24-25 элемент таблицы Менделлева

25.04.25

Реакции синтеза и деления ядер. Источники энергии Солнца и звезд.

25

Марганец

Mn

Manganum, Manganesium

4, 7

54,938045 (5)

7,44

1244

2097

.

25	Марганец
Mn 54,9380
3d54s2

Ма́рганец (химический символ — Mn, от лат. Manganum) — химический элемент 7-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы седьмой группы, VIIB), четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 25.

Простое вещество марганец — это твёрдый, но одновременно с этим, хрупкий переходный металл серебристо-белого цвета. Относится к цветным металлам.

История открытия

Один из основных минералов марганца — пиролюзит — был известен в древности как чёрная магнезия и использовался при варке стекла для его осветления. Его считали разновидностью магнитного железняка, а тот факт, что он не притягивается магнитом, Плиний Старший объяснил женским полом чёрной магнезии, к которому магнит «равнодушен». В 1774 году шведский химик К. Шееле показал, что в руде содержится неизвестный металл. Он послал образцы руды своему другу химику Ю. Гану, который, нагревая в печке пиролюзит с углем, получил металлический марганец. В начале XIX века для него было принято название «манганум» (рус. марганец происходит от нем. Manganerz — марганцевая руда).

Распространённость в природе

Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре (0,03 % от общего числа атомов земной коры). Массовая доля марганца увеличивается от кислых (600 г/т) к основным породам (2,2 кг/т). Сопутствует железу во многих его рудах, однако встречаются и самостоятельные месторождения марганца. В чиатурском месторождении (район Кутаиси) сосредоточено до 40 % марганцевых руд. Марганец, рассеянный в горных породах, вымывается водой и уносится в Мировой океан. При этом его содержание в морской воде незначительно (10−7—10−6 %), а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием нерастворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO2·xH2O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железомарганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности.

В России является остродефицитным сырьём, известны месторождения: «Усинское» в Кемеровской области, «Полуночное» в Свердловской, «Порожинское» в Красноярском крае, «Южно-Хинганское» в Еврейской автономной области, «Рогачёво-Тайнинская» площадь и «Северо-Тайнинское» поле на Новой Земле.

Залежи марганца в Хакасии п.Туим пещера

Минералы марганца

• пиролюзит MnO2·xH2O, самый распространённый минерал (содержит 63,2 % марганца);

• манганит (бурая марганцевая руда) MnO(OH) (62,5 % марганца);

• браунит 3Mn2O3·MnSiO3 (69,5 % марганца);

• гаусманит (MnIIMn2III)O4;

• родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) MnCO3 (47,8 % марганца);

• псиломелан mMnO·MnO2·nH2O (45-60 % марганца);

• пурпурит Mn3+[PO4], (36,65 % марганца).

Применение:

• Марганец в виде ферромарганца применяется для раскисления стали  при её плавке, то есть для удаления из неё кислорода

• Кроме того, он связывает серу, что также улучшает свойства сталей. Введение до 12—13 % Mn в сталь (так называемая сталь Гадфильда), иногда в сочетании с другими легирующими металлами, сильно упрочняет сталь, делает её твёрдой и сопротивляющейся износу и ударам (т. н. «наклёп»). Такая сталь используется для изготовления шаровых мельниц, землеройных и камнедробильных машин, броневых элементов и т. д. В «зеркальный чугун» вводится до 20 % Mn, применяемый при выплавки стали.

В 1920—1940-х годах применение марганца позволяло выплавлять броневую сталь. В начале 1950-х годов в журнале «Сталь» возникла дискуссия по вопросу о возможности снижения содержания марганца в чугуне, и тем самым отказа от поддержки определённого содержания марганца в процессе мартеновской плавки, в которой, вместе с В. И. Явойским и В. И. Баптизманским, принял участие Е. И. Зарвин, который на основе производственных экспериментов показал нецелесообразность существовавшей технологии. Позже он показал возможность ведения мартеновского процесса на маломарганцовистом чугуне. С пуском ЗСМК началась разработка передела низкомарганцовистых чугунов в конвертерах[5].

• Сплав 83 % Cu, 13 % Mn и 4 % Ni (манганин) обладает высоким электросопротивлением, мало изменяющимся с изменением температуры. Поэтому его применяют для изготовления реостатов и пр.

• Марганец вводят в бронзы и латуни.

Применение в химии

• Значительное количество диоксида марганца потребляется при производстве марганцево-цинковых гальванических элементов, MnO2 используется в таких элементах в качестве окислителя-деполяризатора.

• Соединения марганца также широко используются как в тонком органическом синтезе (MnO2 и KMnO4 в качестве окислителей), так и промышленном органическом синтезе (компоненты катализаторов окисления углеводородов, например, в производстве терефталевой кислоты окислением p-ксилола, окисление парафинов в высшие жирные кислоты).

Арсенид марганца обладает гигантским магнитокалорическим эффектом, усиливающимся под давлением.

Теллурид марганца — перспективный термоэлектрический материал (термо-ЭДС 500 мкВ/К).

Биологическая роль и содержание в живых организмах

Марганец содержится в организмах всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка тысячных долей процента, он оказывает значительное влияние на жизнедеятельность, то есть является микроэлементом. Марганец оказывает влияние на рост, образование крови и функции половых желёз. Особо богаты марганцем листья свёклы и плоды дуриана — до 0,03 %, а также большие его количества содержатся в организмах рыжих муравьёв — до 0,05 %. Некоторые бактерии содержат до нескольких процентов марганца.

Избыточное накопление марганца в организме сказывается, в первую очередь, на функционировании центральной нервной системы. Это проявляется в утомляемости, сонливости, ухудшении функций памяти. Марганец является политропным ядом, поражающим также лёгкие, сердечно-сосудистую и гепатобиллиарную системы, вызывает аллергический и мутагенный эффект.

Токсическая доза для человека составляет 40 мг марганца в день. Летальная доза для человека не определена.

При пероральном поступлении марганец относится к наименее ядовитым микроэлементам. Главными признаками отравления марганцем у животных являются угнетение роста, понижение аппетита, нарушение метаболизма железа и изменение функции мозга.

Сообщений о случаях отравления марганцем у людей, вызванных приёмом пищи с высоким содержанием марганца, нет.[нет в источнике] В основном отравление людей наблюдается в случаях хронической ингаляции больших количеств марганца на производстве[6]. Оно проявляется в виде тяжёлых нарушений психики, включая гиперраздражительность, гипермоторику и галлюцинации — «марганцевое безумие». В дальнейшем развиваются изменения в экстрапирамидной системе, подобные болезни Паркинсона.

