Молибде́н (химический символ — Mo, от ) — химический элемент 6-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы шестой группы, VIB), пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 42. Простое вещество молибден — мягкий пластичный блестящий переходный металл серебристо-белого цвета. Главное применение находит в металлургии. История и происхождение названия Открыт в 1778 году шведским химиком Карлом Шееле, который, прокаливая молибденовую кислоту, получил МоО3. В металлическом состоянии впервые получен П. Гьельмом в 1781 году восстановлением оксида углём: он получил молибден, загрязнённый углеродом и карбидом молибдена. Чистый молибден в 1817 году получил Й. Берцелиус восстановлением оксида водородом. Название происходит от , означающего «свинец». Оно дано из-за внешнего сходства молибденита (MoS2), минерала, из которого впервые удалось выделить оксид молибдена, со свинцовым блеском (PbS). Вплоть до XVIII века молибденит не отличали от графита из-за свинцового блеска, эти минералы носили общее название «молибден». Нахождение в природе Содержание в земной коре — 3 % по массе. В свободном виде молибден не встречается. В земной коре молибден распространён относительно равномерно. Меньше всего содержат молибдена ультраосновные и карбонатные породы (0,4—0,5 г/т). Концентрация молибдена в породах повышается по мере увеличения SiO2. Молибден находится также в морской и речной воде, в золе растений, в углях и нефти. Содержание молибдена в морской воде колеблется от 8,9 до 12,2 мкг/л для разных океанов и акваторий. Общим является то, что воды вблизи берега и верхние слои меньше обогащены молибденом, чем воды на глубине и вдали от берега. Наиболее высокие концентрации молибдена в породах связаны с акцессорными минералами (магнетит, ильменит, сфен), однако основная масса его заключена в полевых шпатах и меньше в кварце. Молибден в породах находится в следующих формах: молибдатной и сульфидной в виде микроскопических и субмикроскопических выделений, изоморфной и рассеянной (в породообразующих минералах). Молибден обладает большим сродством с серой, чем с кислородом, и в рудных телах образуется сульфид четырёхвалентного молибдена — молибденит. Для кристаллизации молибденита наиболее благоприятны восстановительная среда и повышенная кислотность. В поверхностных условиях образуются преимущественно кислородные соединения Мо6+. В первичных рудах молибденит встречается в ассоциации с вольфрамитом и висмутином, с минералами меди (медно-порфировые руды), а также с галенитом, сфалеритом и урановой смолкой (в низкотемпературных гидротермальных месторождениях). Хотя молибденит считается устойчивым сульфидом по отношению к кислым и щелочным растворителям, в природных условиях при длительном воздействии воды и кислорода воздуха молибденит окисляется, и молибден может интенсивно мигрировать с образованием вторичных минералов. Этим можно объяснить повышенные концентрации молибдена в осадочных отложениях — углистых и кремнисто-углистых сланцах и углях. Известно около 20 минералов молибдена. Важнейшие из них: молибденит MoS2 (60 % Mo), повеллит СаМоО4 (48 % Мо), молибдит Fe(MoO4)3·nH2O (60 % Mo) и вульфенит PbMoO4. Месторождения Крупные месторождения молибдена известны в США, Мексике, Чили, Канаде, Австралии, Норвегии, России. В России молибден выпускают на Сорском ферромолибденовом комбинате (En+). Более 7 % от мировых запасов молибдена расположены в Армении, причём 90 % из них сосредоточены в Каджаранском медно-молибденовом месторождении. В космосе Аномально высокое содержание молибдена наблюдается в звёздных образованиях, состоящих из красного гиганта (или сверхгиганта), внутри которого находится нейтронная звезда — объектах Ландау — Торна — Житковой. Добыча Генетические группы и промышленные типы месторождений 1. Контактово-метасоматические (скарновые). 2. Гидротермальные. А. Высокотемпературные (грейзеновые). Б. Среднетемпературные. а. кварц-молибденитовые. б. кварц-сфалерит-галенит-молибденитовые. в. кварц-халькопирит-молибденитовые (меднопорфировые руды). г. настуран-молибденитовые. Физические свойства Полная электронная конфигурация атома молибдена: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1 Молибден — это мягкий пластичный блестящий переходный металл с кубической объёмноцентрированной решёткой типа α-Fe (a = 3,14 Å; z = 2; пространственная группа Im3m), парамагнитен, шкала Мооса определяет его твёрдость 4,5 баллами. Механические свойства, как и у большинства металлов, определяются чистотой металла и предшествующей механической и термической обработкой (чем чище металл, тем он мягче). Обладает крайне низким коэффициентом теплового расширения. Молибден является тугоплавким металлом с температурой плавления 2620 °C и температурой кипения 4639 °C. Изотопы Природный молибден состоит из семи изотопов: 92Мо (15,86 % по массе),94Мо (9,12 %), 95Мо (15,70 %), 96Мо (16,50 %), 97Мо (9,45 %), 98Мо (23,75 %) и 100Мо (9,62 %). Шесть из них стабильны, 100Мо слаборадиоактивен (период полураспада 8,5 лет, что в миллиард раз больше возраста Вселенной). Из искусственных изотопов самым стабильным является 93Мо, с периодом полураспада 4 тысячи лет, период полураспада остальных изотопов не превышает 3 суток. Химические свойства При комнатной температуре на воздухе молибден устойчив. Начинает окисляться при 400 °C. Выше 600 °C быстро окисляется до триоксида МоО3. Этот оксид получают также окислением дисульфида молибдена MoS2 и термолизом молибдата аммония (NH4)6Mo7O24·4H2O. Молибден образует оксид молибдена (IV) МоО2 и ряд оксидов, промежуточных между МоО3 и МоО2. Коричневый диоксид молибдена образуется при взаимодействии водяного пара с мелкодисперсным молибденом при температуре красного каления или восстановлении оксида молибдена(VI) водородом при 450 °C. Выше 1000°С диспропорционирует на Mo и МоО3. Молибден хорошо растворим в горячих концентрированных растворах азотной или серной кислот, а также царской водке. Устойчив в щелочных растворах, но в присутствии окислителя растворяются в расплавах щелочей: Mo + 3 KNO3 + 2 KOH -> K2MoO4 + 3 KNO2 + H2O С галогенами Moлибден образует ряд соединений в разных степенях окисления. При взаимодействии порошка молибдена или МоО3 с F2 получают гексафторид молибдена MoF6, бесцветную легкокипящую жидкость. Moлибден (+4 и +5) образует твердые галогениды MoHal4 и MoHal5 (Hal = F, Cl, Br). С иодом известен только дийодид молибдена MoI2. Молибден образует оксигалогениды: MoOF4, MoOCl4, MoO2F2, MoO2Cl2, MoO2Br2, MoOBr3 и другие. В низких степенях окисления молибден содержит связи металл-металл, то есть является кластером, наиболее известны октаэдрические кластеры молибдена, так хлорид молибдена(II) описывается строением [Mo6Cl8]Cl4, внешние лиганды связаны слабее внутренних, например, при действии на дихлорид молибдена спиртового раствора нитрата серебра осаждается только 1/3 атомов хлора. Также связи металл-металл известны в карбоксилатах, например, ацетат молибдена, Mo2(CH3COO)4 — исходный препарат для синтеза биядерных соединений молибдена. При нагревании молибдена с серой образуется дисульфид молибдена MoS2, с селеном — диселенид молибдена состава MoSe2. Известны карбиды молибдена Mo2C и MoC — кристаллические высокоплавкие вещества и силицид молибдена MoSi2. При действии аммиака при 800 °C на молибден образуются жаропрочные и высокотвердые нитриды молибдена MoN и Mo2N. Образует октаэдрический и диамагнитный гексакарбонил молибдена Mo(CO)6. Их получают восстановлением галогенидов в присутствии CO: 3 MoCl5 + 5 Fe + 18 CO -> 3 Mo(CO)6 + 5 FeCl3 Особая группа соединений молибдена — молибденовые сини. При действии восстановителей — сернистого газа, цинковой пыли, алюминия или других на слабокислые (рН=4) суспензии оксида молибдена образуются ярко-синие вещества переменного состава: Мо2О5·Н2О, Мо4О11·Н2О и Мо8О23·8Н2О. Moлибден образует молибдаты, соли не выделенных в свободном состоянии слабых молибденовых кислот, хН2О· уМоО3 (парамолибдат аммония 3(NH4)2O·7MoO3·zH2O; СаМоО4, Fe2(МоО4)3 — встречаются в природе). Молибдаты металлов I и III групп содержат тетраэдрические группировки [МоО4]. При подкислении водных растворов нормальных молибдатов образуются ионы MoO3OH−, затем ионы полимолибдатов: гепта-, (пара-) Мо7О266−, тетра-(мета-) Мо4О132−, окта- Мо8О264− и другие. Безводные полимолибдаты синтезируют спеканием МоО3 с оксидами металлов. Существуют двойные молибдаты, в состав которых входят сразу два катиона, например, М+1М+3(МоО4)2, М+15М+3(МоО4)4. Оксидные соединения, содержащие молибден в низших степенях окисления — молибденовые бронзы, например, красная K0,26MoO3 и синяя К0,28МоО3. Эти соединения обладают металлической проводимостью и полупроводниковыми свойствами. Получение Промышленное получение молибдена начинается с обогащения руд флотационным методом. Полученный концентрат обжигают до образования оксида МоО3: 2 MoS2 + 7 O2 -> 2 MoO3 + 4 SO2, который подвергают дополнительной очистке. Далее МоО3 восстанавливают водородом: MoO3 + 3 H2 -> Mo + 3 H2O. Полученные заготовки обрабатывают давлением (ковка, прокатка, протяжка). Применение Молибден используется для легирования сталей как компонент жаропрочных и коррозионностойких сплавов. Молибденовая проволока (лента) служит для изготовления высокотемпературных печей, вводов электрического тока в лампах накаливания. Соединения молибдена — сульфид, оксиды, молибдаты — являются катализаторами химических реакций, пигментами красителей, компонентами глазурей. Гексафторид молибдена применяется при нанесении металлического Mo на различные материалы, MoS2 используется как твёрдая высокотемпературная смазка. Mo входит в состав микроудобрений. Радиоактивные изотопы 93Mo (T1/2 = 6,95 ч) и 99Mo (T1/2 = 66 ч) — изотопные индикаторы. Молибден — один из немногих легирующих элементов, способных одновременно повысить прочностные, вязкие свойства стали и коррозионную стойкость. Обычно при легировании одновременно с увеличением твёрдости растёт и хрупкость металла.


