие равновесия:NH3 + Н2О :<=> NH3 • Н2О -^=± NH4+ + ОН"В 1 М водном аммиаке при 18 °С содержится только 0,4% ионов NH* и ОН", т. е. 1М раствор NH3-H2O— очень разбавленный раствор NH4OH (это означает, что ионное соединение NH4OH в чистом виде не существует). При добавлении кислоты к раствору гидрата аммиака образуются соответствующие соли аммония:2(NH3 • Н2О) + H2SO4 = (NH4J2SO4 + 2Н2ОВодный аммиак применяют для нейтрализации кислот, для производства удобрений, как жидкая среда специальных составов по чистке медных из-i делийХлорид аммония (нашатырь) NH4CI получают из аммиака и хлороводо-рода или из концентрированного раствора аммиака и хлороводородной кислоты. Разлагается при нагревании (термическая диссоциация) на аммиак и хлороводород, но при охлаждении смеси NH3 и НС1 снова кристаллизуется NH4C1. Применяют как флюс для пайки (превращает поверхностные оксиды металлов в летучие хлориды и тем самым способствует спаиванию металлов), при изготовлении сухих гальванических элементов, например элемента Лекланше, в производстве минеральных удобрений, в медицине в качестве слизерастворяющего средства.Сульфат аммония (NH4bSO4 производят в больших количествах, его применяют в минеральных удобрениях, при выработке дрожжей и для огнезащитной пропитки бумаги. Промышленное получение сульфата аммония основано на барботировании диоксида углерода через водоаммиачную смесь гипса CaSO4-2H2O или ангидрита CaSO4; процесс складывается из реакций:2NH3 + СО2 + Н2О = (NH4)2CO3 (NH4)2CO3 + CaSO4 = (NH4)2SO4 + CaCO3Оседающий карбонат кальция отфильтровывают, а раствор сульфата аммония выпаривают.Нитрат аммония (аммонийная селитра) NH4NO3 получают из аммиака и азотной кислоты. При нагревании дает оксид диазота N2O, известный под названием «веселящий газ» (см. 15.5). Применяют как компонент удобрений и взрывчатых веществ, например донарита, имеющего состав 55 % NH4NO3, 22 % нитроглицерина, 10 % тринитротолуола, 10 % NaNO3, 1 % коллоксилина (динитрата целлюлозы), остальное — древесная мука и Fe2O3.Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 получают из смеси NH3 + СО2 + Н2О. Техническая соль всегда содержит примесь карбамината аммония NH2COONH4. При нагревании легко разлагается на исходные продукты его производств-а, поэтому гидрокарбонат аммония необходимо хранить в закрытом сосуде. Применяют как химический разрыхлитель теста.Свойства других солей аммония рассмотрены в разделах, посвященных соответствующим кислотам

43ФОСФОРРаспространение в природе. Встречается только в химически связанном виде в организмах и минералах.. В живых организмах фосфор содержится в форме фосфолигшдов (например, лецитин в нервном и мозговом веществе), фосфопротеидов (ферменты), различных эфиров ортофосфорной кислоты и ортофосфата кальция (в костях и зубах). Экскременты птиц образуют природное фосфорсодержащее вещество — гуано.Минералы:фосфорит ЗСа3(РО4)2-Са(ОН)2 апатит ЗСаз(РО4)2-Са(С1, ОН, F)2 монацит СеРО4Фосфаты содержатся также в некоторых рудах железа. Фосфор — жизненно важный элемент для всех организмов.Свойства Известно несколько аллотропных модификаций фосфора, среди которых наиболее распространенные белый, красный и черный фосфор. Между модификациями фосфора осуществляются следующие переходы!а) белый фосфор -*? красный фосфор; процесс протекает медленно при комнатной температуре, ускоряется при нагревании в закрытом сосуде при 330 °С;б) красный фосфор. ->• белый фосфор; выше 280 °С красный фосфор перегоняется при нормальном атмосферном давлении и конденсируется в виде белого фосфора;в) белый фосфор -> черный фосфор; переход протекает при ударном прессовании под давлением 10 000 МПа (100 000 атм) или при нормальном атмосферном давлении и 380°С на катализаторе (мелкодисперсная ртуть).Белый фосфор получают из фосфата кальция Са3(РО4)2 (фосфорита) при нагревании с песком (SiCb) и коксом (С):

