alibayram/wikipedia-40-langs huggingface dataset:
Зелень Гинье

Зе́лень Гинье́, или вер-гинье (), изумрудная зелень — зелёный пигмент, гидратированный оксид хрома(III) Cr2O3•nH2O, где n = 1,5–3.

Большая часть воды в составе пигмента адсорбирована и дегидратация при температурах до 200 °C не влияет на цвет пигмента, при более высоких температурах пигмент теряет остаток воды с образованием безводного оксида хрома Сr2О3 оливково-зелёного цвета.

Производится две разновидности пигмента:
 аморфная изумрудная зелень с относительно крупными частицами размером 1—10 мкм, неукрывистый «прозрачный» пигмент, применяется для изготовления полиграфических и художественных красок для работы по белой подложке или грунту;
 кристаллическая мелкодисперсная изумрудная зелень с высокой укрывистостью (до 60 г/м²), применяется для изготовления для покровных красок и эмалей.

Аморфную разновидность пигмента получают прокаливанием при 550—600 °C смеси бихромата калия и борной кислоты с последующим выщелачиванием плава водой, сушкой и размолом остатка; такой пигмент содержит до 5 % B2O3.

Кристаллическую разновидность пигмента получают восстановлением водного раствора бихромата калия сахаром, мелассой или водородом при 300 °C и 200—350 МПа.

Литература 
 Изумрудная зелень // Химическая энциклопедия (гл. ред. И. Л. Кнунянц). — М., 1961—1967
 А. М. Лентовский. Технология живописных материалов. — Л.: Искусство, 1949

Соединения хрома
Оксиды
Пигменты
Фульминат серебра

Фульмина́т серебра́ (грему́чее серебро́) — неорганическое соединение, серебряная соль фульминовой («гремучей») кислоты AgCNO.

Иногда «гремучим серебром» неправомерно называют нитрид серебра (Ag3N).

История 
Гремучее серебро впервые было получено Эдвардом Ховардом.

Свойства 
Гремучее серебро имеет вид белых блестящих шелковистых игл или их сростков уд. веса 4,09. Оно плохо растворимо в воде. Так, при 13 °C его растворимость составляет 0,075 г/л, при 30 °C — 0,18 г/л. В кипящей воде растворимость заметно повышается (до 2,8 %). В азотной кислоте нерастворимо.
Гремучее серебро отличается значительной стойкостью. Оно мало гигроскопично. Его можно хранить под водой весьма долго. По опытам Петера, гремучее серебро, хранившееся под водой в течение 37 лет, нисколько не изменилось. Как и все соли серебра, гремучее серебро на воздухе и на свету темнеет с поверхности, однако признаков разложения при этом не наблюдается.
Температура вспышки гремучего серебра 170 °C. Весьма чувствительно к трению. Чувствительность к удару зависит от величины кристаллов. В литературе по вопросу о чувствительности к удару гремучего серебра приводятся противоречивые данные. Одни утверждают, что, находясь между двумя твёрдыми телами, гремучее серебро взрывается от самого слабого удара, даже под водой, другие, наоборот, отмечают, что гремучее серебро менее чувствительно к удару, чем гремучая ртуть. Взрыв может произойти также при контакте с некоторыми металлами и концентрированными кислотами.

При приёме внутрь токсично. При попадании на кожу может вызывать контактный дерматит.

Получение 
Чаще всего получают взаимодействием нитрата серебра с этиловым спиртом и азотной кислотой. Для инициации процесса необходимо присутствие в азотной кислоте примеси низших оксидов азота:

См. также 
 Гремучая ртуть

Инициирующие взрывчатые вещества
Фульминаты
Соединения серебра
Ядовитые вещества
Взрывчатые вещества
Гептагидрат сульфата магния

Гептагидра́т сульфа́та ма́гния (MgSO4·7H2O) — бесцветные кристаллы с ромбической решёткой (а = 1,187 нм, b = 1,200 нм, с = 0,688 нм, z = 4); плотностью 1,68 г/см3; твёрдость по Моосу 2-2,5; в воде легко растворяется. Другие названия — английская соль, горькая соль, магнезия, горькозём, эпсомская соль.

В природе английская соль содержится в воде многих горьких минеральных источников, из которых её раньше и добывали. Впервые в 1695 году была выделена английским ботаником Неемией Грю из воды минерального источника в Эпсоме, отсюда название минерала того же состава — эпсомит.

Применение 

 В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E518.
 Очень концентрированный раствор (30 %) английской соли используется во флоатинг-терапии.
 Используется как минеральное удобрение для растений в качестве источника магния или серы.
 Раствор сульфата магния в пиве, нанесённый на стекло и высушенный, создаёт красивый эффект матирования стекла.
 Ранее английская соль использовалась в качестве слабительного средства.

См. также 
 Цитрат магния

Примечания

Ссылки 
 КаталогМинералов.ru: Эпсомит
 

М
Соединения магния
Пищевые добавки
Минералы ромбической сингонии
Соль
Генераторный газ

Генераторный газ (синтез-газ) — газовая смесь, содержащая оксид углерода(II) CO и молекулярный водород H.

Получают генераторный газ путём пропускания воздуха над различными видами топлива (например, раскалённым каменным углём или коксом) в специальных печах — газогенераторах (КПД процесса 65—70 %). Выход из кокса 4,65 м³/кг. Далее оксид углерода смешивается с водяным паром, и получается водородная составляющая генераторного газа:

 

Теплотворная способность генераторного газа составляет 800—1000 ккал/м³, причём замена воздуха на кислород при его получении ведёт к значительному увеличению доли оксида углерода и, соответственно, к увеличению теплотворной способности.

Генераторный газ применяется как топливо в металлургической, стекольной, керамической промышленности, для двигателей внутреннего сгорания, а также для синтеза аммиака.

К недостаткам использования генераторного газа можно отнести взаимодействие с металлическими деталями установок, из-за которых они становятся значительно более хрупкими.

Примечания

См. также 
 Газогенератор
 Водяной газ
 Синтез-газ
 Смешанный газ
 Коксовый газ

Литература 
 
 

Газы
Топливо
Боразол

Боразол (боразин, триборинтриимид) — химическое вещество с химической формулой BHN, бесцветная жидкость. Молекула представляет собой шестичленное плоское кольцо, в котором чередуются атомы бора и азота, каждый из них соединён с одним атомом водорода. Боразол не следует путать с борабензолом — аналогом пиридина, в котором атом азота заменён на бор.

