Общая химия - Николай Глинка

Получают кадмий из отходов цинкового производства путем обработки последних серной кислотой с последующим выделением металлического кадмия цинком:

Для очистки полученный продукт растворяют в разбавленной серной кислоте и подвергают электролизу.

Кадмий представляет собой серебристо-белый, мягкий, ковкий, тягучий металл. В ряду напряжений он стоит дальше цинка, но спереди водорода и вытесняет последний из кислот.

- 605 -

Поскольку Cd(OH)2 - слабый электролит, то соли кадмия гидролизуются и их растворы имеют кислую реакцию.

Кадмий сильно поглощает медленные нейтроны. Поэтому кадмиевые стержни применяют в ядерных реакторах для регулирования скорости цепной реакции. Кадмий используется в щелочных аккумуляторах (см. § 244), входит как компонент в некоторые сплавы. Например, сплавы меди, содержащие около 1% Cd (кадмиевая бронза), служат для изготовления телеграфных, телефонных, троллейбусных проводов, так как эти сплавы обладают большей прочностью и износостойкостью, чем медь. Ряд легкоплавких сплавов, например, применяющиеся в автоматических огнетушителях, содержат кадмий. Несмотря на сравнительно высокую стоимость, кадмий применяется для кадмирования стальных изделий, так как он несет на своей поверхности оксидную пленку, обладающую защитным действием. В морской воде и в некоторых других условиях кадмирование более эффективно, чем цинкование.

При сильном накаливании кадмий сгорает, превращаясь в бурый оксид кадмия CdO.

Гидроксид кадмия Cd(OH)2 в отличие от гидроксида цинка не обладает заметно выраженными кислотными свойствами и практически не растворяется в щелочах.

Из солей кадмия отметим сульфид кадмия CdS, выпадающий в виде желтого осадка из растворов солей кадмия при действии сероводорода. Сульфид кадмия применяется для изготовления желтой краски и цветных стекол.

Все растворимые в воде и в разбавленных кислотах соединения кадмия ядовиты. Весьма опасно также вдыхание воздуха, содержащего «дым» оксида кадмия.

216. Ртуть (Hydrargyrum).

Ртуть мало распространена в природе; содержание ее в земной коре составляет всего около 10-6%. Изредка ртуть встречается в самородном виде, вкрапленная в горные породы; но главным образом она находится в природе в виде ярко-красного сульфида ртути HgS, или киновари. Этот минерал применяется для изготовления красной краски.

Из киновари металлическую ртуть получают обжигом руды. При этом ртуть выделяется в виде паров и конденсируется в охлаждаемом приемнике:

HgS + O2 = Hg +SO2

Ртуть — единственный металл, находящийся при комнатной температуре в жидком состоянии. Она широко используется в химической промышленности: в качестве катода при электролитическом производстве гидроксида натрия и хлора, как катализатор при получении многих органических соединений и при растворении урановых блоков (в атомной энергетике). Ее применяют для изготовления ламп дневного света (см. § 214), кварцевых ламп, манометров и термометров.

В горном деле ртутью пользуются для отделения золота от неметаллических примесей.

Ртуть обладает способностью растворять в себе многие металлы, образуя с ними частью жидкие, частью твердые сплавы, называемые амальгамами. При этом нередко получаются химические соединения ртути с металлами.

Амальгама натрия широко применяется в качестве восстановителя. Амальгамы олова и серебра применяются при пломбировании зубов.

Особенно легко образуется амальгама золота, вследствие чего золотые изделия не должны соприкасаться с ртутью. Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно перевозить в стальных сосудах.

Ртуть обычно содержит в виде примеси другие металлы. Большую часть примесей можно удалить, взбалтывая ртуть с раствором нитрата ртути (II); при этом металлы, стоящие в ряду напряжений до ртути (а к ним относится большинство металлов), переходят в раствор, вытесняя из него эквивалентное количество ртути. Полная очистка ртути достигается путем ее многократной перегонки, лучше всего под уменьшенным давлением.

