Один из самых распространенных элементов, главная составляющая часть атмосферы Земли. Слово «Азот», предложенное французским химиком А. Лавуазье в конце 18 века, греческого происхождения. «Азот» означает «Безжизненный»



страница5/7
Дата29.06.2015
Размер1,07 Mb.
1   2   3   4   5   6   7

Практическое применение кадмия и его соединений довольно разнообразно. Поскольку изотоп кадмия с массой 113 прекрасно поглощает тепловые нейтроны, кадмий широко используют в реакторостроении как материал для регулирующих стержней. Входит он и в состав легкоплавких сплавов, используемых в качестве припоев.

Довольно много кадмия идет на покрытие жестяных и стальных изделий. И здесь кадмий работает так же как его аналог – цинк. Некоторые соединения кадмия ярко окрашены. Поэтому из сульфида кадмия получают желтые краски различных оттенков.

Соединения кадмия ядовиты.

И Н Д И Й № 49 In 2 8 18 18 3

114,82


Характерная линия спектра, по которой немецкие химики Ф.Райх и Т.Рихтер открыли в 1863 году новый элемент, была цвета индиго – известного синего красителя. Поэтому новый элемент получил название индий.

Индий – элемент редкий и рассеянный, скопления его минералов неизвестны. Содержание индия в земной коре 0,000014% от ее массы.

Металлический индий – красивый блестящий металл серебристо-белого цвета. Он очень мягок, малопрочен и легкоплавок. Индий стоек к действию воздуха и воды. При нагревании индий реагирует с кислородом, образуя оксид желтого цвета, в котором проявляет степень окисления +3. При обычной температуре реагирует с хлором и бромом.

Годовое получение индия в мире – всего несколько десятков тонн. Однако этот металл сейчас применяется в различных областях техники. Индий и его сплавы с серебром используют для покрытия зеркал в особо точных приборах, так как коэффициент отражения в таких приборах не изменяется со временем. При добавке индия в сплавы меди растет их стойкость к действию морской воды. Очень хороши подшипниковые сплавы, содержащие индий. Соединения индия с элементами 5 группы, например с сурьмой, мышьяком, фосфором, применяют в полупроводниковой промышленности. Индий входит в состав некоторых сплавов для пломбирования зубов. Сплав индия, висмута, свинца, олова, кадмия плавится при температуре 47*С.

О Л О В О № 50 Sn 2 8 18 18 4

118,70


Олово – один из металлов, известных людям с древности. Сплав олова с медью – бронза – был впервые получен более 4000лет назад. Бронза в наши дни остается главным сплавом олова. Олово – средний по распространенности элемент (0,00025% от массы земной коры). В природе олово встречается в составе 24 минералов. Два из этих минералов – касситерит SnO2 и станнин Cu2FeSnS4 – имеют промышленное значение.

Олово – достаточно пластичный серебристо-белый металл, плавится при 231,9*С, кипит при 2270*С. Существует в двух аллотропических модификациях: белое олово и серое олово. Белое олово плавится при 232*С и кипит при 2270*С. Оно устойчиво при температуре не ниже 13*С. При более низкой температуре наблюдается переход белого олова в серое. Белое олово называют еще альфа-оловом. Серое олово называют еще бета-оловом. При комнатной температуре олово обычно существует в бета-форме. Это белое олово – знакомый и привычный металл, из которого раньше отливали оловянных солдатиков и которым до сих пор покрывают внутри консервные банки. При температуре ниже 13*С белое олово превращается в серое олово – серый мелкокристаллический порошок. Процесс превращения белого олова в серое идет быстрее при температуре -33*С. Это превращение получило название «оловянной чумы». В прошлом оно не раз приводило к драматическим последствиям. Известно, например, что экспедиция полярного исследователя Р.Скотта к Южному полюсу в 1912 году погибла из-за того, что осталась без горючего: оно просочилось через пораженные «оловянной чумой» запаянные оловом баки. Современным изделиям «оловянная чума» не грозит: средством против нее стало легирование олова висмутом, свинцом, сурьмой.

