РЕФЕРАТ
З ХІМІЇ
НА ТЕМУ:
Історія відкриття елементів
Кіров, 2008р.
ПЛАН
1.Золото
2.Серебро
3. Азот
4. Йод
5. Кобальт
6.Кремній
7.Вісмут
8.Гелій
9.Бром
10.Фосфор
1. ЗОЛОТО
З латинського Aurum. Золото було відомо людству з найдавніших часів. Можливо, воно стало першим металом, з яким познайомився чоловік. Є дані про видобуток золота і виготовленні виробів з нього в Стародавньому Єгипті (4100-3900 роки до н. Е..), Індії та Індокитаї (2000-1500 роки до н. Е..), Де з нього виготовляли гроші, дорогі прикраси, творів культу і мистецтва. У земній корі міститься 4,3 · 10-7%, у воді морів і океанів менш 5.10 -6% мг / л. Відноситься до розсіяних елементів. Самородки великого розміру зустрічаються вкрай рідко і, як правило, мають іменні назви. Найбільший із знайдених на території нашої країни самородків важив 36 кг. Він був знайдений на Південному Уралі (Міасскіе копальні) в 1842 році. Цей самородок зберігатися в Алмазному фонді. Хімічні сполуки золота в природі рідкісні, в основному це теллуріди, креннеріт та інші. Сучасні методи хімічного аналізу дозволяють виявити присутність незначних кількостей Au в організмах рослин і тварин, у винах і коньяки, в мінеральних водах і в морській воді. Джерела золота при його промисловому отриманні-руди і піски золотих розсипних і корінних родовищ, вміст золота в яких становить 5-15 г на тонну вихідного матеріалу, а також проміжні продукти (0,5-3 г / т) свинцево-цинкового, мідного, уранового та деяких інших виробництв. Процес отримання золота із розсипів заснований на різниці густин золота і піску. За допомогою потужних струменів води подрібнену золотоносну породу переводять у завислий у воді стан. Отримана пульпа стікає в дразі по похилій площині. При цьому важкі частинки золота осідають, а піщинки несуться водою. Температура плавлення золота 1064,4 ° C, температура кипіння 2880 ° C, щільність 19,32 кг/дм3. Володіє винятковою пластичністю, теплопровідністю і електропровідністю. Кулька золота діаметром в 1 мм можна розплющити в найтонший лист, просвічує блакитно-зеленим кольором, площею 50 м 2. Товщина самих тонких листочків золота 0,1 мкм. З 1 г золота можна витягнути дріт довжиною 2,4 км. Ще за 1500 років до н. е.. золото вживалося в якості грошей у Китаї, Індії, Єгипті та др.Теперь золото і його сплави використовують для виготовлення ювелірних виробів, монет, медалей, зубних протезів, деталей хімічної апаратури, електричних контактів і проводів, виробів мікроелектроніки, для плакування труб в хімічній промисловості , у виробництві припоїв, каталізаторів, годин, для фарбування скла, виготовлення пір'я для авторучок, нанесення покриттів на металеві поверхні. Зазвичай золото використовують в сплаві з сріблом або паладієм (біле золото). Вміст золота в сплаві позначають державним клеймом. Золото 583 проби є сплавом з 58,3% золота за масою. Деякі з'єднання золота токсичні, накопичуються в нирках, печінці, селезінці і гіпоталамусі, що може призвести до органічних захворювань і дерматити, стоматити, тромбоцитопенії.
2.СЕРЕБРО
Срібло відоме з найдавніших часів, вже в 4 тисячолітті до нашої ери з нього виготовляли прикраси та монети. Срібло вважалося металом, пов'язаним з Місяцем. Вміст у земній корі 7.10 -6% по масі. Зустрічається в самородному вигляді. Відомо більше 60 срібновмістких мінералів, Родовища срібла діляться на власне срібні руди (вміст срібла вище 50%) і комплексні поліметалічні руди кольорових і важких металів (вміст срібла до 10-15%). Комплексні родовища забезпечують 80% видобутку срібла. Основні родовища таких руд зосереджені в Канаді, Австралії, Перу, Болівії і Японії. В давнину срібло витягували з руд обробкою їх ртуттю. В даний час застосовується ціанідні вилуговування. Для отримання срібла дуже високої чистоти (99,999%) його піддають електрохімічного рафінування в азотної кислоти або розчинення в концентрованої сірчаної кислоти. При цьому срібло переходить в розчин у вигляді сульфату Ag2SO4. Додавання міді або заліза викликає осадження металевого срібла. Сріблясто-білий блискучий метал, з кубічною гранецентрованої гратами. Щільність 10,491 г/см3, температура плавлення 961,93 ° C, кипіння 2167 ° C. Срібло м'який і пластичний метал, з теплопровідністю 419 Вт/м-1 · К-1 при 20 ° C і найвищою електропровідністю. Домішки, присутні в сріблі навіть у незначних кількостях, погіршують його механічні властивості. Срібло легко витісняється більш активними металами з своїх з'єднань. При кімнатній температурі не окислюється киснем повітря, при 170 ° C його поверхня покривається плівкою Ag2O. Озон в присутності вологи окисляє срібло до вищих оксидів [AgO] або Ag2O3. Близько 30-40% усього виробленого срібла витрачається на виробництво кіно та фотоматеріалів. 20% срібла у вигляді сплавів з золотом, паладієм, міддю або цинком використовується для виготовлення контактів, припоїв, провідних шарів в електротехніці та електроніці. 20-25% виробленого срібла служить для виробництва срібно-цинкових акумуляторів. З сплаву на основі срібла виготовляють монети, ювелірні вироби, прикраси та столовий посуд. Зміст срібла в побутових срібних виробів відображає «проба», штамп, який вказує масову частку срібла в сплаві. Срібло використовують для сріблення дзеркал, апаратів в харчовій промисловості, як каталізатор допалювання CO в автомобільних двигунах, відновлення NO і реакцій окислення в органічному синтезі. Сплави срібла з Cu, Au, Pb, Hg знаходять застосування в стоматології в якості пломбір та Протезують матеріалу. Нітрат срібла AgNO3 в медицині використовують разом з нітратом калію і називають ляпісом. Використання коларголу (колоїдного розчину срібла) засновано на в'яжучих, прижигающим і антисептичних властивостей. Срібло-мікроелемент рослинних і тваринних організмів. В організмі людини загальний вміст срібла становить кілька десятих грама. Фізіологічна роль срібла неясна. Сполуки срібла токсичні. При попаданні в організм великих доз розчинних солей срібла настає гостре отруєння, що супроводжується некрозом слизової шлунково-кишкового тракту. Срібло бактерицидно, при 40-200 мкг / л гинуть не спорові бактерії, а при більш високих концентраціях - спорові.
3.АЗОТ
Походить від грецького слова azoos - неживий, по-латині Nitrogenium. Сполуки азоту - селітра, азотна кислота, аміак - були відомі задовго до отримання азоту у вільному стані. У 1772 р. Д. Резерфорд, спалюючи фосфор та інші речовини в скляному дзвоні, показав, що залишається після згоряння газ, названий їм "задушливим повітрям", не підтримує дихання і горіння. У 1787 р. А. Лавуазьє встановив, що "життєвий" і "задушливий" гази, що входять до складу повітря, це прості речовини, і запропонував назву "азот". У 1784 р. Г. Кавендіш показав, що азот входить до складу селітри. У 1790 році Ж. А. Шапталь запропонував латинська назва азоту (від позднелатінского nitrum - селітра і грецького gennao - народжую, виробляю). До початку ХIX ст. були з'ясовані хімічна інертність азоту у вільному стані і виняткова роль його у з'єднаннях з іншими елементами в якості пов'язаного азоту. Азот - четвертий за поширеністю елемент Сонячної системи (після водню, гелію і кисню) і один з найпоширеніших елементів на Землі, причому основна його маса (близько 4 * 10 15 т.) зосереджена у вільному стані в атмосфері. У повітрі вільний азот (у вигляді молекул N 2) становить 78,09% за обсягом (або 75,6% за масою), не рахуючи незначних домішок його у вигляді аміаку і окислів. Середній вміст азоту в літосфері 1,9 * 10 -3% за масою. Невеликі кількості пов'язаного азоту знаходяться в кам'яному вугіллі (1 - 2,5%) і нафти (0,02 - 1,5%), а також у водах річок, морів і океанів. Азот накопичується в грунтах (0,1%) і в живих організмах (0,3%). Хоча назва "азот" означає "не підтримує життя", насправді це - необхідний для життєдіяльності елемент. У білку тварин і людини міститься 16-17% азоту. В організмах м'ясоїдних тварин білок утворюється за рахунок споживаних білкових речовин, що є в організмах травоїдних тварин і в рослинах. Рослини синтезують білок, засвоюючи містяться в грунті азотисті речовини, головним чином неорганічні. Значні кількості азоту надходять в грунт завдяки азотфіксуючих мікроорганізмів, здатним перекладати вільний азот повітря в сполуки азоту. Азот трохи легший за повітря; щільність 1,2506 кг/м3 (при 00С і 101325 н/м2 або 760 мм. Рт. Ст.), T пл -209,86 0 С, t кип -195,8 0 С. Азот зріджується з працею: його критична температура досить низька (-147,10 С), а критичний тиск високо 3,39 Мн / м 2 (34,6 кгс / см 2); щільність рідкого азоту 808 кг / м 3. У воді азот менш розчинний, ніж кисень: при 00С в 1 м 3 H 2 O розчиняється 23,3 г азоту. Краще, ніж у воді, азот розчинний у деяких вуглеводнях. На відміну від молекулярного, активний азот вельми енергійно взаємодіє з киснем, воднем, парами сірки, фосфором і деякими металами. Азот входить до складу дуже багатьох найважливіших органічних сполук (аміни, амінокислоти, нітросполуки та ін.) Основна частина видобувається вільного азоту використовується для промислового виробництва аміаку, який потім у значних кількостях переробляється на азотну кислоту, добрива, вибухові речовини і т. д. Крім прямого синтезу аміаку з елементів, промислове значення для зв'язування азоту повітря має розроблений в 1905 ціанамідний метод, заснований на тому, що при 1000 0 С карбід кальцію реагує з вільним азотом. Вільний азот застосовують в багатьох галузях промисловості: як інертну середовище при різноманітних хімічних і металургійних процесах, для заповнення вільного простору в ртутних термометрах, при перекачуванні горючих рідин і т. д. Рідкий азот знаходить застосування в різних холодильних установках. Його зберігають і транспортують в сталевих судинах Дьюара.