Молекула боразола изоэлектронна молекуле бензола и имеет аналогичное строение. Уменьшение межъядерного расстояния в боразоле (d (B—N) = 0,144 нм по сравнению с одинарной связью d (B—N) = 0,154 нм) связано с делокализацией π-электронов. Распределение электронной плотности отвечает эффективным зарядам δ- и δ+  и разной полярности связей  и .

Свойства 
Являясь неорганическим аналогом бензола, боразол напоминает бензол по своим физическим свойствам (агрегатное состояние, интервал кипения, плотность и т. п.); в то же время, химические свойства боразола и бензола резко различаются.

Реакционная способность боразола выше, чем у бензола, вследствие полярности связей (три атома азота поставляют свои неподелённые электронные пары на свободные орбитали атомов бора). Так, он окисляется на воздухе, растворим в воде, с которой постепенно реагирует с образованием В(ОН)3, NH3 и Н2, и менее термически устойчив, чем бензол.

Атомы Н, связанные с атомами B, способны замещаться без разрушения цикла. Так, при действии BCl3 или BBr3 на боразол при нагревании образуются твёрдые устойчивые соединения — тригалогенборазолы B3N3H3Hal3.

Атомы H при N не способны вступать в реакции замещения.

Получение 
 Боразол можно получить нагреванием тетрагидридобората лития и хлорида аммония:
 
 По реакции диборана с аммиаком, которая также проводится при нагревании:
 
 Реакцией трихлорида бора с хлоридом аммония и последующим восстановлением борогидридом:
 

 
 Тримеризация боразина:

Литература 
 Карапетьянц М. Х. Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия 1994
 

Неорганические вещества
Соединения бора
Азотистые гетероциклы
Ароматические гетероциклические соединения
Соединения азота по алфавиту
Бромная вода

Бро́мная вода́ — водный раствор брома (содержит Br). На свету постепенно выделяет кислород в результате разложения присутствующей в ней бромноватистой кислоты.

Физические свойства 
Бромная вода имеет жёлто-оранжевый цвет.

Химические свойства 
Бром частично реагирует с водой:

 Br2 + H2O <=> HBr + HBrO

Более подробно взаимодействие с водой можно описать так:

 Br2_{(\text{ж})}{} + n H2O <=> Br2*nH2O_{(\text{р})}

 Br2*nH2O <=> HBr + HBrO + (n-1)H2O

 HBr + H2O -> Br- + H3O+

 HBrO + H2O <=> BrO- + H3O+

В насыщенном водном растворе массовая доля брома составляет около 3,5 %, растворимость повышается в присутствии бромидов за счет образования комплексов:

 Br2 + Br- <=> [Br3]-

На свету постепенно разлагается на бромоводород и кислород:

 2 HBrO ->[h\nu] 2 HBr + O2 ^

Является сильным окислителем, в щелочной среде способен окислять такие металлы как хром, марганец, железо, кобальт, никель, а также фенол и ряд других соединений. Добавление элементарного брома уменьшает рН, поскольку бромная вода содержит свободные кислоты. Бромную воду применяют как бромирующее средство — при химических анализах и при синтезе некоторых органических препаратов.

Бромная вода используется для идентификации алкенов, в результате взаимодействия с которыми бромная вода обесцвечивается. Особенностью бромной воды является способность не замерзать даже при температуре −20 °С.

Бромная вода в лаборатории готовится так: к 1 мл брома добавляют 250 мл дистиллированной воды, при этом интенсивно перемешивают. Приготовленный раствор хранят в плотно закрытой ёмкости из тёмного стекла. Если приготовленную бромную воду хранить на свету или в светлой склянке, то будет происходить выделение кислорода из-за содержания бромноватистой кислоты. Работу по приготовлению реактива проводят в вытяжном шкафу. Так как сам бром ядовит, а бромная вода его содержит, то при работе с ней необходимо соблюдать осторожность.

Примечания

Литература 

Химические смеси
Болотный газ

Болотный газ — бесцветный газ со слабым неприятным запахом, который выделяется со дна стоячих водоёмов в результате гниения ила и других остатков растительного и животного происхождения. При выбросах крупных пузырей на поверхность, способен издавать довольно громкий звук. Места выхода могут быть пожароопасны. 

Основной компонент — метан (CH4) образующийся в результате  анаэробного разложения органических веществ в природе. Этот процесс часто происходит в болотах или заболоченных местах (отсюда и название). Содержит незначительные количества углекислого газа (CO2) и азота (N2).
Он практически не отличается от биогаза, за исключением того, что образуется самопроизвольно.

Впервые химическое исследование болотного газа провёл в 1776 году А. Вольта и установил, что он отличается от водорода.

См. также 
 Природный газ
 Блуждающие огни

Литература 
 

Топливо
Метан
Биогазы
Болота
Лабарракова вода

Лабарра́кова вода́ (; химическая формула — NaClO) — водный раствор гидроксида натрия, насыщенный хлором (содержит смесь гипохлорита натрия (NaClO) и хлорида натрия (NaCl).

История 
В 1820-е годы французский фармацевт А. Ж. Лабаррак, действуя хлором на раствор соды (Na2CO3), получил белильную жидкость, заменяющую жавелевую воду и более дешёвую в производстве. Он производил и продавал этот раствор для дезинфекции. С течением времени название «жавелевая вода» перешло на «лабарракова вода».

В настоящее время в быту имеет названия «хло́рка» или «белизна́» — впрочем, также называют и хлорную известь.

В XIX веке использовался также её аналог, но на основе гидроксида калия.

Получение 
Действие хлора на раствор гидроксида натрия или пропускание хлора через раствор соды.
 

или

Механизм действия 
Отбеливающие свойства раствору придаёт атомарный кислород, который образуется при самопроизвольном разложении гипохлорит-ионов:

Применение 
Первоначально лабарракову воду применяли для дезинфекции и устранения зловонного запаха на фабриках по производству кетгута. Длительное время она использовалась в качестве отбеливающего средства при производстве тканей и бумаги.

Примечания 

Неорганические вещества
Гипохлориты
Отбеливающие вещества
Муассанит

Муассани́т — редкий минерал класса природных карбидов состава SiC (карбид кремния). Образует мелкие бесцветные кристаллы с алмазным блеском. Синтетический аналог и технический продукт, аналогичный по структуре и составу — карборунд. Природный муассанит можно найти только в ничтожно малых количествах в некоторых типах метеоритов и в месторождениях корунда и в кимберлитах; природные монокристаллы не превышают в размере нескольких миллиметров. В последние десятилетия появилась технология выращивания крупных прозрачных синтетических монокристаллов муассанита, часто используемых для имитации бриллиантов.

