Мягкий серебристо-белый металл
Темно-коричневое аморфное вещество
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
Коричневый порошок / минерал
Белый минерал / красный порошок
Серебристый металл с желтым отливом
Хрупкий серебристо-белый металл
Белый металл с голубоватым оттенком
Хрупкий черный минерал
Красно-бурая едкая жидкость
Блестящий серебристый металл
Синтетический радиоактивный металл
Серебристый блестящий полуметалл
Мягкий серебристо-желтый металл
Светло-серый радиоактивный металл
Серебристый металл с голубоватым оттенком
Мягкий блестящий желтый металл
Жидкий серебристо-белый металл
Серый металл с синеватым оттенком
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Серебристо-белый радиоактивный металл
Серый мягкий металл
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
Химическая структура
Кислотные соли обычно имеют один или несколько кислотных протонов, а также протоны металла и неметалла. Разница между кислотами, полученными из гидрокислот (HA) и оксокислот (HAO), логически заключается в атоме кислорода.
Однако ключевой фактор, определяющий кислотность рассматриваемой соли (pH, который она производит после растворения в растворителе), зависит от прочности связи между протоном и анионом; Это также зависит от природы катиона, как в случае иона аммония (NH4+).
Сила H-X, где X является анионом, изменяется в зависимости от растворителя, который растворяет соль; который обычно представляет собой воду или спирт. Следовательно, после определенных соображений равновесия в растворе можно определить уровень кислотности упомянутых солей.
Чем больше протонов в кислоте, тем большее количество солей может образоваться из нее. По этой причине в природе существует много кислотных солей, большинство из которых растворено в великих океанах и морях, а также в качестве питательных компонентов почвы помимо оксидов.
Номенклатура кислотных солей
Как называются кислотные соли? Популярная культура взяла на себя задачу присвоить наиболее распространенным солям глубоко укоренившиеся имена; однако для остальных из них, не так хорошо известных, химики разработали серию шагов, чтобы дать им универсальные имена.
Для этой цели IUPAC рекомендовал ряд номенклатур, которые, хотя и применяются одинаково для гидрокислоты и оксикислоты, имеют небольшие различия при использовании с их солями.
Прежде чем переходить к номенклатуре солей, необходимо освоить номенклатуру кислот.
Кислые водородные соли
Гидрокислоты — это, по сути, связь между водородом и неметаллическим атомом (групп 17 и 16, за исключением кислорода). Однако только те, у которых есть два протона (H2X) способны образовывать кислые соли.
Так, в случае сероводорода (H2S), при замене одного из его протонов на металл, например натрий, мы имеем NaHS.
Как называется соль NaHS? Есть два пути: традиционная номенклатура и композиция.
Зная, что это сера и что натрий имеет только валентность +1 (потому что он из группы 1), мы продолжаем ниже:
Поваренная соль: NaHS
Состав: Сероводород натрия.
Традиционный: Сульфид натрия кислоты.
Другим примером может быть Ca (HS)2:
Поваренная соль: Ca (HS)2
Состав: Кальций бис (сероводород).
Традиционный: Кислый сульфид кальция.
Как видно, префиксы бис-, трис, тетракис и т. Д. Добавляются в соответствии с количеством анионов (HX).п, где n — валентность атома металла. Итак, применяя те же рассуждения для Fe (HSe)3:
Поваренная соль: Fe (HSe)3
Состав: Трис (гидроселенид) железа (III).
Традиционный: Сульфид кислоты железа (III).
Поскольку железо в основном имеет две валентности (+2 и +3), оно указано в скобках римскими цифрами.
Соли тройных кислот
Также называемые оксисолями, они имеют более сложную химическую структуру, чем кислые соляной кислоты. В них неметаллический атом образует двойные связи с кислородом (X = O), каталогизируемые как оксиды, и одинарные связи (X — OH); последний отвечает за кислотность протона.
