Графит — минерал из класса самородных элементов, одна из аллотропных модификаций углерода. Распространенный в природе минерал.

Встречается обычно в виде отдельных чешуек, пластинок и скоплений, разных по величине и содержанию графита.

Различают месторождения кристаллического графита, связанного с магматическими горными породами или кристаллическими сланцами, и скрытокристаллического графита, образовавшегося при метаморфизме углей.
 

СТРУКТУРА

Гексагональная кристаллическая полиморфная (аллотропная) модификация чистого углерода, наиболее устойчивая в условиях земной коры.

Слои кристаллической решетки могут по-разному располагаться относительно друг друга, образуя целый ряд политипов, с симметрией от гексагональной сингонии (дигексагонально-дипирамидальный вид симметрии), до тригональной (дитригонально-скаленоэдрический в.с.). Кристаллическая решетка графита — слоистого типа.

В слоях атомы С расположены в узлах гексагональных ячеек слоя. Каждый атом С окружен тремя соседними с расстоянием 1,42Α

Различают две модификации графита: α-графит (гексагональный P63/mmc) и β-графит (ромбоэдрический R(-3)m). Различаются упаковкой слоёв.

β-графит в чистом виде не наблюдается, так как является метастабильной фазой. Однако, в природных графитах содержание ромбоэдрической фазы может достигать 30 %. При температуре 2500-3300 К ромбоэдрический графит полностью переходит в гексагональный.

СВОЙСТВА

Хорошо проводит электрический ток. В отличие от алмаза обладает низкой твёрдостью (1 по шкале Мооса). Относительно мягкий. После воздействия высоких температур становится немного твёрже, и становится очень хрупким. Плотность 2,08—2,23 г/см³.

Цвет тёмно-серый, блеск металлический. Неплавкий, устойчив при нагревании в отсутствие воздуха. Жирный (скользкий) на ощупь. Природный графит содержит 10—12 % примесей глин и окислов железа.

При трении расслаивается на отдельные чешуйки (это свойство используется в карандашах).

Теплопроводность графита от 278,4 до 2435 Вт/(м*К), зависит от марки графита, от направления относительно базисных плоскостей и от температуры.

Электрическая проводимость монокристаллов графита анизотропна, в направлении, параллельном базисной плоскости, близка к металлической, в перпендикулярном — в сотни раз меньше.

Минимальное значение проводимости наблюдается в интервале 300—1300 К, причём положение минимума смещается в область низких температур для совершенных кристаллических структур.

Наивысшую электрическую проводимость имеет рекристаллизованный графит.

Коэффициент теплового расширения графита до 700 К отрицателен в направлении базисных плоскостей (графит сжимается при нагревании), его абсолютное значение с повышением температуры уменьшается.

Выше 700 К коэффициент теплового расширения становится положительным.

Монокристаллы графита диамагнитны, магнитная восприимчивость незначительна в базисной плоскости и велика в ортогональных базисным плоскостях. Коэффициента Холла меняется с положительного на отрицательный при 2400 К.

МОРФОЛОГИЯ

Хорошо образованные кристаллы редки. Кристаллы пластинчатые, чешуйчатые, кривогранные, обычно имеют пластинчатую несовершенную форму. Чаще бывает представлен листочками без кристаллографических очертаний и их агрегатами.

Образует сплошные скрытокристаллические, листоватые или округлые радиально-лучистые агрегаты, реже — сферолитовые агрегаты концентрически-зонального строения.

У крупнокристаллических выделений часто наблюдается треугольная штриховка на плоскостях (0001).

ПРОИСХОЖДЕНИЕ

Образуется при высокой температуре в вулканических и магматических горных породах, в пегматитах и скарнах. Встречается в кварцевых жилах с вольфрамитом и др. минералами в среднетемпературных гидротермальных полиметаллических месторождениях.

Широко распространён в метаморфических породах — кристаллических сланцах, гнейсах, мраморах. Крупные залежи образуются в результате пиролиза каменного угля под воздействием траппов на каменноугольные отложения (Тунгусский бассейн). Акцессорный минерал метеоритов.

Сопутствующие минералы: кварц, пирит, гранаты, шпинель.

ПРИМЕНЕНИЕ

Для изготовления плавильных тиглей, футеровочных плит — применение основано на высокой температурной стойкости графита (в отсутствие кислорода), на его химической стойкости к целому ряду расплавленных металлов.

Применяется в электродах, нагревательных элементах — благодаря высокой электропроводности и химической стойкости к практически любым агрессивным водным растворам (намного выше, чем у благородных металлов).

Для получения химически активных металлов методом электролиза расплавленных соединений, твёрдых смазочных материалов, в комбинированных жидких и пастообразных смазках, наполнитель пластмасс.

Является замедлителем нейтронов в ядерных реакторах, компонентом состава для изготовления стержней для чёрных графитовых карандашей (в смеси с каолином).

Используется для получения синтетических алмазов, в качестве эталона длины нанометрового диапазона для калибровки сканеров сканирующего туннельного микроскопа и атомно-силового микроскопа, для изготовления контактных щёток и токосъёмников для разнообразных электрических машин, электротранспорта и мостовых подъёмных кранов с троллейным питанием, мощных реостатов, а также прочих устройств, где требуется надёжный подвижный электрический контакт, для изготовления тепловой защиты носовой части боеголовок баллистических ракет и возвращаемых космических аппаратов.

Графит (англ. Graphite) — C

Кристаллографические свойства

Графит: плотность, свойства, особенности применения и виды

Графит является веществом, которое встречается в природе. Это одна из модификаций углерода, которая характеризуется определенной кристаллической решеткой. Это обуславливает свойства, которыми обладает графит. В природе углерод встречается в двух основных видах. Это графит и алмаз. Их химическая формула идентична, но физические свойства радикально отличаются.

Именно строение кристаллической решетки влияет на эти характеристики. В ней есть свободные электроны, которые определяют физические свойства вещества. Графит, плотность, виды и область применения которого интересны для множества производств, стоит рассмотреть подробнее.

Основные свойства

Графит представляет собой серое вещество с металлическим блеском. Оно обладает высокой теплопроводностью (3,55 Вт/град./см). Благодаря этому графит активно применяют в различных сферах промышленности.

Этот показатель выше, чем у кирпича, что объясняется наличием подвижных электронов в кристаллической решетке. Они также содействуют хорошей электропроводимости.

Во всех агрегатных состояниях это вещество характеризуется низким сопротивлением току (от 0,4 до 0,6 Ом).

Графит является инертным веществом, которое не растворяется химически активными компонентами. Это возможно только при попадании его в среду расплавленного металла с высокой точкой кипения. Графит в таких условиях расплавляется полностью, образуя карбиды.

Низкий коэффициент трения и высокая точка плавления обуславливают хорошие герметизирующие качества. Плотность графита (кг/м3) составляет 2,23. Но при этом материал хорошо изгибается и режется.

Структура

Рассматривая, какая плотность у графита, а также свойства и виды, необходимо уделить внимание его структуре. Это слоистое вещество. Его атомы углерода выстраиваются в кристаллическую решетку, похожую на соты. Шестиугольники в одном слое плотно прилегают друг к другу. Однако связь между каждым уровнем слаба. Именно эта особенность позволяет легко сломать графит.

По шкале Мооса твердость материала равна единице. Для сравнения, у алмаза этот показатель равен 10, а у керамогранита – 5. При температуре 1500°С, согласно исследованиям ученых, кристаллическая решетка графита может преобразовываться в алмаз.

В процессе промышленной обработки структура вещества меняется. Вместе с этим у разных марок графита определяются неодинаковые свойства. Если же добытый материал не был обработан искусственно, это природный тип вещества.

Природный графит

Графит, плотность и свойства которого значительно отличаются в зависимости от марки производителя, в природных условиях встречается в 2 основных вариантах. Первый тип называется гексагональным. Он обладает кристаллической решеткой, в которой половина атомов в каждом слое находится над и под центром шестиугольника.

Вторая модификация – ромбоэдрическая. Каждый четвертый по счету слой повторяет первый. Эта модификация в природе встречается только в виде примесей. Если это вещество нагревать при температуре 2500-3300 К, то его кристаллическая решетка превратится в гексагональную. В естественных условиях материал чаще встречается именно в этом виде.

Состав

В природе графит никогда не встречается в чистом виде. Он содержит довольно большое количество золы (иногда до 20%). Она состоит из множества разных соединений (FeO, MgO, CuO, CaO и т. д.). До 2% массы в природном графите могут занимать газы. Может также присутствовать битум и вода.

Плотность порошка графита меняется в зависимости от дисперсионности, наличия пор. Указанное выше значение может снижаться до 2,09 кг/м3. На ощупь графит жирный. Если его взять руками, на пальцах останется характерный след. Поэтому из такого материала создают стержни для простого карандаша. Он оставляет четкий след на бумаге.

Искусственный графит

Для производства очень важно учитывать, какова плотность графита. Физика дает понять, что чем больше плотность этого вещества, тем больше его теплопроводность. Искусственный графит характеризуется высокой чистотой (до 99%). Это также значительно увеличивает плотность материала.

Производство очищенного графита осуществляется путем термохимических и термомеханических воздействий. Для каждой отрасли производства изготавливается вещество с определенным набором качеств. Это позволяет удовлетворить потребности промышленности в графите с заданными физическими характеристиками.

Маркировка веществ, созданных искусственно, включает в себя разбивку типов материала по сфере назначения. Различают литейный, электроугольный, аккумуляторный, элементный, смазочный и карандашный графит. Существуют также специальные марки, применяемые в ядерных реакторах.

Сфера применения

При производстве задаются определенные свойства графита. Применение этого вещества полностью зависит от них. Графит используют в металлургии при изготовлении тугоплавких форм или ковшей, емкостей.

При литейном процессе порошок из представленного вещества используется в виде смазки. Одной из составляющих огнеупорного кирпича является также графит. Его добавляют в смесь при изготовлении пластмассы.

Для изготовления контактов электроприборов также применяется этот материал. Этому способствуют электропроводные свойства вещества.

Из представленного природного минерала получают искусственные алмазы. Их применяют при изготовлении сверхпрочных режущих инструментов. В машиностроении графитовый порошок выступает материалом для подшипников, а также поршневых и уплотнительных колец. В виде смазочного материала он подходит для обработки велосипедных цепей, автомобильных рессор, дверных петель.

Даже в составе многих лекарственных препаратов можно встретить графит.

Применение в пищевой промышленности

Представленное вещество также широко применяется в пищевой промышленности. Для этого при производстве оно подвергается определенной обработке. Плотность железа, этилового спирта, графита и сахара, по понятным причинам, различна. Но представленный материал может как содержать в себе, так и входить в состав некоторых веществ. Он находится в парафинах, эфирах, спирте и даже в сахаре.

В этом можно убедиться, если провести несложный опыт. Сначала нужно взять кусочек сахара. Его кладут на твердую крышку и накрывают колпачком (можно наперстком). Затем металл, которым накрыт сахар, сильно нагревают. Из-под наперстка со временем станет выделяться едкий дым. Если к нему поднести спичку, газ станет гореть.

Когда дым перестанет выделяться, можно снять наперсток. На крышке остается черная масса. Это уголь. Он представляет собой углерод, из которого и состоит графит.

Нахождение в природе

Графит, плотность которого зависит от его чистоты, находится в природе в довольно больших количествах. Ежегодно во всем мире добывается около 600 тыс. т этого вещества. Наибольшие запасы его сосредоточены в Мексике, Чехии, Китае, Украине, Бразилии, России, Канаде и Южной Корее.

С давних времен месторождения графита вызывали интерес человечества. Сегодня эти природные ресурсы разрабатывают с целью обеспечения промышленности материалами с требуемыми качествами. Графит находят в гранитах, известковых породах, слюде или гнейсах в виде волокнистых или кристаллических вкраплений. Добыча выполняется открытым и подземным способами.

Стоимость графита

Графит, плотность и чистота которого влияют на его стоимость, сегодня реализуется по достаточно приемлемым ценам. На это влияет размер его кристаллов, а также содержание углерода. Чем оно выше, тем дороже стоит графит. При достаточно большом содержании углерода повышаются физические свойства материала. Это ценно для промышленности самых разных отраслей.

Сегодня средняя стоимость графита составляет около 45 руб./кг. Если же его обрабатывали искусственно, стоимость значительно увеличивается. Также цена на природный минерал зависит от расположения месторождения.

Ознакомившись с основными свойствами и характеристиками графита, можно сделать вывод, что от его плотности зависит как стоимость, так и технические качества материала. Поэтому добытый в природе минерал подлежит последующей обработке. Это повышает его качества.

Графит: его свойства

[содержание]

Такой распространенный химический элемент, как углерод, встречается в природе в виде двух полиморфных разновидностей. Эти разновидности – графит и алмаз. Хотя формулы графита и алмаза идентичны, и они являются природными проявлениями одного и того же химического элемента, они довольно резко отличаются по своим физическим свойствам и структуре.

Графит — камень, который используют в промышленности

Такие различия обусловлены особенностями строения кристаллической решетки графита. Наличие свободных электронов, которые имеет кристаллическая решетка графита, обуславливает его физические свойства.

Свойства графита

Природный графит представляет собой серое вещество, имеющее слабый металлический блеск. Он имеет высокую степень теплопроводности, которая составляет около 3,55 Вт/град/см. Этот показатель в несколько раз выше, нежели у простого глиняного кирпича. Такая высокая теплопроводность объясняется присутствием в его кристаллической решетке подвижных электронов.

Подвижные электроны обуславливают не только высокую теплопроводность элемента, но и такое физическое свойство, как высокая электропроводимость. Удельное сопротивление материала электрическому току составляет от 0,4 до 0,6 Ом. Такой низкий предел электрической сопротивляемости характерен для всех видов и агрегатных состояний, которые он имеет.

Если рассматривать его химические свойства, то он является инертным и неспособен растворяться в химически активных растворах.

Его полное растворение может происходить только в металлах, имеющих высокую точку плавления. При этом процессе образуются карбиды.

Такие химические соединения имеют очень разнообразные химические и физические свойства, которые используются для производства современных твердосплавных материалов.

Карбиды являются основой для производства всех твердых сплавов, которые известны на сегодняшний день. Наиболее часто используются соединения углерода с вольфрамом и титаном. Их применение дает возможность для производства режущего инструмента, который обладает такими эксплуатационными характеристиками, как термическая устойчивость и износостойкость.

Низкий коэффициент трения и устойчивость к действию высоких температур делает его незаменимым материалом для производства изделий, основной функциональной задачей которых является обеспечение герметичности различных соединений. Подобные изделия из графита позволяют изготавливать качественные уплотнительные материалы без применения смол и различных неорганических наполнителей.

Для этих целей промышленностью выпускается терморасширенный графит. Для его производства используется природный чешуйчатый графит, который обрабатывается неорганическими кислотами. В результате обработки природного чешуйчатого варианта материала получается эластичный и химически инертный образец, используемый для производства набивок и смазок, используемых для герметизации соединений.

Учитывая то, что аллотропная форма углерода характеризуется определенной кристаллической решеткой, он имеет следующие структурные формы:

• Явнокристаллические
• Скрытокристаллические
• Высокодисперсные материалы, называемые углями

Существует классификация, которая разделяет природные графиты по структуре и размерам кристаллов:

• Плотнокристаллические графиты
• Чешуйчатые графиты

Искусственный и природный варианты

Скопления этого минерала, которые имеют промышленное значение, находятся в Китае, Корее, Индии и Бразилии. Эти страны являются основными поставщиками природного графита на мировой рынок. Залежи графита разрабатываются на Украине, в России, Чехии. В связи с большой потребностью в данном минерале его природные месторождения неспособны удовлетворить возрастающую популярность.

Природный вариант этого минерала представляет собой черный порошок, имеющий серебристый оттенок

Преимуществом графита, который получают искусственным путем, является его химическая чистота. углерода в нем составляет 99%. Наибольшая плотность графита наблюдается в рекристаллизованных вариантах.

Этот показатель крайне важен для теплопроводности материалов.

Из искусственных вариантов этого материала нужно выделить силицированный графит. Этот современный материал получают путем пропитывания пористого графита кремнием. Процесс пропитки производится под действием высокой температуры и давления. В результате такой обработки получается материал, обладающий высокой степенью износостойкости.

Основным достоинством этого материала является низкий коэффициент трения. Этот искусственный вариант используется для производства деталей, работающих при воздействии больших температур, когда не требуется высокая механическая прочность и твердость.

Еще одной разновидностью данного минерала является изостатический графит, получаемый в результате прессования при больших температурах. Основное применение этой разновидности лежит в изготовлении литейных форм. Ее также применяют для производства приборов для нагревания.

Сопротивление при механической резке у этого материала в несколько раз ниже, чем у стали и чугуна. Поэтому изготовление деталей из изостатического графита обходится намного дешевле, чем изготовление аналогичных деталей из других материалов. При этом эксплуатационные характеристики изостатического графита в несколько раз превышают аналоги, которые изготовлены из альтернативных материалов.

Каждая отрасль современной промышленности, которая потребляет этот минерал в качестве исходного сырья для производства определенных изделий, выдвигает свои требования к качеству графита. Поэтому современная промышленность производит достаточно большую номенклатуру сырья на его основе в зависимости от потребностей заказчиков.

Основные сферы применения

Высокая стойкость к температуре, которую имеет природный углерод, обуславливает его основную сферу применения. Это изделия, которые работают в условиях высокой температуры окружающей среды. Например, из них делаются формы, в которых производится закалка различных инструментов.