Практически любой карбид кремния, продаваемый в мире, в том числе и в виде муассанитового украшения, является синтетическим. Природный муассанит был впервые обнаружен в 1893 году в виде небольших шестиугольных пластинчатых включений в метеорите Каньон Диабло в Аризоне Фердинандом Анри Муассаном, в честь которого и был назван минерал в 1905 году. Исследование Муассана о естественном происхождении карбида кремния было изначально спорным, потому что его образец мог быть загрязнён крошкой карбида кремния от пилы (в то время пилы уже содержали данное вещество).

Хоть карбид кремния и является редким веществом на Земле, он широко распространён в космосе. Это вещество встречается в пылевых облаках вокруг богатых углеродом звёзд, также его много в первозданных, не подвергшихся изменениям, метеоритах (почти исключительно в форме бета-полиморфа). Анализ зёрен карбида кремния, найденных в углеродистом хондритовом метеорите Мёрчисон, показал аномальное изотопное соотношение углерода и кремния, что указывает на происхождение данного вещества за пределами Солнечной системы: 99 % зёрен SiC образовалось около богатых углеродом звёзд, принадлежащих к асимптотической ветви гигантов. Карбид кремния можно часто обнаружить вокруг таких звёзд по их ИК-спектрам.

Тугоплавок (температура плавления 2830 °C), химически стоек, по твёрдости уступает лишь алмазу и нитриду бора — боразону. Муассанит похож на алмаз: он прозрачен и твёрд (8,5—9,25 по шкале Мооса, по сравнению с 10 для алмаза), с показателем преломления 2,65—2,69 (по сравнению с 2,42 для алмаза). Муассанит может иметь сильное двулучепреломление, что также отличает его от алмаза. Теплопроводность муассанита высока, как и у алмаза. При небольшом нагревании проявляется термохромный эффект — начиная примерно с 65 °C цвет муассанита постепенно изменяется в зависимости от температуры. Это свойство, как и более высокая электропроводность, также используется для различения муассанита и алмаза.

При облучении ультрафиолетом флюоресцирует оранжево-красным цветом. В оптическом спектре поглощения нет резких линий, сильное поглощение для длин волн ниже .

Примечания

Ссылки 
 Муассанит в Каталоге Минералов
 Муассанит в Геовикипедии
  // mindat.org

Карбиды (минералы)
Астроминералогия
Минералы, названные в честь людей
Синтетические камни
Минералы гексагональной сингонии
Жавелевая вода

Жаве́левая вода́ (, от  — местечко около Парижа, где впервые стали изготовлять эту воду в 1792 году, «жавель») — раствор солей калия хлорноватистой и соляной кислот (KOCl + KCl).

Жавелевая вода была впервые получена французским химиком Луи Бертолле, изучавшим тогда открытый элементарный хлор.

Химические свойства 

Часто под «жавелевой водой» подразумевают раствор гипохлорита и хлорида натрия (Лабарракова вода).

Гипохлорит калия легко разлагается под влиянием углекислого газа (CO2) воздуха с выделением хлорноватистой кислоты (последняя обесцвечивает красящие вещества).

 

Жавелевая вода образуется благодаря насыщению хлором водного раствора гидроксида калия (KOH):

Применение 
 Беление;
 Дезинфекция санитарных помещений, полов, раковин и умывальников. Иногда его добавляют в белье, чтобы отбелить одежду;
 Дезинфекция воды в бассейнах (при этом требуется добавление вещества, способного понизить значение водородного показателя (pH), часто серной кислоты);
 Удаление стойких пятен с белой хлопчатобумажной одежды;
 Концентрированный отбеливатель (36° или 9%) используется для очистки фасадов стен путем устранения зеленых отложений: водорослей, лишайника или мха.

Ссылки 
 
 

Неорганические вещества
Гипохлориты
Отбеливающие вещества
Жидкость Вакенродера

Жидкость Вакенродера —  водный раствор политионовых кислот H2SnO6 (n=3-20). Образуется при реакции сероводорода H2S с сернистым газом SO2 в сильно разбавленном водном растворе. При температуре выше 20 °C медленно разлагается с выделением элементарной серы, сернистого газа и серной кислоты.

Название исторически закрепилось за соединением и не соответствуют никакой номенклатуре. В 1845 году немецкий химик, врач и аптекарь Генрих-Вильгельм-Фердинанд Ваккенродер (1798–1854) установил, что при пропускании сероводорода H2S в охлаждаемый ниже нуля градусов Цельсия водный раствор диоксида серы SO2 образуется «необычная смесь», получившая со временем имя первооткрывателя.

Ссылки 
 

Неорганические вещества
Нашатырный спирт

Нашатырный спирт — водный раствор гидроксида аммония (10 % концентрации аммиака в воде), бесцветная прозрачная жидкость с резким запахом. Применяется как лекарственное средство и для бытовых нужд.

Формула: NH3·H2О, или, более привычная его запись как гидроксида аммония: NH4OH.

Применение в медицине 
Физиологическое действие аммиака обусловлено его местнораздражающим действием: он возбуждает чувствительные окончания нервов верхних дыхательных путей (окончаний тройничного нерва), что стимулирует дыхательный и сосудодвигательный центры мозга и вызывает учащение дыхания и повышение артериального давления. В больших концентрациях может вызывать рефлекторную остановку дыхания.

При приёме внутрь раздражает слизистую оболочку желудка и вызывает рвоту. Активирует мерцательный эпителий дыхательных путей, что способствует отхаркиванию мокро́ты. Оказывает сильное антисептическое действие.

Нашатырный спирт применяют ингаляционно, наружно и внутрь.

 Для возбуждения дыхания и преодоления обморока осторожно подносят к ноздрям небольшой кусок марли или ваты, смоченный раствором (рефлекторно возбуждает  и дыхательный центры через рецепторы полости носа).
 Для индукции рвоты (особенно при отравлении алкоголем) разбавленный раствор нашатырного спирта (5—10 капель 10% раствора на 100 мл воды) назначают внутрь.
 При укусах насекомых применяется в виде примочек или линимента.
 При невралгиях и миозитах применяют наружно для растирания (в виде аммиачного линимента). Нашатырный спирт оказывает отвлекающее действие, раздражая рецепторы кожи.
 В хирургической практике по методу Спасокукоцкого — Кочергина нашатырным спиртом моют руки, разведя его в тёплой воде (250 мл раствора аммиака на 5 литров кипячёной воды).

Входит в состав отхаркивающего средства — нашатырно-анисовых капель (15 мл в 100 мл препарата).

