Элемент соответствующий маю в таблице Менделеева. 6-9 элементы таблицы Менделеева на уроках физики

06.05.25

Все изотопы бора возникли в межзвёздном газе в результате расщепления тяжёлых ядер космическими лучами или при взрывах сверхновых.

 Изотопы бора

В природе бор находится в виде двух изотопов 10В (19,8 %) и 11В (80,2 %)[30][31].

10В имеет очень высокое сечение захвата тепловых нейтронов, равное 3837 барн (для большинства нуклидов это сечение близко к единицам или долям барна), причём при захвате нейтрона образуются два нерадиоактивных ядра (альфа-частица и литий-7), очень быстро тормозящиеся в среде, а проникающая радиация (гамма-кванты) при этом отсутствует, в отличие от аналогичных реакций захвата нейтронов другими нуклидами:

{\displaystyle {\ce {^10B + n - ^11B - \alpha + ^7Li + 2,31 {МэВ}}}}

Поэтому 10В в составе борной кислоты и других химических соединений применяется в атомных реакторах для регулирования реактивности, а также для биологической защиты от тепловых нейтронов. Кроме того, бор применяется в нейтрон-захватной терапии рака.

Кроме двух стабильных, известно ещё 12 радиоактивных изотопов бора, из них самым долгоживущим является 8В с периодом полураспада 0,77 с.

Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов.

Также бор часто используют в электронике в качестве акцепторной добавки для изменения типа проводимости кремния.

Бор применяется в металлургии в качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего прокаливаемость сталей.

Бор применяется и в медицине при бор-нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей)[34].

Используется в производстве терморезисторов.

Основная статья: Биологическая роль бора

Бор — важный микроэлемент, необходимый для нормальной жизнедеятельности растений. Недостаток бора останавливает их развитие, вызывает у культурных растений различные болезни. В основе этого лежат нарушения окислительных и энергетических процессов в тканях, снижение биосинтеза необходимых веществ. При дефиците бора в почве в сельском хозяйстве применяют борные микроудобрения (борная кислота, бура и другие), повышающие урожай, улучшающие качество продукции и предотвращающие ряд заболеваний растений.[источник не указан 4091 день]

Роль бора в животном организме не выяснена. В мышечной ткани человека содержится (0,33—1)⋅10−4 % бора, в костной ткани (1,1—3,3)⋅10−4 %, в крови — 0,13 мг/л[источник не указан 4091 день]. Ежедневно с пищей человек получает 1—3 мг бора[источник не указан 4091 день]. Токсичная доза — 4 г[источник не указан 4091 день]. ЛД₅₀ ≈ 6 г/кг массы тела[38].

Один из редких типов дистрофии роговицы связан с геном, кодирующим белок-транспортер, предположительно регулирующий внутриклеточную концентрацию бора[39].

Углерод (химический символ — C) — химический элемент, основа всех органических соединений.

Углерод существует во множестве аллотропных модификаций с разнообразными физическими свойствами. 1 Он составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани человека. 1

В природе углерод встречается в виде простых веществ — графита и алмаза —

Некоторые области применения углерода:

• Промышленность. 2 Углерод — компонент стали и чугуна, определяющий их прочностные свойства. 2 В виде графита его используют для производства электродов и смазочных материалов. 2

• Энергетика. 2 Ископаемые углеводороды (уголь, нефть, природный газ) — основные источники энергии. 2

• Медицина. 2 Активированный уголь применяют как абсорбент для выведения токсинов. 2 Алмазные инструменты используют в хирургии и стоматологии. 2

• Ювелирное дело. 2 Алмазы (бриллианты) — драгоценные камни для украшений. 2

Почему углерод считается основой органических соединений?

Углерод считается основой органических соединений, потому что обладает уникальным свойством образовывать цепочки из атомов. 1

Это свойство обусловлено высокой стабильностью углерод-углеродной связи, которая может быть как одинарной, так и кратной — двойной, тройной. 1 При увеличении кратности связи возрастает её энергия, то есть стабильность, а длина уменьшается. 1

Высшая валентность углерода — 4, а также возможность образовывать кратные связи, позволяет формировать структуры различной размерности (линейные, плоские, объёмные). 1

Благодаря этому свойству углерода существует огромный класс соединений на его основе, которые называются органическими. 2 Среди них — углеводороды, белки, жиры, углеводы и другие. 2

Нахождение в природе

Углерод встречается в природе в разных формах:

1. В воздухе (углекислый газ и угарный газ).