Чтобы развилась клиническая картина хронического отравления марганцем, обычно требуется несколько лет. Она характеризуется достаточно медленным нарастанием патологических изменений в организме, вызываемых повышенным содержанием марганца в окружающей среде (в частности, распространение эндемического зоба, не связанного с дефицитом йода).

25 изотопов	Изотопная распространенность.%	Период полураспада	получение	применение
55Mn.	0,03 земной коры	3,7млн.лет	Природный	Применение в металлургии
54Mn		312,3 сут
52Mn		5,591 сут
44Mn-55Mn(11 легких изотопов)			электронный(позитронный ) захват) в хром
56-70Mn.			β — распад в железо

24.04.25

Решение задач по теме ядерные реакции.

ское название	Период, группа	Атомная масса (а.е.м.)	Плотность, г/см³ (при 20 °C)	Температура плавления (°C)	Температура кипения (°C)	Год открытия	Первооткрыватель

24

Хром

Cr

Chromium

4, 6

51,9961 (6)

7,14

1857

2482

1797

Воклен

Хром (химический символ — Cr, лат. Chromium — химический элемент 6-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы шестой группы, VIB), четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24.

Простое вещество хром (при комнатной температуре) — это твёрдый переходный металл голубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Название «хром» произошло от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски соединений этого вещества.

Хром открыт во Франции в 1797 году химиком Л. Н. Вокленом, который выделил новый тугоплавкий металл с примесью карбидов. Он прокалил зелёный оксид хрома Cr2O3 с углём, а сам оксид получил разложением «Сибирского красного свинца» — минерала крокоита PbCrO4, добытого на Среднем Урале, в Березовском золоторудном месторождении, и впервые упомянутого в труде М. В. Ломоносова «Первые основания металлургии» (1763 год), как красная свинцовая руда.

Современный способ получения чистого хрома изобретён в 1894 году, он отличается от способа Воклена только видом восстановителя.

В 20-х годах XX века разработан процесс электролитического покрытия железа хромом [

Хром появился во Вселенной из-за взрывов белых карликов и взрывов массивных звезд. Является довольно распространённым элементом в земной коре — 0,03 % по массе[4][5].

Основное соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4 [6].

Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1 место в мире), Казахстане, Индии, Турции, Зимбабве (2022) [7]. Также есть месторождения на территории России, Армении[8], Мадагаскара, Бразилии и Филиппин[9].

Главные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале (Донские и Сарановское).

Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2-е место в мире)[9]. Мировое производство в 2012 году составило около 9 млн тонн хрома.

Среднее содержание хрома в различных изверженных породах непостоянно. В ультраосновных породах (перидотитах) оно достигает 2 кг/т, в основных породах (базальтах и др.) — 200 г/т, а в гранитах десятки г/т. Кларк хрома в земной коре 83 г/т. Он является типичным литофильным элементом и почти весь заключён в минералах типа хромшпинелидов. Хром вместе с железом, титаном, никелем, ванадием и марганцем составляют одно геохимическое семейство.

Различают три основных минерала хрома: магнохромит (Mg, Fe)Cr2O4, хромпикотит (Mg, Fe)(Cr, Al)2O4 и алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4. По внешнему виду они неразличимы, и их неточно называют «хромиты». Состав их изменчив:

• Cr2O3 18—62 %,

• FeO 1—18 %,

• MgO 5—16 %,

• Al2O3 0,2 — 0,4 (до 33 %),

• Fe2O3 2 — 30 %,

• примеси TiO2 до 2 %,

• V2O5 до 0,2 %,

• ZnO до 5 %,

• MnO до 1 %; присутствуют также Co, Ni и др.

Хром входит в состав ряда других минералов — хромовой слюды (фуксита), хромового хлорита, хромвезувиана, хромдиопсида, хромтурмалина, хромового граната (уваровита) и др., которые нередко сопровождают руды, но сами промышленного значения не имеют. В экзогенных условиях хром, как и железо, мигрирует в виде взвесей и может накапливаться в глинах. Наиболее подвижной формой являются хроматы.

В свободном виде — голубовато-белый металл с кубической объёмноцентрированной решёткой, a = 0,28845 нм. Ниже температуры 38 °C является антиферромагнетиком, выше переходит в парамагнитное состояние (точка Нееля). Твёрдость по шкале Мооса 8.5[10]. Чистый хром — хрупкий металл, который разбивается при ударе молотом. Также он является самым твёрдым из чистых металлов. Очень чистый хром хорошо поддаётся механической обработке.

Биологическая роль и физиологическое действие

Хром — один из биогенных элементов, он входит в состав тканей растений и животных. У животных хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов. Снижение содержания хрома в пище и в крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

В чистом виде хром довольно токсичен[13], металлическая пыль хрома раздражает ткани лёгких. Соединения хрома (III) вызывают дерматиты.

Соединения хрома в степени окисления +6 особо токсичны. Практически вся хромовая руда обрабатывается через преобразование в дихромат натрия. В 1985 году было произведено примерно 136 000 тонн шестивалентного хрома[14]. Другими источниками шестивалентного хрома являются триоксид хрома и различные соли — хроматы и дихроматы. Шестивалентный хром используется при производстве нержавеющих сталей, текстильных красок, консервантов для дерева, при хромировании и пр.

В Европейском союзе использование шестивалентного хрома существенно ограничено директивой RoHS.

Шестивалентный хром транспортируется в клетки человеческого организма с помощью сульфатного транспортного механизма благодаря своей близости к сульфатам по структуре и заряду. Трёхвалентный хром, более часто встречающийся, не транспортируется в клетки.

Внутри клетки Cr (VI) восстанавливается до метастабильного пятивалентного хрома (Cr (V)), затем до трёхвалентного хрома (Cr (III)). Трёхвалентный хром, присоединяясь к протеинам, создаёт гаптены, которые включают иммунную реакцию. После их появления чувствительность к хрому не пропадает. В этом случае даже контакт с текстильными изделиями, окрашенными хромсодержащими красками или с кожей, обработанной хромом, может вызвать раздражение кожи. Витамин C и другие агенты реагируют с хроматами и образуют Cr (III) внутри клетки[15].

Продукты шестивалентного хрома являются генотоксичными канцерогенами. Хроническое вдыхание соединений шестивалентного хрома увеличивает риск заболеваний носоглотки, риск рака лёгких. На многих рабочих местах сотрудники подвержены воздействию шестивалентного хрома, например, при гальваническом хромировании или сварке нержавеющих сталей[16].