wikipedia

Техне́ций (химический символ — Tc, от ) — химический элемент 7-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы седьмой группы, VIIB), пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 43. Простое вещество технеций — радиоактивный переходный металл серебристо-серого цвета. Самый лёгкий элемент, не имеющий стабильных изотопов. Первый из синтезированных химических элементов. Только около 18 000 тонн естественно образовавшегося технеция могло быть найдено в любой момент времени в земной коре до начала ядерной эры. Природный технеций является продуктом самопроизвольного деления урановой руды и ториевой руды или продуктом захвата нейтронов в молибденовых рудах. Наиболее распространённым природным изотопом является 99Tc. Весь остальной технеций на Земле произведён синтетически как продукт деления урана-235 и других делящихся ядер в ядерных реакторах всех типов (энергетических, военных, исследовательских и т. п.) и в случае переработки отработанного ядерного топлива извлекается из ядерных топливных стержней. Либо, при отсутствии переработки, обеспечивает их остаточную радиоактивность 2 млн и более лет. История Поиски элемента 43 С 1860-х по 1871 год ранние формы периодической таблицы, предложенные Дмитрием Менделеевым, содержали разрыв между молибденом (элемент 42) и рутением (элемент 44). В 1871 году Менделеев предсказал, что этот недостающий элемент займёт пустующее место под марганцем и будет иметь аналогичные химические свойства. Менделеев дал ему предварительное название «экамарганец», потому что предсказанный элемент был на одно место ниже известного элемента марганец. Многие ранние исследователи до и после публикации периодической таблицы стремились первыми открыть и назвать недостающий элемент. Немецкие химики Вальтер Ноддак, Отто Берг и Ида Такке сообщили об открытии 75-го и 43-го элемента в 1925 году и назвали элемент 43 мазурием (в честь Мазурии в восточной Пруссии, ныне в Польше, регионе, где родилась семья Вальтера Ноддака). Группа бомбардировала колумбит пучком электронов и определила присутствие 43-го элемента, изучив рентгеновские эмиссионные спектрограммы. Длина волны испускаемого рентгеновского излучения связана с атомным номером соотношением формулы, выведенной Генри Мозли в 1913 году. Команда утверждала, что обнаружила слабый рентгеновский сигнал на длине волны, создаваемой 43-м элементом. Более поздние экспериментаторы не смогли повторить открытие, и на многие годы оно было отклонено как ошибочное. Тем не менее, в 1933 году в серии статей об открытии 43-го элемента элемент назывался мазурием. Вопрос о том, действительно ли команда Ноддак в 1925 году открыла 43-й элемент, всё ещё обсуждается. C развитием ядерной физики стало понятно, почему технеций никак не удаётся обнаружить в природе: в соответствии с правилом Маттауха-Щукарева этот элемент не имеет стабильных изотопов. Технеций был синтезирован из молибденовой мишени, облучённой на ускорителе-циклотроне ядрами дейтерия в Национальной лаборатории им. Лоуренса в Беркли в США, а затем был обнаружен в Палермо в Италии: 13 июня 1937 года датируется заметка итальянских исследователей и Э. Сегре в журнале «Nature», в которой указано, что в этой мишени содержится элемент с атомным номером 43. Название «технеций» новому элементу было предложено первооткрывателями в 1947 году. До 1947 года помимо предложенного Д. И. Менделеевым названия «эка-марганец» (то есть, «подобный марганцу») применялось также название «мазурий» (лат. Masurium, обозначение — Ma). В 1952 году Пол Меррилл открыл набор линий поглощения (403,1 нм, 423,8 нм, 426,2 нм, и 429,7 нм), соответствующий технецию (точнее, изотопу 98Tc), в спектрах некоторых звёзд S-типа, в частности, хи Лебедя, AA Лебедя, R Андромеды, R Гидры, омикроне Кита и особенно интенсивные линии — у звезды R Близнецов, это означало, что технеций присутствует в их атмосферах, и явилось доказательством происходящего в звёздах ядерного синтеза, ныне подобные звёзды называются технециевыми звёздами. Происхождение названия От — искусственный, отражая пионерское открытие элемента путём синтеза. Нахождение в природе На Земле встречается в следовых количествах в урановых рудах, 5 г на 1 кг урана, как продукт спонтанного деления урана-238. Методами спектроскопии выявлено содержание технеция в спектрах некоторых звёзд — красных гигантов (технециевые звёзды). Физические свойства Полная электронная конфигурация атома технеция: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s2 Технеций — радиоактивный переходный металл. В компактном виде он — металл серебристо-серого цвета с гексагональной решёткой (a = 2,737 Å, с = 4,391 Å), тогда как нанодисперсный металл, образующийся при восстановлении на высокодисперсном носителе или при электролитическом осаждении на поверхности фольги имеет кубическую решетку (a = 3.7 — 3.9 Å) . С спектре ЯМР-Tc-99 нанодисперсного технеция отсутствует расщепление полосы поглощения, в то время как гексагональный объемный технеций имеет спектр Tc-99-ЯМР, разделенный на 9 сателлитов . Атомарный технеций имеет характерные линии излучения на длинах волн 363,3 нм, 403,1 нм, 426,2 нм, 429,7 нм и 485,3 нм . Химические свойства Находясь в 7 группе Периодической системы Д.И. Менделеева, технеций по химическим свойствам немного похож на марганец и довольно близок к рению. В соединениях проявляет девять целочисленных степеней окисления от −1 до +7 и еще 5 дробных (таких как 2,5 , 1,81, 1,67, 1,625, 1,5 ), характерных для кластерных соединений технеция (с обобществлённой системой атомов металл-металл, связанных, тем не менее, с другими лигандами. При взаимодействии с водородом при высоком давлении образует гидрид TcH1,3. При взаимодействии с кислородом образует оксиды Tc2O7 и TcO2. С хлором, бромом и фтором — галогениды TcX6, TcX5, TcX4.,, которые в среде соответствующих галогеноводородных кислот образуют комплексные соединения вида K2Tc2X6, K3Tc2X8, K3Tc6X14 и др.. C серой образует сульфиды TcS2 и [Tc3(μ3-S)(μ2-S2)3(S2)(3n −1)/n)]n, тогда как Tc2S7 в чистом виде не существует. Технеций входит в состав координационных и элементоорганических соединений. Образует полиоксотехнетаты — новый подкласс неорганических соединений, относящийся к классу полиоксометаллатов , и имеющий состав (H7O3)4Tc20O68*4H2O . В ряду напряжений технеций стоит правее водорода, между медью и рутением . Он не реагирует с соляной, но легко растворяется в азотной кислоте. В таких кислотах, как серная или фосфорная, технеций растворяется только в присутствии окислителя, например — перекиси водорода. Получение Технеций получают из радиоактивных отходов химическим способом; для его выделения используются химические процессы со множеством трудоёмких операций, большим количеством реагентов и отходов. В России первый технеций был получен в работах Анны Фёдоровны Кузиной совместно с работниками ПО «Маяк». Основные тенденции обращения с технецием даны в стр.26. Кроме урана-235, технеций образуется при делении нуклидов 232Th, 233U, 238U, 239Pu. Суммарное накопление во всех действующих на Земле реакторах за год составляет более 10 тонн. Изотопы Радиоактивные свойства некоторых изотопов технеция: Применение Широко используется в ядерной медицине для исследований мозга, сердца, щитовидной железы, лёгких, печени, жёлчного пузыря, почек, костей скелета, крови, а также для диагностики опухолей в компьютерной томографии. Пертехнетаты (соли технециевой кислоты HTcO4) обладают антикоррозионными свойствами, так как ион TcO4−, в отличие от ионов MnO4− и ReO4−, является самым эффективным ингибитором коррозии для железа и стали. Технеций может быть использован, как ресурс для получения рутения, если после выделения из ОЯТ его подвергнуть ядерной трансмутации [Russian Journal of Inorganic Chemistry, Vol. 47, No. 5, 2002, pp. 637–642]. Биологическая роль Как элемент, практически отсутствующий на Земле, технеций не играет естественной биологической роли. С химической точки зрения технеций и его соединения малотоксичны. Опасность технеция вызывается его радиотоксичностью. Технеций при введении в организм распределяется по разному, в зависимости от химической формы, в которой он вводится. Возможна адресная доставка технеция в один конкретный орган при использовании специальных радиофармпрепаратов. Это является основой его широчайшего применения в радиодиагностике — ядерной медицине. Простейшая форма технеция — пертехнетат — при введении попадает почти во все органы, но в основном задерживается в желудке и щитовидной железе. Поражения органов из-за его мягкого β-излучения с дозой до 0,000001 Р/(ч·мг) никогда не наблюдалось. При работе с технецием используются вытяжные шкафы с защитой от его β-излучения или герметичные боксы. Примечания Ссылки Технеций в Популярной библиотеке химических элементов Российский коллектив химиков разработал эффективный электрохимический метод синтеза технеция // RT, 30 июля 2020 Химические элементы Радиоактивные элементы Металлы Радиобиология Элементы, предсказанные Дмитрием Менделеевым Синтезированные химические элементы Переходные металлы


Руте́ний (химический символ — Ru, от ) — химический элемент 8-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы восьмой группы, VIIIB), пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 44. Простое вещество рутений — это редкий переходный металл серебристо-белого цвета. Относится к платиновым металлам. История Открыт профессором Казанского университета Карлом Клаусом в 1844 году, в том же году опубликовавшим о новом элементе большую статью «Химические исследования остатков Уральской платиновой руды и металла рутения» в «Учёных записках Казанского университета». Об открытии, методе получения и свойствах нового элемента Клаус сообщил в письме Г. И. Гессу на немецком языке, который зачитал его на заседании Петербургской Академии наук 13 сентября 1844 года, этот текст был опубликован в бюллетене Академии и в переводе на русский язык — в «Горном журнале». Клаус выделил рутений из уральской платиновой руды в чистом виде и указал на сходство между триадами рутений — родий — палладий и осмий — иридий — платина. Происхождение названия Первооткрыватель элемента К. К. Клаус назвал рутений в честь России (Ruthenia — латинское название Руси). Название «рутений» было предложено в 1828 году Г. В. Озанном для элемента, который он по ошибке принял за новый элемент, и Клаус, действительно открывший новый элемент в 1844 году, дал ему это название. Добыча, запасы и цена Основными мировыми производителями рутения являются ЮАР (главный поставщик металла на мировой рынок), Зимбабве, Россия, США, Китай. Добыча рутения в 2009 году составляла 17,9 тонны, в 2021 году она поднялась до 30 тонн. Мировые запасы рутения оцениваются в 5000 тонн. Цена рутения на 27 мая 2016 года составляла 42 доллара за тройскую унцию (примерно 1,35 USD/г). С тех пор цена рутения отличалась большой волатильностью: в июле 2021 года поднималась до 800 USD за тройскую унцию, в декабре 2021 года стабилизировалась на уровне 550 USD или 18 USD за грамм. Физические и химические свойства Изотопный состав Природный рутений состоит из семи стабильных изотопов: 96Ru (5,7 % по массе), 98Ru (2,2 %), 99Ru (12,8 %), 100Ru (12,7 %), 101Ru (13 %), 102Ru (31,3 %) и 104Ru (18,3 %). Физические свойства Полная электронная конфигурация атома рутения: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d75s1 Рутений в зависимости от способа его получения является матово-серым или серебристо-белым блестящим металлом, обладающим чрезвычайно большой твёрдостью; при этом он настолько хрупок, что его можно легко растереть в порошок. Он очень тугоплавок и плавится при значительно более высокой температуре, чем платина. В электрической дуге при плавлении Ru одновременно испаряется. Он переходит в газовую фазу также при сильном прокаливании на воздухе, но в этом случае летит не металл, а четыреокись, устойчивая при очень высоких температурах. Химические свойства В отсутствие кислорода на рутений не действует ни одна кислота, даже царская водка (исключение составляет концентрированная хлорная кислота, с которой реакция идет только на свету). Однако содержащая воздух соляная кислота медленно растворяет его при обычной температуре, а при 125° (в запаянной трубке) довольно быстро. При нагревании на воздухе рутений чернеет вследствие поверхностного окисления с образованием RuO. Если реакция протекает при температуре выше 700°, то образуется смесь оксидов RuO и RuO. Фтор действует на порошкообразный рутений уже ниже температуры красного каления с образованием RuF — фторида полимерного строения; рутений реагирует с хлором выше 400 °C (образуется RuCl3). С серой порошкообразный рутений реагирует лишь при соблюдении особых условий. С фосфором он образует соединение RuP2 и RuP и Ru2P; с мышьяком, так же как платина, рутений даёт диарсенид RuAs2. Щелочи в присутствии кислорода или веществ, легко отдающих кислород, например, смеси KOH с KNO3 или K2CO3 с KCIO3, а также перекисей, например Na2O2 или BaO2, при высокой температуре энергично действуют на рутений, образуя с ним рутенаты(VI) M12RuO4. Неорганические