Побочное действие 
 Применение нашатырного спирта в неразбавленном виде может вызвать ожоги пищевода и желудка.
 Неразбавленный нашатырный спирт при наружном применении может вызвать ожоги кожного покрова.
 Вдыхание паров аммиака в высокой концентрации может вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Отравление нашатырным спиртом 
При приёме внутрь в высоких дозах возникают боль в желудке, рвота с аммиачным запахом, понос с тенезмами, насморк, кашель, отёк гортани, возбуждение, судороги, коллапс; возможна смерть. Смертельная доза гидроксида аммония 10—15 г.

Бытовое применение 
Являясь слабым основанием, нашатырный спирт нейтрализует кислоты.

В быту нашатырный спирт применяется при крашении тканей, для выведения пятен с одежды и при очистке посуды, мебели, сантехники, ювелирных украшений, а также для мытья стёкол, хрусталя, зеркал.

Также нашатырный спирт в разбавленном виде применяется для борьбы с вредителями — слизнями и тараканами.

Примечания

Литература

Ссылки 
 

Аммоний
Стимуляторы дыхания
Местнораздражающие средства
Антисептики и дезинфицирующие средства
Аптечки
Алунд

Алунд:
 Алунд — искусственная разновидность корунда.
 Алунд, Мартин — аргентинский теннисист.

См. также
Преципитат

Преципита́т ( — «стремительное падение»):
 Преципитат — образование твёрдой фазы (осадка) в растворе в результате химической реакции
 Преципитат — концентрированное фосфорное удобрение состава CaHPO4•2H2O
 Преципитат (иммунология)
 Преципитат (офтальмология)
 Преципитат кормовой

См. также 
 Преципитация
Метод Эшка

Метод Эшка — метод определения серы в горючих ископаемых с использованием смеси Эшка. Для определения содержания серы в угле, навеску угля сжигают при температуре 700°С со смесью Эшка. При этом образуются растворимые сульфаты магния и натрия. Их растворяют в горячей воде и затем добавляют хлорид бария. По количеству осадка BaSO4. судят о количестве серы в угле. Этот способ был предложен  в 1874 году.

Смесь Эшка 
Смесь Эшка () — смесь двух частей MgO и одной части Na2CO3 (окиси магния и безводного карбоната натрия), реагент, хорошо поглощающий окислы серы и хлора. Представляет собой белый порошок.

Примечания

Ссылки 

Химия
Соль Мора

Сульфа́т аммо́ния-желе́за(II) (соль Мо́ра) — неорганическое соединение, двойная сернокислая соль железа и аммония с формулой Fe(NH4)2(SO4)2.

Свойства 
Химическая формула: FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O (или Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O). Представляет собой неярко сине-зелёные моноклинные кристаллы. Растворяется в воде. Растворимость соли Мора в воде равна  безводного вещества в  воды при 20 °C. В кислоте растворимость несколько больше. Устойчива на воздухе. Парамагнетик. Соль Мора используется в медицине (добавляется в пищу, или в виде фармакопейного препарата, при нехватке в организме больного железа), для определения уробилина, в фармацевтике.

Применение 
Соль Мора применяется в научно-исследовательских работах и химических лабораториях как удобная форма препарата железа(II): для определения концентрации (титра) перманганата калия в растворах, при определении концентраций хрома и ванадия в растворах этилового спирта и эфира. В растворах ион Fe2+ даже слабыми окислителями легко окисляется до Fe3+.

Также, в виде концентрированных растворов, применяется для пропитки древесины для защиты её от гниения. Имеет и другие применения.

Соль названа в честь немецкого химика Карла Фридриха Мора (1809—1879).

См. также 
 Сульфат аммония-железа(III)

Соли аммония
Сульфаты
Соли железа
Соединения железа по алфавиту
Двойные соли
Соль Шлиппе

Тиоантимона́т на́трия (Соль Шли́ппе, химическая формула — NaSbS · 9H2O) — неорганическая соль, названная в честь своего изобретателя — Карла Шлиппе.

При стандартных условиях, тиоантимонат натрия — жёлтые кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Название 
Соль была названа в честь своего изобретателя — российского химика Карла Шлиппе

Физические свойства 
Представляет собой жёлтые кристаллы кубической сингонии,
пространственная группа P 23,
параметры ячейки a = 1,1957 нм, Z = 4
.
 Жёлтые кристаллы
 плотность 1,806 г/см;
 Тпл. = 87 °C;
 Ткип. = 234 °C (с разложением);
 хорошо растворим в воде;

На воздухе, соль разрушается, покрываясь красной плёнкой сульфида сурьмы.

Химические свойства 
 При нагревании разлагается с потерей кристаллизационной воды:

 Разлагается в кислой среде с образованием осадка сульфида сурьмы(V)

Получение 

 Сплавление сульфида натрия с серой и сульфидом сурьмы(III):
 
 Растворение сульфида сурьмы(V) в растворе сульфида натрия:

Ссылки 

Сульфиды
Соединения сурьмы
Неорганические вещества
Соединения натрия
Термит

Терми́т:
 Термиты — отряд насекомых.
 Термитная смесь — горючая смесь алюминия или магния с оксидами различных металлов.
 П-15 «Термит» — противокорабельная ракета.
 Термит - бренд одежды.
Хлорная известь

Хло́рная и́звесть (белильная известь, в просторечии хло́рка) — смешанный хлорид-гипохлорит кальция или техническая смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция.

Процесс производства отбеливающего порошка из хлора и гашёной извести изобретён в 1799 году Чарльзом Теннантом.

Получение 

Получают при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция. Реакция протекает по нескольким путям:
 Cl2 + Ca(OH)2 -> CaCl(OCl) + H2O
 2 Cl2 + 2Ca(OH)2 -> Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2 H2O
В зависимости от условий (температура, влажность) может происходить смещение в пользу выхода гипохлорита или хлорида кальция. Реальный продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(ClO)2, CaCl2, Ca(OH)2 и кристаллизационной воды. Если исходный гидроксид был достаточно чистым, а обработка хлором велась до полного насыщения и с соблюдением температурного режима, то состав свежеприготовленной хлорной извести может быть довольно точно выражен формулой Ca(OCl)2·CaCl2·Ca(OH)2·2H2O, которую для большего удобства можно формализовать как 3Ca(OH)2·2Cl2.

Свойства 
При обычных условиях хранения хлорная известь медленно разлагается, в основном, по схеме
 2 Ca(Cl)OCl + CO2 -> CaCl2 + CaCO3 + Cl2O ^,
теряя при этом около 5 % активного хлора в год.