Графит является основным материалом для производства качественных гальванических элементов

Природный минерал и препараты, его содержащие, являются основой для таких изделий, как формы для литья, огнеупорные лакокрасочные материалы, смазки для подшипников качения и пр.

При изготовлении электродов с положительным зарядом он способствует улучшению электропроводности. Химическая инертность минерала делает его идеальным сырьем для материалов, которые работают в агрессивных средах.

Материалы, изготовленные на его основе, способны без изменения эксплуатационных характеристик работать в тех сферах, где не могут работать другие конструкционные материалы.

Основные марки

Существует следующая классификация марок этого материала:

• Тигельный
• Литейный
• Элементный
• Карандашный
• Электроугольный
• Аккумуляторный

Каждая из этих марок отличается процентным содержанием чистого углерода. Современная промышленность выпускает на основе графита такой инновационный материал, как стеклоуглерод. Этот материал обладает практически нулевой пористостью. Этот показатель крайне важен для эксплуатационных характеристик.

Основная сфера применения лежит в изготовлении химически стойкой посуды. Он способен выдерживать температуры до 3000 градусов. Причем такую температуру он способен выдерживать как в условиях вакуума, так и в условиях агрессивной окружающей среды.

В последнее десятилетие интерес к этому минералу значительно возрос. На основе волокон углерода производятся следующие виды современных материалов:

• Углеродные волокнистые материалы
• Углеродные волокнистые сорбенты
• Углепластики
• Композиционные материалы на основе углеродного волокна

Особое внимание уделяется использованию углепластиков, которые находят все более широкое применение в машиностроении, химической промышленности и во многих других сферах.

Их применяют в качестве альтернативы металлическим изделиям.

По прочности они не уступают изделиям из металла, а вот по таким параметрам, как коррозионная стойкость и стойкость к высоким температурам, значительно их превосходят.

Что такое графит? Химическая формула и свойства графита

Графит представляет собой природный элемент, неметалл; мягкий, легко раскалываемый минерал, относится к классу самородных элементов; является одной из аллотропных модификаций углерода.

Это значит, что он принадлежит к группе веществ, имеющих единый химический состав, одну формулу (в случае с графитом это — углерод), но имеющих существенные различия в строении и свойствах.

Кристаллическая решётка состоит из параллельных слоёв, состоящих из шестиугольников правильной формы.

Известно несколько политипов графита, что обусловливается особенностями структуры: слои кристаллической решётки могут быть расположены относительно друг друга по-разному, в результате возможно существование нескольких структур с разной последовательностью укладки слоёв кристаллической решётки.

Существует и аморфная разновидность этого элемента — шунгит. В пределах одного слоя атомы связаны друг с другом плотно, а связь между их слоями намного слабее; поэтому графит довольно легко сломать, даже при небольшом усилии.

В природе встречается в зоне каменного угля в виде плотных, кристаллических или же волокнистых включений в известковые и гранитные руды, слюду; в кристаллических сланцах, в магматических породах.

Образование

Образуется в вулканических горных породах при условии воздействия высоких температур. Масштабные залежи формируются в результате термического разложения каменного угля. Может быть различными способами синтезирован в искусственных условиях.

Свойства хорошо изучены и благодаря им данный элемент широко применяется.

Физические свойства графита

• цвет — в диапазоне от стального серого до чёрного;
• металлический блеск;
• «пишет» на поверхностях;
• электрический ток проводит хорошо;
• отличается повышенной теплопроводимостью;
• по шкале Мооса графит имеет низкую плотность — 1 (относительно мягкий) — в отличие от другой аллотропной модификации углерода — алмаза, который имеет максимальный индекс прочности по той же шкале;
• устойчив к нагреванию при условии отсутствия воздуха, не плавится;
• в случае воздействия трением расслаивается на отдельные частицы (данное свойство, например, используется при производстве карандашей).

Химические свойства

Химическая формула — С.

• способен реагировать с солями, щелочными металлами;
• в условиях высоких температур реагирует с кислородом;
• фторируется;
• в неокисляющих кислотах не растворяется.

Применение графита

Данный элемент является прочным лёгким в обработке материалом, благодаря чему снискал широкое применение в самых различных отраслях — машиностроении, металлургии, строительной отрасли и ювелирном деле.

В результате переработки физико-химические свойства могут изменяться, в связи с чем различают несколько марок, обладающих разными физико-химическими параметрами. Главным критерием для разделения на марки является степень очистки.

• Подлежит переработке с целью получения композиционных материалов. Углеродные материалы химически устойчивы по отношению ко многим агрессивным жидкостям, в растворах солей и органических растворителей.
• Изготовление плавильных плит (это возможно благодаря термостойкости в условиях вакуума и химической устойчивости к целому ряду веществ).
• Высокая электропроводность и химическая устойчивость делает возможным применение графита для изготовления нагревательных электродов.
• При получении химически активных металлов методом электролиза расплавленных соединений.
• Компонент смазочных материалов — твёрдых, жидких, комбинированных.
• В качестве наполнителя пластмасс.
• В комбинации с каолином графит используется для изготовления стержней для чёрных графитовых карандашей.
• Изготовление тепловой защиты носового отдела возвращаемых космических аппаратов.
• Для изготовления синтетических (искусственных) алмазов.
• Компонент токопроводящих клеёв.
• Используется в качестве одного из компонентов при изготовлении огнеупорного кирпича.
• Является одним из компонентов покрасочных средств, имеющих антикоррозионные свойства (так называемая графитовая краска), такие составы применяются для защиты чугунных, деревянных, алюминиевых, стальных и бетонных изделий.
• В медицине — компонент одного из гомеопатических средств, показанных при кожных заболеваниях.

Человечеству графит известен с древнейших времён, однако подробных сведений о его применении не получено в связи со сходством красящих свойств с аналогичными свойствами других химических соединений.

Свойства графита

• Характеристики
• Физические свойства
• Добыча
• Применение

Слово графит в переводе с греческого обозначает «пишу». Минерал с таким названием у природе образуется при высокой температуре в вулканических горных породах.

Характеристики графита

Графит является представителем класса самородных элементов высокой прочности. Его структура обладает большим количеством слоев.

В природе встречается два вида графита:

• крупнокристаллический,
• мелкокристаллический.

По величине кристаллов и по их расположению относительно друг друга в природе встречаются следующие типы графитов:

• явнокристаллические,
• скрытокристаллические.

У графита структура является достаточно слоистой. Каждый из слоев обладает волнистой формой. Она является слабовыраженной.

Графит представляет собой один из элементов, который состоит преимущественно из кристаллов разных размеров. Они имеют пластичную структуру и небольшие чешуйки по краям. По своей прочности они могут сравниться алмазами.

Кристаллическая решетка графита состоит из большого количества слоев, которые имеют различное расположение относительно друг друга.

Сегодня не редко производится искусственный графит, который создается из смеси различных веществ. Он используется в разных отраслях человеческой жизнедеятельности. Графит, полученный искусственным путем, обладает большим количеством видов.

В современном мире планируется из графита добывать золото. Ученые выяснили, что в одной тонне графита содержится примерно 18 граммов золота. Данное количество золотой руды присуще золотым месторождениям. В настоящее время получать золото из графита есть возможность не только в нашей стране, но и в других государствах мира.

Таблица. Физические свойства графита

Добыча графита

Добыча графита является сложным процессом. Для этого создано большое количество разновидностей оборудования. Оно используется для добычи и дробления элемента. Залежи графита обычно находятся глубоко под землей. Именно по этой причине чаще всего используются бурильные установки, которые позволяют добраться до месторождения этого элемента.

Как известно такой материал, как графит обладает большим количеством уникальных качеств. Именно они обуславливают сферы его применения. Благодаря тому. что данный материал обладает устойчивостью к высоким температурам его применяют для производства футеровочных плит.

Применение графита используется и в сфере ядерной промышленности. Там он играет важную роль при замедлении нейтронов.

Получение алмаза из графита тоже возможно. В современном мире есть возможность получать синтетический алмаз, который по своим качествам и внешнему виду будет напоминать природный материал.

Его применяют в качестве калибровочного материала. Чаще всего его используют в сканирующей туннельной микроскопии и в атомно-силовой микроскопии. Данная разновидность графита относится к разряду синтетических.

Его получение возможно при нагревании кокса и пека.

Благодаря графиту можно получать активные металлы с химической точки зрения путем электролиза. Данный метод использования элемента объясняется тем, что у графита достаточно хорошая электропроводность.

При производстве пластмассовых изделий графит тоже нашел свое применение. Его используют для наполнения пластмассы.

Самым известным методом использования графита является производство стержней для обычных простых карандашей, к которым так привыкли люди.

Графит — описание графита, свойства, добыча, применение, производство

Трудно сказать, когда именно человечеству стало известно об этом минерале. Многие ученые считают, что осложнение в этом вопросе связано с тем, что графит похож на другие минералы, которые обладают красящими свойствами. Но археологи нашли глиняную посуду, которая использовалась около 4000 лет назад, и раскрашена была графитом.

Графит — это минерал, который принадлежит классу самородных элементов, относится к одной из модификаций углерода. Структура минерала слоистая, слои сами по себе слабовыраженные, почти плоские и состоят из шестиугольных слоев атомов углерода. Сам по себе графит — мягкий материал, который легко поддается механическому воздействию, а графитовая формула довольна проста С — углерод.

В природе минерал встречается наравне с сопутствующими: пирит, гранат, шпинель. Крупные залежи графита расположены в Тунгусском бассейне, а также таких породах как: кристаллические сланцы, гнейсы и мрамор.

Образование графита зависит от высокой температуры вулканических и магматических пород и от пиролиза каменного угля. Графит также являются частью состава метеоритов.

И занятный факт: в графите в очень незначительных долях присутствуют золото, серебро и металлы платиновой группы.

Месторождение графита

Графит очень востребован в промышленной сфере. Около 600 млн тонн считаются запасами всего мира, а ежегодно его добывают 600 тысяч. Самыми крупными странами, которые занимаются добычей этого минерала являются: Мексика, Россия, Китай, Чехия, Южная Корея, Канада и др.

Помимо стран, указанных выше, существуют и другие крупные месторождения графита. Например, остров Шри-Ланка, с 1834 года — это крупный производитель и поставщик данного минерала.

Точки полезных ископаемых находятся по всему острову, а залежи графита сконцентрированы в центральной и юго-восточной частях.

Чешуйчатые залежи графита в огромной доле находятся на Украине, в Завальевском месторождении. Эта доля связана с архейскими образованиями Тетерево-Бугской серии. Серия представлена силлиманитовыми и гранатовыми гнейсами, кварцами, кристаллическим известняком и т.д. Добываемые минералы имеют промышленное значение и так же пользуются спросом.

Виды графит

В природе графит встречается двух видов:

• Гексагональный, отличительная его черта заключается в кристаллической решетке, в которой половина атомов находится строго над и под центром шестиугольника;
• Ромбоэдрический, его особенность в том, что каждый четвертый слой повторяет первый, а при нагревании 1000° графит принимает гексагональный вид.

Для ведения промышленных работ обязательно учитывать плотность графита, но высокий уровень этого показателя достигается путем создания искусственных видов минерала:

1. Ачесонофский графит: получение через нагревание смеси из кокса и пека до 2800°;
2. Рекристаллизованный графит: термомеханическая обработка смеси кокса, пека и природного графита;
3. Пирографит: пиролиз из газообразных углеродов;
4. Доменный графит: охлаждение большого объема чугуна;
5. Карбидный графит: термическое разложение карбидов.

Производство и применение графита

В основном графит применяется в промышленной сфере:

1. При изготовлении плавильных тиглей из-за стойкости графита к повышенным температурам;
2. В нагревательных элементах, так как данный минерал обладает химической стойкостью к агрессивным водным растворам, а также электропроводностью;
3. Для получения алюминия;
4. В твердых смазочных материалах, для образования густых масс и паст;
5. Графит выступает наполнителем пластмасс;
6. Замедлитель нейронов в ядерных реакциях;
7. При производствн синтетических алмазов;
8. При изготовлении «простых» карандашей;
9. Также графит использует при обработке носовой части баллистических ракет и космических аппаратов для тепловой защиты;
10. Для производства различных элементов и инструментов электрических машин (щетки), электротранспорта, насосного оборудования (лопасти, лопатки) и т.п.
11. Применение в пищевой промышленности.

Последний пункт заставляет обратить на себя внимание. Прежде чем минерал будет использован в пищевых продуктах, он проходит тщательную обработку. Графит входит в состав парафинов, спиртов, эфирах и сахаре. Насчет сахара достаточно легко убедиться и самостоятельно, если провести небольшой и несложный опыт.

Кусочек сахара нужно положить на твердую поверхность, а сверху плотно закрывают металлическим колпаком. Колпак нагревают, и из-под него должен начать выделяться газ, который нужно поджечь. После того, как газ полностью выгорит, можно поднять колпачок. На поверхности, где был сахар, останется черная масса, которая является углем. Ну а уголь — это и есть углерод, из которого состоит графит.

Графит — важный и ценный материал, который достаточно легко добыть и обработать, но несмотря на это обладает удивительными свойствами. Минерал широко применяется во всех промышленных отраслях и встречается в переработанном виде ежедневно в повседневной жизни.

The post Что такое графит appeared first on Химия.

Спустя более 500 лет после начала дистилляции металлического цинка в Индии, а спустя 150 лет после того, как китайцы разработали метод плавки серого металла, дистилляция цинка, наконец, нашла свой путь в Европу.

Хотя производство каламина латуни было хорошо понято в регионе, поскольку первые монеты латуни были изготовлены во время древней Греции и Рима, есть мало свидетельств того, что цинк был признан уникальным металлом до XVI века.

Спустя более 500 лет после начала дистилляции металлического цинка в Индии, а спустя 150 лет после того, как китайцы разработали метод плавки серого металла, дистилляция цинка, наконец, нашла свой путь в Европу.

Хотя производство каламина латуни было хорошо понято в регионе, поскольку первые монеты латуни были изготовлены во время древней Греции и Рима, есть мало свидетельств того, что цинк был признан уникальным металлом до XVI века.

Дистилляция цинка и Европа

Ученый эпохи Возрождения Парацельс считается первым европейцем, который идентифицировал цинк как отдельный металл, когда описал появление остроконечных металлических кристаллов в немецком свинцовом заводе как «цинк» 'в 1526 году (вероятно, получив термин от zinke , немецкий для острого).

В двух работах, опубликованных Георгием Агрикола в 1546 и 1556 годах, в которых изложены методы, используемые для переработки серебра и свинца в горах Харца в Германии, также упоминается белый металл, который осаждается на стенках печей. Тем не менее, еще два столетия назад были предприняты усилия по производству цинкового металла в регионе.

Антон фон Шваб, шведский химик, добился успеха в своих попытках извлечь цинк из каламина с использованием дистилляции в 1742 году, а Андреас Сигизмунд Маргграф, независимо работающий в Германии, выделил элемент из разных руд несколько лет спустя в 1746. <

William Champion

Именно в этот же период Уильям Чемпион, сын латунного производителя и сам металлург, разработал процесс вертикального перегонки цинка с использованием реплик глины в мода, подобная той, которая применяется в Заваре, Индия.

Чемпион придумал свою технику, это вопрос дебатов, но из-за сходства между его методом и теми, которые использовались в Индии, было высказано предположение, что он, возможно, узнал об этой технологии у торговцев или путешественников в Южной Азии ,

Чемпион открыл первый в Европе завод по производству цинка в Бристоле — сердце латунного региона Англии — в 1743 году.

Его операция якобы смогла выплавить 400 килограммов основного металла за 70 часов с использованием шести реторт.

Германия и Цинк

К 1798 году в Германии также был свой первый завод по производству цинка в Верхней Силезии, а бельгийские цинковые предприятия начали работу в La Vieille Montague в 1805 году. За несколько лет бельгийский завод стал крупнейшим в мире производителем очищенного цинка

Исследования металлургии быстро продвигали технологии производства многих металлов в начале XIX века. Важнейшей разработкой в ​​добыче цинка было осознание того, что обжиг сульфида цинка (цинковая обманка) может производить оксид цинка для использования в процессе реторты.

Возможность превращения цинковой обманки, более доступного рудного типа, в оксид для дистилляции позволила значительно увеличить производство металла. Этот процесс прокаливания по-прежнему используется для прессования цинковой обманки на современных заводах по производству цинка.

Оцинковка цинка и рост производства цинка

Большая доступность металла также привела к более коммерческим применениям.

И в 1805 году развитие проката цинка привело к коммерциализации цинковой кровли, водостоков, водосточных труб и даже мусорных баков.

Еще одна область исследований, которая развивалась в это время, связана с цинкованием цинка; Индустрия, которая через 200 лет стимулирует спрос на современном рынке цинкового металла.

Станислав Сорель, французский инженер, подал патент на использование естественной способности расплавленного цинка защитить железо от коррозии в 1837 году. Аналогичные патентные заявки распространились на Великобританию, где к 1856 году индустрия гальванизации потребляла 10 000 тонн цинка.

Горячее цинковое цинкование впервые было использовано в металлургических заводах для защиты их изделий, но благодаря достижениям Генри Бессемера в производстве стали, взрывной рост производства стали во второй половине XIX века привел к еще большему спросу на металл, который в настоящее время используется для покрытия стальных телеграфных проводов и конструкционных кабелей.

Бруклинский мост, завершенный в 1883 году, как сообщается, использовал в своем строительстве примерно 15 000 миль кабеля с оцинкованным покрытием.