4. ЙОД
(Лат. Iodium). Йод відкрив у 1811 французький хімік Б. Куртуа. Нагріваючи матковий розсіл золи морських водоростей з концентрованою сірчаною кислотою, він спостерігав виділення фіолетового пари (звідси назва йод - від грецького iodes, ioeides - схожий кольором на фіалку, фіолетовий), який конденсувався у вигляді темних блискучих пластинчастих кристалів. У 1813 - 1814 французький хімік Ж.Л. Гей-Люссак і англійський хімік Г. Деві довели елементарну природу йоду. Середній вміст йоду в земній корі 4 * 10 -5% за масою. У мантії і магма і в утворилися з них породах (гранітах, базальтах) з'єднання йоду розпорошені глибинні мінерали йоду невідомі. Історія йоду в земній корі тісно пов'язана з живою речовиною і біогенної міграцією. У біосфері спостерігаються процеси його концентрації, особливо морськими організмами (водоростями, губками). Відомі 8 гіпергенних мінералів йоду, що утворюються в біосфері, однак вони дуже рідкісні. Основним резервуаром йоду для біосфери служить Світовий океан (в 1 літрі в середньому міститься 5 * 10-5 грам йоду). З океану з'єднання йоду, розчинені в краплях морської води, потрапляють в атмосферу і переносяться вітрами на континенти. Місцевості, віддалені від океану або відгороджені від морських вітрів горами, збіднені йодом. Йод легко адсорбується органічними речовинами грунтів і морських мулів. При ущільненні цих мулів та освіті осадових гірських порід відбувається десорбція, частина з'єднань йоду переходить у підземні води. Так утворюються використовувані для видобутку йоду йодо-бромні води, особливо характерні для районів нафтових родовищ (місцями 1 літр цих вод містить понад 100 мг йоду). Щільність йоду 4,94 г / см 3, t пл 113,5 ° С, t кіп 184,35 ° С. Йод погано розчиняється у воді (0,33 г / л при 25 ° С), добре - в сірковуглеці і органічних розчинниках (бензолі, спирті), а також у водних розчинах йодидів. Хімічно йод досить активний, хоча і в меншій мірі, ніж хлор і бром. Адсорбуючись на крохмалі, йод забарвлює його в темно-синій колір; це використовується в йодометріі і якісному аналізі для виявлення йоду. Пари йоду отруйні і подразнюють слизові оболонки. На шкіру йод надає припікаючу і знезаражуючу дію. Плями від йоду змивають розчинами соди або тіосульфату натрію. Сировиною для промислового отримання йоду в Росії служать нафтові бурові води; за кордоном - морські водорості, а також маткові розчини чилійської (натрієвої) селітри, що містять до 0,4% йоду у вигляді йодату натрію. Для витягу йоду з нафтових вод (що містять зазвичай 20 - 40 мг / л йоду у вигляді йоділов) на них спочатку діють хлором або азотистої кислотою. Виділився йод або адсорбують активним вугіллям, або видувають повітрям. На йод, адсорбований вугіллям, діють їдким лугом або сульфитом натрію. Йод і його сполуки застосовують головним чином у медицині та в аналітичній хімії, а також в органічному синтезі та фотографії. У промисловості застосування йоду поки незначно за обсягом, але дуже перспективно. Так, на термічному розкладанні йодидів засновано отримання високочистих металів. Йод - необхідний для тварин і людини мікроелемент. Середній вміст йоду в грунтах близько 3 * 10 -4%, в рослинах близько 2 * 10 -5%. У поверхневих питних водах йоду мало (від 10 -7 до 10 -9%). У приморських областях кількість йоду в 1 м 3 повітря може досягати 50 мкг, в континентальних і гірських - становить 1 або навіть 0,2 мкг. Поглинання йоду рослинами залежить від вмісту в грунтах його сполук і від виду рослин. Деякі організми (морські водорості - фукус, ламінарія, філофора, накопичують до 1% йоду, деякі губки - до 8,5%). Водорості, що концентрують йод, використовуються для його промислового одержання. У тваринний організм йод надходить з їжею, водою, повітрям. Основне джерело йоду - рослинні продукти і корми.
В організмі людини накопичується від 20 до 50 мг йоду, в тому числі в м'язах близько 10 - 25 мг, в щитовидній залозі в нормі 6-15 мг. У різних біохімічних провінціях вміст йоду в добовому раціоні коливається (для людини від 20 до 240 мкг, для вівці від 20 до 400 мкг). Потреба тварини в йоді залежить від його фізіологічного стану, пори року, температури, адаптації організму до вмісту йоду в середовищі. Добова потреба в йоді людини і тварин - близько 3 мкг на 1 кг маси (зростає при вагітності, посиленому зростанні, охолодженні). Введення в організм йоду підвищує основний обмін, підсилює окисні процеси, тонізує м'язи. У зв'язку з більшим чи меншим недоліком йоду в їжі і воді застосовують йодування кухонної солі, що містить зазвичай 10 - 25 г йодистого калію на 1 тонну солі. Застосування добрив, які містять йод, може подвоїти і потроїти його вміст у сільськогосподарських культурах. Медичні препарати, що містять йод, мають антибактеріальні та протигрибкові властивості, вони роблять також протизапальну та відволікаючу дію; їх застосовують зовнішньо для знезараження ран, підготовки операційного поля. Малі дози йоду (мікройод) гальмують функцію щитовидної залози, діючи на утворення тиреотропного гормону передніх часток гіпофіза. Оскільки йод впливає на білковий і жировий (ліпідний) обмін, він знайшов застосування при лікуванні атеросклерозу, оскільки знижує вміст холестерину в крові, підвищує також фібринолітичну активність крові. Штучно радіоактивні ізотопи йоду - 125 I, 131 I, 132 I і інші широко використовуються в біології і, особливо в медицині для визначення функціонального стану щитовидної залози і лікування ряду її захворювань. Застосування радіоактивного йоду в діагностиці пов'язано зі здатністю йоду вибірково накопичуватися в щитовидній залозі; використання в лікувальних цілях засновано на здатності b-випромінювання радіоізотопів йоду руйнувати секреторні клітини залози. При забрудненнях навколишнього середовища продуктами ядерного поділу радіоактивні ізотопи йоду швидко включаються в біологічний круговорот, потрапляючи, в кінцевому рахунку, в молоко і, отже, в організм людини. Особливо небезпечно їх проникнення в організм дітей, щитовидна залоза яких в 10 разів менше, ніж у дорослих людей і до того ж має більшу радіочутливість. З метою зменшення відкладення радіоактивних ізотопів йоду в щитовидній залозі рекомендується застосовувати препарати стабільного І. (по 100 - 200 мг на прийом). Радіоактивний йод швидко і повністю всмоктується в шлунково-кишковому тракті і вибірково відкладається в щитовидній залозі. Його поглинання залежить від функціонального стану залози.
З ХІМІЇ
НА ТЕМУ:
Історія відкриття елементів
Кіров, 2008р.
ПЛАН
1.Золото
2.Серебро
3. Азот
4. Йод
5. Кобальт
6.Кремній
7.Вісмут
8.Гелій
9.Бром
10.Фосфор
1. ЗОЛОТО
З латинського Aurum. Золото було відомо людству з найдавніших часів. Можливо, воно стало першим металом, з яким познайомився чоловік. Є дані про видобуток золота і виготовленні виробів з нього в Стародавньому Єгипті (4100-3900 роки до н. Е..), Індії та Індокитаї (2000-1500 роки до н. Е..), Де з нього виготовляли гроші, дорогі прикраси, творів культу і мистецтва. У земній корі міститься 4,3 · 10-7%, у воді морів і океанів менш 5.10 -6% мг / л. Відноситься до розсіяних елементів. Самородки великого розміру зустрічаються вкрай рідко і, як правило, мають іменні назви. Найбільший із знайдених на території нашої країни самородків важив 36 кг. Він був знайдений на Південному Уралі (Міасскіе копальні) в 1842 році. Цей самородок зберігатися в Алмазному фонді. Хімічні сполуки золота в природі рідкісні, в основному це теллуріди, креннеріт та інші. Сучасні методи хімічного аналізу дозволяють виявити присутність незначних кількостей Au в організмах рослин і тварин, у винах і коньяки, в мінеральних водах і в морській воді. Джерела золота при його промисловому отриманні-руди і піски золотих розсипних і корінних родовищ, вміст золота в яких становить 5-15 г на тонну вихідного матеріалу, а також проміжні продукти (0,5-3 г / т) свинцево-цинкового, мідного, уранового та деяких інших виробництв. Процес отримання золота із розсипів заснований на різниці густин золота і піску. За допомогою потужних струменів води подрібнену золотоносну породу переводять у завислий у воді стан. Отримана пульпа стікає в дразі по похилій площині. При цьому важкі частинки золота осідають, а піщинки несуться водою. Температура плавлення золота 1064,4 ° C, температура кипіння 2880 ° C, щільність 19,32 кг/дм3. Володіє винятковою пластичністю, теплопровідністю і електропровідністю. Кулька золота діаметром в 1 мм можна розплющити в найтонший лист, просвічує блакитно-зеленим кольором, площею 50 м 2. Товщина самих тонких листочків золота 0,1 мкм. З 1 г золота можна витягнути дріт довжиною 2,4 км. Ще за 1500 років до н. е.. золото вживалося в якості грошей у Китаї, Індії, Єгипті та др.Теперь золото і його сплави використовують для виготовлення ювелірних виробів, монет, медалей, зубних протезів, деталей хімічної апаратури, електричних контактів і проводів, виробів мікроелектроніки, для плакування труб в хімічній промисловості , у виробництві припоїв, каталізаторів, годин, для фарбування скла, виготовлення пір'я для авторучок, нанесення покриттів на металеві поверхні. Зазвичай золото використовують в сплаві з сріблом або паладієм (біле золото). Вміст золота в сплаві позначають державним клеймом. Золото 583 проби є сплавом з 58,3% золота за масою. Деякі з'єднання золота токсичні, накопичуються в нирках, печінці, селезінці і гіпоталамусі, що може призвести до органічних захворювань і дерматити, стоматити, тромбоцитопенії.