В США предельно допустимая концентрация шестивалентного хрома в воздухе составляет 5 мкг/м³ (0,005 мг/м³)[17][18]. В России предельно допустимая концентрация хрома (VI) существенно ниже — 1,5 мкг/м³ (0,0015 мг/м³)[19].

Одним из общепризнанных методов избежания шестивалентного хрома является переход от технологий гальванического хромирования к газотермическому и вакуумному напылению.

Применение

Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также в ряде других сплавов. Добавка хрома существенно повышает твёрдость и коррозийную стойкость сплавов. Также используется в хром-ванадиевых стальных сплавах, применяемых, например, для изготовления железнодорожных рельсов, к которым предъявляются высокие требования по усталостной прочности, стойкости к низким температурам и перепадам температур (порог хладноломкости должен быть ниже -60 - 70°C), в то же время они должны быть достаточно упругими, т. е. в широких пределах подвергаться нагрузкам без остаточных деформаций, быть устойчивыми к сильным ударным нагрузкам.

Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование).

Соединения хрома применяют в качестве пигментов, дубителей кожи, протрав при крашении. Краситель

Хром применяется для производства сплавов хром-30 и хром-90?, используемых в производстве сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

25 изотопов	Изотопная распространенность.%	Период полураспада	получение	применение
24Cr-50	4.35		Природный
24Cr-52	83,789
24Cr-53	9,501
24Cr-54	2,365
24Cr-51		27 суток	Искусственно получают облучением мишеней 50Cr в ядерных реакторах нейтронами.	применяется в качестве источника нейтрино для испытаний нейтринных телескопов.*
24Cr-55-67 24Cr-18-49		Около суток	Искусственно

Виды ЯР с выделением энергии

с поглощением

Термоядерного синтеза -слияние легких ядер

деление ядер урана ЦЯР=цепные ЯР

реакции на нейтроннах

22.04.25

22

Титан

Ti

Titanium

4, 4

47,867 (1)

4,51

1660

3260

Титан (Ti) — химический элемент с атомным номером 22. Вот несколько фактов о нём:

1. Свойства:

   • Титан относится к переходным металлам.Переходный металл — это металл, который характеризуется наличием свободных d- и f-орбиталей в своей электронной конфигурации, что обуславливает его уникальные химические и физические свойства. Эти металлы располагаются в побочных подгруппах периодической таблицы элементов и включают такие элементы, как железо, медь, хром, золото и многие другие.

Основные характеристики переходных металлов:

• Разнообразие степеней окисления: переходные металлы могут иметь различные степени окисления, что делает их способными участвовать в разнообразных химических реакциях.

• Цветные соединения: многие соединения переходных металлов имеют яркие цвета из-за их электронной структуры.

• Каталитическая активность: переходные металлы и их соединения часто используются как катализаторы в химических реакциях благодаря своей способности активировать реакции и снижать энергию активации.

• Магнитные свойства: некоторые переходные металлы обладают магнитными свойствами, например, железо, кобальт и никель.

• Твёрдость и прочность: переходные металлы обычно обладают высокой твёрдостью и прочностью, что делает их ценными в промышленности и строительстве.

• Имеет серебристо-белый цвет.

• Обладает высокой прочностью и устойчивостью к коррозии.

• Лёгкий металл, его плотность составляет около 4,5 г/см³.

• Температура плавления титана — около 1668 °C, а температура кипения — около 3287 °C.

1. Нахождение в природе:

   • Титан является достаточно распространённым элементом в земной коре.

• Встречается в виде минералов, таких как рутил (TiO₂), ильменит (FeTiO₃) и другие. Способы получения

• Титан является одним из самых распространённых элементов на Земле. Содержание его в недрах планеты по массе составляет 0,57%. Самая большая концентрация металла наблюдается в «базальтовой оболочке» (0,9%), в гранитных породах (0,23%) и в ультраосновных породах (0,03%). Существует около 70 минералов титана, в которых он содержится в виде титановой кислоты или двуокиси. Главные минералы титановых руд это: ильменит, анатаз, рутил, брукит, лопарит, лейкоксен, перовскит и сфен. Основные мировые производители титана – это Великобритания, США, Франция, Япония, Канада, Италия, Испания и Бельгия.
  Существует несколько способов получения титана. Все они применяются на практике и вполне эффективны.

1. Применение:

   • Благодаря своей прочности и лёгкости, титан широко используется в авиационной и космической промышленности.

   • Применяется в судостроении, химической промышленности, медицине (например, в протезировании) и других областях.

   • Используется в производстве спортивных товаров, таких как велосипеды, горные лыжи и т. д.

2. История открытия:

   • Титан был открыт в конце 18 века.

   • Своё название он получил в честь титанов — персонажей древнегреческой мифологии.

Титаны — это персонажи древнегреческой мифологии, могущественные божества, которые предшествовали олимпийским богам. Они были детьми Урана (неба) и Геи (земли) и играли важную роль в космогонических мифах древних греков.

Основные моменты о титанах:

• Роль в мифологии: титаны были известны своей силой и могуществом. Они участвовали в борьбе за власть над миром, в том числе в титаномахии — битве титанов с олимпийскими богами, которую возглавил Зевс.

• Количество и имена: всего было 12 титанов, среди которых наиболее известны Кронос, Рея, Океан, Тетис, Гиперборей, Фемида и другие.

• Символика и характеристики: каждый из титанов имел свои уникальные характеристики и сферы влияния. Например, Кронос был богом времени, а Рея — богиней земледелия и плодородия.

• Потомки: от союза титанов с другими божествами произошли многие важные фигуры древнегреческой мифологии, включая олимпийских богов.

Образ титанов часто используется в искусстве, литературе и массовой культуре как символ силы, мощи и борьбы за власть.

Какие свойства делают схожими с титанами

прочность достаточно сложно сломать сила и могущество

Титан имеет пять стабильных изотопов:

• Ti-46,

• Ti-47,

• Ti-48,

• Ti-49,

• Ti-50.

Самым распространённым из них является Ti-48.

Кроме того, известны и радиоактивные изотопы титана, например:

• Ti-45,

• Ti-51,

• Ti-52.

Некоторые изотопы титана используются в научных исследованиях и промышленности, например, для создания радиоактивных индикаторов или в качестве легирующих добавок в сплавах.