Подробнее

История цинка Pt. I: Древняя латунь и индийское производство цинка

История цинка Pt. II: Раннее китайское цинковое плавление История цинка Pt. III: Европа (наконец) изучает, как плавить цинк История цинка Pt. IV: Цинк в 20-м веке

Источники

Цинк — металлургия и его сорта

Применение цинка было известно еще в древности. Сплавы меди с оловом (бронза) и с цинком (латунь) были известны еще в древнем Риме и в античной Греции. Однако эти элементы не выделялись из руд, а из руд перекочевывали непосредственно в упомянутые сплавы. Обычно это делалось так. Куски меди нагревались совместно с каламином (старое название карбоната цинка) и углем.

Выплавка цинка

Искусство выплавки цинка как такового возникло  в Индии, затем перешло в Китай, а оттуда было вывезено в Европу португальцами. Промышленное производство цинка было основано в Европе в 17 веке.

Основным способом производства цинка был пирометаллургический способ, базирующийся на восстановлении углем в ретортах предварительно обожженной руды. При этом оксид цинка восстанавливался до металла, который в виде паров удалялся из реторты и переходил в жидкость в конденсаторе.

Сначала использовались вертикальные реторты, но затем были разработаны конструкции горизонтальных реторт, которые не надо было охлаждать при заполнения рудой и углем и выгрузке огарка.

Цинк получают из сульфидных руд, содержащих сульфид цинка и некоторое количество сульфида свинца (эти руды иногда называют свинцово-цинковыми), а также серебро и некоторые другие драгоценные и редкие металлы. Но чисто полиметаллических руд в природе почти не встречается, они находятся в балластных материалах.

Поэтому применяется предварительное обогащение руд. Руда с избыточным количеством  инертной  породы  предварительно  дробится  и обогащается по целевому компоненту либо флотационным, либо гравитационным способом. В лучшем случае получаются цинковые концентраты, содержащие 48-58% цинка, 1-2% свинца, до 2% меди, 5-10% железа и около 30% серы.

Одновременно получаются пиритные, медные и свинцовые концентраты. Но такие чистые концентраты получают не во всех случаях. Большей частью наблюдается тесное прорастание различных минералов, и разделение как различных минералов между собой, так и от пустой породы происходит не так эффективно.

Подобного рода проблемы возникают при переработке полиметаллических руд Урала и Алтая.

Металлургия цинка

В настоящее время половина мирового производства цинка основана на гидрометаллургическом, а другая половина – на пирометаллургическом способах.

Но в любом случае первой стадией процесса является обжиг измельченной и обогащенной руды в печах с кипящим слоем. В результате обжига образуется оксид цинка и выделяется сернистый газ. В некоторых печах сернистый газ улавливается для производства побочного продукта – серной кислоты, из других печей, расположенных в малонаселенных районах, он выбрасывается в атмосферу.

Дальнейшая обработка обожженного продукта осуществляется по одному из двух методов. По термическому методу концентрат оксида цинка, остающийся после обжига руды, смешивают с углем и при температуре 1200-1300°С восстанавливают металл. Этот метод является морально устаревшим и постепенно заменяется на другой, более прогрессивный гидрометаллургический.

При гидрометаллургическом производстве цинка обожженные концентраты обрабатывают горячим раствором серной кислоты в чанах с механическим или пневматическим перемешиванием.

При этом в раствор, помимо цинка, переходят также и другие примеси, поэтому сульфатный раствор подвергают очистке сначала окислением и  частичным гидролизом (для отделения от железа и мышьяка), затем цинковой пылью (от меди и кадмия) и осаждающими реактивами от кобальта.

Очевидно, что пирометаллургический метод не в состоянии дать металлический цинк высокой степени чистоты, в нем всегда будет присутствовать в заметном количестве основная примесь – свинец.

Однако оказалось, что именно наличие свинца в первых применениях цинка в процессах горячего цинкования способствовало положительному результату – свинец, как будет показано чуть далее, значительно повышает жидкотекучесть цинка, что благоприятно сказывается на качестве покрытия.

В настоящее время основная часть технологий цинкования погружением основана на использовании свинца в качестве подслоя на дне ванн. Наличие такого подслоя облегчает удаление образующегося над ним осадка гартцинка без опасности повредить дно ванны. При этом имеющиеся преимущества использования низких сортов металлического цинка используются не полностью.

В таблицах 2.8-2.10 приводятся данные по составу сортов цинка, выпускаемым в соответствии с действующими в различных странах стандартами.

Видно, что во всех приведенных стандартах существуют марки как невысокой степени чистоты (Prime Western в США, С2 и С3 в России, Z5 в Европейском сообществе), так и сорта высокой степени чистоты, а именно, 99,99%.

Хотя именно сорта с наименьшей степенью чистоты наиболее пригодны для технологий горячего цинкования, и этот факт особым образом отражается во всех существующих стандартах на горячее цинкование, достать эти сорта, по крайней мере, в России практически невозможно. И связано это со стремлением cоответствующих фирм получить большую цену за тот же вес продукта.

Таблица  2.8.  Характеристики цинка различной степени чистоты согласно ASTM B6.

Цинк является третьим по объемам производства цветным металлом в мире после алюминия и меди. Производство и потребление цинка растут высокими темпами. В 1990 г.

в мире выплавили 6,7 млн тонн чистого (рафинированного) цинка, в 1995 году – 7,2 млн, а в 2001 г. – 9,2 млн. тонн. На предприятиях цинковой промышленности по всему миру работают более 230 тысяч человек.

Мировое потребление рафинированного цинка в 2001 году составило 8,78 млн тонн.

Таблица № 2.9. Характеристики цинка различной степени чистоты по ГОСТ 3640-94.

Потребление цинка на душу населения в мире равно сейчас 1,45 кг/чел; при этом в Австралии этот показатель более 8, в Западной Европе равен 6.

Таблица  №  2.10.  Характеристики цинка различной степени чистоты по EN1179:1995.

Цинковая промышленность России

Цинковая промышленность России не играет сколько-нибудь важной роли в мире, однако очень важна для отечественной экономики. Добыча цинка в России составляет лишь 1,7% от мировой, а производство рафинированного цинка – 2,7%.

Уровень потребления цинка в стране – около 1 кг/чел, это намного ниже среднемирового, что соизмеримо лишь с душевым потреблением в Азии. В России цинк извлекается из медно-колчеданных месторождений Урала, а также из полиметаллических месторождений в горах Южной Сибири и Приморья.

Обеспеченность разведанными запасами эксплуатируемых месторождений в целом по стране хорошая и составляет 27 лет – на столько времени хватит известных ныне достоверных запасов, чтобы обеспечить нынешний уровень добычи.

В России действуют три цинковых завода. Челябинский электролитный цинковый завод (ЧЭЦЗ) расположен в крупном промышленном центре на Южном Урале. Сегодня это крупнейший в России производитель металлического цинка. Завод на 95% обеспечен местным уральским сырьем. Остальная часть концентрата поступает из разных стран. 80% челябинского цинка реализуется внутри страны.

Другое цинковое предприятие – ОАО «Электроцинк» — расположено на Кавказе, в г. Владикавказ. Среднегодовое производство – 90-100 тысяч тонн.

Но на российском рынке практически невозможно встретить металл из Владикавказа, поскольку предприятие работает по толлинговой схеме, то есть на зарубежных потребителей.

Оно получает из-за границы руду для переработки и туда же отправляет готовый металлический цинк.

Предельный объем выпуска цинка на третьем российском предприятии – ОАО «Беловский цинковый завод» (г. Белово Кемеровской области) составляет 4,5 тыс. тонн в год. Ранее завод работал на привозном сырье, сейчас в связи с утратой производственных связей практически утратил свой потенциал.

Российский рынок испытывает также давление со стороны производителей цинка из Казахстана.

Сейчас, в условиях кризиса, когда менее чем за полгода цена на первичный цинк упала почти вдвое, невозможно предсказать, как будет развиваться рынок первичного цинка как во время кризиса, так и особенно в период выхода из него – это может быть и распродажа цинковых излишков по демпинговым ценам, и нехватка цинка на внутреннем рынке, как это было в начале 90-х годов.

Возможно Вас так же заинтересуют следующие статьи: by HyperComments

Цинк: производство и применение

Цинк – это металл, стоящий в таблице Менделеева, под номером 30 и имеет обозначение Zn. Плавится при температуре 419 °С градусов, если же температура кипения 913 °С – начинает превращаться в пар. При температурном обычном режиме, состояние хрупкое, а при ста градусах начинает гнуться.

Цвет цинка сине-белый. При воздействии кислорода появляется окисление, а также покрытие карбоната, предохраняющего металл от дальнейшей реакции окисления. Появление на цинке гидроокиси обозначает то, что вода на химический элемент не действует.

Цинк — химический элемент, имеет свои отличительные свойства, преимущества и недостатки. Он широко применяется в повседневной жизни человека, в фармацевтике и металлургии.

Цинк

Особенности цинка

Металл является необходимым и широко применяемым практически во всех отраслях повседневной жизни человека.

Добыча в основном, производится в Иране, Казахстане, Австралии, Боливии. В России изготовителем является ОАО «ГМК Дальполиметалл».

Это переходной металл, имеет степень окисления +2, радиоактивный изотоп, период полураспада 244 дня.

В чистом виде элемент не добывается. Содержится в рудах и минералах: клейофане, марматите, вюртците, цинките. Обязательно присутствует в сплаве с алюминием, медью, оловом, никелем.

Химические, физические свойства и характеристики цинка

Цинк – металл, обладает рядом свойств и характеристик, отличающих его от иных элементов периодической таблицы.

К физическим свойствам цинка относится его состояние. Основным фактором выступает температурный режим.

Если при комнатной температуре это хрупкий материал, плотность цинка 7130 кг/м3 (˃ плотности стали), который практически не гнётся, то при повышении он легко изгибается и прокатывается в листах на заводах.

Если взять более высокий температурный режим – материал приобретает жидкое состояние, а если еще поднять температуру на 400-450 °С градусов, тогда он просто испарится. В этом уникальность – менять своё состояние. Если же подействовать кислотами и щелочами, он может рассыпаться, взорваться, расплавиться.

Цинк в жидком состоянии

Формула цинка Zn – zincum. Атомная масса цинка 65.382 а.е.м.

Электронная формула: ядро атома металла содержит 30 протон, 35 нейтрон. В атоме 4 энергетических уровня – 30 электронов. (рис. строение атома цинка)1s22s22p63s23p63d104s2.

Кристаллическая решётка цинка – шестиугольная кристаллическая система с плотно прижатыми атомами. Данные решётки: A=2.66У, С=4.94.

Добытый и не переработанный материал имеет изотопы 64, 66, 67, электроны 2-8-18-2.

По применению среди всех элементов периодической таблицы металл стоит на 23 месте. В природе элемент выступает в виде сульфида с примесями свинца Pb, кадмия Cd, железа Fe, меди Cu, серебра Ag.

Сульфид цинка

В зависимости от того, какое количество примесей, металл имеет маркировку.

Производство цинка

Как было сказано выше, чистого вида данного элемента в природе нет. Он добывается из иных пород, таких как руда – кадмий, галлий, минералы – сфалерит.

Металл получают на заводе. Каждый завод имеет свои отличительные особенности производства, поэтому оборудование для получения чистого материала различно. Оно может быть таким:

• Роторы, расположенные вертикально, электролитные.
• Специальные печи с достаточно высокой температурой для обжига, а также специальные электропечи.
• Транспортёры и ванны для электролиза.

В зависимости от принимаемого метода добычи металла, задействовано соответствующее оборудование.

Получение чистого цинка

Как упоминалось выше – в природе чистого вида нет. В основном добыча производится из руд, в которых он идет с различными элементами.

Для получения чистого материала задействован специальный флотационный процесс с избирательностью (селективностью). После проведения процесса руда распадается на элементы: цинк, свинец, медь и так далее.

Добытый таким методом чистый металл обжигается в специальной печи. Там при определенных температурах сульфидное состояние материала переходит в оксидное. При обжиге выделяется газ с содержанием серы, направляемый для получения серной кислоты.

Чистый цинк

Есть 2 способа получения металла:

1. Пирометаллургический – идет процесс обжигания, после — полученная масса восстанавливается с помощью чёрного угля и кокса. Конечным процессом является отстаивание.
2. Электролитический – добытая масса обрабатывается серной кислотой. Полученный раствор подвергают электролизу, при этом металл оседает, его плавят в печах.

Выплавка цинка в печи

Температура плавления цинка в печи 419-480 °С градусов. Если же температурный режим превышен, тогда материал начинает испаряться. При данной температуре допускается примесь железа 0.05%.

При процентной ставке 0.2 железа, лист невозможно будет прокатать.

Применяются различные способы выплавки чистого металла, вплоть до получения цинковых паров, которые направляются в специальные резервуары и там вещество опадает вниз.

Применение металла

Свойства цинка позволяют его применение во многих сферах. В процентном соотношении:

1. Цинкование – до 60%.
2. Медицина – 10%.
3. Различные сплавы, содержащие данный металл 10%.
4. Выпуск шин 10%.
5. Производство красок – 10%.

Медно-цинковый сплав

А также применение цинка необходимо для восстановления таких металлов, как золото, серебро, платина.

Цинк в металлургии

Металлургическая промышленность задействует данный элемент периодической таблицы как основной для достижения определенных целей. Выплавка чугуна, стали является главной во всей металлургии страны. Но, данные металлы подвержены негативному влиянию окружающей среды. Без определенной обработки идет быстрое окисление металлов, что приводит к их порче. Наилучшей защитой служит оцинкование.

Нанесение защитной плёнки на чугун и сталь является лучшим средством от коррозии. На оцинкование уходит около 40% всего производства чистого материала.

Способы оцинкования

Металлургические заводы отличительны не только своим оборудованием, но и применяемыми методами производства. Это зависит от ценовой политики, и месторасположения (природных ресурсов, используемых для металлургической промышленности). Есть несколько методов оцинкования, которые рассматриваются ниже.

Горячий способ оцинкования

Данный способ заключается в обмакивании металлической детали в жидком растворе. Происходит это так:

1. Деталь или изделие обезжиривается, очищается, промывается и сушится.
2. Далее, цинк расплавляется до жидкого состояния при температуре до 480 °С.
3. В жидкий раствор опускается подготовленное изделие. При этом оно хорошо смачивается в растворе и образуется покрытие толщиной до 450 мкм. Это является 100% защитой от воздействия внешних факторов на изделие (влага, прямые солнечные лучи, вода с химическими примесями).

Горячее цинкование металлоконструкций

Но, данный метод имеет ряд недостатков:

• Цинковая пленка на изделии получается неравномерного слоя.
• Нельзя использовать данный метод для деталей, отвечающих точным стандартам по ГОСТу. Где каждый миллиметр считается браком.
• После горячего оцинкования, не каждая деталь останется прочной и износостойкой, поскольку после прохождения высокой температуры появляется хрупкость.

А также данный метод не подходит для изделий, покрытых лакокрасочными материалами.

Холодное оцинкование

Этот метод носит 2 названия: гальванический и электролитический. Методика покрытия изделия защитой от коррозии такова:

1. Металлическая деталь, изделие подготавливается (обезжиривается, очищается).
2. После этого проводится «метод окрашивания» — применяется специальный состав, имеющий главный компонент – цинк.
3. Деталь покрывается данным составом методом распыления.

Холодное цинкование

Благодаря этому методу защитой покрываются детали с точным допуском, изделия, покрытые лакокрасочными материалами. Повышается стойкость к внешним факторам, приводящим к коррозии.

Недостатки данного метода: тонкий защитный слой – до 35 мкм. Это приводит к меньшей защите и небольшим срокам защиты.

Термодиффузионный способ

Данный метод делает покрытие, которое является электродом с положительной полярностью, в то время как металл изделия (сталь) становится отрицательной полярности. Появляется электрохимический защитный слой.

Метод применим только в случае, если детали произведены из углеродистой стали, чугуна, стали с примесями. Цинк используется таким образом:

1. При температуре от 290 °С до 450 °С в порошковой среде, поверхность детали насыщается Zn. Здесь маркировка стали, а также тип изделия имеют значение – выбирается соответствующая температура.
2. Толщина защитного слоя достигает 110 мкм.
3. В закрытый резервуар помещается изделие из стали, чугуна.
4. Добавляется туда специальная смесь.
5. Последним шагом является специальная обработка изделия от появления белых высолов от солёной воды.

Термодиффузионное цинкование

В основном данным методом пользуются в случае, если требуется покрыть детали, имеющие сложную форму: резьбу, мелкие штрихи. Образование равномерного защитного слоя является важным, поскольку данные детали претерпевают множественное воздействие внешней агрессивной среды (постоянная влага).

Данный метод дает самый большой процент защиты изделия от коррозии. Оцинкованное напыление является износостойким и практически нестираемым, что очень важно для деталей, которые время о времени крутятся и разбираются.

Иные сферы применения цинка

Помимо оцинкования, металл применяется и в других сферах промышленности.

1. Цинковые листы. Для производства листа выполняется прокатка, в которой важна пластичность. Это зависит от температурного режима. Температура в 25 °С дает пластичность только в одной плоскости, что создает определенные свойства металла. Тут главное для чего изготавливается лист. Чем выше температура, тем тоньше получается металл. В зависимости от этого идет маркировка изделия Ц1, Ц2, Ц3. После этого из листов создаются различные изделия для автомобилей, профиля для строительства и ремонта, для полиграфии и так далее.
2. Цинковые сплавы. Для улучшенных свойств металлических изделий, добавляется цинк. Данные сплавы создаются при высоких температурах в специальных печах. Чаще всего производятся сплавы из меди, алюминия. Данные сплавы применяются для производства подшипников, различных втулок, которые применимы в машиностроении, судостроении и авиации.