соединения Рутений способен давать соединения, соответствующие разнообразным степеням окисления: 8 RuO4; RuO4 · PCl3 7 M[RuO4] 6 M2[RuO4]; M2[RuF8]; RuF6 5 M[RuF6]; RuF5 4 RuCl4; RuO2; M2[RuCl6] 3 RuCl3; М3[RuCl6] 2 M2[RuCl4]; M4[Ru(CN)6] 1 Ru(CO)nBr 0 Ru(CO)n Соединения рутения представлены также широким спектром — содержащих группировку RuNO3+, например, K2[RuNOCl5]. Данные комплексные соединения, в особенности, нитрозонитроамины (например, [RuNO(NO2)2(NH3)2OH]) и нитрозонитрокомплексы (особенно комплексный анион [RuNO(NO2)4OH]2−) (жёлто-оранжевый) отличаются высокой устойчивостью и кинетической инертностью. Тетраоксид рутения (Ru+VIIIO4) по свойствам несколько напоминает тетраоксид осмия. Исследователи из университета Миннесоты в 2018 году показали, что рутений обладает магнитными свойствами при комнатной температуре. Органическая химия рутения Рутений образует ряд металлоорганических соединений и является активным катализатором. Получение Рутений получают как «отходы» при аффинировании платины и платиновых металлов. Значительным источником изотопов рутения для его добычи является выделение его из осколков деления ядерных материалов (плутоний, уран, торий), где его содержание в отработанных ТВЭЛах достигает 250 граммов на тонну отработанного ядерного топлива. Также разработаны основы технологии получения рутения из технеция-99 с помощью реакторного нейтронного облучения (ядерная трансмутация) технеция-99 . Применение Небольшая добавка рутения (0,1 %) увеличивает коррозионную стойкость титана. В сплаве с платиной используется для изготовления чрезвычайно износостойких электрических контактов. Диоксид рутения и рутенаты висмута используются в толстоплёночных резисторах. Эти два применения в электронике потребляют порядка 50 % производимого рутения. Катализатор для многих химических реакций. Очень важное место рутения как катализатора в системах очистки воды орбитальных станций. применяется как конкурентный антагонист для исследования ионных каналов (CatSper1, TASK,RyR1, RyR2, RyR3, TRPM6, TRPM8, TRPV1, TRPV2, TRPV3, TRPV4, TRPV5, TRPV6,TRPA1, mCa1, mCa2, CALHM1). Рутений и его сплавы находят применение в качестве жаропрочных конструкционных материалов в аэрокосмической технике, и до 1500 °C по прочности превосходят лучшие сплавы молибдена и вольфрама (имея преимущество также в высокой стойкости к окислению). Физиологическое действие Рутений является единственным платиновым металлом, который обнаруживается в составе живых организмов (по некоторым данным — ещё и платина). Концентрируется в основном в мышечной ткани. Высший оксид рутения крайне ядовит и, будучи сильным окислителем, может вызвать возгорание пожароопасных веществ. Примечания Ссылки Рутений на Webelements Рутений в Популярной библиотеке химических элементов Изотопы рутения Ruthenium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham) Nano-layer of ruthenium stabilizes magnetic sensors Соединения рутения по алфавиту Химические элементы Металлы платиновой группы Переходные металлы


Ро́дий (химический символ — Rh; ) — химический элемент 9-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы восьмой группы, VIIIB), пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 45. Простое вещество родий — это твёрдый переходный металл серебристо-белого цвета. Благородный металл платиновой группы. История Открыт в Англии в 1803 году Уильямом Гайдом Волластоном в ходе работ с самородной платиной. В 1804 году Уильям Волластон доложил Королевскому обществу, что в платиновой руде из Южной Америки он обнаружил новые ранее неизвестные металлы — палладий и родий. Стремясь очистить выделенную из руды «сырую» платину от примесей золота и ртути, он растворял её в царской водке, а затем осаждал из раствора нашатырём. Оставшийся раствор имел розовый оттенок, что было невозможно объяснить присутствием известных тогда примесей. Добавление в этот раствор цинка привело к выпадению чёрного осадка, в состав которого вошли другие металлы, такие как медь, свинец, палладий и родий. Разбавленная азотная кислота растворила всё, кроме палладия и родия. Волластон обнаружил, что если попытаться вновь растворить этот высушенный осадок царской водкой, то растворяется лишь часть его. После разбавления раствора водой Волластон добавил в него цианид калия, что привело к обильному выпадению осадка уже оранжевого цвета, который при нагревании сначала приобрёл серый цвет, а затем сплавился в капельку металла — палладия, который по удельному весу был легче ртути. (См. также историю открытия палладия). К оставшейся нерастворённой части Волластон добавлял хлорид натрия. После промывки этанолом розово-красный осадок прореагировал с цинком, который вытеснил родий из ионного соединения в виде свободного металла. Волластон первым начал исследования свойств родия — определил его плотность и описал некоторые сплавы и соединения. Свои работы металлу также посвятили многие выдающиеся химики XIX века, среди которых были Берцеллиус, Воклен и Клаус, а из более поздних — Иергенсен, Лейдье и Вильм. После открытия родий нашёл лишь незначительное применение — на рубеже XIX—XX веков родийсодержащие термопары использовались для измерения температуры до 1800 °C. Первым крупным применением было гальваническое покрытие для декоративных целей и в качестве антикоррозийной защиты. Однако наибольший спрос на родий возник после внедрения Volvo в 1976 году трёхкомпонентного каталитического нейтрализатора, в котором платина и родий обеспечивают разложение оксидов азота на инертный молекулярный азот и кислород, а платина и палладий образовавшийся свободный кислород связывают с углеводородами несгоревшего топлива и окисью углерода. Происхождение названия Волластон предложил название «Rhodium» как намёк на — роза, так как типичные соединения родия (III) имеют глубокий тёмно-красный цвет. Именно соединения родия окрашивали в розовый цвет остаток раствора после осаждения из него платины в экспериментах Волластона. Ещё более насыщенный к красному цвет можно увидеть, напрямую растворив металл в царской водке. Содержание в природе Родий очень редкий и рассеянный элемент. В природе встречается только изотоп 103Rh. Среднее содержание родия в земной коре 1 % по массе, в каменных метеоритах 4,8 %. Содержание родия повышено в ультраосновных изверженных породах. Собственных минералов не имеет. Содержится в некоторых золотых песках Южной Америки. Содержится в никелевых и платиновых рудах в виде простого соединения. До 43 % родия приходится на мексиканские золотые месторождения. Также содержится в изоморфной примеси минералов группы осмистого иридия (до 3,3 %), в медноникелевых рудах. Редкая разновидность осмистого иридия — родиевый невьянскит — самый богатый родием минерал (до 11,3 %). Месторождения Ежегодно в мире добывается менее 30 тонн родия. В 2019 добыли 757 тыс. унций (23 542.7 кг). Месторождения родия находятся на территории ЮАР (на неё приходится 60 % добычи), Канады, Колумбии, России. Физические свойства Полная электронная конфигурация атома родия: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d85s1 Родий — твёрдый металл серебристо-серого цвета. Химически чистый родий, полученный из солей методом восстановления имеет вид светло-серого порошка или губки, которые при сплавлении образуют металл, напоминающий своим цветом алюминий. Очень мелкий порошок родия имеет чёрный цвет и называется родиевой чернью. Получают данную форму при восстановлении солей гидразином, формалином или формиатом аммония. Родиевая чернь по своим свойствам подобна платиновой черни — обладает сильными каталитическими свойствами и также способна активно поглощать водород. Родий имеет высокий коэффициент отражения электромагнитных лучей видимой части спектра, поэтому широко используется для изготовления «поверхностных» зеркал. Изотопы родия Весь природный родий состоит из изотопа 103Rh. Наиболее долгоживущие изотопы Химические свойства Родий — благородный металл, по химической стойкости в большинстве коррозионных сред превосходит платину. Металлический родий растворяется в царской водке при кипячении, в расплаве КНSО4, в концентрированной серной кислоте при нагревании, а также электрохимически, анодно — в смеси перекиси водорода и серной кислоты. Родий характеризуется высокой химической устойчивостью. С неметаллами он взаимодействует только при температуре красного каления. Мелко измельчённый родий медленно окисляется только при температуре выше 600 °C: При нагревании родий медленно взаимодействует с концентрированной серной кислотой, раствором гипохлорита натрия и бромоводорода. При спекании реагирует с расплавами гидросульфата калия KHSO4, пероксида натрия Na2O2 и пероксида бария BaO2: С концентрированной хлорной кислотой родий медленно взаимодействует и при комнатной температуре. Нагревание увеличивает скорость: В присутствии хлоридов щелочных металлов, когда есть возможность образовывать комплексы [RhX6]3−, родий взаимодействует с хлором, например: При действии на водные растворы солей и комплексов родия (III) щелочами образуется осадок гидроксида родия Rh(OH)3: Гидроксид и оксид родия (III) проявляют основные свойства и взаимодействуют с кислотами с образованием комплексов Rh (III): Высшую степень окисления +6 родий проявляет в гексафториде RhF6, который образуется при прямом сжигании родия во фторе. Соединение неустойчиво. В отсутствие паров воды гексафторид окисляет свободный хлор: В низших степенях окисления +1 и +2 родий образует комплексные соединения. Получение Родий извлекают из самородной платины. Сырую самородную платину помещают в фарфоровые котлы, после чего обрабатывают царской водкой при нагревании в течение суток. Родий, почти вся платина, палладий, неблагородные металлы (железо, медь и другие), частично рутений и иридий переходят в раствор, а в осадке остаётся осмистый иридий, кварц, хромистый железняк и другие примеси. Последующим добавлением в раствор хлорида аммония выделяют гексахлороплатинат(IV) аммония (NH4)2PtCl6. Оставшийся раствор упаривают, в осадке остаётся до 6 % родия, присутствуют также палладий, рутений, иридий, платина (всю её с помощью NH4Cl отделить не удаётся) и неблагородные металлы. Этот осадок растворяют в воде и ещё раз тем же способом отделяют платину. Раствор, в котором остались родий, рутений и палладий, направляют на очистку и разделение. Родий извлекают разными способами. Известен способ, предложенный советским учёным В. В. Лебединским в 1932 году. Вначале на раствор действуют нитритом натрия NaNO2. Таким образом осаждают и отделяют от раствора гидроокиси неблагородных металлов. Родий сохраняется в растворе в форме Na3[Rh(NO2)6]. После этого действием NH4Cl на раствор на холоде выделяют родий в виде малорастворимого комплекса (NH4)2Na[Rh(NO2)6]. Однако при этом вместе с родием в осадок переходит и иридий. Другие платиновые металлы — рутений, палладий и остатки платины — остаются в растворе. На осадок воздействуют разбавленным едким натром, что позволяет растворить его. Из полученного раствора действием аммиака и NH4Cl снова осаждают родий. Осаждение происходит за счёт образования малорастворимого комплексного соединения [Rh(NH3)3(NO2)3]. Отделённый осадок тщательно промывают раствором хлористого аммония. После этого осадок обрабатывают соляной кислотой, нагревая его в ней в течение нескольких часов. Протекает реакция: с образованием триаминтрихлорида родия ярко-жёлтого цвета. Осадок тщательно промывают водой, переводя в состояние, пригодное для выделения металлического родия. Прокаливание полученного соединения проводят в течение нескольких часов при 800—900 °C. Итогом процесса является порошкообразный продукт смеси родия с его окислами. Порошок охлаждают, промывают разбавленной царской водкой с целью удаления оставшегося незначительного количества неблагородных примесей, после чего при высокой температуре в среде водорода восстанавливают до металла. Из-за очень ограниченного объёма добываемого природного родия рассматривается вариант выделения его стабильного изотопа из осколков деления ядерного топлива (урана, плутония, тория), среди которых родий постепенно накапливается в значительных количествах — до 130—180 граммов на тонну осколков. Учитывая развитую атомную энергетику в крупнейших индустриальных странах, объём добычи реакторного родия может в несколько раз превысить его добычу из руд. Возможно, потребуется исследовать режимы работы реакторов, при которых количество родия в процентном отношении к массе осколков будет выше, и таким образом атомная промышленность может стать основным поставщиком родия на мировой рынок. Применение Катализаторы Родий применяется в катализаторах — до 81 % всего его производства направляется именно в эту сферу. Основные направления применения: В каталитических фильтрах-нейтрализаторах выхлопных газов автомобилей. Как катализатор в различных реакциях, например, при получении уксусной кислоты из метилового спирта. Сплав родия с платиной — очень эффективный катализатор для производства азотной кислоты окислением аммиака воздухом, его применению нет экономически оправданной альтернативы.