Традиционная номенклатура и номенклатура составов соответствуют тем же нормам, что и для оксокислот и их соответствующих тройных солей, с единственным отличием, заключающимся в выделении присутствия протона.
С другой стороны, систематическая номенклатура учитывает типы связей XO (присоединения) или количество атомов кислорода и протонов (водород анионов).
Возвращаясь к пищевой соде, она называется так:
Поваренная соль: NaHCO3
Традиционный: карбонат натрия кислый.
Состав: Гидрокарбонат натрия.
Систематика присоединения и водорода анионов: Гидроксид натрия диоксид (-1), водород натрия (триоксид карбонат).
Неофициальный: Пищевая сода, пищевая сода.
Откуда пришли термины «гидрокси» и «диоксид»? «Гидрокси» относится к группе -ОН, остающейся в анионе HCO.3– (ИЛИ2C-OH) и «диоксид» к двум другим кислородам, на которых двойная связь C = O «резонирует» (резонанс).
По этой причине систематическая номенклатура, хотя и более точная, немного сложна для начинающих в мире химии. Число (-1) равно отрицательному заряду аниона.
Другой пример
Поваренная соль: Mg (H2PO4)2
Традиционный: Двухкислотный фосфат магния.
Состав: дигидрофосфат магния (обратите внимание на два протона).
Переосмысливая систематическую номенклатуру, мы получаем, что анион H2PO4– Он имеет две группы ОН, поэтому оставшиеся два атома кислорода образуют оксиды (P = O).
Обучение
Как образуются кислотные соли? Они являются продуктом нейтрализации, то есть реакции кислоты с основанием. Поскольку эти соли имеют кислые протоны, нейтрализация может быть не полной, а частичной; в противном случае получается нейтральная соль, как видно из химических уравнений:
Точно так же только полипротонные кислоты могут иметь частичную нейтрализацию, поскольку кислоты HNO3, HF, HCl и т. Д. Имеют только один протон. Здесь кислой солью является NaHA (который является фиктивным).
Если вместо нейтрализации дипротоновой кислоты H2А (точнее, соляной кислоты), с Са (ОН)2, тогда образовалась бы кальциевая соль Ca (HA)2 корреспондент. Если бы использовался Mg (OH)2, мы получили бы Mg (HA)2; если использовался LiOH — LiHA; CsOH, CsHA и так далее.
Из этого можно сделать вывод относительно образования, что соль состоит из аниона А, который происходит из кислоты, и из металла основания, используемого для нейтрализации.
Фосфаты
Фосфорная кислота (H3PO4) является полипротонной оксокислотой, поэтому большое количество солей получают из нее. Используя КОН для его нейтрализации и, таким образом, получения его солей, мы имеем:
КОН нейтрализует один из кислых протонов H3PO4, заменяясь катионом K+ в фосфатной соли двухосновной кислоты калия (по традиционной номенклатуре). Эта реакция продолжается до тех пор, пока не будут добавлены те же эквиваленты КОН для нейтрализации всех протонов.
Затем можно увидеть, что образуются до трех различных солей калия, каждая со своими соответствующими свойствами и возможными применениями. Тот же результат может быть получен с использованием LiOH, давая фосфаты лития; или Sr (OH)2, с образованием фосфатов стронция и т. д. с другими основаниями.
Цитраты
Лимонная кислота — это трикарбоновая кислота, содержащаяся во многих фруктах. Следовательно, он имеет три группы –COOH, что соответствует трем кислотным протонам. Опять же, как и фосфорная кислота, он способен генерировать три типа цитратов в зависимости от степени нейтрализации.
Таким образом, используя NaOH, получают моно-, ди- и тринатрийцитраты:
Химические уравнения выглядят сложными, учитывая структуру лимонной кислоты, но если их представить, реакции будут такими же простыми, как и для фосфорной кислоты.
Последняя соль — нейтральный цитрат натрия, химическая формула которого — Na3C6ЧАС5ИЛИ7. И другие цитраты натрия: Na2C6ЧАС6ИЛИ7цитрат натрия кислоты (или цитрат динатрия); и NaC6ЧАС7ИЛИ7, цитрат дикислоты натрия (или цитрат натрия).