2.СЕРЕБРО
Срібло відоме з найдавніших часів, вже в 4 тисячолітті до нашої ери з нього виготовляли прикраси та монети. Срібло вважалося металом, пов'язаним з Місяцем. Вміст у земній корі 7.10 -6% по масі. Зустрічається в самородному вигляді. Відомо більше 60 срібновмістких мінералів, Родовища срібла діляться на власне срібні руди (вміст срібла вище 50%) і комплексні поліметалічні руди кольорових і важких металів (вміст срібла до 10-15%). Комплексні родовища забезпечують 80% видобутку срібла. Основні родовища таких руд зосереджені в Канаді, Австралії, Перу, Болівії і Японії. В давнину срібло витягували з руд обробкою їх ртуттю. В даний час застосовується ціанідні вилуговування. Для отримання срібла дуже високої чистоти (99,999%) його піддають електрохімічного рафінування в азотної кислоти або розчинення в концентрованої сірчаної кислоти. При цьому срібло переходить в розчин у вигляді сульфату Ag2SO4. Додавання міді або заліза викликає осадження металевого срібла. Сріблясто-білий блискучий метал, з кубічною гранецентрованої гратами. Щільність 10,491 г/см3, температура плавлення 961,93 ° C, кипіння 2167 ° C. Срібло м'який і пластичний метал, з теплопровідністю 419 Вт/м-1 · К-1 при 20 ° C і найвищою електропровідністю. Домішки, присутні в сріблі навіть у незначних кількостях, погіршують його механічні властивості. Срібло легко витісняється більш активними металами з своїх з'єднань. При кімнатній температурі не окислюється киснем повітря, при 170 ° C його поверхня покривається плівкою Ag2O. Озон в присутності вологи окисляє срібло до вищих оксидів [AgO] або Ag2O3. Близько 30-40% усього виробленого срібла витрачається на виробництво кіно та фотоматеріалів. 20% срібла у вигляді сплавів з золотом, паладієм, міддю або цинком використовується для виготовлення контактів, припоїв, провідних шарів в електротехніці та електроніці. 20-25% виробленого срібла служить для виробництва срібно-цинкових акумуляторів. З сплаву на основі срібла виготовляють монети, ювелірні вироби, прикраси та столовий посуд. Зміст срібла в побутових срібних виробів відображає «проба», штамп, який вказує масову частку срібла в сплаві. Срібло використовують для сріблення дзеркал, апаратів в харчовій промисловості, як каталізатор допалювання CO в автомобільних двигунах, відновлення NO і реакцій окислення в органічному синтезі. Сплави срібла з Cu, Au, Pb, Hg знаходять застосування в стоматології в якості пломбір та Протезують матеріалу. Нітрат срібла AgNO3 в медицині використовують разом з нітратом калію і називають ляпісом. Використання коларголу (колоїдного розчину срібла) засновано на в'яжучих, прижигающим і антисептичних властивостей. Срібло-мікроелемент рослинних і тваринних організмів. В організмі людини загальний вміст срібла становить кілька десятих грама. Фізіологічна роль срібла неясна. Сполуки срібла токсичні. При попаданні в організм великих доз розчинних солей срібла настає гостре отруєння, що супроводжується некрозом слизової шлунково-кишкового тракту. Срібло бактерицидно, при 40-200 мкг / л гинуть не спорові бактерії, а при більш високих концентраціях - спорові.
3.АЗОТ
Походить від грецького слова azoos - неживий, по-латині Nitrogenium. Сполуки азоту - селітра, азотна кислота, аміак - були відомі задовго до отримання азоту у вільному стані. У 1772 р. Д. Резерфорд, спалюючи фосфор та інші речовини в скляному дзвоні, показав, що залишається після згоряння газ, названий їм "задушливим повітрям", не підтримує дихання і горіння. У 1787 р. А. Лавуазьє встановив, що "життєвий" і "задушливий" гази, що входять до складу повітря, це прості речовини, і запропонував назву "азот". У 1784 р. Г. Кавендіш показав, що азот входить до складу селітри. У 1790 році Ж. А. Шапталь запропонував латинська назва азоту (від позднелатінского nitrum - селітра і грецького gennao - народжую, виробляю). До початку ХIX ст. були з'ясовані хімічна інертність азоту у вільному стані і виняткова роль його у з'єднаннях з іншими елементами в якості пов'язаного азоту. Азот - четвертий за поширеністю елемент Сонячної системи (після водню, гелію і кисню) і один з найпоширеніших елементів на Землі, причому основна його маса (близько 4 * 10 15 т.) зосереджена у вільному стані в атмосфері. У повітрі вільний азот (у вигляді молекул N 2) становить 78,09% за обсягом (або 75,6% за масою), не рахуючи незначних домішок його у вигляді аміаку і окислів. Середній вміст азоту в літосфері 1,9 * 10 -3% за масою. Невеликі кількості пов'язаного азоту знаходяться в кам'яному вугіллі (1 - 2,5%) і нафти (0,02 - 1,5%), а також у водах річок, морів і океанів. Азот накопичується в грунтах (0,1%) і в живих організмах (0,3%). Хоча назва "азот" означає "не підтримує життя", насправді це - необхідний для життєдіяльності елемент. У білку тварин і людини міститься 16-17% азоту. В організмах м'ясоїдних тварин білок утворюється за рахунок споживаних білкових речовин, що є в організмах травоїдних тварин і в рослинах. Рослини синтезують білок, засвоюючи містяться в грунті азотисті речовини, головним чином неорганічні. Значні кількості азоту надходять в грунт завдяки азотфіксуючих мікроорганізмів, здатним перекладати вільний азот повітря в сполуки азоту. Азот трохи легший за повітря; щільність 1,2506 кг/м3 (при 00С і 101325 н/м2 або 760 мм. Рт. Ст.), T пл -209,86 0 С, t кип -195,8 0 С. Азот зріджується з працею: його критична температура досить низька (-147,10 С), а критичний тиск високо 3,39 Мн / м 2 (34,6 кгс / см 2); щільність рідкого азоту 808 кг / м 3. У воді азот менш розчинний, ніж кисень: при 00С в 1 м 3 H 2 O розчиняється 23,3 г азоту. Краще, ніж у воді, азот розчинний у деяких вуглеводнях. На відміну від молекулярного, активний азот вельми енергійно взаємодіє з киснем, воднем, парами сірки, фосфором і деякими металами. Азот входить до складу дуже багатьох найважливіших органічних сполук (аміни, амінокислоти, нітросполуки та ін.) Основна частина видобувається вільного азоту використовується для промислового виробництва аміаку, який потім у значних кількостях переробляється на азотну кислоту, добрива, вибухові речовини і т. д. Крім прямого синтезу аміаку з елементів, промислове значення для зв'язування азоту повітря має розроблений в 1905 ціанамідний метод, заснований на тому, що при 1000 0 С карбід кальцію реагує з вільним азотом. Вільний азот застосовують в багатьох галузях промисловості: як інертну середовище при різноманітних хімічних і металургійних процесах, для заповнення вільного простору в ртутних термометрах, при перекачуванні горючих рідин і т. д. Рідкий азот знаходить застосування в різних холодильних установках. Його зберігають і транспортують в сталевих судинах Дьюара.
4. ЙОД
(Лат. Iodium). Йод відкрив у 1811 французький хімік Б. Куртуа. Нагріваючи матковий розсіл золи морських водоростей з концентрованою сірчаною кислотою, він спостерігав виділення фіолетового пари (звідси назва йод - від грецького iodes, ioeides - схожий кольором на фіалку, фіолетовий), який конденсувався у вигляді темних блискучих пластинчастих кристалів. У 1813 - 1814 французький хімік Ж.Л. Гей-Люссак і англійський хімік Г. Деві довели елементарну природу йоду. Середній вміст йоду в земній корі 4 * 10 -5% за масою. У мантії і магма і в утворилися з них породах (гранітах, базальтах) з'єднання йоду розпорошені глибинні мінерали йоду невідомі. Історія йоду в земній корі тісно пов'язана з живою речовиною і біогенної міграцією. У біосфері спостерігаються процеси його концентрації, особливо морськими організмами (водоростями, губками). Відомі 8 гіпергенних мінералів йоду, що утворюються в біосфері, однак вони дуже рідкісні. Основним резервуаром йоду для біосфери служить Світовий океан (в 1 літрі в середньому міститься 5 * 10-5 грам йоду). З океану з'єднання йоду, розчинені в краплях морської води, потрапляють в атмосферу і переносяться вітрами на континенти. Місцевості, віддалені від океану або відгороджені від морських вітрів горами, збіднені йодом. Йод легко адсорбується органічними речовинами грунтів і морських мулів. При ущільненні цих мулів та освіті осадових гірських порід відбувається десорбція, частина з'єднань йоду переходить у підземні води. Так утворюються використовувані для видобутку йоду йодо-бромні води, особливо характерні для районів нафтових родовищ (місцями 1 літр цих вод містить понад 100 мг йоду). Щільність йоду 4,94 г / см 3, t пл 113,5 ° С, t кіп 184,35 ° С. Йод погано розчиняється у воді (0,33 г / л при 25 ° С), добре - в сірковуглеці і органічних розчинниках (бензолі, спирті), а також у водних розчинах йодидів. Хімічно йод досить активний, хоча і в меншій мірі, ніж хлор і бром. Адсорбуючись на крохмалі, йод забарвлює його в темно-синій колір; це використовується в йодометріі і якісному аналізі для виявлення йоду. Пари йоду отруйні і подразнюють слизові оболонки. На шкіру йод надає припікаючу і знезаражуючу дію. Плями від йоду змивають розчинами соди або тіосульфату натрію. Сировиною для промислового отримання йоду в Росії служать нафтові бурові води; за кордоном - морські водорості, а також маткові розчини чилійської (натрієвої) селітри, що містять до 0,4% йоду у вигляді йодату натрію. Для витягу йоду з нафтових вод (що містять зазвичай 20 - 40 мг / л йоду у вигляді йоділов) на них спочатку діють хлором або азотистої кислотою. Виділився йод або адсорбують активним вугіллям, або видувають повітрям. На йод, адсорбований вугіллям, діють їдким лугом або сульфитом натрію. Йод і його сполуки застосовують головним чином у медицині та в аналітичній хімії, а також в органічному синтезі та фотографії. У промисловості застосування йоду поки незначно за обсягом, але дуже перспективно. Так, на термічному розкладанні йодидів засновано отримання високочистих металів. Йод - необхідний для тварин і людини мікроелемент. Середній вміст йоду в грунтах близько 3 * 10 -4%, в рослинах близько 2 * 10 -5%. У поверхневих питних водах йоду мало (від 10 -7 до 10 -9%). У приморських областях кількість йоду в 1 м 3 повітря може досягати 50 мкг, в континентальних і гірських - становить 1 або навіть 0,2 мкг. Поглинання йоду рослинами залежить від вмісту в грунтах його сполук і від виду рослин. Деякі організми (морські водорості - фукус, ламінарія, філофора, накопичують до 1% йоду, деякі губки - до 8,5%). Водорості, що концентрують йод, використовуються для його промислового одержання. У тваринний організм йод надходить з їжею, водою, повітрям. Основне джерело йоду - рослинні продукти і корми.