Под действием влажного воздуха, содержащего углекислый газ, хлорная известь превращается в хлорноватистую кислоту:
 2 Ca(Cl)OCl + CO2 + H2O -> CaCl2 + CaCO3 + 2 HOCl ^.

При действии соляной кислоты на хлорную известь выделяется хлор:
 Ca(Cl)OCl + 2 HCl -> CaCl2 + Cl2 + H2O,
 2 Ca(Cl)OCl -> 2 CaCl2 + O2 ^ (термическое разложение),
 CaCl(OCl) + H2SO4 -> CaSO4 + H2O + Cl2.

В растворе (при нагревании или на свету), содержащийся в смеси гипохлорит подобно другим гипохлоритам диспропорционирует:
 3 Ca(OCl)2 -> Ca(ClO3)2 + 2 CaCl2.

Применение, опасность применения 
Широко используется для отбеливания и дезинфекции, а также для удаления известкового налёта.

В прошлом применялась в промышленной добыче золота методом хлоринационного выщелачивания. Выделяющийся при реакции гипохлорита кальция и соляной кислоты хлор реагировал с золотом с образованием водорастворимых хлоридов золота.

Хлорная известь — едкое, коррозионно-активное вещество. Вещество умеренно-токсично. LD50 на крысах — 850 мг/кг.

Гипохлорит и гидроксид кальция принадлежат к III классу опасности в соответствии с ГОСТ 12.1.007-76.

ПДК хлора в рабочей зоне — 1 мг/м3 (класс опасности 2 по гигиеническим нормативам).

Примечания

Литература

Ссылки 
 

Отбеливающие вещества
Гипохлориты
Известь
Соединения кальция по алфавиту
Цементит

Цементи́т (; ) — карбид железа, химическое соединение с формулой Fe3C.

Описание 
Концентрация углерода в цементите — 6,67 % по массе — предельная для железоуглеродистых сплавов. Цементит — метастабильная фаза; образование стабильной фазы — графита во многих случаях затруднено. Цементит имеет орторомбическую кристаллическую решётку, очень твёрд и хрупок, слабо магнитен до 210 °C.В зависимости от условий кристаллизации и последующей обработки цементит может иметь различную форму — равноосных зёрен, сетки по границам зёрен, пластин, а также видманштеттову структуру.

Цементит в разных количествах, в зависимости от концентрации, присутствует в железоуглеродистых сплавах уже при малых содержаниях углерода. Формируется в процессе кристаллизации из расплава чугуна. В сталях выделяется при охлаждении аустенита или при нагреве мартенсита. Цементит является фазовой и структурной составляющей железоуглеродистых сплавов, составной частью ледебурита, перлита, сорбита и троостита.
Цементит — представитель так называемых фаз внедрения, соединений переходных металлов с лёгкими металлоидами. В фазах внедрения велики доля как ковалентной, так и металлической связи.

Твёрдость по Бринеллю больше 800 кг/мм².

 Первичный цементит кристаллизуется из жидкого сплава;
 Вторичный цементит — из аустенита;
 Третичный цементит — из феррита.

Химические свойства 
Серый, относительно твёрдый, термически устойчивый. Не реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака.
 разлагается при температуре выше 1650 °C:

 Разлагается кислотами (концентрированная):

 Реагирует с кислородом:

 Водородная коррозия:

Примечания

Литература 
 
 Уманский Я.С., Скаков Ю.А., Физика металлов, М., 1978.
 Кузьмин Б. А., Самохоцкий А. И., Кузнецова Т. Н. Металлургия, металловедение и конструкционные материалы. — М., "Высшая школа", 1971. — 352 с.

Ссылки 
Энциклопедия «Кругосвет»®

Карбиды
Металловедение
Материаловедение
Фазы железоуглеродистых сплавов
Тенарова синь

Тена́рова синь, ко́бальтовая синь — (Co(II)Al2)O4 — оксид диалюминия-кобальта(II).

Синяя алюминиево-кобальтовая краска. Названа именем Луи Жака Тенара.

Приготовляется прокаливанием глинозёма или алюмината натрия с солями (например, галоидными) кобальта:2Al2(SO4)3 + 2Co(NO3)2 → 2Co(AlO2)2 + 6SO3 + 4NO2↑ + O2↑

Употребляется как пигмент для акварельных и масляных красок.
К числу недостатков тенаровой сини следует отнести то, что при вечернем освещении она кажется грязно-фиолетовой.

Литература 
 

Минеральные краски
Синие краски
Соединения кобальта
Алюминаты
Пигменты
Оксиды кремния

Известно два оксида кремния:

 Моноксид кремния SiO
 Диоксид кремния SiO2

Оксиды кремния
Перхлорат магния

Перхлора́т ма́гния (торговое название — ангидро́н) — Mg(ClO4)2, магний хлорнокислый, магниевая соль хлорной кислоты.

Представляет собой белый порошок или белую пористую массу, очень энергично поглощает влагу (до 60 % от своей массы) с образованием кристаллогидрата.

Сильный окислитель, при смешивании с органическими веществами образует взрывчатые смеси чувствительные к удару.

Применяется для глубокой осушки неокисляющихся газов.

Перхлорат магния и другие перхлораты обнаружены на Марсе спектральным методом.

Получение 
Получают взаимодействием гидроксида магния с хлорной кислотой:

 Mg(OH)2 + 2HClO4 -> Mg(ClO4)2 + 2H2O.

Физические свойства 
Образует кристаллогидрат состава Mg(ClO4)2.2H2O.

Разлагается при нагреве свыше 251 °C.

При растворении в воде выделяется много тепла, поэтому при растворении воду берут с избытком.

Хорошо растворяется во многих полярных растворителях.

Химические свойства 
 Разлагается до смеси хлорида и оксида:

 Вступает в реакции ионного обмена. К примеру, с гидроксидом натрия образует осадок гидроксида магния:

Применение 
Применяется для глубокой осушки негорючих газов, при малой влажности осушаемого газа не расплывается, а постепенно затвердевает, при этом возможно блокирование газового потока в осушителе.

При насыщении влагой просто перестаёт поглощать влагу не расплываясь, в отличие от пентоксида фосфора Р2О5, который может превратиться в жидкий раствор ортофосфорной кислоты. При высокой влажности газа и высоких расходах пентоксид фосфора может оказаться предпочтительнее, так вначале поглощения влаги он превращается в резиноподобную массу и не блокирует прохождение газа через осушитель.

Давление насыщенного водяного пара над безводным перхлоратом магния при 20 °C составляет 70 мПа, для сравнения, давление насыщенного водяного пара над безводным пентоксидом фосфора 3 мПа при той же температуре. Давление насыщенного водяного пара над кристаллогидратом перхлората магния составляет 300 мПа при 20 °C.