Палла́дий (химический символ — Pd, от ) — химический элемент 10-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы восьмой группы, VIIIB), пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 46. Простое вещество палладий (при нормальных условиях) — это переходный благородный металл платиновой группы (лёгкие платиноиды) серебристо-белого цвета. История В 1803 году известный лондонский торговец минералами Форстер получил анонимное письмо с просьбой попытаться продать небольшое количество нового химического элемента — «палладия», слиток которого прилагался к письму. Таинственный металл был выставлен на продажу и привлёк всеобщее внимание. Среди английских химиков разгорелись споры, является ли этот металл действительно новым химическим элементом или же это просто сплав уже ранее известных металлов. Химик Ричард Ченевикс, желая разоблачить «мошенническую подделку», купил слиток «палладия». Вскоре Ченевикс выступил с докладом перед членами Лондонского Королевского общества, где объявил, что данный металл — всего лишь сплав платины с ртутью. Однако секретарь Королевского общества химик Уильям Хайд Волластон публично усомнился в выводах Ченевикса. Другим химикам не удалось выделить в этом «сплаве» ни платины, ни ртути. Споры вновь обострились и какое-то время активно продолжались. Когда же они стали стихать, в научном журнале Nicholson’s Journal появилось анонимное объявление, что любому, кто в течение года сможет изготовить искусственный палладий, будет выплачена награда в 20 фунтов стерлингов. Интерес к металлу вновь подскочил, но никому так и не удалось его изготовить. В 1804 году Уильям Волластон доложил Королевскому обществу, что в платиновой руде из Южной Америки он обнаружил новые ранее неизвестные металлы — палладий и родий. Стремясь очистить выделенную из руды «сырую» платину от примесей золота и ртути, он растворял её в царской водке, а затем осаждал её из раствора нашатырём. Оставшийся раствор имел розовый оттенок, что было невозможно объяснить присутствием золота и ртути. Тогда в этот раствор был добавлен цинк, что привело к выпадению чёрного осадка. Волластон обнаружил, что если попытаться растворить этот высушенный осадок царской водкой, то часть его растворяется, а часть — нет. После разбавления раствора водой Волластон добавил в него цианид калия, что привело к обильному выпадению осадка уже оранжевого цвета, который при нагревании сначала приобрёл серый цвет, а затем сплавился в капельку металла — палладия, который по удельному весу был легче ртути. Из оставшейся нерастворённой части чёрного осадка им был выделен другой металл — родий. Лишь в феврале 1805 года в Nicholson’s Journal было опубликовано открытое письмо Волластона, в котором он признался, что скандальная шумиха вокруг палладия — дело его рук. Именно он пустил в продажу новый металл, и он же дал анонимное объявление с обещанием премии за его искусственное изготовление, уже располагая доказательством, что палладий — это новый металл. Происхождение названия Назван по имени астероида Паллада, открытого немецким астрономом Ольберсом в 1802 году, то есть незадолго до открытия палладия. В свою очередь, астероид назван в честь Афины Паллады из древнегреческой мифологии. Палладий, или Палладиум, — упавшее с неба легендарное деревянное изображение Афины Паллады; согласно прорицанию Гелена (сына Приама), Троя останется несокрушимой, пока в её стенах хранится этот талисман. По легенде, лишь после того, как любимцы богини — Одиссей и Диомед — во время ночной вылазки выкрали Палладий, эта твердыня пала. Нахождение в природе Один из наиболее редких элементов в земной коре; его кларковое число составляет 1·10−6 %. Встречается в самородном виде (аллопалладий), в виде интерметаллических минералов (палладистая платина, станнопалладинит Pd3Sn2 и др.) и других соединений (палладит PdO, брэггит (Pd, Pt, Ni)S и др.). Известно около 30 минералов палладия. Сопровождает другие платиновые металлы, его содержание в смеси платиноидов в различных месторождениях колеблется от 25 до 60 %. По Гольшмидтовской геохимической классификации элементов, как и все платиноиды, относится к сидерофилам, то есть обладает сродством к железу и концентрируется в ядре Земли. В настоящее время крупнейшее (не разрабатываемое) месторождение палладия в России находится в Мурманской области (Федорово-Панский интрузивный массив). Получение Палладий получают главным образом при переработке сульфидных руд никеля, серебра и меди. Некоторую часть мирового производства (около 10 %) получают извлечением из вторичного сырья. Из раствора смеси благородных металлов в царской водке после осаждения золота и платины осаждают дихлородиамминпалладий Pd(NH3)2Cl2, очищают его перекристаллизацией из аммиачного раствора HCl, разлагают до порошкообразного палладия прокаливанием в восстановительной атмосфере, порошок палладия переплавляют. Восстанавливая растворы солей палладия, получают палладиевую чернь — мелкокристаллический порошок палладия. Компактный металлический палладий получают также электроосаждением из нитритных и фосфатных кислых электролитов, например, используя Na2[Pd(NO2)4]. Показатели производства Крупнейшее месторождение палладия находится в России (Норильск, Талнах). Также известны месторождения в Трансваале (ЮАР), Канаде, Аляске, Австралии, Колумбии. Поставки палладия в мире в 2007 году составили 267 тонн (в том числе Россия — 141 тонна, ЮАР — 86 тонн, США и Канада — 31 тонна, прочие страны — 9 тонн). Потребление палладия в 2007 году составило в автомобильной промышленности 107 тонн, в производстве электроники — 40 тонн, в химической промышленности — 12 тонн. По оценке лондонской исследовательской компании GFMS, в 2009 году РФ продала приблизительно 1,1 млн унций палладия, в 2010—800 тыс. унций, в 2011 году объём экспорта будет аналогичным. В декабре 2019 биржевые цены на палладий впервые превысили уровень 1900 долл. за тройскую унцию (при этом был также превышен максимальный уровень цен на золото, достигнутый в 2011 г.); всего за четыре года биржевые цены на этот металл взлетели в четыре раза — с 510 до 2064 долларов за тройскую унцию (для сравнения: золото за тот же период подорожало только в полтора раза — с 1060 до 1573 долл.), этому способствовало массовое применение палладиевых катализаторов 27 февраля 2020 мировые цены на палладий достигли максимума 2795$/унция (после этого последовал резкий спад, но с дальнейшим ростом). Физические свойства Полная электронная конфигурация атома палладия: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 Палладий — переходный металл. При нормальных условиях образует кристаллы серебристо-белого цвета , структурный тип меди. Палладий пластичен, микродобавки никеля, кобальта, родия или рутения улучшают механические свойства палладия и повышают его твёрдость. В воде нерастворим. Плотность — 12 020 кг /м³ (при 20 °C); в особых условиях образует коллоидный палладий и палладиевую чернь. Температура плавления — 1554 °C (в других источниках 1552 °C); температура кипения около 2940 °C. Теплота плавления — 16,7 кДж/моль, теплота испарения 353 кДж/моль. Удельная теплоёмкость при 20 °C — 25,8 Дж/(моль·К); удельное электрическое сопротивление при 25 °C — 9,96 мкОм/см; теплопроводность — 75,3 Вт/(м·К). Твёрдость по Виккерсу 37…39. Твёрдость по Бринеллю 52 кгс/мм2. Температурный коэффициент линейного расширения 1,17·10−5 К−1 (в диапазоне 0…100 °С). Коэффициент поверхностного натяжения жидкого палладия при температуре плавления равен 0,015 Н/см. Палладий является парамагнетиком; его магнитная восприимчивость равна +5,231·10−6 (при 20 °C). Активно поглощает водород, образуя твёрдые растворы (до 900 объёмов H2 на один объём Pd), при этом увеличивается постоянная решётки. Водород удаляется из палладия при нагревании до 100 °C в вакууме. Изотопы Природный палладий состоит из шести стабильных изотопов: 102Pd (1,00 %), 104Pd (11,14 %), 105Pd (22,33 %), 106Pd (27,33 %), 108Pd (26,46 %) и 110Pd (11,72 %). Наиболее долгоживущий искусственный радиоактивный изотоп 107Pd ( 7·106 лет). Некоторые изотопы палладия активно образуются в качестве осколков деления урана и плутония; так, в облучённом топливе современных ядерных реакторов при степени выгорания ядерного топлива 3 % содержится 0,15 % палладия. Химические свойства Палладий является наиболее химически активным из платиновых металлов. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, раствором аммиака. Реагирует с горячими концентрированными серной и азотной кислотами, и в отличие от других платиновых металлов растворяется в концентрированной хлорной кислоте, восстанавливая её до хлора: 7 Pd + 16 HClO4 -> 7 Pd(ClO4)2 + Cl2 + 8 H2O (все остальные платиновые металлы восстанавливают хлор до +5). Может быть переведён в раствор анодным растворением в соляной и азотной кислоте: Pd + 4 HNO3 -> Pd(NO3)2 + 2 NO2 ^ + 2 H2O Pd + 2 HCl + Cl2 -> H2[PdCl4] Pd + 2 HCl + 2 Cl2 -> H2[PdCl6] При комнатной температуре реагирует с царской водкой, с влажными хлором и бромом. При нагревании реагирует со фтором, серой, селеном, теллуром, мышьяком и кремнием. Окисляется при сплавлении с гидросульфатом калия KHSO4, взаимодействует также с расплавом пероксида натрия. При нагревании на воздухе устойчив до ~300 °C и выше 850 °C; в диапазоне 300…850 °C тускнеет из-за образования на поверхности плёнки оксида палладия PdO, который при более высокой температуре разлагается. Применение Катализаторы Палладий часто применяется как катализатор, в основном в процессе гидрогенизации жиров, крекинге нефти, органическом синтезе (см. катализатор Линдлара, ). Хлорид палладия PdCl2 используется как катализатор и для обнаружения микроколичеств угарного газа в воздухе или газовых смесях. Водородные технологии Так как водород очень хорошо диффундирует через палладий, палладиевые мембраны применяют для получения сверхчистого водорода.