В організмі людини накопичується від 20 до 50 мг йоду, в тому числі в м'язах близько 10 - 25 мг, в щитовидній залозі в нормі 6-15 мг. У різних біохімічних провінціях вміст йоду в добовому раціоні коливається (для людини від 20 до 240 мкг, для вівці від 20 до 400 мкг). Потреба тварини в йоді залежить від його фізіологічного стану, пори року, температури, адаптації організму до вмісту йоду в середовищі. Добова потреба в йоді людини і тварин - близько 3 мкг на 1 кг маси (зростає при вагітності, посиленому зростанні, охолодженні). Введення в організм йоду підвищує основний обмін, підсилює окисні процеси, тонізує м'язи. У зв'язку з більшим чи меншим недоліком йоду в їжі і воді застосовують йодування кухонної солі, що містить зазвичай 10 - 25 г йодистого калію на 1 тонну солі. Застосування добрив, які містять йод, може подвоїти і потроїти його вміст у сільськогосподарських культурах. Медичні препарати, що містять йод, мають антибактеріальні та протигрибкові властивості, вони роблять також протизапальну та відволікаючу дію; їх застосовують зовнішньо для знезараження ран, підготовки операційного поля. Малі дози йоду (мікройод) гальмують функцію щитовидної залози, діючи на утворення тиреотропного гормону передніх часток гіпофіза. Оскільки йод впливає на білковий і жировий (ліпідний) обмін, він знайшов застосування при лікуванні атеросклерозу, оскільки знижує вміст холестерину в крові, підвищує також фібринолітичну активність крові. Штучно радіоактивні ізотопи йоду - 125 I, 131 I, 132 I і інші широко використовуються в біології і, особливо в медицині для визначення функціонального стану щитовидної залози і лікування ряду її захворювань. Застосування радіоактивного йоду в діагностиці пов'язано зі здатністю йоду вибірково накопичуватися в щитовидній залозі; використання в лікувальних цілях засновано на здатності b-випромінювання радіоізотопів йоду руйнувати секреторні клітини залози. При забрудненнях навколишнього середовища продуктами ядерного поділу радіоактивні ізотопи йоду швидко включаються в біологічний круговорот, потрапляючи, в кінцевому рахунку, в молоко і, отже, в організм людини. Особливо небезпечно їх проникнення в організм дітей, щитовидна залоза яких в 10 разів менше, ніж у дорослих людей і до того ж має більшу радіочутливість. З метою зменшення відкладення радіоактивних ізотопів йоду в щитовидній залозі рекомендується застосовувати препарати стабільного І. (по 100 - 200 мг на прийом). Радіоактивний йод швидко і повністю всмоктується в шлунково-кишковому тракті і вибірково відкладається в щитовидній залозі. Його поглинання залежить від функціонального стану залози.
5.КОБАЛЬТ
(Лат. Cobaltum). Назва металу виникла від німецького Kobold (домовик, гном). Сполуки кобальту були відомі і застосовувалися в глибокій старовині. Зберігся єгипетський скляний глек, що відноситься до ХV ст. до н.е., забарвлений солями кобальту, а також блакитні скловидні цеглини, що містять кобальт. У древній Ассірії, а також у Вавилоні з кобальту виготовляли лазурит - блакитну фарбу, якою обливали керамічні вироби. Вихідним матеріалом для отримання кобальтових сполук служив тоді цафер (Zaffer)-сапфір, що містить вісмут і кобальт; звідки і виникли назви фарб - сафлор, шафран і інш У середні віки гірники знаходили, разом з іншими рудами кобальтову "землю", але не знали , що з нею робити. Іноді ця земля була схожа на срібну руду, але не містила ніякого срібла. У середні віки німецькі гірники бажаючи підкреслити властивості кобальтових земель, називали їх коб-ольд - підземний гном, глузливий дух, безсовісний шахрай. Кобальт згадується у Бірінгуччо, Василя Валентина, Парацельса і інших авторів XV-XVII ст. У "Алхімічному лексиконі" Руланда (1612) про кобальті говориться: "Кобол, кобальт (Koboltum, Kobaltum) або Коллет (Colletum)-металева матерія, чорніша за свинець і залізо, що розтягується при нагріванні". Кобальт - чорний, трохи схожа за кольором на золу матерія, яку можна кувати і лити, але вона не володіє металевим блиском, і яка являє собою шкідливу суспензія, що відводить (при плавці) разом з димом хорошу руду. Проте в історії хімії прийнято вважати, що металевий кобальт був уперше описаний в 1735 р. професором Брандтом. У дисертації "Про напівметалах" Брандт вказує, що отримується з руд металевий вісмут не являє собою чистого металу, а містить "кобальтовий корольок" (металевий кобальт). Він же з'ясував, що солі кобальту забарвлюють скло в синій колір. У чистому вигляді металевий кобальт був отриманий Верцеліусом. У російській літературі XVIII і початку XIX ст. зустрічаються назви кобольт, коболт (Соловйов і Страхов, 1824 і в більш ранніх творах з хімії). Двигубський (1824) вживає назву кобальт; надалі воно стає загальноприйнятим. Його щільність становить 8,9 г / см 3, температура плавлення - 1494 ° С, він володіє феромагнітними властивостями (точка Кюрі 1121 ° С). При звичайній температурі на повітрі хімічно стійкий. За хімічним складом розрізняють три основних типи кобальтових руд: арсенові руди, сірчисті і окислені. З 1 тонни руди отримують від 1 до 30 кг кобальту. Серед металів підгрупи заліза кобальт самий рідкісний; вміст його в земній корі не перевищує тисячної частки відсотка. Загальні світові запаси оцінюють в 6 млн. т, причому велика їх частина зосереджена в зарубіжних країнах: Заїрі, Марокко, Замбії та ін У Росії найбільшим родовищем кобальтових руд є Норильське, а з республік колишнього СРСР значними запасами володіє Азербайджан. У хімічній промисловості метал застосовується головним чином як каталізатора різних хімічних процесів. Солі кобальту додають в фарби і лаки для прискорення процесу їх висихання. Кобальт має значне біологічне значення, він відноситься до числа біологічно активних елементів і завжди міститься в організмі тварин і в рослинах. З недостатнім вмістом його в грунтах і в рослинах пов'язано розвиток малокрів'я у тварин. Входячи до складу водорозчинного вітаміну В 12, кобальт вельми активно впливає на надходження азотистих речовин, збільшення змісту хлорофілу і аскорбінової кислоти. Цей вітамін впливає на вуглеводний і жировий обмін, бере участь у кровотворенні. У мікродозах кобальт є необхідним елементом для нормальної життєдіяльності багатьох рослин і тварин. Разом з тим підвищені концентрації сполук кобальту є токсичними. В даний час гостро стоїть проблема забруднення навколишнього середовища солями важких металів.
6. КРЕМНІЙ
(Лат. Silicium від silex-кремінь). Сполуки кремнію були відомі людині з незапам'ятних часів. Але з простою речовиною кремнієм чоловік познайомився всього близько 200 років тому. Фактично першими дослідниками, які отримали кремній, були французи Ж.Л. Гей-Люссак і Л.Ж. Тенар. Вони в 1811 виявили, що нагрівання фториду кремнію з металевим калієм призводить до утворення буро-коричневої речовини, однак самі дослідники правильного висновку про отримання нового простої речовини не зробили. Честь відкриття нового елемента належить шведському хіміку Й. Берцеліус, який для отримання кремнію нагрівав також з металевим калієм з'єднання складу K2SiF6. Він отримав той же аморфний порошок, що і французькі хіміки, і в 1824 оголосив про новий елементарному речовину, яку назвав «силіцій». Кристалічний кремній був отриманий тільки в 1854 році французьким хіміком А.Е. Сент-Клер Девіль. За поширеністю в земній корі кремній серед всіх елементів займає друге місце (після кисню). На частку кремнію припадає 27,7% маси земної кори. Кремній входить до складу декількох сотень різних природних силікатів і алюмосилікатів. Широко поширений і кремнезем, або кремнію діоксид SiO2 (річковий пісок, кварц, кремінь і ін), що становить близько 12% земної кори (по масі). У вільному вигляді кремній в природі не зустрічається. У промисловості кремній отримують, відновлюючи розплав SiO2 коксом при температурі близько 1800 ° C в дугових печах. Чистота отриманого таким чином кремнію становить близько 99,9%. Так як для практичного використання потрібен кремній більш високої чистоти, отриманий кремній хлорують. Утворюються сполуки складу SiCl4 і SiCl3H. Ці хлориди далі очищають різними способами від домішок і на заключному етапі відновлюють чистим воднем. Можлива також очищення кремнію за рахунок попереднього отримання силіциду магнію Mg2Si. Далі з силіциду магнію за допомогою соляної або оцтової кислот отримують летючий моносілан SiH4. Моносілан очищають далі ректифікацією, сорбційними та ін методами, а потім розкладають на кремній і водень при температурі близько 1000 ° C. Вміст домішок в одержуваному цими методами кремнії знижується до 10-8-10-6% за масою. Кристалічна решітка кремнію кубічна гранецентрированная типу алмазу (при високих тисках отримані й інші модифікації поліморфні кремнію), але через більшу довжини зв'язку між атомами Si-Si в порівнянні з довжиною зв'язку С-С твердість кремнію значно менше, ніж алмазу. Щільність кремнію 2,33 кг / дм 3. Температура плавлення 1410 ° C, температура кипіння 2355 ° C. Кремній крихкий, тільки при нагріванні вище 800 ° C він стає пластичним речовиною. Цікаво, що кремній прозорий до інфрачервоного випромінювання. Елементарний кремній-типовий напівпровідник. Концентрація носіїв струму в кремнії з власною провідністю при кімнатній температурі 1,5 · 1016 м-3. На електрофізичні властивості кристалічного кремнію великий вплив мають містяться в ньому мікродомішки. Хімічно кремній малоактивний. При кімнатній температурі реагує тільки з газоподібним фтором, при цьому утворюється летючий тетрафторид кремнію SiF4. При нагріванні до температури 400-500 ° C кремній реагує з киснем з утворенням діоксиду SiO2.
