Category Chemia nieorganiczna

Płomieniem nazywa się przestrzeń wypełnioną gazami, rozgrzanymi do temperatury świecenia na skutek zachodzącej w nich reakcji. Chodzi tu najczęściej o reakcje łączenia z tlenem. Zjawisko płomienia obser- wuje się jednak nieraz także w innych reakcjach, w których tlen nie bierze udziału (np, spalanie fosforu w strumieniu chloru). Natomiast substancje nielotne, tworzące podczas utleniania produkty również nielotne, spalają się bez płomienia, pomimo że mogą się przy tym wydzielać nawet bardzo znaczne ilości ciepła (np. spalanie magnezu).

Arsen tworzy ze wszystkimi fluorowcami związki typu AsX3. Z cala pewnością znany jest również pięciofluorek, ASF5, i tlenofluorek, ASOF3.- Pięciofluorek arsenu z fluorkami metali jednowarteściowych tworzy sole o wzorze MAsFg (sześciofluoroarseniany). Istnienie innych pięciohalogenków, jak AsClj i AsJ, jest sprawą nierozstrzygniętą. Jeżeliby one mogły istniteć, byłyby w każdym razie związkami bardzo nietrwałymi. Pięciobromek arsenu jest natomiast nieznany. Ważniejsze własności fizyczne halogenków arsenu podaje tablica 51.

Jest to kwas bardzo słaby (Kt = 6 10“JO). Sole jego, zwane arsenina- mi, przeważnie się w wodzie nie rozpuszczają. Wzory ich wywodzą się najczęściej od kwasu metaarsenawego. Rozpuszczalne arseniny litow- ców są trudne do otrzymania w stanie krystalicznym. Arsenin miedziowy, Cu(As02)2, jak i połączenie jego z octanem miedziowym, Cu(CH3COO)-2 – 3CU(AS03)2, używane były dawniej jako farby zielone (zieleń Schee 1 e g o lub zieleń szwajnfurcka).

Jako proces endotermiczny dysocjacja jest tym dalej posunięta, im wyższa temperatura: w 185°C stopień dysocjacji osiąga 50°/o, powyżej 300°C jest ona praktycznie całkowita.

Jest to gaz bezbarwny, o charakterystycznym zapachu, skraplający się w 8°C, silnie trujący, stosowany podczas pierwszej wojny światowej jako bardzo niebezpieczny gaz bojowy.

Bezpośrednie spalanie naturalnych materiałów opałowych należy uważać w pewnym sensie za gospodarkę rabunkową. Można z nich bowiem otrzymać wiele cennych związków, które podczas spalania zostają bezpowrotnie stracone. W celu rocjonalnego wykorzystania poddaje się paliwo naturalne ogrzewaniu do wyższych temperatur bez dostępu powietrza. Proces ten znany jest pod niezupełnie trafną nazwą suchej destylacji lub destylacji rozkładowej węgla. Stosuje się go przede wszystkim do różnych rodzajów węgla kamiennego oraz drewna, lecz także, choć w mniejszym zakresie, do węgla brunatnego. Palne zaś składniki łupków bitumicznych mogą być w ogóle zużytkowane tylko za pośrednictwem suchej destylacji.

Dwutlenek węgla znajduje się w handlu w stanie skroplonym w butlach stalowych pod ciśnieniem powyżej 50 at. W przemyśle stosuje się go do wyrobu sody, także do fabrykacji wody sodowej, do gazowania piwa, wina itp. oraz w cukrownictwie do oczyszczania soku buraczanego przed krystalizacją cukru. W laboratorium używa się często dwutlenku węgla, gdy chodzi o przeprowadzanie procesów w atmosferze chemicznie nieczynnego gazu. W stanie stałym C02 służy do wytwarzania niskich temperatur (,,suchy śnieg”). Ponieważ jednak stały dwutlenek węgla jest złym przewodnikiem ciepła, miesza się go z cieczą, zachowującą ciekłą postać w temperaturze sublimacji CO2, najczęściej z eterem lub acetonem. Jako substancja pochłaniająca podczas parowania spore ilości ciepła, dwutlenek węgla znajduje też zastosowanie do wypełniania gaśnic ręcznych.

