Элементы

АЗОТ
№7
N
2 5
14,0067
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». Именно так считал
Лавуазье, а также его современники. Элемент азот образует простое вещество, которое
при обычных условиях является газом, без цвета, запаха и вкуса. Этот газ был выделен из
воздуха в 1772 году Резерфордом и Шееле. Этот газ не поддерживал дыхания и горения,
поэтому и был так назван. Однако дышать чистым кислородом постоянно человек не
может. Даже больным дают чистый кислород только непродолжительное время.
Называть его безжизненным не совсем правильно. Все растения подкармливают азотом,
калием, фосфором, внося минеральные удобрения. Азот входит в состав важнейших
органических соединений, в том числе таких важных, как белки и аминокислоты. Для
человека чрезвычайно полезна относительная инертность этого газа. Будь он более
склонен к химическим реакциям, атмосфера Земли не могла бы существовать в том виде,
в каком она существует. Сильный окислитель кислород вступил бы с азотом в реакцию,
и образовались бы ядовитые оксиды азота. Но если бы азот нельзя было связать ни при
каких условиях, не было бы и жизни на Земле. На долю азота приходится около 3% от
массы человеческого организма. Не связанный азот применяется широко. Это самый
дешевый из газов, химически инертных в обычных условиях, поэтому в тех процессах
металлургии и большой химии, где надо защищать активное соединение или
расплавленный металл от взаимодействия с кислородом воздуха, создают чисто азотные
защитные атмосферы. Под защитой азота хранят в лабораториях легко окисляющиеся
вещества. В металлургии азотом насыщают поверхности некоторых металлов и сплавов,
чтобы придать им большую твердость и износоустойчивость. Широко известно,
например, азотирование стали и титановых сплавов.
Жидкий азот (температуры плавления и кипения азота: -210*С и -196*С) используют в
холодильных установках.
Малая химическая активность азота объясняется, прежде всего, строением его молекулы.
В молекуле между атомами азота тройная связь. Чтобы разрушить молекулу азота,
необходимо затратить очень большую энергию – 954,6 кДж\моль. Без разрушения
молекулы азот в химическую связь не вступит. При обычных условиях с ним способен
вступить в реакцию только литий, образуя нитрид.
Атомарный азот намного активнее, но даже при 3000*С не наблюдается заметного
разложения молекул азота на атомы.
Соединения азота имеют огромное значение для науки и для многих отраслей
промышленности. Ради получения связанного азота человечество идет на огромные
энергетические затраты. Основным способом связывания азота в промышленных
условиях остается синтез аммиака. Сам аммиак используется ограниченно и обычно в
виде водных растворов. Но аммиак, в отличие от атмосферного азота, довольно легко
вступает в реакции присоединения и замещения. И окисляется он легче, чем азот.
Поэтому аммиак и стал исходным продуктом для получения большинства
азотсодержащих веществ. Известны пять оксидов азота. В промышленности широко
применяется азотная кислота. Ее соли – нитраты, используются в качестве удобрений.
Азот образует еще одну кислоту – азотистую. Некоторые микроорганизмы могут
связывать азот воздуха. Это почвенные азотфиксирующие бактерии.
Латинское название азота «нитрогениум» введено в 1790 году Ж.Шапталем, означает
«рождающий селитру».
ВОДОРОД
№1
Н
1
1,00797
В 1766 году английский химик Г.Кавендиш собрал вытесняемый металлами из
кислот «горючий воздух», исследовал его свойства. Но лишь в 1787 г. А.Лавуазье
доказал, что этот «воздух» входит в состав воды, и дал ему название «гидрогениум», то
есть рождающий воду, водород.
На долю водорода на Земле, включая воду и воздух, приходится около 1% по массе. Это
распространенный и жизненно важный элемент. Он входит в состав всех растений и
животных, а также в состав самого распространенного на Земле вещества – воды.
Водород – самый распространенный элемент Вселенной. Он стоит в начале длинного и
сложного процесса синтеза элементов в звездах.
Солнечная энергия – основной источник жизни на Земле. А первооснова этой энергии –
термоядерная реакция, происходящая на Солнце в несколько стадий. При этом
выделяется огромное количество энергии. Человеку удалось воспроизвести на Земле не
очень точное подобие главной солнечной реакции. В земных условиях мы можем
заставить вступить в такую реакцию только тяжелые изотопы водорода – дейтерий и
тритий. Обычный же водород – протий – с массой 1 здесь нам не подвластен.
В периодической системе элементов водород занимает особое место. Это элемент, с
которого начинается периодическая система. Он обычно стоит в 1 группе над литием.
Потому что у атома водорода один валентный электрон. Но в современных изданиях
таблицы водород помещают в 7 группе над фтором, так как у водорода находят общее с
галогенами. К тому же водород способен давать соединение с металлами – гидрид
металла. Практически из них наиболее важно соединение лития с тяжелым водородом
дейтерием. У изотопов водорода физические и химические свойства сильно различаются,
поэтому их достаточно просто разделить. Элемент водород образует простое вещество,
которое называется тоже водород. Это газ, бесцветный, без вкуса и запаха. Он самый
легкий из газов, в 14,4 раза легче воздуха. Водород становится жидким при -252,6*С и
твердым при -259,1*С. В обычных условиях химическая активность водорода невелика,
он реагирует с фтором и хлором. Но при повышенной температуре водород
взаимодействует с бромом, йодом, серой, селеном, теллуром, а в присутствии
катализаторов – с азотом, образуя аммиак. Смесь 2 объемов водорода и 1 объема
кислорода называют гремучим газом. Она при поджигании сильно взрывается. При
горении водород образует воду. При высокой температуре водород способен «изъять»
кислород из многих молекул, в том числе из большинства оксидов металлов. Водород –
это великолепный восстановитель. Но так как этот восстановитель дорогой и работать с
ним не просто, для восстановления металлов его применяют ограниченно. Водород
широко используют в процессе гидрогенизации – превращения жидких жиров в твердые.
Крупнейшими потребителями водорода остаются производства аммиака и метилового
спирта. Все больший интерес в наши дни проявляют к водороду как к источнику
тепловой энергии. Это связано с тем, что при сгорании чистого водорода выделяется
больше тепла, чем при сжигании такого же количества любого горючего. К тому же при
сжигании водорода не выделяется вредных примесей, загрязняющих атмосферу.
Б Е Р И Л Л И Й №4
Be
2 2
9,0122
Бериллий был обнаружен в 1798 году знаменитым французским химиком
Л.Вокленом в полудрагоценном камне берилле. Отсюда и название элемента. Впрочем,
Воклен выделил только новую «землю» - оксид неизвестного металла. Относительно
чистый бериллий был получен в виде порошка только через 30 лет независимо
Ф.Велером в Германии и Э. Бюсси во Франции.
Долгое время многие химики считали, что бериллий – трехвалентный металл с атомной
массой 13,8. Для такого металла не находилось места в периодической системе, и тогда,
несмотря на очевидное сходство бериллия с алюминием, Д.И.Менделеев поместил этот
элемент во вторую группу, изменив его атомную массу на 9. Вскоре шведские ученые
Л.Нильсон и О.Петерсон нашли, что атомная масса бериллия 9,1, что соответствовало
предположениям Д.И.Менделеева.
Бериллий – редкий элемент. Из соединений бериллия чаще всего встречается берилл
Be3Al2(SiO3)6. Бериллий входит в состав и других природных соединений. Среди них драгоценные камни: изумруд, аквамарин, гелиодор, которые использовали для
украшений еще в древности.
Чистый бериллий – светло-серый, легкий и хрупкий металл. Бериллий химически
активен. Атом его легко отдает свои 2 электрона с внешней оболочки (степень окисления
+2). На воздухе бериллий покрывается оксидной пленкой, ВеО, предохраняющей его от
коррозии и очень тугоплавкой, а в воде – пленкой Ве(ОН)2, которая также защищает
металл. Бериллий реагирует с серной, соляной и другими кислотами. С азотной
реагирует только при нагревании. Легко соединяется с галогенами, серой, углеродом.
Во второй половине 20 века бериллий стал необходим во многих отраслях техники. Этот
металл и его сплавы отличаются уникальным сочетанием различных свойств.
Конструкционные материалы на основе бериллия обладают одновременно и легкостью и
прочностью. А также они стойки к высоким температурам. Будучи в 1,5 раза легче
алюминия, эти сплавы в то же время прочнее многих специальных сталей. Эти качества
и сам бериллий и многие его сплавы не утрачивают при температуре 700 – 800 *С,
поэтому они используются в космической и авиационной технике.
Бериллий необходим и в атомной технике: он стоек к радиации и выполняет роль
отражателя нейтронов.
Недостатками бериллия следует считать его хрупкость и токсичность. Все соединения
бериллия ядовиты. Известно специфическое заболевание – бериллиоз, при котором
поражаются многие системы живого организма и даже скелет.
ЛИТИЙ
№3
Li
2 1
6,939
Открыт литий в 1817 году шведским химиком А.Арфведсоном при анализе минерала
петалита LiAl(Si4O10). Этот минерал выглядит как самый обыкновенный камень, и
поэтому металл назвали литием, от греческого «литос» - камень. В земной коре лития
содержится три тысячных процента от общей массы. Известно около 30 минералов
лития, 5 из них имеют промышленное значение.
Литий – самый легкий из металлов, почти вдвое легче воды. Он серебристо-белого цвета,
с ярким металлическим блеском. Литий мягок, легко режется ножом. На воздухе он
быстро тускнеет, соединяясь с кислородом воздуха. Литий значительно слабее, чем
калий или натрий. Реагируя с водой, образует щелочь LiOH.При этом он не
воспламеняется, как это происходит в реакции калия с водой. Зато с азотом, углеродом,
водородом литий реагирует легче других щелочных металлов. Это один из немногих
элементов, которые непосредственно соединяются с азотом.
Некоторые соли лития (карбонат, фторид), в отличие от аналогичных солей его соседей
по группе, плохо растворяются в воде. Долгое время и литий, и его соединения почти не
находили практического применения. Лишь в 20 веке их стали использовать в
производстве аккумуляторов, в химической промышленности как катализаторы, в
металлургии. Сплавы лития легки, прочны, пластичны. Но главная область применения
лития сегодня – атомная техника.
Один из двух природных изотопов лития с массой 6 оказался самым доступным
источником промышленного получения тяжелого изотопа водорода – трития,
участвующего в термоядерной реакции. Другой изотоп лития с массой 7 используют в
качестве теплоносителя для ядерных реакторов. Дефицит лития в организме человека
приводит к психическим расстройствам. Избыток металла в организме вызывает общую
заторможенность, нарушение дыхания и сердечного ритма, слабость, сонливость, потерю
аппетита, жажду, расстройство зрения, а также дерматит лица и рук.
БОР
№5
В
2 3
10,811
Название «бор» происходит от арабского «бурак» - «бура». Этот элемент впервые
выделили из борной кислоты в 1808 году известные французские химики Ж.Гей-Люссак
и Л.Тенар. Правда, в полученном ими веществе бора было не больше 70%. Бор 99% -ной
чистоты впервые был получен американским химиком Э.Вейнтраубом лишь через 101
год.
В природе бор встречается в основном в виде буры NaB4O7 на 10Н2О,
Кернита Na2B4O7 на 4Н2О и сассолина (природной борной кислоты) Н3ВО3.
Очень чистый бор бесцветен, однако бесцветный бор видели немногие. Из-за примесей
мелкокристаллический бор обычно бывает темно-серого, черного или бурого цвета.
При обычной температуре бор взаимодействует только с фтором, при нагревании – с
другими галогенами, кислородом, серой, углеродом, азотом, фосфором, с металлами, а из
кислот – с азотной и серной. В соединениях он проявляет степень окисления +3.
Известнейшее соединение бора – борная кислота – довольно широко используется в
медицине как дезинфицирующее средство. Буру – соль борной кислоты – издавна
применяют в производстве специальных сортов стекла. Но не из-за этого бор в наши дни
стал элементом очень важным для промышленности.
Природный бор состоит всего из двух изотопов с массами 10 и 11. По химическим
свойствам они, как любые изотопы одного элемента, практически неразличимы, но для
ядерной физики эти изотопы – антиподы. Физиков, прежде всего, интересует такая
характеристика легких изотопов, как способность их ядер захватывать (или, наоборот, не
захватывать) нейтроны, образующиеся в ходе цепной ядерной реакции и необходимые
для ее поддержания. Оказалось, что легкий изотоп бора с массой 10 принадлежит к числу
самых агрессивных «захватчиков» тепловых нейтронов, а тяжелый изотоп бора с массой
11 индифферентен к ним. Каждый из этих изотопов может быть полезен при сооружении
атомных реакторов в большей степени, чем природная смесь изотопов этого элемента.
Изотопы бора научились разделять в сложных физико-химических процессах и получать
моноизотопные соединения и сплавы. Изотоп бора с массой 11 используют как
легирующую добавку в материалах активной зоны реакторов, а из изотопов бора с
массой 10 делают управляющие стержни, с помощью которых улавливают избыток
нейтронов и таким образом регулируют ход ядерной цепной реакции.
Из соединений бора наибольшее внимание сейчас привлекают сверхтвердые нитрид бора
и карбид бора, а также гидриды бора, или бороводороды. Их синтезировали довольно
много: В2Н6, В4Н10, В5Н9 и другие. Неодинаковые по составу и строению, ядовитые,
отвратительно пахнущие и, как правило, химически очень нестойкие, гидриды бора и их
производные очень заинтересовали химиков: они оказались перспективным
высококалорийным горючим для реактивных двигателей.
Бор является жизненно важным элементом.
УГЛЕРОД
№6
С
2 4
12,01115
История знакомства человека с этим элементом уходит далеко вглубь веков. Неизвестно
имя того, кто открыл углерод. Неизвестно, какая из форм чистого углерода – алмаз или
графит – была открыта раньше. Содержание углерода в земной коре составляет 0,023%
по массе. Углерод – основная составная часть растительного и животного мира. Все
горючие ископаемые – нефть, газ, торф, сланцы – построены на углеродной основе.
Особенно богат углеродом каменный уголь. Большая часть углерода сосредоточена в
минералах – известняке, доломите. Среди жизненно важных элементов углерод – один из
важнейших: жизнь на нашей планете построена на углеродной основе.
Атомы углерода могут соединяться друг с другом разнообразными способами, образуя
огромное разнообразие веществ. Их химические связи могут возникать и разрушаться
под действием различных природных факторов. Так возникает круговорот углерода в
природе.
Неорганических веществ углерода по количеству намного меньше, чем органических.
Углерод в форме алмаза, графита, угля вступает в соединение только при нагревании.
При высоких температурах он соединяется с металлами и некоторыми неметаллами,
например с бором, образуя карбиды. Из неорганических соединений углерода наиболее
известны соли угольной кислоты, углекислый газ и угарный газ. Значительно менее
известен третий оксид С3О2 – бесцветный газ с неприятным резким запахом.
В атмосфере Земли много углекислого газа – продукта горения и дыхания. Это основной
источник углерода для развития растений. Угарный газ образуется при неполном
сгорании топлива. В промышленности угарный газ используют в качестве
восстановителя. Например, при выплавке чугуна в доменных печах, а также для синтеза
органических веществ. Метиловый спирт получают по реакции:
СО + 2Н2 = СН3ОН
Углерод образует Аллотропные модификации: алмаз, графит, Карбин, фуллерен.
Алмаз – кристаллическая форма углерода, редкий минерал, по твердости превосходящий
все природные и все, кроме кристаллического нитрида бора, искусственные материалы.
Крупные кристаллы алмаза после огранки превращаются в драгоценнейшие из камней –
бриллианты. В конце 17 века флорентийские ученые пытались сплавить несколько
мелких алмазов в один крупный. Но при нагревании алмазы исчезли, сгорев на воздухе.
Но только спустя 100 лет удалось доказать идентичность алмаза и угля. В настоящее
время возможно получение алмазов искусственно, из графита.
Широко применяется на практике графит при изготовлении карандашей. Графит
проводит электрический ток, поэтому он нужен в электротехнике, металлургии,
производстве порохов, атомной технике. Графит высочайшей чистоты используется в
реакторостроении как эффективный замедлитель нейтронов.
Карбин пока применяется ограниченно. Он обладает полупроводниковыми свойствами.
На этом свойстве основано первое практическое применение – в фотоэлементах.
Органические соединения углерода изучают такие самостоятельные науки, как
органическая химия, биохимия, химия природных соединений.
КИСЛОРОД
№8
О
2 6
15,9994
Кислород открыли одновременно независимо друг от друга два известнейших химика 18
века – англичанин Дж.Пристли (1774) и швед К.Шееле (1772). Шееле получил кислород
раньше, чем Пристли, но результаты опытов Пристли стали известны ученым сразу же, а
труды Шееле – позже. Но истинную природу кислорода смог объяснить только
А.Лавуазье. И название элементу дал также А.Лавуазье: оксигениум – рождающий
кислоты. Позже выяснилось, что не все кислоты содержат кислород, но менять название
элемента не стали.
Кислород оказался самым распространенным на Земле элементом. Если во Вселенной
преобладает водород, в земной атмосфере – азот, то в литосфере – связанный кислород.
Он входит в состав большинства горных пород и более чем 1000 минералов.
Большинство химических элементов существуют в природе в виде кислородсодержащих
соединений. Кислород составляет 47% массы твердой оболочки Земли. Еще больше его в
гидросфере – почти 86% по массе.
