Історія відкриття елементів

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 латинської 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%, в воді морів і океанів менше 5 · 10-6% мг / л. Відноситься до розсіяних елементів. Самородки великого розміру зустрічаються вкрай рідко і, як правило, мають іменні назви. Найбільший зі знайдених на території нашої країни самородків важив 36 кг. Він був знайдений на Південному Уралі (Міасского копальні) в 1842 році. Цей самородок зберігатися в Алмазному фонді. Хімічні сполуки золота в природі рідкісні, в основному це теллуріди, креннеріт і 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 полученіі- 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 і деяких інших виробництв. Процес отримання золота з розсипів заснований на різниці щільності золота і піску. За допомогою потужних струменів води подрібнену золотоносну породу переводять у зважений у воді стан. Отримана пульпа стікає в дразі по похилій площині. При цьому важкі частки золота осідають, а піщинки виносяться водою. Температура плавлення золота 1064,4 ° C, температура кипіння 2880 ° C, щільність 19,32 кг / дм3. Має виняткову пластичністю, теплопровідністю і електропровідністю. Шарик золота діаметром в 1 мм можна розплющити в найтонший лист, що просвічує блакитно-зеленим кольором, площею 50 м ^2. Товщина найтонших 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 як гроші в 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 плакирования труб в хімічній промисловості , у виробництві припоїв, каталізаторів, годин, для фарбування стекол, виготовлення пір'я для авторучок, нанесення покриттів на металеві поверхні. Зазвичай золото використовують у сплаві з сріблом або паладієм (біле золото). Вміст золота в сплаві позначають державним клеймом. Золото 583 проби є сплавом з 58,3% золота по масі. Деякі сполуки золота токсичні, накопичуються в нирках, печінці, селезінці і гіпоталамусі, що може привести до органічних захворювань і дерматитів, стоматиту, тромбоцитопенії.

2.СЕРЕБРО

Срібло відомо з найдавніших часів, вже в 4 тисячолітті до нашої ери з нього виготовляли прикраси і монети. Срібло вважалося металом, пов'язаним з Місяцем. Вміст у земній корі 7 · 10-6% по масі. Зустрічається в самородному вигляді. Відомо понад 60 серебросодержащих 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. У давнину срібло витягували з руд обробкою їх ртуттю. В даний час застосовується Цианидное вилуговування. Для отримання срібла дуже високої чистоти (99,999%) його піддають електрохімічного рафінування в азотній кислоті 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 кубічної гранецентрированной 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 в незначних кількостях, погіршують його механічні властивості. Срібло легко витісняється більш активними металами зі 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% всього виробленого срібла витрачається на виробництво кіно та фотоматеріалів. 20% срібла у вигляді сплавів з золотом, паладієм, міддю або цинком використовується для виготовлення контактів, припоїв, які проводять верств в електротехніці і електроніці. 20-25% виробленого срібла служить для виробництва срібно-цинкових акумуляторів. З сплаву на основі срібла виготовляють монети, ювелірні вироби, прикраси та столовий посуд. Вміст 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 дожигания CO в автомобільних двигунах, відновлення NO і реакцій окиснення в органічному синтезі. Сплави срібла з Cu, Au, Pb, Hg знаходять застосування в стоматології в якості пломбіру і протезіруют матеріалу. Нітрат срібла AgNO3 в медицині використовують разом з нітратом калію та називають ляпісом. Використання колларгола (колоїдного розчину срібла) засновано на в'яжучих, припікальних і антисептичних властивостях. Срібло- мікроелемент рослинних і тваринних організмів. В організмі людини загальний вміст срібла становить кілька десятих грама. Фізіологічна роль срібла неясна. З'єднання 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 немає 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 позднелатинского nitrum - селітра і грецького gennao - народжую, виробляю). До початку XIX ст. були з'ясовані хімічна інертність азоту у вільному стані і виняткова роль його в з'єднаннях з іншими елементами як 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% по масі), не рахуючи незначних домішок його у вигляді аміаку і окислів. Середній вміст азоту в літосфері 1,9 * 10 ^-3% по масі. Невеликі кількості пов'язаного азоту перебувають у 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 підтримуючий 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, наявних 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 азотфиксирующим мікроорганізмам, здатним переводити 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 (-147,10С), 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 углеводородах.В відміну від молекулярного, активний азот досить 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 видобутого вільного азоту використовується для промислового виробництва аміаку, який потім в 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.Cвободний азот пріменяютво багатьох галузях промисловості: як інертну середу при різноманітних хімічних і металургійних процесах, для заповнення вільного простору в ртутних термометрах, при перекачуванні горючих рідин і т. д. Рідкий азот застосовується у різних холодильних установках. Його зберігають і транспортують в сталевих контейнерах Дьюара.

