Ртуть - древнейший металл. Человек познакомился с ней за много веков до нашей эры. Началось все, очевидно, с киновари HgS - и поныне главного минерала ртути. Слово "киноварь" не имеет ни малейшего отношения ни к кино, ни к вареньям: греческое "кинна-барис" переводится как "кровь дракона". Название минерала связано с древней легендой о погибшем в горах драконе и пролитой им крови, превратившейся в опасный минерал красного цвета. Глыбы киновари из богатых месторождений действительно похожи на куски кровавого мяса. Киноварь была одной из первых минеральных красок, использованных человеком. Ею пользовались в древнем мире почти повсеместно - в Египте и Индии, Китае и Месопотамии, Римской империи и Фракии. В те же давние времена была, видимо, получена и первая металлическая ртуть из киновари. Во всяком случае, в "Естественной истории" Плиния Старшего о ртути упоминается не раз. Металлурги древности получали ртуть, накаляя киноварь, а затем охлаждая ртутные пары на холодных предметах. Значительно позже, в XVI веке, в классическом труде Г. Агриколы "О горном деле и металлургии" появится такое описание одной из стадий получения ртути: "Не перенося, жара и испытывая влечение к холоду, она оседает на листьях деревьев, обладающих охлаждающей силой".
Во многом получение ртути из киновари - процесс чрезвычайно простой, один из самых простых во всей пирометаллургии. Происходит обычный обжиг концентрата при 700-750?С. Сера окисляется кислородом воздуха, а ртуть восстанавливается до элементарного состояния и существует в этих условиях, естественно, в виде пара. Однако традиционно несложный физический процесс конденсации в случае с ртутью оказывается неожиданно осложненным. В конденсаторе собирается лишь часть жидкого металла, большая же его часть превращается в так называемую ступпу - мелкие капли в оболочке из рудной пыли, сажи, смолистых веществ. Содержание ртути в ступпе колеблется от 15 до 80%. Для ее извлечения используют способ отбивки, смысл которой, как явствует из названия, разрушить пленки, препятствующие слиянию ртутных капель. Но и после отбивки извлечь из ступпы всю ртуть не удается. Это одна из нерешенных до конца технологических проблем цветной металлургии. Очищают сырую ртуть, пропуская ее тонкой струей через вертикальный сосуд в метр-полтора высотою, наполненный 10%-ным раствором азотной кислоты. Затем ртуть промывают водой, сушат и, если нужно получить очень чистый металл, перегоняют в вакууме. Гидрометаллургические способы извлечения ртути известны, но широкого распространения они пока не получили.
Издавна людей привлекала способность ртути растворять большинство металлов. Как правило, амальгамы - просто растворы металлов в ртути, растворы жидкие или твердые. При их нагревании ртуть обычно испаряется, а растворенный ею металл выделяется в первозданном виде. Амальгамы щелочных и щелочноземельных металлов - устойчивые химические соединения определенного состава, с определенным комплексом свойств. Например, меркурид калия КНg2 имеет температуру плавления 269,7°С. Некоторые амальгамы использовались еще в глубокой древности. Старинные зеркала были покрыты не тонким слоем серебра или алюминия, как
это делается сейчас, а амальгамой, в состав которой входило 70% олова и 30% ртути. Но не все металлы способны к образованию амальгам, в частности железо, кобальт, никель, практически не образуют амальгам. Это позволяет транспортировать жидкий металл в емкостях из обыкновенной стали. (Особо чистую ртуть перевозят в таре из стекла, керамики или пластмассы). Кроме железа и его аналогов, не амальгамируются тантал, кремний, рений, вольфрам, ванадий, бериллий, титан, марганец и молибден, то есть почти все
металлы, применяемые для легирования стали. Это значит, что и легированной сталь устойчива к действию ртути. Процесс этот начинается со смачивания. Амальгамы серебра и кадмия, химически инертны и тверды при температуре человеческого тела, но легко размягчаются при нагревании. Из них до сих пор делают зубные пломбы.
Ртуть и ее соединения нашли широкое и разнообразное применение в науке и технике. С другой стороны, ртуть и почти все ее соединения токсичны, поэтому использование ртути часто является нежелательным, а в некоторых случаях – просто недопустимым. Ртуть не только ядовита, но и очень коварна. Особенно опасны ее
пары. Они не имеет цвета и запаха, пары ртути никак не ощущаются организмом. Даже при небольшом количестве ртути ее пары способны быстро насытить невентилируемое помещение и проявить свое токсическое действие. При постоянном воздействии пары ртути поражают, прежде всего, на центральную нервную систему. Как правило, это происходит до того, как удается распознать факт отравления ртутью.