Для урока физики в 9 классе на тему «Ядерные превращения титана» можно использовать следующий план:

1. Введение в ядерную физику

   • Краткий обзор основных понятий ядерной физики: атомное ядро, протоны, нейтроны, изотопы.

   • Объяснение, что такое ядерные реакции и какие они бывают (деление, синтез, радиоактивный распад).

2. Титан и его изотопы

   • Рассказ о титане как химическом элементе: его положение в периодической таблице, основные свойства.

   • Обсуждение изотопов титана, их стабильности и применения.

3. Ядерные превращения титана

   • Объяснение, какие ядерные реакции могут происходить с титаном.

   • Примеры ядерных превращений титана, включая радиоактивный распад и взаимодействие с другими частицами.

   • Обсуждение возможных применений ядерных превращений титана в науке и технике.

4. Практическая часть

   • Решение задач на расчёт продуктов ядерных реакций с участием титана.

   • Обсуждение возможных экспериментов, связанных с ядерными превращениями титана (например, изучение радиоактивности образцов).

5. Заключение

   • Подведение итогов урока, обсуждение основных моментов.

   • Вопросы и ответы, чтобы проверить понимание материала учениками.

Методические рекомендации:

• Используйте наглядные материалы, такие как таблицы, схемы и диаграммы, чтобы помочь ученикам лучше понять сложные концепции.

• Приведите примеры из реальной жизни, чтобы показать практическое применение ядерных превращений титана.

• Поощряйте учеников задавать вопросы и участвовать в обсуждении.

• Предложите дополнительные материалы для самостоятельного изучения, такие как статьи, видео или книги, чтобы углубить знания по теме.

Для урока физики в 9 классе по теме «Ядерные превращения титана» можно рассмотреть следующие типы реакций:

1. Радиоактивный распад:

   • Бета-распад: некоторые изотопы титана могут испытывать бета-распад, при котором нейтрон превращается в протон, электрон (бета-частицу) и антинейтрино. Например, изотоп титана-44 может распадаться на скандий-44.

   • Альфа-распад: хотя для титана он менее характерен, можно упомянуть, что некоторые тяжёлые изотопы могут распадаться с выделением альфа-частиц (ядер гелия).

2. Ядерные реакции с участием нейтронов:

   • Поглощение нейтронов: титан может поглощать нейтроны, что приводит к образованию других изотопов или продуктов деления. Например, титан-48 может поглощать нейтрон и превращаться в титан-49.

3. Деление ядра:

   • Хотя титан не используется как топливо в ядерных реакторах и его ядра не делятся так же легко, как у тяжёлых элементов (например, урана), можно упомянуть возможность деления ядра титана при определённых условиях.

4. Синтез новых элементов:

   • В условиях высоких энергий и температур титан может участвовать в реакциях синтеза, образуя более тяжёлые элементы. Это может быть интересно в контексте обсуждения космических процессов или работы ускорителей частиц.

Эти реакции помогут ученикам понять основные принципы ядерных превращений и их возможные применения.

18.04.25

Ядерные реакции. Законы сохранения зарядового и массового числа

Аргон

Содержание аргона на Земле большое - третий элемент по распространенности после азота и кислорода 0,93%

Арго́н (от греч. ἀργός – недеятельный; лат. Argon), Ar, химический элемент VIII группы короткой формы (18-й группы длинной формы) периодической системы; относится к благородным газам; атомный номер 18, атомная масса 39,948. В природе основной изотоп 40Ar (99,600 %) образуется в результате радиоактивного распада 40K; содержание других изотопов незначительно: 36Ar (0,337 %), 38Ar (0,063 %). На определении отношения концентраций 40Ar и 40K основан один из методов определения возраста минералов. Содержание аргона в атмосфере 0,93 % (по объёму), в земной коре – 1,2·10–⁴%, в морской воде – 4,5·10^–5 %; общее содержание аргона на Земле около 6,6·10¹³ т. Аргон выделен из воздуха в 1894 г. Дж. Рэлеем и У. Рамзаем.

Аргон – газ без цвета, запаха и вкуса, плотность 1,784 кг/м3 (19,85 °C); tкип −185,86 °C, tпл −189,37 °C. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3s23p6; молекула одноатомна. Аргон в лампе.Аргон химически инертен; для него известно лишь несколько малоустойчивых соединений. Аргон может входить в состав клатратов, например Ar8(H2O)46; в клатратах атомы Ar встроены в полости кристаллического каркаса из молекул воды, фенола, гидрохинона или др.

Аргон получают при низкотемпературной перегонке сжиженного воздуха в промышленных процессах разделения воздуха. Аргон используют в чёрной и цветной металлургии для создания инертной атмосферы и удаления газообразных примесей при производстве и обработке металлов и сплавов, при дуговой резке и сварке магниевых, алюминиевых и других лёгких сплавов, высоколегированных сталей, титана и других металлов, для заполнения ламп накаливания и люминесцентных ламп (сине-голубое свечение).

Жиров Александр Иванович. Первая публикация: Большая российская энциклопедия, 2005.

Опубликовано 28 сентября 2022 г. в 13:16 (GMT+3).Последнее обновление 28 сентября 2022 г. в 13:16 (GMT+3).

1 7.04.25 физика 9 класс

4 элемент в таблице Менделеева Be берилий

Атомный номер:4 Группа элементов:Щёлочноземельные металлы Молярная масса: 9,01218 г/моль Радиус атома:113,3 пм Электроотрицательность:1,57 ед. по шкале Полинга Агрегатное состояние:Твёрдое (при н.у) Плотность при н. у.:1,8477 г/см³ Температура плавления:1287 °C Температура кипения:2471 °C Бериллий

Бери́ллий (лат. Beryllium, от греч. βηρύλλιον, уменьшительное от βήρυλλος – берилл), Be, химический элемент II группы короткой формы (2-й группы длинной формы) периодической системы; атомный номер 4, атомная масса 9,01218.

изотопы

В природе встречается в основном стабильный нуклид 9Be, в следовых количествах – радионуклид 10Be (период полураспада T1/2 1,6·106 лет);

из 7 искусственно полученных радионуклидов наиболее устойчивый – 7Be (электронный захват, T1/2 53,2 сут).

Историческая справка

Минералы бериллия – аквамаpин, изумруд, александрит и дpугие – использовались в ювелирном деле ещё до н. э.; название «берилл» встречается в греческих и латинских античных произведениях. В 1798 г. французский химик Л.-Н. Воклен описал извлечённую им из минерала берилла неизвестную ранее «землю» – оксид бериллия. Металлический бериллий получен в 1828 г. Ф. Вёлеpом в Геpмании и А. Бюсси во Фpанции восстановлением хлорида бериллия калием.