Это яркий пример кислых органических солей.
Примеры
Многие соли кислот содержатся в цветах и многих других биологических субстратах, а также в минералах. Однако здесь не указаны соли аммония, которые, в отличие от других, происходят не от кислоты, а от основания: аммиака.
Как это возможно? Это связано с реакцией нейтрализации аммиака (NH3), основание, которое депротонирует и производит катион аммония (NH4+). NH4+, как и другие катионы металлов, он может полностью замещать любой из кислотных протонов гидрокислоты или оксикислоты.
В случае фосфатов и цитратов аммония просто замените K и Na на NH.4, и будет получено шесть новых солей. То же самое и с угольной кислотой: NH4HCO3 (кислый карбонат аммония) и (NH4)2CO3 (карбонат аммония).
Кислотные соли переходных металлов
Переходные металлы также могут входить в состав различных солей. Однако они менее известны, и лежащие в их основе синтезы представляют более высокую степень сложности из-за разной степени окисления. Примеры этих солей включают следующее:
Поваренная соль: AgHSO4
Традиционный: Кислый сульфат серебра.
Состав: Гидросульфат серебра.
Систематический: Водород серебра (тетраоксидосульфат).
Поваренная соль: Fe (H2BO3)3
Традиционный: Борат двухосновной кислоты железа (III).
Состав: Дигидрогеноборат железа (III).
Поваренная соль: Cu (HS)2
Традиционный: Кислый сульфид меди (II).
Состав: Сероводород меди (II).
Систематический: Медь (II) бис (сероводород).
Поваренная соль: Au (HCO3)3
Традиционный: Кислый карбонат золота (III).
Состав: Гидрокарбонат золота (III).
То же самое и с другими металлами. Большое структурное богатство кислотных солей больше связано с природой металла, чем природы аниона; поскольку существует не так много гидрокислоты или оксикислоты.
Кислотный характер
Кислые соли обычно при растворении в воде дают водный раствор с pH ниже 7. Однако это не совсем верно для всех солей.
Почему нет? Потому что силы, связывающие кислотный протон с анионом, не всегда одинаковы. Чем они сильнее, тем меньше будет тенденция отдавать это среднему; Точно так же существует обратная реакция, которая заставляет этот факт регрессировать: реакция гидролиза.
Это объясняет, почему NH4HCO3Несмотря на то, что она является кислой солью, она образует щелочные растворы:
Учитывая приведенные выше уравнения равновесия, основной pH указывает на то, что реакции, которые производят OH– происходят преимущественно по сравнению с теми, которые производят H3ИЛИ+, индикаторный вид кислого раствора.
Однако не все анионы могут быть гидролизованы (F–, Cl–, НЕТ3–, так далее.); Это те, которые происходят из сильных кислот и оснований.
Приложения
Каждая кислотная соль имеет собственное применение в разных областях. Тем не менее, они могут суммировать ряд общих применений для большинства из них:
-В пищевой промышленности они используются в качестве дрожжей или консервантов, а также в кондитерских изделиях, в продуктах гигиены полости рта и при производстве лекарств.
-Гигроскопичные предназначены для поглощения влаги и CO.2 в местах или условиях, которые требуют этого.
-Соли калия и кальция обычно используются в качестве удобрений, пищевых компонентов или лабораторных реагентов.
-Как добавки для стекла, керамики и цемента.
-При приготовлении буферных растворов, необходимых для всех реакций, чувствительных к резким изменениям pH. Например, фосфатные или ацетатные буферы.
-И, наконец, многие из этих солей обеспечивают твердые и легко обрабатываемые формы катионов (особенно переходных металлов), пользующиеся большим спросом в мире неорганического или органического синтеза.
Использованная литература
Смешиваем 1 моль серной кислоты и 2 моля нитрата аммония . Получаем 2 моля азотной кислоты и 1 моль сульфата аммония. Сульфатные хвосты в растворе мешают .