Химическая стойкость олова достаточно высока. При температуре до 100*С оно практически не окисляется кислородом воздуха – лишь поверхность покрывается тонкой оксидной пленкой. Из разбавленных серной и соляной кислот олово вытесняет водород очень медленно. В горячей концентрированной серной кислоте и концентрированных щелочах оно растворяется быстро. Растворяет олово и азотная кислота, даже разбавленная, даже на холоде. В соединениях олово проявляет степень окисления +2 и +4. Большая часть олова идет на производство припоев и сплавов, главным образом типографских и подшипниковых. По-прежнему олово используют для изготовления консервных банок, для покрытия железа с целью предохранения его от коррозии. Покрытие железа оловом – лужение.

С У Р Ь М А № 51 Sb 2 8 18 18 5

121,75

Сурьма – твердый металл серебристо-белого цвета с синеватым отливом. Однако в 16-17 веках сурьму за металл не считали, относя ее к категории «полуметаллов», поскольку известная с доисторических времен сурьма не годилась для изготовления орудий труда. Полагают, что еще за 3000 лет до нашей эры из сурьмы на Востоке делали сосуды, а ее соединения использовались для приготовления красок и косметических препаратов. Даже русское слово «сурьма» происходит от турецкого «сюрме» - так называли порошок для чернения бровей.



Содержание сурьмы в земной коре 0,00005% по массе. Основной материал, из которого добывают сурьму – сурьмяный блеск (сульфид сурьмы 3). Как и многие другие простые вещества, сурьма существует в трех аллотропических модификациях. Основная модификация сурьмы - кристаллическая серая, другие две модификации – аморфные – желтая и черная. Серая сурьма настолько хрупкая, что ее кристаллы можно растолочь в фарфоровой ступке. По теплопроводности и электропроводности сурьма значительно уступает подавляющему большинству металлов.

Сурьма чаще всего проявляет степени окисления +3 и +5, соответственно образует 2 оксида. У оксида со степенью окисления сурьмы +3 преобладают свойства основного оксида, а у оксида со степенью окисления сурьмы +5 – кислотные свойства. В целом свойства сурьмы похожи на свойства ее аналогов – мышьяка и фосфора.

Сурьма входит в состав многих сплавов, чаще всего сплавов на основе свинца и олова. Обычно она повышает твердость сплавов. Важнейшие подшипниковые сплавы – баббиты – содержат от 4 до 15% сурьмы. В химическом машиностроении, в производстве аккумуляторов и кабеля широко применяется сплав гартблей, или твердый свинец, в составе которого от 5 до 15% сурьмы. Некоторые соединения сурьмы используют в производстве спичек, красителей, резины, полупроводниковых материалов. Главная область использования сурьмы в наши дни – получение сплавов для отливки типографского шрифта, а также художественного литья. Это связано с тем, что расплавленная сурьма при застывании расширяется, и детали рисунка воспроизводятся очень четко.

Т Е Л Л У Р № 52 Te 2 8 18 18 6

127,60

Открыт теллур в 1782 году венгерским исследователем Ф.Мюллером в золотоносной руде. (По некоторым источникам – теллур открыт в 1783 году Рейхенштейном в Германии). Лишь через 16 лет немецкий химик М.Клапрот сумел доказать, что вещество полученное Мюллером, действительно новый элемент, и дал ему название теллур – от латинского «теллурис» - Земля. Теллур – редкий элемент. В земной коре его содержится 0,0000001% по массе. Находят его в соединениях с золотом, свинцом, серой, селеном, ртутью, висмутом. Всего известно около 40 минералов, содержащих теллур.



Серебристо-белый теллур внешне похож на сурьму. По химическим свойствам он очень близок к своим аналогам по группе – сере и селену, но металлические свойства у него выражены сильнее. Теллур проявляет степени окисления: -2, +4, +6.

Как и большинство тяжелых металлов, теллур токсичен. Еще более ядовиты его соединения, особенно гидрид теллура Н2Те.

Применяют теллур главным образом при легировании свинца и некоторых других металлов (для улучшения их механической и химической стойкости), а также в полупроводниковой технике.