Са3(РО4)2 + 3SiO2 + 5С = 3CaSiO3 + 2Р + 5СОГазообразную смесь (фосфор и монооксид углерода) пропускают через воду, при этом белый фосфор конденсируется.Белый фосфор состоит из молекул Р4. В темноте на воздухе он обнаруживает зеленоватое свечение (люминесценция),сопровождающееся выделением теплоты; это явление обусловлено медленным окислением до Р4Ов, причем выделяющаяся теплота может расплавить фосфор и привести к его воспламенению (поэтому белый фосфор хранят под водой). При горении фосфора образуется белый дым — мелкие частички декаоксида тетрафосфора Р4Ою. Горящий фосфор нельзя гасить водой, его следует засыпать песком.В растворе щелочи диспропорционирует, образуя соединения фосфора (+1) и фосфора(—III):Р4 + ЗКОН + ЗН2О = ЗК(РН2О2) + РНзБелый фосфор применяют для получения других его аллотропных мода-фикаций, фосфорных кислот и фосфатов, как боевое зажигательное вещество.Белый фосфор чрезвычайно ядовит, смертельная доза составляет 50—? 500 мг, он может попадать в организм через органы дыхания и пищеварения, всасывается через кожу (в местах ее повреждения). Хроническое отравление фосфором проявляется в поражении костей и исхудании.Красный фосфор более устойчив и менее реакционноспособен, чем белый фосфор. Красный фосфор не ядовит, однако поступающие в продажу образцы часто содержат ощутимые количества белого фосфора, что -следует учитывать при работе с товарными образцами фосфора. Применяют при изготовлении спичек и как наполнитель (пары) в лампах накаливания.

Рабочая поверхность (намазка) спичечного коробка содержит смесь красного фосфора, сульфида сурьмы(Ш) Sb2S3 и стекольного порошка, которая .закреплена на связующем — декстриновом клее; в состав спичечной головки входят хлорат калия КСЮз, сера и др. При быстром проведении головкой спички по рабочей поверхности коробка хлорат калия окисляет фосфор, что сопровождается воспламенением серы, а затем и древесной основы спички. В состав головки универсальных (ветровых, охотничьих) спичек входит P4S3, такие спички не гаснут на ветру.Черный фосфор имеет, как и графит, слоистую решетку; проводит элек-г трический ток-. Не ядовит. ФОСФОРНЫЕ КИСЛОТЫ И ФОСФАТЫОксид фосфора(У) Р2О5 (точнее, Р4Ою)—кислотный оксид, которому соответствуют фосфорные кислоты. Белое гигроскопичное порошкообразное (при полном отсутствии влаги) вещество. Возгоняется при 359 °С. Взаимодействует с водой с образованием фосфорных кислот. Применяют в качестве эффективного водопоглощающего средства В зависимости от количества воды, реагирующей с оксидом фосфора, образуются следующие фосфорные кислотыметафосфорная кислота

Р4О10 + 2Н2О = 4НРО3 [точнее, (НРО3)„]

дифосфорная кислота (ранее применяемое название — пирофосфорная кислота)Р4О10 + 4Н2О = 2Н4Р2О7ортофосфорная кислота (или просто фосфорная кислота) Р4О10 + 6Н2О = 4Н3РО4Известны соли всех этих кислот: мета-, ди- и ортофосфаты (часто просто фосфаты).Ортсфосфоркая кислота Н3РО4 — бесцветные кристаллы; с небольшим количеством воды образует сиропообразный, неядовитый раствор с сильным кислым вкусом.

/Способ обнаружения ортофосфорной кислоты заключается в добавлении раствора кислоты (или ортофосфата какого-либо металла) в сильно подкисленный азотной кислотой раствор молибдата аммония при нагревании — выпадает желтый порошкообразный осадок молибдофосфата аммония Ортофосфорную кислоту применяют для получения ортофосфатов, для фосфатирования железа и цинка, в приготовлении электролитических и химических полировальных смесей для металлов (вместе с серной и хромовой кислотами), в технологии безалкогольных напитков, для производства катализаторов и лекарственных средств. Ортофосфаты образуются при ступенчатой нейтрализации ортофосфорной кислоты. Поскольку эта кислота трехосновная, она образует три ряда солей: средние и два типа кислых солей, например:NaH2PO4 — дигидроортофосфат натрия Na2HPO4— гидроортофосфат натрияNa3PО4— ортофосфат натрия Са(Н2РО4)2 — дигидроортофосфат кальция (растворим в воде) СаНРО4 — гидроортофосфат кальция (не растворим в воде, растворяется в растворе лимонной кислоты)Саз(РО4)2 — ортофосфат кальция (не растворим в воде и в растворе лимонной кислоты)Хорошо растворимы в воде следующие ортофосфаты:средние ортофосфаты щелочных элементов (кроме лития, а также аммония); моногидроортофосфаты щелочных элементов; дигидроортофосфаты щелочных и некоторых (особенно двухвалентных) тяжелых металлов. Все остальные ортофосфаты в воде практически нерастворимы.Применение ортофосфатов весьма разнообразно. Их используют как минеральные удобрения в качестве умягчителей воды (ЫазРО4) и огнестойкой пропитки [соль (NH4)2HPO4], для изготовления фармацевтических и косметических препаратов, как составную часть питательной среды для дрожжей и в сыроварении (предохраняют от отделения сыворотки и жира), для процесса фосфатирования (см. ниже).