4. ЙОД

(Лат. Iodium). Йод відкрив в 1811 французький хімік Б. Куртуа. Нагріваючи матковий розсіл золи морських водоростей з концентрованої сірчаної кислотою, він спостерігав виділення фіолетового пара (звідси назва йод - від грецького iodes, ioeides - схожий кольором на фіалку, фіолетовий), який конденсировался 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% по масі. У мантії і магмі і в утворилися з них породах (гранітах, базальтах) сполуки йоду розсіяні; 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 сполуки 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 в 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) .Плотность йоду 4,94 г / см ^3, t _пл 113,5 ° С, t _кип 184,35 ° С.Йод погано розчинний 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. Адсорбируясь на крохмалі, йод забарвлює його в темно-синій колір; це використовується в йодометрии і якісному аналізі для виявлення йоду. Пари йоду отруйні і дратують слизові оболонки. На шкіру йод надає припікаючу і бактерицидну 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 вилучення йоду з нафтових вод (що містять зазвичай 20 - 40 мг / л йоду у вигляді йоділов) на них спочатку діють хлором або нітратною кислотою. Що 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 в медицині і в аналітичній хімії, а також в органічному синтезі і фотографії. У промисловості застосування йоду поки незначно за обсягом, але дуже перспективне. Так, на термічному розкладанні йодидів засноване отримання високочистих металів. Йод - необхідний для тварин і людини мікроелемент. Середній вміст йоду в ґрунтах біля 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, филлофора, накопичують до 1% йоду, деякі губки - до 8,5%). Водорості, що концентрують йод, іспользуютсядля його промислового отримання. 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 великим або меншим недоліком йоду в їжі і воді застосовують йодування кухонної солі, що містить зазвичай 10 - 25 г й одістого калію на 1 тонну солі. Застосування добрив, що містять йод, може подвоїти і потроїти його вміст в сільськогосподарських культурах. Медичні препарати, що містять йод, мають антибактеріальн ими і протигрибкові властивості, вони надають також противовоспалит Єльне і від залучати дію; їх застосовують зовнішньо для знезараження ран, підготовки операційного поля. Малі дози йоду (Мікройод) гальмують функцію щитовидної залози, діючи на утворення тиреотропного гормону передніх часткою гіпофізу. 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 розподілу 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 відкладають 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 склоподібні цеглини, що містять кобальт. У стародавній Ассирії, 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 та ін. В 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. В середні віки німецькі гірники бажаючи підкреслити властивості кобальтових земель, називали їх кобольд - підземний гном, глузливий дух, безсовісний шахрай. Кобальт згадується у Бірінгуччо, Василя Валентина, Парацельса і інших авторів XV-XVII ст. В "Алхімічному лексиконі" Руланда (1612) про кобальт говориться: "Кобол, кобальт (Koboltum, Kobaltum) або колет (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 вперше описаний в 1735 р професором Брандтом. У дисертації "Про напівметалах" Брандт вказує, що отримується з руд металевий вісмут не представляє 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). Двигубский (1824) вживає назву кобальт; в подальшому воно стає загальноприйнятим. Його щільність становить 8,9 г / см ^3, температура плавлення - 1494 ° С, він володіє феромагнітними властивостями (точка Кюрі тисяча сто двадцять одна ° 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; зміст 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 і ін. В Росії найбільшим родовищем кобальтових руд є Норильське, а з республік колишнього СРСР значними запасами володіє Азербайджан.В хімічної промисловості метал застосовується головним чином в якості 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 ґрунтах і в рослинах пов'язано розвиток недокрів'я у тварин. Входячи до складу водорозчинного вітаміну _В12, кобальт вельми активно впливає на надходження азотистих речовин, збільшення змісту хлорофілу і аскорбінової кислоти. Цей вітамін впливає на вуглеводний і жировий обмін; бере участь в кроветвореніі.В 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). З'єднання кремнію були відомі людині з незапам'ятних часів. Але з простим речовиною кремнієм людина 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-коричневого речовини, однак самі дослідники правильного висновку про отримання нового простого 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 речовині, яке 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 моносилан SiH4. Моносилан очищають далі ректифікацією, сорбційними і ін. Методами, а потім розкладають на кремній і водень при температурі близько 1000 ° C. Зміст домішок в вихідному цими методами кремнії знижується до 10-8-10-6% за масою. Кристалічна решітка кремнію кубічна гранецентрированная типу алмаза (при високому тиску отримані й інші поліморфні модифікації кремнію), але через більшої 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 / дм3. 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 власноюпровідність при кімнатній температурі 1,5 · 1016 м-3. На електрофізичні властивості кристалічного кремнію великий вплив мають містяться в ньому микропримеси. 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, що не реагує з водою.