В домашнем обиходе оцинкованное ведро, корыто, листы на крыше – это норма. Применяется цинк, а не хром или никель. И дело не только в том, что оцинкование дешевле, чем покрытие другими материалами. Это наиболее надёжный и продолжительный по службе эксплуатации защитный материал нежели, хром или другие применяемые материалы.

В итоге – цинк наиболее распространенный металл, применяемый широко в металлургии.

В машиностроении, строительстве, медицине – материал применим не только как защита от коррозии, но и для увеличения прочности, продолжительного срока эксплуатации.

В частных домах оцинкованные листы защищают крышу от осадков, в зданиях выравниваются стены и потолки гипсокартонными листами на основе оцинкованных профилей.

, пожалуйста, выделите фрагмент текста и нажмите Ctrl+Enter.

Состав и структура цинка, а также технологии его производства

Цинк очень прочно вошел в нашу жизнь. Порой о его существовании рядом с нами мы не подозреваем.

Самовар, водосточная труба, строительные материалы для кровли, детали машин, крепежные метизы: все это изготовлено с применением цинка. В цинке есть одно очень важное качество: он дает изделию антикоррозионные свойства.

Именно поэтому указанный химический элемент широко используется в машиностроении, в промышленности (особенно химической) и в строительстве.

Поэтому сегодня мы рассмотрим химический состав цинка, его структуру, а также производство цинка в России и мире.

Разберем цинк как элемент. В периодической системе Менделеева цинку присвоен порядковый номер 30.Только что добытый цинк (не переработанный) содержит в себе стабильные изотопы с массовыми числами 64, 66 и 67 и электроны, которые распределились следующим образом: 2-8-18-2.

В масштабах всей Земли по распространенности цинк стоит на 23 месте среди всех элементов.

В полиметаллических рудах описываемый химический элемент содержится в виде сульфида. Кроме этого, природный цинк имеет следующие примеси: Pb, Cd, Fe, Cu, Ag, Аu, Bi. В зависимости от количественного содержание самого цинкового элемента и примесей, цинк имеет несколько марок. По той же системе Менделеева атомная масса цинка составляет 65,409.

О том, какое оборудование требуется для изготовления цинка, какой вред от него на производстве, мы расскажем ниже.

О составе цинка и его структуре расскажет видео ниже:

В чистом виде цинка не существует. Его извлекают их других природных пород. К ним относятся полиметаллические сульфидные руды и некоторые минералы: сфалерит, смитсонит, цинкит, смитсонит, гемиморфит, клейофан, каламин, вюрцит, виллемит и другие. Чаще всего из минералов встречается сфалерит.

Если цинк находится в составе смешанных руд, то его спутниками чаще всего являются таллий, кадмий, германий, галлий, индий.

Цинк перерабатывают на промышленных предприятиях. У каждого завода есть свои технологические особенности производства. Поэтому технологическая линия и оборудование могут различаться. На цинковых заводах можно наблюдать следующее оборудование:

• Вертикальные механизированные роторы.
• Шахтные и дуговые электропечи.
• Электролитные роторы.
• Транспортеры.
• Печи для обжига.
• Ванны для электролиза или целые электролизные комплексы.

Расчет сырья

Чистый цинк получают путем переработки сульфидных, цинковых и полиметаллических руд. Количество перерабатываемого цинкосодержащего сырья зависит от способности и мощности завода. Для всех он индивидуален. Поэтому точный расчет необходимого сырья нужно производить в рамках конкретного производства.

Далее рассмотрим технологии, процессы и методы производства цинка, а также изделий из него.

Способы получения

Для выделения цинка, руду обогащают флотационным или гравитационным способом. Итогом такого обогащения является получение цинкового концентрата. Помимо этого получаются побочные продукты медные, пиритные и свинцовые концентраты.

Выделенный цинковый концентрат подвергают обжигу в печи. В результате образуется оксид цинка. Здесь процесс производства делится на два этапа. Образованный сернистый газ идет на переработку сернистой кислоты, а цинк поступает на следующий этап переработки.

Чистый цинк можно подучить следующим способами:

• Первый способ: пирометаллургический (дистилляционный). Суть этого способа производства состоит в следующем: полученный концентрат обжигают, подвергают спекании и восстанавливают с помощью угля или кокса. Образованные пары металла конденсируют и наливают в изложницы.
• Второй способ: электролитический (гидрометаллургический). Суть второго способа заключается в том, что после обжига концентрат подвергают обработке серной кислотой. Полученный раствор очищают от посторонних примесей и подвергают процессу электролиза.

Про пирометаллургический способ получения цинка вы узнаете из видеоролика ниже:

Цинк проходит через следующие стадии производства:

• Подготовка сырья к переработке.
• Обжин подготовленного сырья.
• Подготовка в этапу выщелачивание.
• Проведение выщелачивания.
• Чистка раствора от примесей.
• Электролитное осаждение.
• Плавление катодного цинка.

Рассмотрим для примера более подробно последовательность производства цинка на российском предприятии — Челябинском цинковом заводе.

1. Получение сырья. На предприятие поставляют сырье (цинковый концентрат) в железнодорожных вагонах. Сырье от различных поставщиков перемешивается (для усреднения общих значений примесей) и отправляется по конвейеру на обжиг.
2. Обжиг концентрата. Для термообработки на заводе используются пять печей. При очень высокой температуре концентрат окисляется (880-950ºС). В результате получается два продукта: сернистый газ и цинковый огарок. Сернистый газ подвергают очистки и отправляют для переработки сернистой кислоты. В печи протекают экзотермические реакции, с помощью которых выделенное тепло сохраняется и остается для проведения плавления.
3. Получение серы. Полученная в процессе обжига серная кислота утилизируется.
4. Выщелачивание. Цинк извлекают в специальный раствор. Однако в жидкость попадает не только цинк, но и различные примеси. Когда необходимая концентрация раствора получена, смесь направляют на очистку. Однако весь цинк выделить не получается. Некоторая часть все же остается в растворе. Поэтому раствор подвергают дополнительной фильтрации. После этого цинк отправляют в вельц-цех. Это печи, форма которых похожа на цилиндр. Они осуществляют вращательные движения. Эту стадию проходят два продукта обжига: огарок и сернистый газ.
5. Электролиз цинка. Процедура проходит в электролизном комплексе. Очистка растворов проводится с помощью цинковой пыли. После очистки образуются продукты, которые получили название кеки. Кек в последующем идет на производства кадмия.
6. Вальцевание кека. Для того, чтобы выход цинка из кека был максимальным, названное вещество смешивают с коксовой мелочью и нагревают до высокой температуры (1200 С). Весь процесс проходит во вращательной трубчатой печи. Конечными продуктами на этой стадии являются вельц-окись и медистый клинкер. Окись в процессе возгоняется, подвергается охлаждению и улавливанию специальными фильтрами. В последующем вельц-окись идет на выщелачивание, а клинкер отправляют в качестве сырья на медные предприятия.
7. Гидрометаллургический процесс. Здесь проходит переработка в растворе серной кислоты. Процесс необходим для получения нескольких ценных элементов: раствора сульфата цинка, цинка технического и свинцового кека, в который входят индиевые сплавы, свинец и индий. Воды от переработки обрабатывают кальцинированной содой, фильтруют с помощью фильтпресса и заново отправляют в технологический процесс.
8. Литейный цех. Полученный катодный металлический цинк подвергается плавлению в индукционных печах.
9. Разливочный цех. Затем цинк отливается в блоки по 0,5-1,0 т. и слитки по 25 кг. Процесс осуществляется с помощью центробежной литейной машины. Также на заводе имеется установка для производства цинковой пыли, которая стоит во много раз выше самого цинка.

Далее будут рассмотрены производители цинка в России и мире.

К самым крупными странам по производству цинка относят Австралию, Канаду и Китай. Так же эти страны называют самыми крупными экспортерами. Импортом цинка занимается Германия, Тайвань и США.

США также заняло свою заслуженную нишу в производстве цинка.

Все дело в том, что на северо-западе Аляски, на расстоянии 100 км от берега чукотского моря расположился самое богатое месторождение цинка — рудник Ред-Дог.

Цинковый карьер находится в очень труднодоступном месте. Однако добычу цинковой руды США осуществляет круглогодично. Там же вблизи рудника расположился поселок, где проживает основная масса работников.

Одним из крупнейших производителей в России считается компания ГМК «Дальполиметалл», который расположился в одноименном городе Дальнегорск (Приморский край).

По сравнению с другими заводами этот производитель выпускает 15 % (от всей доли) олово-цинковых концентратов.

Существует еще три крупных завода по производству цинка:

1. ЧЭЦЗ (Челябинский электролитный цинковый завод). Благодаря автоматизированному комплексу предприятие способно производит цинк высокого качества (около 100%).
2. ООО «Электроцинк». Предприятие находится во г. Владиковказ (Северная Осетия). Завод выпускает около 100 000 тонн продукции в год. Однако вся продукция этого предприятия идет преимущественно в зарубежные страны.
3. ОАО «Беловский цинковый завод» (Кемеровская область). Предприятие функционирует только на сырье, которое ему поставляют. Собственных месторождений у него нет. На заводе внедрена электротермическая технология, с помощью которого возможно произвести переработку даже низкосортного сырья.

О том, как происходит изготовление цинка на примере ЧЭЦЗ, расскажет данное видео:

The post Цинк — король металлургической промышленности appeared first on Химия.

Группа «Серебро» уже на протяжении 10 лет радует поклонников новыми, яркими, нестандартными треками, которые необъяснимым образом становятся хитами. Несмотря на участившиеся в последнее время кадровые перестановки «серебряшек», качество их звучания нисколько не ухудшается.

В 2006 году известный певец, композитор и продюсер Макс Фадеев открыл кастинг для создания нового, молодежного проекта. Название он выбрал легкое и запоминающееся – «Серебро». После завершения отбора, он рискнул без предварительной рекламы и релиза дебютного трека, отправить никому неизвестных девушек покорять вершину международного песенного конкурса «Евровидение».

В 2007 году состоялось первое выступление подопечных Фадеева на сцене «Eurovision». Группа «Серебро» мастерски, с драйвом исполнила композицию «Song#1», которая заняла почетное третье место. Именно эту дату принято считать официальным днем рождения проекта.

Первый состав проекта

Вернувшись на Родину, девушки мгновенно стали популярными. В первый состав коллектива вошли: Елена Темникова, Ольга Серябкина, Марина Лизоркина.

Первую участницу многие поклонники знают со времен реалити-шоу «Фабрика Звезд», где Лена уверенно дошла до финала. Девушка с детства увлекалась музыкой, поэтому свое будущее она видела только в шоу-бизнесе.

Окончив школу, будущая певица хотела поступать в театральный ВУЗ, но планы изменились после успешно пройденного кастинга в «Фабрику звезд».

Ольга Серябкина с детства увлекалась танцами, которые давались ей легко. Девочка обладала пластичностью и грациозностью, что позволило ей в 17 лет получить разряд КМС. У Ольги есть высшее образование, по специальности она переводчик, однако по профилю не работала.

В 2002 году Серябкина стала бэк-вокалисткой экс фабриканта Ираклия Пирцхалавы. Во время одного из выступлений она познакомилась с Темниковой, которая представила ее Максу Фадееву. Продюсер утвердил ее кандидатуру на участие в группе «Серебро». Но, долгое время, тяжелый характер мешал Ольге наладить отношения с коллегами и преподавателями.

Затем страсти в коллективе поутихли, девчонки сдружились. Серябкина стала не только солисткой проекта, но и автором некоторых песен. Также она пишет тексты для многих отечественных исполнителей.

Марина Лизоркина попала в группу «Серебро» через интернет-кастинг. С раннего детства девочка посещала музыкальную школу, затем училась на эстрадном факультете Института современного искусства. До своего участия в проекте, Марина пела в украинской группе «Формула». Так Лизоркина стала третьей солисткой «серебряшек».

Начало триумфального шествия

После успешного выступления в Хельсинки, «серебряные» начали активно записывать треки. Вслед за синглом «Song#1» вышли не менее популярные работы: «Дыши», «Whatsyourproblem?». В 2007 году, набирающая популярность группа, попала в номинацию «Дебют года» по версии «MTV Russia Music Awards»и «ZDAwords».

В начале 2008 года была презентована лирическая, эмоциональная композиция «Опиум». Стоит отметить, что режиссером и продюсером видео работы стал сам Макс Фадеев. Позже была записана англоязычная версия этого трека. В декабре того же года в радио эфирах отечественных станций появилась песня «Скажи, не молчи», ставшая полноправным лидером десятки лучших синглов страны.

На очередной церемонии российской версии MTVгелз-бэнд «Серебро» был признан «Лучшей группой». В апреле 2009 году состоялась презентация дебютной пластинки «ОпиумROZ», в которую вошли все известные композиции коллектива. Выступление «серебряшек», проходившее на Поклонной горе, посетили более 70 000 человек, что стало ярким подтверждением популярности девушек.

Первые перемены

Летом 2009 года проект «Серебро» покинула Марина Лизоркина, решившая посвятив себя живописи. Ее место заняла Анастасия Карпова, которая с детства увлекается хореографией и танцами. Некоторое время девушка была участницей студии танцев «StreetJazz».

В обновленном составе «серебряшки» сразу записали очередной хит «Сладко» или «MaryVarner», автором которого является Серябкина. Этот трек мгновенно попал в рейтинговые топ-чарты, а количество скачиваний, за первые несколько дней после релиза, исчислялось миллионами. Третий по счету «Золотой граммофон» группа получила в 2009 году.

В следующем году коллектив «Серебро» попал в пять номинаций международного фестиваля «OEVideoMusicAwards».Победу девушки одержали в категории «Best Internashional Video»за работу «Не время». В конце июля 2011 годав эфире радиостанции Europa plus состоялся релиз главного хита группы – «MamaLover». Немного позже была записана русскоязычная версия трека «Мама Люба».

За первую неделю ротации новый клип просмотрели более 1 000 000 раз наинтернет-ресурсе. Во многих европейских странах эта композиция заняла лидирующие места теле и радио чартов. В мае 2012 года «серебряные» отправились в гастрольный тур по Европе, в рамках которого посетили такие страны, как: Италия, Франция, Испания.

Премьера сингла «GUN» состоялась на канале музыкального, мексиканского лейбла EGO. За 7 дней его ротации, количество просмотров перевалило отметку миллион. Итальянцы особенно высоко оценили работу российской группы, сделав трек «GUN» платиновым. Неофициальный клип «SexyAss» пришелся по душе японцам. С ведущим лейблом Японии Фадеев заключил выгодный контракт.

Вторым мега хитом проекта «Серебро» стала композиция «Ми мими», побив все возможные рекорды просмотров на . За несколько месяцев их количество перевалило за 15 миллионов. В сентябре 2013 года на одном из концертов выступила с заявлением Анастасия Карпова, сообщив об уходе из коллектива и начале сольной карьеры.

На место Насти пришла Дарья Шашина, которая с рождения воспитывалась в творческой атмосфере. Ее родители имеют прямое отношение к музыкальному искусству. Некоторое время девушка жила в Великобритании с матерью и ее новым супругом. Затем девушка вернулась на Родину и поступила ВУЗ им. Глинки.

Скандальный уход Темниковой

В феврале 2014 года покинуть проект решила первая участница группы Елена Темникова. На этой почве у нее были многочисленные скандалы с продюсером, который считал, что она всех «кинула». При этом девушка парировала выпады Фадеева, указывая на то, что действие контракта пришло к концу, и она решила погрузиться в семейные заботы.

На время поиска новой солистки в проект вернулась Анастасия Карпова, которая выручала коллектив до июля 2014 года. Вскоре Макс представил новую участницу группы – Полину Наливалкину. Единственное, о чем попросил продюсер, это сменить фамилию на более звучную, так девушка стала Фаворской. Осенью «серебряные» записали трек «Не надо больнее» с вокалом Полины.

В мае 2015 года состоялась презентация композиции «Я перепутала», а через несколько месяцев был снят одноименный клип.

Практически через год в популярном приложении «ITunesStore» появилась возможность приобрести свежий альбом группы, получивший название «Сила трех». Стоит отметить, что вошедшие в него треки записывались на протяжении трех лет.

В конце марта 2016 года из болезни коленных суставов проект была вынуждена покинуть Дарья Шашина. Кастинг, по традиции, Фадеев проводил в режиме онлайн, с помощью официальной группы «Серебро» в «ВКонтакте».

В середине апреля стало известно имя новой участницы – это Екатерина Кищук. Девушка с пяти лет увлекается танцами в стиле хип-хоп, занимала высокие места на различных турнирах.

Свое будущее планировала посвятить кинематографу, однако занялась музыкой.

17 апреля Макс презентовал европейскую версию уже известного всем поклонникам трека «Chocolate», который был записан в новой обработке. Русские слушатели не оценили эксперимент продюсера «серебряных», обвинив его в занижение вокальных возможностей девушек. Летом 2016 года состоялась премьера композиции «Сломана», написанная Серябкиной.

Эту песню Ольга написала, после онлайн-знакомства с одной из своих подписчиц в Instagram. Девушка рассказала певице историю из личной жизни, из-за которой она вступила в группу смерти в социальной сети ВК.