Кислород образует простое вещество – О2 –кислород. Это газ без цвета и запаха. Он
образует соединения со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С золотом,
платиновыми металлами, галогенами, тяжелыми инертными газами кислород
непосредственно не реагирует. Их кислородные соединения получают косвенным путем.
Реакции соединения с кислородом – реакции окисления – почти всегда сопровождаются
выделением тепла, иногда света.
Свободный кислород на Земле существует благодаря процессам фотосинтеза. Кислород
необходим для дыхания. Этот элемент входит в состав жизненно важных соединений:
вода, белки, углеводы, жиры, костная ткань. Кислород участвует в физиологических и в
геохимических процессах. Для практических целей кислород получают из воздуха.
Существует целая отрасль промышленности, занятая производством кислорода.
Кислород применяется в металлургии, как окислитель ракетного топлива, в авиации для
дыхания, для сварки и резки металлов, при взрывных работах, в медицине. Газ кислород
превращается в жидкость светло-голубого цвета при -182,9*С.
Элемент кислород образует аллотропную модификацию – озон О3. Это газ с запахом
свежести.
ФТОР
№9
F
2 7
18,9984
О существовании элемента, который впоследствии был назван фтором (от греческого
«фторос» - разрушение, гибель) догадывались многие химики конца 18 – начала 19
веков. Но получить его в чистом виде долго не удавалось из-за его очень высокой
химической активности. В истории фтора немало трагических страниц: многие ученые,
которые изучали соединения фтора, теряли здоровье и даже гибли, потому что фтор и
его соединения чрезвычайно ядовиты. Одно из самых интересных соединений фтора –
плавиковая кислота – была получена в 1771 году шведским химиком К.Шееле, который
предположил, что в этой кислоте содержится новый химический элемент. Но прошло
больше 100 лет, прежде чем химики выделили, наконец, этот элемент. Произошло это в
1886 году. Первооткрывателем свободного фтора стал французский химик А.Муассан.
Чтобы получить фтор, Муассан подверг электролизу безводный фтороводород и собрал
на аноде несколько пузырьков чрезвычайно активного бледно-желтого газа. Спустя 20
лет за это открытие Муассан был удостоен Нобелевской премии по химии.
Фтор в природе распространен довольно широко. Его содержание в земной коре 0,0625%
От общей массы. Свободный фтор в природе практически не встречается. Основной
минерал – флюорит, или плавиковый шпат CaF2. Фтор также входит в состав
фосфоритов, фторапатита 3Са3(РО4)2 . СаF2, криолита Na3AlF6.
Фтор – элемент, расположенный на «полюсе» неметаллических свойств. Это самый
активный окислитель. Даже кислород окисляется фтором. Химическая активность фтора
такова, что инертные газы, долгое время считавшиеся не способными к каким-либо
химическим реакциям, вступают в соединения с ним. Высокая химическая активность
фтора объясняется строением его атома. Фтор проявляет степень окисления -1. Фтор
реагирует почти со всеми простыми веществами, кроме гелия, аргона, неона, азота и
углерода в виде алмаза. В результате многих реакций с участием фтора выделяется
большое количество тепла, а некоторые реакции имеют характер взрыва. Многие
фторсодержащие вещества очень важны для современной науки и техники. Например,
фтороводород широко применяется в авиационной, химической, целлюлозно-бумажной
промышленности, при производстве стекла и некоторых металлов.
Плавиковый шпат (флюорит) – фторид кальция – одна из важнейших солей плавиковой
кислоты. Ее используют для получения фтороводорода и для получения алюминия. Для
атомной энергетики важны соединения фтора с другими галогенами.
Фтор вступает в реакции и с органическими веществами. Из органических
фторсодержащих соединений важны фреоны. Они работают в холодильниках, в
установках для кондиционирования воздуха. Очень важно еще одно фторорганическое
соединение – тетрафторэтилен. Из него получают Тефлон. Впервые получили его в 1938
году. Он отличается чрезвычайной химической стойкостью. Даже «царская водка»,
которая растворяет почти все металлы, в том числе золото и платину, на Тефлон не
действует. За необычайную химическую стойкость это белое легкое вещество иногда
называют пластмассовой платиной.
Н А Т Р И Й № 11
Na
2 8 1
22,9898
Натрий – самый распространенный в природе щелочной металл, один из самых
распространенных в природе элементов – 2,5% от массы земной коры.
Натрий входит в состав гранитов, базальтов, полевых шпатов, множества минералов,
содержится в морской воде. Самые известные его природные соединения – галит
(каменная соль). Это поваренная соль, хлорид натрия. А также мирабилит (глауберова
соль). Это десятиводный сульфат натрия.
В 1807 году английский физик и химик Г.Дэви впервые получил его электролизом
едкого натра. Дэви же первым изучил его свойства.
Натрий мягкий, легче воды, серебристо-белый металл. Он очень активен, бурно
реагирует с водой, горит в кислороде, фторе, хлоре. Натрий реагирует со всеми
неметаллами, кроме инертных газов.
Натрий жизненно важный элемент. Он активно участвует в минеральном обмене в
организмах животных и человека. Он содержится в эритроцитах крови – красных
кровяных тельцах, в сыворотке, пищеварительных соках. Играет важную роль в водносолевом обмене и поддержании кислотно-щелочного равновесия. Присутствует натрий и
в тканях растений. Но роль этого элемента в жизни растений еще не до конца изучена.
Натрий входит в состав многих лекарственных препаратов, в том числе таких
распространенных, как питьевая сода. Многие антибиотики используются в виде
натриевых солей.
Очень широко применение натрия и его соединений в промышленности. Жидкий натрий
служит теплоносителем в атомных реакторах некоторых конструкций. Металлическим
натрием восстанавливают из соединений такие ценные металлы, как цирконий, тантал,
титан. Первый в мире промышленный способ получения каучука, разработанный
Лебедевым С.В., предусматривал использование натриевого катализатора. Участвует
натрий и в процессах органического синтеза.
Многие соединения натрия – важные продукты химической промышленности. Это едкий
натр, или каустическая сода, или каустик – NaOH. Кальцинированная сода или карбонат
натрия. Карбонат натрия образует десятиводный кристаллогидрат, известный под
названием кристаллической соды. Широко используется карбонат калия, известный под
названием поташ. Элемент назван натрием от арабского «натрун» - сода.
Соли азотной кислоты – селитры – применяются в качестве удобрений. Ионы натрия
поддерживают у животных и человека нормальную возбудимость мышечных клеток,
участвуют в сохранении кислотно-основного баланса в организме, в регуляции
сердечной деятельности (успокаивают), удерживают воду в организме. Избыток металла
в организме приводит к нарушению водного баланса, сгущению крови, вызывает
дисфункцию почек, некоторые сердечно-сосудистые заболевания, а также нарушение
обмена веществ.
М А Г Н И Й № 12
Mg
2 8 2
24,312
Магний был впервые получен в 1808 году английским химиком Г.Дэви из белой
магнезии – минерала, найденного близ греческого города Магнезия. По названию
минерала и дали название элементу и простому веществу. Это легкий, серебристо-белый
металл. Содержание магния в земной коре около 2% от общей массы. Среди природных
соединений магния – такие важные минеральные вещества, как тальк и асбест. Много
магния в морской воде. Ионы магния придают ей горький вкус. Магний –
щелочноземельный металл. Он легко окисляется: тонкую фольгу или порошок магния
можно поджечь. В кислотах легко растворяется с выделением водорода. Щелочи на него
не действуют.
Чистый магний недостаточно прочен, поэтому в основном используют его сплавы с
алюминием, цинком, марганцем, бериллием, титаном, редкоземельными элементами.
Добавка к магнию небольших количеств этих металлов резко изменяет его механические
свойства. Сплавы магния легки, тверды, прочны, коррозионностойки. Их применяют в
авиации и космической технике. Из них делают корпуса вагонов, автобусов,
автомобилей. В металлургии магний применяют для восстановления ванадия, хрома,
циркония, титана, а также для улучшения структуры и свойств чугуна.
Магний входит в число жизненно важных элементов. Соли магния необходимы для
питания растений. Их можно обнаружить в любой почве. Этот элемент есть в составе
практически всех организмов, его довольно много – около 2% - в хлорофилле.
Магний применяется в промышленности органического синтеза.
В человеческом организме магния около 40 граммов. Ему отведена очень важная роль:
ионы магния «сшивают» молекулы белка в клубочки. Магний стимулирует обмен
веществ, содержится в печени, костях, крови, нервной ткани, мозге.
А Л Ю М И Н И Й № 13
Al
2 8 3
26,9815
Алюминий был впервые получен датским физиком Х.Эрстедом в 1825 году. Название
этого элемента происходит от латинского «алюмен», так в древности назывались квасцы,
в составе которых был этот элемент. В земной коре содержится 8,8% алюминия. Это
третий по распространенности на нашей планете элемент после кислорода и кремния. Он
входит в состав глин, полевых шпатов, слюд. Важнейший минерал алюминия – боксит –
содержит 28-60 % глинозема – оксида алюминия Al2O3.
Алюминий – самый распространенный в природе металл, но в чистом виде был получен
позже других металлов. Алюминий – легкий серебристый металл. Он хорошо проводит
тепло и электричество. Алюминий химически активен. Легко окисляется кислородом,
правда только на поверхности. Оксидная пленка надежно защищает металл от
дальнейшего окисления. Но, если порошок алюминия или алюминиевую фольгу сильно
нагреть, то металл сгорает ослепительным пламенем, превращаясь в тот же оксид.
Алюминий растворяется в соляной и серной кислотах. Он также растворяется в водных
растворах щелочей. Активно реагирует с галогенами. Гидроксид алюминия – типичное
амфотерное соединение. Это белое, полупрозрачное, студенистое вещество.
В большинстве соединений алюминий трехвалентен, но при высоких температурах он
способен проявлять степень окисления +1. Из соединений этого металла самое важное,
очевидно, оксид алюминия. Этой формулой выражается состав и глинозема, и очень
твердого минерала корунда. Кристаллы корунда, окрашенные примесями в синий цвет,
называют сапфиром, в красный – рубином. Рубины и сапфиры в наше время получают
искусственным путем в промышленных масштабах.
Еще долго после того, как алюминий получили в чистом виде, этот металл оставался
очень редким и дорогим. Выделить его из природных соединений трудно, так как очень
крепко связан он в них с кислородом и другими элементами. Алюминий можно получить
электролизом расплава оксида алюминия, но плавится это вещество при температуре
2050*С, поэтому требуется слишком большая затрата энергии. Технически доступным
металлом алюминий стал после того, как был найден способ понизить температуру
плавления оксида хотя бы до 1000*С. Этот способ открыли почти одновременно
американец Ч.Холл и француз П.Эру. Они установили, что глинозем хорошо
растворяется в расплавленном криолите. Этот расплав и подвергают электролизу. Но
запасы криолита на Земле ограниченны, поэтому было организовано производство
синтетического криолита. Сейчас алюминий самый дешевый из всех цветных металлов.
Большая часть производимого в мире алюминия идет для получения легких сплавов. К
алюминию добавляют медь, магний, кремний, цинк, марганец, чтобы повысить его
прочность. Алюминий называют главным металлом авиационной техники наших дней.
Он нужен также в транспортном машиностроении, судостроении, в химической
промышленности и электротехнике. Алюминий очень технологичный металл: его можно
обрабатывать давлением при нормальных и чуть повышенных температурах. Изделия из
него можно готовить методами прокатки, вытягивания, штамповки, ковки, прессовки.
К Р Е М Н И Й № 14
Si
2 8 4
28,086
Как самостоятельный химический элемент кремний был открыт в 1825 году шведским
химиком и минералогом Й.Берцелиусом. Нагревая фторосиликат калия с калием, он
восстановил кремний из этого соединения:
K2SiF6 + 4K = 6KF + Si
Элемент назвали «силиций», от латинского «силекс» - кремень. Предложил это название
Берцелиус. В 1834 году русский химик Г.И.Гесс дал новому элементу русское название,
оставшееся неизменным до наших дней, - «кремний» - «утес, скала».
Кремний – второй по распространенности элемент, после кислорода. На его долю
приходится 29,5% от массы земной коры. Кремний – один из главных элементов
неживой природы. Его соединения – силикаты и алюмосиликаты – составляют 75%
земной коры. В природе кремний встречается лишь в виде соединений, и почти всегда
наряду с кремнием в их составе есть и кислород. Один из оксидов кремния – SiO2 –
важнейшее природное неорганическое соединение. Чистый кварцевый песок – это
кристаллический оксид кремния 4.
Кремний существует в виде различных аллотропных модификаций. Кристаллический
кремний построен из кристаллов того же типа, что и алмаз. Это вещество серо-стального
цвета, с металлическим блеском. Мелкокристаллический кремний имеет бурую окраску.
Химическая активность кремния невысока. При комнатной температуре он соединяется
только с фтором, при нагревании – с кислородом, галогенами, серой, при высокой
температуре – с многими металлами. Чистый кремний стал одним из самых важных
полупроводниковых материалов. Он работает в современных радиоприемниках, в
фотоэлементах. Кремниевые фотоэлементы могут превратить в электрическую энергию
до 15% воспринятой ими солнечной энергии. Поэтому на космических кораблях,
луноходах, искусственных спутниках Земли работают кристаллы кремния,
объединенные в солнечные батареи.
Из оксида кремния 4 – чистого песка – выплавляют кварцевое стекло для сложных
оптических устройств, для изготовления лабораторной посуды и осветительных
приборов. Крупнокристаллическая форма оксида кремния 4 известна под названием
горного хрусталя. Сейчас такие кристаллы, необходимые многим отраслям техники,
выращивают в заводских цехах. Без песка не получить важнейших строительных
материалов – бетона и железобетона.
Из соединений кремния очень важен его карбид SiC, или карборунд, - очень твердый и
жаростойкий кристаллический материал, с помощью которого затачивают резцы для
металлорежущих станков. В металлургии широко применяется сплав кремния с железом
– ферросилиций. Большое значение в наши дни приобрели кремнийорганические
соединения, прежде всего полимерные. Это теплостойкий и морозоустойчивый
силиконовый каучук, чрезвычайно важные для электротехники изоляторы –
кремнийорганические лаки. Даже в бытовой химии кремнийорганические соединения
широко используются: обработанная ими одежда меньше загрязняется и мнется.
Ф О С Ф О Р № 15
Р
2 8 5
30,9738
Открыт фосфор в 1669 году алхимиком из Гамбурга Х.Брандом. При перегонке сухого
остатка от выпаривания мочи Бранд заметил зеленоватое свечение вещества, осевшего в
колбе. Он решил, что открыл, наконец, философский камень. По представлениям
алхимиков, философский камень должен светиться. Свое название элемент получил за
способность светиться в темноте, от греческого «фосфор» - светоносный. Фосфор,
естественно, не превращал неблагородные металлы в золото, не дарил бессмертия, но
оказался веществом чрезвычайно важным.
В живых организмах фосфор присутствует в костях, мышцах, в мозговой ткани, нервах.
В организме взрослого человека содержится около 4,5 килограммов фосфора. Почти все
важнейшие физиологические процессы связаны с превращениями фосфорсодержащих
веществ. Фосфор – элемент достаточно распространенный в природе: 0,093% от общей
массы земной коры. Главнейшие минералы фосфора – фосфорит (фосфат кальция),
фторапатит(3молекулы фосфата кальция на одну молекулу фторида кальция),
гидроксоапатит(3молекулы фосфата кальция на одну молекулу гидроксида кальция).
Минерал апатит назван так (от греческого «апате» - обман) потому, что его цвет не
всегда одинаков, и в прошлом его часто принимали за другие минералы. Богатейшие
месторождения апатита на Кольском полуострове (Хибины) открыты в 20 веке в 20-х
годах под руководством выдающегося советского геохимика А.Ферсмана.
Природный фосфор состоит лишь из одного стабильного изотопа с массой 31. Однако
еще в 1934 году Фредерик и Ирен Жолио-Кюри получили фосфор с массой 30. Это был
самый первый радиоактивный изотоп, полученный искусственным путем. В наши дни
известно 6 радиоактивных изотопов фосфора. Некоторые из них применяются при
биологических исследованиях в качестве «меченых атомов».
Фосфор дает многочисленные аллотропические модификации – белый, красный,
коричневый, черный, фиолетовый фосфор. Белый фосфор получается при быстром
охлаждении паров фосфора. В чистом виде он похож на воск, но из-за примесей бывает
желтоватым. Белый фосфор химически активное вещество. Оно очень ядовито и дает
ожоги, которые трудно заживают. При нагревании до 250-300*С без доступа воздуха
белый фосфор превращается в красный порошок – другую известнейшую
аллотропическую модификацию. Белый фосфор непосредственно соединяется с многими
металлами, кислородом, галогенами, серой. Красный фосфор менее активен. Черный
фосфор с трудом вступает в химические реакции.
Фосфор – неметалл. В соединениях он проявляет степени окисления +5, +3, -3, намного
реже +1, +2, +4. Отсюда многообразие его соединений.
Применение фосфора весьма разнообразно. Красный идет на изготовление спичек.
Соединения фосфора применяются в качестве удобрений. Из искусственно полученных
соединений фосфора особо важное значение приобрели фосфорорганические
инсектициды (тиофос, хлорофос и другие). Фосфорорганические соединения используют
для придания пластмассам негорючести, для получения некоторых лекарств.