Існує у вигляді декількох поліморфних модифікацій (кварц, тридимит, кристобалит, 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 в якості 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. З'єднання кремнію не отруйні. Але дуже небезпечно вдихання високодисперсних частинок як силікатів, так і діоксиду кремнію, що утворюються, наприклад, при вибухових роботах, при долбленії 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 небезпечної 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 учений в галузі гірничої справи та металургії Г.Агрікола дав перші відомості про металевому вісмуті, його видобутку і переробці. Хімічну індивідуальність вісмуту першим встановив в 1739 І. Потт. Введено в хімічну номенклатуру в 1819 році шведським хіміком Й. Берцелиусом. У періодичної системі вісмут - останній стабільний (не радіоактивні) 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 / дм3. При плавленні вісмут зменшується в об'ємі (як лід), т. Е. Твердий вісмут легше рідкого. При високому тиску існують інші модифікації металевого вісмуту. Вісмут крихкий, легко розтирається в порошок. Вісмут - найсильніший діамагнетик серед металів. У сухому повітрі вісмут, що не окислюється, у вологому атмосфері поступово покривається плівкою оксидів. При нагріванні вище 1000 ° С згорає з утворенням основного оксиду Bi2O3. Джерелом вісмуту служать свинцеві, олов'яні та інші руди, де він міститься як домішка. При промисловому одержанні вісмуту спочатку з свинцевих і мідних руд (вміст вісмуту в яких зазвичай становить десяті і навіть соті частки відсотка) готують концентрат. Концентрати переробляють гідрометалургійним шляхом, іноді їх піддають металотермічних 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 в 1918 К. А. Ненадкевіч, який розробив технологію його виплавки. Основне застосування вісмуту - його використання в якості компонента легкоплавких сплавів. Вісмут входить, наприклад, в відомий сплав Вуда, температура плавлення якого нижче температури кипіння води, в багато інших сплави, використовувані, наприклад, при виготовленні легкоплавких запобіжників. Сплави вісмуту і марганцю характеризуються феромагнітними властивостями і тому йдуть на виготовлення потужних постійних магнітів. З'єднання вісмуту, особливо Bi2O3, застосовують в стекловарении 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.Н. Локьер незалежно одна від одної виявили в спектрі сонячної корони жовту лінію (вона отримала назву D3-лінії), яку не можна було приписати жодному з відомих в 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 клевеїту газ, в спектрі якого була присутня та ж D3-лінія. Новому елементу Локьер дав ім'я, що відбиває історію його відкриття (грец. Helios-сонце). Оскільки Локьер вважав, що виявлений елемент-метал, він використовував в латинській назві елементу закінчення «lim», яке зазвичай вживаємо в назві металів. Таким чином, гелій задовго до свого відкриття на Землі отримав ім'я, яке закінченням відрізняє його від назв інших інертних газів. В атмосферному повітрі вміст гелію дуже мало і становить близько 5,27 · 10-4% за обсягом. У земній корі його 0,8 · 10-6%, в морській воді - 4 · 10-10%. Джерелом гелію служать нафти і геліоносние природні гази, в 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 та ПАР. Гелій міститься також в деяких мінералах (монацит, торіаніте і 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 у газу водню). Температура кипіння гелію (при нормальному тиску) близько 4,2К (або -268,93 ° C, це - найнижча температура кипіння). При нормальному тиску рідкий гелій не вдається перетворити в тверда речовина навіть при температурах, близьких до абсолютного нуля (0ДО). При тиску близько 3,76 МПа температура плавлення гелію 2,0К. 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 інертного 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 холодоагент в експериментальної фізики, 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. Балара, який в 1825 році, діючи хлором на водний розчин, отриманий після промивання золи морських водоростей, виділив темно-бурого погано пахне рідина. Цю рідину, отриману також з морської води, він назвав муріди (від лат. Muria - соляний розчин, розсіл) і послав повідомлення про своє відкриття в Паризьку академію наук. Комісія, створена для перевірки цього повідомлення, не прийняла назву Балара і назвала новий елемент бромом. Відкриття брому зробило молодого і мало кому відомого вченого знаменитим. Після появи статті Балара виявилося, що склянки з аналогічною речовиною чекали дослідження у німецьких хіміків К. Левіга і 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 високоактивний 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%), багатше бромом Мертве море. В даний час бром зазвичай беруть із вод деяких гірких озер, одне з яких розташоване 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 належить до 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 в 100 г води при 20 ° C). У бромной 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 в фотографії. Широко відомі містять бром лікарські препарати. Заспокійлива дія бромистий 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 обсягом) спостерігається подразнення слизових оболонок, запаморочення, а при більш високих концентраціях - спазми дихальних шляхів, задуха. При попаданні в організм токсична доза становить 3 г, летальная- від 35 м Через високу хімічної активності і отруйності як парів брому, так і рідкого брому його слід зберігати в скляній, щільно закупореній толстостенной посуді.