Распространённость в природе

Содержание бериллия в земной коре 6·10–4 % по массе. В свободном виде не встречается. Важнейшие бериллиевые минералы, входящие в состав бериллиевых руд: берилл 3BeO·Al2O3·6SiO2 и его разновидности, фенакит 2BeO·SiO2, бертрандит 4BeO·2SiO2·H2O, гельвин (Mn,Fe,Zn)4[BeSiO4]3S.

Минерал александрит, алюминат бериллия. Урал (Россия).

Свойства

Конфигурация внешней электронной оболочки атома бериллия 2s2; в соединениях проявляет степень окисления +2, редко +1; электроотрицательность по Полингу 1,57; атомный радиус 113,3 пм, радиус иона Be2+ 30 пм (координационное число 3). Энергия ионизации Be0→ Be+→ Be2+ 899,4 и 1757,1 кДж/моль. Стандартный электродный потенциал пары Be2+/Be в водном растворе –1,847 В.

Бериллий – серебристо-белый твёрдый, хрупкий металл; tпл 1287 °С, tкип 2471 °С. До 1250 °С устойчив α-Be с гексагональной решёткой, выше 1250 °С – β-Be с кубической объёмноцентрированной решёткой. При 293 К плотность 1847,7 кг/м3, электрическое сопротивление 4·10–8 Ом·м; при 300 К теплопроводность 200 Вт/(м·К). Бериллий диамагнитен; удельная магнитная восприимчивость 1,3·10–8 м3/кг. Механические свойства бериллия сильно зависят от чистоты и способа термической обработки.

Бериллий не взаимодействует с воздухом и водой даже при температуре красного каления вследствие образования на поверхности плотной плёнки оксида BeO. При температуре выше 800 °С заметно окисляется. С галогенами при нагревании образует галогениды, наиболее важен из которых фторид BeF2; c азотом или аммиаком выше 600 °С образует нитрид Be3N2; c углеродом выше 1700 °С – карбид Be2C. Взаимодействует с разбавленной и концентрированной соляной и серной кислотами, при нагревании – с азотной. Соли сильных кислот растворимы в воде, при действии на них аммиака получают амфотерный гидроксид Be(OH)2. При взаимодействии Be(OH)2 с растворами карбоновых кислот образуются оксосоли, например оксоацетат Be4O(OOCCH3)6. С растворами щелочей бериллий образует бериллаты состава M2[Be(OH)4], с расплавами – M2BeO2. При высоких температурах восстанавливает оксиды и галогениды многих металлов до соответствующего металла. Бериллий в жидком состоянии растворяет многие металлы; с некоторыми металлами образует твёрдые растворы и интерметаллиды.

Летучие и растворимые соединения бериллия, пыль, содержащая бериллий или его соединения, очень токсичны, обладают аллергическим и канцерогенным действием, пары́ и пыль вызывают заболевание лёгких – бериллиоз.

Получение

Бериллий извлекают из руд несколькими методами. Сернокислотный метод заключается в спекании рудного концентрата с Na2CO3 или CaCO3, обработке спека концентрированной H2SO4 при температуре около 300 °C. К образовавшимся сульфатам бериллия и алюминия добавляют сульфат калия. В результате кристаллизуются плохо растворимые алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2·12H2O. Раствор обрабатывают NaOH; при кипячении образуется Be(OH)2.

Фторидный метод основан на спекании концентрата с Na2[SiF6], который разлагается при нагревании с выделением летучего SiF4 (летучесть SiF4 ограничивает применение данного метода). При этом образуется тетpафтоpобеpиллат натрия Na2[BeF4], растворимый в воде, в отличие от криолита Na3[AlF6], образуемого алюминием. Из раствора Na2[BeF4] действием NaOH осаждают Be(OH)2. Дальнейшую очистку бериллия проводят, используя растворимый карбонатный комплекс бериллия (NH4)2[Be(CO3)2] или сублимацию оксоацетата бериллия Be(OH)2 переводят в BeF2 либо BeCl2. Металлический бериллий получают восстановлением BeF2 магнием при температуре около 1300 °C или электролизом расплава смеси хлоридов бериллия и натрия. Очистку бериллия проводят вакуумной дистилляцией или зонной плавкой.

Применение

Бериллий используют как легирующую добавку для увеличения прочности, твёрдости, электро- и теплопроводности сплавов. Сплав бериллия и меди – бериллиевая бронза (0,2–3 % бериллия) – обладает уникальной упругостью, из него изготавливают практически «вечные» пружины. Насыщение поверхности стальных изделий бериллия – бериллизация – увеличивает их коррозионную стойкость. Ядерные свойства нуклида 9Be важны для атомной физики: сечение захвата нейтронов бериллия мало (0,0092 баpн), поэтому бериллий используют для производства замедлителей и отражателей нейтронов в атомных реакторах. Нуклид 7Be – изотопный индикатор. Бериллий в смеси с соединениями радия служит источником нейтронов и дейтронов. Поскольку бериллий слабо поглощает рентгеновское излучение, из него изготавливают «окна» рентгеновских трубок. Бериллий используют в авиа- и ракетостроении (оболочки ракет и самолётов), электронике и электротехнике.

Елисеев Андрей Анатольевич, Третьяков Юрий Дмитриевич. Первая публикация: Большая российская энциклопедия, 2005.

17 элемент Cl хлор

Хлор (лат. Chlorum), Cl, химический элемент VII группы короткой формы (17-й группы длинной формы) периодической системы; относится к галогенам; атомный номер 17, атомная масса 35,453 а. е. м. В природе два стабильных нуклида 35Cl (75,78 %) и 37Cl (24,22 %); искусственно получены радионуклиды с массовыми числами 22–51, наиболее долгоживущий 36Cl (период полураспада T1/2 301 тыс. лет; β-распад и электронный захват).

Историческая справка

Газообразный хлор впервые выделен К. В. Шееле в 1774 г. окислением соляной кислоты пиролюзитом MnO2. Элементарную природу хлора установил в 1810 г. Г. Дэви и предложил в 1811 г. соответствующее окраске название «хлор» (от греч. χλωρός – жёлто-зелёный).