С Е Р А № 16
S
2 8 6
32,064
С серой человечество знакомо с глубокой древности. Серу и продукт ее горения – оксид
серы 4 издавна употребляли для отбеливания тканей и изготовления лекарственных
средств, чернения оружия и приготовления черного пороха. В странах древнейших
цивилизаций самородная сера была достаточно распространена, сицилийские
месторождения этого горючего, с резким запахом желтого минерала разрабатывались
еще древними римлянами. Русское название серы происходит от древнеиндусского
«сира», означавшего светло-желтый. Но не всегда сера светло-желтая. Цвет ее зависит от
того, в какой из аллотропических модификаций находится сера, а также от температуры.
Наиболее известны ромбическая и моноклинная сера. Погруженная в жидкий воздух
сера становится почти белой.
Сера принадлежит к числу довольно распространенных на нашей планете химических
элементов, составляя примерно 0,047% от общей массы земной коры. Встречается
самородная сера. Большая часть ее запасов находится в виде соединений – сульфидов и
сульфатов. Основные из них: пирит FeS2, цинковая обманка ZnS, медный колчедан
FeCuS2, гипс. Полагают, что большая часть земной коры сосредоточена в виде
сульфидов не в земной коре, а на глубине 1200-3000км. Добывают самородную серу из
месторождений, залегающих на небольшой глубине. Давно известны методы добычи
самородной серы – термические. Сера легкоплавка, она превращается в жидкость при
температуре 112,8*С (в зависимости от скорости подвода тепла и от того, в какой
аллотропической модификации находится). Серу получают также из оксида серы 4,
образующегося при обжиге сульфидных руд металлов.
Сера – неметалл, это элемент химически активный. Она реагирует со многими
металлами: при комнатной температуре со щелочными, щелочноземельными металлами,
медью, серебром, ртутью, а при нагревании – с железом, алюминием, свинцом, цинком.
Лишь с золотом и платиной сера не взаимодействует. Этот элемент вступает в
соединения и с неметаллами (кроме азота и йода), хотя и не так легко, как с металлами.
Степень окисления серы меняется в соединениях от -2 до +6.
Примерно половина добываемой в мире серы идет на производство серной кислоты. Это
одно из главнейших соединений серы. Еще 25% расходуется на получение очень
важного для производства бумаги гидросульфита кальция. Сера необходима для
получения резины – вулканизированного каучука. Сера также нужна для получения
спичек, пластмасс, тканей, лекарственных препаратов.
Сера жизненно важный элемент. Она входит в состав белков, аминокислот, ферментов,
витаминов.
Из неорганических соединений серы важны оксиды серы, сероводород – ядовитый
зловонный газ, используемый тем не менее в химической промышленности, и как
лечебное средство (сернистые ванны), а также сульфиды, сульфаты, сульфиты и
тиосульфаты.
Соединения серы, особенно оксид серы 4, загрязняют атмосферу. Вредна сера и в составе
углеводородных топлив, куда она переходит из нефти и газа.
Х Л О Р № 17
Cl
2 8 7
35,453
С соединениями хлора человечество знакомо с доисторических времен, прежде всего с
каменной солью (хлорид натрия). Алхимикам была известна соляная кислота и смесь ее с
азотной кислотой – царская водка. Однако свойства элементарного хлора были впервые
описаны лишь в 1774 году известным шведским химиком К.Шееле. Но ни сам Шееле, ни
его современники не считали этот желто-зеленый газ с характерным запахом
самостоятельным химическим элементом. Только в 1810 году был сделан правильный
вывод: этот газ – простое вещество, образованное элементом, который получил название
«хлор». По - древнегречески «хлорос» - желто-зеленый. Содержание хлора в земной коре
составляет 0,017% по массе. Хлор в природе встречается в виде соединений, часто очень
распространенных. Это многие хлорсодержащие минералы, в первую очередь ГАЛИТ
(каменная соль) – хлорид натрия, СИЛЬВИН – хлорид калия КСl, СИЛЬВИНИТ – хлорид
калия, натрия, БИШОФИТ – хлорид магния на 6 молекул воды, КАРНАЛЛИТ – хлорид
калия, магния на 6 молекул воды, КАИНИТ – хлорид калия, сульфат магния на 3
молекулы воды.
Хлор тяжелый газ, почти в 2,5 раза тяжелее воздуха. При температуре -34,05*С он
становится жидким, а при температуре -101*С затвердевает. Хлор химически очень
активен, сильный окислитель. Он непосредственно соединяется с многими металлами и
неметаллами. Соединений хлора очень много. Самое главное из них – поваренная соль,
вещество жизненно важное и необходимое для производства многих химических
продуктов. Хлорид калия используется в качестве удобрения. Безводный хлороводород
практически не применяется, а его раствор – соляная кислота – вещество чрезвычайно
важное. Ее применяют для травления металлов, для получения многих неорганических
хлоридов. Соляная кислота – непременная составляющая желудочного сока. Хлор
образует и кислородсодержащие кислоты. Степень окисления хлора в соединениях
меняется от -1 до +7. Хлор используется для хлорирования водопроводной воды.
Соединения хлора применяют в сельском хозяйстве для приготовления инсектицидов.
Хлор входит в состав такого известного полимера, как поливинилхлорид.
КАЛИЙ
№ 19
К
2 8 8 1
39,102
Калий был впервые получен английским химиком Г.Дэви в 1807 году при электролизе
расплавленного едкого кали. Калия в земной коре содержится 2,5 % по массе.
Калийсодержащих минералов известно несколько сотен. Среди них: сильвин КСl,
Карналлит KCl”MgCl2”6H2O и другие. Самый распространенный минерал – ОРТОКЛАЗ
–калий-алюминиевая соль кремневой кислоты. Формула этого минерала, который
составляет 18 % от массы земной коры, К2О.Al2O3,6SiO2. Хотя ортоклаз слабо
взаимодействует с водой, но именно из него попадает в почву большая часть калия. При
химическом выветривании – разрушении ортоклаза под действием природных вод и
углекислого газа – образуется поташ (карбонат калия). Поташ хорошо растворяется в
воде, в результате чего калий становится доступным растениям.
Калий очень мягок – легко режется ножом, очень легок – держится на поверхности воды
(плотность 0,862 г\см3), хорошо проводит тепло и ток, плавится при температуре
63,55*С. Химически калий очень активен. Водой окисляется мгновенно, загорается и
даже взрывается при взаимодействии с ней. При этом образуется одна из самых щелочей
– гидроксид калия. Калий соединяется со всеми неметаллами, кроме инертных газов. В
соединениях степень окисления калия +1.
Большинство калийных солей растворяются в воде. Именно поэтому, из-за вымывания
их из почвы, а также потому, что часть калия уходит из почвы вместе с урожаем,
приходится вносить на поля калийные удобрения в больших количествах. При
недостатке этого элемента замедляется рост растений, желтеют листья, плоды, например,
у фруктов, становятся менее сладкими, семена теряют всхожесть. Обычно калийные
удобрения – это природные или измененные в процессе переработки соли калия: хлорид
калия, сульфат калия. Сульфат калия – самое дорогое калийное удобрение. Но его
необходимо получать, так как некоторым растениям вреден избыток ионов хлора.
Удобрения, содержащие хлорид калия, обычно вносят в почву осенью, чтобы осенние
дожди и талые воды вымыли часть ионов хлора, а ионы калия, удерживаемые почвой,
сохранились в ней.
Калий используется обычно в виде солей. Калийная селитра (КNO3) – двойное удобрение
и хороший окислитель, компонент дымного пороха. Фторид калия – важный
металлургический флюс. Марганцовка КМnO4 – окислитель и антисептик. Бертолетова
соль – хлорат калия КСlO3 –нужна в пиротехнике и в производстве спичек. Карбонат
калия – поташ - необходим при варке стекла.
Металлический калий употребляется крайне ограниченно – как восстановитель при
получении металлического титана и как теплоноситель в атомных реакторах. Но здесь
предпочитают использовать не чистый калий, а сплав калия с натрием или даже чистый
натрий.
Калий получил свое название от арабского «аль-кали» - зола или щелочь. Это название
предложил Гильберт.
К А Л Ь Ц И Й № 20
Са
2 8 8 2
40,08
Кальций был впервые получен в 1808 году Г.Дэви. Название элемента происходит от
латинского слова «кальс», что означает мягкий камень, известь. Кальций принадлежит к
числу весьма распространенных и весьма активных элементов. Щелочноземельный
металл кальций легко окисляется кислородом воздуха, взаимодействует с влагой и
углекислым газом, но далеко не так активно как щелочные металлы. Металлический
кальций применяется весьма ограниченно, в основном в цветной металлургии – как
восстановитель и для связывания вредных примесей – серы, фосфора, избыточного
углерода. В виде солей кальций применяется широко. Трудно найти строительный
материал, в котором не было бы кальция. Негашеная известь – оксид кальция СаО и
гашеная известь – гидроксид кальция Са(ОН)2 нужны для приготовления вяжущих
растворов. Кальций есть в составе стекла, цемента и бетона. Классический отделочный
камень – мрамор – с точки зрения химика представляет собой карбонат кальция, как и
известняк. А хлорид кальция всегда есть в составе арболитовых плит – строительного
материала. Применяется в строительстве и сульфат кальция – в виде кристаллогидратов
– гипса и алебастра.
Кальций – важный элемент неживой природы. Он составляет около 3% массы земной
коры и входит в состав многих минералов и горных пород. Кальциевая соль фосфорной
кислоты – основной компонент фосфоритов и апатитов. Мел, которым пишут в школе,
еще одна разновидность карбоната кальция, равно как и применяемый в оптике
исландский шпат.
Значительна роль кальция в живой природе. В организме взрослого человека больше 1 кг
кальция, в виде фосфата кальция – 80%, в виде карбоната кальция – 13%. Это основные
минеральные вещества костей скелета. Ионы кальция присутствуют во всех тканях и
жидкостях организма. Кальций необходим для нормальной работы клеточных мембран и
мышц, участвует в процессах свертывания крови. Содержание кальция регулируется в
крови гормонами. Медицина широко применяет соединения кальция как лекарства при
рахите, воспалительных и аллергических заболеваниях.
СКАНДИЙ
№ 21
Sc
2 8 9 2
44,956
Элемент, предсказанный Д.И.Менделеевым под названием «экабор», был открыт в 1879
году шведским химиком Л.Нильсоном, который назвал этот элемент скандием в честь
Скандинавии. Однако Нильсон неправильно оценил свойства скандия, считая его
четырехвалентным элементом. Все поставил на свои места его соотечественник П.Клеве,
который пришел к выводу, что скандий есть «экабор», предсказанный Менделеевым.
В природе скандий почти всегда содержится в виде минералов, включающих
редкоземельные элементы. В земной коре его содержится примерно 0,0022% от массы
земной коры. Скандий очень рассеян, поэтому чистый металлический скандий удалось
получить только в 1937 году. По своим химическим свойствам он очень похож на
редкоземельные элементы. В электронной оболочке скандия появляется d-электрон.
Скандий – легкий металл с характерным желтым отливом, который появляется при
контакте металла с воздухом.
Скандий – элемент будущего: пока нет областей его широкого применения.
Оксид скандия используют в изготовлении ферритов, люминофоров, в производстве
стекла и керамики.
ТИТАН
№ 22
Тi
2 8 10 2
47,90
Этот элемент в виде оксида – белого кристаллического порошка ТiО2 – открыли в конце
18 века английский минералог У.Грегор (1791) и немецкий химик М.Клапрот (1795),
который и назвал новый элемент титаном. Титаны в древнегреческой мифологии –
исполины, дети бога Урана и богини Геи. Восстановить оксид титана до металла этим
ученым не удалось. Металлический титан был впервые получен лишь в 1875 году
русским ученым Д.К.Кирилловым. Сильно загрязненный примесями, он был хрупок,
непрочен, а поэтому неинтересен для техники. И только в 1925 году голландские ученые
А.Ван Аркел и И.де Бур смогли получить титан высокой чистоты.
Титан – один из самых распространенных в природе металлов, его содержание 0,57% от
общей массы земной коры. Известно около 70 минералов титана. Важнейшие минералы
титана – титаномагнетиты FeTiO3,nFe3O4, ильменит FeTiO3, рутил ТiО2.
Титан – довольно активный металл. При высокой температуре он реагирует с
галогенами, кислородом, серой, азотом, углеродом. На воздухе на поверхности металла
образуется прочная защитная оксидная пленка, поэтому титан не поддается коррозии ни
на воздухе, ни в морской воде, на него не действуют азотная кислота и царская водка.
Титан растворяется лишь в плавиковой кислоте.
Чистый титан – серебристо-белый металл, ковкий, пластичный, прочный, легкий. Он
почти вдвое легче железа, а по прочности - превосходит многие стали. В пользу титана
говорит и его сравнение с алюминием. По прочности титан превосходит его в 6 раз, а по
твердости в 12 раз и к тому же может работать при более высокой температуре.
Титан широко используют в авиации и в других видах транспорта. Все шире
жаропрочные и стойкие к агрессивным средам сплавы на титановой основе применяют в
химическом машиностроении. Из соединений титана практически наиболее важны оксид
титана 4, на основе которого делают титановые белила – самую лучшую белую краску, и
титанат бария – один из лучших сегнетоэлектриков.
ВАНАДИЙ
№ 23
V
2 8 11 2
50,942
Открыт ванадий в 1830 году шведским химиком и минералогом Н.Сефстремом при
исследовании железных руд и назван в честь богини красоты Ванадис
(древнескандинавская мифология). В земной коре ванадия содержится 0,015% по массе.
Это больше, чем меди или никеля, но ванадий – элемент рассеянный, и добывают его
обычно из железных и полиметаллических руд, где он находится в небольших
количествах.
Ванадий устойчив в воде, в том числе и морской, не реагирует с щелочами и кислотами.
Но он растворяется в плавиковой кислоте, концентрированных азотной и серной, в
царской водке.
Ванадий – светло-серый, умеренно тугоплавкий, хорошо поддающийся механической
обработке металл. Он интересен прежде всего как важная легирующая добавка к стали:
придает стали большую твердость и вязкость. Ванадиевая сталь широко применяется во
многих отраслях машиностроения, особенно в автомобилестроении.
Из соединений ванадия наиболее важен оксид ванадия 5, используемый как катализатор
в производстве серной кислоты и получении некоторых органических соединений.
ГЕЛИЙ
№2
Не
2
4,0026
Элемент 8 группы, главной подгруппы. Входит в состав воздуха. Гелий – второй по
распространенности элемент Вселенной. Выделен в 1895 году из уранового минерала
(еще раньше его нашли на Солнце и в вулканических газах, позднее его обнаружили и в
земной атмосфере). Открыли гелий В.Рамзай, Клеве (Англия). Гелий – газ без цвета,
запаха, плохо растворим в воде. Кристаллизуется только под давлением 25 атмосфер.
Получают этот газ перегонкой жидкого воздуха.
Применяется в источниках света, для создания инертной атмосферы, жидкий гелий
применяют для охлаждения до сверхнизких температур.
Изучение свойств жидкого гелия привело к удивительным открытиям в физике –
сверхтекучести, сверхпроводимости. В воздухе гелия содержится 0,000524%. Он также
содержится в некоторых каменноугольных газах.
Отличается высокой электропроводностью и светится в электрическом разряде желтым
светом. Гелием заполняют дирижабли. Гелий не огнеопасен. Растворимость гелия мало
зависит от давления (в отличие от азота). Поэтому водолазов снабжают запасом
«гелиевого воздуха» - смесь гелия с кислородом. Такой воздух легче обычного. Его
используют также для лечения астмы, удуший, других легочных заболеваний.
Жидкий гелий является самой холодной жидкостью. Молекула этого газа одноатомна.
Так как впервые был обнаружен на Солнце, получил название в честь Солнца.
НЕОН
№ 10
Ne
2 8
20,183
Неон входит в семейство инертных (благородных) газов.
При обычных условиях – это газ, без цвета, запаха, плохо растворим в воде. Молекула
одноатомна. Содержится в воздухе, 0,00182% по объему. Этот элемент открыл
английский химик и физик У.Рамзай в 1897 году и назвал его неон, что значит новый.
Этот газ отличается сравнительно высокой теплопроводностью и способностью к
свечению при электрическом разряде красным светом. Это используют в световых
рекламах. Получают этот газ перегонкой жидкого воздуха. Химически исключительно
инертен. Неон используют в электротехнической промышленности. Неоновые лампы
устанавливают на маяках и в различных приборах.
АРГОН
№ 18
Аr
2 8 8
39,948
В 1892 году английский физик Д.Релей, исследуя плотность различных газов,
обнаружил, что плотность азота, полученного из воздуха, и плотность азота,
полученного из химических соединений, различаются. Чтобы объяснить эту аномалию,
ученый обратился к своему соотечественнику – физику и химику У.Рамзаю. Обсудив
информацию и повторив эксперименты, ученые пришли к выводу, что в атмосферном
азоте содержится примесь неизвестного газа. Его удалось выделить. Новый газ назвали
аргон, что с древнегреческого означает «недеятельный», потому что аргон действительно
оказался неспособным вступать в химические реакции. В воздухе аргона содержится
0,934% по объему. Молекула аргона одноатомна. Это бесцветный газ. Отличается
высокой электропроводностью, и светится при электрическом разряде синим светом.