Вариант убрать хвосты — добавить в раствор азотнокислую соль кальция , бария , стронция , свинца , ртути или серебра . Все эти соли в большей или меньшей степени должны выпасть в осадок в виде сульфатов . Аммоний и водород останутся ( это даже хорошо ).
Минусы :
Кальций — осадок в виде гипса быстро набирает плотность и образует губку, пропитанную азотною ( хрен достанешь её оттуда )
Барий — нитрат весьма токсичен , ПДК 0,5 мг/м³. Сульфат менее опсаен, но барий на дороге не валяется и на грядках не растет.
Стронций — звучит страшно , однако внятной информации о вреде и опасности не нашел , однако стронций тоже в булочной не купишь .
Свинец — если отводить газы при получении нитрата и не жрать сульфат , то особой опасности нет , доступен , в дальнейшем всё равно появится в растворе в небольшом кол-ве из остатков припоя .
Ртуть — пары ядовиты, но не нашел данных о токсичности солей , правда сейчас даже градусников ртутных найти нереально .
Серебро — не токсично , почти всегда потом появляется в растворе , достать сложно , но можно ( в крайнем случае самому же и аффинировать )
Из всего перечисленного делаю вывод :
С точки зрения качества удаления SO4 из раствора конечно идеален барий , но с точки зрения реальности придется использовать свинец или серебро . Свинец токсичнее ( но при соблюдении ТБ — не критично ) , зато лучше свяжет SO4 и меньше останется в растворе , а серебро совершенно не токсично , но дороже , хуже связывает и больше остается в растворе .
Вопросы :
правильно ли я тут рассуждаю, все ли учитываю ( в разумных пределах ) , что выбрать , свинец или серебро ?
Дед Мазай что ли?
аммиачная селитра для азотки из серки одна из самых паскудных вещей, как при перегонке так и без
если свинец или серебро, то уже нет никакого экономического смысла хоть и химически и без проблем.
Ты упомянул чуть ли ни все нитраты на земле кроме двух реально пригодных для подобного процесса (хоть с дистилляцией хоть без) это нитраты калия и натрия
+ не забываем и про гидросульфаты, ну а точно они будут то это точно
это очень плохо
Дело не в экономическом аспекте , а в желании использовать легкодоступные материалы и не сложные реакции .
По некоторым утверждениям наличие дополнительного аммония в растворе частично восстанавливает азотную кислоту по мере расходования её во время реакции ( из этого я и исходил когда выбирал нитрат аммония ) , а так — могу и калийную и натриевую взять ( кальцевую не предлагать — там без перегонки не обойтись ) . Однако то , какую селитру использовать — мне в целом без разницы . Один хрен остатки SO4 надо убирать . Использовать для этого солянокислые соли неудобно — получаем примесь солянки , а это допустимо только при составлении ЦВ , так что остаются нитраты , их и рассматривал в качестве реактива для удаления SO4 .
Про гидросульфаты можно подробнее, я свойства гидросульфатов нифига пока не знаю ? Мешают ? Как убиваются ?
Гидросульфат аммония — растворяется.
Гидросульфат свинца — инфы мало , но вроде растворим.
Гидросульфат серебра — не нашел инфы
Гидросульфат калия — растворим
Гидросульфат натрия — растворим.
По моему примитивному мнению ( а как я говорил — я не химик ) , раз растворяется , значит диссоциирует и не мешает .
да понимаю , я сам над ушками и брюшками ржал
Сергей! ты же ведь не думаешь что Ufenfvf будет на регулярной основе делать азотную кислоту из серки и нитрата серебра?
Цитата:а серебро совершенно не токсично
Да неужели?!Вообще то это тяжелый металл.
Ufenfvf Серебро — не токсично
Сульфат бария не токсичен , в силу своей нерастворимости . А вот нитрат бария — токсичен
p.s. С токсичностью серебра я лопухнулся — признаю .
p.p.s Выпаривать электролит я и не собираюсь . Из корректирующего получается азотка приемлемой для меня крепости .