Дифосфаты получаются при нагревании моногидроортофосфатов, например:

2Na2HPO4 = Na4P2O, + Н2О

44 МЫШЬЯК Распространение в природе. Мышьяк очень редко встречается в самородном виде. В основном содержится в сульфидных рудах, сопутствуя многим металлам, поэтому выделяемые из сульфидных руд металлы (цинк, свинец, висмут) всегда имеют примесь мышьяка.

Минералы:арсенопирит (миспикель; мышьяковый колчедан) FeAsS реальгар (красный) As4S4 аурипигмент (желтый) AS2S3 никелин (красный никелевый колчедан) NiAsПолучение. Нагревание без доступа воздуха арсенопирита:

FeAsS =FeS + As Мышьяк возгоняется, а затем в приемнике конденсируется.

Свойства. Существуют три основные аллотропные модификации мышьяка — желтая, серая и черная Желтый мышьяк — пластинчатые кристаллы, мягкие, как воск. Очень неустойчив. По физическим свойствам — неметаллическое вещество. Растворим в сероуглероде. Образуется при резком охлаждении пара; при слабом нагревании или действии света желтая модификация переходит в серую.Серый мышьяк— хрупкие кристаллы, серо-стального цвета с металлическим блеском. По физическим свойствам — металл. При нагревании на воздухе сгорает с образованием белого дыма — оксида мышьяка (III); при горении распространяется характерный чесночный запахЧерный мышьяк — стекловидное аморфное вещество, очень твердое и хрупкое. По физическим свойствам — неметалл. «Мышьяковое зеркало» (см. ниже) — это черный мышьяк.При высокой температуре мышьяк реагирует со многими неметаллами (хлор, сера и др.); сплавляется с тяжелыми металлами, при этом часто образует с ними химические соединения — арсениды, например ИазАэ, Zn3As2,GaAs, CU3AS2.-Соединения мышьяка. Оксид мышьяка(Ш), или триоксид димышьяка (белый мышьяк), AS2O3 — белый порошок, иногда белая, стекло- или фарфоро-подобиая масса, т. пл. 310 °С. Умеренно растворим в воде. Очень ядовит, смертельная доза составляет 0,1 г. Применяют для получения других соединений -мышьяка, в частности веществ, используемых как гербициды и лекарственные средства, в гальванотехнике как глянцующая добавка в электролитах для латунирования, в стоматологии.Ортомышьяковистая кислота (мышьяковистая кислота) H3As03 получается при растворении в воде оксида мышьяка(Ш); ее соли — ортоарсениты, например ЫаНгАвОз, Na2HAs03, АдзАэОз. Эти соединения образуются также при действии на мышьяк разбавленной азотной кислоты, концентрированной серной кислоты и кипящего раствора щелочи, например:2As + 3H2SO, (конц.) = 2H3AsO3 + 3SO2 2As + 6KOH = 2K3As03 + 3M2Известны метамышьяковистая кислота HAsOs и ее соли — метаарсениты, например KAsO2, Pb(AsO2)2.

Мышьяковая кислота HsAsO4 образуется при окислении мышьяка концентрированной азотной кислотой:As + 5HN03(Komi.) = H3As04 + 5NO2 + Н2О