Распространённость в природе

Содержание хлора в земной коре 0,017 % по массе, в вулканических газах – до 1,3 %. Вследствие высокой химической активности в свободном виде не встречается. Входит в состав многих минералов. Собственные минералы хлора – в основном природные хлориды: каменная соль (галит) NaCl, сильвин KCl, карналлит KCl·MgCl2·6H2O, каинит KCl·MgSO4·3H2O, бишофит MgCl2·6H2O. Главную роль в распространении хлора в земной коре играет водная миграция. Хлор в виде иона Cl– содержится в морской воде (18,83 г/дм3), подземных рассолах, соляных озёрах и др. Ионы Cl– важны для всех живых организмов (участвуют в регулировании водного обмена и др.); в составе тканей человека 0,25 % по массе хлора (в плазме крови 0,32–0,37 %), содержание хлора в тканях растений зависит от вида растения (например, в табаке – 2,3 %, в моркови – 1,5 %, в зерновых – 0,05 %).Каменная соль (галит), природный хлорид.

Свойства

Конфигурация внешней электронной оболочки атома хлора 3s23р5; в соединениях проявляет степени окисления –1 (хлориды), +1 (гипохлориты), +3 (хлориты), +5 (хлораты) и +7 (перхлораты); электроотрицательность по Полингу 3,16; атомный радиус 99 пм; ионный радиус Сl– 184 пм. Молекула двухатомна, энергия диссоциации Cl2 239,24 кДж/моль.

При нормальных условиях хлор – жёлто-зелёный негорючий газ с резким удушающим запахом; tпл –100,98 °С, tкип –33,97 °С; плотность сухого газа 3,209 кг/м3 (0 °С), жидкого хлора 1558,9 кг/м3 (–33,97 °С). Хорошо растворим в неполярных жидкостях (например, TiCl4, SiCl4, SnCl4, гексане, CCl4), умеренно – в воде (образуется «хлорная вода»). При температуре ниже 9,6 °С в водных растворах образует гидраты переменного состава Cl2·nH2O (n = 6–8). Жидкий хлор – растворитель (TiCl4, SiCl4 и др.).

Хлор – один из наиболее химически активных элементов; непосредственно взаимодействует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и неметаллами (реакции хлора с кислородом, азотом, инертными газами требуют специальных методов активации), образуя соответствующие хлориды. Замещает водород в насыщенных углеводородах и присоединяется к олефинам. Вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами (из соединений хлора с водородом и металлами вытесняется фтором). Смесь хлора с водородом горит при 2200 °С бесцветным или жёлто-зелёным пламенем с образованием хлороводорода (цепная реакция). Смеси хлора с водородом, содержащие 5,8–88,5 % Н2, взрывоопасны. С кислородом хлор образует ряд оксидов (наиболее важны Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7); все оксиды хлора нестабильны и взрывоопасны. Бинарный хлорид азота NCl3, получаемый хлорированием аммиака или солей аммония, чрезвычайно взрывчатый. С другими галогенами хлор образует межгалогенные соединения. О взаимодействии хлора с органическими веществами см. Галогенирование. Причина высокой химической активности хлора – в сравнительной лёгкости образования атомов Cl из молекул Cl2, высоком сродстве атома Cl к электрону (348,7 кДж/моль – самое высокое среди химических элементов) и высокой энергии связи хлора с большинством элементов.

Получение

Практически весь производимый хлор получают электролизом водных растворов NaCl (реже KCl); другие продукты электролиза – щёлочь (1,13 т NaOH на 1 т Cl2) и водород. Используют 3 метода электролиза: с ртутным катодом (хлор выделяется на твёрдом аноде, электродные пространства не разделены); диафрагменный (оба электрода твёрдые, анодное и катодное пространства разделены фильтрующей диафрагмой); мембранный (анодное и катодное пространства разделены катионообменной мембраной). Первые два метода существуют свыше 100 лет, третий применяют в промышленности с 1975 г. Хлор в небольших количествах получают также в качестве побочного продукта при получении натрия и магния электролизом расплавленных солей, электролизом абгазной соляной кислоты или химическим окислением хлороводорода кислородом воздуха (процесс Кел-Хлор).

Электрохимические методы получения хлора, водорода и гидроксида натрия основаны на электролитическом разложении раствора поваренной соли, протекающем по суммарной реакции:

2NaCl+2H2​O⟶2NаOH+Cl2​+H2​.В целях экономии электроэнергии процесс ведут при температуре электролита 85–95 °С.

Методы различаются по реакциям, протекающим на катоде и в прикатодном пространстве и по способам разделения продуктов электролиза.

Анодный процесс по всем методам одинаков и сводится к выделению хлора на аноде по реакции:

2Cl−⟶Cl2​+2e.В электролизёре с ртутным катодом на катоде происходит разряд ионов натрия с образованием жидкого сплава – амальгамы натрия:

Na++e+nHg⟶Nа(Hg)n​.Амальгама натрия в отдельном аппарате (разлагателе) при взаимодействии с водой образует водород и гидроксид натрия:

Na(Hg)n​+H2​O⟶NаOH+0,5H2​+nHg.Регенерированная ртуть из разлагателя возвращается в электролизёр. При получении щёлочи в разлагатель подают обессоленную воду, что позволяет получать раствор гидроксида натрия высокой степени чистоты.

Принципиальная схема электролизёра с ртутным катодом.В диафрагменных и мембранных электролизёрах на катоде выделяется водород, а в прикатодном пространстве образуется раствор гидроксида натрия:

2H2​O+2e⟶H2​+2OH−.Различие в методах заключается в способе разделения продуктов электролиза. В диафрагменном методе анодная и катодная камеры разделены фильтрующей диафрагмой. Для предотвращения переноса ионов гидроксида в анодную камеру через диафрагму под действием электрического поля создают проток электролита через диафрагму из анодной камеры в катодную. Вследствие этого в католите всегда присутствует хлорид натрия, а концентрация гидроксида натрия не превышает 10–11 %.

Принципиальная схема электролизёра с вертикальной фильтрующей диафрагмой.В мембранном методе анодная и катодная камеры разделяются непроточной катионо-обменной мембраной, проницаемой для катионов натрия и непроницаемой для анионов гидроксида и хлора. Современные катионообменные мембраны позволяют получать раствор гидроксида натрия с концентрацией 32–35 %. Для получения раствора щёлочи такого состава в катодную камеру при электролизе добавляют обессоленную воду, что позволяет получать раствор гидроксида натрия высокой степени чистоты.

Принципиальная схема устройства мембранного электролизёра.Катионообменные мембраны, пропускающие лишь ионы Na+ и К+, изготовляются на основе фторполимерных смол с активными сульфо- и карбоксильными группами общей формулы R–SО3Н и R–СООН (срок службы – до 5 лет). Они обладают высокой химической стойкостью и высокой селективностью.