2. Растворен в океанах и реках.

3. Залегает в ископаемых породах в земле.

4. Содержится в каждой клетке растения, животного и человека.

В чистом виде и в значимых количествах углерод встречается только в виде алмазов и графитов. Также он является составной частью ископаемого топлива, торфа, битумов и природных минералов.

{\displaystyle \mathrm {{}_{7}^{14}N} +\mathrm {{}_{0}^{1}n} \rightarrow \mathrm {{}_{6}^{14}C} +\mathrm {{}_{1}^{1}H} .}

Помимо стабильных изотопов углерода в природе встречается радиоактивный изотоп 14C (радиоуглерод). Он образуется при облучении 14N нейтронами по следующей реакции:

¹⁴ ₇N+n-¹⁴C+Y+H

{\displaystyle \mathrm {{}_{7}^{14}N} +\mathrNNm {{}_{0}^{1}n} \rightarrow \mathrm {{}_{6}^{14}C} +\mathrm {{}_{1}^{1}H} .}

Кроме азотной реакции, 14C может образовываться при нейтронном облучении изотопа кислорода 17O по реакции 17
8O + n → 14
6C + α, однако в атмосфере содержание 17O крайне мало и этот путь образования 14C учитывается только в ядерных технологиях.

В природе 14C образуется в атмосфере из атмосферного азота-14 под действием космического излучения. С небольшой скоростью углерод-14 образуется и в земной коре.

Равновесное содержание 14C в земной атмосфере и биосфере по отношению к стабильному углероду составляет ~10−12. С начала активного использования ископаемого топлива (угля, нефти, газа) в атмосферу постоянно поступает углекислый газ, не содержащий радиоуглерода (распавшегося за миллионы лет), что приводит к постепенному уменьшению отношения 14C/12C в атмосфере; однако это разбавление атмосферного углерода нерадиоактивным ископаемым углеродом (так называемый эффект Зюсса[en]) привело за всё время с начала индустриализации (XVIII век) к уменьшению удельной активности 14C в атмосфере лишь на 1,5…2,5 %[7], а в океанах удельная активность 14C уменьшилась лишь на 0,2 %. Значительно более существенное и резкое изменение, начавшееся в 1945 году, связано с ядерными и особенно термоядерными взрывами в атмосфере, создающими большой поток нейтронов и превращающими атмосферный азот-14 в углерод-14 по вышеприведённой реакции. Этот эффект достиг максимума в середине 1960-х; общее содержание 14C в тропосфере Северного полушария увеличилось почти вдвое. После запрета ядерных испытаний в атмосфере тропосферное содержание 14C стало быстро уменьшаться (двукратное снижение каждые 12—16 лет) вследствие прихода к равновесию тропосферного резервуара с океаном, который обладает значительно большей ёмкостью, чем атмосфера, и почти не был затронут «бомбовым» радиоуглеродом. К настоящему времени атмосферное содержание 14C практически вернулось к значениям доядерной эры[8], составлявшим (на 1950 год, в пересчёте на удельную активность 14C), 226 Бк на 1 кг атмосферного углерода[9].

Образование 14C при ядерных взрывах стало одним из значимых факторов радиационного загрязнения[10], поскольку углерод участвует в обмене веществ живого организма и может накапливаться в нем.

Основная статья: Радиоуглеродный анализ

Измерение радиоактивности органических веществ растительного и животного происхождения, обусловленной изотопом 14C, применяется для радиоуглеродного анализа возраста старинных предметов и природных образцов. Темп образования 14C в атмосфере Земли в каждый конкретный год измерен по содержанию данного изотопа в образцах с известными датировками, в различных годичных кольцах деревьев и пр. Поэтому и доля 14C в углеродном балансе тоже известна. Живой организм, поглощая углерод, поддерживает баланс 14C идентичным с окружающим миром. После гибели обновление углерода прекращается, и доля 14C постепенно уменьшается вследствие радиоактивного распада. Определяя количество 14C в образце, учёные могут оценить, как давно жил этот организм.

9.04.25

Медь (лат. Cuprum), Cu, химический элемент I группы короткой формы (11-й группы длинной формы) периодической системы; атомный номер 29, атомная масса 63,546 а. е. м.; относится к переходным металлам.