Серебро́ (химический символ — Ag, от ) — химический элемент 11 группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы первой группы, IB), пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 47. Простое вещество серебро — это ковкий, пластичный переходный благородный металл серо-белого цвета. История Серебро известно человечеству с древнейших времён. Это связано с тем, что серебро, как и золото, часто встречается в самородном виде — его не приходилось выплавлять из руд. Это предопределило довольно значительную роль серебра в культурных традициях различных народов. Сохранившиеся памятники наиболее ранней добычи серебра связаны с Хеттским царством. Одним из древнейших центров добычи и обработки серебра была доисторическая Сардиния, где оно было известно с раннего энеолита. В Ассирии и Вавилоне серебро считалось священным металлом и являлось символом Луны. В Древней Греции серебро в больших количествах добывали в Лаврийских рудниках. Наибольшее количество серебра для чеканки римских монет давали начиная со II в. до н. э. месторождения Испании. В X веке серебро начали добывать в Гарце (гора Раммельсберг вблизи Гослара), в XII веке — в Саксонии, в Рудных горах, где центром добычи был Фрейберг. Третьим центром добычи серебра в Средние века в Европе была Нижняя Венгрия (Словакия). В XII веке началась интенсивная добыча серебра в чешских землях. Крупнейшим центром добычи серебра сначала стал город Пршибрам, потом Йиглава, затем первенство перешло к городу Кутна-Гора. Серебро и его соединения были очень популярны среди алхимиков. С середины XIII века серебро становится традиционным материалом для изготовления посуды. В XIV веке началась добыча серебра близ Олькуша в Верхней Силезии. В 1409 году началась добыча серебра в северном Тироле, на Швацких рудниках. В Швеции важнейшими были месторождения серебра , которые разрабатывались с XIII века, но наибольшее количество серебра дали в XV и XVI веках. Захват испанцами американского континента открыл доступ к богатейшим месторождениям Нового Света. В 1540 году объём добычи серебра в Европе составлял 52-55 тонн в год, что в шесть раз больше объёма американского серебра, доставленного в Европу в то время. Однако к 1560-м годам эти показатели сравнялись, а в следующем десятилетии добыча в Европе составляла уже лишь половину от притока серебра из Нового Света, так как началась разработка месторождений в Потоси и Сакатекасе. Приток американского серебра в Европу привёл к так называемой революции цен. До середины XVIII века рудники Потоси давали около половины мировой добычи серебра. В России до XVIII века серебро не добывалось. В 1704 году под руководством Петра Саввича Мусина-Пушкина Александр Левандиан начал выплавку серебра на Нерчинском заводе. С середины XVIII века началась выплавка серебра на Колывано-Воскресенских заводах. К началу XIX века Российская империя занимала по добыче серебра второе место в Европе после Австрийской империи. Серебро и по сей день используется для чеканки памятных и инвестиционных монет (выход из оборота последних серебряных монет в 1960—1970-е годы примерно совпал с кризисом Бреттон-Вудской валютной системы). Происхождение названия Славянские названия металла — , , , — восходят к праславянскому *sьrebro, которое имеет соответствия в балтийских (, др.-прусск. sirablan) и германских ( silubr, , ) языках. Дальнейшая этимология за пределами германо-балто-славянского круга языков неясна, предполагают либо общее происхождение от той же основы, что и анатолийское subau-ro «блестящий», либо раннее заимствование из языков Ближнего Востока: ср. «очищенное серебро», от «очищать, выплавлять», или из доиндоевропейских языков древней Европы: ср. . Греческое название серебра árgyros произошло от индоевропейского корня *H₂erǵó-, *H₂erǵí-, означающего «белый, блистающий». Из того же корня происходит и его латинское название — . Нахождение в природе Среднее содержание серебра в земной коре (по Виноградову) — 70 мг/т. Максимальные его концентрации устанавливаются в глинистых сланцах, где достигают 1 г/т. Серебро характеризуется относительно низким энергетическим показателем ионов, что обуславливает незначительное проявление изоморфизма этого элемента и сравнительно трудное его вхождение в решётку других минералов. Наблюдается лишь постоянный изоморфизм ионов серебра и свинца. Ионы серебра входят в решётку самородного золота, количество которого иногда достигает в электруме почти 50 % по массе. В небольшом количестве ион серебра входит в решётку сульфидов и сульфосолей меди, а также в состав теллуридов, развитых в некоторых полиметаллических и особенно, в золото-сульфидных и золото-кварцевых месторождениях. Определённая часть благородных и цветных металлов встречается в природе в самородной форме. Известны и документально подтверждены факты нахождения не просто больших, а огромных самородков серебра. Так, например, в 1477 году на руднике «Святой Георгий» (месторождение Шнееберг в Рудных горах в 40—45 км от города Фрайберг) был обнаружен самородок серебра весом 20 т. Глыбу серебра размером 1×1×2,2 м выволокли из горной выработки, устроили на ней праздничный обед, а затем раскололи и взвесили. В Дании, в музее Копенгагена, находится самородок весом 254 кг, обнаруженный в 1666 году на норвежском руднике Конгсберга. Крупные самородки обнаруживали и на других континентах. В настоящее время в здании парламента Канады хранится одна из добытых на месторождении Кобальт в Канаде самородных пластин серебра, имеющая вес 612 кг. Другая пластина, найденная на том же месторождении и получившая за свои размеры название «серебряный тротуар», имела длину около 30 м и содержала 20 т серебра. Однако, при всей внушительности когда-либо обнаруженных находок, следует отметить, что серебро химически более активно, чем золото, и по этой причине реже встречается в природе в самородном виде. По этой же причине растворимость серебра выше и его концентрация в морской воде на порядок больше, чем у золота (около 0,04 мкг/л и 0,004 мкг/л соответственно). Известно более 50 природных минералов серебра, из которых важное промышленное значение имеют лишь 15—20, в том числе: самородное серебро; электрум (золото-серебро); кюстелит (серебро-золото); аргентит (серебро-сера); прустит (серебро-мышьяк-сера); бромаргерит (серебро-бром); кераргирит (серебро-хлор); пираргирит (серебро-сурьма-сера); стефанит (серебро-сурьма-сера); полибазит (серебро-медь-сурьма-сера); фрейбергит (медь-сера-серебро); аргентоярозит (серебро-железо-сера); дискразит (серебро-сурьма); агвиларит (серебро-селен-сера) Как и другим благородным металлам, серебру свойственны два типа проявлений: собственно серебряные месторождения, где оно составляет более 50 % стоимости всех полезных компонентов; комплексные серебросодержащие месторождения (в которых серебро входит в состав руд цветных, легирующих и благородных металлов в качестве попутного компонента). Собственно серебряные месторождения играют достаточно существенную роль в мировой добыче серебра, однако следует отметить, что основные разведанные запасы серебра (75 %) приходятся на долю комплексных месторождений. Содержание серебра в рудах цветных металлов 10-100 г/т, в золото-серебряных рудах 200—1000 г/т, а в рудах серебряных месторождений 900—2000 г/т, иногда десятки килограммов на тонну. Серебро встречается и в каустобиолитах: торфах, нефти, угле, битуминозных сланцах. Месторождения Значительные месторождения серебра расположены на территориях следующих стран: Армении, Германии, Испании, Перу, Чили, Мексики, Китая, Канады, США, Австралии, Польши, России, Казахстана, Румынии, Швеции, Чехии, Словакии, Австрии, Венгрии, Норвегии. Также месторождения серебра есть на Кипре и на Сардинии. Физические свойства Полная электронная конфигурация атома серебра: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s14d10 Чистое серебро — это довольно тяжёлый (легче свинца, но тяжелее меди, плотность — 10,5 г/см³), необычайно пластичный серебристо-белый металл (коэффициент отражения света близок к 100 %). Кристаллическая решётка — гранецентрированная кубическая. Тонкая серебряная фольга в проходящем свете имеет фиолетовый цвет. С течением времени металл тускнеет, реагируя с содержащимися в воздухе следами сероводорода и образуя налёт сульфида, чья тонкая плёнка придаёт тогда металлу характерную розоватую окраску. Обладает самой высокой теплопроводностью среди металлов. При комнатной температуре имеет самую высокую электропроводность среди всех известных металлов (удельное электрическое сопротивление 1,59 Ом·м при температуре 20 °C). Относительно тугоплавкий металл, температура плавления 962 °C. Химические свойства Серебро, будучи благородным металлом, отличается относительно низкой реакционной способностью, оно не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах. Однако в окислительной среде (в азотной, горячей концентрированной серной кислоте, концентрированной хлорной, селеновой, а также в соляной кислоте в присутствии свободного кислорода) серебро растворяется: Растворяется оно и в хлорном железе, что применяется для травления: Серебро также легко растворяется в ртути, образуя амальгаму (жидкий сплав ртути и серебра). Серебро не окисляется кислородом даже при высоких температурах, однако в виде тонких плёнок может быть окислено кислородной плазмой или озоном при облучении ультрафиолетом. Во влажном воздухе в присутствии даже малейших следов двухвалентной серы (сероводород, тиосульфаты, резина) образуется налёт малорастворимого сульфида серебра, обуславливающего потемнение серебряных изделий: В отсутствие кислорода: Свободные галогены легко окисляют серебро до галогенидов: Однако на свету эта реакция обращается, и галогениды серебра (кроме фторида) постепенно разлагаются. На этом явлении основан принцип чёрно-белой фотографии. При нагревании с серой серебро даёт сульфид: . Наиболее устойчивой степенью окисления серебра в соединениях является +1. В присутствии аммиака соединения серебра (I) дают легко растворимый в воде комплекс [Ag(NH3)2]+.


Серебро образует комплексы также с цианидами, тиосульфатами. Комплексообразование используют для растворения малорастворимых соединений серебра, для извлечения серебра из руд. Более высокие степени окисления (+2, +3) серебро проявляет только в соединении с кислородом (AgO, Ag2O3) и фтором (AgF2, AgF3), такие соединения гораздо менее устойчивы, чем соединения серебра (I). Соли серебра (I), за редким исключением (нитрат, перхлорат, фторид), нерастворимы в воде, что часто используется для определения ионов галогенов (хлора, брома, йода) в водном растворе. Изотопы Природное серебро состоит из смеси двух стабильных изотопов (107Ag и 109Ag). Самым долгоживущим радиоактивным изотопом серебра является 105Ag с периодом полураспада 41,3 суток, однако ядерный изомер 108mAg имеет период полураспада 439 лет. Применение Так как обладает наибольшей электропроводностью, теплопроводностью и стойкостью к окислению кислородом при обычных условиях, применяется для контактов электротехнических изделий (например, контакты реле, ламели), а также многослойных керамических конденсаторов. В составе припоев: медносеребряные припои ПСр-72, ПСр-45 и другие, используется для пайки разнообразных ответственных соединений, в том числе разнородных металлов, припои с высоким содержанием серебра используются в ювелирных изделиях, а со средним — в разнообразной технике, от сильноточных выключателей до жидкостных ракетных двигателей, иногда также как добавка к свинцу в количестве 3 % (ПСр-3), им заменяют оловянный припой. В составе сплавов: для изготовления катодов гальванических элементов. Применяется как драгоценный металл в ювелирном деле (обычно в сплаве с медью, иногда с никелем и другими металлами). Используется при чеканке монет (оборотных — до начала 1970-х годов, сейчас — только юбилейных), а также наград — орденов и медалей. Галогениды серебра и нитрат серебра используются в фотографии, так как обладают высокой светочувствительностью. Иодистое серебро применяется для смены погоды («разгон облаков»). Из-за высочайшей электропроводности и стойкости к окислению применяется: в электротехнике и электронике как покрытие ответственных контактов и проводников в высокочастотных цепях; в СВЧ-технике как покрытие внутренней поверхности волноводов. Используется как покрытие для зеркал с высокой отражающей способностью (в обычных зеркалах используется алюминий). Часто используется как катализатор в реакциях окисления, например, при производстве формальдегида из метанола, а также эпоксида из этилена. Используется как дезинфицирующее вещество, в основном для обеззараживания воды. Ограниченно применяется в виде солей (нитрат серебра) и коллоидных растворов (протаргол и колларгол) как вяжущее средство. В прошлом применение препаратов серебра было значительно шире. Используется в пищевой промышленности качестве пищевой добавки Е174. Области применения серебра постоянно расширяются, и его применение — это не только сплавы, но и химические соединения. Определённое количество серебра постоянно расходуется для производства серебряно-цинковых и серебряно-кадмиевых аккумуляторных батарей, обладающих очень высокой энергоплотностью и массовой энергоёмкостью и способных при малом внутреннем сопротивлении выдавать в нагрузку очень большие токи. Серебро используется в качестве добавки (0,1—0,4 %) к свинцу для отливки токоотводов положительных пластин специальных свинцовых аккумуляторов, имеющих очень большой срок службы (до 10—12 лет) и малое внутреннее сопротивление. Хлорид серебра используется в хлор-серебряно-цинковых батареях, а также для покрытий некоторых радарных поверхностей. Кроме того, хлорид серебра, прозрачный в инфракрасной области спектра, используется в инфракрасной оптике. Серебро используется в качестве катализатора в фильтрах противогазов. Ацетиленид серебра (карбид) изредка применяется как мощное инициирующее взрывчатое вещество (детонаторы). Фосфат серебра используется для варки специального стекла, используемого для дозиметрии излучений. Примерный состав такого стекла: фосфат алюминия — 42 %, фосфат бария — 25 %, фосфат калия — 25 %, фосфат серебра — 8 %. Перманганат серебра, кристаллический тёмно-фиолетовый порошок, растворимый в воде; используется в противогазах. В некоторых специальных случаях серебро также используется в сухих гальванических элементах следующих систем: хлор-серебряный элемент, бром-серебряный элемент, йод-серебряный элемент. В медицине До середины XX века нитрат серебра использовался в качестве наружного антисептика под названием ляпис. На свету он разлагается на свободное серебро, диоксид азота и молекулярный кислород. Однако в настоящее время во всех сферах применяется множество значительно более эффективных антисептиков. Начиная с 1990 года, в нетрадиционной медицине наблюдается возрождение использования коллоидного серебра в качестве средства для лечения многочисленных болезней. В лабораторных исследованиях получены разные результаты: в одних исследований показано, что антимикробное воздействие серебра весьма незначительно, в то время как другие показали, что раствор 5−30 ppm является эффективным против стафилококка и кишечной палочки. Данное противоречие связано с размерами коллоидных наночастиц серебра — чем меньше их размер, тем более выражен антимикробный эффект. Следует отметить, что подобные свойства наночастиц характерны для большинства переходных металлов и связаны с разрушением клеточной мембраны бактерий при сорбции наночастицы. Это, однако, проявляется только в очень чистых растворах. Серебро — это тяжёлый металл, содержание которого в питьевой воде регламентировано СанПиН 2.1.4.1074-01 «Вода питьевая» — серебру присвоен класс опасности 2, «высоко-опасное и потенциально-токсичное химическое вещество». Госсанэпидемнадзор официально утвердил гигиенические нормативы содержания вредных веществ в питьевой воде, в этих нормативах содержание серебра в питьевой воде ограничено концентрацией 0,05 мг/л. В США и Австралии препараты на основе коллоидного серебра не признаны лекарствами и предлагаются в продовольственных магазинах. Также в изобилии их можно встретить в Интернет-магазинах по всему миру в качестве БАД (биологически активных добавок), более простое название — пищевые добавки. Законом США и Австралии было запрещено маркетологам приписывать медицинскую эффективность коллоидному серебру. Но некоторые сайты, в том числе на их территории, по-прежнему указывают на благотворное воздействие препарата при профилактике простуды и гриппа, а также на лечебное воздействие при более серьёзных заболеваниях, таких, как диабет, рак, синдром хронической усталости, ВИЧ/СПИД, туберкулёз, и другие заболевания. Нет никаких медицинских исследований, свидетельствующих о том, что коллоидное серебро эффективно для какого-либо из этих заявленных симптомов. До эпохи доказательной медицины растворы солей серебра широко применяли в качестве антисептических и вяжущих средств. На этом свойстве серебра основано действие таких лекарственных препаратов, как протаргол, колларгол и др., представляющих собой коллоидные формы серебра. В настоящее время препараты серебра применяются всё реже в связи с низкой эффективностью. Физиологическое значение Следы серебра (порядка 0,02 мг/кг) содержатся в организмах всех млекопитающих, но его биологическая роль недостаточно изучена. Головной мозг человека характеризуется повышенным содержанием серебра (0,03 мг на 1000 г свежей ткани, или 0,002 % по массе в золе). Интересно, что в изолированных ядрах нервных клеток — нейронов — серебра гораздо больше (0,08 % по массе в золе). С пищевым рационом человек получает в среднем около 0,1 мг Ag в сутки. Относительно много его содержит яичный желток (0,2 мг в 100 г). Выводится серебро из организма главным образом с калом. Ионы серебра обладают бактериостатическими свойствами. Однако для достижения бактериостатического эффекта концентрацию ионов серебра в воде необходимо повысить настолько, что она становится непригодной для питья. Бактериостатические свойства серебра известны с древности. В VI веке до н. э. персидский царь Кир II Великий в своих военных походах использовал серебряные сосуды для хранения воды. Покрытие поверхностных ран серебряными пластинами практиковалось ещё в древнем Египте. Очистку больших количеств воды, основанную на бактерицидном действии серебра, особенно удобно производить электрохимическим путём. В начале 1970-х годов нижний предел бактериостатического действия серебра оценивался содержанием его в воде порядка 1 мкг/л. По данным 2009 года — нижний предел действия находится на уровне 50—300 мкг/л, что уже опасно для человека. Токсичность Как и некоторые другие тяжёлые металлы, серебро при избыточном поступлении в организм токсично. Безопасная доза серебра в виде наночастиц в расчёте на серебро составляет 0,001 мг/кг, что соответствует для человека с массой тела 70 кг дозе 70 мкг в день по серебру. По санитарным нормам США содержание серебра в питьевой воде не должно превышать 0,05 мг/л. Согласно действующим российским санитарным нормам серебро (аргентум) относится к «высоко-опасным» химическим веществам (класс опасности 2 по санитарно-токсикологическому признаку вредности), и предельно допустимая концентрация серебра в питьевой воде составляет те же 0,05 мг/л. При длительном поступлении в организм избыточных доз серебра развивается аргирия, внешне выражающаяся серой окраской слизистых оболочек и кожи, причём преимущественно на освещённых участках тела, что обусловлено отложением частичек восстановленного серебра. Какие-либо расстройства самочувствия заболевших аргирией наблюдаются далеко не всегда, основные жалобы пациентов заключаются в изменении цвета кожи и пигментных пятнах в результате долгого употребления лекарственных средств с содержанием серебра, но возникают и индивидуальные случаи непереносимости. Вместе с тем, немедицинскими источниками отмечалось, что они не подвержены инфекционным заболеваниям.