Мембранные электролизёры необходимо эксплуатировать при максимально возможной плотности тока, которая составляет 3–6 кА/м2. За счёт применения активированных анодов и катодов с низким перенапряжением для выделения хлора и водорода, использования высокоэффективных мембран с малым электросопротивлением, минимально возможного межэлектродного расстояния, напряжение на электролизёрах составляет 3,05–3,10 В, а расход электроэнергии на 1 т гидроксида натрия порядка 2000–2100 кВт·ч, что ниже, чем в диафрагменных электролизёрах при существенно меньших плотностях тока.

Благодаря использованию высоких плотностей тока мембранные электролизёры компактнее диафрагменных и требуют для своего размещения меньших производственных площадей.

Мембранный метод позволяет достичь выхода по току 95–97 % при концентрации щёлочи 32–35 %, экологически менее опасен, требует меньшего расхода энергии и меньших капиталовложений по сравнению с другими методами, поэтому доля хлора, получаемого этим методом, непрерывно возрастает – по состоянию на 2023 г. свыше 70 % производств хлора в мире используют мембранную технологию. Материал мембран, пропускающих лишь ионы Na+ и K+, – как правило, фторсодержащие полимеры (срок службы – до 5 лет). Мировое производство хлора 68–70 млн т/год (2023).

Применение

Хлор используют для производства окислительно-отбеливающих веществ – кальция гипохлорита, натрия гипохлорита, хлорной извести, хлоридов многих элементов, ряда хлорорганических продуктов (поливинилхлорида, хлоропренового каучука, дихлорэтана, перхлорэтилена, хлороформа, эпихлоргидрина и др.), для водоочистки. В мире на производство хлорсодержащих органических продуктов расходуется 60–75 % производимого хлора, неорганических – 10–15 %, в целлюлозно-бумажной промышленности – 5–15 %.

Токсичен, раздражает слизистые оболочки, дыхательные пути и лёгкие. Хлор – первое боевое отравляющее вещество, использованное во время Первой мировой войны (см. в статье Ипр).

Флид Марк Рафаилович

Опубликовано 1 августа 2022 г. в 11:58 (GMT+3).Последнее обновление 30 ноября 2023 г. в 08:23 (GMT+3).

Урок -конференция по теме «Радиоактивные излучения в природе, медицине, технике»

Урок цифры новые материалы

Квантовые вычисления и материалы будущего

Как выбрать профессию, которая будет востребована через 10 лет? И как уже сегодня школьники могут стать частью технологического прорыва? Этот «Урок Цифры» — не просто погружение в мир суперкомпьютеров и наноматериалов. Это шанс заглянуть в будущее, где квантовые вычисления создают «невозможные» материалы: от сверхлёгких сплавов для космоса до биосовместимых имплантатов.

В рамках конференции рассмотрим следующие вопросы:

Естественная радиоактивность. Радиоактивные излучения Земли.

Радиоактивное излучение космоса. Значение для человека

Искусственная радиоактивность.

Применение радиоактивности в медицине

Применение в технике. Получение новых материалов.

Литий

Ли́тий (от греч. λίθος – камень; лат. Lithium), Li, химический элемент I группы короткой формы (1-й группы длинной формы) периодической системы, атомный номер 3, атомная масса 6,941 а. е. м.; относится к щелочным металлам. Природный литий состоит из двух стабильных изотопов 6Li (7,59 %) и 7Li (92,41 %), для которых сечения захвата тепловых нейтронов сильно различаются (9,45·10–26 м2 и 3,3·10–30 м2 соответственно). Искусственно получены радиоизотопы с массовыми числами 4–11. Литий открыт в 1817 г. шведским химиком А. Арфведсоном в минерале петалите. Металлический литий впервые получен в 1818 г. Г. Дэви.

Распространённость в природе

Содержание лития в земной коре составляет 6,5·10–3 % по массе; в свободном состоянии вследствие высокой химической активности не встречается. Литий накапливается преимущественно в пегматитах. Близость ионных радиусов Li+, Fe2+ и Mg2+ обусловливает вхождение Li+ в решётки магнезиально-железистых силикатов – пироксенов и амфиболов; литий содержится в виде изоморфной примеси в слюдах и др. Все минералы лития (силикаты, фосфаты и др.) редкие. Основные минералы: сподумен LiAl[Si2O6], лепидолит KLi1,5Al1,5[Si3AlO10](F,OH)2, петалит LiAl[Si4O10] и амблигонит LiAl[PO4](F,OH). Основные промышленные источники лития – пегматиты редких и рассеянных элементов (около 60 %) и рапа некоторых соляных озёр (до 40 %).

Свойства

Конфигурация внешней электронной оболочки атома лития 2s1; в соединениях проявляет степень окисления +1; энергия ионизации Li0→Li+ 5,392 эВ, электроотрицательность по Полингу 0,98; атомный радиус 145 пм, ионный радиус Li+ (в скобках приведены координационные числа) 73 пм (4); 90 пм (6); 106 пм (8).

Компактный литий – серебристо-белый металл, быстро покрывающийся тёмно-серым налётом, состоящим из нитрида Li3N и оксида Li2O. При обычной температуре литий кристаллизуется в кубической объёмноцентрированной решётке; при температуре ниже –193 °C решётка гексагональная плотноупакованная; tпл 180,54 °C, tкип 1342 °C; самый лёгкий металл, плотность 0,534 г/см3 (25 °C); при 298 К температурный коэффициент линейного расширения 5,6·10–5 К–1, теплопроводность 85 Вт/(м·К), удельное электрическое сопротивление 9,4·10–8 Ом·м. Литий парамагнитен.

Литий – мягкий и пластичный металл, хорошо обрабатывается прессованием и прокаткой, легко протягивается в проволоку, твёрдость по Бринеллю 5 МПа (твёрже других щелочных металлов). Пары́ лития окрашивают пламя в тёмно-красный цвет.