Аргон получают из воздуха. Аргон используют в электротехнической промышленности.
Аргон используют для создания инертной атмосферы: в лабораторной практике, при
электросварке, в электролампах.
ХРОМ
№ 24
Сr
2 8 13 1
51,996
Хром открыт в 1797 году известным французским химиком Л.Вокленом в минерале
крокоите PbCrO4, который в то время называли сибирским красным свинцом. В земной
коре хрома 0,0083% по массе. В природе он встречается в основном в виде хромистого
железняка FeO,Cr2O3. Из этой руды выплавляют в основном не чистый хром, а
феррохром – сплав железа с хромом. Феррохром содержит не менее 60% хрома. Добавка
хрома к стали повышает ее стойкость к окислению и коррозии. Такая сталь сохраняет
прочность при высоких температурах. Нержавеющая сталь обычно содержит 18% хрома
и 8% никеля. Хром входит также в состав износостойких сталей, из которых делают
инструменты, шарикоподшипники, пружины.
Хром – металл серо-стального цвета, обладает всеми свойствами типичного металла:
имеет характерный металлический блеск, хорошо проводит тепло, электрический ток.
Плавится он при температуре 1890*С. Хром – один из самых твердых металлов, важная
легирующая добавка. Поскольку этот металл хорошо противостоит окислению и
действию многих агрессивных веществ, прежде всего кислот, его в виде тонкой пленки
методом электролитического осаждения наносят на поверхность других металлов, а
иногда и пластмасс. Хромовые покрытия придают изделиям нарядный вид и
предотвращают их износ. В соединениях хром проявляет степени окисления +2, +3, +6.
Соединения двухвалентного хрома – сильные восстановители, а соединения
шестивалентного хрома – сильные окислители. Соединения шестивалентного хрома
(оксид, соли хромовой кислоты, соли дихромовой кислоты) используются в химической,
кожевенной промышленности для дубления кож, в пиротехнике, полиграфии, в
производстве красителей. Последнее не удивительно: многие соединения хрома ярко
окрашены, и диапазон цветов довольно широк – от оранжевого до темно-зеленого. Не
случайно греческое слово «хрома», от которого происходит название этого элемента,
означает «краска, цвет».
МАРГАНЕЦ
№ 25
Mn
2 8 13 2
54,938
Элемент, особенно важный для черной металлургии, был открыт в 1774 году шведским
химиком К.Шееле. В чистом виде марганец впервые получил шведский химик Ю.Ган.
Марганец достаточно распространенный элемент. В земной коре его содержится 0,1% от
общей массы. В свободном состоянии марганец не встречается. Его основные руды:
пиролюзит – МnО2, марганцевый шпат – карбонат марганца.
Марганец – серебристо-белый, твердый и хрупкий металл. На воздухе он покрывается
тонкой защитной оксидной пленкой. При нагревании марганец взаимодействует с водой,
галогенами, азотом и другими неметаллами. Он растворяется в разбавленных соляной и
азотной кислотах, в горячей концентрированной серной кислотах. Марганец проявляет в
соединениях различную степень окисления: +2, +3, +4, +6, +7.
Для черной металлургии марганец стал одним из наиболее важных элементов. В виде
сплава с железом – ферромарганца – его применяют, чтобы удалить из жидкого чугуна
большую часть вредных для металла серы и кислорода. В качестве легирующей добавки
марганец входит в состав многих сталей, придавая им большую твердость. Сталь,
богатая марганцем, отличается особой износостойкостью. Из нее делают рабочие части
дробильных машин, железнодорожные рельсы. Также марганец входит в состав сплавов
на основе магния: он повышает их стойкость против коррозии.
В незначительных количествах марганец находится в живых организмах. Как
микроэлемент он играет важную роль в обмене веществ, влияет на процессы
кроветворения. В практической деятельности широко используются некоторые соли
марганца – «марганцовка».
Ж Е Л Е З О № 26
Fe
2 8 14 2
55,847
Железо можно назвать главным металлом нашего времени. Этот химический элемент
изучен очень хорошо. Тем не менее ученые не знают, когда и кем открыто железо:
слишком давно это было. Использовать железные изделия человек стал очень давно, еще
в начале 1 тысячелетия до нашей эры. На смену бронзовому веку пришел железный.
Металлургия железа на территории Европы и Азии начала развиваться еще в 9-7 веках
до нашей эры.
Первое железо, попавшее в руки человека, было, вероятно, неземного происхождения.
Ежегодно на нашу планету падает больше тысячи метеоритов, часть их – железные,
состоящие в основном из никелистого железа. Самый большой из метеоритов весит
около 60 тонн. Он найден в 1920 году в юго-западной части Африки. У «небесного»
железа есть одна важная технологическая особенность: в нагретом виде он не поддается
ковке, ковать можно лишь холодное метеоритное железо. Оружие из «небесного» железа
долгие века оставалось чрезвычайно редким и драгоценным.
Железо обнаружено также на Луне, причем в лунном грунте оно присутствует в
самородном, не окисленном состоянии, что объясняется отсутствием атмосферы.
На Земле железо тоже иногда встречается в самородном виде.
В древности железо ценилось очень высоко. В «Географии» древнегреческого ученого
Страбона, написанной в самом начале нашей эры, сказано, что у африканских народов
железо стоило в 10 раз дороже золота. Может быть, это справедливо, если считать
главным критерием дороговизны не химическую стойкость и редкость, а значение для
техники, для развития цивилизации. Главные причины того, что именно железо стало
важнейшим металлом для техники и производства, заключаются в распространенности
соединений этого металла и сравнительной простоте восстановления металла из них.
Основная масса железа находится в месторождениях, которые можно разрабатывать
промышленным способом.
По запасам в земной коре железо занимает четвертое место среди всех элементов, после
кислорода, кремния, алюминия. Намного больше железа в ядре планеты, которое,
согласно предположениям ученых, состоит из никеля и железа. Но это железо
недоступно и вряд ли станет доступным в обозримом будущем. Поэтому важнейшим
источником железа остаются минералы, залегающие на поверхности Земли, а также на
небольших глубинах. Это: магнетит Fe3O4, гематит Fe2O3, сидерит FeCO3. Они
составляют основу главных железных руд – магнитного, бурого, красного и шпатового
железняка. Больше всего железа в магнетите – 72,4%.
Железо – блестящий серебристо-белый металл, его легко обрабатывать: резать, ковать,
прокатывать, штамповать, Ему можно придать большую прочность и твердость
методами термического и механического воздействия (закалка, прокатка).
Рассказывая о свойствах железа, нужно оговаривать, о каком железе идет речь – о
технически чистом железе или о железе высшей чистоты. Технически чистое железо
называется низкоуглеродистой электротехнической сталью. В этом названии отражены
и назначение материала, и характер главных примесей: углерода 0,02-0,04%, а
кислорода, серы, азота, фосфора еще меньше. Оба материала обладают хорошими
магнитными свойствами, оба хорошо свариваются. Однако, если технически чистое
железо – металл средней химической активности, то высокочистое – почти инертно.
Очень мала в нем и растворимость газов, особенно кислорода. Механические свойства
высокочистого железа – невысокие, прочность – намного меньше, чем у любой стали или
чугуна. В качестве конструкционного материала железо высшей чистоты непригодно.
Однако, если в высокочистое железо ввести в определенном порядке легирующие
добавки, оно может выдержать нагрузку до 600кг\см2 вместо обычных 17-21.
Железо в соединениях может проявлять разные степени окисления: +2, +3, +6, реже +1,
+4 и даже 0 (в карбониле Fe(СО)5). Из соединений двухвалентного железа наиболее
известны его оксид, сульфид, галогениды. Ионы двухвалентного железа образуются при
растворении железа в разбавленных кислотах. А вот в концентрированных сильных
кислотах – азотной и серной – железо не растворяется. Оно пассивируется из-за
образования на поверхности металла тонкой оксидной пленки. Практически не
растворяется железо и в щелочах.
Соли трехвалентного железа обычно получаются при окислении солей двухвалентного
железа. При этом, если реакция проходит в растворе, цвет раствора меняется. Железная и
железистая кислоты (H2FeO4, HFeO2) в свободном состоянии не получены, однако соли
их ферраты и ферриты известны и изучены достаточно хорошо. Оксиды железа имеют
практическое значение как важнейшее сырье металлургии, а гидроксиды практического
значения не имеют.
Многие соединения железа практически важны. Хлорид железа 3 используется как
коагулянт при очистке воды, как катализатор в органическом синтезе.
Для нормальной жизнедеятельности человеку необходимы железосодержащие
органические соединения. Железо входит в состав гемоглобина, который осуществляет
перенос кислорода от органов дыхания к другим органам. Железо в нашем организме
есть и в миоглобине – белке, запасающем кислород в мышцах. Есть также
железосодержащие ферменты. Есть белковый комплекс фарритин, из которого
образуются все другие необходимые организму железосодержащие вещества.
К О Б А Л Ь Т №27
Со
2 8 15 2
58,933
Этот тяжелый, серебристый, с розоватым оттенком металл получил свое наименование
от названия мифических коварных гномов – кобольдов, недругов средневековых
рудокопов и металлургов. Руды, похожие на серебряные, не давали серебра; более того,
при обжиге таких руд выделялся ядовитый дым. Вот в такой руде и был обнаружен
шведским ученым Г.Брандтом в 1735 году новый химический элемент – кобальт.
Ученый установил, что из этого металла можно приготовить красивую синюю краску для
стекла. Краски на основе оксида кобальта применяются и сейчас.
Кобальт – элемент достаточно редкий. В природе он встречается чаще всего в
соединениях с серой и мышьяком. Важнейшие минералы: кобальтовый колчедан
(FeCo)S2, кобальтовый блеск СоАsS, скуттерудит СоАs3.
По химическим свойствам кобальт похож на железо, но он менее активен. При обычной
температуре воздух и вода на металл не действуют. При нагревании кобальт
взаимодействует с неметаллами, кроме азота, а при обычной температуре – с галогенами.
В разбавленных серной, азотной, соляной кислотах кобальт растворяется медленно.
Концентрированная азотная кислота пассивирует кобальт. Больше 75% выплавляемого в
наши дни кобальта идет на производство специальных сталей и сплавов. Но в сталь
кобальт нужно добавлять вместе с хромом. Если в сталь вводить один кобальт, сталь
будет хрупкой и плохо закаливается. Широко применяются жаропрочные стали на
кобальтовой основе, необходимые оборонной и ракетной технике. Важны также
кобальтовые сплавы с особыми магнитными свойствами. Кобальт – ферромагнетик,
ферромагнитны и его сплавы.
Кобальт входит в число жизненно важных элементов, на его долю приходится 4,5%
массы известного витамина В12.
Н И К Е Л Ь №28
Ni
2 8 16 2
58,71
Как самостоятельный химический элемент никель открыт в 1751 году шведским
химиком и минералогом А.Кронштедтом. Никель получил свое название от прозвища
гнома из горняцких преданий – Старого Ника, который любил вводить горняков в
заблуждение, подсовывая им вместо полноценной медной руды похожий на нее минерал
– из него металлурги средневековья не могли ничего выплавить. Свойства
металлического никеля были тщательно изучены лишь в начале 19 века известным
немецким технологом и химиком И.Рихтером.
Никеля в земной коре содержится 0,0058% от общей массы. Как и кобальт, никель
встречается в основном в соединениях с мышьяком и серой. Главные его минералы:
никелин (купферникель) – NiAs, миллерит – NiS, пентландит – (NiFe)9S, герсфордит –
(никелевый блеск) NiAsS. Для современной промышленности особенно важны
сульфидные медно-никелевые руды, в которых содержание никеля обычно колеблется от
0,3 до 4%.
Чистый никель – металл серебристо-белого цвета, хорошо поддается ковке, полируется.
Как и железо, никель притягивается магнитом. По химическим свойствам никель – очень
близкий аналог своих соседей по 8 группе – железа и кобальта. Никель устойчив на
воздухе и в воде, в некоторых кислотах, так как на его поверхности образуется
устойчивая защитная пленка. Металл легко растворяется в разбавленной азотной
кислоте. При нагревании никель взаимодействует со всеми галогенами и с серой. В
соединениях никель проявляет степень окисления +2.
Об одном соединении никеля следует упомянуть особо. Это карбонил – Ni(CO)4. Это
соединение жидкое и летучее, как эфир. Оно нестойко, ядовито, но очень важно для
практики, так как при нагревании разлагается с выделением никеля очень высокой
чистоты.
Никель применяется во многих отраслях народного хозяйства. Для химической
промышленности никель очень важен как катализатор. В авиационной и космической
технике применяются сплавы на основе никеля. Добавка никеля в сталь увеличивает ее
химическую стойкость и улучшает механические свойства. Чтобы предохранить изделия
от коррозии, их никелируют. Широко применяют медно-никелевый сплав, названный
монель-металлом по имени А.Монеля, президента канадской компании, в которой был
разработан этот сплав. Он стоек к агрессивным средам, пластичен, высокопрочен.
Никель заменил серебро в производстве монет. Наши «серебряные» монеты в
действительности изготовлены из нейзильбера – сплава никеля, меди, цинка.
М Е Д Ь № 29
Сu
2 8 18 1
63,546
Медь входит более чем в 170 минералов, из которых для промышленности важны лишь
17. Для производства меди наибольшее значение имеют халькопирит (он же медный
колчедан) СuFeS2, халькозин (медный блеск) Cu2S, ковеллин CuS, борнит (пестрая
медная руда) Cu5FeS4. Иногда встречается и самородная медь. Содержание меди в земной
коре 0,0047% по массе.
Чистая медь – тягучий, вязкий металл красного, в изломе розового цвета, в очень тонких
слоях на просвет медь выглядит зеленовато-голубой. Эти же цвета характерны и для
многих соединений меди, как в твердом состоянии, так и в растворах. В соединениях
медь обычно проявляет степени окисления +1, +2. Известны также немногочисленные
соединения трехвалентной меди.
Со временем изделия из меди и ее сплавов в присутствии влаги покрываются темнозеленой пленкой основного карбоната Cu2(OH)2CO3. Та же формула у малахита –
красивого поделочного камня и важного минерала меди.
Медь – металл сравнительно мало активный. В сухом воздухе и кислороде при
нормальных условиях медь не окисляется. Она достаточно легко вступает в реакции с
галогенами, серой, селеном. А вот с водородом, углеродом, азотом медь не реагирует
даже при высоких температурах. Кислоты, не обладающие окислительными свойствами,
на медь не действуют.
Медь – один из семи «доисторических» металлов, известных с глубокой древности.
Каменные глыбы пирамиды Хеопса были обработаны медным инструментом. Целый
период истории человечества был назван медным веком.
Современные бронзы не всегда содержат олово, его место в сплавах на основе меди
занимают алюминий, кремний, свинец, бериллий и другие металлы. Бронзы потеснили
медь главным образом из-за большой твердости и прочности. Очень важны сплавы меди
с цинком – латуни. Достаточно широко используются и медно-никелевые сплавы, иногда
в эти сплавы входит и кобальт.
Особенно важна медь для электротехники. По электропроводности медь занимает второе
место среди всех металлов после серебра. Сегодня медь, как и все цветные металлы,
становится все дефицитнее.
Как и некоторые другие металлы, медь входит в число жизненно важных
микроэлементов. Она участвует в процессе фотосинтеза и усвоении растениями азота,
способствует синтезу сахара, белков, крахмала, витаминов. Чаще всего медь вносят в
почву в виде пятиводного сульфата – медного купороса. В значительных количествах он
ядовит, как и многие другие соединения меди, особенно для низших организмов. В
малых дозах медь необходима всему живому.
Ц И Н К №30
Zn
2 8 18 2
65,37
Цинковые руды были известны людям с глубокой древности. Во 2 веке нашей эры люди
уже умели выплавлять латунь – сплав цинка с медью. Есть основания полагать, что еще в
12 веке в Индии существовало производство металлического цинка, но в Европе оно
появилось намного позже. Саксонский металлург Генкель составил описание цинка как
металла, а также описал некоторые его минералы и соединения. Это было в 1721 году. А
в 1746 году немецкий химик А.Маргграф разработал способы получения цинка.
Цинк относится к числу элементов средней распространенности. В земной коре цинка
содержится 0,0083% от общей массы. Главный минерал - цинковая обманка ZnS, или
сфалерит. Другие минералы цинка – смитсонит ZnCO3, цинкит ZnO – образовались, как
полагают, из цинковой обманки. Обычно соединения цинка входят в состав
полиметаллических руд.
Чистый цинк – блестящий серебристый металл с голубоватым оттенком. Химическая
активность его высока – на воздухе цинк всегда покрывается пленкой, причем по составу
она обычно не оксидная, а состоит из карбоната цинка и гидроксида цинка.
Защитная пленка того же состава образуется во влажном воздухе на оцинкованном
железе, которым часто покрыты крыши домов. Как нетрудно догадаться, в реакции
участвуют и кислород воздуха, и пары воды, и углекислый газ.
На защиту от коррозии металлических конструкций и кровельных материалов
расходуется почти половина производимого в мире цинка. Много цинка идет на
производство латуней и других сплавов. Из многочисленных соединений цинка особенно
важны 2. Оксид цинка – основа цинковых белил, компонент молочного стекла и
известной цинковой мази, применяемой при кожных заболеваниях. Кристаллическим
сульфидом цинка, способным светиться под действием электронного луча, покрывают
экраны телевизоров, осциллографов.