Регенерация насыщенного влагой перхлората магния производят в вакууме при 220 °C.

Примечания

Литература

Ссылки 

магния
Соединения магния
Алюмогидрид лития

Алюмогидрид лития (аланат лития) — неорганическое соединение, комплексный смешанный гидрид лития и алюминия с формулой Li[AlH], белые кристаллы.
Сильный восстановитель, используемый в органическом синтезе. Мощнее других часто используемых агентов, например борогидрида натрия, благодаря более слабым связям Al-H по сравнению с B-Н. Восстанавливает сложные эфиры, карбоновые кислоты и кетоны до спиртов, нитросоединения и амиды (а также глиоксамиды) до аминов.

Получение 
 Действием хлорида алюминия на суспензию гидрида лития в эфире:

 В промышленности может использоваться метод, который заключается в начальном получении алюмогидрида натрия из простых веществ под высоким давлением и температурой:

Затем получают алюмогидрид лития реакцией обмена между полученным веществом и хлоридом лития:

Физические свойства 

Тетрагидридоалюминат лития образует бесцветные кристаллы, растворим в эфире, тетрагидрофуране. 

Технический продукт (ЛАГ) — твёрдые серые (из-за следов металлического алюминия) куски, очень лёгок. После измельчения — растворим в эфире. Бурно реагирует с водой, содержащейся во влажном воздухе, и способен к самовозгоранию. Промышленный продукт выпускается с добавлением минеральных масел для защиты от воздуха.

Химические свойства 

 Термически неустойчив:

 Гидролизуется водой:

 Реагирует с разбавленными кислотами на холоде:

 Окисляется кислородом при нагревании и фтором при комнатной температуре:

 В среде эфира переводит хлорид бора в диборан, что используется для получения последнего:

Применение 
 В органическом синтезе. Например, для получения спиртов из альдегидов или кетонов:

 Восстановление сложных эфиров и карбоновых кислот также производится под действием комплексных гидридов, обычно, алюмогидрида лития и приводит к спиртам.
 Для получения неводных электролитов, из которых гальваническим способом осаждается алюминиевое покрытие.

Примечания

Литература

Ссылки 
 Применение LiAlH4 в органическом синтезе
 Condensed phase thermochemistry data from Nist webbook
 Materials Safety Data Sheet from Cornell University
 Sandia National Laboratory — Hydride information center
 Synthesis of LAH 
 Reduction reactions, University of Birmingham, Teaching Resources — 4th Year
 PubChem LiAlH4 summary

Л
Восстановители
Гидриды лития
Водяной газ

Водяно́й газ (генераторный газ, синтез-газ) — газовая смесь, состав которой (в среднем, об. %) CO — 44, N2 — 6, CO2 — 5, H2 — 45.

Водяной газ получают продуванием водяного пара сквозь слой раскалённого угля или кокса. Реакция идёт по уравнению:

 

Реакция эндотермическая, идёт с поглощением тепла — 31 ккал/моль (132 кДж/моль), поэтому для поддержания температуры в газогенератор время от времени для накаливания слоя кокса пропускают воздух (или кислород), либо в водяной пар добавляют воздух или кислород.

Именно поэтому водяной газ обычно имеет не стехиометрический состав, то есть 50 об.% H2 + 50 об.% CO, а содержит также другие газы (см. выше).

Продукты реакции имеют в 2 раза больший объём относительно объёма водяного пара. Именно на увеличение объёма затрачивается, согласно термодинамике, значительная часть внутренней энергии реакции.

Представляет интерес установка, которая может рекуперировать эту энергию (турбинная или поршневая). Часть энергии, в виде электроэнергии может быть потрачена на подогрев твёрдого топлива. В такой установке подогрев может производиться за счёт адиабатического сжатия водяного пара.

Если газогенераторная установка должна питать электростанцию, то её отработавшие газы могут подогревать водяной пар.

Применение 
Водяной газ используется в качестве горючего газа (теплота сгорания 2800 ккал/м³), а также применяется в химическом синтезе — для получения синтетического топлива, смазочных масел, аммиака, метанола, высших спиртов и т. п.

См. также 
 Генераторный газ
 Коксовый газ
 Синтез-газ
 Смешанный газ
 История искусственных горючих газов

Ссылки 
 

Газы
Фульминат ртути(II)

Фульмина́т рту́ти (грему́чая ртуть) — ртутная соль фульминовой (гремучей) кислоты, инициирующее взрывчатое вещество.

История 
По сообщению Кункеля в 1609 году первое получение гремучей ртути состоялось ещё в XVII веке. Однако первенство открытия этого вещества принято считать принадлежащим английскому химику Эдварду Говарду (Ховарду), который выделил его в 1799 году и впервые исследовал его свойства.

Получение 
Гремучую ртуть получают взаимодействием нитрата ртути с этанолом в разбавленной азотной кислоте.
Реакция протекает по схеме

 Hg(NO3)2 + 3 C2H5OH -> Hg(CNO)2 v + 2 CH3CHO + 5 H2O

Для протекания реакции в реакционной смеси должны присутствовать оксиды азота.

Физические свойства 
Белый или серый кристаллический порошок. Кристаллы .

Мало растворим в воде (0,01 % по массе при 15 °C), лучше растворим в этаноле, пиридине, моноэтаноламине, водных растворах цианидов и аммиака. Имеет сладкий металлический вкус, ядовит. Насыпная плотность 1,22—1,25 г/см³. Гравиметрическая плотность 4,39 г/см³.

Химические свойства 
В присутствии влаги энергично реагирует с алюминием, менее интенсивно — с медью.

Взрывчатые свойства 
Теплота разложения 1,8 МДж/кг. Температура вспышки — 180 °C. Нижний предел чувствительности при падении груза 700 г — 5,5 см, верхний — 8,5 см. Легко взрывается при ударе, действии пламени, раскалённого тела и т. п. При осторожном нагревании гремучая ртуть медленно разлагается, начиная уже со 100 °C. При 130—150 °C на воздухе самовоспламеняется со взрывом. В вакууме взрыв может произойти уже при 105—115 °C. Влажная гремучая ртуть гораздо менее взрывоопасна, поэтому её хранят под слоем воды. Влажность гремучей ртути, запрессованной в капсюль-детонатор, должна быть не более 0,03 %. Концентрированная серная кислота запускает взрыв одной каплей. Спрессованная под высоким давлением гремучая ртуть теряет свойства инициирующего ВВ.