Серябкина сумела найти нужные слова и помогла своей поклоннице выбраться из депрессии. Следующий авторский трек был написан в конце августа 2017 года, и получил название «В космосе».

Он посвящен всем девушкам, участвовавшим в проекте «Серебро», особенно Полине.

На место Фаворской претендовали Анастасия Грибкова, Анастасия Попова, и Татьяна Моргунова. По результатам зрительского ания в коллектив должна была прийти Грибкова, однако Фадеев выбрал Моргунову.

Таня родом из Казахстана, там она окончила среднюю школу и отправилась получать высшее образование в Санкт-Петербург, где поступила в местный Политех. Позже, она работала фитнесс-инструктором, а в свободное время играла на гитаре.

31 декабря 2017 года состоялся релиз клипа «Новый год», где трио «серебряных» еще в прежнем составе. На последних секундах видео появляется новая участница проекта – Татьяна.

Параллельно с новогодней работой на официальном канале Макса Фадеева в был залит тизер, в котором представлен окончательный на ближайшее время состав «серебряных», состоящий из Серябкиной, Кищук и Моргуновой.

Посмотреть эту публикацию в Instagram

В моей жизни (не хочу подсчитывать сколько раз…) уже были ситуации, когда кто-то покидал SEREBRO, уходил насовсем… от любви и дружбы… Всегда у меня были разные состояния и чувства. Но то, что происходит сейчас, реально поддаётся моему пониманию с огромным трудом. Слишком двоякое ощущение.

Про девочек могу сказать то же самое — мы все трое продолжаем делать музыку. Только теперь по отдельности. Мы безумно друг друга любим… Я пишу это и понимаю, что ничего плохого не случилось — мы все остаёмся на своих местах. Это не заканчивается, как не может закончиться семья. Но то, что наш космический состав the end… И начинается новый отсчёт… Так странно.

Я помню, как сама начинала — как тряслись колени и сводило живот от трепета и незнания. Сейчас также повезёт другим. Хочу обратиться к своим любимым Кате и Тане. Мои бриллианты, мои кошки. Моё сердце. Я безумно за нас рада. Рада, что Макс дал нам всё, что мы имеем, что продолжает поддерживать и даёт возможность создавать что-то новое.

Со стороны может показаться, что всё это — только слёзы, но на самом деле, у нас настоящее счастье. Группа выходит на новый уровень — с новыми девчонками, франшизой, новой музыкой… А мы двигаемся дальше. Держась за руки. До февраля 2019 мы будем выступать вместе и именно эти концерты я сохраню у самого сердца. Потом придут три новых офигительных солистки — Макс выберет сердцем, я знаю.

Одна просьба к лапусям. Без слёз. Лично я больше не могу плакать ) Прошу, будьте рядом. Поддержите нас. Сейчас это нереально важно. Следите за кастингом и тоже выбирайте сердцем. Триединство должно жить — благодаря вам и вопреки всему. #serebro

Публикация от MOLLY (@serebro_official) 28 Ноя 2018 в 3:16 PST

В ноябре 2018 года Ольга Серябкина в своем Инстаграме рассказала, что состав группы Серебро полностью изменится в 2019 году, Максим Фадеев проводил новые кастинги для отбора солисток группы. По итогам отбора в новый состав группы попали Ирина Титова, Елизавета Корнилова и Марианна Кочурова.

Поклонники во многом раскритиковали новых участниц группы, однако сейчас они на самом старте карьеры, возможно, со временем ситуация изменится и они почувствуют на себе любовь слушателей.

Фото группы в разное время

Серебро металл – магические и целебные свойства серебра

Коротко по металлу серебра:

• Химический элемент I группы периодической системы Менделеева.
• Латинское название — Argentum.
• Обозначение — Ag.
• Атомный номер — 47.
• Атомная масса — 107,8682.
• Плотность — 10,5 г/см3.
• Температура плавления — 961,93 °С.

Благородный металл белого цвета. Обладает наивысшими, среди металлов, электрической проводимостью и теплопроводностью. Широко использовался для украшений и амулетов, применялся и применяется в медицине, науке и промышленности.

В оккультных и эзотерических течениях известен, как металл, обладающий очень сильными магическими свойствами, поглощающий любой негатив, способный излечивать раны и болезни, отчищать и просветлять дух.

Так же серебро ассоциируется с Луной – покровительницей тайных сил и знаний.

Исторические сведения и знания о серебре

Серебро было известно с древнейших времен, благодаря его природными свойствам, (особая ковкость и податливость) оно было одним из первых металлов, из которого стали делать украшения, посуду и предметы культа. И надо сказать по мере накопления знаний о нем, за серебром прочно закрепилась репутация металла магического, обладающего свойствами таинственными и чудесными.

Древние египтяне, например, особенно почитали этот металл, за его магические свойства и ценили его куда дороже золота, а в скандинавских странах его считали самым чудотворным из всех веществ. Серебро считается металлом Луны, проводником ее свойств и качеств, практически во всех религиозных, оккультных и эзотерических традициях.

В алхимии знак серебра – полумесяц, а в астрологии серебру соответствует Луна.

Пирамида луны – лунный храм в Мексике

Этот металл считается изначально чистым и девственным, несущим в себе неоскверненную первозданную красоту. Древние приписывали серебру свойство освещать все, чего оно коснется, изгонять все «нечистое», излечивать раны и болезни, омолаживать и укреплять тело, а так же облагораживать душу человека и способствовать его духовному росту.

Так же известно, что серебро поглощает разного рода негатив – это считается одной из причин того, что оно темнеет от времени, а так же на больных людях.

Все эти свойства серебра настолько сильно проявлены и воздействие этого металла на окружающую среду настолько очевидно, что практически все народы знакомые с ним, так или иначе их использовали.

Издавна известно, что вода, постоявшая некоторое время, в серебряных сосудах обладает целительными свойствами, в Аюрведе с помощью такой воды лечили истощение, застарелый жир, воспаление кишечника, повышенную деятельность мочевого пузыря, обильное кровотечение в период месячных, воспалительные заболевания сердца и нарушения деятельности печени и селезенки. Серебряные сосуды использовались большинством античных народов, для очищения воды и других жидкостей. В Индии и Китае при заболеваниях желудка больным давали глотать небольшие серебряные шарики. Первые переселенцы Северной Америки, путешествуя, часто опускали серебряный доллар в молоко, чтобы предотвратить его скисание. В средние века (и позднее) на полях сражений серебро широко и успешно использовали как природный антисептик, прикладывая серебряные предметы к ранам (чаще всего серебряные кулоны или монеты) и промывая их серебряной водой, чтобы избежать заражения. У многих народов известен обычай, при освящении колодцев бросать в них серебряные монеты – это делали для улучшения качества воды. В России, серебро активно использовалось в военно-полевой хирургии на полях Русско-японской войны 1904 года. Англичанин Р. Бентон при помощи серебра остановил эпидемию холеры и дизентерии, которая свирепствовала на строительстве дороги Бирма — Ассам. Бентон наладил снабжение рабочих чистой питьевой водой, обеззараженной с помощью серебра.

Вода в серебряной чаше – самая чистая и полезная

В Османской империи и некоторых других мусульманских странах богатые люди в своих гаремах использовали серебряные массажеры для омоложения кожи и поддержания ее красоты. В Швейцарии существовал обычай класть в рот серебряные монеты от зубной боли.

Граф Орлов, фаворит Екатерины II, зная о лечебных свойствах этого металла, пользовался сервизом из 3000 предметов. На его изготовление ушло свыше двух тонн серебра.

У многих народов существовал обычай носить амулеты в виде серебряных кулонов или других украшений для защиты от темных сил. В древней Персии считали, что ношение серебра укрепляет здоровье и омолаживает тело.

Английские офицеры–колонизаторы пили только из серебряных фляг и болели желудочными заболеваниями намного реже рядового состава. В начале XX века препараты серебра широко использовались в медицине для лечения инфекционных болезней.

Серебро с точки зрения традиционной медицины и науки

Прежде всего, надо сказать, что серебро – это тот случай, когда последующие научные исследования, при всей материалистичности их подхода, только подтвердили мудрость дошедших до нас сквозь века знаний.

Самой первой была подтверждена обеззараживающая способность серебра, которая стала активно применяться для очистки воды и в медицине. Правда, с открытием антибиотиков интерес к лечению серебром снизился и сейчас многие даже не подозревают о его свойствах.

Но необходимо заметить, что превосходство антибиотиков над серебром весьма сомнительно – они слишком узкоспециализированы (серебро действует на 650 видов бактерий, а любой антибиотик не более чем на 5–12 видов бактерий), зачастую имеют побочные эффекты, могут быть вредны для организма (большинство сильных антибиотиков сильно вредят желудку) и их действие на бактерии быстро ослабевает (при относительно длительном применении), кроме того, антибиотики могут оказывать токсическое действие на организм, они увеличивают число аллергических реакций, вызывают развитие дисбактериоза, нарушая баланс между полезной и вредной для организма микрофлорой. У серебра всех этих минусов нет. Поэтому в современной медицине в последнее время возрождается интерес к лечению серебром.

Затем было доказано, что серебро способствует укреплению иммунитета и регенерации тканей, притом не только при приеме вовнутрь, но и при ношении серебра на теле. Механизм тут очевиден – так же как серебро, взаимодействуя с водой, отчищает ее, оно положительно влияет и на нашу кожу и тело, при соприкосновении с ними.

При попадании в организм, в малых дозах оно оказывает омолаживающее действие на кровь и благотворно влияет на протекание физиологических процессов в организме. При этом отмечается стимуляция кроветворных органов, увеличивается число лимфоцитов и моноцитов, эритроцитов и процент гемоглобина, а также замедляется СОЕ.

Таким образом, просто нося на себе серебряный кулон, браслет, цепочку, серьги, кольцо или любое другое украшение из серебра Вы укрепляете свое здоровье.

В суточном рационе человека по данным академика А. Войнара должно содержаться в среднем 88 мкг серебра. “Серебряный запас” организма находится в мозге, железах внутренней секреции, печени, почках и костях скелета.

Следовательно, оно важно для правильного функционирования этих органов.

Говоря о научной точке зрения необходимо упомянуть, что в последнее время появились статьи о том, что серебряная вода может быть вредна – она может привести к опасному избытку серебра в организме. Это может быть и так, но не для воды, настоянной на природном серебре, а для искусственных ионизаторов, которые появились в последнее время.

Если же говорить о природных методах, то чтобы добиться опасного переизбытка серебра, Вам надо пользоваться исключительно серебряной посудой, настаивать в ней воду и продукты сутками, ходить и спать, закутавшись в килограммы серебряных кулонов, сережек, браслетов и прочих украшений, да и то не факт, что таким образом Вы этого переизбытка добьетесь.

Эти методы проверены веками и никаких побочных эффектов у них обнаружено не было.

Применение серебра в повседневной жизни

Прежде всего, серебро – это мощное целительное средство, притом средство естественное, созданное самой природой. Для того чтобы получить целебную серебряную воду достаточно поместить на несколько часов какую-нибудь вещь, например – серебряный кулон, в нее.

Сколько точно времени должна стоять вода зависит от ее объема и от размеров серебряного изделия. Если Вы решили поместить в трехлитровую банку серебряный кулон с диаметром 1 см, то настаивать воду нужно не менее суток.

А если Ваш кулон едва входит в небольшой стаканчик или Вы налили воду в серебряный кубок, то может хватить и получаса. В некоторых рецептах для ускорения этого процесса воду рекомендуют кипятить с серебром.

Но в других, наоборот, сообщают, что это негативно влияет на воду и она теряет часть своих качеств. Считается, что талая вода, которая потом была просто настояна на серебре – самая сильная по своим целительным свойствам.

Приобрести различные изделия из серебра – украшения, подарки, столовые приборы и посуду (серебряные бокалы, чаши, наборы), детское серебро и многое другое вы можете в магазине – народно-художественных промыслов (огромный серебряный выбор)

Серебряной водой можно лечить самые различные заболевания, ей можно полоскать больное горло, пить при желудочно-кишечных расстройствах, промывать раны, ссадины, прыщи и язвы.

Эта вода не только уничтожает бактерии и вирусы, но и активизирует регенерационные процессы, поэтому компрессы из нее или длительное приложение серебра (в данном случае это даже лучше) к больному месту особенно хороши при гноящихся и не заживающих ранах и язвах.

Серебряная вода обладает омолаживающим (в разумных пределах, разумеется) и укрепляющим действием на организм в целом и, особенно на кожу, волосы и зубы. В профилактических целях очень хорошо ежедневно полоскать ей зубы и раз в неделю устраивать себе серебряные ванны.

Для профилактики достаточно выпивать стакан серебряной воды в день, это будет укреплять иммунитет и оздоравливать организм. Во время болезни лучше всего перейти на питье исключительно серебряной воды и напитков, сделанных из нее, ведь серебро можно назвать природным антибиотиком.

Полезные заметки по применению изделий из серебра в быту

• Серебряный браслет, надетый на левую руку способствует понижению высокой температуры.
• Ношение серебряных сережек оказывает положительное воздействие на работу мозга, улучшая способность к концентрации.
• Серебряный кулон или монетка, положенные на область «третьего глаза», помогают снять глазное и умственное напряжение, облегчить головную боль, вызванную умственным или зрительным напряжением.
• Замечено, что ношение серебряного кольца на безымянном пальце левой руки укрепляет работу сердца.

Магия серебра

Серебро – металл чистый и девственный, хранящий в себе принцип неоскверненной чистоты, связан с Луной – покровительницей тайных знаний и сил.

Ношение предметов из серебра способствует развитию природной интуиции (особенно у женщин) и других паранормальных способностей. Серебро попадая в энергетику человека очищает ее и способствует его духовному развитию.

Оно разрушает и поглощает внешний негатив, именно поэтому изделия из него – это природные талисманы, которые прекрасно защищают от сглаза и различной энергетической «грязи».

С помощью серебра можно освещать и очищать пространства. Самый простой и действенный способ – это сутки настаивать на серебре воду, а затем окропить ей помещение. Таким же образом можно чистить и свою энергетику.

Плотные скопления негатива в энергетике можно разрушать с помощью помещения серебряного предмета в эту зону на длительное время. В идеале – это должен быть серебряный кулон-пентаграмма или серебряный ритуальный нож или жезл.
Серебро можно использовать и как своего рода тест.

Дело в том, что серебро темнеет от впитанного негатива.

Поэтому если на человеке слишком быстро темнеет серебро, это может значить, что в его организме проходят какие-то негативные процессы и если человек еще не болен явно, то болезнь находится в начальной стадии и самое время заняться диагностикой своего здоровья и выявлением проблем.

Это так же может говорить о том, что человек проклят или сам постоянно пребывает в дурном настроении и слишком много злится. Надо сказать, что окисление серебра – это естественный, вполне объяснимый с научной точки зрения процесс, здесь речь идет о ситуации, когда серебро темнеет слишком быстро.

Положение серебра на теле тоже важно. Для развития интуиции и магических способностей лучше всего носить кулон, притом на уровне ярёмной впадины или немного ниже (диапазон от анахаты до вишудхи). Лучше, если его символика будет соответствовать задаче, в идеале – это серебряный кулон-пентаграмма, но возможна и лунная символика.

Для этой цели так же можно носить серебряные серьги и серебряную тиару или обруч на голове, но это к сожалению не всегда возможно в современном мире.

Одно из оптимальных решений – это прикладывать серебряный кулон к области аджна-чакры (область выше переносицы и как правило, чуть ниже середины лба) когда Вы лежите, на пол часа и более.

Для защиты от сглаза и темных сил лучше разместить кулон в районе солнечного сплетения (манипура чакра).

Для общего укрепления здоровья следует носить ремень с серебряной пряжкой. Чем ниже будет посажен ремень, тем лучше и уж во всяком случае, он должен быть ниже пупка.Серебряные браслеты на руках и ногах будут выполнять роль своего рода фильтров, очищающих энергетические потоки и укрепляющие энергоканалы рук и ног.

Считается, что серебро, попадая в женскую энергетику, как металл иньский, резонирует с женским началом в ней и усиливает его. Как правило, это, прежде всего, проявляется в развитии интуиции и привлекательности.

Свойства и область применения серебра

Аргентум, или серебро — металл и химический элемент, которому присвоен атомный номер 47 в периодической таблице Менделеева. Химическая формула металла — Ag. Серебро было исследовано человечеством еще в четвертом тысячелетии до нашей эры.

Открытие этого металла обошлось без помощи ученых, поскольку он был найден человеком как самородное серебро. Причем самородки достигали весьма впечатлительных размеров. К примеру, в пятнадцатом столетии был добыт самородок массой свыше 20 тонн.

Однако добыча серебра требовала больше усилий по сравнению с теми, которые приходилось прикладывать для добычи золота. По этой причине на протяжении нескольких столетий серебро стоило дороже золота. Запасы серебряной руды на Земле на сегодня составляют свыше 550 тонн, причем государствами-лидерами в добыче серебра считаются:

1. Перу.
2. Австралия.
3. Чили.
4. Мексика.

Драгоценный металл содержится в коре Земли в концентрации 70 миллиграммов на тонну. В условиях природы аргентум встречается в большинстве случаев в рудных залежах в комбинации с другими элементами. В природе находится свыше пятидесяти видов серебряных руд, однако эффективными, с точки зрения экономики, считаются такие:

• самородное серебро;
• кюстелит;
• электрум;
• бромаргерит;
• прустит;
• агвиларит и другие.