И О Д № 53 I 2 8 18 18 7

126,904

Йод относится к семейству галогенов. Он был открыт в 1811 году. Первооткрывателем его стал дотоле неизвестный в научных кругах французский химик-технолог Б.Куртуа. Куртуа получил «новое вещество… в виде черного порошка, превращающегося при нагревании в пары великолепного фиолетового цвета». Название этому элементу дал известный физик и химик Ж.Гей-Люссак. «Иоэйдэс» в переводе с греческого означает «фиолетовый» - по цвету паров нового вещества.



Йод – элемент достаточно редкий и рассеянный. В земной коре его содержится 0,00004% от массы земной коры. Промышленных месторождений йодсодержащих минералов на Земле нет. Получают йод из золы морских водорослей, способных накапливать соединения этого элемента. Самая известная из них – морская капуста ламинария. Еще получают йод из природных йодсодержащих растворов – попутных нефтяных вод, соленой воды некоторых озер. Больше всего йода сосредоточено в водах Мирового океана, но концентрация его там невысока. При испарении морской воды часть йода переходит в воздух и разносится в атмосфере. Замечено, что в районах, удаленных от моря, чаще наблюдаются заболевания щитовидной железы, связанные с недостатком йода в организме.

Хронический недостаток йода вызывает серьезные нарушения обмена веществ. Поэтому к продаваемой поваренной соли добавляют небольшие количества иодидов – солей йодоводородной кислоты. А в медицинской практике используют настойку йода – 5%-ный спиртовый раствор. Но в больших дозах он вызывает ожоги и отравления.

При обычных условиях йод находится в твердом состоянии. Элементарный йод – кристаллы черно-серого цвета с металлическим блеском. Молекула йода двухатомна.

Йод лучше, чем его соседи по группе, проводит электрический ток. Проводят электрический ток и водные растворы йода.

В парообразное состояние йод перевести легче, чем в жидкое. Если при нормальном давлении йод медленно нагревать, то кристаллы возгонятся, превратятся в пар, минуя жидкое состояние.

Как окислитель йод слабее, чем фтор, хлор, кислород, бром. Тем не менее он вступает в реакции со множеством простых и сложных веществ. В соединениях йод проявляет степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7.

Соединения йода применяются в производстве фотоматериалов и специального стекла, в химической промышленности и особенно в медицине и фармацевтической промышленности.

К С Е Н О Н № 54 Xe 2 8 18 18 8

131,30

В 1898 году английский физик и химик У.Рамзай из воздуха выделил новый элемент и назвал его «ксенон». Название происходит от древнегреческого слова, означающего «чуждый». В 1962 году на страницах химических журналов появилось сообщение о том, что получены соединения ксенона с другими химическими элементами: с фтором, платиной. Ксенон относится к семейству «инертных» газов, но само понятие «инертные» утратило свой прежний смысл. В воздухе ксенона содержится 0,0000087%. Молекула ксенона одноатомна. Это бесцветный газ при обычных условиях, отличается высокой электропроводностью и светится при электрическом разряде фиолетовым светом. После 1962 года химия ксенона стала развиваться очень бурно. В настоящее время получено множество соединений ксенона, все они малоустойчивы, являются очень сильными окислителями, так как при их разложении выделяется фтор или кислород.



П Л А Т И Н О В Ы Е М Е Т А Л Л Ы

№44Ru № 45 Rh № 46 Pd

№76Os №77 Ir № 78 Pt
Общее название элементов – платиновые металлы. Они размещены в 8 группе, побочной подгруппе. В природе они встречаются главным образом в самородном состоянии в виде небольших примесей к другим рудам и минералам. Крупные самородки находят редко, вес наибольшего из них не превышает 10 кг.

За свой красивый внешний вид, стойкость по отношению к различным химическим реагентам, высокие температуры плавления, платина, ее спутники, а также похожие на них золото и серебро получили название благородных металлов.