Среднее содержание меди в земной коре 4,7·10–3 % по массе. Подавляющая часть меди (около 80 %) присутствует в земной коре в виде соединений с серой; около 15 % меди находится в виде кислородсодержащих соединений (карбонатов, оксидов, силикатов и т. п.), являющихся продуктами выветривания первичных сульфидных медных руд. Медь образует более 250 минералов; важнейшими промышленными минералами являются халькопирит (медный колчедан) CuFeS2, ковеллин CuS, халькозин (медный блеск) Cu2S, борнит Cu5FeS4, куприт Cu2O, малахит CuCO3·Cu(OH)2, азурит CuCO3·2Cu(OH)2. Содержание меди в морской воде 3·10–7 %, в речной – 1·10–7 %. Ионы меди, переносимые морскими и океаническими водами, сорбируются донными отложениями, содержание меди в которых достигает 5,7·10–3 % по массе.

Медь широко распространена в растительном и животном мире. Среднее содержание меди в живых организмах 2·10–4 % по массе. В таёжных и других ландшафтах влажного климата ионы меди сравнительно легко выщелачиваются из кислых почв и наблюдается дефицит меди, а также связанные с ним болезни растений и животных. В степях и пустынях (с характерными для них слабощелочными почвами) ионы меди малоподвижны; на участках месторождений меди наблюдается её избыток в почвах и растениях, приводящий к болезням домашних животных.

С древности до начала широкого использования железа медь и её сплавы играли важную роль в развитии материальной культуры человечества (медный век, бронзовый век).

Раннему знакомству человека с медью способствовало то, что этот металл встречается в природе в свободном состоянии в виде самородков, иногда значительных размеров, которые имеют большее распространение в природе по сравнению с самородками других металлов (в том числе золота). Кроме того, благодаря способности легко восстанавливаться из оксидов и карбонатов, медь была, вероятно, первым металлом, который человек научился восстанавливать из кислородных соединений, содержащихся в рудах. По-видимому, в разных районах мира исторически имели место два пути освоения меди: в одних случаях человек впервые знакомился с самородной медью, в других – получал медь плавкой окисленных руд. Оценки периода начала использования меди сильно различаются: по последним данным, на Ближнем Востоке, на территории Анатолии, в начале 7-го тыс. до н. э. использовалась металлургическая медь. Латинское название меди произошло от названия о. Кипр, где уже в 3 в. до н. э. существовали медные рудники, с которых римляне вывозили руду.

Конфигурация внешней электронной оболочки атома меди 3d104s1; в соединениях проявляет степени окисления +1 и +2 (наиболее типична), редко +3; электроотрицательность по Полингу 1,9; энергии ионизации Cu0→Cu+→Cu2+→Cu3+ соответственно равны 745,5, 1957,9 и 3555,0 кДж/моль; атомный радиус 135 пм (эмпирический). Ионные радиусы в пм (в скобках указаны координационные числа): Cu+ 74 (4); 91 (6); Cu2+ 71 (4); 87 (6); Cu3+ 68 (6).

В компактном виде медь – ковкий и пластичный металл розовато-красного цвета с характерным металлическим блеском, при просвечивании в тонких слоях – зеленовато-голубого цвета. Кристаллическая решётка гранецентрированная кубическая; tпл 1084,62 °C; tкип 2567 °C, плотность 8920 кг/м3 (20 °С). Наиболее важные используемые свойства меди: высокая теплопроводность – 400 Вт/(м·К), малое удельное электрическое сопротивление – 1,7·10–8 Ом·м (при 20 °С). Температурный коэффициент линейного расширения 16,5·10–6 К–1. Медь диамагнитна, удельная магнитная восприимчивость –0,086·10–9 м3/кг. Твёрдость по Бринеллю 450–1100 МПа, предел прочности при растяжении около 200 МПа, относительное удлинение 60 %, модуль упругости 110–130 ГПа. Небольшие примеси Bi и Pb вызывают красноломкость меди; S и кислорода – хладноломкость; примеси P, As, Al, Fe уменьшают электрическую проводимость меди; растворённый в меди водород существенно ухудшает её механические свойства.