Діоксид кремнію SiO2-кислотний оксид, не реагує з водою. Існує у вигляді декількох поліморфних модифікацій (кварц, тридимит, кристобаліт, cтеклообразний SiO2). З цих модифікацій найбільше практичне значення має кварц. Кварц прозорий для ультрафіолетового випромінювання. Характеризується дуже низьким коефіцієнтом теплового розширення, тому виготовлена з кварцу посуд не розтріскується при перепадах температури до 1000 градусів. Кремній використовують як напівпровідниковий матеріал. Кварц знаходить застосування як матеріал для виготовлення жароміцної хімічної (кварцовою) посуду, ламп УФ-випромінювання. Силікати знаходять широке застосування як будівельні матеріали. Шибки представляють собою аморфні силікати. Кремнійорганічні матеріали характеризуються високою зносостійкістю і широко використовуються на практиці як силіконових масел, клеїв, каучуків, лаків. Для деяких організмів кремній є важливим біогенним елементом. Він входить до складу опорних утворень у рослин і скелетних - у тварин. У великих кількостях кремній концентрують морські організми - діатомові водорості, радіолярії, губки. М'язова тканина людини містить (1-2) · 10-2% кремнію, кісткова тканина-17.10 -4%, кров - 3,9 мг / л. З їжею в організм людини щодня надходить до 1 г кремнію. Сполуки кремнію не отруйні. Але дуже небезпечно вдихання високодисперсних часток як силікатів, так і діоксиду кремнію, що утворюються, наприклад, при вибухових роботах, при довбанні порід в шахтах, при роботі піскоструминних апаратів і т. д. Мікрочастинки SiO2, що потрапили в легені, в них кристалізуються, а виникаючі кристалики руйнують легеневу тканину і викликають важку хворобу - силікоз. Щоб не допустити потрапляння в легені цієї небезпечного пилу, слід використовувати для захисту органів дихання респіратор.
7. ВІСУТ
(Лат. Bismuthum). Вісмут відомий з 15 століття, але його довго приймали за різновид олова, свинцю або сурми. У 1529 німецький вчений у галузі гірничої справи та металургії Г. Агрікола дав перші відомості про металевому вісмуту, його видобутку і переробці. Хімічну індивідуальність вісмуту першим встановив в 1739 І. Потт. Введено в хімічну номенклатуру у 1819 році шведським хіміком Й. Берцелиусом. У періодичній системі вісмут - останній стабільний (не радіоактивний) елемент. За деякими даними, 209Bi слабо радіоактивний, але його період напіврозпаду настільки великий (близько 1017 років), що цей нуклід можна вважати стабільним. Зміст вісмуту в земній корі дуже мало і складає всього 9.10 -7% (71-е місце серед всіх елементів). У природі іноді зустрічається у вільному вигляді. Вісмут - рідкісний розсіяний елемент, його власні мінерали дуже рідкісні. Температура плавлення 271,4 ° C (вісмут - один з найбільш легкоплавких металів), температура кипіння 1564 ° C, щільність 9,80 кг / дм 3. При плавленні вісмут зменшується в обсязі (як лід), тобто твердий вісмут легше рідкого. При високих тисках існують інші модифікації металевого вісмуту. Вісмут крихкий, легко розтирається в порошок. Вісмут - найсильніший діамагнетика серед металів. У сухому повітрі вісмут не окислюється, у вологому атмосфері поступово покривається плівкою оксидів. При нагріванні вище 1000 ° С згоряє з утворенням основного оксиду Bi2O3. Джерелом вісмуту служать свинцеві, олов'яні та інші руди, де він міститься як домішок. При промисловому одержанні вісмуту спочатку з свинцевих і мідних руд (вміст вісмуту в яких звичайно становить десяті і навіть соті частки відсотка) готують концентрат. Концентрати переробляють гідрометалургійним шляхом, іноді їх піддають металотермічним обробці (з використанням в якості відновників кальцію або магнію). На заключній стадії очищення вісмуту застосовують екстракцію, різні хімічні і електрохімічні методи. У Росії перші кілограми металевого вісмуту отримав у 1918 К. А. Ненадкевіч, який розробив технологію його виплавки. Основне застосування вісмуту - його використання як компонент легкоплавких сплавів. Вісмут входить, наприклад, у відомий сплав Вуда, температура плавлення якого нижче температури кипіння води, в багато інших сплави, що використовуються, наприклад, при виготовленні легкоплавких запобіжників. Сплави вісмуту і марганцю характеризуються феромагнітними властивостями і тому йдуть на виготовлення потужних постійних магнітів. Сполуки вісмуту, особливо Bi2O3, застосовують в скловарінні та кераміці, у фармацевтичній промисловості, в якості каталізаторів та ін
8.ГЕЛІЙ
(Лат. Helium). Відкриття гелію почалося з 1868 року, коли при спостереженні сонячного затемнення астрономи француз П.Ж. Жансен і англієць Д.М. Локьер незалежно один від одного виявили в спектрі сонячної корони жовту лінію (вона отримала назву D3-лінії), яку не можна було приписати жодному з відомих у той час елементів. У 1871 Локьер пояснив її походження присутністю на Сонці нового елементу. У 1895 році англієць У. Рамзай виділив з природної радіоактивної руди клевеіта газ, в спектрі якого була присутня та ж D3-лінія. Новому елементу Локьер дав ім'я, що відображає історію його відкриття (грец. Helios-сонце). Оскільки Локьер вважав, що виявлений елемент-метал, він використовував в латинській назві елементу закінчення «lim», який зазвичай вживаємо в назві металів. Таким чином, гелій задовго до свого відкриття на Землі отримав ім'я, яке закінченням відрізняє його від назв решти інертних газів. В атмосферному повітрі вміст гелію дуже мало і складає близько 5,27 · 10-4% за об'ємом. У земній корі його 0,8 · 10-6%, в морській воді - 4.10 -10%. Джерелом гелію служать нафти і геліоносние природні гази, у яких вміст гелію досягає 2-3%, а в окремих випадках і 8-10% за об'ємом. Зате в космосі гелій-другий за поширеністю елемент (після водню): на його частку припадає 28% космічної маси. В даний час гелій виділяють з природних геліоносних газів, користуючись методом глибокого охолодження (гелій знімається важче всіх інших газів). Родовища таких газів є в Росії, США, Канаді і ЮАР. Гелій міститься також в деяких мінералах (монацит, торіаніте та інших), при цьому з 1 кг мінералу при нагріванні можна виділити до 10 л гелію. Гелій - легкий негорючий газ, щільність газоподібного гелію при нормальних умовах 0,178 кг/м3 (менше тільки в газу водню). Температура кипіння гелію (при нормальному тиску) близько 4,2 К (або -268,93 ° C, це - найнижча температура кипіння). При нормальному тиску рідкий гелій не вдається перетворити на тверду речовину навіть при температурах, близьких до абсолютного нуля (0К). При тиску близько 3,76 МПа температура плавлення гелію 2,0 К. Найменший тиск, при якому спостерігається перехід рідкого гелію в твердий стан --- 2,5 МПа (25 ат), температура плавлення гелію при цьому близько 1,1 К (-272,1 ° C). У 100 мл води при 20 ° C розчиняється 0,86 мл гелію, в органічних розчинниках його розчинність ще менше. Гелій використовують для створення інертної і захисної атмосфери при зварюванні, різанні і плавці металів, при перекачуванні ракетного палива, для заповнення дирижаблів і аеростатів, як компонент середовища гелієвих лазерів. Рідкий гелій, найхолодніша рідина на Землі, - унікальний хладагент в експериментальній фізиці, що дозволяє використовувати наднизькі температури в наукових дослідженнях (наприклад, при вивченні електричної надпровідності). Завдяки тому, що гелій дуже погано розчиняється в крові, його використовують як складову частину штучного повітря, що подається для дихання водолазам. Заміна азоту на гелій запобігає кесонну хвороба (при вдиханні звичайного повітря азот під підвищеним тиском розчиняється в крові, а потім виділяється з неї у вигляді бульбашок, що закупорюють дрібні судини).
9.БРОМ
До відкриття брому привели дослідження французького хіміка А. Балар, який в 1825 році, діючи хлором на водний розчин, отриманий після промивання золи морських водоростей, виділив темно-буру погано пахне рідина. Цю рідину, отриману також з морської води, він назвав муріди (від лат. Muria - соляний розчин, розсіл) і надіслав повідомлення про своє відкриття в Паризьку академію наук. Комісія, створена для перевірки цього повідомлення, не прийняла назву Балар і назвала новий елемент бромом. Відкриття брому зробило молодого і мало кому відомого вченого знаменитим. Після появи статті Балар виявилося, що склянки з аналогічною речовиною чекали дослідження у німецьких хіміків К. Левіга та Ю. Лібіха. Бром - досить рідкісний в земній корі елемент. Його вміст у ній оцінюється в 0,37 · 10-4% (приблизно 50-е місце). Хімічно бром високо активний і тому у вільному вигляді в природі не зустрічається. Входить до складу великої кількості різних сполук. Власні мінерали брому - бромаргіріт (бромід срібла AgBr) і емболії (хлорид і бромід срібла) - надзвичайно рідкісні. Джерелом брому служать води гірких озер, соляні розсоли, супутні нафти і різним соляним родовищ, і морська вода (65.10 -4%), багатший на бромом Мертве море. В даний час бром зазвичай витягають з вод деяких гірких озер, одне з яких розташована в нашій країні в Кулундинской степу (Алтай). При звичайних умовах бром - важка (щільність 3,1055 г/см3) червоно-бура густа рідина з різким запахом. Бром відноситься до числа простих речовин, рідких при звичайних умовах. Температура плавлення брому -7,25 ° C, температура кипіння +59,2 ° C. У вільному вигляді існує у вигляді двохатомних молекул Br2. Помітна дисоціація молекул на атоми спостерігається при температурі 800 ° C і швидко зростає при подальшому зростанні температури. Бром трохи, але краще за інших галогенів розчинний у воді (3,58 г на 100 г води при 20 ° C). У бромної воді протікає реакція з утворенням бромоводородной кислоти. Бром застосовують при отриманні ряду неорганічних і органічних речовин, в аналітичній хімії. Сполуки брому використовують як паливних добавок, пестицидів, інгібіторів горіння, а також у фотографії. Широко відомі містять бром лікарські препарати. Заспокійлива дія бромистих препаратів засноване на їх здатності підсилювати процеси гальмування в центральній нервовій системі. При роботі з бромом слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, рукавичками. ГДК парів брому 0,5 мг/м3. Вже при вмісті брому в повітрі в концентрації близько 0,001% (за об'ємом) спостерігається подразнення слизових оболонок, запаморочення, а при більш високих концентраціях - спазми дихальних шляхів, задуха. При попаданні в організм токсична доза становить 3 г, летальна-від 35 р. З-за високої хімічної активності і отруйності як парів брому, так і рідкого брому його слід зберігати в скляній, щільно закупореній товстостінній посуді.