К своему стыду, не мотря на наличие 5 по химии КАК это сделать непомню!

Все же под боком производство хрусталя Техстекло

Не помню кто предложил, простите за плагиат

но, но портянки ношеные оставте себе!

Интересно СКОЛЬКО, долго?

Сода, техническое название натриевых солей угольной кислоты H2CO3. Различают Сода кальцинированную — Na2CO3 (карбонат натрия, безводный углекислый натрий), питьевую — NaHCO3 (гидрокарбонат натрия, двууглекислый натрий) и кристаллическую — Na2CO3×10 H2O, Na2CO3 ×7H2O, Na2CO3×H2O. Каустической Сода в технике и быту называют едкий натр NaOH — натрия гидроокись.
Сода была известна с давних времён. Ещё древние египтяне применяли природную Сода (из озёрных вод) как моющее средство, а также для варки стекла. До 18 в. карбонаты натрия и калия называли «алкали», т. е. щёлочью. В 1736 французский учёный А. Л. Дюамель дю Монсо впервые различил эти два вещества: первое стали называть содой (по растению Salsola Soda, из золы которого её добывали), а второе — поташом.
В природе Сода встречается в виде минералов: трона Na2CO3× NaHCO3×2H2O, сода (синонимы натрит и натрон) Na2CO3× 10 H2O и термонатрит Na2CO3·Н2O. Сода кристаллизуется в моноклинной системе, образует белые зернистые или порошковые массы, на воздухе быстро теряет воду. Твердость по минералогической шкале от 2,5 (трона) до 1,5; плотность 2110 (трона) — 1420 (сода) кг/м3. В СССР современные содовые озёра известны в Забайкалье и в Западной Сибири; большой известностью пользуется озеро Натрон в Танзании и озеро Серлс в Калифорнии. Ископаемая Сода (трона), имеющая промышленное значение, встречена в составе эоценовой толщи Грин-Ривер (Виргиния, США). Вместе с троной в этой осадочной толще обнаружено много ранее считавшихся редкими минералов, в том числе давсонит [NaAICO3(OH)2], который рассматривается как сырьё для получения соды и глинозёма. В США Сода природная удовлетворяет более 40% потребности страны в этом полезном ископаемом. В СССР из-за отсутствия крупных месторождений Сода не добывается.
Вплоть до начала 19 в. главным источником для добывания Сода служила зола некоторых морских водорослей и прибрежных растений.
Безводный Na2CO3 — бесцветный кристаллический порошок; плотность 2,53 г/см3 при 20 °С, tпл 853 °Сода Хорошо растворим в воде: 17,7% по массе при 20 °С, 31,3% при 100 °Сода Образует кристаллогидраты: моноклинный Na2CO3×10 H2O, устойчивый до 32,017 °С, ромбический Na2CO3×7H2O, переходящий в ромбический Na2CO3×H2O при 35,27 °Сода Последний при 112,5 °С и давлении 1,27 am превращается в Na2CO3. Водные растворы Na2CO3 имеют сильную щелочную реакцию вследствие гидролиза.
Первый промышленный способ получения Сода изобрёл в 1787—89 Н. Леблан. В 1791 во Франции было начато производство Сода по его методу. Он состоял из следующих стадий. Каменную соль NaCl действием концентрированной H2SO4 превращали в сульфат натрия:
2NaCI + H2SO4 = Na2SO4 + 2HC1.
Затем смесь Na2SO4 с измельченным известняком и углем нагревали в пламенной печи при температуре около 1000 °Сода При этом происходили реакции:
Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2,
Na2S + СаСО3 = Na2CO3 + CaS.