Хотя платиновые металлы встречаются на Земле в самородном виде чаще, чем золото, они не были обнаружены в древности, подобно серебру и золоту. Причина – большая рассеянность платиновых металлов по разным рудам и минералам. Правда, есть сведения, что платину использовали в древнем мире. Но достоверно она была описана лишь в 1748 году, а ее название в переводе с испанского буквально означает «серебришко». Родий и палладий открыл в 1803 году английский химик У.Волластон, а осмий и иридий – его соотечественник С.Теннант годом позже. Родий получил название из-за цвета его солей, от греческого «родон» - «роза».

Иридий также получил название от цвета его солей, от греческого «ириоэйдес» - «радужный».

Осмий назван в связи с резким запахом его оксида, от греческого «осмэ» - «запах».

Имя же палладия «астрономическое», дано в честь астероида Паллады. Последний представитель платинового семейства был обнаружен русским ученым К.Клаусом в 1844 году и назван рутением в честь России. Клауса можно считать крупнейшим специалистом по платиновым металлам середины 19 века, создателем отечественной школы по химии платины и ее спутников. Первый специальный институт платины создан в нашей стране.

Важные особенности платиновых металлов выясняются при сопоставлении их свойств по горизонтали (в каждой из триад) и по вертикали. Так, химическая активность элементов в триадах возрастает слева направо, поэтому самыми реакционноспособными оказываются палладий и платина. Парные элементы по вертикали более сходны, чем соседи по горизонтали. Например, рутений и осмий состоят в большем родстве, чем рутений и родий или осмий и иридий. Характерная особенность всех платиновых металлов – редкая устойчивость к кислотам, лишь палладий уступает горячей азотной кислоте, медленно растворяясь в ней.

При действии кислорода на поверхности металлов образуется тонкая и прочная оксидная пленка, причем известны оксиды, соответствующие разным степеням окисления: от +2 до +6. И только рутений и осмий дают оксиды, в которых проявляют степень окисления +8. Устойчивее других элементов по отношению к кислороду платина. Зато рутений труднее других платиновых металлов реагирует с серой, иридий – с хлором, родий – с фтором. Почему это так, химики объяснить пока не могут. Подобных «тонкостей» немало в химии платиновых металлов.

Платина (в особенности) и ее спутники – прекрасные комплексообразователи. Получение и изучение комплексных соединений платиновых металлов сыграло огромную роль в создании современной химии координационных соединений, способствовало познанию ее важнейших закономерностей.

Если сравнить свойства платиновых металлов и триады железа (железо, кобальт, никель), то в них можно отыскать много общего, хотя железо, кобальт, никель сильнее отличаются друг от друга.

Несмотря на то, что платиновые металлы являются драгоценными, они широко используются в технике и промышленности, в том числе и в химии, где их применяют как катализаторы, а также для изготовления различной посуды и приборов.

Максимальную степень окисления +8 проявляют только рутений и осмий в оксидах. Максимальная степень окисления для иридия и родия +5, для платины и палладия +4. Эти металлы обладают способностью адсорбировать на своей поверхности различные газы и поэтому часто выступают как катализаторы в различных реакциях.

Платиновые металлы благодаря прочности, высокой температуре плавления, ковкости, инертности к агрессивным средам широко применяются в технике. Наиболее часто применяют платину. Из нее изготовляют химическую посуду, электроды, хирургические инструменты и различные украшения. Платина в виде сеток или нанесенная на асбест применяется как катализатор, для изготовления термопар, позволяющих измерять очень высокие температуры.

Сплав иридия с платиной применяется для изготовления платино – платино-иридиевых термопар, а также для изготовления хирургических инструментов. Из платино-иридиевого сплава (90% платины, 10% иридия) изготовлен международный эталон метра.

Родий, как и иридий, служит для изготовления термопар, которыми благодаря малой летучести можно измерять температуру до 1600-2000*С.

Палладий по внешнему виду подобен серебру, но более устойчив. Палладиевые зеркала не тускнеют и обладают большой отражательной способностью. Палладий часто заменяет золото. В тонкораздробленном состоянии (палладиевая чернь) палладий применяется как катализатор.

Рутений и осмий применяются в чистом виде и в сплавах с платиной. Основное их применение – катализаторы различных химических процессов.