Температура взрыва гремучей ртути равна 4810 °C, объём газов — 315 л/кг, скорость детонации — 5400 м/с.

При взрывном разложении фульмината ртути образуются углекислый газ, азот, угарный газ и коричневый нерастворимый твёрдый остаток, содержащий ряд относительно стабильных соединений ртути:

 4 Hg(CNO)2 -> 2 CO + N2 + HgO + 3 Hg(OCN)(CN)
 Hg(CNO)2 -> 2 CO + N2 + Hg
 Hg(CNO)2 -> Hg(OCN)2
 2 Hg(CNO)2 -> 2 CO2 + N2 + Hg + Hg(CN)2

Применение 
Широко применяют в капсюлях-детонаторах и капсюлях-воспламенителях. Одно из наиболее востребованных инициирующих ВВ. В последнее время гремучая ртуть вытесняется более эффективными инициирующими взрывчатыми веществами — азидом свинца и др.

Примечания

Литература 
 
 

Фульминаты
Соли ртути
Инициирующие взрывчатые вещества
Взрывчатые вещества
Двойной суперфосфат

Двойно́й суперфосфа́т — концентрированное фосфорное удобрение. Основной фосфорсодержащий компонент — моногидрат дигидроортофосфата кальция Ca(H2PO4)2·H2O. Обычно содержит также другие фосфаты кальция и магния. По сравнению с простым фосфатом не содержит балласта — CaSO4. Главное преимущество двойного суперфосфата — малое количество балласта, то есть это сокращает транспортные расходы, затраты на хранение, тару.

Получение 
Двойной суперфосфат производят действием ортофосфорной кислоты на природные фосфаты: . В России применяют главным образом поточный способ: разложение сырья с последующим гранулированием и высушиванием полученной пульпы в барабанном грануляторе-сушилке. Товарный двойной суперфосфат с поверхности нейтрализуют мелом или NH3 для получения стандартного продукта. Некоторое количество двойного суперфосфата вырабатывают камерным способом. Фосфорсодержащие компоненты в основном те же, что и в простом суперфосфате, но в большем количестве, а содержание CaSO4 составляет 3-5 %. При нагревании выше 135—140 °C двойной суперфосфат начинает разлагаться и плавиться в кристаллизационной воде, после охлаждения становится пористым и хрупким. При 280—320 °C ортофосфаты переходят в мета-, пиро- и полифосфаты, которые находятся в усвояемой и частично водорастворимой формах. Он плавится при 980 °C, превращаясь после охлаждения в стекловидный продукт, в котором 60-70 % метафосфатов цитраторастворимы. Двойной Суперфосфат содержит 43-49 % усвояемого фосфорного ангидрида (пятиокиси фосфора) Р2О5 (37-43 % водорастворимого), 3,5-6,5 % свободной фосфорной кислоты Н3РО4 (2,5-4,6 % Р2О5):

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4

Также есть метод разложения фосфоросодержащего сырья фосфорной кислотой:

Ca5(PO4)3F + 7H3PO4 = 5Ca(H2PO4)2 + HF

Производство в России 
В России двойной суперфосфат выпускается в соответствии с ГОСТ 16306-80 двух марок. Марка А производится из хибинского апатитового концентрата или марокканских фосфоритов с массовой долей общих фосфатов не менее 32,5 %. Марка Б производится из прибалтийских фосфоритов с массовой долей фосфатов не менее 28 %. В готовой продукции содержание фосфорного ангидрида соответственно 45÷47 и 42÷44 %.

Примечания

Литература 
 Чепелевецкий М. Л., Бруцкус Е. Б., Суперфосфат. Физико-химические основы производства, М., 1958;
 Кармышов В. Ф., Химическая переработка фосфоритов, М., 1983; Двойной суперфосфат, Л., 1987
 

Фосфорные удобрения
Фосфаты кальция
Соединения кальция по алфавиту
Кислые соли
Гидроксид бария

Гидрокси́д ба́рия (е́дкий бари́т или ба́риевая щё́лочь, химическая формула — Ba(OH)2) — химическое неорганическое соединение, проявляющее сильные основные свойства. Насыщенный водный раствор гидроксида бария называется «бари́товой водо́й».

Ba(OH)2+NaOH=Na2[BeF4]+H2O

Физические свойства 
Гидроксид бария при стандартных условиях представляет собой бесцветные кристаллы. Гигроскопичен. Не растворим в спирте, но растворим в воде. Образует кристаллогидраты с одной, двумя, семью и восемью молекулами воды. Гидроксид бария токсичен, ПДК составляет 0,5 мг/м3.

Получение 
1. Взаимодействие металлического бария с водой:

2. Взаимодействие оксида бария с водой:

3. Взаимодействие сульфида бария с горячей водой:

Химические свойства 
1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

4. Взаимодействие с солями:

Применение 
Гидроксид бария применяют в виде баритовой воды как реактив на SO42− и CO32− (сульфат- и карбонат-ионы), для очистки растительных масел и животных жиров, как компонент смазок, для удаления SO42− (сульфат-ионов) из промышленных растворов, получения солей бария, а также гидроксидов рубидия и цезия из их сульфатов и карбонатов.

Примечания

Литература 
 

Соединения бария
Щёлочи
Соединения бария по алфавиту
Кислота Каро

Кислота Каро (пероксомоносерная кислота, мононадсерная кислота) — неорганическое соединение с формулой HSO относящееся к классу надкислот. Соли кислоты Каро называются пероксомоносульфатами или кароатами.

Внешний вид 
Бесцветные кристаллы. Температура плавления 45 °C.

История открытия 
Открыта немецким химиком Генрихом Каро в конце XIX века.

Методы синтеза 
 Реакция хлорсульфоновой кислоты и пероксида водорода:

 
 Реакция пероксодисульфата калия и серной кислоты:

 
 Реакцией концентрированных пероксида водорода и серной кислоты:

Реакции 
 Окисляет анилин до нитробензола.
 Окисляет иодид-ион до иода.
 С ацетоном даёт пероксид ацетона.

Применение 
Пероксомоносерная кислота применяется для дезинфекции (например плавательных бассейнов), а её щелочнометаллические соли применяются при делигнификации древесины.

Аммонийные, калийные и натриевые соли кислоты Каро применяются как инициаторы радикальной полимеризации, травители, почвоулучшители и для обесцвечивания масел.

Пероксомоносульфат калия KOSO2OOH используется как окислитель.

Токсикология и безопасность 
Пероксомоносерная кислота является сильным окислителем, и в контакте с ней многие органические вещества воспламеняются.