Серебро может встречаться в природе совместно с золотом, и такое образование называется электрумом. Благородный металл в большом количестве сосредоточен в рудах, содержащих уран, висмут и никель.

Кристаллы серебра

Самородное серебро есть в сульфидных рудах, в которых оно образует мельчайшие кристаллы, распыленные среди других металлов, из которых состоят руды. На изломах кристаллы имеют неровную угловатую поверхность, что делает их похожими на крючки.

Это находка, которая встречается в природных условиях гораздо реже золота. Причем внешний вид таких самородков весьма необычный. Из-за своей пластичности серебро образует самородки, напоминающие решетки, трубочки, ветви и жгуты.

По этой причине такое серебро не используется в промышленных целях, а служит лишь экспонатом в музеях.

Физико-химические свойства

Серебро как металл характеризуется белым металлическим блеском. Среди всех существующих в природе металлов элемент аргентум обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью. Твердость серебра составляет 25 килограмм-сил на кубический миллиметр. Именно это качество и определяет прочность и износостойкость металла.

Плотность — это еще одна характеристика, определяющая физические свойства драгоценного металла. Плотность серебра составляет 10,5 грамма на кубический сантиметр.

Аргентум также отличается тугоплавкостью (температура плавления составляет 962 градуса). В то же время серебро невероятно пластичное, особенно в чистом виде.

Металл выдерживает сильные нагрузки, поэтому из него изготавливаются контактные элементы для вычислительной техники, космических ракет, подводных лодок и других агрегатов. Серебро идеально отражает свет, из-за чего этот металл используется в изготовлении высокоточных зеркал.

Аргентум не вступает в реакцию с такими элементами:

• кислородом;
• азотом;
• углеродом;
• водородом;
• кремнием.

Серебро вступает в реакцию с серой, при этом образуя сульфид серебра. В реакцию с галогенами аргентум вступает при нагревании. При контакте с концентрированной азотной кислотой превращается в нитрат серебра и диоксид азота. Серебро также реагирует на концентрированную серную кислоту. При высокой температуре аргентум может вступать в реакцию с соляной кислотой.

Применение серебра

Физико-химические свойства аргентума позволяют с успехом применять его в ювелирной промышленности, производстве технических приборов и в медицине.

При изготовлении ювелирных изделий и столовых приборов серебро никогда не используется в чистом виде, а все из-за пластичности этого металла. Добавление в сплав серебра более прочных металлов, к примеру, меди, позволяет придать ему устойчивость к деформации.

Для оценки содержания драгоценного металла в сплаве используется такая мера, как проба. Она подается в виде трехзначного числа, демонстрирующего содержание серебра в килограмме сплава.

К примеру, проба 925 означает, что масса серебра в килограмме сплава составляет 925 граммов, или 92,5 %.

Серебряное кольцо 925 пробы

В России официально признанными считаются такие пробы металла:

1. 720: низкопробное серебро, так как в одном килограмме содержится всего 720 граммов драгоценной части. Остальные 280 граммов приходятся на медь, придающую сплаву желтоватый оттенок. Применяется в изготовлении пружин, игл и других деталей, выдерживающих большие нагрузки. Серебро с пробой 720 очень прочное, поэтому оно характеризуется идеальной износостойкостью. В России изделия из серебра с пробой 720 не могут продаваться в ювелирных магазинах, так как они не подлежат клеймированию.
2. 800: это низкопробное серебро имеет желтый отлив, что не позволяет использовать сплав в изготовлении украшений. Такой металл считается подходящим сырьем для производства столовых приборов.
3. 830: аналогичен сплаву с пробой 800.
4. 875: сплав серебра с пробой 875 примечателен тем, что его в большинстве случаев выдают за модное ныне белое золото. На украшения из такого серебра также наносится позолота, из-за чего при визуальной оценке их не получается отличить от золотых. Все же в метрической системе проб золота пробы 875 нет.
5. 916: во времена СССР из серебра с пробой 916 изготавливали столовые приборы. Ныне такой металл не используется в ювелирной промышленности.
6. 925: серебряный стандарт, стерлинговое серебро. Ценится в ювелирной промышленности благодаря своим антикоррозионным свойствам. Привлекательность и пластичность делают серебро с пробой 925 идеальным сырьем для изготовления ювелирных изделий — колец, сережек, браслетов, цепочек и т. д. Из серебра 925 пробы также производят столовые приборы.
7. 960: свойства такого металла во многом напоминают чистое серебро, а все потому, что сплав на 96 % состоит из драгоценной части. Подходит для производства высококачественных изделий, украшенных рельефными композициями. Из-за своей пластичности украшения, произведенные из сплава с пробой 960, легко деформируются, поэтому требуют бережного отношения к себе. К примеру, эти изделия не подходят для ежедневного ношения.
8. 999: серебро без примесей используется как сырье для изготовления коллекционных монет и слитков. Из этого металла также производят детали для электротехники, составляющие ионизаторов и очистителей воздуха, высокоточных зеркал и т. д. Чистый аргентум входит в состав бактерицидных медпрепаратов.

Серебро, которое используется для изготовления украшений и столовых приборов, со временем темнеет, а все из-за того, что оно окисляется под влиянием воздуха. Но правильный уход за изделиями позволит долго поддерживать их в идеальном состоянии.

Рекомендуем другие статьи

Группа

Вот бывает же так: придумываешь что-то, планируешь, берешься за реализацию, а потом хоп – и все идет не по плану, но получается даже лучше, чем задумывалось. Именно так сложилось у композитора и аранжировщика Макса Фадеева с его продюсерским проектом — группой «Серебро».

Состав

Идея создать женскую поп-группу, отличающуюся от других аналогичных эстрадных проектов, пришла в голову Елены Темниковой – участнице второй «Фабрики звезд», куратором которой и был Фадеев. Как признался сам продюсер в интервью Юрию Дудю, изначально планировалось, что группа будет ориентирована на азиатский музыкальный рынок.

Первый состав группы «Серебро»: Елена Темникова, Ольга Серябкина, Марина Лизоркина

Первый состав сформировался к 2006 году.

Сначала Темникова пригласила в группу бэк-вокалистку Ольгу Серябкину, которая на тот момент работала с очередным воспитанником Фадеева. Следующую участницу сам Макс нашел через Интернет – ею стала московская художница Марина Лизоркина.

В таком составе девушки записывались и выступали до июня 2009 года – тогда на смену Марине пришла Анастасия Карпова – девушка родом из Балаково.

Анастасия Карпова

В 2010 году появились слухи об уходе из группы ее основательницы Елены Темниковой. Среди поклонников бытовал слух, что виной конфликт с продюсером, возникший из-за романа солистки с братом Фадеева. Но слух не подтвердился, и Елена осталась радовать своим вокалом (и не только) поклонников.

Дарья Шашина

Следующая рокировка произошла в сентябре 2013 года: из группы уходит Карпова, а новой солисткой «Серебра» становится уроженка Нижнего Новгорода Дарья Шашина.

Полина Фаворская

Годом позднее Темникова все-таки покинула группу – контракт близился к концу, а продлевать его девушка не хотела. Место Елены заняла Полина Фаворская – девушка, родившаяся в Подольске.

Катя Кищук

В марте 2016 года в официальном паблике группы «Серебро» во «ВКонтакте» появилась информация о том, что коллектив ищет замену Дарье Шашиной. 13 апреля того же года фамилия и имя новой участницы группы стало известно аудитории – Шашину заменила Катя Кищук. Последние изменения в составе произошли уже в ноябре 2017 года.

Музыка

Изначально коллектив «Серебро» планировался как англоязычная группа для Китая, Японии и некоторых других стран Азии. Однако все изменилось в тот момент, когда знакомый продюсер с «Первого канала» узнал о работе Фадеева и попросил его выдвинуть девочек на конкурс, посвященный выбору представителей России на «Евровидении-2007». Макс согласился с неохотой.

Малоизвестные певицы из «Серебра» обошли в конкурсе даже таких фаворитов, как «Банд`Эрос» и «Звери», и по итогам полетели в Хельсинки (Финляндия) представлять свою страну на международном музыкальном конкурсе. Со своей песней «Song#1» Серябкина, Темникова и Лизоркина заняли третье место, уступив первые два участникам из Сербии (Мария Шерифович) и Украины (Верка Сердючка).

Когда девушки вернулись домой с «почетной бронзой», то их трек «Song#1» уже звучал на радио. Также в ротации была и русскоязычная версия песни, которая в короткие сроки достигла вершины чартов, и не только русских: «Song#1» стала популярна в Швейцарии, Дании, Латвии и даже в Великобритании.

Начало и середина 2008 года связаны с двумя песнями и клипами – «Опиум» и «Why».

Ближе к концу года группа выпустила новый сингл – «Скажи, не молчи», который уже в декабре занимал первые места в чартах.

Также в 2008 году «Серебро» получили награду от MTV Russia Music Awards в категории «Лучшая группа». В честь такого события девушки прямо на церемонии презентовали свой новый трек «Sound sleep».

Дебютный же альбом девушек вышел только в конце апреля 2009 года. Он получил название «ОпиумRoz» и включал в себя 11 композиций. Авторитетное издание Billboard окрестило «ОпиумRoz» самым долгожданным релизом 2009 года.

Ближе к концу года в обновленном составе группа записала песню «Сладко», чуть позднее возглавившую хит-парад «100 самых ротируемых песен». В то же время группа «Серебро» была задействована на крупных музыкальных мероприятиях страны: «Песня года», «Золотой граммофон» и «Новая волна».

Группа «Серебро» в журнале Billboard

В ноябре 2010 года в честь выхода новой композиции «Давай держаться за руки» Темникова, Серябкина и Карпова снялись для обложки Billboard. Также несколько фото оказались внутри журнала.

2011 год ознаменовался хитом «Mama Lover», а также его русскоязычной версии «Мама Люба».

Помимо клипа на и исполнения на концертах, эта композиция прозвучала и в отечественной комедийной ленте Жоры Крыжовникова («Горько», «Кухня») «Самый лучший день».

В фильме, помимо Ольги Серябкиной, снялись Дмитрий Нагиев, Инна Чурикова, Михаил Боярский, Ян Цапник, Елена Яковлева, Владислав Ветров и еще целый ряд не менее известных артистов.

В честь Дня Святого Валентина 2013 года группа выпустила трек «Sexy ass». Он не стал таким хитом, как многие предыдущие песни группы, поэтому в скором времени была выпущена другая композиция – «Мало тебя».

Судьба этой песни сложилась более удачно – «Мало тебя» заняла почетное первое место в хит-парадах России, Украины и даже Польши.

В 2013 году певицы побывали в Китае, где презентовали песню «Mi Мi Мi». Композиция с незамысловатым текстом просто покорила слушателей, и не только в Китае. Согласно статистике, наибольшее количество закачек песни у граждан Японии, Италии, Португалии, Нидерланд, Австрии, Германии, а также Ирландии.

Хитом 2014 года стала песня «Я тебя не отдам». После ухода из группы Темниковой и появления Фаворской была записана еще одна интересная композиция – «Не надо больше». Следующий год подарил фанатам группы «Серебро» еще две песни – «Отпусти меня» и «Перепутала». На обе композиции были сняты клипы, попавшие в эфир музыкальных телеканалов.

27 мая 2016 года девушки выпустили свой третий альбом – «Сила трех». В отличие от двух предыдущих, на этом имелись треки, созданные при участии других музыкантов и исполнителей – DJ M.E.G. и Yellow Claw. Критики и поклонники отметили, что альбом фактически является выпуском предыдущих синглов под одной обложкой.

Ближе к концу года девушки порадовали своих фанатов двумя новыми треками и клипами – «Шоколад» и «Сломана» . Последняя композиция была навеяна вставшей проблемой так называемых «групп смерти» (сообществ в социальных сетях, склоняющих детей и подростков к самоубийству).

В начале 2017 года группой «Серебро» был выпущен клип «Пройдет», снятый на основе одноименной композиции. Чуть позднее девушки стали лицом сети парфюмерно-косметических магазинов Sephora (принадлежит Louis Vuitton), продукция которой появилась в следующих видеоработах коллектива.

Группа «Серебро» сейчас

2017 год был ознаменован для группы появлением на «Шоу Big Russian Boss» — популярной сатирической передаче, выходящей на видеохостинге . Также в этом году были выпущены такие хиты, как «Между нами любовь» и «В космосе».

Новый состав группы «Серебро»: Екатерина Кищук, Ольга Серябкина, Татьяна Моргунова

Среди последних новостей – очередная замена исполнительницы.

17 ноября окончился кастинг, по итогам которого новой солисткой стала юная (1998 года рождения) жительница Санкт-Петербурга Татьяна Моргунова.

Согласно указанной в группе информации, Моргунова заменит Полину Фаворскую, контракт с которой истекает в 2017 году.

Дискография

• 2009 год – «ОпиумRoz»
• 2012 год – «Mama Lover»
• 2016 год – «Сила троих»

Клипы

• 2007 год – «Песня №1»
• 2007 год – «Дыши»
• 2008 год – «Скажи, не молчи»
• 2008 год – «Опиум»
• 2009 год – «Сладко»
• 2010 год – «Не время»
• 2011 год – «Давай держаться за руку»
• 2011 год – «Мама Люба»
• 2012 год – «Мальчик»
• 2013 год – «Угар»
• 2013 год – «Мало тебя»
• 2013 год – «Mi Мi Мi»
• 2014 год – «Я тебя не отдам»
• 2015 год – «Перепутала»
• 2016 год – «Отпусти меня»
• 2016 год – «Шоколад»
• 2016 год – «Сломана»
• 2017 год – «Пройдет»
• 2017 год – «Между нами любовь»
• 2017 год – «В космосе»

Серебро — природа и свойства металла. Значение для ювелирной моды

Серебро, как и золото, встречается в природе в виде самородков и обладает хорошей ковкостью. Благодаря этим свойствам, оно с древних времен играет важнейшую роль в культурной, экономической и даже религиозной жизни общества.

Возраст первых изделий из серебра, найденных на территории Ближнего Востока — более 6 тысяч лет. Символом луны этот металл был для жителей Вавилона и Ассирии. Материалом для первых в мире монет послужил сплав двух самых популярных сегодня драгоценных металлов — серебра и золота. А в Средние века «argentum» (лат.) и его соединения будоражили умы алхимиков.

Сегодня этот металл открывает безграничные возможности для фантазии ювелиров, создающих неповторимые украшения.

Серебро в природе

Являясь перед восхищенным взором человека в самородном виде, серебро достигало поистине огромных размеров. Так, германское месторождение Шнеберг (Рудные горы) еще в 1477 году подарило миру серебряный самородок весом в 20 тонн.

Пожалуй, за всю историю разработки этого благородного металла перекрыть рекорд удалось лишь канадцам, которые уже в ХХ веке нашли в провинции Онтарио самородок, получивший название «серебряный тротуар».

Гигант, имевший 30 м длины и погруженный в землю на 18 м, при переплавке также дал 20 т — но уже чистого серебра.

К сожалению, большая, чем у золота, химическая активность, позволяет человеку сталкиваться с серебром чаще в виде разнообразных соединений.

Оно сосредоточено в составе более 50 известных минералов, содержащих селен, серу, теллур или галогены.

А 75% известных на сегодняшний день запасов серебра приходятся на долю комплексных серебросодержащих месторождений, где серебро — лишь попутный компонент в составе иных руд.

Серебро в чистом виде — металл серебристо-белой окраски, обладающий среди всех известных металлов самой высокой тепло- и (при комнатной температуре) электропроводностью. Этот металл относительно тугоплавок (плавится при 962 °C), но невероятно пластичен.

Тончайшую проволоку в 2 км длиной можно получить всего из 1 г серебра. Важным критерием серебра является его свойство не окисляться под воздействием кислорода, что и позволяет отнести его к разряду благородных металлов.

Однако воздействие йода и сероводорода во влажной среде приводят к потемнению серебряных изделий или образованию на их поверхности «радужной» пленки сульфида.

Серебро великолепно поддается обработке: полировке, резке, скручиванию, вытягиванию и раскатке в тончайшие пластинки. Эти свойства делают его незаменимым для изготовления ювелирных шедевров, но при этом и ограничивают срок годности мягких и нежных изделий из чистого металла. Поэтому в ювелирном деле для достижения прочности серебро используется в виде сплава с добавлением меди.

Наиболее надежным, безукоризненно-белым и прочным материалом для изготовления ювелирных изделий является серебро 925 пробы, называемое также стерлинговым.

Это чистое серебро с небольшим количеством меди издавна считается идеальным для изготовления посуды и большей части ювелирной продукции.

Несмотря на все попытки улучшить характеристики этого сплава при помощи цинка, кремния, германия и даже платины, серебро 925 пробы не сдает лидерских позиций.

Новый век — новый стиль

Неповторимую стильность серебру 925 пробы придают особые методы обработки изделий. Например, блистательную яркость, несвойственную чистому серебру, создает тонкое покрытие из драгоценного белого родия.

Родированное серебро не только привлекательно выглядит, но и обладает особой устойчивостью к коррозии и механическим повреждениям.

Платиновое сияние родия и его прочность оценили такие законодатели моды, как Gucci, Tiffany и Christian Dior, избрав его для покрытия своих изделий из серебра.

Еще один способ придания серебру оригинальной расцветки — не выходящий из моды старинный секрет чернения серебра.