Из охлажденного плава Сода извлекали водой. Раствор Сода отделяли от CaS и выпаривали. Сырую Сода очищали перекристаллизацией. Процесс Леблана давал Сода в виде декагидрата Na2CO3•10H2O, содержащего около 62,5% воды. Поэтому полученную Сода приходилось для обезвоживания нагревать докрасна (кальцинировать, отсюда кальцинированная Сода). Побочными продуктами были HC1 (его сперва выпускали на воздух, а затем стали поглощать водой, получая техническую соляную кислоту) и CaS (который образовывал огромные отвалы).
От этих недостатков был свободен аммиачно-содовый процесс Э. Сольве, запатентованный им в 1861 (в 1863 в Бельгии был пущен первый завод, получавший Сода по Сольве). Способ основан на реакциях, идущих в водных растворах:
2NH3+H2O+CO2=(NH4)2CO3,
(NH4)2CO3+H2O+CO2=2NH4HCO3.
Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 реагирует с раствором NaCl:
NaCl + NH4HCO3 = NH4CI + NaHCO3.
Осадок NaHCO3 отфильтровывают и нагреванием (около 140—160 °С) переводят в Na2CO3 (кальцинированная Сода):
2 NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O.
Освобождающийся CO2 вновь поступает в производство. Для регенерации NH3 маточный раствор, содержащий (NH4)2CO3, NH4HCO3 и NH4CI, нагревают до 80 °Сода При этом карбонат и гидрокарбонат аммония разлагаются:
(NH4)2CO3=2NH3+H2O+ CO2,
NH4HCO3= NH3 + HaO + CO2.
Раствор, содержащий NH4CI, нагревают с известковым молоком для выделения аммиака:
2NH4CI + Ca (OH)2 = CaCl2 + 2H2O + 2NH3.
Аммиак возвращается в производство. Все реакции идут при невысоких температурах. Единственным отбросом является раствор CaCl2, имеющий некоторое практическое применение (см. Кальция хлорид). По этому способу получается очень чистая безводная Сода Благодаря этим преимуществам способ Сольве вытеснил производство Сода по Леблану в конце 19 — начале 20 вв. В России первым предприятием. вырабатывавшим Сода по Сольве, был Березниковский завод (1883).
NaHCO3 — белый кристаллический порошок плотностью 2,16—2,22 г/см3. При нагревании около 50 °С начинает отщепляться 002, а при 100—150 °С полностью разлагается, превращаясь в Na2CO3. Водные растворы NaHCO3 имеют слабощелочную реакцию. Соль впервые описана в 1801 немецким аптекарем Б. Розе. В промышленности NaHCO3 получают, пропуская под давлением CO2 в насыщенный раствор Na2CO3 при 75 °С
Na2CO3 + CO2 + H2O = 2 NaHCO3.
Сода — один из важнейших продуктов химической промышленности. В больших количествах её используют в стекольном, мыловаренном, бумажном и красильном производствах; она применяется также для умягчения воды паровых котлов. Na2CO3 — исходный продукт для получения NaOH, Na2B4O7, Na2HPO4. NaHCO3 используют в производстве безалкогольных напитков, хлебобулочных и кондитерских изделий. В медицине гидрокарбонат натрия применяют внутрь в таблетках, порошках и растворах для нейтрализации избытка соляной кислоты в желудочном соке (например, при гастритах), наружно — в виде растворов для полосканий горла, а также для промывания кожи при попадании на неё кислот. При некоторых заболеваниях растворы NaHCO3 вводят внутривенно. Входит в состав многих лекарственных средств. В 1975 в СССР произведено 4,7 млн. т кальцинированной и 2,4 млн. т каустической Сода.