Если бы у меня встала подобная задача, то делал бы так.
1) Попробовал бы восстановить Ag прямо из сульфата гидразином в щелочной среде. (С высокой вероятностью должно всё получиться)
2) Если не вышло с гидразином, то попробовал бы классическое восстановление из AgCl.
Для этого перевёл бы сульфат в хлорид добавкой расчётного кол-ва NaCl (избыток соли приведёт к заметным потерям серебра из-за растворимости хлорида). Осадок AgCl промыл бы 2-3 раза водой с декантацией осадка. После чего добавил бы к суспензии изрядной кусок чистого Al (мягкий электротехнический Al из кабелей) и чуть подкислил бы смесь HCl для начала реакции.
Через пару часов восстановления AgCl должен перейти в металлическое серебро в виде чёрно-коричневой массы. Лично мне не удавалось восстановить так хлорид более чем на 98%, поэтому в осадке всегда будут остатки AgCl.
Непрореагировавший Al убираем, хорошо промываем осадок подкисленной водой (для лучшей отмывки солей Al), сушим и плавим с добавкой соды (для разложения остатков AgСl).
Но принципе, если есть хорошая печь и тяга, то можно не заморачиваться и прямо прокалить Ag2SO4 в керамическом (и никаком другом) тигле. Будут выделяться значительное количества оксидов серы и в итоге получится искомый металл в довольно чистом виде.
СЕРЕБРО
СЕРЕБРО (Argentum) Ag, хим. элемент I
гр. периодич. системы, ат. н. 47, ат. м. 107,8682; относится к благородным
металлам. Природное серебро состоит из двух стабильных изотопов: 107Ag
(51,35%) и 109Ag (48,65%). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов
для прир. смеси изотопов 6,2·10-27 м2. Конфигурация внеш.
электронных оболочек атома 4s24p64d105s1;
степени окисления + 1 (наиб. устойчива), + 2 и +3; энергии ионизации при
переходе Ag0 Ag+ Ag2+
7,57632, 21,487 эВ; сродство к электрону 1,301 эВ; электроотрицательность по
Полингу 1,93; атомный радиус 0,145 нм, ионные радиусы (в скобках даны координац.
числа), нм: Ag+ 0,100 (4) и 0,115 (6), Ag2+ 0,079 (4)
и 0,094 (6). Серебро-самый распространенный из благородных металлов, его содержание
в земной коре оценивают в 7·10-6 % по массе, в морской воде -1,5·10-8-2,9·10-7
%, пресной -2,7·10-8 %. Известно более 60 серебросодержащих минералов,
делящихся на 6 групп: самородное серебро и сплавы его с Си и Аu; простые сульфиды
серебра -акантит и аргентит Ag2S; теллуриды и селениды серебра-гессит Ag2Te,
науманит Ag2Se, эвкайрит AgCuSe и др.; антимониды и арсениды серебра-дискразит
Ag3Sb и др.; галогениды и сульфаты серебра — кераргирит AgCl, аргентоярозит
AgFe3(SO4)2(ОН)6 и др.; сложные
сульфиды, или тиосоли, типа nAg2S·mM2S3,
где М = As, Sb, Bi, напр. пираргирит Ag3SbS3, прустит
Ag3AsS3, полибазит (Ag, Cu)16Sb2S11
и т.п. Все минер. месторождения делятся на собственно серебряные руды, в к-рых
содержание серебра превышает 50%, и комплексные полиметаллич. руды цветных и тяжелых
металлов с содержанием серебра не выше 10-15%. Комплексные месторождения обеспечивают
примерно 80% добычи серебра (в качестве побочного продукта переработки сульфидных
руд) в зарубежных странах, причем 40-50% из этого кол-ва серебра извлекают из цинковых
руд, по 15-20%-из кобальтовых и медных, а остальное-из сурьмяных и смешанных
руд. Осн. месторождения таких руд сосредоточены в Мексике, Канаде, Австралии,
Перу, США, Боливии и Японии. На долю указанных стран приходится 70-80% добычи
первичного серебра. Общие запасы серебра в развитых и развивающихся странах 505 тыс. т
(1986), в т. ч. подтвержденные 360 тыс. т.