Соли этой кислоты — арсенаты, например арсенат кальция Ca3(As04h-3H20, широко используемый как составная часть многих средств заЬшты растений. Сульфиды мышьяка As2S3 и As2S5, практически не растворимы в воде, выпадают из кислых растворов оксидов мышьяка при пропускании через них сероводорода в виде интенсивно-желтых осадков; эти осадки химически растворяются при добавлении сульфида аммония с образованием тйбарсени-тов (NaaAsS3) и тиоарсенатов (Na3AsS4).Гидрид мышьяка(Ш) (арсин, мышьяковистый водород) AsH3 — бесцветный горючий газ с неприятным чесночным запахом; очень ядовит.Обнаружение. Качественным методом определения соединений мышьяка является проба Марша. Образец обрабатывают цинком и хлороводородной кислотой (которые сами не должны содержать мышьяка или сурьмы) и образующуюся газовую смесь арсина и избытка водорода пропускают через нагретую кварцевую трубку. Арсин разлагается (2ASH3 = 2As -)- ЗН2), и мышьяк образует на внутренней поверхности холодной части трубки коричнево-черный блестящий налет — «мышьяковое зеркало»; этот налет разрушается при смачивании раствором гипохлорита натрия. СУРЬМА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ Распространение в природе. Сурьма находится почти всегда в связанном виде, чаще всего входит в состав свинцовых, медных и серебряных руд.Минералы:

стибнит (антимонит, сурьмяный блеск) БЬгЗз валентинит (белая сурьмяная руда, сурьмяный цвет) Sb2O3 Получение. Сплавление сульфида сурьмы(Ш) с порошком железа: SbsS3 + 3Fe = 2Sb + 3FeSСвойства. Известны три основные аллотропные модификации сурьмы — металлическая, черная и взрывчатая. Металлическая сурьма (серая сурьма)— наиболее устойчивая модификация (см. также табл. 28), представляет собой серебристо-белый хрупкий металл с сильным блеском, устойчивый на воздухеЧерная сурьма образуется при резком охлаждении пара. Эта модификация аморфна, очень реакционноспособна, при нагревании переходит в металлическую сурьму.

Взрывчатая сурьма получается только электролитическим путем. Представляет собой стекловидно-аморфное вещество, которое при трении (твердым предметом) переходит в металлическую сурьму; этот переход сопровож-

дается сильным разогреванием и распылением («взрывом»). Известная из литературы так называемая желтая сурьма не является особой модификацией, а представляет собой неустойчивый, высокомолекулярный продукт, содержащий водород.При сильном нагревании сурьма сгорает до оксида сурьмы (III) Sb2O3» В порошкообразном виде со вспышкой реагирует с хлором. Не взаимодействует с хлороводородной и серной кислотами, с азотной кислотой образует нерастворимые гидраты оксидов сурьмы(Ш) и сурьмы(У).Применение. Сурьма — составная часть электродов для измерения рН; компонент многих сплавов, например свинцовых (обычно сурьма повышает твердость основных металлов в сплавах), легирующая добавка для полупроводников. Основные ее сплавы: гартблей, типографский сплав (гарт), баббиты.Соединения сурьмы(Ш). Гидрид сурьмы(Ш) (стибин, сурьмянистый водород) SbH3 по свойствам и токсичности аналогичен арсину АвНз. Оксид сурьмы(III) БЬ2Оз — белый порошок, желтеющий при нагревании, т. пл. 656 "С; проявляет амфотерное поведение. Гидроксид сурьмы(Ш) (метагидр-оксид сурьмы) SbO(OH) обладает амфотерными свойствами: в растворах щелочей образует гексагидроксостибаты(Ш), например Иаз[5Ь(ОН)б], а с кислотами дает соли сурьмы(Ш), например Sb2(SO.i)3 и 5Ь(ЫОз)з. Последние в нейтральном водном растворе (при избытке воды) гидролизуются с выпадением в осадок основных солей (ранее называвшихся солями антимонила), например Sb(SO4)O, Sb(NO3)O и Sb2(NO3)O2(OH). Прозрачный водный раствор, содержащий соединения сурьмы(III), можно получить только в. сильнокислотной среде (для подавления гидролиза).Хлорид сурьмы(Ш) (сурьмяное масло) SbCl3 — бесцветная мягкая (как сливочное масло) масса, дымящая на воздухе вследствие протекания гидролиза:SbCU + Н2О = Sb(Cl)O + 2HC1

Образующийся оксид-хлорид сурьмы Sb(Cl)O ранее назывался хлористым ан-тимонилом.Калия-сурьмы тартрат (так называемый «рвотный камень») K2[Sb2(C4H2Oe)2]-3H2O широко применяется в медицине. Сульфид сурьмы(Ш) Sb2S3 выпадает из водных растворов, содержащих растворимые соединения сурьмы(III), при пропускании сероводорода в виде оранжево-красного осадка, природная модификация Sb2S3 (минерал сгибнит) имеет серую окраску. Растворяется в растворе сульфида аммония с образованием тритиостиба-та(Ш) аммония (NH4b[SbS3].Соединения сурьмы(У). Оксид сурьмы(У) 5Ь2О5— малоустойчивое соединение желтого цвета, разлагающееся при нагревании на Sb2O3 и О2. Из водного раствора вместо гидроксида сурьмы (V) выпадает в виде геля полигидрат Sb2O5-«H2O; в водном растворе ему соответствует слабая ,гекса-гидроксосурьмяная кислота HSb(OH)6. Она образует соли — антимонаты(У), например мало растворимый в воде антимонат(У) натрия Na[Sb(OH)6]. Пигменту «неаполитанский желтый», применяемому для окраски керамических изделий и для приготовления художественных красок, можно приписать условный состав РЬ(БЬОз)2. Сульфид сурьмы(У) (золотистая сера) Sb2S6—