Склянки з бромом у своєму розпорядженні в ємностях з піском, який оберігає склянки від руйнування при струшуванні.

Через високої щільності брому склянки з ним ні в якому разі не можна брати тільки за горло.

Для нейтралізації розлитого брому поверхню з ним треба негайно покрити кашкою з вологою соди Na2CO3.

10. ФОСФОР

(Лат. - Phosphopus). Першим у вільному стані фосфор отримав в 1669 гамбурзький алхімік Х. Бранд (є відомості, що аналогічне за властивостями речовина було отримано ще в 12 столітті арабським алхіміком Бехілем). У пошуках філософського каменю 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 кістяної 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% по масі, 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 аллотропних модифікаціях, головні з яких: біла (фосфор III), червона (фосфор II) і чорна (фосфор I). Білий фосфор - воскообразное, 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 / дм3. Температура плавлення 44,14 ° C, температура кипіння 287 ° C. Існує дві форми білого фосфору: a-модифікація, з кубічної кристалічної гратами, при -76,9 ° C переходить в b-модифікацію, кристалічна решітка якої не встановлена ​​і відсутній 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 та 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 / дм3. 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 орторомбические грати. Щільність чорного фосфору 2,702 кг / дм3. Зовні схожий на графіт; напівпровідник, диамагнитен. При нагріванні до 560-580 ° C перетворюється в червоний фосфор. Чорний фосфор малоактивний, насилу запалюється. Найбільша активність 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 миючих 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 раскислитель, служить легирующей добавкою. Використовується у виробництві магнитомягких сплавів, при отриманні напівпровідникових фосфидов. З'єднання фосфору служать вихідними речовинами для виробництва медикаментів. Фосфор присутній в живих клітинах у вигляді орто- і пірофосфорної кислот, входить до складу нуклеотидів, нуклеїнових кислот, фосфопротеидов, фосфоліпідів, коферментів, ферментів. Кістки людини складаються з гідроксилапатиту 3Са3 (РО4) 3 · СаF2. До складу зубної емалі входить фторапатит. Основну роль в перетвореннях сполук фосфору в організмі людини і тварин грає печінку. Обмін фосфорних сполук регулюється гормонами і вітаміном D. Добова потреба людини у фосфорі 1-2 г. При нестачі фосфору в організмі розвиваються різні захворювання кісток. З'єднання 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 печіння в роті і шлунку, головним болем, слабкістю, блювотою. Через 2-3 діб розвивається жовтяниця. Для хронічних форм характерні порушення кальцієвого обміну, ураження серцево-судинної і 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.

ВИКОРИСТОВУВАНА ЛІТЕРАТУРА

1.Бенеш П., Пумпр В., Свободова М., Мансуров Г. Н. 111 питань з хімії.

2.Рудзітіс Г. Е., Фельдман Ф. Г. Хімія 7-11.

3.Большая енциклопедія Кирила і Мефодія.