Серебра́ протеина́т (Протаргол) (код CAS: 9015-51-4; , ) — коллоидное серебро, относится к антисептикам и дезинфицирующим средствам, противовоспалительное средство для местного применения. Коричнево-жёлтый или коричневый лёгкий аморфный порошок без запаха, слабогорького и слегка вяжущего вкуса. Слабо гигроскопичен и изменяется при действии света. Растворим в воде, нерастворим в спирте, эфире, хлороформе. Содержит в пересчёте на металл. Фармакологическое действие Оказывает вяжущее, антисептическое и противовоспалительное действие. Диссоциирует с образованием ионов серебра. Ионы серебра препятствуют размножению бактерий на слизистых оболочках, связываясь с их ДНК. По результатам исследований чувствительности анаэробных и аэробных микроорганизмов к антисептикам, установлено, что минимальная подавляющая концентрация для спорообразующих анаэробных бактерий рода у протаргола составляет (для сравнения: у катопола, катамина АБ — , ХГБ, диоксидина — , у колларгола — ). В основе противовоспалительного механизма действия протаргола на повреждённые слизистые оболочки или поверхность кожи лежит образование защитной плёнки, возникающей за счёт осаждения серебром белков. Она способствует уменьшению чувствительности слизистых, кожи и активирует сужение сосудов, что приводит к торможению воспалительных реакций. Применение Показания При остром и хроническом назофарингите (насморке), при остром и хроническом синусите, хроническом рините, гайморите, остром и хроническом фарингите, а также для лечения аденоидитов и гнойных воспалительных процессов среднего уха. Для лечения воспалительных заболеваний глаз: конъюнктивит, блефарит у новорождённых и для диагностики проходимости слёзных путей. Для лечения урологических инфекций: цистит, уретрит. Для лечения гинекологических заболеваний: вагинит, эндометрит, цервицит, сальпингит, аднексит, эрозия шейки матки и др. Противопоказания Гиперчувствительность, беременность. Побочное действие Жжение, зуд. Возможно лёгкое раздражение слизистой оболочки. При накоплении 1г. серебра в организме возникает необратимый эффект - заболевание аргироз. Режим дозирования При лечении воспалительных заболеваний глаз Протаргол назначается в виде 1 % или 2 % раствора: взрослым и детям по две-три капли от двух до четырёх раз в день путём закапывания глаз. Для лечения урологических инфекций (циститов и уретритов) применяется 2 % коллоидный раствор препарата Протаргол, который используют для промывания мочеиспускательного канала и мочевого пузыря. Для лечения отоларингологических заболеваний (ринитов, фарингитов, отитов) взрослым и детям 1 % или 2 % раствор Протаргола назначают от трёх до пяти капель два раза в день, закапывая в каждую ноздрю. Примечания Ссылки Антисептики и дезинфицирующие средства Фармпрепараты, содержащие серебро


Колларго́л () — антисептический препарат. Свойства Колларгол представляет собой зеленовато-чёрные или синевато-чёрные мелкие пластинки с металлическим блеском. Растворим в воде с образованием коллоидного раствора. Содержит 70 % серебра и 30 % защитного белка — натриевые соли протальбиновой и лизальбиновой кислот. Получение При получении колларгола вначале получают оксид серебра по реакции нитрата серебра с гидроксидом натрия: Восстановитель получают при гидролизе белка гидроксидом натрия. К этому восстановителю медленно добавляют оксид серебра до его полного растворения. После осаждения осадка действием разбавленной серной кислоты, его промывают водой и переводят в коллоидное состояние, концентрируют и затем сушат в вакууме. Применение Колларгол используется в качестве капель в нос виде 1-2 % растворов. Используется также для нанесения разметки на кожу больного или же для подписи рентгенограмм. Литература Антисептики и дезинфицирующие средства


Ка́дмий (химический символ — Cd, от ) — химический элемент 12-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы второй группы, IIB), пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 48. Простое вещество кадмий (при нормальных условиях) — мягкий ковкий тягучий металл серебристо-белого цвета. Устойчив в сухом воздухе, во влажном на его поверхности образуется плёнка оксида, препятствующая дальнейшему окислению металла. Кадмий и многие его соединения ядовиты. История открытия Открыт немецким профессором Ф. Штромейером в 1817 году. Провизоры Магдебурга при изучении оксида цинка ZnO заподозрили в нём примесь мышьяка. Штромейер выделил из ZnO коричнево-бурый оксид, восстановил его водородом и получил серебристо-белый металл, который получил название кадмий. Происхождение названия Штромейер назвал кадмий по греческому названию руды, из которой в Германии добывали цинк, — καδμεία. В свою очередь, руда получила своё название в честь Кадма, героя древнегреческой мифологии. Нахождение в природе Среднее содержание кадмия в земной коре — 130 мг/т, в морской воде — 0,11 мкг/л. Кадмий относится к редким, рассеянным элементам: он содержится в виде изоморфной примеси во многих минералах и всегда в минералах цинка. Известно всего лишь 6 кадмиевых минералов. Весьма редкими минералами кадмия являются гринокит CdS (77,8 % Cd), хоулиит (то же), отавит CdCO3, монтепонит CdO (87,5 % Cd), кадмоселит CdSe (47 % Cd), ксантохроит CdS(H2O)х (77,2 % Cd). Основная масса кадмия рассеяна в большом числе минералов (более 50), преимущественно в сульфидах цинка, свинца, меди, железа, марганца и ртути. Максимальная концентрация отмечена в минералах цинка и, прежде всего, в сфалерите (до 5 %). В большинстве же случаев содержание кадмия в сфалерите не превышает 0,4—0,6 %. В других сульфидах, например, в станине содержание кадмия — 0,003—0,2 %, в галените — 0,005—0,02 %, в халькопирите — 0,006—0,12 %; из этих сульфидов кадмий обычно не извлекается. Кадмий не образует самостоятельных месторождений, а входит в состав руд месторождений других металлов. Относительно высоко содержание кадмия в рудах среднетемпературных свинцово-цинковых и частично медно-колчеданных месторождений. Почва содержит 0,06 мг/кг, глина — 0,3 мг/кг. Повышенное содержание в голубых (кембрийских) глинах. Нахождение в продуктах ПДК кадмия в воде согласно СанПиН 2.1.4.1074-01 «Питьевая вода. Гигиенические требования к качеству воды централизованных систем питьевого водоснабжения. Контроль качества. Гигиенические требования к обеспечению безопасности систем горячего водоснабжения» — 1 мкг/л Ископаемый уголь, древесный уголь, ПЭТ тара, древесные гранулы пеллеты (до 0,5 мг/кг), рыба (0,2 мг/кг), какао-порошок (0,5 мг/кг), почки животных (1 мг/кг), рис (0,06 мг/кг), сигарета (0,002 мг/кг), пшеничный хлеб (0,03 мг/кг), маргарин (0,042 мг/кг), говядина/свинина (0,016 мг/кг), креветки (1,2 мг/кг). Физические свойства Полная электронная конфигурация атома кадмия: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2 Кадмий — это серебристо-белый мягкий металл с гексагональной кристаллической решёткой. Температура плавления — 321 °C, температура кипения — 770 °C. Если кадмиевую палочку изгибать, то можно услышать слабый треск — это трутся друг о друга микрокристаллы металла (так же трещит и пруток олова); любые примеси в металле уничтожают этот эффект. Кадмий твёрже олова, но мягче цинка — его можно резать ножом. При нагревании выше 80 °C кадмий теряет упругость до такой степени, что его можно истолочь в порошок. Химические свойства Кадмий расположен в одной группе периодической системы с цинком и ртутью, занимая промежуточное место между ними, поэтому некоторые химические свойства этих элементов сходны. На воздухе кадмий устойчив и не утрачивает металлического блеска. Вступает в реакцию с кислородом лишь при нагревании до 350 °C с образованием оксида кадмия CdO. Сульфид и оксид этого элемента практически нерастворимы в воде. С углеродом кадмий не взаимодействует и карбидов не образует. Вступает в реакции с кислотами, восстанавливая водород: Cd + H2SO4 -> CdSO4 + H2 ^ Применение Сплавы Кадмий используется как компонент твёрдых припоев (сплавов на основе серебра, меди, цинка) для снижения их температуры плавления. Около 10 % производимого кадмия — компонент ювелирных и легкоплавких сплавов. Сплав кадмия с золотом имеет зеленоватый цвет. Защитные покрытия 40 % производимого кадмия используется для нанесения антикоррозионных покрытий на металлы. Кадмирование стальных деталей даёт большую устойчивость против коррозии, особенно в морской воде. Кадмирование — это электролитическая процедура нанесения кадмиевых покрытий на поверхность металлоизделий. Кадмием покрывают высокоуглеродистые, инструментальные и нержавеющие стали, а хлористо-аммонийное кадмирование наносят на высокопрочные стали. Химические источники тока Около 20 % кадмия идёт на изготовление кадмиевых электродов, применяемых в аккумуляторах (никель-кадмиевых и серебряно-кадмиевых), нормальных элементах Вестона, в резервных батареях (свинцово-кадмиевый элемент, ртутно-кадмиевый элемент) и др. Пигменты Около 20 % кадмия используется для производства неорганических красящих веществ (сульфиды и селениды, смешанные соли, например, сульфид кадмия — кадмий лимонный). Цена Цена на кадмий в августе 2011 года составила примерно $3 за 1 кг. Другие сферы применения Сульфид кадмия применяется для производства плёночных солнечных батарей с КПД около 10—16 %, а также как очень хороший термоэлектрический материал. Кадмий используется как компонент полупроводниковых материалов и люминофоров. Кадмий очень хорошо захватывает тепловые нейтроны (среднее сечение радиационного захвата тепловых нейтронов изотопом 114Cd составляет 20600 барн). Поэтому кадмий служит для изготовления регулирующих стержней для атомных реакторов и в качестве защиты от нейтронов. Иногда эти свойства используются в экспериментальных моделях противоопухолевой терапии (нейтрон-захватная терапия). Фтороборат кадмия — важный флюс, применяемый для пайки алюминия и других металлов. Теплопроводность кадмия вблизи абсолютного нуля — наивысшая среди всех металлов, поэтому кадмий иногда применяется для криогенной техники. Экранирование гамма-спектрометров от естественного радиационного фона: «свинцовый домик», в котором располагается спектрометрический датчик, выстилается изнутри медным и кадмиевым слоями для экранирования паразитного излучения свинца, искажающего гамма-спектр измеряемого вещества. Ограничение применения В 2016 году принят Технический регламент Евразийского экономического союза «Об ограничении применения опасных веществ в изделиях электротехники и радиоэлектроники» (ТР ЕАЭС 037/2016), по которому содержание кадмия в изделиях электротехники и радиоэлектроники не должно превышать 0,01 % по весу однородного материала (Приложение № 2). В Европейском союзе действует аналогичная директива RoHS, существенно ограничивающая использование кадмия. Получение Единственный минерал, который представляет интерес в получении кадмия — гринокит, так называемая «кадмиевая обманка». Его добывают вместе со сфалеритом при разработке цинковых руд. В ходе переработки кадмий концентрируется в побочных продуктах процесса, откуда его потом извлекают. В настоящее время (c 1987 года) производится около 20000 тонн кадмия в год. Физиологическое действие Кадмий и многие его соединения ядовиты (в больших концентрациях). Особенно опасным случаем является