Склянки з бромом розташовують у ємностях з піском, який охороняє склянки від руйнування при струшуванні.
З-за високої щільності брому склянки з них у жодному разі не можна брати тільки за горло.
Для нейтралізації пролитого брому поверхню з ним треба негайно покрити кашкою з вологою соди Na2CO3.
10. ФОСФОР
(Лат. - Phosphopus). Першим у вільному стані фосфор отримав у 1669 гамбурзький алхімік Х. Бранд (є відомості, що аналогічне за властивостями речовина було отримано ще в 12 столітті арабським алхіміком Бехілем). У пошуках філософського каменя він прожарив в закритій посудині сухий залишок від випарювання сечі з річковим піском і деревним вугіллям. Після прожарювання посудину c реагентами почав світитися в темряві білим світлом (це світився фосфор, відновлений з його сполук, що містяться в сечі). У 1680 світиться в темряві фосфор (від грецького «фосфорос» - світлоносний) отримав англієць Р. Бойль. У наступні роки було встановлено, що фосфор міститься не тільки в сечі, але і в тканинах головного мозку, в кістках скелета. Найбільш простий метод отримання фосфору прокаливанием кістяний золи з вугіллям був запропонований в 1771 К. Шеєле. Елементарну природу фосфору встановив в кінці 18 століття А. Л. Лавуазьє. Вміст у земній корі 0,105% за масою, що значно перевершує зміст, наприклад, азоту. У морській воді 0,07 мг / л. У вільному вигляді в природі фосфор не зустрічається, але він входить до складу 200 різних мінералів. Фосфор входить до складу всіх живих організмів. Елементарний фосфор існує в кількох алотропних модифікаціях, головні з яких: біла (фосфор III), червона (фосфор II) і чорна (фосфор I). Білий фосфор - воскоподібне, прозора речовина, з характерним запахом. Складається з тетраедричних молекул Р4, які можуть вільно обертатися. Білий фосфор володіє кубічної кристалічної гратами молекулярного типу. Щільність 1,828 кг / дм 3. Температура плавлення 44,14 ° C, температура кипіння 287 ° C. Існує дві форми білого фосфору: a-модифікація, з кубічною кристалічною решіткою, при -76,9 ° C переходить в b-модифікацію, кристалічна решітка якої не встановлена і відсутня вільне обертання молекул Р4. Діелектрик. Розчиняється в етиловому спирті, бензолі, сірковуглеці CS2. Нагріваючи білий фосфор без доступу повітря при 250-300 ° C отримують червоний фосфор. Домішки натрію, йоду і селену і УФ-промені прискорюють перехід однієї модифікації в іншу. Червоний фосфор аморфний, має колір від червоного до темно-коричневого та фіолетового. Існує кілька кристалічних форм з різними властивостями. Кристалічний червоний фосфор (фосфор Гитторф) отримують, охолоджуючи насичений при температурі 600 ° C розчин червоного фосфору в розплавленому свинці. Він володіє моноклінної гратами. Щільність червоного фосфору 2,0-2,4 кг / дм 3. Діелектрик. При нагріванні червоний фосфор випаровується у вигляді молекул Р4, конденсація яких призводить до утворення білого фосфору. При нагріванні білого фосфору до 200-220 ° C під тиском 1,2 ГПа утворюється кристалічний чорний фосфор. Решітка побудована з волокнистих шарів з пірамідальним розташуванням атомів. Найбільш стійка різновид чорного фосфору має орторомбічна грати. Щільність чорного фосфору 2,702 кг / дм 3. Зовні схожий на графіт; напівпровідник, диамагнитен. При нагріванні до 560-580 ° C перетворюється в червоний фосфор. Чорний фосфор малоактивний, насилу запалюється. Найбільш активний білий фосфор. Він окислюється на повітрі.
При горінні фосфору в надлишку кисню виходить P2O5, який утворює димери Р4О10 і тетрамери Р8О20. При нестачі кисню виходить P2O3. Самозаймається на повітрі за рахунок виділяється при окисленні теплоти.
Червоний фосфор на повітрі окислюється повільно, не займається. Чорний фосфор на повітрі не окислюється. Білий фосфор використовується при виготовленні фосфорної кислоти Н3РО4 (для отримання харчових фосфатів і синтетичних мийних засобів). Застосовується при виготовленні запальних і димових снарядів, бомб. Червоний фосфор використовують у виготовленні мінеральних добрив, сірниковій виробництві. Фосфор застосовується у виробництві сплавів кольорових металів як розкислювач, служить легуючої добавкою. Використовується у виробництві магнитомягких сплавів, при отриманні напівпровідникових фосфідів. Сполуки фосфору служать вихідними речовинами для виробництва медикаментів. Фосфор присутній в живих клітинах у вигляді орто-і пірофосфорної кислот, входить до складу нуклеотидів, нуклеїнових кислот, фосфопротеідов, фосфоліпідів, коферментів, ферментів. Кістки людини складаються з гідроксилапатиту 3Са3 (РО4) 3 · СаF2. До складу зубної емалі входить фторапатит. Основну роль у перетвореннях сполук фосфору в організмі людини і тварин грає печінка. Обмін фосфорних сполук регулюється гормонами і вітаміном D. Добова потреба людини у фосфорі 1-2 р. При нестачі фосфору в організмі розвиваються різні захворювання кісток. Сполуки фосфору токсичні. Смертельна доза білого фосфору - 50-150 мг. Потрапляючи на шкіру, білий фосфор дає важкі опіки. Бойові отруйні речовини зарин, зоман, табун є сполуками фосфору. Гострі отруєння фосфором проявляються печінням в роті і шлунку, головним болем, слабкістю, блювотою. Через 2-3 доби розвивається жовтяниця. Для хронічних форм характерні порушення кальцієвого обміну, ураження серцево-судинної та нервової систем. Перша допомога при гострому отруєнні - промивання шлунка, проносне, очисні клізми, внутрішньовенно розчини глюкози. При опіках шкіри обробити уражені ділянки розчинами мідного купоросу або соди. ГДК парів фосфору в повітрі 0,03 мг/м3. Пил червоного фосфору, потрапляючи в легені, викликає пневмонію.
Використаної літератури
1.Бенеш П., Пумпр В., Свободова М., Мансуров Г. М. 111 питань з хімії.
2.Рудзітіс Г. Є., Фельдман Ф. Г. Хімія 7-11.
3.Большая енциклопедія Кирила і Мефодія.
(Лат. Cobaltum). Назва металу виникла від німецького Kobold (домовик, гном). Сполуки кобальту були відомі і застосовувалися в глибокій старовині. Зберігся єгипетський скляний глек, що відноситься до ХV ст. до н.е., забарвлений солями кобальту, а також блакитні скловидні цеглини, що містять кобальт. У древній Ассірії, а також у Вавилоні з кобальту виготовляли лазурит - блакитну фарбу, якою обливали керамічні вироби. Вихідним матеріалом для отримання кобальтових сполук служив тоді цафер (Zaffer)-сапфір, що містить вісмут і кобальт; звідки і виникли назви фарб - сафлор, шафран і інш У середні віки гірники знаходили, разом з іншими рудами кобальтову "землю", але не знали , що з нею робити. Іноді ця земля була схожа на срібну руду, але не містила ніякого срібла. У середні віки німецькі гірники бажаючи підкреслити властивості кобальтових земель, називали їх коб-ольд - підземний гном, глузливий дух, безсовісний шахрай. Кобальт згадується у Бірінгуччо, Василя Валентина, Парацельса і інших авторів XV-XVII ст. У "Алхімічному лексиконі" Руланда (1612) про кобальті говориться: "Кобол, кобальт (Koboltum, Kobaltum) або Коллет (Colletum)-металева матерія, чорніша за свинець і залізо, що розтягується при нагріванні". Кобальт - чорний, трохи схожа за кольором на золу матерія, яку можна кувати і лити, але вона не володіє металевим блиском, і яка являє собою шкідливу суспензія, що відводить (при плавці) разом з димом хорошу руду. Проте в історії хімії прийнято вважати, що металевий кобальт був уперше описаний в 1735 р. професором Брандтом. У дисертації "Про напівметалах" Брандт вказує, що отримується з руд металевий вісмут не являє собою чистого металу, а містить "кобальтовий корольок" (металевий кобальт). Він же з'ясував, що солі кобальту забарвлюють скло в синій колір. У чистому вигляді металевий кобальт був отриманий Верцеліусом. У російській літературі XVIII і початку XIX ст. зустрічаються назви кобольт, коболт (Соловйов і Страхов, 1824 і в більш ранніх творах з хімії). Двигубський (1824) вживає назву кобальт; надалі воно стає загальноприйнятим. Його щільність становить 8,9 г / см 3, температура плавлення - 1494 ° С, він володіє феромагнітними властивостями (точка Кюрі 1121 ° С). При звичайній температурі на повітрі хімічно стійкий. За хімічним складом розрізняють три основних типи кобальтових руд: арсенові руди, сірчисті і окислені. З 1 тонни руди отримують від 1 до 30 кг кобальту. Серед металів підгрупи заліза кобальт самий рідкісний; вміст його в земній корі не перевищує тисячної частки відсотка. Загальні світові запаси оцінюють в 6 млн. т, причому велика їх частина зосереджена в зарубіжних країнах: Заїрі, Марокко, Замбії та ін У Росії найбільшим родовищем кобальтових руд є Норильське, а з республік колишнього СРСР значними запасами володіє Азербайджан. У хімічній промисловості метал застосовується головним чином як каталізатора різних хімічних процесів. Солі кобальту додають в фарби і лаки для прискорення процесу їх висихання. Кобальт має значне біологічне значення, він відноситься до числа біологічно активних елементів і завжди міститься в організмі тварин і в рослинах. З недостатнім вмістом його в грунтах і в рослинах пов'язано розвиток малокрів'я у тварин. Входячи до складу водорозчинного вітаміну В 12, кобальт вельми активно впливає на надходження азотистих речовин, збільшення змісту хлорофілу і аскорбінової кислоти. Цей вітамін впливає на вуглеводний і жировий обмін, бере участь у кровотворенні. У мікродозах кобальт є необхідним елементом для нормальної життєдіяльності багатьох рослин і тварин. Разом з тим підвищені концентрації сполук кобальту є токсичними. В даний час гостро стоїть проблема забруднення навколишнього середовища солями важких металів.