Tellurowodór, H2Te, nie może być otrzymany przez bezpośrednie łączenie pierwiastków ze znaczniejszą wydajnością, gdyż jest jeszcze silniej endotermiczny (ciepło tworzenia się wynosi — 34,2 kcal/g-cz.) i mniej trwały w zwykłej temperaturze niż selenowodór. Otrzymuje się go przez hydrolizę tellurku glinowego, AlaTe3, lub też działaniem wodoru in statu ncscendi, który wydziela się elektrolitycznie' na elektrodzie tellurowej silnie chłodzonej. Jest gazem bezbarwnym o bardzo niemiłej woni, dającym się łatwo skroplić na ciecz o gęstości 2,650 g/cm3, wrzącą w — 1,8°C i krzepnącą w — 51°C. W stanie czystym ciekły tellu- rowodór jest bezbarwny, wskutek częściowego rozpadu barwi się jednak zawsze na żółtawo. Jest tak nietrwały, że ulega działaniu słabych nawet środków utleniających. Zapalony na powietrzu spala się na dwutlenek telluru i wodę.

Zarówno tlenek, jak i wodorotlenek bizmutawy łatwo rozpuszczają się w kwasach, tworząc związki o charakterze soli. W dość stężonych nawet roztworach mocnych zasad są one natomiast nierozpuszczalne. Tlenek bizmutawy ma więc zdecydowanie charakter zasady, zresztą niezbyt mocnej.

Min der (1940) stwierdził, że rad A będący źródłem promieni a (por. tabl. 25, § 102) ulega też w nieznacznej części przemianie ?> (0,03°/o). W wyniku tej przemiany powstaje pierwiastek o liczbie atomowej 85, przypadający na nie zajęte dotychczas miejsce układu okresowego u dołu rodziny fluorowców. Podobny uboczny rozpad został stwierdzony nieco później również dla toru A i aktynu A. Tworzące się przy tym ilości pierwiastka 85 są zbyt małe dla zbadania jego własności.

Brom jest obok rtęci jedynym pierwiastkiem występującym w zwykłej temperaturze w stanie ciekłym. Ciekły brom ma barwę ciemnobrunatną, prawie czarną. Działa on niszcząco na tkanki organiczne i na skórze wywołuje bolesne oparzenia. Prężność pary już w zwykłej temperaturze jest dość znaczna, w 58,8°C zaś osiąga wartość 1 atmosfery. Para jest zabarwiona na kolor czerwonobrunatny i odznacza się przenikliwym duszącym zapachem, jeszcze trudniejszym do zniesienia niż zapach chloru. Z gęstości par w niezbyt wysokich temperaturach wynika, że cząsteczka bromu składa sie z dwóch atomów. Dopiero powyżej 700°C rozpoczyna się w dostrzegalnym stopniu dysocjacja na pojedyncze atomy: Br22Br — 45,4 kcal.

Chlorek azotu, NCI3 powstaje jako łatwo lotny, żółtawy olej o gęstości 1,65 g/cm3 podczas działania podchlorynu sodowego na amoniak lub sól amonową: NH3 + 3NaOCl = NC13 + 3NaOH.

Pod względem własności chemicznych brom jest bardzo zbliżony do chloru. Łączy się bezpośrednio prawie ze wszystkimi pierwiastkami prócz helowców, tlenu, azotu, węgla i pewnych metali. Niektóre z tych reakcji (z fosforem, arsenem, antymonem, a także z potasem) przebiegają z towarzyszeniem zjawisk, przypominających reakcje spalania. Na ogół jednak brom zdradza znacznie mniejszą aktywność chemiczną niż chlor. Uderzająca jest szczególnie odporność sodu i magnezu wobec bromu w zwykłej temperaturze, zwłaszcza jeśli zestawi się ją z gwałtownością reakcji potasu z bromem. Również i niektóre metale szlachetne zachowują się wobec bromu inaczej niż wobec chloru. Złoto przechodzi wprawdzie gładko w bromek, AuBr3, platyna jednak zachowuje się biernie.

Ciężar cząst. 28,01, tt. = — 204,0°C, tw. = — 1G1,5°C, t. kryt. = —140,2°C, ciepło topnienia = 0,201 kacł/g-cz., ciepło parowania — 1,44 kcal/g-cz., dc = 0,793 g/cm3, Dl60 = 1,25001 g/1, dp0w = 0,967.