вдыхание паров его оксида (CdO). Вдыхание в течение 1 минуты воздуха с содержанием 2,5 г/м3 оксида кадмия, или 30 секунд при концентрации 5 г/м3 является смертельным. Кадмий является канцерогеном. Имеются сведения об ототоксичности: при поступлении хлорида кадмия с питьевой водой у подопытных крыс возникали нарушения слуха из-за токсического повреждения улитки. По российским гигиеническим нормативам, максимально-разовая ПДК кадмия и его неорганических соединений в воздухе рабочей зоны 0,05 мг/м3; среднесменная — 0,01 мг/м3. В качестве первой помощи при остром кадмиевом отравлении рекомендуется свежий воздух, полный покой, предотвращение охлаждения. При раздражении дыхательных путей — тёплое молоко с содой, ингаляции 2%-ным раствором NaHCO3. При упорном кашле — кодеин, дионин, горчичники на грудную клетку, необходима врачебная помощь. Противоядием при отравлении, вызванном приёмом внутрь кадмиевых солей, служит альбумин с карбонатом натрия. Острая токсичность Пары кадмия, многие его соединения токсичны, что связано, в частности, с его способностью связывать серосодержащие ферменты и аминокислоты. Симптомы острого отравления кадмием — рвота и судороги. Хроническая токсичность Кадмий — кумулятивный яд (способен накапливаться в организме). Санитарно-экологические нормативы В питьевой воде ПДК для кадмия 0,001 мг/дм³ = 1 мкг/дм³ (СанПиН 2.1.4.1074-01). Механизм токсического действия Механизм токсического действия кадмия заключается, по-видимому, в связывании карбоксильных, аминных и особенно сульфгидрильных групп белковых молекул, в результате чего угнетается активность ферментных систем. Растворимые соединения кадмия после всасывания в кровь поражают центральную нервную систему, печень и почки, нарушают фосфорно-кальциевый обмен. Хроническое отравление приводит к анемии и разрушению костей. Кадмий в норме в небольших количествах присутствует в организме здорового человека. Кадмий легко накапливается в быстроразмножающихся клетках (например, в опухолевых или половых). Он связывается с цитоплазматическим и ядерным материалом клеток и повреждает их. Он изменяет активность многих гормонов и ферментов. Это обусловлено его способностью связывать сульфгидрильные (-SH) группы. Изотопы Из восьми природных изотопов кадмия шесть стабильны, для двух изотопов обнаружена слабая радиоактивность. Это 113Cd (изотопная распространённость 12,22 %, бета-распад с периодом полураспада 7,7 лет) и 116Cd (изотопная распространённость 7,49 %, двойной бета-распад с периодом полураспада 3,0 лет).


И́ндий (химический символ — In, от ) — химический элемент 13-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы третьей группы, IIIA), пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 49. Относится к категории постпереходных металлов. Простое вещество индий — ковкий, легкоплавкий, очень мягкий металл серебристо-белого цвета. Сходен по химическим свойствам с алюминием и галлием, по внешнему виду — с цинком. История Индий обнаружили немецкие химики Фердинанд Райх и Теодор Рихтер (Theodore Richter) в 1863 году при спектроскопическом исследовании цинковой обманки. Они искали таллий, однако вместо зелёной линии этого элемента нашли в спектрах яркую неизвестную линию голубого цвета (профессор Ф. Райх страдал дальтонизмом и не мог различать цвета спектральных линий, поэтому все наблюдения регистрировал его ассистент Рихтер). Впоследствии металл был выделен Рихтером в незначительном количестве, но на Всемирной выставке 1867 года уже был представлен полукилограммовый слиток индия. Происхождение названия Яркая эмиссионная линия в спектре индия — цвета индиго. Геохимия и минералогия Учитывая электронную структуру атома индия, он относится к халькофильным элементам (18 электронов в предпоследнем слое). В настоящее время известно менее 10 индиевых минералов: самородный индий, рокезит CuInS2, индит FeIn2S4, кадмоиндит CdIn2S4, джалиндит In(OH)3, сакуранит (CuZnFe)3InS4 и патрукит (Cu,Fe,Zn)2(Sn,In)S4. В основном индий находится в виде изоморфной примеси в раннем высокожелезистом сфалерите, где его содержание достигает десятых долей процента. В некоторых разновидностях халькопирита и станнина содержание индия составляет сотые-десятые процента, а в касситерите и пирротине — тысячные доли процента. В пирите, арсенопирите, вольфрамите и некоторых других минералах концентрация индия — граммы на тонну. Промышленное значение для получения металла пока имеют сфалерит и другие минералы, содержащие не менее 0,1 % индия. Индий самостоятельных месторождений не образует, а входит в состав руд месторождений других металлов. Наиболее высокое содержание индия установлено в рудах касситеритоносных скарнов и сульфидно-касситеритовых месторождений различных типов. Содержание индия в земной коре (кларк) 0,25 г/т (он в три раза более распространён, чем серебро), в морской воде 0,018 мг/л. Физические свойства Полная электронная конфигурация атома индия: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p1 Температура плавления 156,5985 °C (429,7485 K) Температура кипения 2072 °C (2345 K) Плотность: 7,362 (+20 °C, г/см³) 7,023 (157 °C, г/см³) 5,763 (2109 °C, г/см³) Критическая температура сверхпроводимости (атмосферное давление, массивные образцы) 3,405 K Давление паров (в мм рт. ст.): 0,01 (912 °C) 0,1 (1042 °C) 1 (1205 °C) 10 (1414 °C) 100 (1688 °C) Удельная теплоёмкость при постоянном давлении (0 °C): 0,238 Дж/г·K Термодинамические параметры Стандартная энтальпия образования (298 К): 0 кДж/моль (т) Стандартная энергия Гиббса образования (298 К): 0 кДж/моль (т) Стандартная энтропия образования (298 К): 57,82 Дж/моль·K (т) Стандартная мольная теплоемкость (298 К): 26,74 Дж/моль·K (т) Энтальпия плавления : 3,26 кДж/моль Энтальпия кипения : 227,6 кДж/моль Дополнительная информация Сплав с 40 % платины имеет золотисто-жёлтый цвет. Известно «зелёное золото» — сплав 75 % золота с 20 % серебра и 5 % индия. Твёрдость по Бринеллю 9 МПа, по Моосу 1,2. Водород малорастворим в металлическом индии — менее 1 мл на 100 г индия. Изотопы Природный индий состоит из двух изотопов — стабильного 113In (изотопная распространённость 4,29 %) и бета-радиоактивного 115In (95,71 %; период полураспада 4,41 лет). Химические свойства Электроотрицательность — 1,78. Устойчив и не тускнеет в сухом воздухе при комнатной температуре, но выше 800 °C горит фиолетово-синим пламенем с образованием оксида. Растворяется в серной и соляной кислотах, быстрее — в азотной и хлорной, с плавиковой кислотой медленно реагирует при нагревании, органические кислоты (муравьиная, уксусная, щавелевая, лимонная) постепенно растворяют индий. С растворами щелочей, даже кипящими, заметно не реагирует. Реагирует с хлором и бромом. При нагревании реагирует с иодом, серой (выше 620 °C), селеном, теллуром, диоксидом серы (выше 600 °C), парами фосфора. Степень окисления от +1 до +3, наиболее устойчивы 3-валентные соединения. Получение Получают из отходов и промежуточных продуктов производства цинка и, в меньшей степени, свинца и олова. Это сырьё содержит от 0,001 % до 0,1 % индия. Из исходного сырья производят концентрат индия, из концентрата — черновой металл, который затем рафинируют. Исходное сырьё обрабатывают серной кислотой и переводят индий в раствор, из которого гидролитическим осаждением выделяют концентрат. Из концентрата черновой металл извлекают цементацией на цинке и алюминии. Для рафинирования используются различные методы, например, зонная плавка. Основным производителем индия является Китай (390 тонн в 2012 году), также производится Канадой, Японией и Южной Кореей (примерно по 70 тонн). В последние годы мировое потребление индия быстро растёт и в 2005 достигло 850 тонн. Количество используемого индия сильно зависит от мирового производства ЖК-экранов. В 2007 году в мире было добыто 475 тонн и ещё 650 тонн было получено путём переработки. На производство ЖК экранов для компьютерных дисплеев и телевизоров уходило 50—70 % доступного индия. Стоимость индия в 2002 году составила около 100$ за кг, но рост потребности в металле привёл к повышению и колебаниям цен. В 2006—2009 годах они колебались в пределах 400—900 долларов за кг. По современным оценкам, запасы индия будут исчерпаны в ближайшие 20 лет, если не будет повышена степень вторичного использования металла. Применение Широко применяется в производстве жидкокристаллических экранов для нанесения прозрачных плёночных электродов из оксида индия-олова. Используется в микроэлектронике как акцепторная примесь к германию и кремнию. Ранее, когда широко применялась сплавная технология производства первых полупроводниковых приборов, характерным решением было сплавление индия с германием для получения pn-перехода, например в диодах серий ДГ-Ц1, Д7 и так далее до сотни мг индия. Компонент ряда легкоплавких припоев и сплавов (так, жидкий при комнатной температуре галинстан содержит 21,5 % индия). Обладает высокой адгезией ко многим материалам, позволяя спаивать, например, металл со стеклом. В сплаве с оловом применяется как легкоплавкий припой с высокой теплопроводностью для термоинтерфейсов принудительно охлаждаемых электронных компонентов. Иногда применяется (чистый или в сплаве с серебром) для покрытия зеркал, в частности, автомобильных фар, при этом отражающая способность зеркал не хуже, чем у серебряных, а стойкость к воздействию атмосферы (особенно сероводорода) — выше. В покрытии астрономических зеркал используется постоянство коэффициента отражения индия в видимой части спектра. Сам по себе индий никогда не вызывал интереса у ювелиров. Тем не менее, он нашёл себе особое применение как компонент сплавов в производстве ювелирных изделий: добавка 1 % индия к серебру вдвое увеличивает его твёрдость, а сплав 75 % золота с 20 % серебра и 5 % индия приобретает красивый золотисто-зелёный оттенок. Материал для фотоэлементов. Соединения используются как люминофоры. Покрытие юбок алюминиевых поршней дизельных двигателей для снижения износа. Арсенид индия применяется как высокотемпературный термоэлектрический материал с очень высокой эффективностью, для увеличения эффективности обычно легируется 10 % фосфида индия. Изотопы индия 111In и 113mIn используются в качестве радиофармацевтических препаратов. Точка плавления индия (429,7485 К или 156,5985 °C) — одна из определяющих точек международной температурной шкалы ITS-90. Электрохимическая система индий-оксид ртути служит для создания чрезвычайно стабильных во времени источников тока (аккумуляторов) высокой удельной энергоёмкости для специальных целей. . В технике высокого вакуума индий используется в качестве уплотнителя (прокладки, покрытия); в частности, при герметизации космических аппаратов и мощных ускорителей элементарных частиц. Индий имеет высокое сечение захвата тепловых нейтронов и может быть использован для управления атомным реактором, хотя более удобно применение его соединений в комбинации с другими элементами, хорошо захватывающими нейтроны. Так, оксид индия находит применение в атомной технике для изготовления стекла, применяемого для поглощения тепловых нейтронов. Наиболее широко распространённый состав такого стекла — оксид бора (33 %), оксид кадмия (55 %), оксид индия (12 %). Изотоп индия 115In предложен для детектирования низкоэнергетических электронных нейтрино : 115In + νe → 115Sn+e−+2γ Биологическая роль Индий не имеет ярко выраженной метаболической роли в организме. Соединения индия не всасываются в желудочно-кишечном тракте, умеренно всасываются при вдыхании. Индий может временно накапливаться в мышцах, коже и костях человека, его период полувыведения около двух недель. Растворимые соединения индия с валентностью III могут быть токсичными для почек при введении путем инъекции. Длительное вдыхание паров или мелкодисперсной пыли индия, его оксида или гидроксида может вызывать болезнь легких, получившую название Предельно допустимая концентрация индия в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м3 (Национальный институт охраны труда, США). Однако после появления сведений о заболеваниях легких правила стали ужесточать. Например, японский национальный институт безопасности и гигиены труда установил ПДК на уровне 0.0003 мг/м3. Примечания Литература Генкин А. Д., Муравьева И. В. Индит и джалиндит — новые минералы индия // Записки Всесоюзного минералогического общества. 1963. Т. 92. № 4. С. 445—457. Ссылки Индий на Webelements Индий в Популярной библиотеке химических элементов Индий в chemport.ru Химические элементы Лёгкие металлы Радиоактивные элементы