Свойства. Серебро-белый блестящий
металл, в тонких пленках и проходящем свете-голубого цвета. Кристаллизуется
в гранецентрир. кубич. решетке, а = 0,4086 нм, z = 4, пространств.
группа Fm3m; т. пл. 961,93 °С, т. кип. 2167°С; плотн.
10,491 г/см3;
25,36 Дж/(моль·К); Hпл 11,30 кДж/моль, Hисп
251,5 кДж/моль;
42,55 Дж/(моль·К); ур-ния температурной
зависимости давления пара над жидким серебром lgp(aтм) = -1,368·104/Т+
5.615, плотн. жидкого серебра d = = 10,465 — 9,67·10-4 Т
г/см3; tкрит 4395°С, pкрит
33,6 МПа и uкрит 339 см3/моль. Серебро обладает наиб.
теплопроводностью и электрич. проводимостью: 1,59 (0°С) и 8,4 мкОм·см
(960 °С), теплопроводность 419 (293 К) и 377 Вт/(м·К) при 773 К. Примеси
в серебре уменьшают его · теплопроводность и электрич. проводимость. Серебро диамагнитно,
его магн. восприимчивость (—0,181·10-9) не зависит от т-ры; коэф.
Холла —0,9·1010. Серебро обладает высокой отражат. способностью: в ИК
диапазоне степень отражения лучей составляет 98%, в видимой области спектра-95%
и снижается до 10% при длине волны 320 нм. Серебро-мягкий и пластичный металл; предел
текучести составляет 10-50 МПа; твердость по Бринеллю 245-250 МПа, по Виккерсу
148-154 МПа; модуль упругости 82,7 ГПа, модуль сдвига 30,3 ГПа.
Известны многочисл. комплексные
соединения серебра, в к-рых координац. число серебра равно 2, 3 и 4.
Большинство соед. Ag(I)
плохо раств. в воде, за исключением AgF, AgNO3, AgClO4
и AgClO3. Соли серебра-бесцв. или слегка желтоватые в-ва. На свету почти
все соед. Ag(I) разлагаются до свободного серебра и при этом окрашиваются в серый
или черный цвет, что используется в фотографии. Соединения серебра термодинамически
мало устойчивы, причем углерод- и азотсодержащие соед. Ag(I) способны к разложению
со взрывом.
Оксид Ag(I) (гемиоксид)
Ag2O при нагр. выше 100°С разлагается до Ag и О2;
р-римость в воде 1,3·10 3 г в 100 г воды (см. также табл.); водные
р-ры Ag2O имеют щелочную р-цию вследствие частичного образования
AgOH; в водной суспензии легко восстанавливается до металлического серебра водородом,
СО, металлами и др. восстановителями; раств. в к-тах, водном NH3,
цианидах и тиосульфатах щелочных металлов с образованием соответствующих простых
и комплексных солей Ag(I); теряет на свету О2; диамагнитен; получают
при обработке р-ра AgNO3 щелочами, применяют в гопкалитовых патронах
противогазов, как окислитель в орг. синтезе; водные р-ры-антисептич. ср-во.
Монооксид Ag2O2 (или AgIAgIIIO2)-серые
кристаллы моноклинной сингонии; разлагается выше 100 °С;
—24,7 кДж/моль; получают окислением серебра или Ag2 О озоном, анодным
окислением серебра, используют для изготовления электродов в серебряно-цинковых элементах
и аккумуляторах.
Гидроксид AgOH, по непроверенным
сведениям, м.б. получен в виде неустойчивого белого осадка при обработке р-ра
AgNO3 в этаноле спиртовым р-ром КОН при — 45 °С; обладает амфотерными
св-вами с преобладанием диссоциации по щелочному типу; для бесконечно разб.