Многие химические реакции лития протекают менее энергично, чем у других щелочных металлов. С сухим воздухом литий практически не реагирует при комнатной температуре, окисляется только при нагревании. Во влажном воздухе образуется преим. Li3N, при влажности воздуха более 80 % – LiOH и Li2CO3. С сухим O2 при комнатной температуре не реагирует, при нагревании горит голубым пламенем с образованием Li2O (пероксид Li2O2 получают только косвенным путём). С водой реагирует менее энергично, чем другие щелочные металлы, при этом образуется гидроксид LiOH и выделяется H2. Расплав лития при контакте с водой взрывается. Разбавленные минеральные кислоты энергично растворяют литий. В жидком аммиаке растворяется, образуя синий раствор. Литий непосредственно соединяется с F2, Cl2, Br2, при нагревании также и с I2, образуя галогениды (важнейший – хлорид лития LiCl). При нагревании (500 °С) взаимодействует с H2, образуя лития гидрид LiH, с серой – сульфид Li2S. С азотом литий медленно реагирует при комнатной температуре, энергично – при 250 °С с образованием нитрида Li3N. С фосфором литий непосредственно не взаимодействует, в специальных условиях могут быть получены фосфиды Li3P, LiP, Li2P2. Нагревание лития с углеродом приводит к образованию карбида Li2C2. Бинарные соединения лития – Li2O, LiH, Li3N, Li2C2, LiCl и др. и LiOH очень реакционноспособны; при нагревании или плавлении они разрушают многие металлы, фарфор, кварц и др. Литий легко сплавляется со многими металлами (кроме Fe и Ni), образуя твёрдые растворы (с Mg, Zn, Al) или интерметаллиды (с Ag, Hg, Mg, Al и др.). Литий образует многочисленные литийорганические соединения, что определяет его важную роль в органическом синтезе.

Мелкая крошка лития вызывает ожоги влажной кожи и глаз. Загоревшийся литий засыпают NaCl или содой. Хранят литий в герметически закрытых жестяных коробках под слоем пастообразной массы из парафина и минеральные масла.

Наиболее важные соединения лития: лития карбонат Li2CO3 (бесцветные кристаллы с плотностью 2110 кг/м3 и tпл 732 °С, плохо растворимые в воде; используют для получения других соединений лития, а также в производстве ситаллов, керамики, электроизоляционного фарфора, эмалей, глазурей, в пиротехнике, в чёрной металлургии, в качестве добавки в электролит алюминиевых электролизёров и пр.); лития хлорид LiCl (бесцветные гигроскопичные кристаллы с плотностью 2070 кг/м3 и tпл 610 °С, растворимые в воде и во многих органических растворителях; используют как высаливающий и дегидратирующий агент, в промышленности – для получения металлического лития электролизом, для кондиционирования воздуха, в производстве флюсов для плавки металлов и пр.); лития фторид LiF (бесцветные кристаллы с плотностью 2600 кг/м3 и tпл 849 °С; используют как материал термолюминесцентных дозиметров, как оптический материал, компонент электролитов, эмалей, глазурей и пр.); лития гидроксид LiOH (бесцветные кристаллы с плотностью 1440 кг/м3 и tпл 473 °С, менее растворимы в воде, чем гидроксиды других щелочных металлов; используют как добавки к электролиту щелочных аккумуляторов, в качестве реагента для получения, например, олеатов, стеаратов и пальмитатов – компонентов консистентных смазок для авиации и военной техники с рабочим интервалом от –50 до +150 °С, как поглотитель CO2 на подводных лодках, самолётах и космических кораблях); лития ниобат (метаниобат лития) LiNbO3 (бесцветные кристаллы с плотностью 4628 кг/м3 и tпл 1260 °С; монокристаллы LiNbO3 выращивают по методу Чохральского и используют в качестве преобразователей энергии и звукопроводов, элементов модуляторов и другого в электрооптике, модуляторов лазерного излучения, пироэлектрических приёмников лучистой энергии и др.).

Получение

Соединения лития получают в результате гидрометаллургической переработки концентратов – продуктов обогащения литиевых руд. Основной промышленный минерал лития – сподумен – перерабатывают по известковому, сульфатному, сернокислотному и щёлочно-солевому методам. По известковому методу сподумен разлагается известняком при 1150–1200 °С:

Li2​O⋅Al2​O3​⋅4SiO2​+8CaCO3​=Li2​O⋅Al2​O3​+4(2CaO⋅SiO2​)+8CO2​.Спек выщелачивают водой в присутствии избытка извести, при этом алюминат лития Li2O·Al2O3 разлагается:Li2​O⋅Al2​O3​+Ca(OH)2​=2LiOH+CaO⋅Al2​O3​.По сульфатному методу сподумен (и другие алюмосиликаты) спекают с K2SO4 (при 1050–1100 °С):Li2​O⋅Al2​O3​⋅4SiO2​+K2​SO4​=Li2​SO4​+K2​O⋅Al2​O3​⋅4SiO2​,сульфат лития растворяют в воде и из раствора содой осаждают карбонат лития:Li2​SO4​+Na2​CO3​=Li2​CO3​+Na2​SO4​.По сернокислотному способу получают раствор сульфата лития, затем карбонат; реакция применима только для β-модификации сподумена. При щёлочно-солевом методе после разложения сподумена смесью CaCO3 и CaCl2 в раствор переходит LiCl.

Металлический литий получают электролизом расплавленной смеси LiCl и KCl при 400–460 °С с последующей очисткой от примесей (Na, K, Mg, Ca, Al, Fe) вакуумной дистилляцией, ректификацией или зонной плавкой. Металлический литий получают также вакуум-термическим восстановлением алюмината лития (алюминием при температуре 1150–1200 °С и давлении 15–66 Па), Li2O (кремнием или алюминием в присутствии CaO при температуре 950–1000 °С и давлении 0,1 Па), сподумена (ферросилицием в присутствии CaCO3 при температуре 1050–1150 °С и давлении 1,3–4,4 Па). Объём мирового производства лития около 7·106 т/год.

Применение

Важнейшая область применения лития – ядерная энергетика. Изотоп 6Li – единственный промышленный источник для производства трития. Жидкий литий используют в качестве теплоносителя в урановых реакторах, расплавленный 7LiF – как растворитель U и Th в гомогенных реакторах. Дейтерид 6Li – основа термоядерного оружия. Литий применяют в производстве анодов для химических источников тока на основе неводных и твёрдых электролитов; как компонент сплавов с Mg и Al, антифрикционных сплавов (баббитов), сплавов с Si для изготовления катодов в электровакуумных приборах; для раскисления, дегазации, рафинирования Cu, медных, цинковых и никелевых сплавов; как катализатор полимеризации (например, изопрена), ацетилирования и др. Соединения лития (например, карбонат) применяются для лечения психических заболеваний.

Зимина Галина Владимировна. Первая публикация: Большая российская энциклопедия, 2010.

Опубликовано 1 августа 2022 г. в 12:05 (GMT+3).Последнее обновление 2 мая 2023 г. в 12:23 (GMT+3).