Имея определенное внешнее сходство с оксидированным металлом, черненое серебро представляет собой результат совершенно особого искусства.

В процессе обработки изделия покрытие из сернистого окисла серебра, свинца и меди (чернь) сплавляется при высокой температуре с гравированной поверхностью серебра, создавая изысканные узоры.

И особым благородством и изысканностью обладают изделия из так называемого матового серебра, на поверхности которого появляются микрошероховатости благодаря применению особой эмульсии.

Говоря об обработке серебра нельзя не упомянуть о золочении. Золочение (позолота) — гальваническое покрытие серебра слоем золота толщиной от долей до десятков микрон.

Такое покрытие обладает большой химической стойкостью, то есть это хорошее средство защиты металла от коррозии. Гальваническое покрытие повышает твёрдость поверхности и улучшает эстетический вид, придавая украшениям благородный и дорогой вид.

Также золочение придаёт большую тепло- и электропроводность, что используется в часовом производстве и в тонкой электронике.

Серебро в ювелирной моде

Благодаря своей доступности, серебро сегодня является одним из самых популярных материалов для изготовления украшений. Оно же ценится ювелирами как и металл для изготовления предметов декора, которые создают в доме утонченную аристократическую атмосферу.

Серебряные украшения удивляют своих любителей многообразием декоративных решений и дизайнерских находок.

Элегантные и лаконичные классические модели на витринах ювелирных магазинов соседствуют с яркими, объемными украшениями, вдохновленными ведущими модными трендами. Универсальность серебра проявляется и в его «дружбе» с самыми разными вставками.

В его обрамлении одинаково хорошо смотрятся как бесцветные фианиты, так и цветные полудрагоценные камни. Серебро раскрывает всю полноту игры света на гранях вставок.

Будучи универсальным материалом, серебро подходит мужчинам и женщинам любого возраста и социального статуса. Оно сочетается с золотом, эмалью, любыми полудрагоценными и драгоценными камнями, жемчугом и эмалью, кораллами и слоновой костью.

Серебряные украшения подходят к любому случаю и среди многообразия серебряных ювелирных изделий можно подобрать подходящее для самых разных поводов.

Кроме того, согласно древним верованиям, серебро успокаивает и исцеляет, поэтому в безумный век скоростей не стоит отказывать себе в небольшой серебряной радости.

The post Серебро appeared first on Химия.

Каучуки – природные или синтетические продукты полимеризации некоторых диеновых углеводородов с сопряженными связями. Важнейшими физическими свойствами каучуков являются эластичность (способность восстанавливать форму) и непроницаемость для воды и газов.

Каучуки – это эластичные высокомолекулярные материалы (эластомеры), из которых методом вулканизации (нагреванием с серой) получают резину.

Особенно важное значение имеют получаемые из непредельных  углеводородов полимеры, в том числе искусственные каучуки. Все каучуки делятся на натуральные и синтетические, последние в свою очередь в зависимости от вещества, используемого для синтеза, делятся на бутадиеновый, изопреновый и хлорпреновый каучуки.

Натуральный каучук или гуттаперча

Натуральный каучук получают из латекса – млечного сока гевеи. Чтобы заставить его вытекать, на коре дерева делают V-образные надрезы. Со здорового дерева латекс можно собирать в течение 30 лет. Индейцы назвали его «кау чу», т.е. «слезы дерева».

Сбор ка­у­чу­ка с рас­те­ния гевея

История открытия и применения каучука

Натуральный (природный) каучук по химическому составу представляет собой высокомолекулярный непредельный углеводород состава (С5Н8)n, где n составляет 1000—3000 единиц. При нагревании без доступа воздуха каучук распадается с образованием диенового углеводорода – 2-метилбутадиена-1,3 или изопрена.

Каучук, в котором все элементарные звенья находятся или в цис- , или в транс-конфигурации, называется стереорегулярным.

фильм «Натуральный каучук»

Натуральный каучук – это стереорегулярный полимер, в котором молекулы изопрена соединены друг с другом по схеме 1,4- присоединения с цис-конфигурацией полимерной цепи:

цис-полиизопрен (каучук)

В природных условиях натуральный каучук образуется не путем полимеризации изопрена, а другим, более сложным способом.

Молекулярная масса натурального каучука колеблется в пределах от 7·104 до 2,5·106.

Транс-полимер изопрена также встречается в природе в виде гуттаперчи:

Цис-форма более эластична, т.к. легко скручивается в клубок.

Транс-форма  менее эластична, т.к. макромолекулы более вытянуты.

Эти недостатки можно преодолеть, если нагреть каучук вместе с серой. Этот процесс называется вулканизацией каучука.

Синтетические каучуки

Первый синтетический каучук, полученный по методу С.В. Лебедева при полимеризации дивинила под действием металлического натрия, представлял собой полимер нерегулярного строения со смешанным типом звеньев 1,2- и 1,4-присоединения:

В пятидесятые годы отечественные ученые осуществили каталитическую стереополимеризацию диеновых углеводородов и получили стереорегулярный каучук (структурные звенья и функциональные группы расположены в пространстве в определенном порядке), близкий по свойствам к натуральному каучуку.

В настоящее время в промышленности выпускают каучук, в котором содержание звеньев изопрена, соединенных в положении 1,4, достигает 99%, тогда как в натуральном каучуке они составляют 98%.

Кроме того, в промышленности получают синтетические каучуки на основе других мономеров – например, изобутилена, хлоропрена, и натуральный каучук утратил свое монопольное положение.

Учебный фильм «Каучук»

Учебный фильм «Каучук»

Вулканизация каучуков

Для улучшения качества натуральных и синтетических каучуков их превращают в резину.

Резина – это вулканизированный каучук с наполнителем (сажа). Суть процесса вулканизации состоит в том, что атомы серы присоединяются к линейным (нитевидным) молекулам каучука по месту двойных связей и как бы сшивают эти молекулы друг с другом дисульфидными мостиками, образуя трехмерный сетчатый полимер:

В результате вулканизации липкий и непрочный каучук превращается в упругую и эластичную резину. Резина прочнее каучука и более устойчива к изменению температуры.

Наполненные активной сажей каучуки в виде резин используют для изготовления автомобильных шин и других резиновых изделий.

Строение резины

В зависимости от количества сшивающего агента (серы) можно получать сетки с различной частотой сшивки.

Для вулканизации каучука берётся немного серы 2 – 3 % от общей массы. Если добавить к каучуку более 30 % серы, то она присоединится по линии разрыва почти всех π–связей и образуется  предельно сшитый натуральный каучук – эбонит, который не обладает эластичностью и представляет собой твердый материал.

Из каучуков изготавливаются специальные резины огромного разнообразия уплотнений для целей тепло- звуко- воздухо- гидроизоляции разъёмных элементов зданий, в санитарной и вентиляционной технике, в гидравлической, пневматической и вакуумной технике.

Каучуки применяют для электроизоляции, производства медицинских приборов и средств контрацепции.

В ракетной технике синтетические каучуки используются в качестве полимерной основы при изготовлении твёрдого ракетного топлива, в котором они играют роль горючего, а в качестве наполнителя используется порошок селитры (калийной или аммиачной) или перхлората аммония, который в топливе играет роль окислителя.

ЦОР

Изделия из резины

Натуральный каучук

Алкадиены

Применение каучука в медицине и промышленности. Применение натурального каучука: примеры

Каучук представляет собой органическое соединение, основными компонентами которого являются углерод и водород. Получают его из особых древесных растений, которые часто называют каучуконосными. Такие представители флоры произрастают в тропиках.

Их органы (плоды, листья, ветви, ствол, корни) содержат латекс. Эта млечная жидкость не является соком растений, ученые-ботаники до сих пор сомневаются в специфике ее значения для жизнедеятельности растительного организма.

Именно из латекса в процессе коагуляции получается сплошная упругая масса, которая и является натуральным природным каучуком.

История открытия натурального каучука

Вклад Христофора Колумба в развитие мировой цивилизации не ограничивается Великими географическими открытиями. Именно его корабль, пристав к острову Эспаньола в 1493 году, увез в Испанию первое изделие из каучука.

Это был эластичный прыгучий мяч, который местные жители делали из сока гевеи – растения, встречающегося на берегах Амазонки. Увидев, как индейцы увлеченно подбрасывали диковинную вещицу, которая достигая земли, еще и отскакивала, как живая, словно совершая прыжок, испанцы не на шутку удивились.

Попробовав подержать этот прыгучий шарик, они пришли к выводу, что он достаточно тяжелый, а еще обратили внимание на его липкость и характерный запах дыма.

Применение каучука у индейцев этим не ограничивалось. Местные племена не только играли в этот мяч, но использовали его в различных религиозных обрядах. А сок дерева, из которого он получался, считали священным и называли его «каучу», что в переводе означает «слезы дерева».

Среди диковинок, привезенных Колумбом в Испанию, был и этот необычный мячик. С этого времени и началась история применения каучука.

Первые попытки применения

Но европейцы не обратили должного внимания на диковинку индейцев. И вплоть до XVIII века не задумывались над тем, насколько широки и многообразны области применения каучука.

Лишь когда членами французской экспедиции, побывавшей в тропических лесах Южной Америки, он был вновь привезен в Европу, на него обратили внимание. Еще больший интерес появился, когда французский ученый Ш.

Кондамин, выступая на ассамблее Парижской академии наук, продемонстрировал образцы этого вещества, показал способы возможного применения и изделия из него.

Широкоеприменение натурального каучука в Европе началось примерно в 1770 году, когда в школах появилась новая принадлежность – гуммиластик, который использовали для того, чтобы стирать карандашные линии.

Далее начались активные поиски возможных областей использования каучука. Именно к тому времени относится изобретение подтяжек и резиновых нитей. А шотландский изобретатель Ч.

Макинтош догадался проложить тонкий пласт резины между двумя слоями ткани, получив таким образом непромокаемую ткань.

Начальные попытки наладить производство непромокаемой обуви не увенчались успехом. Галоши хоть и стали достаточно модными на короткий период времени, но практичностью не отличались. В холод они могли потрескаться, а в жару чуть ли не расплавлялись и источали неприятный запах.

Энтузиазма изобретателей хватило ненадолго. В один из тех годов на многих территориях Европы было очень жаркое лето. Под воздействием высоких температур изделия каучуковой промышленности превратились в ужасно пахнущую массу. Все предприятия этой отрасли тогда обанкротились.

Открытие Чарльза Гудьира

И никто бы больше не вспомнил о галошах и макинтошах, если бы не упорство американца Чарльза Гудьира. Он посвятил поиску способов создания из каучука хорошего материала много лет.

Гудьир проводил множество экспериментов, смешивая каучук практически со всем. Он добавлял в него и соль, и перец, и песок, и даже суп. Потратив все свои деньги и силы, изобретатель уже было потерял надежду. Но его усилия все же увенчались успехом. Добавив в вещество серу, он обнаружил, что и прочность, и эластичность, и температурная устойчивость улучшились.

Таким образом, ему удалось усовершенствовать каучук. Свойства и применениенового соединения вновь стали объектом изучения ученых и промышленников. Полученный Гудьиром материал мы сейчас называемым резиной, а процесс, в ходе которого он получен – вулканизацией каучука.

Резиновый бум

После сенсационного открытия на счастливого ученого посыпались многочисленные предложения о покупке патента на изобретенный материал. Применение каучука для производства резины приобрело огромные масштабы. Для этого почти все страны стали искать способы выращивания у себя на территории деревьев-каучуконосов.

В этом плане больше всего повезло Бразилии, ведь именно это государство было владельцем громадных запасов таких растений. Правительство Бразилии прилагало массу усилий, чтобы оставаться монополистом в этой сфере, категорически запрещая вывоз семян и молодых растений гевеи.

За это преступление была даже введена смертная казнь.

Но англичанин Викгем, имеющий шпионскую практику, сумел проникнуть на берега Амазонки, где тайком добыл и отправил в Британию 70 000 семян каучуконосного дерева. И хотя у местных селекционеров не сразу получилось на территории с другим климатом вырастить это тропическое растение, благодаря их усилиям спустя некоторое время на рынке появился более дешевый и доступный английский каучук.

А тем временем применение природного каучука стало настолько широким, что количество изделий из резины перевалило за 100 000.

Было налажено производство огромного количества новых товаров: транспортерных конвейерных лент и электроизоляции, «резинок» для белья, резиновой обуви, детских воздушных шаров и т. д.

Но основное применение природного каучука было связано с автомобильной отраслью, когда изобрели сначала экипажные, а потом и автомобильные шины.

Применение резины и каучука в нашей стране долго было основано на производстве их из иностранного сырья.

Но это был очень трудоемкий процесс, так как выделение каучука из корней одуванчика занимало очень много времени из-за низкой его концентрации (16-28%).

Получение синтетического каучука

Природные ресурсы натурального каучука не удовлетворяют высоких потребностей населения в товарах из этого материала. Сейчас гораздо более масштабным является производство синтетического каучука.

С. В. Лебедев в 1910 году впервые получил синтетический каучук. Материалом для производства был бутадиен, который выделялся из этилового спирта. Позже путем осуществления реакции полимеризации с применением металлического натрия получался бутадиеновый синтетический каучук.

Промышленное производство синтетического каучука

В 1925 году С. В. Лебедев поставил для себя задачу найти промышленный способ синтеза каучука. Через два года она была успешно решена. Лабораторным способом были синтезированы первые несколько килограмм каучука. Именно Лебедев занялся изучением свойств этого каучука и разработкой рецептов получения из него необходимых потребителю изделий.

И в последующие годы применение каучука было важнейшей задачей работы С. В. Лебедева. Именно по его методу на первом в мире заводе, производящем данный материал, была получена первая партия этого материала промышленного масштаба.

В период с 1932 по 1990 год Советский Союз был лидером по объемам производства в этой отрасли. Применение синтетического каучука позволило расширить ассортимент резинотехнических товаров, в частности: изделий из мягкой резины, подошв для обуви, различных труб и шлангов, герметиков и клеев, красок на латексной основе и прочих.

Синтетический каучук: свойства и применение

Сейчас ассортимент синтетических каучуков значительно вырос, если сравнивать с серединой XX века. Различные его виды могут сильно отличаться химическим составом и потребительскими свойствами.

Классификация синтетического каучука основана на различии мономеров, которые используют при его получении. Так, существуют изопреновый, бутадиеновый, хлоропреновый и другие виды.

Согласно другой классификации, каучуки делят на типы в зависимости от характерной группы атомов, которые входят в их состав. Например, известны типы полисульфидных, кремнийорганических каучуков и т. д.

Основной метод получения синтетических каучуков – полимеризация диенов и алкенов. Самыми распространенными мономерами при этом можно назвать бутадиен, изопрен, этилен, акрилонитрил и др.

Некоторые виды полисульфидных, полиуретановых каучуков получают в ходе реакции поликонденсации.

Каучуки общего и специального назначения

В соответствии с областями применения каучуки можно разделить на материалы общего и специального назначения.

Представители первой группы имеют комплекс свойств, которые дают возможность использовать их для производства различных товаров, эластичные свойства которых должны проявляться при обычных температурах.

А вот применение синтетического каучука специального назначения предполагает сохранение свойств и в экстремальных ситуациях, например, под воздействием мороза и огня, озона и кислорода и т. д.

Изопреновый каучук: применение

По составу изопреновый каучук весьма схож с натуральным. Следовательно, спектр свойств этих веществ во многом совпадает.

К его недостаткам можно отнести плохую устойчивость к высоким температурам, озону и воздействию прямых солнечных лучей.

Но в монолитных изделиях, которые не требуют соединения большого количества частей, изопреновые каучуки используются достаточно широко.

Каучуковые пластыри

Применение каучука в медицине также имеет место. Самое распространенное изделие медицинской промышленности, полученное с использование каучука, – это пластырь. Он является смесью каучука, лекарственных и сопутствующих веществ. Преимущества таких пластырей:

• длительное сохранение клейкости;
• сочетаемость со многими лекарственными средствами;
• безвредность;
• удобство в применении.

Процесс производства заключается в растворении 1 части каучука в 12 частях бензина. А затем в раствор вводят другие сопутствующие компоненты: терпентин (увеличивает липкость), ланолин (предохраняет от засыхания), окись цинка (ослабляет раздражение), лекарства (создают терапевтический эффект).

Имплантаты из каучука

Поистине жизненно важными изделиями из каучука можно назвать имплантаты человеческих органов. Применение каучука в их производстве началось сравнительно недавно и стало началом новой эры в развитии медицины.

Имплантатами трахеи выступают материалы из полиактилатов, полисилоксанов, полиамидов. Искусственное сердце и его части делают из полиуретанов и полиоксиланов.

Полиэтилен и полипропилен являются материалом для производства имплантатов частей пищевода, а поливинилхлорид является основным компонентом имплантатов других частей пищеварительной системы.

Искусственные кровеносные сосуды производятся из полиэтилентерефталата, политетрафторэтилена и полипропилена. Обрести людям с ограниченными возможностями новые кости и суставы помогают полиакрилаты, полиамиды, полиуретаны.

Применение резины в промышленных товарах

Значение каучука в народном хозяйстве громадно. Но применение натурального каучука в чистом виде – большая редкость. Чаще всего он используется в виде резины. Изделия из этого материала встречаются в повседневной жизни на каждом шагу. Это и изоляция проводов, и производство обуви и одежды, и автомобильные шины, и многое другое.

В обувной промышленности используются, как правило, резины следующих видов: пористая (подошва), кожеподобная (нижняя часть часть обуви), транспарентная (каблуки).