р-ров -124,36
кДж/моль, 61,70
Дж/(моль · К).
Сульфат Ag2SO4
при 427°С переходит из ромбич. -модификации в гексагон. -модификацию,
H перехода 18,64 кДж/моль; выше 1100°С разлагается до Ag, SO2
и О2; р-римость в воде 0,8 г в 100 г при 20°С; в сернокислотных
р-рах легко восстанавливается FeSO4, Zn и Mg до Ag0; получают
действием конц. H2SO4 на Ag или Ag2O или обменной
р-цией р-римых солей серебра с сульфатами металлов, в избытке H2SO4
образуются гидросульфат AgHSO4 и ад-дукты Ag2SO4
c H2SO4.
Карбонат Ag2СО3
выше 120 °С разлагается до Ag, CO2 и О2; р-римость
в воде 3·10-3 г в 100 г, раств. в водном NH3, цианидах
и тиосульфатах щелочных металлов, с карбонатами др. металлов образует двойные
карбонаты; получают действием р-ров карбонатов или гидрокарбонатов металлов
на AgNO3.
Специфич. хим. св-во серебра-способность
легко образовывать коллоидное серебро в р-ре при восстановлении соединений серебра или
при диспергировании компактного металла. Золи серебра окрашены в разл. цвета-от фиолетового
до оранжевого—в зависимости от размера частиц металла и способа получения золя.
Серебро в коллоидном состоянии-энергичный восстановитель, катализатор окисления,
бактерицидный препарат (колларгол, протаргол). Бактерицидные св-ва присущи и
металлическому серебру: при концентрации серебра в р-ре 40-200 мкг/л погибают неспоровые
бактерии, а при более высоких концентрациях — споровые.
еребро хорошо адсорбирует газы,
такие, как Н2, О2, Аr и др. Так, при 500 °С Ag может
поглощать до 5 объемов О2. При охлаждении жидкого серебра, содержащего
растворенный в нем О2, выделение газа может происходить со взрывом.
Серебро образует множество интерметаллидов
и сплавов с др. металлами. Так, с Pd и Аu серебро дает непрерывный ряд твердых р-ров,
с Сu, Ni и Pb-эвтектич. сплавы, а с остальными металлами — интерметаллиды разл.
состава. Введение металлов в серебро часто улучшает его мех. и хим. св-ва.
Получение. Первая стадия
переработки всех серебросо-держащих руд-флотац. и гравитац. обогащение. Дальнейшие
методы выделения серебра зависят от типа руды и содержания серебра и делятся на пирометаллургич.
и гидрометаллургические. Полиметаллич. сульфидные руды не поддаются прямой гидрометаллургич.
переработке и их вначале подвергают обжигу-окислительному, восстановительному
(или хлорирующему). При обжиге свинцовых руд Ag2S концентрируется
в оксиде Рb и затем в металлич. Рb. Для выделения серебра из Рb применяют методы
Паркеса и Паттинсо-на. По методу Паркеса серебросодержащий Рb плавят вместе
с Zn и серебро концентрируется в Zn в виде интерметаллидов. После отгонки Zn остаток
купелируют (нагревают в печи в потоке воздуха) и отделяют сырое металлическое
серебро от оксидов остальных металлов.
По методу Паттинсона серебросодержащий
Рb медленно охлаждают и при этом вначале кристаллизуется чистый Рb, к-рый отделяют
от расплава; остается сплав Рb с Ag с содержанием серебра 2-3%, к-рый перерабатывают
далее купелированием.
При переработке медных
руд после окислит. и восстановит. плавок получают сплавы Сu с Ag, из к-рых серебро
выделяют электролизом. Из сплава отливают аноды и при их растворении Си осаждается
на катоде, а серебро концентрируется в шламе.