Примечания 

Неорганические кислородсодержащие кислоты
Надкислоты
Серосодержащие кислоты
Окислители
Магнезиальная смесь

Магнезиальная смесь — неоднозначное понятие.
 Магнезиальная смесь — раствор MgCl2 и NH4Cl в аммиачной воде. Применяется при гравиметрическом анализе фосфора и мышьяка (см. аналитическая химия). Смесь получают, растворяя 55 г хлористого магния, 105 г нашатыря NH4Cl в 650 см3 воды и 350 см3 24 % аммиака;
 Магнезиальная смесь — сухая строительная смесь на магнезиальном вяжущем (каустический магнезит MgO затворённый раствором хлорида магния MgCl2) (в том числе и цемент Сореля).

Примечания
Натровая известь

Натровая известь (, старое название — натристая известь, тривиальное название — натронная известь) — смесь едкого натра NaOH и гашёной извести Ca(OH)2.

Представляет собой белую пористую массу.

Свойства 
Поглощает воду (влагу из воздуха) и углекислый газ (CO2), переходя в смесь карбонатов: натрия Na2CO3 и кальция (кальцит) CaCO3.

Применение 
Для поглощения кислых газов, например углекислого газа (CO2), в том числе системах дыхания замкнутого или полузамкнутого типа:
 Противогазах
 Водолазном снаряжении: с целью экономии дыхательной смеси и в тактических целях — убрать демаскирующие пузырьки во время выдоха
 Наркозных аппаратах с полузакрытым контуром: для экономии ингаляционных анестетиков

Известно, что для нейтрализации углекислого газа выделяемого в течение суток одним человеком в помещении объёмом 6 м3, требуется около 5 кг поглотителя на основе натровой извести.

Натровую известь невозможно регенерировать, вследствие чего для продолжительного пребывания живых существ в закрытом пространстве необходимы слишком большие запасы извести. В космических кораблях, например, стали применять для связывания углекислоты патроны с гидроокисью лития.

Натровая известь применяется в лабораторных приборах в органическом анализе для определения азота по способу Вилля и Варрентраппа, для поглощения углекислоты, вместо раствора едкого калия, чаще всего при сжигании в открытой трубке по способу Маршана-Мульдера.

Получение 
Для получения натровой извести в лабораторных условиях негашёную известь гасят концентрированным раствором чистого едкого натра, прибавляя последнего в количестве 2 частей CaO на 1 часть NaOH. Масса выпаривается досуха в железной чашке, слабо прокаливается в железном или гессенском тигле, разбивается на куски и просеивается через сита с целью рассортировки их по величине зерна и отделения от мелочи, которая тоже идет в дело, например при определении азота в органических соединениях по способу Варрентраппа и Вилля. Натровую известь хранят в хорошо закрытых сосудах, иначе она портится, притягивая влагу и углекислоту из воздуха. Качество натровой извести можно определить: не должна выделять аммиака при прокаливании с чистым сахаром, что укажет на отсутствие азотисто- и азотнокислых солей.

Источники

См. также 
 Негашёная известь
 Гашёная известь
 Хлорная известь

Ссылки 
 

Щёлочи
Известь
Соединения кальция по алфавиту
Хлорид олова(II)

Хлори́д о́лова(II) (дихлори́д олова, двухло́ристое о́лово) — бинарное химическое соединение олова и хлора с формулой SnCl2, солянокислая соль олова. 

При нормальных условиях представляет собой белый порошок. Плавится и при кипении разлагается. При стоянии на воздухе постепенно гидролизуется влагой и окисляется O2. Хорошо растворяется в малом количестве воды, при разбавлении раствора выпадает в осадок. Образует кристаллогидрат SnCl2∙2H2O, который имеет строение [Sn(H2O)Cl2]∙H2O («оловянная соль»). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Сильный восстановитель, слабый окислитель.

Физические свойства 
 Температура плавления 247 °C (кристаллогидрата 40,5 °C)
 Температура кипения 652 °C.

Получение 
 Растворение олова в соляной кислоте;
 Нагревание олова в токе хлороводорода - так получают безводную соль.

Применение 
 В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E512.
 Используется при крашении для протрав.
 Для химического лужения металлов.

Примечания 

олово
Соединения олова
Пищевые добавки
Галогениды олова
Хлорид олова(IV)

Хлори́д о́лова(IV) (тетрахлорстанна́н, тетрахлори́д о́лова, оловя́нное ма́сло, хло́рное о́лово, четырёххло́рное о́лово) — бинарное соединение олова и хлора с формулой SnCl4. Может рассматриваться как соль олова и соляной кислоты, а также как хлорпроизводное станнана.

Тяжёлая бесцветная (иногда желтоватая) жидкость с плотностью 2,226 г/см3, кипит около 114 °C, затвердевает около −33 °C. На воздухе дымит. Алхимики называли её Spiritus fumans (fammus) Libavii («дымящий/дымящийся спирт Либавия»).



История 
Вещество получено немецким врачом и химиком Андреасом Либавием в 1597 году.

Мелкораспылённый тетрахлорид олова образует с парами воды густой дым и оказывает раздражающее действие на кожу, поэтому он использовался как дымообразователь и химическое оружие во время Первой мировой войны.

Получение 
В лабораторных условиях тетрахлорид может быть получен одним из следующих способов:
 прямой синтез:
  (реакция сопровождается большим выделением тепла);
 хлорирование безводного дихлорида олова:

Свойства 
При растворении в воде происходит гидролиз:
 

Безводный хлорид олова (IV) — основной предшественник в химии оловоорганических соединений.
Так, при обработке хлорида олова (IV) реактивом Гриньяра образуются соединения ряда тетраалкилолова:
 
Такие же соединения образуются в реакции с алюминийорганическими веществами в присутствии диэтилового эфира:
 
Безводный хлорид олова (IV) способен реагировать с соединениями тетраалкилолова с образованием оловоорганических хлоридов:

Применение 
 По сведениям ЭСБЕ SnCl4 служит прекрасным растворителем для многих веществ.
 Промежуточный продукт при производстве оловоорганических соединений.
 При производстве мыла, как стабилизатор для ароматизатора и антибактериальное средство.
 Как катализатор при полимеризации стирилена.
 Добавка для упрочнения стекла.
 Для химического лужения.
 Для произведения реакции карометилитоза.
 Производство фуксина.
 Производство цветных лаков, цветной керамики.
 Стабилизатор синтетических смол.
 Как катализатор при производстве фреонов гидрофторированием винилхлорида и винилиденхлорида.
 Добавка при готовке хлебобулочных изделий

Примечания 

олова
Галогениды олова
Соединения олова
Химическое оружие