ГАЛЛИЙ
№31
Ga
2 8 18 3
69,72
Галлия – старинное название Франции. В ее честь и назван элемент, открытие которого
зафиксировано с точностью до часа. Это произошло в 1875 году. Открыл элемент
французский химик Лекок де Буабодран. Пятью годами раньше этот элемент предсказал
Д.И.Менделеев, который называл его экаалюминий.
Галлия на Земле не так уж мало – 0,0015% от массы земной коры. Но этот элемент очень
рассеян и не образует скоплений собственных минералов.
Галлий – серебристо-белый металл, весьма легкоплавкий. Он переходит в жидкое
состояние при температуре 29,8*С. Зато температура кипения его очень высока 2230*С.
Таким образом, галлий как жидкость существует в очень большом температурном
интервале, поэтому его применяют в термометрах для измерения высоких температур.
В воде и на воздухе галлий устойчив, окисляется он при температуре 260*С. Этот металл
непосредственно реагирует с галогенами, серой, фосфором, растворяется в кислотах и
щелочах.
Галлий входит в состав важных полупроводниковых, а также легкоплавких сплавов,
которые применяют в сигнальной технике, в ювелирном деле.
ГЕРМАНИЙ
№ 32
Ge
2 8 18 4
72,59
Германий открыт в 1886 году немецким ученым К.Винклером и назван в честь
Германии. Германий есть не что иное, как Экасилиций, предсказанный
Д.И.Менделеевым. Германий относится к элементам средней распространенности, около
0,0007% от массы земной коры, но он обычно рассеян по рудам и минералам других
элементов.
Чистый германий – твердое вещество серо-белого цвета с металлическим блеском.
При комнатной температуре он устойчив к действию воздуха, воды, серной и соляной
кислот. Лишь при нагревании взаимодействует с азотной и концентрированной серной
кислотой. В соединениях германий обычно четырехвалентен. Будучи аналогом углерода
и кремния, германий в некоторых соединениях образует цепи. Примером таких
соединений являются гидриды германия – чрезвычайно реакционноспособные
соединения. Например, Ge8H18. Известны и германийорганические соединения, первое из
них – тетраэтилгерманий – получено еще Винклером.
В течение долгого времени германий не имел практического применения. «Звездный
час» германия наступил в середине 20 века, когда были установлены его уникальные
полупроводниковые свойства. Электропроводность германия сильно зависит от
температуры и от чистоты вещества. Сегодня германий извлекают главным образом из
отходов переработки цинковых руд.
М Ы Ш Ь Я К № 33
As
2 8 18 5
74,9216
Мышьяк относится к числу элементов, точная дата открытия которых не установлена.
Считают, что первым свободный мышьяк получил немецкий алхимик Альберт
Больштедтский в середине 13 века.
В природе этот элемент встречается в соединениях с металлами и серой. Самый
распространенный минерал – мышьяковый колчедан FeAsS. Всего в земной коре по
массе содержится 0,00017% мышьяка.
Чистый мышьяк похож на многие металлы: металлический блеск на свежем изломе, цвет
– белый, как у олова, или сероватый. На воздухе мышьяк окисляется и быстро тускнеет.
Расплавить его при нормальном давлении нельзя: он возгоняется, не плавясь, при 615*С.
По химическим свойствам мышьяк больше похож на фосфор. Как и фосфор, мышьяк
существует в нескольких аллотропических модификациях. Наиболее известны желтый
мышьяк и серый, металлический.
Мышьяк непосредственно соединяется с галогенами, серой. Он растворяется в азотной
кислоте и царской водке. Все слышали о том, что мышьяк – яд. Между тем чистый
мышьяк не так ядовит, но очень ядовиты его соединения, в том числе и покрывающая
его оксидная пленка. Применение мышьяка и его соединений ограничено из-за их
ядовитости. Металлический мышьяк применяют в виде очень малой добавки к свинцу
для изготовления дроби. Соединения мышьяка применяются для борьбы с вредителями
сельского хозяйства, при изготовлении некоторых красок, в стекольной
промышленности и в медицине. Мышьяк входит в состав некоторых сплавов и
соединений, например арсенида галлия, используемых в полупроводниковой технике.
СЕЛЕН
№ 34
Se
2 8 18 6
78,96
Открыт селен в 1817 году шведским химиком Й.Берцелиусом. Обнаружив, что
выделенный им новый элемент очень похож на теллур и сопутствует теллуру, Берцелиус
назвал его селеном в честь Луны («теллурис» по латыни означает «Земля»). Этот элемент
мало распространен в природе – 0,000005% от массы земной коры. Встречается в
основном в виде примеси к сульфидным минералам – природным соединениям серы с
металлами.
Селен – серое кристаллическое вещество, по своим свойствам похожее на серу. Как и
сера, сгорая, он превращается в оксид, который при взаимодействии с водой образует
слабую селенистую кислоту, аналог сернистой. Селеновая кислота – аналог серной
кислоты. Как и сера, селен может существовать в виде разных аллотропических
модификаций: есть аморфный красный селен – красно-бурый порошок, а есть
кристаллический серый – наиболее устойчивая модификация.
На практике селен применяется довольно широко. Серый селен обладает
полупроводниковыми свойствами, причем под действием света электропроводность
селена сильно возрастает, поэтому его используют в фотоэлементах и
фотоэкспонометрах. Селен работает и в электрографических машинах оперативной
(быстрой) полиграфии.
Селениды цинка, кадмия и многих других металлов обладают полупроводниковыми
свойствами.
Значительна биологическая роль селена. В микроколичествах селен обнаружен в
сетчатке глаз человека, животных, птиц. У отличающихся остротой зрения орлов
содержание селена в сетчатке в сто раз больше, чем у человека. Селенит натрия
применяется в микродозах для лечения животных. В больших же дозах селен и его
соединения ядовиты.
БРОМ
№ 35
Br
2 8 18 7
79,904
Чистый бром – тяжелая темно-бурая жидкость, которая кипит при +58,8*С, а
кристаллизуется при -7,2*С.
Из галогенов были известны уже хлор и йод, когда выдающийся немецкий химик
Ю.Либих буквально столкнулся с бромом. Но он решил, что это смесь хлора и йода, и
«проглядел» открытие нового элемента. Честь открытия брома, единственного при
обычных условиях жидкого неметалла, принадлежит французскому химику А.Балару.
Он исследовал жидкость, полученную при растворении в воде золы морских водорослей.
Пропустив струю хлора, Балар заметил, что раствор стал красно-бурым. Но свое
название этот элемент получил не цвет, а за неприятный запах паров этого вещества. В
переводе с древнегреческого «бромос» значит «зловонный».
Запах брома крайне неприятен, а сам бром ядовит. В свободном состоянии он не
встречается из-за высокой химической активности. В виде соединений бром встречается
в растениях, в организмах животных и человека. Соединения брома успокаивающе
действуют на нервную систему. В организме человека больше всего брома содержится в
мозге. Среди растений больше всего брома накапливают бобовые и особенно морские
водоросли. Морская вода – главный источник рассеянного элемента брома. Из
немногочисленных минералов брома самый известный – бромаргирит АgBr. Получают
бром, вытесняя его хлором из рапы – насыщенной солями воды морей и соляных озер.
В чистом виде бром применяется ограниченно – для бромирования углеводородов и
некоторых других органических соединений. Значительно шире и разнообразнее
применение солей брома. Так, бромид серебра благодаря своей чувствительности к свету
стал первоосновой для изготовления фотобумаги, кино- фотопленок. Бактерицидные
свойства бромида калия используют при хранении фруктов и овощей. Бромид натрия –
незаменимая добавка к дубителям в кожевенном производстве. Широко применяются и
органические производные брома: в качестве красителей, в качестве лекарственных
препаратов.
КРИПТОН
№36
Kr
2 8 18 8
83,80
В 1897 году английский химик и физик У.Рамзай открыл криптон. Название элемента
происходит от древнегреческого слова, которое в переводе означает скрытый. В воздухе
криптона содержится 0,000114%. Это инертный газ, бесцветный, состоит из
одноатомных молекул. Отличается высокой электропроводностью и светится при
электрическом разряде зеленовато-лиловым светом.
Долгое время считалось, что инертные газы не способны вступать в химические реакции.
Но в начале 60-х годов 20 века оказалось, что неспособность инертных газов вступать в
химические реакции – заблуждение ученых. Разрушить «броню неприступности» этих
элементов помог неметалл – фтор. Были получены фториды криптона. Лампы,
наполненные криптоном и ксеноном, благодаря их малой теплопроводности дают
больше света при том же расходе электроэнергии и лучше выдерживают перегрузки.
РУБИДИЙ
№ 37
Rb
2 8 18 8 1
85,47
Открыт рубидий по характерным линиям в длинноволновой области спектра в 1861 году
немецкими учеными Р.Бунзеном Г.Кирхгофом. Цвет этих линий определил и название
элемента. По-латыни «рубидис» - темно-красный. В 1863 году Бунзен получил рубидий в
чистом виде.
Рубидия в земной коре содержится 0,015% по массе. Рубидий не принадлежит к числу
редких элементов, но он очень рассеян и не имеет собственных минералов. Как примесь
он входит в состав минералов калия, цезия и лития.
Рубидий – серебристо-белый, очень мягкий, легкий и легкоплавкий металл, температура
плавления всего 38,9*С. Наиболее характерные свойства рубидия – высокая химическая
активность и низкая для металла электропроводность. Он более активен химически, чем
натрий и калий. С водой он реагирует со взрывом, бурно взаимодействует с кислородом
и большинством кислот, непосредственно соединяется со многими неметаллами.
Рубидий – один из немногих химических элементов, ресурсы и возможности добычи
которого больше, чем нынешние потребности в нем. Применяют его (только в виде
соединений) весьма ограниченно: как катализатор некоторых нефтехимических
процессов и как катализатор при получении стирола и бутадиена – исходных веществ
для получения синтетического каучука. Рубидий входит в состав некоторых
болеутоляющих и успокаивающих лекарственных средств.
СТРОНЦИЙ
№ 38
Sr
2 8 18 8 2
87,62
Этот элемент получил свое название от имени шотландской деревни Строншиан,
недалеко от которой шотландский врач А.Крофорт в 1790 году обнаружил минерал,
содержащий неизвестную ранее «землю». Металлический стронций впервые выделил
электролитическим способом английский химик Г.Дэви в 1808 году.
Стронций не принадлежит к числу редких элементов. В земной коре его содержится
0,034% от массы. Обычно этот элемент присутствует в минералах кальция. Из
собственных стронциевых минералов промышленное значение имеют лишь стронцианит
– карбонат стронция и целестин – сульфат стронция.
Стронций – серебристо-белый, мягкий, пластичный металл. Химически он очень
активен, как и все щелочноземельные металлы. Степень окисления +2.
На практике стронций и его соединения применяются ограниченно. Стронций
используют в электровакуумных трубках – для поглощения остатков воздуха и выплавке
бронз – для удаления из металла серы, фосфора и углерода. И в том и в другом случае
используется высокая химическая активность стронция. Издавна использовали
соединения стронция – нитрат, оксалат и карбонат – в составах для получения красных
сигнальных огней. Некоторые соединения стронция входят в рецептуры стекол, глазурей
и эмалей, придавая им почти зеркальный блеск, а также повышенную химическую и
термическую стойкость. Карбонат стронция в наши дни применяют в производстве
цветных телевизоров. Галогениды используют в холодильной промышленности, в
медицине.
В 40-х годах 20 века радиоактивный изотоп стронция с массой 90 стал печально
знаменит. При испытаниях атомного оружия в атмосфере на Землю попали
радиоактивные изотопы различных элементов, но большинство из них быстро распались.
А у изотопа стронция с массой 90 период полураспада 27,7 года. Радиоактивный
стронций может накапливаться в организме, особенно в костных тканях и костном мозге
– органе кроветворения, что приводит к тяжелейшему заболеванию – лейкемии. Но
радиоактивный стронций применяется и в мирных целях – в установках лучевой
терапии, в дефектоскопах, в препаратах для снятия статического электричества с пленок
и тканей. Карбонат стронция и оксид стронция применяют в сахарной промышленности.
И Т Т Р И Й № 39
Y
2 8 18 9 2
88,906
В 1794 году финский химик Ю.Гадолин выделил из очень редкого минерала иттербита
оксид неизвестного металла. Этот металл был назван иттрий. Впоследствии оказалось,
что этот оксид есть смесь оксидов редкоземельных элементов.
Металлический иттрий (правда, содержащий много примесей) впервые получил в 1828
году немецкий ученый Ф.Велер.
При обычных условиях иттрий металл серого цвета. Свойства иттрия настолько похожи
на свойства редкоземельных элементов, что с химической точки зрения он обычно
рассматривается как представитель семейства этих элементов.
Ц И Р К О Н И Й №40
Zr
2 8 18 10 2
91,22
Открыт этот элемент в 1789 году немецким химиком М.Клапротом при анализе
драгоценного камня циркона, привезенного с Цейлона. Клапрот получил новый элемент
в виде «земли» - оксида этого элемента. Металлический цирконий впервые получен с
большим количеством примесей в 1824 году Й.Берцелиусом, а чистый лишь через 90 лет.
Чистый цирконий – блестящий, похожий на сталь металл, пластичный и тугоплавкий
(температура плавления 1825*С). Цирконий – металл химически стойкий. На него не
действует вода, на воздухе он покрывается защитной оксидной пленкой,
предохраняющей его от дальнейшей коррозии. Он не растворяется в щелочах, в соляной
и азотной кислотах. При повышенных температурах цирконий взаимодействует с
галогенами, проявляя степень окисления +4. Хотя цирконий не редок, в земной коре его
0,017% от общей массы, крупных залежей циркониевых минералов нет, он рассеян.
Главные циркониевые минералы: циркон – ZrSiO4, бадделеит – ZrO2. Прозрачные,
красивого желто-красного цвета кристаллы циркона называют гиацинтами. Это редкие
драгоценные камни.
В природных соединениях циркония всегда есть примесь его аналога – гафния.
Разделение этих двух элементов было и остается сложной технологической проблемой.
Цирконий используют в качестве легирующей добавки к другим металлам. Сплавам с
молибденом он придает твердость, сплавам с титаном – еще большую стойкость к
действию кислот. Но главная служба циркония – в атомной технике. Тугоплавкость,
высокие механические свойства, а также способность почти не захватывать нейтроны,
возникающие в ходе цепной ядерной реакции, определили интерес этой важной отрасли
техники к цирконию. Не случайно с 1949 по 1959 годы – время бурного развития
атомной техники – мировое производство циркония возросло в 100 раз. Но атомной
технике нужен цирконий высокой чистоты, свободный от многих примесей, и прежде
всего от гафния, потому что по отношению к нейтронам и другим ядерным
характеристикам цирконий и гафний не аналоги, а антиподы.
Карбид циркония очень тверд и применяется для резки стекла и для изготовления
шлифовальных порошков.
НИОБИЙ
№ 41
Nb
2 8 18 12 1
92,906
Ниобий в виде оксида был выделен английским химиком Ч.Хатчетом в 1801 году из
минерала колумбита и был назван колумбием. В 1844 году Розе отделил от тантала очень
сходный с ним металл и назвал его ниобием. По химическим свойствам ниобий – очень
близкий аналог тантала, поэтому и назван ниобием. Ниоба – дочь мифологического царя
Тантала, осужденного Зевсом на вечные муки. Иногда и теперь ниобий называют
колумбием. Ниобий довольно распространен в природе, в земной коре 0,002% от массы.
Он встречается в тех же минералах что и тантал. Основные минералы ниобия:
Колумбит – (Fe,Mn)(Nb,Ta)2O6, лопарит – (Na,Ce,Ca)2(Ta,Nb)2O6.
Ниобий – светло-серый тяжелый тугоплавкий металл, обладающий к тому же высокой
химической стойкостью. На чистый ниобий не действуют никакие другие кислоты,
кроме плавиковой. Этот металл стоек во многих агрессивных средах. При комнатной
температуре с ниобием реагирует только фтор. Хлор, бром, водород, азот реагируют с
ним при температуре выше 200*С. При нагревании ниобий окисляется, и на его
поверхности образуется защитная оксидная пленка – оксид ниобия 5.
Свойства ниобия позволяют использовать его во многих отраслях техники. Но получить
ниобий из минералов очень сложно. Основная трудность – разделение ниобия и тантала.
Больше всего ниобия идет в черную и цветную металлургию. Сталь, легированная
ниобием, отличается сочетанием жаростойкости и химической стойкости. Из нее делают
химическую аппаратуру, детали газовых турбин и реактивных двигателей. Если в
алюминий добавить всего 0,05% ниобия, то он перестанет реагировать со щелочами.
Ниобий увеличивает жаростойкость и повышает прочность титана, молибдена,
циркония.
Некоторые интерметаллические соединения ниобия (с германием, алюминием, оловом и
другими элементами) при температурах, близких к абсолютному нулю, приобретают
свойство сверхпроводимости, то есть способность пропускать электрический ток
практически без сопротивления.