Собственно серебряные руды
перерабатывают после обогащения методом цианирования, для чего руду обрабатывают
в водном р-ре NaCN или KCN в присут. О2 и затем серебро извлекают из комплексных
цианидов восстановлением металлами или с использованием анионитов. В осн. история,
интерес представляет сейчас амальгамный метод извлечения серебра, по к-рому руда
смешивается в р-ре с Hg и хлоридами, при этом образуется амальгама серебра; из нее
после отгонки Hg получают сырое серебро.
Для получения серебра высокой
чистоты (99,999%) сырой металл подвергают электролитич. аффинажу в р-ре AgNO3
с осаждением серебра на катоде (примеси переходят в шлам).
Все серебросодержащие отходы
пром-сти (отработанные фотоматериалы, контакты, источники питания и т. п.) также
подвергаются переработке с целью извлечения вторичного серебра, к-рое вновь расходуется
в пром-сти в кол-ве 60-70% от общего потребления серебра.
Определение. Качественно
серебро обнаруживают по цветным р-циям образования комплексов серебра с использованием
орг. N- и S-содержащих реагентов (производные роданина, фе-нилтиомочевины, дитизона
и т.п.). Применяют также восстановление серебра из р-ра до металла и микрокристаллич.
р-ции образования AgCl, Ag2Cr2O7 и комплекса
серебра с уротропином.
Количественно серебро определяют
гравиметрически (осаждение серебра в виде AgCl или комплекса серебра с бензотриазолом),
титриметрически по Фольгарду с использованием р-ров KCNS или NH4CNS
в присут. железо-аммониевых квасцов. Применяют колориметрич. методы с использованием
производных роданина и дитизона, каталиметрич. (основанные на измерении скорости
р-ции в присут. микрокол-в серебра), а также эмиссионно-спектральный и атомно-абсорбционный
методы анализа.
Применение. Примерно
30-40% производимого серебра расходуют на изготовление кино- и фотоматериалов. Ок.
20% серебра в виде сплавов с Pd, Аu, Сu, Zn и др. металлами идет на изготовление
контактов, припоев, проводящих слоев, элементов реле и др. устройств в электротехнике
и электронике. Сплавы серебра с Аu и Сu, а также с Hg, Sn, Zn и Си используют в стоматологии
для пломбирования и протезирования. 20-25% серебра расходуют на изготовление элементов
питания-серебряно-цинковых аккумуляторов, обладающих высокой энергоемкостью
(космич. и оборонная техника), оксидно-серебряных элементов питания часов и
т.п. Из серебра изготовляют монеты, ювелирные изделия, украшения, столовую посуду.
Серебро используют для серебрения зеркал, аппаратов в пищ. пром-сти, как катализатор
процессов дожигания СО, восстановления NO и р-ций окисления в орг. синтезе.
Объем произ-ва первичного
серебрс в мире колеблется в зависимости от цен на рынке. В связи с тем, что серебро-второй
валютный металл, сведения о масштабах его произ-ва и потребления являются оценочными.
В сер. 80-х гг. произ-во первичного серебра в развитых и развивающихся странах оценивалось
в 10-15 тыс. т/год.
ПДК серебра в воздухе 0,1-0,5
мг/м3. При попадании р-римых соединений серебра на кожу и слизистые оболочки
происходит восстановление серебра до серо-черного коллоидного металла. Это окрашивание
пов-сти тканей (аргирия) исчезает в результате растворения и истирания коллоидного
серебра вместе с кожей.
еребро известно человеку с
древнейших времен, еще в 4-м тыс. до н.э. оно использовалось для изготовления
украшений, служило торговым эквивалентом в странах Востока.
Лит.: Пятницкий
И. В., Сухан В. В., Аналитическая химия серебра, М., 1975; Малышев В.М., Румянцев
Д. В., Серебро, 2 изд., М., 1987; Silver. Economics, metallurgy and use, Princeton
(N.Y.), 1967; Thompson N. R., в кн.: Masscy A. G., The chemistry of cooper,
Oxf., 1975. П.М. Чукуров.