Ша́хты — город в Ростовской области России. Образует городской округ. Промышленный и образовательный центр. Имеет статус опорного центра Восточно-Донбасской агломерации. В 2011 году с образованием Шахтинской епархии стал культурно-православным центром региона Восточный Донбасс. В городе воспитаны девять олимпийских чемпионов и один чемпион Паралимпийских игр. Широкой общественности город известен прежде всего благодаря документальным фильмам про серийного убийцу Андрея Чикатило. Население — 222 500 чел. (2023). Площадь городской территории составляет в общей сложности 16 065,3 га. Плотность населения — 1574 чел./км². Второй город области по площади, третий по численности населения, четвёртый по объёму промышленного производства после соответственно Ростова-на-Дону, Таганрога, Новочеркасска. Этимология Основан в начале XIX века как казачья станица Грушевская. В 1867 году станица преобразована в город Горное Грушевское поселение, где горное — не от горы, а от горное дело — добыча полезных ископаемых. Включение в название этого определения мотивировано тем, что с конца XVIII века рядом с селением велась подземная добыча каменного угля. В 1881 году поселение переименовано в город — Александровск-Грушевский, в честь императора Александра II. В 1920 году город по идеологическим соображениям переименован в Шахты. Новое название было связано с его каменноугольной специализацией. География Город расположен в юго-западной части области, на юго-восточных склонах Донецкого кряжа, на реках Гру́шевка, Аюта, Кадамовка, границы с Луганской Народной Республикой, входящей в состав Российской Федерации, от реки Дон, в Ростова-на-Дону, Новочеркасска и Москвы. Слегка холмистая равнина с искусственными лесопосадками несколько наклонена прорезана балками и долинами рек Грушевка — левобережный приток реки Тузлов, впадающей в Дон, Аюта и Кадамовка. На территории города имеется более двадцати различных водоёмов. Крупнейший из них — Артёмовское водохранилище длиной созданное в конце 1920-х годов для охлаждения турбин Шахтинской ГРЭС им. Артёма. Один из памятников природы — Лисичкино озеро, расположенное в районе села Поповка. Техногенные формы рельефа представлены шахтными терриконами (отвалами горных пород), характерной деталью городского пейзажа. По окраинам город окружён крупными зелёными массивами, где произрастают акация, тополь, сосна и другие породы деревьев. В целом зелёная зона города охватывает Климат Климат умеренно континентальный с чертами субтропического средиземноморского. Среднегодовая температура воздуха по новым данным 10 °C. Продолжительное лето может сопровождаться засухой, а весна суховеем с восточными, северо-восточными ветрами со скоростью . Осадков выпадает . Зима в Шахтах продолжается два месяца и, как правило, наступает в середине декабря, при этом температура в январе . А бывают зимы с положительной температурой выше, (то есть зима как в субтропиках). Погода зимой неустойчивая, морозы чередуются с оттепелями, возможны туманы, гололёд, град, метели. Снежный покров образуется в конце декабря — начале января. При этом снежный покров редко держится больше трёх недель, а бывают годы без постоянного снежного покрова. Самые тёплые зимы — на юго-западе Ростовской области (Таганрог, Шахты, Азов, Новочеркасск). Весна в Шахтах наступает в начале марта и длится около двух месяцев. В конце марта начинают распускаться листья, зацветают первые цветы. Средняя температура в марте составляет +10 °C. Апрель — засушливый месяц, которому свойственны частые возвраты холодов и заморозки. Погода летом жаркая и засушливая. Лето длится около пяти месяцев. Лето начинается в начале мая, когда температура переходит в отметку . В июне, июле и августе преобладает жаркая и солнечная погода. При этом июнь самый дождливый месяц, а июль — самый жаркий. Средняя дневная температура июля , но нередко поднимается . Август характеризуется жаркой и засушливой погодой с суховеями и пыльными бурями. В сентябре жара спадает . Наступает погодный сезон, называемый «Бабьим летом», которое продолжается до третьей декады сентября. Осень наступает в конце сентября и длится около двух месяцев. Средняя температура конца сентября . Погода в начале осени солнечная и сухая, но начиная со второй половины октября, быстро холодает, и приходят первые заморозки. В ноябре средняя дневная температура , часто выпадают осадки, нередко в виде снега. Основной особенностью погоды в Шахтах можно назвать её засушливость, осадков выпадает чуть более причём максимум приходится на июнь-июль. История Первые населённые пункты, вошедшие в последующем в территорию города, возникли в 1805 году, это три хутора Поповской, Власов, Грушевской по фамилиям донских казаков — организаторов этих хуторов . Примерное расположение этих хуторов отчётливо видно на десятивёрстной карте Шуберта изданной в 1840 году. В 1867 году было образовано Грушевское горное поселение со статусом города. С 1881 года по 1921 год город носил название Александровск-Грушевский. В 1897 году в нём жили 16 479 человек. В 1921 году город получил современное название Шахты. В 1920—1924 входил в состав УССР. 4 января 1920 года в Луганске был образован Донецкий губернский ревком во главе с председателем В. П. Антоновым-Саратовским. В числе первых он подписывает (5 января) приказ об установлении границ губернии: «Впредь до выяснения экономической территории Донецкой губернии и правильного распределения районов губернии временно утверждать нижеследующие одиннадцать административных районов, входящих в состав Донецкой губернии…». Согласно этому распоряжению все угольные районы бассейна объединились в одну административную единицу. В их числе был и Александровск-Грушевский район, центром которого стал город Шахты. Шахтинско-Донецкий округ — административно-территориальная единица Донецкой губернии Украинской ССР (с 1923), а затем Юго-Восточной области (с ноября 1924 — Северо-Кавказского края) существовавшая в 1924—1930 годах. Шахтинский (с осени 1925 — Шахтинско-Донецкий) округ был образован в 1923 году в составе Донецкой губернии Украинской ССР. Центром округа стал город Шахты. 2 июня 1924 года округ отошёл к Юго-Восточной области РСФСР. В 1925 к округу была присоединена большая часть Морозовского округа. 30 июля 1930 года Шахтинско-Донецкий округ, как и большинство остальных округов СССР, был упразднён. Его районы отошли в прямое подчинение Северо-Кавказского края. Некоторое время Украина вела споры с РСФСР из-за города Шахты. В 1927 году в г. Шахты ОГПУ было начато масштабное расследование по делу о контрреволюции и вредительстве, которое вылилось в знаменитый Шахтинский процесс, проходивший в Москве с 18 мая по 6 июля 1928 года. В советское время был центром угольной промышленности Восточного Донбасса РСФСР. Некоторое время Ростовская область была разделена на две — Ростовскую и Каменскую, центром последней был город Шахты. С 22 июля 1942 по 12 февраля 1943 года Шахты были оккупированы немецко-фашистской армией. Город был сильно разрушен, более всего пострадали промышленные предприятия, здания государственного и учебного назначения, памятники культуры. В здании был организован лагерь для военнопленных, которых немцы свозили со всех близлежащих фронтов. Ежедневно во дворе школы производились расстрелы. Несмотря на серьёзные разрушения, нанесённые во время оккупации, город быстро восстановился, было построено много крупных предприятий: Шахтинский хлопчатобумажный комбинат, завод «Гидропривод», Шахтинский молококомбинат, обувная фабрика и другие. В промышленности акцент делался на машиностроение, металлургию, производство строительных материалов и, конечно, добычу угля. Закрытие большинства шахт в 1990—2000-е годы привело к экономическому упадку города, что, в частности, выразилось в закрытии трамвайного (в 2001 году) и троллейбусного (в 2007 году) сообщений. Но наличие квалифицированной рабочей силы, производственного потенциала помогли в 2000-е годы создать в городе Шахты несколько крупных современных предприятий, которые снова вывели город на в области по объёмам промышленного производства. В 2007 году, после объявления Министерством регионального развития РФ идеи о создании в России агломераций, началось постепенное формирование Восточно-Донбасской агломерации. Шахты стали её опорным центром, как город с наибольшей численностью, объёмом производства, вокруг которого сосредоточены города-спутники Красный Сулин, Гуково, Новошахтинск и др. 29 апреля 2015 года открыт на ул. Шевченко новый памятник Императору Александру II. В торжественной церемонии участвовали мэр города Д. Станиславов, председатель гордумы И. Жукова и др. Право открыть памятник было предоставлено родственнику Дома Романовых, праправнуку Императора Александра III, правнуку Великой княгини Ольги Александровны, Павлу Куликовскому-Романову и кадету городского Кадетского казачьего корпуса Кириллу Повечерову. 30 апреля 2015 года на ул. Маяковского был открыт памятник «Катюша». Административное деление В 1939 году город областного подчинения был разделён на три городских района: Артёмовский, Ворошиловский и Октябрьский. Кроме этого, рабочий посёлок Коксовый находился в непосредственном подчинении Шахтинского горсовета (до 1945 года, после чего был передан в подчинение Белокалитвинскому району). В марте 1958 года Ворошиловский район города Шахты был переименован в Ленинский, с таким названием район просуществовал до его упразднения. В соответствии с проведённой в 1959 году Всесоюзной переписью населения, численность населения города Шахты по административным районам выглядела следующим образом: Артёмовский район — 45 422 чел., Ленинский район — 85 493 чел., Октябрьский район — 65 275 чел. Всего по городу Шахты — 196 190 человек. В феврале 1989 года административное деление города Шахты на три городских района (Артёмовский, Ленинский и Октябрьский) было упразднено. В состав ранее существовавшего Ленинского района входили посёлки городского типа Аюти́нский, Майский, Та́ловый.