М О Л И Б Д Е Н № 42
Мо
2 8 18 13 1
95,94
В 1778 году шведский химик К.Шееле исследовал минерал, который мы сегодня
называем молибденит – МоS2. Этот минерал растворяется в концентрированной азотной
кислоте, и при этом образуется белое вещество – оксид молибдена 6. Ученый
предположил, что в этом белом веществе содержится новый элемент. В 1782 году
шведский химик П.Гьельм получил новый металл, прокаливая этот порошок с
древесным углем. Его назвали молибден – от греческого названия свинца «молибдос».
При чем здесь свинец? Дело в том, что свинец способен оставлять темный след на
бумаге. Та же способность есть и у молибденита – минерала, из которого выделили
молибден. В середине 18 века этот минерал не отличали от графита и от другого
минерала – свинцового блеска (сульфид свинца), которым тоже чертили и писали.
Молибден – металл сравнительно редкий, в земной коре 0,00011% от массы. Молибденит
– основной минерал, из которого получают этот элемент.
Молибден – серебристо-белый металл, по тугоплавкости он уступает только вольфраму,
рению и танталу, но он более пластичен, чем вольфрам, и легче поддается обработке.
При комнатной температуре молибден химически устойчив, но при нагревании на
воздухе он превращается в белый порошок – оксид молибдена 6.
К действию щелочей молибден устойчив. Из кислот он растворяется лишь в азотной
кислоте и в царской водке (смесь одного объема азотной и трех объемов
концентрированной соляной кислоты).
В соединениях молибден проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5, +6. Наиболее
стойкими являются соединения молибдена со степенью окисления +6. Важнейшие из них
– молибдаты, соли молибденовой кислоты Н2МоО4.
Больше всего молибдена идет в черную металлургию для получения легированных
сталей. Стали с добавками молибдена становятся более жаропрочными, твердыми,
упругими. Эти стали применяются для изготовления оружейных стволов, танковой
брони. При высокой температуре молибден испаряется, поэтому он мало пригоден для
изготовления нитей накала, но для изготовления держателей нитей накала он просто
незаменим, так как очень хорошо сплавляется со стеклом. Резцы из молибденовой стали
в процессе работы закаляются.
Из чистого молибдена изготовляют детали электронных ламп и ламп накаливания –
аноды, сетки, катоды, вводы тока, держатели нитей накала.
Молибден, так же как и железо, медь, марганец, бор, цинк, кобальт, принадлежит к числу
микроэлементов. Незначительные количества его увеличивают активность клубеньковых
бактерий, и растения лучше усваивают азот.
ТЕХНЕЦИЙ
№43
Тс
2 8 18 13 2
98,91
Технеций – первый химический элемент, искусственно приготовленный методами
ядерного синтеза. Название «технеций» происходит от греческого слова «технетос»,
означающего «искусственный». Долгое время клетка №43 пустовала, и ученые терялись
в догадках, почему соответствующий элемент не удается обнаружить в природе. В
начале 30-х годов было доказано, что этот элемент не может иметь стабильных изотопов,
а может иметь только радиоактивные. Поэтому встал вопрос о его синтезе.
13 июля 1937 года итальянские ученые К.Перрье и Э.Сегре (США) заявили, что им
удалось выделить следы нового элемента. Было установлено, что этот элемент сходен с
марганцем. Год открытия элемента – 1939.
Технеций получают в больших количествах при делении урана в ядерных реакторах.
Сенсационным событием оказалось обнаружение технеция в атмосфере некоторых звезд.
Это наблюдение подтвердило, что в звездах происходит синтез элементов.
Металлический технеций в виде порошка имеет серый цвет. По химическим свойствам
технеций близок к марганцу и особенно к рению. В соединениях проявляет степень
окисления от -1 до +7. В ряду напряжений технеций стоит правее водорода. Он не
реагирует с соляной кислотой, но легко растворяется в азотной и серной кислотах.
Физикам удалось получить более 20 изотопов технеция. Некоторые из них применяются
в научных исследованиях.
Технеций – перспективный металл в технике. Он может найти применение как
катализатор, высокотемпературный и сверхпроводящий материал. Находят применение и
соли технеция, например, как ингибиторы коррозии.
Р У Т Е Н И Й №44
Ru
2 8 18 15 1
101,07
Рутений – единственный химический элемент, который был обнаружен в природе
русским ученым-химиком, профессором Казанского университета К.Клаусом.
Из всех платиновых металлов рутений оказался последним по времени открытия, так как
из платиновых металлов он оказался самым «капризным», в частности, сыграло роль
сходство свойств его соединений со свойствами некоторых соединений иридия. В 1844
году К.Клаус опубликовал статью «Химическое исследование остатков уральской
платиновой руды», в которой сообщалось об открытии рутения. Элемент был назван в
честь России (от латинского слова «Рутения» - Россия).
В 1840 году К.Клаус, который с 1837 года стал работать в Казанском университете,
решил пополнить коллекцию университета образцами соединений платиновых металлов.
Он поехал в Петербург, где приобрел в лаборатории, которая занималась получением
платины из руды, 2 фунта нерастворимых остатков. Что это были за остатки, как они
были обработаны до этого, остается неизвестным, но Клаус отнесся к ним как к
платиновой руде. Поэтому он подействовал на остатки царской водкой и извлек из них
10% платины. Затем ученый обратил внимание на ту часть, которая не растворялась в
царской водке. Он растворил ее в воде после обработки методом высокотемпературного
хлорирования в присутствии хлорида натрия, добавил хлорид калия и выделил
платиновые металлы в виде малорастворимых калиевых солей комплексных хлоридов. В
растворе остались медь и железо. Но когда он попытался выделить железо, оказалось,
что это не железо. После многочисленных опытов Клаус получил темный пурпурнокрасный раствор. Это был раствор соли рутения. Но Клаус все еще сомневался в этом,
так как по внешнему виду раствор напоминал соединения иридия. Клаус выделил 6
граммов металлического рутения и подробно охарактеризовал химические свойства
этого металла. Он установил, что восстановленный водородом металл представляет
собой светло-серый порошок. В мелкораздробленном состоянии незначительно
растворяется в царской водке, в то время как компактный металл устойчив к
воздействию кислот. Клаус предложил качественные реакции обнаружения рутения,
которые сохраняют свое значение и теперь. Из химических соединений он изучил его
оксид, гидроксид, сульфид, трихлорид, а также некоторые двойные соли. Клаус
определил также атомный вес металла. Русский ученый настолько полно изучил химию
рутения, что исследования других ученых долгие годы лишь добавляли отдельные
штрихи к сведениям, полученным им. Клаус установил, что в платиновой руде рутений
сконцентрирован в минерале, называемом осмистым иридием, то есть, как говорят
специалисты, определил форму нахождения рутения в руде. Это имело важное значение
для геологии, минералогии, анализа и переработки платиновой руды.
С Е Р Е Б Р О № 47
Ag
2 8 18 18 1
107,868
Серебро – драгоценный металл, известный с глубокой древности. Серебряные
самородки люди находили еще до того, как научились выплавлять металлы из руд.
Серебро встречается на нашей планете и почти чистым, и в виде соединений. На Земле
этого элемента в 20 раз больше, чем золота, но значительно меньше, чем меди. В наши
дни наибольшее количество серебра получают при комплексной переработке руд свинца
и меди.
Чистое серебро – блестящий белый металл, очень мягкий, по ковкости уступает лишь
золоту. Лучше всех металлов проводит тепло и электрический ток.
Как и другим благородным металлам, серебру свойственна высокая химическая
стойкость. Серебро не вытесняет водород из растворов обычных кислот, не изменяется
на чистом и сухом воздухе, но, если в воздухе содержатся сероводород и другие летучие
соединения серы, серебро темнеет. Азотная и концентрированная серная кислоты
медленно реагируют с серебром, растворяя его. Соляная кислота и царская водка – смесь
соляной и азотной кислот – серебро не растворяют, поскольку на поверхности металла
образуется защитная пленка его хлорида.
В большинстве соединений степень окисления серебра +1. Известны, однако, соединения
серебра со степенью окисления +2 (оксид серебра 2) и со степенью окисления +3, а также
довольно многочисленные комплексные соединения этого металла.
Из соединений серебра наибольшее значение имеют его нитрат и бромид. Растворимый в
воде нитрат служит для получения других соединений этого металла, а также является
надежным аналитическим реактивом на ионы галогенов. Этой соли свойственно
прижигающее, вяжущее и бактерицидное действие. Последним свойством обладает и
металлическое серебро. При контакте серебра с водой, содержащей кислород, оно очень
в незначительных количествах переходит в раствор. Ионы серебра убивают
микроорганизмы. Поэтому вода, выдержанная некоторое время в серебряной посуде,
является стерилизованной. Бромид серебра (в меньшей степени и другие галогениды)
чрезвычайно важен для фото- и кинопромышленности как важнейший компонент
светочувствительной пленки.
Поскольку мировые запасы этого металла уменьшаются, серебро стараются заменить,
где можно. Препараты серебра обладают антибактериальным вяжущим и прижигающим
действием (нитрат серебра, колларгол, протаргол).
Серебро служит для выделки монет, домашней утвари, украшений, химической посуды,
медицинских инструментов. Хотя в последние годы монеты, посуду, художественные
изделия стараются делать из похожих на серебро сплавов.
К А Д М И Й № 48
Cd
2 8 18 18 2
112,41
Элемент, открытый в 1817 году немецким химиком Ф.Штромейером, не принадлежит к
числу особо известных. Это редкий элемент, 0,000013% массы земной коры. В рудах
кадмий обычно встречается вместе с цинком. На связь с цинком указывает и название
этого элемента: греческим словом «кадмеа» издавна обозначали цинковые руды и оксид
цинка, в котором был открыт кадмий.
По химическим и физическим свойствам кадмий больше всего похож на цинк. Кадмий –
серебристо-белый, мягкий металл. Его легко ковать и прокатывать. На воздухе металл
тускнеет, покрываясь оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего
окисления. Кадмий взаимодействует с галогенами. Он медленно растворяется в
кислотах, но к действию щелочей, в отличие от цинка, устойчив. Главное отличие
кадмия от цинка – достаточно ярко выраженные основные свойства гидроксида кадмия.
Гидроксид же цинка амфотерен.
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.
ИНДИЙ
№ 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 бетаоловом. 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 1617 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.
ТЕЛЛУР
№ 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.
ПЛАТИНОВЫЕ
№44
№76
Ru
Os
№ 45
№77
МЕТАЛЛЫ
Rh
Ir
№ 46
№ 78
Pd
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 – платиноиридиевых 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 коррозионностойких 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.
Большая часть производимого в мире вольфрама используется в металлургии для
легирования инструментальных и некоторых других видов сталей. Изделия из сплавов
вольфрама обычно изготовляют методами порошковой металлургии. В любой
электролампочке светит раскаленный вольфрамовый волосок. Но для целей
электротехники вольфрама идет сравнительно немного. 1 кг вольфрама достаточно для
изготовления 20000 ламп. Карбид вольфрама WC близок по твердости к алмазу,
износоустойчив, тугоплавок. Сплав вольфрама, никеля и меди служит для изготовления
контейнеров, где хранят радиоактивные отходы. Защитное действие этого сплава
значительно выше, чем у свинца. Добавка вольфрама к стали увеличивает ее твердость,
эластичность и прочность. Вместе с хромом он придает стали свойство сохранять
твердость при очень высоких температурах, поэтому такие сорта стали применяются для
изготовления резцов к токарным станкам, работающим на больших оборотах
(быстрорежущих).
РЕНИЙ
№ 75
Re
2 8 18 32 13 2
186,21
Открытие этого элемента датируется июнем 1925 года и связано с именами немецких
ученых В.иИ.Ноддак и О.Берга. На основе периодической системы они детально
предсказали основные свойства элемента №75 и минералы, в которых его следует его
искать. Рентгеноспектральный анализ помог ученым доказать присутствие этого
элемента в платиновых рудах. Его назвали рением в честь реки Рейн. Рений не только
один из самых редких элементов, но к тому же крайне рассеянный, поэтому только в
1928 году ученые получили первые миллиграммы нового элемента из молибденита –
самого богатого рением минерала. Чистый рений – серебристый металл.
Рений плавится при 3180*С и уступает по тугоплавкости только вольфраму. Он стоек
к коррозии, жаропрочен. Изделия из рения и его сплавов сохраняют свои свойства и
форму при самых трудных условиях эксплуатации. Их применяют в атомной,
авиационной и космической технике. Элемент №75 стал незаменимым в
приборостроении, электронной и электротехнической промышленности. Его используют
также как катализатор в нефтехимической промышленности. Сплавы, содержащие
рений, используют для изготовления наконечников перьев авторучек.
З О Л О Т О № 79
Аu
2 8 18 32 18 1
196,967
Золото – элемент редкий, его содержание в земной коре составляет всего
0,00000043% по массе. В природе золото встречается почти всегда в чистом виде: в
самородках или в виде мелких зерен и чешуек, вкрапленных в твердые породы или
рассредоточенных в золотоносных песках. В наши дни основным источником золота
служат руды, в которых на тонну пустой породы приходятся считанные граммы
драгоценного металла. Важнейшим промышленным способом извлечения золота из руд
стало цианирование: измельченную породу обрабатывают раствором цианида натрия, и
золото переходит в раствор в виде комплексного соединения.
Золото добывают и попутно – при переработке полиметаллических и медных руд.
Есть золото и в морской воде – в крайне малых концентрациях.
В представлении алхимиков золото считалось «царем металлов». Причиной тому,
очевидно, его внешний эффектный вид, неизменный блеск и устойчивость к действию
подавляющего большинства реагентов. Золото даже при нагревании не реагирует с
кислородом, водородом, углеродом, азотом, щелочами и большинством кислот.
Растворяется золото лишь в хлорной воде, смеси соляной и азотной кислот (царской
водке), в растворах цианидов щелочных металлов, а также в ртути.
Большинство соединений золота непрочны и легко восстанавливаются до металла.
Золото – металл ювелиров и банковских кладовых, но этот металл интересен также для
инженеров и химиков.
В ювелирных и технических изделиях применяют не чистое золото, а его сплавы, чаще
всего с медью и серебром. Чистое золото – металл слишком мягкий, ноготь оставляет на
нем след, износостойкость его невысока. Проба, стоящая на золотых изделиях
отечественного производства, означает содержание золота в сплаве из расчета на тысячу
его весовых частей. Проба 583, например, означает, что в этом сплаве 58,3% золота.
Красивый внешний вид и химическая стойкость золота стали главными причинами
золочения других металлов и неметаллических материалов.
Р Т У Т Ь № 80
Нg
2 8 18 32 18 2
200,59
Ртуть – элемент редкий и рассеянный, его содержание в земной коре примерно
0,0000045% по массе. Тем не менее ртуть известна людям с глубокой древности. Скорее
всего, человек познакомился с ртутью, выделив ее при нагревании главного минерала
ртути – ярко-красной киновари НgS. Иногда встречается в природе и самородная ртуть,
образовавшаяся, по-видимому, из той же киновари.
Ртуть – тяжелый металл серебристо-белого цвета, единственный металл , жидкий при
обычных условиях. Затвердевает ртуть при -38,9*С, закипает при +357,25*С. При
нагревании ртуть довольно сильно расширяется, плохо проводит электрический ток и
тепло – хуже серебра в 50 раз. Многие металлы хорошо растворяются в ртути с
образованием амальгамы.
Как и благородные металлы, ртуть на воздухе не изменяется – не окисляется
кислородом, не реагирует с другими компонентами атмосферы. Реакция с кислородом
идет при температуре, близкой к температуре кипения ртути, причем многие примеси,
например аналог ртути по подгруппе – цинк, заметно ускоряют окисление. С галогенами
ртуть реагирует легче, чем с кислородом. Взаимодействует с азотной кислотой, а при
нагревании и с серной. В соединениях ртуть всегда двухвалентна. Известны, правда,
соединения одновалентной ртути – оксид ртути 1 и каломель (хлорид ртути 1).
Соединения ртути весьма ядовиты. Работа с ними требует особой осторожности, как и
работа с самой ртутью.
В промышленности ртуть используется очень широко и разнообразно. Каждый из нас
держал ртутный термометр. Ртуть работает и в других приборах – барометрах,
ареометрах, расходомерах. Важны ртутные катоды в производстве хлора и едкого натра,
щелочных и щелочноземельных металлов. Известны ртутные выпрямители переменного
тока, ртутные лампы.
Пары ртути очень ядовиты. Ртуть не выводится из организма человека, накапливается.
Некоторые соединения ртути используются как катализаторы в химической
промышленности (например, сульфат ртути применяется при гидратации ацетилена).
ТАЛЛИЙ
№ 81
Тl
2 8 18 32 18 3
204,37
Этот элемент расположен в периодической системе между ртутью и свинцом, но н
несравненно менее популярен, чем его соседи. На то есть причины: таллий элемент
рассеянный, хотя и не очень редкий, в земной коре его больше, чем золота, серебра или
ртути. Открыт таллий сравнительно недавно – в 1861 году. Изучая отходы
сернокислотных заводов методом спектрального анализа, английский ученый У.Крукс
обнаружил след нового элемента – ярко-зеленую спектральную линию. Крукс произвел
название нового элемента от греческого слова «таллос», что означает «зеленая ветка»,
так как ярко-зеленая линия в спектре напоминала по цвету молодую листву.