6. КРЕМНІЙ
(Лат. Silicium від silex-кремінь). Сполуки кремнію були відомі людині з незапам'ятних часів. Але з простою речовиною кремнієм чоловік познайомився всього близько 200 років тому. Фактично першими дослідниками, які отримали кремній, були французи Ж.Л. Гей-Люссак і Л.Ж. Тенар. Вони в 1811 виявили, що нагрівання фториду кремнію з металевим калієм призводить до утворення буро-коричневої речовини, однак самі дослідники правильного висновку про отримання нового простої речовини не зробили. Честь відкриття нового елемента належить шведському хіміку Й. Берцеліус, який для отримання кремнію нагрівав також з металевим калієм з'єднання складу K2SiF6. Він отримав той же аморфний порошок, що і французькі хіміки, і в 1824 оголосив про новий елементарному речовину, яку назвав «силіцій». Кристалічний кремній був отриманий тільки в 1854 році французьким хіміком А.Е. Сент-Клер Девіль. За поширеністю в земній корі кремній серед всіх елементів займає друге місце (після кисню). На частку кремнію припадає 27,7% маси земної кори. Кремній входить до складу декількох сотень різних природних силікатів і алюмосилікатів. Широко поширений і кремнезем, або кремнію діоксид SiO2 (річковий пісок, кварц, кремінь і ін), що становить близько 12% земної кори (по масі). У вільному вигляді кремній в природі не зустрічається. У промисловості кремній отримують, відновлюючи розплав SiO2 коксом при температурі близько 1800 ° C в дугових печах. Чистота отриманого таким чином кремнію становить близько 99,9%. Так як для практичного використання потрібен кремній більш високої чистоти, отриманий кремній хлорують. Утворюються сполуки складу SiCl4 і SiCl3H. Ці хлориди далі очищають різними способами від домішок і на заключному етапі відновлюють чистим воднем. Можлива також очищення кремнію за рахунок попереднього отримання силіциду магнію Mg2Si. Далі з силіциду магнію за допомогою соляної або оцтової кислот отримують летючий моносілан SiH4. Моносілан очищають далі ректифікацією, сорбційними та ін методами, а потім розкладають на кремній і водень при температурі близько 1000 ° C. Вміст домішок в одержуваному цими методами кремнії знижується до 10-8-10-6% за масою. Кристалічна решітка кремнію кубічна гранецентрированная типу алмазу (при високих тисках отримані й інші модифікації поліморфні кремнію), але через більшу довжини зв'язку між атомами Si-Si в порівнянні з довжиною зв'язку С-С твердість кремнію значно менше, ніж алмазу. Щільність кремнію 2,33 кг / дм 3. Температура плавлення 1410 ° C, температура кипіння 2355 ° C. Кремній крихкий, тільки при нагріванні вище 800 ° C він стає пластичним речовиною. Цікаво, що кремній прозорий до інфрачервоного випромінювання. Елементарний кремній-типовий напівпровідник. Концентрація носіїв струму в кремнії з власною провідністю при кімнатній температурі 1,5 · 1016 м-3. На електрофізичні властивості кристалічного кремнію великий вплив мають містяться в ньому мікродомішки. Хімічно кремній малоактивний. При кімнатній температурі реагує тільки з газоподібним фтором, при цьому утворюється летючий тетрафторид кремнію SiF4. При нагріванні до температури 400-500 ° C кремній реагує з киснем з утворенням діоксиду SiO2.
Діоксид кремнію SiO2-кислотний оксид, не реагує з водою. Існує у вигляді декількох поліморфних модифікацій (кварц, тридимит, кристобаліт, cтеклообразний SiO2). З цих модифікацій найбільше практичне значення має кварц. Кварц прозорий для ультрафіолетового випромінювання. Характеризується дуже низьким коефіцієнтом теплового розширення, тому виготовлена з кварцу посуд не розтріскується при перепадах температури до 1000 градусів. Кремній використовують як напівпровідниковий матеріал. Кварц знаходить застосування як матеріал для виготовлення жароміцної хімічної (кварцовою) посуду, ламп УФ-випромінювання. Силікати знаходять широке застосування як будівельні матеріали. Шибки представляють собою аморфні силікати. Кремнійорганічні матеріали характеризуються високою зносостійкістю і широко використовуються на практиці як силіконових масел, клеїв, каучуків, лаків. Для деяких організмів кремній є важливим біогенним елементом. Він входить до складу опорних утворень у рослин і скелетних - у тварин. У великих кількостях кремній концентрують морські організми - діатомові водорості, радіолярії, губки. М'язова тканина людини містить (1-2) · 10-2% кремнію, кісткова тканина-17.10 -4%, кров - 3,9 мг / л. З їжею в організм людини щодня надходить до 1 г кремнію. Сполуки кремнію не отруйні. Але дуже небезпечно вдихання високодисперсних часток як силікатів, так і діоксиду кремнію, що утворюються, наприклад, при вибухових роботах, при довбанні порід в шахтах, при роботі піскоструминних апаратів і т. д. Мікрочастинки SiO2, що потрапили в легені, в них кристалізуються, а виникаючі кристалики руйнують легеневу тканину і викликають важку хворобу - силікоз. Щоб не допустити потрапляння в легені цієї небезпечного пилу, слід використовувати для захисту органів дихання респіратор.
7. ВІСУТ
(Лат. Bismuthum). Вісмут відомий з 15 століття, але його довго приймали за різновид олова, свинцю або сурми. У 1529 німецький вчений у галузі гірничої справи та металургії Г. Агрікола дав перші відомості про металевому вісмуту, його видобутку і переробці. Хімічну індивідуальність вісмуту першим встановив в 1739 І. Потт. Введено в хімічну номенклатуру у 1819 році шведським хіміком Й. Берцелиусом. У періодичній системі вісмут - останній стабільний (не радіоактивний) елемент. За деякими даними, 209Bi слабо радіоактивний, але його період напіврозпаду настільки великий (близько 1017 років), що цей нуклід можна вважати стабільним. Зміст вісмуту в земній корі дуже мало і складає всього 9.10 -7% (71-е місце серед всіх елементів). У природі іноді зустрічається у вільному вигляді. Вісмут - рідкісний розсіяний елемент, його власні мінерали дуже рідкісні. Температура плавлення 271,4 ° C (вісмут - один з найбільш легкоплавких металів), температура кипіння 1564 ° C, щільність 9,80 кг / дм 3. При плавленні вісмут зменшується в обсязі (як лід), тобто твердий вісмут легше рідкого. При високих тисках існують інші модифікації металевого вісмуту. Вісмут крихкий, легко розтирається в порошок. Вісмут - найсильніший діамагнетика серед металів. У сухому повітрі вісмут не окислюється, у вологому атмосфері поступово покривається плівкою оксидів. При нагріванні вище 1000 ° С згоряє з утворенням основного оксиду Bi2O3. Джерелом вісмуту служать свинцеві, олов'яні та інші руди, де він міститься як домішок. При промисловому одержанні вісмуту спочатку з свинцевих і мідних руд (вміст вісмуту в яких звичайно становить десяті і навіть соті частки відсотка) готують концентрат. Концентрати переробляють гідрометалургійним шляхом, іноді їх піддають металотермічним обробці (з використанням в якості відновників кальцію або магнію). На заключній стадії очищення вісмуту застосовують екстракцію, різні хімічні і електрохімічні методи. У Росії перші кілограми металевого вісмуту отримав у 1918 К. А. Ненадкевіч, який розробив технологію його виплавки. Основне застосування вісмуту - його використання як компонент легкоплавких сплавів. Вісмут входить, наприклад, у відомий сплав Вуда, температура плавлення якого нижче температури кипіння води, в багато інших сплави, що використовуються, наприклад, при виготовленні легкоплавких запобіжників. Сплави вісмуту і марганцю характеризуються феромагнітними властивостями і тому йдуть на виготовлення потужних постійних магнітів. Сполуки вісмуту, особливо Bi2O3, застосовують в скловарінні та кераміці, у фармацевтичній промисловості, в якості каталізаторів та ін
8.ГЕЛІЙ
(Лат. Helium). Відкриття гелію почалося з 1868 року, коли при спостереженні сонячного затемнення астрономи француз П.Ж. Жансен і англієць Д.М. Локьер незалежно один від одного виявили в спектрі сонячної корони жовту лінію (вона отримала назву D3-лінії), яку не можна було приписати жодному з відомих у той час елементів. У 1871 Локьер пояснив її походження присутністю на Сонці нового елементу. У 1895 році англієць У. Рамзай виділив з природної радіоактивної руди клевеіта газ, в спектрі якого була присутня та ж D3-лінія. Новому елементу Локьер дав ім'я, що відображає історію його відкриття (грец. Helios-сонце). Оскільки Локьер вважав, що виявлений елемент-метал, він використовував в латинській назві елементу закінчення «lim», який зазвичай вживаємо в назві металів. Таким чином, гелій задовго до свого відкриття на Землі отримав ім'я, яке закінченням відрізняє його від назв решти інертних газів. В атмосферному повітрі вміст гелію дуже мало і складає близько 5,27 · 10-4% за об'ємом. У земній корі його 0,8 · 10-6%, в морській воді - 4.10 -10%. Джерелом гелію служать нафти і геліоносние природні гази, у яких вміст гелію досягає 2-3%, а в окремих випадках і 8-10% за об'ємом. Зате в космосі гелій-другий за поширеністю елемент (після водню): на його частку припадає 28% космічної маси. В даний час гелій виділяють з природних геліоносних газів, користуючись методом глибокого охолодження (гелій знімається важче всіх інших газів). Родовища таких газів є в Росії, США, Канаді і ЮАР. Гелій міститься також в деяких мінералах (монацит, торіаніте та інших), при цьому з 1 кг мінералу при нагріванні можна виділити до 10 л гелію. Гелій - легкий негорючий газ, щільність газоподібного гелію при нормальних умовах 0,178 кг/м3 (менше тільки в газу водню). Температура кипіння гелію (при нормальному тиску) близько 4,2 К (або -268,93 ° C, це - найнижча температура кипіння). При нормальному тиску рідкий гелій не вдається перетворити на тверду речовину навіть при температурах, близьких до абсолютного нуля (0К). При тиску близько 3,76 МПа температура плавлення гелію 2,0 К. Найменший тиск, при якому спостерігається перехід рідкого гелію в твердий стан --- 2,5 МПа (25 ат), температура плавлення гелію при цьому близько 1,1 К (-272,1 ° C). У 100 мл води при 20 ° C розчиняється 0,86 мл гелію, в органічних розчинниках його розчинність ще менше. Гелій використовують для створення інертної і захисної атмосфери при зварюванні, різанні і плавці металів, при перекачуванні ракетного палива, для заповнення дирижаблів і аеростатів, як компонент середовища гелієвих лазерів. Рідкий гелій, найхолодніша рідина на Землі, - унікальний хладагент в експериментальній фізиці, що дозволяє використовувати наднизькі температури в наукових дослідженнях (наприклад, при вивченні електричної надпровідності). Завдяки тому, що гелій дуже погано розчиняється в крові, його використовують як складову частину штучного повітря, що подається для дихання водолазам. Заміна азоту на гелій запобігає кесонну хвороба (при вдиханні звичайного повітря азот під підвищеним тиском розчиняється в крові, а потім виділяється з неї у вигляді бульбашок, що закупорюють дрібні судини).