Ц Е З И Й № 55 Сs 2 8 18 18 8 1

132,905

Цезий был первым элементом, открытым с помощью метода спектрального анализа. В 1860 году немецкие ученые Р.Бунзен и Г.Кирхгоф по ярко-синим линиям в спектре обнаружили в воде минеральных источников в Баварии новый химический элемент. Название элемента происходит от латинского Алова «цезиус» - «небесно-голубой».



Цезий достаточно редкий элемент по распространенности в земной коре (0,00037% по массе). Из-за высокой химической активности он встречается только в виде соединений. Незначительное количество цезия есть в морской воде. Промышленное значение имеет лишь один минерал цезия – поллуцит (Сs,Na)[AlSi2O6].nH2O.

Цезий – легкий мягкий металл бледно-золотистого цвета. Он чрезвычайно легко плавится – температура плавления всего 28,5*С. Цезий обладает ярко выраженными металлическими свойствами. Не удивительно, что он бурно реагирует с галогенами, серой, фосфором и водой, даже в виде льда. Цезий реагирует с углеродом не только в форме графита, но и алмаза. Степень окисления цезия всегда +1.

Соединения цезия используют на практике достаточно широко – в оптике, электротехнике, радиолокации, химической промышленности, кинотехнике. Элементарный цезий шире всего применяется в исследованиях по физике плазмы и плазмохимии. Поскольку оторвать один электрон от атома цезия очень легко (он отрывается уже при освещении), получение плазмы из цезия требует меньше затрат энергии, чем от любого другого металла. Цезий применяется для изготовления фотоэлементов, так как атом цезия легко теряет электрон.

Б А Р И Й № 56 Ва 2 8 18 18 8 2

137,33

Металлический барий был получен в 1808 году английским химиком Г.Дэви. Химический элемент барий в виде «тяжелой земли» - оксида бария – открыт 34 годами раньше, в 1774 году шведским химиком К.Шееле.



В чистом виде барий – блестящий, белого цвета металл, сравнительно легкоплавкий (температура плавления 710*С). В природе его довольно много – 0,05% от массы земной коры. Самый важный минерал бария – барит, или тяжелый шпат (сульфат бария). Кроме него распространен витерит – карбонат бария. Химическая активность бария высока. Он взаимодействует с водой. Образующаяся при этом «баритовая вода» обладает ярко выраженными основными свойствами.

Металлический барий на практике применяется весьма ограниченно из-за высокой химической активности. Зато бариевые соли некоторых кислот важны для многих производств. Карбонат бария – для стекольного и керамического, сульфат бария – для получения красок и высококачественной бумаги. Нитрат бария и хлорид бария используются в пиротехнике.

В небольших количествах барий используют в металлургии меди и свинца для их раскисления, очистки от серы и газов. Добавка бария к свинцу увеличивает твердость сплава, применяемого для типографских шрифтов. Сульфат бария благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в рентгенодиагностике при заболеваниях желудочно-кишечного тракта.

Г А Ф Н И Й № 72 Нf 2 8 18 32 10 2

178,49

В честь столицы Дании Копенгагена (древнее название – Гафниа) назвали новый элемент авторы его открытия – голландский физик-спектроскопист Д.Костер и венгерский химик Д.Хевеши. В декабре 1922 года они обнаружили присутствие гафния в цирконе – минерале циркония.



Это событие завершило долголетний спор о числе лантаноидов и подтвердило теорию строения электронных оболочек атомов, разработанную датским физиком Н.Бором. Многие ученые думали, что именно элемент №72 окажется последним из лантаноидов. Н.Бор на основе своей теории считал иначе. Он полагал, что неизвестный элемент окажется аналогом циркония.

Хотя гафния в земной коре достаточно много – 0,00032% по массе, он не образует собственных минералов, и поэтому отнесен к числу рассеянных элементов. В природе гафний всегда сопутствует цирконию. Разделение гафния и циркония и поныне трудная задача. Этим и объясняется позднее открытие гафния: его небольшие количества маскируются присутствием больших количеств циркония.

По химическим свойствам гафний близок к цирконию, так как их атомные радиусы почти одинаковы.