По физическим свойствам мягкий серебристо-белый таллий больше всего похож на
свинец, а по химическим свойствам – сходен с металлами 1 группы. Вступая в реакции,
таллий проявляет степень окисления чаще +1, нежели +3. Гидроксид одновалентного
таллия, подобно соединениям калия и натрия, хорошо растворяется в воде и проявляет
свойства сильного основания. Таллий растворим в кислотах и не растворим в щелочах.
Он активно взаимодействует с галогенами. Галогениды одновалентного таллия, подобно
галогенидам серебра, нерастворимы в воде и отличаются светочувствительностью.
На практике таллий и его соединения применяются весьма ограниченно. Сплавы
таллия с оловом и свинцом применяются в химической промышленности, а при
добавлении к ним сурьмы получаются очень хорошие материалы для изготовления
подшипников. На эти сплавы не действуют кислоты. Амальгама таллия (8,5% таллия)
используется в термометрах, жидкостных затворах и переключателях, работающих на
Крайнем Севере. Таллий повышает чувствительность фотоэлементов к инфракрасному
излучению, исходящему от нагретых предметов.
Таллий и его соединения ядовиты, вызывают выпадение волос.
С В И Н Е Ц № 82
Рb
2 8 18 32 18 4
207,19
Вместе с золотом, серебром, медью, оловом, ртутью, железом свинец входит в число
7 металлов, известных людям с незапамятных времен. Это синевато-серый мягкий и
тяжелый металл, один из важнейших цветных металлов. Содержание свинца в земной
коре 0,0016% по массе. Самородный свинец встречается крайне редко. Он входит в
состав около 80 минералов. Чаще всего свинец встречается в виде сульфида РbS. Этот
хрупкий блестящий минерал серого цвета называют галенитом, или свинцовым блеском.
Плавится свинец при 327,4*С, а кипит при 1725*С. Свинец пластичный, мягкий
металл, он режется ножом, царапается ногтем.
Изделия из свинца обычно тусклы, так как на воздухе он быстро покрывается тонкой
оксидной пленкой – оксидом свинца 2. Разбавленная соляная и серная кислоты на свинец
почти не действуют, но он растворяется в концентрированных серной и азотной
кислотах. В соединениях этот металл обычно проявляет степень окисления +2 и +4.
Более устойчивы и характерны соединения со степенью окисления +2.
Легкоплавкий, удобный в переработке, свинец широко применяется в наши дни.
Свинцовые аккумуляторы, свинцовая оболочка кабеля, кислотостойкая, изнутри
покрытая свинцом аппаратура химических производств. Свинец хорошо поглощает
рентгеновское и радиоактивное излучение, и его используют для защиты от излучения.
Роль свинца в ядерной физике не ограничивается радиационной защитой:
последовательные превращения элементов в радиоактивных рядах приводят к
образованию изотопов свинца.
Не утратили значения краски на основе соединений свинца. Свинцовые белила – это
смешанная с олифой свинцовая соль, состав которой обычно выражают формулой
2РbСО3.Рb(ОН)2. Одна из самых важных красных красок – сурик Рb3О4.
Ядовитый, но пока еще распространенный антидетонатор для моторных топлив –
тетраэтилсвинец Рb(С2Н5)4. Азид свинца Рb(N3)2 – одно из самых важных
инициирующих взрывчатых веществ. Оксид свинца 2 обязательно входит в состав
шихты для варки хрусталя.
Соединения свинца, как и других тяжелых металлов, токсичны, однако некоторые из
них (в соответствующих дозах) используются в качестве лекарств. Например, свинцовая
примочка, которая используется при ушибах. При некоторых заболеваниях кожи
назначают свинцовый пластырь, в котором антисептиком служит оксид свинца 4.
В И С М У Т № 83
Вi
2 8 18 32 18 5
208,98
Висмут – своеобразный рубежный элемент: ни у одного из элементов, стоящих в
таблице Менделеева после него, нет стабильных изотопов.
Висмут – редкий металл. На его долю приходится 0,00002% от массы земной коры. В
природе встречается в основном в виде соединений – висмутового блеска Bi2S3,
висмутовой охры Bi2O3.
Название элемента происходит, видимо, от древнегерманского «белая масса». В
действительности, висмут – серебристо-белый с едва заметным розоватым оттенком.
Висмут тяжел, легкоплавок, хрупок. Проводит тепло хуже, чем другие металлы,
исключая ртуть.
Легкоплавкие сплавы висмута, которые плавятся при температуре 70 *С,
применяются в автоматических огнетушителях. Висмут также находит применение в
химической промышленности, электронике, ядерной технике. Соединения висмута не
токсичны, обладают антисептическими свойствами, поэтому их используют для
приготовления лекарств. В химических соединения самая распространенная степень
окисления висмута +3, но в разных условиях он может приобретать и иные степени
окисления от +1 до +5. Металлический висмут используют как добавку к легкоплавким
сплавам. Соединения висмута используются в силикатной промышленности. Оксид
висмута вместе с оксидом свинца используется для изготовления оптического стекла, а
основной нитрат висмута используется для окраски фарфора.
Открыл висмут Агрикола в 1529 году (Германия).
П О Л О Н И Й № 84
Ро
2 8 18 32 18 6
[209]
Полоний стал первым новым элементом, выделенным из урановых руд. Об этом
открытии П.Кюри и М.Склодовская-Кюри сообщили 18 июля 1898 года на заседании
Парижской академии наук. Элемент назвали в честь Польши – родины М.СклодовскойКюри.
В природе полоний встречается в чрезвычайно малых количествах –
0,000000000000002% от массы земной коры, его примерно в 5000 раз меньше, чем радия.
Весь земной полоний – радиогенный, порожденный радиоактивным распадом
долгоживущих ядер урана и тория.
Все изотопы полония короткоживущи. Период полураспада самого устойчивого из
них искусственного полония с массой 209 – 103 года. Изучать свойства полония
пришлось на ничтожных количествах. Металлический полоний впервые удалось
приготовить только в 1946 году. В наши дни полоний получают путем ядерного синтеза
из изотопов висмута.
В свободном виде полоний – мягкий серебристо-белый металл. В химических
соединениях полоний проявляет степени окисления -2, +2, +4, +6.
Полоний с массой 210 применяют в изотопных источниках тока. Такие источники
тока работают на борту «Лунохода-2» и некоторых искусственных спутников Земли.
Хотя работа с полонием сложна, химики хорошо изучили его свойства. Полоний
похож на своих аналогов – теллур и селен. В то же время он проявляет некоторое
сходство с висмутом и свинцом. Многие свойства полония (под названием «двителлур»)
правильно предсказал в 1870 году Д.И.Менделеев.
А С Т А Т № 85
Аt
2 8 18 32 18 7
[ 210]
Астат – искусственный элемент. Его синтез провели в 1940 году американские ученые
Т.Корсон, У.Маккензи, Э.Сегре в результате ядерной реакции висмута. Все известные
изотопы астата короткоживущи – период полураспада самого стабильного из них с
массой 210 всего 8,3 часа. Отсюда и название элемента: от греческого слова «астатос» «неустойчивый, нестабильный». Поэтому астат нельзя накопить в значительных весовых
количествах и очень трудно выделить в свободном состоянии.
Все сведения о свойствах астата были получены при работе с очень малыми
количествами соединений этого элемента. Химия астата оказалась очень разнообразной
и интересной. Он похож на йод, но имеет более металлический характер и обнаруживает
сходство с полонием.
Астат проявляет свойства и неметалла (галогена) и металла. Такое сочетание свойств
обусловлено положением астата в периодической системе: он является наиболее
тяжелым и, следовательно, наиболее «металлическим» элементом группы галогенов.
С помощью тщательных радиометрических измерений удалось доказать
существование природного астата.
Практическое применение астата пока ограничено лишь сравнительно узкой областью
радиохимических исследований.
Астат образуется в результате редкого процесса бета-распада изотопа полония с
массой 218 (обычно ядра этого изотопа, распадаясь, испускают альфа-частицы).
Р А Д О Н № 86
Rn
2 8 18 32 18 8
[ 222 ]
Радон – единственный газообразный радиоактивный химический элемент. В
природе радон представлен тремя изотопами: радон 220, радон 222, радон 219, которые
принадлежат разным радиоактивным семействам – ториевому, урановому и
актиноурановому. До сих пор иногда употребляются их самостоятельные названия:
торон, радон, актинон.
В 1899 году английские ученые Э.Резерфорд и Р.Оуэнс обнаружили первый из
изотопов радона – торон. Эта дата и считается временем открытия самого тяжелого
инертного газа. Несколько позже были открыты другие изотопы этого элемента. Самый
долгоживущий изотоп радона имеет массу 222.
Радон – элемент очень редкий. Это газ чаще встречается там, где много
радиоактивных руд. Радон химически активнее других инертных газов – своих аналогов
по подгруппе. Но развитию его химии препятствует чрезвычайная редкость этого
элемента, малые периоды полураспада его изотопов, а также его высокая
радиоактивность.
На практике радон применяется довольно широко, прежде всего для изучения
физико-химических свойств твердых тел. Радон «работает» также в источниках
нейтронов, его применяют в медицине (радоновые ванны). Известен метод прогноза
землетрясений по изменению концентрации радона в подземных водах.
Название радону дано от названия элемента радия, продуктом радиоактивного
распада которого и был получен радон.
Радон относится к семейству инертных (благородных) газов. Сегодня понятие
«инертные» утратило свой смысл, так как получено много соединений этих элементов, в
том числе и соединений радона.
Инертный газ радон отличается сравнительно высокой электропроводностью и
светится при электрическом разряде ярко-белым светом.
Для получения радона какую-нибудь соль радия оставляют в растворе на 4 недели. За
это время устанавливается равновесие между радием и радоном, который можно
отделить кипячением или откачиванием в вакууме.
Радон используют в радиотерапии при лечении злокачественных опухолей.
Ф Р А Н Ц И Й № 87
Fr
2 8 18 32 18 8 1
[ 223 ]
Часто этот элемент относят к синтезированным элементам, хотя первоначально он
был обнаружен в природе (в 1939 году). Автор открытия Франция – французская
исследовательница М.Перей. Она доказала, что актиний в очень редких случаях
распадается, испуская альфа-частицу (обычно испускает бета-частицу). Продуктом
альфа-распада актиния и оказался Франций.
Все его изотопы короткоживущи. У самого долгоживущего изотопа Франция с массой
223 период полураспада всего около 22 минут. Это один из редчайших элементов. Чтобы
изучить его свойства, ученым пришлось работать с ничтожными количествами элемента.
Франций оказался типичным щелочным металлом, притом самым активным из всех
металлов. Только в начале 50-х годов Франций удалось приготовить искусственно – в
результате облучения тория потоком быстрых протонов.
Р А Д И Й № 88
Ra
2 8 18 32 18 8 2
226,025
Изучая лучи, испускаемые ураном, французские ученые П.Кюри и М.СклодовскаяКюри обнаружили, что некоторые урановые минералы более активны, чем сам металл
или его соединения. Возникло предположение: в минералах содержатся еще
неизвестные радиоактивные элементы. Этому предположению суждено было дважды
подтвердиться в 1898 году. 18 июля супруги Кюри сообщили об открытии полония, а 26
декабря стало днем рождения радия – одного из самых замечательных элементов в
истории человечества.
Супруги Кюри считали радий аналогом бария. Радий обладает естественной
радиоактивностью. Из одной тонны урановой смолки (богатой радием руды) можно
извлечь лишь 400 мг радия. Зато на фоне своих радиоактивных соседей по
периодической системе радий выделяется большей распространенностью. Это
объясняется его сравнительно большим периодом полураспада – около 1620 лет. Как
продукт распада урана радий может накапливаться довольно в больших количествах.
Изучение этого элемента имело большое значение для науки. На примере радия
было доказано естественное превращение одного химического элемента в другой.
Испуская альфа-частицу, атом радия превращается в атом радона. Эта первая ядерная
реакция позволила Э.Резерфорду и Ф.Содди разработать теорию радиоактивных
превращений. И кроме того, оказалось, что радий непрерывно выделяет тепловую
энергию (1 г радия выделяет в течение часа более 400 Дж). Работа с радиевыми
препаратами положила начало новой науке – радиохимии.
Радий первым из радиоактивных элементов стали применять в практических целях,
главным образом в медицине – для лечения опухолей и других заболеваний. Соли радия
включали в состав светящихся красок. Позднее нашли широкое применение радийбериллиевые источники нейтронов.
П.Кюри и М.Склодовская-Кюри обнаружили новое вещество по его излучению.
Поистине символично название элемента, происходящего от латинского слова «радиус» «луч». Открытие «лучистого» элемента стало предвестником будущей атомной эры.
РЕДКОЗЕМЕЛЬНЫЕ
ЭЛЕМЕНТЫ
( Л А Н Т А Н О И Д Ы, СКАНДИЙ, ИТТРИЙ )
Это исторически сложившееся название 15 химических элементов: лантана №57 и
14 лантаноидов (с №58 по №71), расположенных в шестом периоде таблицы Менделеева.
К РЗЭ относят также скандий №21 и иттрий №39, история открытия и изучения
которых тесно связана с историей РЗЭ.
В природе редкоземельные элементы обычно сопутствуют друг другу. В 19 – начале
20 веков провозглашались открытия более 100 новых РЗЭ, но большинство этих
открытий оказались ошибочными. И никто не мог с достоверностью сказать, сколько же
РЗЭ существует на самом деле. Это была первая их загадка.
Вторая состояла в удивительном химическом сходстве РЗЭ. Известны случаи, когда
для того, чтобы отделить один РЗЭ от другого, требовались годы напряженной работы и
многие тысячи однообразных химических операций разделения. Почему РЗЭ так
сходны? Этого тоже никто не мог объяснить.
И, наконец, третья загадка: как разместить РЗЭ в периодической системе химических
элементов, тем более что все они в соединениях, как правило, трехвалентны?
Разгадать эти загадки выпало физикам, но и химики сделали все, что было в их
возможностях. Во всяком случае, они правильно расположили РЗЭ в ряд (по увеличению
их атомных масс) и ориентировочно оценили количество этих элементов.
История РЗЭ началась в 1794 году, когда финский химик Ю.Гадолин выделил
иттриевую «землю» - оксид иттрия. Важно заметить, что ни один из РЗЭ не был получен
сразу в виде металла, а все они первоначально выделялись в виде «земель» - оксидов.
«Иттриевая земля» Гадолина, так же как и «Цериевая земля», открытая в 1803 году
Й.Берцелиусом, В.Хизингером и М.Клапротом, не были индивидуальными химическими
соединениями, а представляли смесь нескольких оксидов РЗЭ. Из последовательного
разделения таких смесей на составляющие состоит, по существу, вся история открытия
РЗЭ. А разделить очень близкие по свойствам РЗЭ чрезвычайно трудно.
Во многих названиях РЗЭ отразилась история открытия этих элементов. Так, название
«иттербий» дано в честь Иттербю – маленькой шведской деревушки, где был найден
первый редкоземельный минерал. Гадолиний назван в честь Гадолина. «Диспрозий» погречески означает «труднодоступный». Название «самарий» происходит от минерала
самарскита, из которого был выделен этот элемент. «Лантан» по-гречески означает
«скрытый». Дидим («близнец») долгое время признавался самостоятельным элементом,
но, как оказалось он является смесью неодима («новый близнец») и празеодима
(«зеленый близнец» - по цвету его солей). Несколько названий носят географический
характер: скандий – в честь Скандинавии, гольмий – от Гольмиа – старого названия
Стокгольма, лютеций – от старого романского названия Парижа, тулий назван в честь
легендарной страны Туле (будто бы расположенной на краю Земли), одно название
астрономическое – церий назван в честь астероида Церера. Между неодимом и самарием
в периодической системе был некоторое время «пробел». Затем искусственно
синтезировали элемент и назвали его прометий – от имени мифологического героя
Прометея. Существование этого элемента было установлено на основании закона Мозли.
Н.Бор на основе своей теории построения электронных оболочек атомов доказал, что
последним РЗЭ является лютеций №71. Так разрешилась первая загадка РЗЭ –
окончательно выяснилось их точное количество. Бор разгадал и вторую загадку: в атомах
лантаноидов заполняется четырнадцатью 4f – электронами глубинная оболочка, ранее
остававшаяся недостроенной. Будучи третьей снаружи, она почти не влияет на
химические свойства, а потому лантаноиды очень похожи на лантан и имеют много
общего с иттрием и скандием.. Ведь эти два элемента являются аналогами лантана в
периодической системе, а по величинам своих атомных радиусов они оказываются
внутри ряда лантаноидов. И только третья загадка продолжает время от времени еще
волновать ученых, вызывая споры о том, где размещать лантаноиды в периодической
системе. Общепринятый вариант их размещения (в одной клетке с лантаном), пожалуй,
наиболее удачный.
Долгое время практическое применение этих элементов было весьма ограниченным.
Положение изменилось в 60-70-х годах 20 века. Ныне диапазон использования РЗЭ очень
широк. Чистые редкоземельные металлы (а многие из них удалось получить только
после второй мировой войны) обладают весьма интересными специфическими
свойствами и при этом заметно отличаются друг от друга. Это очевидный парадокс в
истории РЗЭ, которые считались уныло однообразными из-за своего химического
подобия в трехвалентном состоянии. В действительности однообразие обернулось не
менее удивительным многообразием.