оранжево-красный порошок, выпадает из кислых растворов, содержащих соединения сурьмы(У), при пропускании сероводорода. Химически растворяется в растворах сульфидов щелочных элементов и аммония с образованием тиоантимонатов(У), например так называемой соли Шлиппе состава Nas[SbS4J-9H2O, которая применяется для окрашивания латунных изделий в темно-коричневый цвет.Обнаружение. Проба Марша, которая выполняется аналогично методике обнаружения мышьяка (см. 15.11); в отличие от «мышьякового зеркала» «сурьмяное зеркало» (металлическая сурьма) не смывается раствором гипо-хлорита натрия. ВИСМУТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Распространение в природе. Висмут — очень редкий элемент. В основном находится в связанном виде, содержится в незначительных количествах в рудах свинца (сырой свинец всегда содержит примесь висмута). Минералы:висмутин (бисмутинит, висмутовый блеск) Bi2S3 бисмит (висмутовая охра) Bi2O3Получение. Из оксидной руды висмут восстанавливают углем, а из сульфидной руды — железом при сплавлении:

Bi2O3 + 3C = 2Bi + 3CO Bi2S3 + 3Fe = 2Bi + 3FeSОчистку висмута проводят методом электролитического рафинирования с использованием в качестве электролита смесей BiClj и НС1.Висмут способен вытесняться цинком из растворов в полном соответствии с электрохимическим рядом напряжений металлов; оксид висмута(III) Bi2O3 легко восстанавливается до металла в токе водорода Н2.Свойства (см. также табл. 28) — белый с красным оттенком, хрупкий, блестящий металл. Обладает наименьшей для металлов диамагнитностью (магнитной восприимчивостью). Благороднее, чем водород, поэтому не вытесняет Н2 из разбавленных растворов кислот (хлороводородной, серной). Висмут можно перевести в раствор только действием умеренно разбавленной азотной кислоты или горячей концентрированной серной кислоты:Bi + 4HNO3 = Bi(NO3)3 + NO + 2H2O 2Bi + 6H2SO4 = Bi2(SO4)j + 3SO2 -f 6H2OПрименение. Висмут — составная часть электродов для измерения рН, компонент низкоплавких сплавов различного назначения. Используется для получения соединений висмута (особенно в фармакологии), как конструкционный материал приборов для измерения напряженности магнитного поля.Легкоплавкие висмутсодержащие сплавы: сплав В уда, т. пл. 70 °С [7— 8 % (масс.) Bi, 4 % Pb,. 2 % Sn, 1—2 % Cd]; Сплав Липовица, т. пл. 60°С (15 % Bi, 8 % Pb, 4 % Sn, 3 % Cd); сплав Розе, т. пл. 94 °С (2 % Bi, 1 % Sn, I % Pb).Соединения висмута. Оксид висмута(Ш) IM2O3 — желтый порошок, при прокаливании становится коричневым, т. пл. 817 °С. Гидроксид висмута(Ш) Bi(OH)3 — белый порошок, при 100°С переходит в метагидроксид висмута BiO(OH); амфотерными свойствами не обладает. Нитрат висмута(Ш)Bi(NO3)3-5H2O — белые, легко растворимые в воде кристаллы; кислый и концентрированный растворы этой соли прозрачны. При разбавлении раствора усиливается гидролиз и выпадает малорастворимая основная соль —? оксид-нитраг висмута В1(ЫОз)О (ранее называвшийся нитратом висмутила). Соль Bi(NO3)O после высушивания представляет собой белый неядовитый порошок, используемый в медицине и в производстве косметических препаратов.Дигидроксид-галлат висмута(Ш) В1[(СеН2(ОН)зСОО](ОН)2 применяют как порошок для присыпки ран и ожогов (дерматол). Сульфид висмута(Ш) Bi2S3 в виде темно-коричневого осадка выпадает из умеренно кислых растворов, содержащих ионы Bi3+, при действии сероводорода.