9.БРОМ
До відкриття брому привели дослідження французького хіміка А. Балар, який в 1825 році, діючи хлором на водний розчин, отриманий після промивання золи морських водоростей, виділив темно-буру погано пахне рідина. Цю рідину, отриману також з морської води, він назвав муріди (від лат. Muria - соляний розчин, розсіл) і надіслав повідомлення про своє відкриття в Паризьку академію наук. Комісія, створена для перевірки цього повідомлення, не прийняла назву Балар і назвала новий елемент бромом. Відкриття брому зробило молодого і мало кому відомого вченого знаменитим. Після появи статті Балар виявилося, що склянки з аналогічною речовиною чекали дослідження у німецьких хіміків К. Левіга та Ю. Лібіха. Бром - досить рідкісний в земній корі елемент. Його вміст у ній оцінюється в 0,37 · 10-4% (приблизно 50-е місце). Хімічно бром високо активний і тому у вільному вигляді в природі не зустрічається. Входить до складу великої кількості різних сполук. Власні мінерали брому - бромаргіріт (бромід срібла AgBr) і емболії (хлорид і бромід срібла) - надзвичайно рідкісні. Джерелом брому служать води гірких озер, соляні розсоли, супутні нафти і різним соляним родовищ, і морська вода (65.10 -4%), багатший на бромом Мертве море. В даний час бром зазвичай витягають з вод деяких гірких озер, одне з яких розташована в нашій країні в Кулундинской степу (Алтай). При звичайних умовах бром - важка (щільність 3,1055 г/см3) червоно-бура густа рідина з різким запахом. Бром відноситься до числа простих речовин, рідких при звичайних умовах. Температура плавлення брому -7,25 ° C, температура кипіння +59,2 ° C. У вільному вигляді існує у вигляді двохатомних молекул Br2. Помітна дисоціація молекул на атоми спостерігається при температурі 800 ° C і швидко зростає при подальшому зростанні температури. Бром трохи, але краще за інших галогенів розчинний у воді (3,58 г на 100 г води при 20 ° C). У бромної воді протікає реакція з утворенням бромоводородной кислоти. Бром застосовують при отриманні ряду неорганічних і органічних речовин, в аналітичній хімії. Сполуки брому використовують як паливних добавок, пестицидів, інгібіторів горіння, а також у фотографії. Широко відомі містять бром лікарські препарати. Заспокійлива дія бромистих препаратів засноване на їх здатності підсилювати процеси гальмування в центральній нервовій системі. При роботі з бромом слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, рукавичками. ГДК парів брому 0,5 мг/м3. Вже при вмісті брому в повітрі в концентрації близько 0,001% (за об'ємом) спостерігається подразнення слизових оболонок, запаморочення, а при більш високих концентраціях - спазми дихальних шляхів, задуха. При попаданні в організм токсична доза становить 3 г, летальна-від 35 р. З-за високої хімічної активності і отруйності як парів брому, так і рідкого брому його слід зберігати в скляній, щільно закупореній товстостінній посуді.
Склянки з бромом розташовують у ємностях з піском, який охороняє склянки від руйнування при струшуванні.
З-за високої щільності брому склянки з них у жодному разі не можна брати тільки за горло.
Для нейтралізації пролитого брому поверхню з ним треба негайно покрити кашкою з вологою соди Na2CO3.
10. ФОСФОР
(Лат. - Phosphopus). Першим у вільному стані фосфор отримав у 1669 гамбурзький алхімік Х. Бранд (є відомості, що аналогічне за властивостями речовина було отримано ще в 12 столітті арабським алхіміком Бехілем). У пошуках філософського каменя він прожарив в закритій посудині сухий залишок від випарювання сечі з річковим піском і деревним вугіллям. Після прожарювання посудину c реагентами почав світитися в темряві білим світлом (це світився фосфор, відновлений з його сполук, що містяться в сечі). У 1680 світиться в темряві фосфор (від грецького «фосфорос» - світлоносний) отримав англієць Р. Бойль. У наступні роки було встановлено, що фосфор міститься не тільки в сечі, але і в тканинах головного мозку, в кістках скелета. Найбільш простий метод отримання фосфору прокаливанием кістяний золи з вугіллям був запропонований в 1771 К. Шеєле. Елементарну природу фосфору встановив в кінці 18 століття А. Л. Лавуазьє. Вміст у земній корі 0,105% за масою, що значно перевершує зміст, наприклад, азоту. У морській воді 0,07 мг / л. У вільному вигляді в природі фосфор не зустрічається, але він входить до складу 200 різних мінералів. Фосфор входить до складу всіх живих організмів. Елементарний фосфор існує в кількох алотропних модифікаціях, головні з яких: біла (фосфор III), червона (фосфор II) і чорна (фосфор I). Білий фосфор - воскоподібне, прозора речовина, з характерним запахом. Складається з тетраедричних молекул Р4, які можуть вільно обертатися. Білий фосфор володіє кубічної кристалічної гратами молекулярного типу. Щільність 1,828 кг / дм 3. Температура плавлення 44,14 ° C, температура кипіння 287 ° C. Існує дві форми білого фосфору: a-модифікація, з кубічною кристалічною решіткою, при -76,9 ° C переходить в b-модифікацію, кристалічна решітка якої не встановлена і відсутня вільне обертання молекул Р4. Діелектрик. Розчиняється в етиловому спирті, бензолі, сірковуглеці CS2. Нагріваючи білий фосфор без доступу повітря при 250-300 ° C отримують червоний фосфор. Домішки натрію, йоду і селену і УФ-промені прискорюють перехід однієї модифікації в іншу. Червоний фосфор аморфний, має колір від червоного до темно-коричневого та фіолетового. Існує кілька кристалічних форм з різними властивостями. Кристалічний червоний фосфор (фосфор Гитторф) отримують, охолоджуючи насичений при температурі 600 ° C розчин червоного фосфору в розплавленому свинці. Він володіє моноклінної гратами. Щільність червоного фосфору 2,0-2,4 кг / дм 3. Діелектрик. При нагріванні червоний фосфор випаровується у вигляді молекул Р4, конденсація яких призводить до утворення білого фосфору. При нагріванні білого фосфору до 200-220 ° C під тиском 1,2 ГПа утворюється кристалічний чорний фосфор. Решітка побудована з волокнистих шарів з пірамідальним розташуванням атомів. Найбільш стійка різновид чорного фосфору має орторомбічна грати. Щільність чорного фосфору 2,702 кг / дм 3. Зовні схожий на графіт; напівпровідник, диамагнитен. При нагріванні до 560-580 ° C перетворюється в червоний фосфор. Чорний фосфор малоактивний, насилу запалюється. Найбільш активний білий фосфор. Він окислюється на повітрі.
При горінні фосфору в надлишку кисню виходить P2O5, який утворює димери Р4О10 і тетрамери Р8О20. При нестачі кисню виходить P2O3. Самозаймається на повітрі за рахунок виділяється при окисленні теплоти.
Червоний фосфор на повітрі окислюється повільно, не займається. Чорний фосфор на повітрі не окислюється. Білий фосфор використовується при виготовленні фосфорної кислоти Н3РО4 (для отримання харчових фосфатів і синтетичних мийних засобів). Застосовується при виготовленні запальних і димових снарядів, бомб. Червоний фосфор використовують у виготовленні мінеральних добрив, сірниковій виробництві. Фосфор застосовується у виробництві сплавів кольорових металів як розкислювач, служить легуючої добавкою. Використовується у виробництві магнитомягких сплавів, при отриманні напівпровідникових фосфідів. Сполуки фосфору служать вихідними речовинами для виробництва медикаментів. Фосфор присутній в живих клітинах у вигляді орто-і пірофосфорної кислот, входить до складу нуклеотидів, нуклеїнових кислот, фосфопротеідов, фосфоліпідів, коферментів, ферментів. Кістки людини складаються з гідроксилапатиту 3Са3 (РО4) 3 · СаF2. До складу зубної емалі входить фторапатит. Основну роль у перетвореннях сполук фосфору в організмі людини і тварин грає печінка. Обмін фосфорних сполук регулюється гормонами і вітаміном D. Добова потреба людини у фосфорі 1-2 р. При нестачі фосфору в організмі розвиваються різні захворювання кісток. Сполуки фосфору токсичні. Смертельна доза білого фосфору - 50-150 мг. Потрапляючи на шкіру, білий фосфор дає важкі опіки. Бойові отруйні речовини зарин, зоман, табун є сполуками фосфору. Гострі отруєння фосфором проявляються печінням в роті і шлунку, головним болем, слабкістю, блювотою. Через 2-3 доби розвивається жовтяниця. Для хронічних форм характерні порушення кальцієвого обміну, ураження серцево-судинної та нервової систем. Перша допомога при гострому отруєнні - промивання шлунка, проносне, очисні клізми, внутрішньовенно розчини глюкози. При опіках шкіри обробити уражені ділянки розчинами мідного купоросу або соди. ГДК парів фосфору в повітрі 0,03 мг/м3. Пил червоного фосфору, потрапляючи в легені, викликає пневмонію.
Використаної літератури
1.Бенеш П., Пумпр В., Свободова М., Мансуров Г. М. 111 питань з хімії.
2.Рудзітіс Г. Є., Фельдман Ф. Г. Хімія 7-11.
3.Большая енциклопедія Кирила і Мефодія.