Серебристо-белый гафний внешне похож на сталь, он пластичен и тугоплавок. При повышенных температурах реагирует с галогенами, азотом, углеродом, кислородом, серой и другими неметаллами. Гафний устойчив к кислотам и щелочам. На воздухе он покрывается тонкой и очень тугоплавкой (около 3000*С) пленкой НfО2.

В наши дни гафний применяется в атомной технике, при изготовлении электронных ламп. Он входит в состав специальных жаростойких сплавов. Гафний применяют при изготовлении телескопов.

Т А Н Т А Л № 73 Та 2 8 18 32 11 2

180,948

Этот химический элемент назван по имени героя древнегреческого мифа – фригийского царя Тантала, который за жестокость был обречен на вечные муки голода, жажды, страха. Очевидно, шведский химик А.Экеберг испытал поистине «танталовы муки», пытаясь растворить открытую им в 1802 году новую «землю» - так в те времена называли оксиды. Тантал оказался элементом химически стойким. Металлический тантал чистотой 99,5% смогли получить лишь в 1903 году.



Тантал относится к редким элементам, содержание в земной коре 0,00025% по массе. Чаще всего в минералах он встречается вместе с ниобием. Разделить их чрезвычайно трудно, так как они очень близки по химическим свойствам. Тантал – светло-серый тяжелый металл с весьма привлекательным комплексом физико-химических свойств. Он отличается высокой теплопроводностью, тугоплавкостью (температура плавления 2996*С), малой химической активностью, а в чистом виде – сравнительной простотой механической обработки. Тантал пластичен: из него можно делать не только листы, но и тончайшую фольгу. В соединениях тантал проявляет обычно степень окисления +5.

Заставить тантал вступить в химическую реакцию не просто: по химической стойкости он превосходит все неблагородные металлы. Особенно стоек тантал к действию кислот. Даже царская водка, растворяющая золото и платину, не действует на тантал. На него действует лишь плавиковая кислота, особенно при высоких температурах.

Аппаратура из тантала незаменима в химической промышленности при производстве агрессивных веществ. В танталовых теплообменниках хорошо сочетаются такие два полезнейших качества, как химическая стойкость и практически не меняющаяся в процессе эксплуатации высокая теплопроводность. Но больше всего тантала используется в металлургии – в составе высокопрочных, жаростойких и коррозионно-стойких сталей, в которых очень нуждается ракетная и космическая техника. В электронике он применяется для изготовления деталей радиоламп.

Тантал отличается уникальным для металлов свойством приживаться в организме, не раздражая тканей. Танталовыми скрепками соединяют кровеносные сосуды, сухожилия, костную ткань.

Металлический тантал в наши дни применяется шире, чем его соединения, хотя соединения тантала тоже полезны. Оксид тантала нужен для получения специальных стекол с высоким коэффициентом преломления световых лучей. Его также используют как катализатор в производстве синтетического каучука.

В О Л Ь Ф Р А М № 74 W 2 8 18 32 12 2

183,85
Открыт в конце 18 века, почти одновременно, соответственно в 1781 году и 1783 году шведским химиком К.Шееле и испанскими химиками братьями д,Элюар. Вольфрам достаточно редок – содержание его в земной коре оценивается 0,0001% по массе.

Вольфрам – самый тугоплавкий из всех металлов. Температура его плавления +3410*С (как на поверхности Солнца). Вольфрам – очень тяжелый, в 1,7 раза тяжелее свинца, блестящий темно-серый металл. В соединениях он проявляет степени окисления 0, +2, +3, +4, +5, +6. Степень окисления 0 у вольфрама в карбониле W(CO)6. Самые устойчивые соединения у вольфрама со степенью окисления +6. При нагревании выше 400*С вольфрам окисляется на воздухе. На вольфрам не действуют кислоты, но он растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот.

Вольфрам образует сплавы со многими металлами, но обычно эти сплавы получают не сплавлением, а спеканием. Это и понятно: при температуре плавления вольфрама многие металлы уже превращаются в пар.

1   2   3   4   5   6   7


База данных защищена авторским правом ©zubstom.ru 2015
обратиться к администрации

    Главная страница