Медь химически малоактивна. Компактный металл при температурах ниже 185 °С с сухим воздухом и кислородом не взаимодействует; в присутствии паров воды, CO2 и SO2 на поверхности меди образуется зеленоватый налёт (патина) основных солей – карбонатов CuCO3·Cu(OH)2 и сульфатов CuSO4·3Cu(OH)2. При нагревании меди на воздухе идёт поверхностное окисление: при температуре ниже 375 °С образуется CuO, в интервале 375–1100 °С – двухслойная окалина (в поверхностном слое находится CuO, во внутреннем – Cu2O). В присутствии влаги хлор взаимодействует с медью уже при комнатной температуре, образуя дихлорид CuCl2, хорошо растворимый в воде. Медь взаимодействует с другими галогенами (образуя галогениды CuHal2 и CuHal, где Hal – F, Cl, Br, I), с серой и с селеном, горит в парах серы. С водородом, азотом и углеродом медь не реагирует даже при высоких температурах. Растворимость водорода в твёрдой меди незначительна (0,06 мг в 100 г меди при 400 °С). При пропускании NH3 над раскалённой медью образуется CuN3. При высокой температуре медь подвергается воздействию оксидов азота: NO, N2O (с образованием Cu2O) и NO2 (с образованием CuO). Карбиды Cu2C3 и CuC2 получают действием ацетилена на аммиачные растворы солей меди. С большинством металлов медь образует твёрдые растворы или интерметаллиды. Медь вытесняется из солей более электроотрицательными элементами (в промышленности используют железо) и не растворяется в неокисляющих кислотах. В азотной кислоте медь растворяется, образуя Cu(NO3)2 и оксиды азота, в горячей концентрированной H2SO4 – c образованием CuSO4 и SO2. Соли Cu(I) бесцветны, практически нерастворимы в воде, легко окисляются, склонны к диспропорционированию 2Cu+→Cu2++Cu0. Соли Cu(II) хорошо растворяются в воде, в разбавленных кислотах полностью диссоциированы. Гидратированные ионы Cu2+ окрашены в голубой цвет. Соли Cu(I) и Cu(II) с рядом молекул и ионов образуют многочисленные устойчивые комплексные соединения, например (NH4)[CuBr3], K3[Cu(CN)4], K2[CuCl4]. Путём образования комплексных соединений можно перевести в раствор многие нерастворимые соли Cu. Медь входит в состав различных медьорганических соединений.

Медь – необходимый для поддержания жизни растений и животных микроэлемент. В биохимических процессах медь участвует в качестве активатора или в составе медьсодержащих белков (например, церулоплазмина) и ферментов (например, цитохромоксидазы). Количество меди в растениях – около 10–4–5·10–2 % (на сухое вещество), зависит от вида растения и содержания меди в почве. Очень богаты медью некоторые беспозвоночные (например, моллюски – 0,15–0,26 % меди; у большинства из них кислород переносится не гемоглобином, а более эффективными в средах с пониженным содержанием кислорода медьсодержащими белками – гемоцианинами). В организме взрослого человека содержится около 100 мг меди (наибольшая концентрация в печени – около 5 мг на 100 г сухой массы). Суточная потребность составляет 3–5 мг. Ионы меди участвуют во многих физиологических процессах – стимулируют кроветворную функцию костного мозга, влияют на обмен углеводов, минеральных веществ. При дефиците меди в организме развивается анемия, нарушается образование костей и соединительной ткани; избыточное накопление меди вызывает нарушения функций печени, дыхательных путей, почечную недостаточность и др.

Все соли меди токсичны; раздражают слизистые оболочки, поражают желудочно-кишечный тракт, вызывают тошноту, рвоту, заболевания печени. При вдыхании пыли меди развивается хроническое отравление.

Бо́льшую часть металлической меди получают из сульфидных руд, которые, как правило, содержат 0,5–1,2 % меди. Размолотую руду подвергают флотационному обогащению; полученный концентрат содержит до 15 % меди. Основным методом извлечения меди из концентратов является пирометаллургический, в котором после обогащения концентрат подвергают окислительному обжигу при 1400 °С:

CuFeS2​+O2​=Cu2​S+2FeS+SO2​;

2FeS+3O2​=2FeO+2SO2​.

При обжиге удаляют избыточное количество S в форме газов, содержащих 5–8 % SO2 и используемых для производства H2SO4. Обжиг проводят в печах в кипящем слое с применением дутья, обогащённого O2 (24–26 % O2), без затрат углеродистого топлива. Затем обожжённый концентрат подвергают плавке (в печах отражательного типа) на штейн, при этом в расплав для связывания оксида железа добавляют кремнезём:

FeO+SiO2​=FeSiO3​.