Название «лантаноиды» означает «подобные лантану». Иногда употребляется другое
название – «лантаниды», что означает «идущие за лантаном». Первое название лучше
отражает свойства этих элементов, очень похожих на лантан и друг на друга. В своих
соединениях они обычно проявляют степень окисления +3. Причина такого сходства
кроется в особенностях строения электронных конфигураций их атомов. У всех 14
элементов от церия до лютеция две внешние электронные оболочки практически
остаются неизменными. Идет заполнение 4f-оболочки. Изменение числа электронов на
этой оболочке мало влияет на химические свойства лантаноидов, поэтому их разделение
всегда представляло трудную задачу для химиков. Наиболее эффективными методами
разделения являются жидкостная экстракция и ионообменная хроматография. Они
позволяют получить соединения отдельных лантаноидов в достаточно чистом виде, хотя
некоторые из них стоят пока дороже золота.
Химию лантаноидов нельзя считать такой уж однообразной. Хотя в своих
соединениях лантаноиды проявляют степени окисления обычно +3, многие из них
проявляют и иные степени окисления. Известны соединения, где тербий, церий,
празеодим, диспрозий проявляют степень окисления +4, а самарий, европий, иттербий –
степень окисления +2. Лантаноиды – активные металлы, образуют довольно сильные
основания, в свободном виде заметно различаются по свойствам. Так как в атомах
лантаноидов идет заполнение глубинного слоя электронами, эта заполняющаяся
оболочка в атомах играет роль своеобразного экрана, ослабляющего притяжение ядром
внешних электронов, поэтому не происходит резкого уменьшения их атомных радиусов
по мере роста заряда ядра. Этот эффект называют лантаноидным сжатием.
В наши дни большинство лантаноидов широко используются в технике: это сплавы,
легированные церием, неодимовое стекло, люминофоры для цветного телевидения,
активированные европием. Небольшие добавки лантаноидов к стали, чугуну,
алюминиевым и магниевым сплавам увеличивают их стойкость к коррозии,
жаропрочность. Сплав церия с железом (мишметалл) входит в состав поглотителей газов
в электровакуумных приборах. Смесь неодима с празеодимом необходима при
получении бесцветных стекол, поглощающих ультрафиолетовые лучи. Многие соли
лантаноидов служат катализаторами различных химических реакций. В сельском
хозяйстве соединения лантаноидов применяют в качестве инсектицидов и
микроудобрений.
Лантан открыл в 1839 году К.Мозандер (Швеция).
Церий открыли в 1803 году М.Клапрот (Германия) и в1814 году Берцелиус (Швеция).
Празеодим открыл в 1885 году К.Ауэр фон Вельсбах (Германия).
Неодим открыл в 1885 году К.Ауэр фон Вельсбах (Германия).
Прометий открыли в 1947 году Д.Маринский, А.Гленденин (США).
Самарий открыл в 1879 году Лекок де Буабодран (Франция).
Европий открыл в 1901 году Е.Демарсей (Франция).
Гадолиний открыл в 1880 году Ж.Мариньяк (Швейцария).
Тербий открыл в 1843 году К.Мозандер (Швеция).
Диспрозий открыл в 1886 году Лекок де Буабодран (Франция).
Гольмий открыл в 1879 году П.Клеве (Швеция).
Эрбий открыл в 1843 году К.Мозандер (Швеция).
Тулий открыл в 1879 году П.Клеве (Швеция).
Иттербий открыл в 1878 году Ж.Мариньяк (Швейцария).
Лютеций открыли в 1907 году Журбен (Франция), К.Ауэр фон Вельсбах (Германия).
АКТИНОИДЫ
Общее название 14 радиоактивных химических элементов 7 периода периодической
системы, следующих за актинием. Они располагаются в периодической системе
совместно с актинием, а расшифровка этого семейства дается в нижней части
периодической системы. Представление о семействе актиноидов было введено в 19441945 годах американским ученым Г.Сиборгом. Согласно его теории после актиния в
атомах сходных элементов на 5f – подоболочку добавляется по одному электрону, то
есть идет заполнение глубинного слоя (у лантаноидов заполнялась глубинная 4f –
подоболочка, а у актиноидов заполняется глубинная 5f – подоболочка).
У актиноидов некоторые элементы проявляют степень окисления +2 и +4.
Для нептуния, плутония и америция получены соединения, где элементы проявляют
степень окисления +6 и даже +7. Элементы второй половины ряда актиноидов эйнштейний, фермий, менделевий, нобелий – устойчивы в степени окисления +2, а
менделевий даже может проявлять степень окисления +1.
Группа актиноидов отличается своеобразием свойств. С одной стороны, эти
элементы сходны с лантаноидами, часто проявляя степень окисления +3 (как и
лантаноиды).
Из актиноидов практическое применение находят уран и торий. Уран был открыт
Клапротом в 1789 году. В природе уран встречается в виде трех изотопов. Изотоп с
массой 235 подвержен самопроизвольному распаду. Поэтому уран, используемый в
реакторах в качестве ядерного горючего, обогащают с целью увеличения концентрации
изотопа с массой 235. Для этого изотопа существует понятие критической массы, при
достижении которой происходит цепная реакция и наступает ядерный взрыв. Если масса
меньше критической, то скорость реакции самопроизвольного распада можно
регулировать. Это свойство урана с массой 235 используется в ядерном оружии.
Соединения урана используются в качестве красителей в полиграфической и силикатной
промышленности.
Оксид тория был открыт Берцелиусом в 1828 году, затем был получен чистый торий.
Небольшие добавки его к вольфраму увеличивают срок службы электроспиралей в
лампах накаливания, так как торий обладает способностью поглощать газы. Оксид тория
применяется в медицине.
Актиний открыл в 1899 году А.Деберн (Франция).
Нептуний открыли в 1940 году Э.Мак-Миллан, Ф.Абельсон (США).
Плутоний открыли в 1940 году Э.Мак-Миллан, Г.Сиборг, Валь, Кеннеди (США).
Америций открыли в 1944 году Г.Сиборг, Джемс, Морген (США).
Кюрий открыли в 1944 году Г.Сиборг, Джемс, А.Гиорсо (США).
Берклий открыли в 1949 году Г.Сиборг, А.Гиорсо, С.Томпсон (США).
Калифорний открыли в 1940 году С.Томпсон, Стрит, А.Гиорсо (США).
Эйнштейний открыли в 1953 году А.Гиорсо, С.Томпсон, Хиггинс, Г.Сиборг (США).
Фермий открыли в 1953 году А.Гиорсо, С.Томпсон, Хиггинс, Г.Сиборг (США).
Менделевий открыли в 1955 году А.Гиорсо, Гарвей, Чоппин, С.Томпсон, Г.Сиборг
(США).
Нобелий открыли в 1958 году А.Гиорсо и Сиборг с сотрудниками (США) и
Г.Н.Флеров с сотрудниками (СССР).
Лоуренсий открыли в 1961 году А.Гиорсо, Сиккеланд, Ларш, Латтимер (США).
Протактиний открыли в 1917 году О.Ган, Л.Мейтнер (Германия).
Н Е П Т У Н И Й №93
Np
2 8 18 32 22 9 2
237
В литературе не раз появлялись сообщения об открытии в природе первого из
трансурановых элементов, но все они оказывались ошибочными. Это происходило
потому, что ученые считали, что продолжительность жизни элемента №93 может быть
сравнима со временем жизни урана, тогда присутствие нептуния в земных минералах
было бы вероятным. Сейчас, когда искусственно синтезировано около 15 изотопов
нептуния, очевидно, что эти надежды были беспочвенны. Самый долгоживущий изотоп
нептуния с массой 237 имеет период полураспада 2140000 лет, то есть значительно
меньше, чем возраст Земли. Если на ней когда-либо и существовал нептуний, то он уже
давным-давно исчез. Однако, следы этого изотопа все же образуются на нашей планете в
природной ядерной реакции под действием нейтронов из урана с массой 238.
Первым был синтезирован изотоп нептуния с массой 239, о чем весной 1940 года
сообщили американские ученые Э.Мак-Миллан и Ф.Эйблсон. В продуктах облучения
урана 238 медленными нейтронами они обнаружили активный продукт с периодом
полураспада 2,3 суток. Это загадочное вещество удалось отделить химическим путем от
урана. Вскоре стало ясно, что оно представляет собой новый элемент с порядковым
номером 93. Элемент следовал за ураном в периодической системе. В Солнечной
системе за Ураном следует Нептун, поэтому элемент и назвали нептуний.
Элементарный нептуний – ковкий, сравнительно мягкий металл с серебристым блеском.
Синтез нептуния имел важнейшее историческое значение. Он показал, что
искусственное получение трансурановых элементов стало вполне реальным делом.
По химическим свойствам нептуний похож на уран и плутоний. Хотя долгое время
считали, что первый трансурановый элемент будет похож на рений. Интересную
особенность нептуния обнаружили в 1967 году советские ученые. Они доказали, что
нептуний может существовать в семивалентном состоянии.
П Р О М Е Т И Й № 61
Pm
2 8 18 23 8 2
145
Прометий – искусственно синтезированный радиоактивный элемент, относится к
семейству лантаноидов. Этот элемент назван по имени мифологического героя
Прометея. По времени своего открытия (1945 - 1947) прометий оказался последним из
лантаноидов. Его выделили американские ученые Д.Маринский, Л.Гленденин из
продуктов деления урана нейтронами в ядерном реакторе. Попытки синтезировать
элемент №61 предпринимались еще в конце 30-х годов 20 века.
Прометий не имеет стабильных изотопов, и многочисленные попытки найти его в
природе оказались бесплодными. Только в конце 60-х годов следы прометия удалось
обнаружить в земной коре: он образуется в результате спонтанного деления урана.
Сейчас известно около 20 изотопов прометия. Самый долгоживущий из них с массой 145
имеет период полураспада 18 лет.
В наши дни прометий синтезируют искусственным путем и получают в значительных
количествах. Его изотоп с массой 147 используют как источник энергии в атомных
батарейках и для изготовления светящихся составов длительного действия.
Т О Р И Й № 90
Th
2 8 18 32 18 10 2
232,038
Торий – радиоактивный химический элемент. Этот элемент открыл в 1828 году
шведский ученый Й.Берцелиус в минерале с острова Левен (Норвегия), а свое название
элемент получил в честь скандинавского бога грома Тора. Металлический торий удалось
получить только в 1870 году. В 1898 году М.Склодовская-Кюри обнаружила, что торий
радиоактивен.
Торий – весьма долгоживущий радиоактивный элемент. Его сравнительно много на
нашей планете (как свинца). Основной минерал тория – монацит, в нем содержится до
10% оксида тория 4.. В земной коре тория больше, чем урана, и поэтому элемент №90
был обнаружен задолго до открытия радиоактивности и даже нашел применение в
технике – для освещения. В 19 веке на газовые рожки одевали колпачки с оксидами
церия и тория, и свет становился ровнее, ярче.
Торий – светло-серый тугоплавкий металл. На воздухе он тускнеет, покрываясь черной
защитной пленкой. Порошок и стружки тория горят на воздухе, образуя оксид тория 4,
который плавится при 3200*С и химически очень стоек. Торий в обычных условиях
реагирует с фтором, а при нагревании - с остальными галогенами. Металл
взаимодействует с азотной, серной, плавиковой кислотами, легко растворяется в соляной
кислоте и царской водке.
Торий – первый элемент в семействе актиноидов.
Торий – важный материал атомной энергетики. Под действием нейтронов природный
изотоп тория с массой 232 превращается в ядерное горючее – уран 233. Торий
применяют для легирования магниевых и других сплавов, которые стали очень важными
для реактивной авиации и ракетной техники. Оксид тория 4 используют как
огнеупорный материал. Соединения тория широко применяют в составе катализаторов в
органическом синтезе.
ТРАНСУРАНОВЫЕ
ЭЛЕМЕНТЫ
Трансурановыми элементами называют химические элементы, расположенные за
ураном в периодической системе, с атомными номерами от 93.
В 1933 году итальянский ученый Э.Ферми провел опыт с целью получить элемент
тяжелее урана. Он облучал уран нейтронами. Происходила ядерная реакция. Новый
изотоп урана испускал бета-частицу и превращался в 93-й элемент.
Ученые, повторившие опыты Ферми, считали, что им удалось получить и более
тяжелые трансурановые элементы, до №97 включительно. Они считали их химическими
аналогами рения, осмия, иридия, платины и золота – элементов 6 периода. Казалось,
химические исследования подтверждали такую точку зрения. В действительности здесь
было досадное заблуждение.
В опытах Ферми действительно синтезировались первые трансурановые элементы, но
доказать это с определенностью не могли ни Ферми, ни его последователи.
Открытие деления урана позволило ученым понять ошибку. И уже в 1940 году
последовал синтез нептуния – элемента № 93. Нептуний получен американскими
учеными по той же ядерной реакции, которую проводил Ферми. Но теперь были четкие
доказательства синтеза этого элемента. Название этого элемента происходит от названия
планеты Нептун, следующей в Солнечной системе за Ураном.
За время, прошедшее с открытия нептуния, были синтезированы еще трансурановые
элементы. Из них важнейшим оказался плутоний с №94 (название происходит от
планеты Плутон), который стал важнейшим ядерным горючим. За плутонием
последовали америций (в честь Америки), кюрий ( в честь П.и М.Кюри), берклий ( по
названию университета в Беркли, где проводился синтез элемента), калифорний ( в честь
штата в Калифорнии), эйнштейний ( в честь А.Эйнштейна), фермий ( в честь Э.Ферми),
менделевий ( в честь Д.И. Менделеева). В ядерных реакциях синтеза этих элементов в
качестве бомбардирующих частиц применялись альфа-частицы, нейтроны, дейтроны
(ядра дейтерия). Но после того, как был синтезирован менделевий (элемент №101), стало
почти невозможно подобрать подходящие мишени для дальнейших синтезов. Все
изотопы тяжелых трансурановых элементов короткоживущи, их нельзя было накопить в
количествах, необходимых для изготовления мишеней.
Чтобы шагнуть за менделевий, физики использовали в качестве бомбардирующих
частиц ускоренные тяжелые ионы, поэтому проблема мишени утратила свою остроту. В
1957 году группа ученых из Нобелевского института в Стокгольме пыталась получить
элемент №102, бомбардируя кюриевую мишень ионами углерода. Считая, что попытка
удалась, исследователи назвали новый элемент нобелий. Но их результаты опровергли
советские и американские физики. Группа ученых во главе с академиком Г.Н.Флеровым
(Дубна, Объединенный институт ядерных исследований) в 1963-1966 годах
синтезировала несколько изотопов элемента №102.
Элементы «второй сотни» преподнесли ученым новый сюрприз. Мало того, что они
легко распадались путем спонтанного (самопроизвольного) деления и жили секунды и
доли секунды, их можно было получить только в количестве единичных атомов. Ученым
пришлось разработать новые методы быстрого определения их радиоактивных свойств и
химической природы. Эти методы особенно пригодились при изучении 104-го элемента
(синтезированного советскими физиками и названного ими курчатовием – название
оспаривалось, резерфордий). Было доказано, что этот элемент – аналог гафния.
УРАН
№92
U
2 8 18 32 21 9 2
283,03
В честь планеты Уран назвал немецкий химик М.Клапрот новый элемент, который он
открыл в 1789 году. Но Клапрот получил лишь оксид урана, в металлическом виде его
сумел получить французский химик Э.Пелиго в 1841 году. Создавая периодическую
систему, Д.И.Менделеев поместил уран в самый ее конец, и долгое время этот элемент
оставался последним элементом в периодической системе. Еще в конце 19 века этот
элемент сыграл важную роль в истории естествознания. В урановых минералах был
впервые обнаружен земной гелий.
Изучая фосфоресценцию урановых соединений, А.Беккерель открыл явление
радиоактивности.
В 1938 году немецкие ученые О.Ган и Ф.Штрасман открыли деление урана под
действием медленных нейтронов. Спустя год советские физики Г.Флеров и К.Петржак
доказали, что ядра урана способны делиться самопроизвольно. Эти открытия положили
начало эре освоения атомной энергии.
Облучая уран нейтронами, американские ученые Э.Макмиллан и Ф.Эйблсон
искусственно синтезировали первый трансурановый элемент - нептуний.
Тем самым в 1940 году уран перестал быть последним элементов в периодической
системе. Однако вопрос о месте урана в ней вызывал споры среди ученых. Будучи похож
на молибден и вольфрам по химическим свойствам, уран может быть помещен в 6-б
подгруппу, как это и было до открытия трансурановых элементов. В соответствии же с
представлениями об актиноидах, уран является членом этого семейства, хотя он имеет
мало общего с соседними элементами – протактинием и нептунием.
В природе существуют три изотопа урана с массовыми числами 238, 234, 235,
причем атомы урана с массой 238 235 – родоначальники радиоактивных семейств.
На долю урана с массой 238 приходится 99,28 % всего количества урана. Но главную
роль в ядерных превращениях сыграл уран с массой 235. Ядра только этих атомов
делятся под действием медленных нейтронов. Происходит цепная реакция деления,
которая сопровождается выделением большого количества энергии. Если этой реакцией
не управлять, произойдет ядерный взрыв.
Долгое время уран применялся весьма ограниченно: его оксиды и соли использовали
лишь для окраски стекол и в фотографии. Положение коренным образом переменилось,
когда была открыта цепная реакция деления урана. Уран и его соединения используются
в основном в качестве горючего в ядерных реакторах.