Пары ртути очень ядовиты и могут вызвать тяжелое отравление. Для этого достаточно даже того ничтожного количества паров, которое образуется при комнатной температуре. Поэтому при всех работах с ртутью необходимо быть очень осторожным. Не следует держать открытыми сосуды с ртутью, все работы с ней надо проводить на эмалированных или железных подносах. Очень опасна ртуть, пролитая на пол. При падении она разбивается на множество мелких капель, которые попадают в щели и могут в течение длительного времени отравлять атмосферу. Поэтому, если ртуть пролилась на пол, необходимо немедленно и тщательно собрать ее с помощью пылесоса или пипетки с грушей. Для удаления ртути можно пользоваться также специальными реактивами (демеркуризаторами). В качестве последних применяют порошок серы, 20% раствор FeCl3 , эмульсию из минерального масла и воды, содержащую порошкообразные серу и иод, 10% раствор FMnO4, подкисленный соляной кислотой.

Из металлов подгруппы цинка ртуть наименее активна вследствие высокой энергии ионизации ее атомов (см. табл. 34). Соляная и разбавленная серная кислота, а также щелочи не действуют на ртуть. Легко растворяется ртуть в азотной кислоте. Концентрированная серная кислота растворяет ртуть при нагревании.

На воздухе ртуть при комнатной температуре не окисляется. При продолжительном нагревании до температуры, близкой к температуре кипения, ртуть соединяется с кислородом воздуха, образуя красный оксид ртути(II) (или окись ртути) HgO, который при более сильном нагревании снова распадается на ртуть и кислород. В этом соединении степень окисленности ртути равна +2. Известен и другой оксид ртути черного цвета, в котором степень окисленности ртути равна +1, — оксид ртути(I) (или закись ртути) Hg2O.

- 607 -

Во всех соединениях ртути(I) атомы ртути связаны между собой, образуя двухвалентные группы -Hg2-(—Hg—Hg—).

Следовательно, ртуть двухвалентна и в этих соединениях, но одна единица валентности каждого атома ртути затрачивается здесь на связь с другим атомом ртути. Эта связь сохраняется и в растворах солей ртути(I), которые содержат ионы ртути. Таким образом, состав солей ртути(I), содержащих одновалентный кислотный остаток R, следует изображать не эмпирической формулой HgR, а формулой Hg2R2(например, Hg2Cl2).

Одна из особенностей ртути заключается в том, что для нее неизвестны гидроксиды. В тех случаях, когда можно было бы ожидать их образования, получаются безводные оксиды. Так, при действии щелочен на растворы солей ртути(I) получается буроваточерный осадок оксида ртути(I):

Точно так же из растворов солей ртути(II) щелочи осаждают оксид ртути(II):

Образующийся осадок имеет желтый цвет, но при нагревании переходит в красную модификацию оксида ртути(II).

Нитрат ртути (I) Hg2(NO3)2 — одна из немногих растворимых солей ртути(I). Получается при действии разбавленной холодной азотной кислоты на избыток ртути:

Хлорид ртути (I) Hg2Cl2, или каломель, представляет собой белый, нерастворимый в воде порошок. Его приготовляют, нагревая смесь HgCl2 с ртутью:

HgCl2 + Hg = Hg2Cl2

Каломель может быть получена также действием соляной кислоты или хлорида натрия на растворимые соли ртути (I):

Нитрат ртути(II) Hg2(NO3)2 получается при действии избытка горячей азотной кислоты на ртуть. Хорошо растворим в воде. В разбавленных растворах при отсутствии свободной кислоты гидролизуется с образованием белого осадка основной соли HgO·Hg(NO3)2. При нагревании с большим количеством воды основная соль также разлагается, в результате чего получается оксид ртути(II).

Хлорид ртути(II), или сулема, HgCl2 может быть получен непосредственным взаимодействием ртути с хлором. Это бесцветное вещество, сравнительно мало растворимое в холодной воде (6,6 г в 100 г воды при 20 °C).

- 608 -

Однако с повышением температуры растворимость сулемы сильно возрастает, достигая при 100°C 58 г в 100 г воды. Из раствора HgCl2 кристаллизуется в виде длинных блестящих призм. Обычно эту соль получают, нагревая сульфат ртути(II) с хлоридом натрия:

Образующаяся сулема сублимируется; от последнего слова она и получила свое название.

Водный раствор сулемы практически не проводит электрического тока. Таким образом, сулема — одна из немногих солей, которые почти не диссоциируют в водном растворе на ионы. Как указывалось на стр. 147, это объясняется сильной поляризующей способностью иона Hg2+.

Сулема, как и все растворимые соли ртути, — сильный яд. Она используется для протравливания семян, дубления кожи, получения других соединений ртути, при крашении тканей, как катализатор в органическом синтезе и как дезинфицирующее средство (стр. 352).