Образующийся шлак – FeSiO3 – всплывает, и его удаляют из печи непрерывно. Оставшийся на дне штейн (сплав Cu2S, FeS и сульфидов других металлов, обогащённый Cu2S) подвергают кислородной плавке в конвертере; при этом оставшийся сульфид железа FeS окисляется до оксида и в результате добавления кремнезёма выводится из процесса в виде FeSiO3. Сульфид меди Cu2S частично окисляется до оксида Cu2O. В конвертере (без дутья) происходит взаимодействие Cu2O и Cu2S, оставшихся в расплаве:

2Cu2​O+Cu2​S=6Cu+SO2​.

Получаемая «черновая» медь содержит 90–95 % основного компонента и подлежит дальнейшей очистке методом огневого рафинирования путём окисления примесей различных металлов. Из получаемой «красной» меди (95–98 % основного компонента) отливают аноды, используемые для электролитического рафинирования меди. В качестве электролита используют водный раствор медного купороса CuSO4; катодом служат тонкие листы из чистой меди. В процессе электролиза высокочистая «электролитическая» медь (99,99 %) осаждается на катодах, примеси собираются в виде анодного шлама, который содержит ценные примеси – металлические Ag, Au, Pt, а также значительные количества халькогенидов меди Cu2S, Cu2Se, Cu2Te, подлежащих промышленной переработке.

Наряду с пирометаллургическим методом получения меди, большое значение имеют гидрометаллургические методы (особенно для бедных окисленных и самородных руд), основанные на избирательном растворении медьсодержащего сырья в разбавленных растворах H2SO4 или NH3 с последующим выделением меди из раствора (электролитическим способом или осаждением железом). Большое значение имеет переработка вторичного сырья, из которого в ряде стран получают более 30 % производимой меди. Мировое производство меди 25,3 млн т/год (2020).

Использование меди в промышленности связано в первую очередь с её высокими тепло- и электропроводностью, пластичностью. До 50 % меди применяется в электротехнике (изготовление проводов, кабелей, шин, контактов и других токопроводящих частей электрических установок). Все примеси понижают электропроводность меди, поэтому в электротехнике используют металл, содержащий не менее 99,99 % основного компонента. Высокие теплопроводность и антикоррозионные свойства позволяют изготавливать из меди детали теплообменников, криогенных установок, вакуумных аппаратов и др. Более 30 % меди применяют в виде сплавов, важнейшие из которых – бронзы, латуни, мельхиор. В виде фольги медь применяют в радиоэлектронике. Около 10–12 % меди (главным образом в виде солей) используется для приготовления красок, инсектофунгицидов, микроудобрений, катализаторов окислительных процессов, в медицине (антисептические и вяжущие средства), а также в кожевенной и меховой промышленности, в производстве искусственного шёлка. Медь и её сплавы используются для изготовления монет, украшений, утвари, кованых, литых и других художественных изделий.

Зимина Галина Владимировна. Первая публикация: Большая российская энци 25.04.25

Радиоакти́вные вещества́, не относящиеся к ядерным материалам вещества, испускающие ионизирующее излучение [абзац 8 ч. 1 ст. 3 Федерального закона от 21 ноября 1995 № 170-ФЗ «Об использовании атомной энергии» (Закон № 170-ФЗ)].

Радиоактивные вещества (наряду с радиационными источниками) находятся в федеральной собственности, собственности субъектов РФ, муниципальной собственности или в собственности юридических лиц (абзац 7 ст. 5 Закона № 170-ФЗ). Обращение с радиоактивными веществами осуществляют организации, имеющие соответствующие разрешения (лицензии) на право ведения работ в области использования атомной энергии.

Согласно ст. 22 Закона № 170-ФЗ радиоактивные вещества и радиоактивные отходы подлежат государственному учёту и контролю в системе государственного учёта и контроля радиоактивных веществ и радиоактивных отходов. Учёт и контроль радиоактивных веществ, а также их физическую защиту осуществляют эксплуатирующие организации. Положение об организации системы государственного учёта и контроля радиоактивных веществ и радиоактивных отходов утверждено постановлением Правительства РФ от 15 июня 2016 г. № 542

В таблице № 1 приложения № 1 к Федеральным нормам и правилам в области использования атомной энергии «Основные правила учёта и контроля радиоактивных веществ и радиоактивных отходов в организации» (НП-067-16), утверждённым приказом Ростехнадзора от 28 ноября 2016 г. № 503, приведены минимально значимые удельные активности радионуклидов и минимально значимые активности радионуклидов в радиоактивных веществах.