1. Исторические сведения.
Серная кислота известна с древности. Первое упоминание о кислых газах, получаемых при прокаливании квасцов или железного купороса «зеленого камня», встречается в сочинениях, приписываемых арабскому алхимику Джабир ибн Хайяну.
Позже, в IX веке персидский алхимик Ар-Рази, прокаливая смесь железного и медного купороса (FeSO4•7H2O и CuSO4•5H2O), также получил раствор серной кислоты. Этот способ усовершенствовал европейский алхимик Альберт Магнус, живший в XIII веке.
В XV веке алхимики обнаружили, что серную кислоту можно получить, сжигая смесь серы и селитры, или из пирита — серного колчедана, более дешевого и распространенного сырья, чем сера. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах. И только в середине 18 столетия, когда было установлено, что свинец не растворяется в серной кислоте, от стеклянной лабораторной посуды перешли к большим промышленным свинцовым камерам.
2. Токсическое действие.
Серная кислота и олеум — очень едкие вещества. Они поражают кожу, слизистые оболочки, дыхательные пути (вызывают химические ожоги). При вдыхании паров этих веществ они вызывают затруднение дыхания, кашель, нередко — ларингит, трахеит, бронхит и т. д. ПДК аэрозоля серной кислоты в воздухе рабочей зоны 1,0 мг/м³, в атмосферном воздухе 0,3 мг/м³ (максимальная разовая) и 0,1 мг/м³ (среднесуточная). Поражающая концентрация паров серной кислоты 0,008 мг/л (экспозиция 60 мин), смертельная 0,18 мг/л (60 мин). Класс опасности II. Аэрозоль серной кислоты может образовываться в атмосфере в результате выбросов химических и металлургических производств, содержащих оксиды S, и выпадать в виде кислотных дождей.
3. Основные стадии получения серной кислоты в современности:
3.1. Обжиг пирита, Получение оксида серы (II). Очистка печного газа.
Уравнение реакции первой стадии:
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 + Q
Измельчённый очищенный влажный (после флотации) пирит сверху засыпают в печь для обжига в "кипящем слое". Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащённый кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 8000С. Пирит раскаляется до красна и находится в "подвешенном состоянии" из-за продуваемого снизу воздуха. Похоже это всё на кипящую жидкость раскалённо-красного цвета.
За счёт выделяющейся теплоты в результате реакции поддерживается температура в печи. Избыточное количество теплоты отводят: по периметру печи проходят трубы с водой, которая нагревается. Горячую воду используют дальше для центрального отопления рядом стоящих помещений.
Образовавшийся оксид железа Fe2O3 (огарок) в производстве серной кислоты не используют. Но его собирают и отправляют на металлургический комбинат, на котором из оксида железа получают металл железо и его сплавы с углеродом - сталь (2% углерода С в сплаве) и чугун (4% углерода С в сплаве).
Таким образом выполняется принцип химического производства - безотходность производства.
Очистка печного газа:
Из печи выходит печной газ, состав которого: SO2, O2, пары воды (пирит был влажный!) и мельчайшие частицы огарка (оксида железа). Такой печной газ необходимо очистить от примесей твёрдых частиц огарка и паров воды.
Очистка печного газа от твёрдых частичек огарка проводят в два этапа - в циклоне (используется центробежная сила, твёрдые частички огарка ударяются о стенки циклона и ссыпаются вниз) и в электрофильтрах (используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра, при достаточном накоплении под собственной тяжестью они ссыпаются вниз), для удаления паров воды в печном газе (осушка печного газа) используют серную концентрированную кислоту, которая является очень хорошим осушителем, поскольку поглощает воду.
Осушку печного газа проводят в сушильной башне - снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льётся концентрированная серная кислота. На выходе из сушильной башни печной газ уже не содержит ни частичек огарка, ни паров воды. Печной газ теперь представляет собой смесь оксида серы SO2 и кислорода О2.
3.2. Окисление SO2 в SO3 кислородом.
Протекает в контактном аппарате.
Уравнение реакции этой стадии:
2SO2 + O2 2SO3 + Q
Сложность второй стадии заключается в том, что процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
а) температура:
Прямая реакция является экзотермической +Q, согласно правилам по смещению химического равновесия, для того, чтобы сместить равновесие реакции в сторону экзотермической реакции, температуру в системе необходимо понижать. Но, с другой стороны, при низких температурах, скорость реакции существенно падает. Экспериментальным путём химики-технологи установили, что оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным образованием SO3 является температура 400-5000С. Это достаточно низкая температура в химических производствах. Для того, чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор. Экспериментальным путём установили, что наилучшим катализатором для этого процесса является оксид ванадия(V) V2O5.
б) давление:
Прямая реакция протекает с уменьшением объёмов газов: слева 3V газов (2V SO2 и 1V O2), а справа - 2V SO3. Раз прямая реакция протекает с уменьшением объёмов газов, то, согласно правилам смещения химического равновесия давление в системе нужно повышать. Поэтому этот процесс проводят при повышенном давлении.
Прежде чем смесь SO2 и O2 попадёт в контактный аппарат, её необходимо нагреть до температуры 400-500°С. Нагрев смеси начинается в теплообменнике, который установлен перед контактным аппаратом. Смесь проходит между трубками теплообменника и нагревается от этих трубок. Внутри трубок проходит горячий SO3 из контактного аппарата. Попадая в контактный аппарат смесь SO2 и О2 продолжает нагреваться до нужной температуры, проходя между трубками в контактном аппарате.
Температура 400-5000С в контактном аппарате поддерживается за счёт выделения теплоты в реакции превращения SO2 в SO3. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоёв катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3.
Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
3.3. Получение H2SO4.
Протекает в поглотительной башне.
А почему оксид серы SO3 не поглощают водой? Ведь можно было бы оксид серы растворить в воде:
SO3 + H2O H2SO4.
Но дело в том, что если для поглощения оксида серы использовать воду, образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты (оксид серы растворяется в воде с выделением большого количества теплоты, серная кислота настолько разогревается, что закипает и превращается в пар). Для того, чтобы не образовывалось сернокислотного тумана, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Два процента воды - это так мало, что нагревание жидкости будет слабым и неопасным. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3.
Уравнение реакции этого процесса
nSO3 + H2SO4 H2SO4·nSO3
Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.