Применение природного каучука и его синтетических аналогов не случайно стало повсеместным. Именно они отвечают большинству потребностей человека, являясь одними из самых универсальных материалов.

Каучук — виды, получение и применение

В наше время почти любая область жизнедеятельности предполагает применение каучука. Это производство шин, кабеля, труб, строительный и отделочный материал, его используют в обувной, медицинской и других областях промышленности. Но что же такое «каучук», каковы виды каучука и как его получают?

Еще в конце 15 века индейцы Северной Америки из сока дерева гевеи научились получать каучук, который использовали при изготовлении обуви и других вещей. При надрезе коры гевеи происходило выделение капель молочно-белого сока – латекса. Этот сок индейцы назвали «слезы дерева», что звучит как кау-учу. Отсюда и название – каучук.

Открытие Америки Христофором Колумбом способствовало распространению чудесного материала в Европу, где путем проб и ошибок впервые получили резину.

С появлением автомобильной промышленности в 20 веке спрос на резину, а, значит, и на каучук стал расти. В то время стоимость изделий из каучука была очень высокой.

Это связано с тем, что в год с одного дерева гевеи можно получит всего 1—2 кг каучука, а на производство, например, шин требовалось в 50 больше.

Вскоре возникла нехватка, дефицит получаемого из сока гевеи каучука (натуральный каучук). Ученые занялись поиском решений этой проблемы. И, наконец, в 20-е годы 20 века русский учёный С.В. Лебедев получил первый синтетический каучук путем полимеризации 1,3-бутадиена (дивинила) на натриевом катализаторе.

Синтетический каучук стал настолько популярен, что к концу 20 века почти полностью вытеснил натуральный каучук.

В настоящее время получают различные виды каучука. Все синтетические каучуки принято классифицировать на:

• Каучуки общего назначения. Используются в массовом производстве таких изделий, как шины, транспортерные ленты, резиновая обувь и т.п., в которых реализуется такое свойство резины как эластичность:

1. Бутадиеновый (СКД; СКБ)
2. Изопреновый (СКИ)
3. Хлоропреновый (наирит)
4. Бутадиен-стирольный (CKC, CKMC)
5. Этиленпропиленовый (СКЭП, СКЭПТ)
6. Бутилкаучук (БК) и др.

• Каучуки специального назначения.Применяеются в производстве изделий, обладающих не только эластичностью, но и стойкостью к воздействию различных агрессивных сред, тепло- и морозостойкостью и другими уникальными свойствами. Синтетических:

1. Бутадиен-нитрильный (СКН)
2. Полисуль­фидный (тикол)
3. Кремнийорганический (CKT)
4. Уретановый (СКУ)
5. Фторосодержащий (СКФ)
6. Винилпиридиновый, метил­винилпиридиновый (МБП) и др.

Сравнительная характеристика и область применения каучуков представлены в таблице, а получение некоторых из них описано в разделе Свойства и получение алкадиенов:

Виды и область применения каучуков:

Вулканизация каучука

Важное практическое значение имеет вулканизированный продукт – резина. Вулканизация каучука представляет собой специально обработанную смесь каучука и серы при воздействии температуры.

Линейные молекулы каучука в местах двойных связей сшиваются атомами серы, образуя дисульфидные мостики.. Такой продукт имеет трехмерную структуру и обладает повышенной прочностью, эластичностью, изностойкостью и другими полезными свойствами.

При массовой доле серы 1-5 % — продукт эластичный, мягкий; 30% — жесткий, твердый (эбонит).

Состав резины

• Каучук натуральный или синтетический
• Вулканизирующий агент – сера, тиурам , селен, перекиси, ионизирующая радиация.
• Ускорители вулканизации — полисульфиды, оксиды свинца, магния
• Антиоксиданты (вещества замедляющие скорость старения резины) — альдоль, неозон Д, парафин, воск)
• Пластификаторы (вещества, улучшающие эластичность резины) — пара­фин, вазелин, стеариновую кислоту, битумы, дибутилфталат, рас­тительные масла. Их массовая доля составляет 8—30 % от массы каучука.
• Наполнители активные и неактивные. Активные наполнители — кремнекислота, оксид цинка; неактивные наполнители — мел, тальк, барит
• Регенерат (продукт переработки старых резиновых изделий и отходов резинового производства).
• Красители — минеральные или органические красящие вещества.

Назначение будущего изделия, условий его эксплуатации, технических требований к нему и т.д. определяет выбор каучука и состава резиновой смеси.

Производство изделий из резины включает этапы смешения каучука с ингредиентами в смесителях, изготовления полуфабрикатов и их раскроя, сборки заготовок изделия при помощи сборочного оборудования и вулканизацию изделий в прессах, котлах, автоклавах и др.

Натуральный каучук

Каучук, говоря сухим языком, это полимер, натурального происхождения, в основании которого лежит полиизопрен. После проведения операции вулканизации из него получают резину.

Природный каучук

Натуральный каучук применяют при изготовлении покрышек, амортизирующих устройств, санитарных и гигиенических предметов.

Промышленное применение

Самое массовое использование природного каучука на практике — это изготовление резины. В основе этого процесса лежит реакция вулканизации, разработанная еще в XIX веке.

Для получения резины, в сырье добавляют различные компоненты, способствующие образования длинномерных молекул, соединенных между собой поперечными связями. Такое строение и обеспечивает резине возможность сжатия и растяжения практически при любой температуре.

Промышленное применение натурального каучука

Продукт вулканизации – резина предназначается для применения различных отраслях. Е применяют для производства покрышек и камер для любой техники, работающей на колесном ходу.

Кроме того, каучук служит основой для производства различных уплотнений применяемых для работ по тепло-,гидро- и звукоизоляции. Без него не может обойтись и медицина, в частности при производстве перчаток, презервативов. Кроме того, множество изделий из него применяют в медицинских приборах и оборудовании.

Покрышки из натурального каучукаНатуральный каучук в роли уплотнителя

Каучук применяют и в такой отрасли как ракетная. Его используют как основу для производства твердого топлива для ракет. В частности он используется как топливо, а наполнителем выступает порошок селитры, а окислителем выступает перхлорат аммония.

Важнейшие виды натурального каучука

В 1969 году вступил в действие стандарт, регламентирующий качества природного продукта. В нем весь каучук разделен на 8 типов, состоящих из 35 сортов. К основным можно отнести:

• рифленый смокед-шит, иногда его называют копченый лист;
• светлый креп, он имеет светло-кремовый цвет и множество других.

Качество природного каучука оценивают по результатам осмотра и верификации его с эталонным образцом. Кроме этого, применяется классификация каучука в соответствии с техническими нормами и правилами. В них нормируются количества допустимых примесей.

Формы натурального каучука

Кроме природного каучука предприятия — изготовители проивзодят целую гамму продукции с разными технологическими параметрами и механическими характеристиками они могут быть произведены в различной форме, например, в порошкообразной форме. Компании-производители этого сырья постоянно ведут исследования в части улучшения качества природного каучука и роста отдачи каучуконосов.

Одна из разновидностей каучука – это гуттаперча, иногда ее называют балата. Ее добывают в Малайзии. Гуттаперча отличаеться меньшей эластичностью. Это вызвано тем, что она имеет другое строение макромолекул.

Кроме этого ее применяют дантисты, для приготовления пломб. Еще одно применение гуттаперчи – изготовление мячей для гольфа.

Сорта марки RSS

Это изделие состоит из каучука, который обработали коагуляцией и просушенных при помощи дыма. После просушки, листы разделяют на три основных сорта. Сорт RSS1- это самый чистый продукт, но самым распространенным принято считать RSS3.

Самым чистым сортом является RSS1, однако наиболее распространенным является RSS3. Сорта этой группы применяют тогда, когда необходимо максимально твердое сырье. Каучук этой марки идет на изготовление покрышек, облицовку стен и пр.

Вместе с тем, эта марка считается самой трудной для обработки.

Производители натурального каучука руководствуются в своей работе нормативами TSR- Technically Specified Rubber – Технические Специализированные Каучуки. Эти нормы вступили в силу более 40 лет назад.

Этот нормативный документ регламентирует требования по качеству природного каучука, а также метода контроля каждого из существующих сортов продукции. В этом же документе предусмотрена единая система упаковки.

Готовую продукцию укладывают в кипы в плотную полиэтилен. Вес такой кипы не должен превышать 35 кг. Готовые кипы, в количестве 36 штук, помещают на европоддон и обматывают пленкой.

Вес такого поддона составляет 1260 кг.

В TSR внесены сорта природного каучука:

• TSR CV сорт каучука со стабильной вязкостью;
• TSR L сорт обладающей светлой окраской;
• TSR 5, 10, 20 марки каучука синтезированного в результате коагуляции.

Все производители, которые производят и поставляют натуральный каучук, должны в обязательном порядке принять и следовать точным нормам для отдельных сортов продукции. В странах, где расположены самые крупные плантации, и мощности по производству каучука разработали и внедрили собственные нормы, на основании TSR, так в Индонезии работают нормы SIR, в Таиланде STR.

Сравнительные свойств каучуков и резин

Натуральный и синтетические каучуки нашли свое применение во многих отраслях промышленности, изделия из этих материалов мы каждый день видим на своей кухне или гараже. Проведем попытку сопоставления применяемости натурального и синтетического каучуков.

Основанием натурального каучука служит полиизопрен. Вулканизация позволяет изготавливать высококачественную резину, применяемую для изготовления покрышек, амортизационных устройств, предметов гигиены и санитарии.

Каучуки марки БСК (бутадиен-стирольные) тоже применяют для производства покрышек и камер для транспортных средств на колесном ходу. Кроме того из нее производят материалы, которые будут работать в условиях повышенной истираемости, например, ленты для конвейеров или подошвы для обуви. Еще один тип синтетических каучуков – изопреновый. Их применяют для изготовления спортивного инвентаря.

Кремнийорганические каучуки применяют для производства уплотнителей, иллюминаторов, трубопроводных систем для транспортировки воздуха с разной температурой.

Свойства этого синтетического материала позволяют его использовать для работы с маслами, топливом и пр.

Кроме этого, этот материал биоинертен, то есть не вступает в контакт с биологическими объектами и это позволяют его использовать для применения его для производства искусственных органов, например, эндопротезов.

Разработка и внедрение в серийное производство искусственных заменителей привело к расширению использования этих материалов в промышленности, строительстве и быту. Особенно это важно, потому что, многие параметры синтетических заменителей превосходят характеристики натуральных, например, стойкость к износу или воздействию УФ излучения.

Сравнительные свойства каучуковРасшифровка сравнительных свойств каучуков

Но это не означает, что работы по производству и исследованию натуральных каучуков прекращены.

Дело в том, что у натурального сырья есть определенные свойства, которые недоступны для синтетических аналогов.

Мировой кризис 2008 года, природные катаклизмы в азиатском и южноамериканских регионах привели к снижению производства натурального каучука на 4%, но с течением времени его производство восстановилось и постоянно, но с разным ускорением, стремится в верх. Среди мировых лидеров по потреблению этого продукта можно назвать КНР – свыше 4 000 тыс. тонн в год, Индию – свыше 1 000, но более 70% из этого объема приходится на долю натурального продукта.

Состав и строение натурального каучука

Природный каучук – это высокомолекулярный углеводород. Его молекулы содержат, так называемые двойные связи, обеспечивающие этому материалу химические свойства каучука

Состав природного каучука может быть описан формулой (C5H8)n, где n может равняться числу от 1000 до 3000. Эта формула говорит о том, что натуральный продукт  – это изопрен.

Состав и строение натурального каучука

Молекула этого материала имеет большую длину, но даже с использованием современных электронных оптических устройств полностью ее рассмотреть не удается. Диаметр каучуковой молекулы равен диаметру одной молекулы.

Если ее растянуть до определенного предела, то молекула примет зигзагообразную формулу. Это обеспечивают атомы углерода, которые являются основой этой молекулы.

Именно способность этого материала возвращаться в исходное положение обеспечивает такие качества, как прочность и эластичность.

Растяжение каучука приводит к тому, что его молекулы раздвигаются в направлении, приложенного усилия. Если от него избавиться, то молекулы вернуться в первоначальное состояние.

Другими словами, молекулы природного сырья представляют собой пружину и ее можно растянуть до некоего предела. Основной компонент каучука – углеводород, состоящий из атомов углерода и водорода.

, пожалуйста, выделите фрагмент текста и нажмите Ctrl+Enter.

Слово каучук

Слово каучук английскими буквами(транслитом) — kauchuk

Слово каучук состоит из 6 букв: а к к у у ч

Значения слова каучук. Что такое каучук?

Каучуки

КАУЧУК натуральный (НК) – природный полимер 1,4-цис-полиизопрен, получаемый из натурального латекса коагуляцией (осаждением) кислотами. Синтетические каучуки (СК) – большая группа полимерных материалов разнообразного строения и назначения.

Энциклопедия Кругосвет

Каучу́ки — натуральные или синтетические эластомеры, характеризующиеся эластичностью, водонепроницаемостью и электроизоляционными свойствами, из которых путём вулканизации получают резины и эбониты.

ru.wikipedia.org

КАУЧУК, эластичное твердое вещество, которое получают из ЛАТЕКСА — млечного сока, выделяемого гевеей, иначе известной как каучуковое дерево (Hevea brasiliensis, семейство Euphorbiaceae).

Научно-технический энциклопедический словарь

«Каучук и резина»

«Каучук и резина», научно-технический журнал, орган министерства нефтеперерабатывающей и нефтехимической промышленности СССР и Всесоюзного химического общества им.

БСЭ. — 1969—1978

Каучук натуральный

Каучук натуральный, полимер растительного происхождения, вулканизацией которого получают резину. К. н. относится к группе эластомеров — высокомолекулярных соединений…

БСЭ. — 1969—1978

КАУЧУК НАТУРАЛЬНЫЙ (НК), 1,4-цис-полиизопрен [—СН2С(СН3)=СНСН2—]n, получаемый в осн. коагуляцией к-тами (уксусной, муравьиной и др.) латекса натурального.

Химическая энциклопедия

КАУЧУК НАТУРАЛЬНЫЙ (НК), 1,4-цис-полиизопрен [ЧСН 2 С(СН 3)=СНСН 2 Ч] n, получаемый в осн. коагуляцией к-тами (уксусной, муравьиной и др.) латекса натурального.

Химическая энциклопедия. — 1988

ЖИДКИЕ КАУЧУКИ

ЖИДКИЕ КАУЧУКИ, синтетич. олигомеры, при отверждении (вулканизации) к-рых образуются резиноподобные материалы. Наиб. распространены диеновые, кремнийорг., уретановые и полисульфидные жидкие каучуки…

Химическая энциклопедия

ЖИДКИЕ КАУЧУКИ , синтетич. олигомеры, при отверждении (вулканизации) к-рых образуются резиноподобные материалы. Наиб. распространены диеновые, кремнийорг., уретановые и полисульфидные Ж. к.

Химическая энциклопедия. — 1988

ЖИДКИЕ КАУЧУКИ — жидкие синтетические полимеры (олигомеры), которые в результате вулканизации (отверждения) превращаются в резиноподобные материалы. Выпускаются бутадиеновые, кремнийорганические, полисульфидные и др. жидкие каучуки.

Большой энциклопедический словарь

Каучуки синтетические

Каучуки синтетические, синтетические полимеры, которые, подобно каучуку натуральному, могут быть переработаны в резину (см. также Высокоэластическое состояние, Эластомеры).

БСЭ. — 1969—1978

КАУЧУКИ СИНТЕТИЧЕСКИЕ (СК), синтетич. полимеры, способные перерабатываться в резину путем вулканизации. Составляют осн. массу эластомеров. Классификация. Обычно приняты классификация и наименование каучуков синтетических по мономерам…

Химическая энциклопедия

КАУЧУКИ СИНТЕТИЧЕСКИЕ (СК), синтетич. полимеры, способные перерабатываться в резину путем вулканизации. Составляют осн. массу эластомеров. Классификация. Обычно приняты классификация и наименование К. с. по мономерам…

Химическая энциклопедия. — 1988

Акрилатные каучуки

Акрилатные каучуки, синтетические каучуки, получаемые сополимеризацией эфиров акриловой кислоты с различными непредельными соединениями. Наибольший интерес представляют сополимеры бутилакрилата с акрилонитрилом:.

БСЭ. — 1969—1978

АКРИЛАТНЫЕ КАУЧУКИ — акриловые каучук и, — сополимеры эфиров акриловой к-ты (акрилатов) с разл. непредельными соединениями. Наиболее распространён сополимер бутилакрилата с акрилонитрилом…

Большой энциклопедический политехнический словарь

Бутадиеновые каучуки

БУТАДИЕНОВЫЕ КАУЧУКИ (дивиниловые каучуки, полибутадиены, СКД, СКДЛ, америпол, буден, буна СВ, диен, интен, карифлекс BR, коперфлекс, нипол BR, солпрен, эуропрен-цис и др.), полимеры 1,3-бутадиена. наиб.

Химическая энциклопедия

Бутадиеновые каучуки, дивиниловые каучуки, группа синтетических каучуков — продуктов полимеризации бутадиена. При полимеризации молекулы бутадиена (1) могут соединяться с участием любой из двух или обеих двойных связей…

БСЭ. — 1969—1978

БУТАДИЕНОВЫЕ КАУЧУКИ (дивиниловые каучуки, полибутадиены, СКД, СКДЛ, америпол, буден, буна СВ, диен, интен, карифлекс BR, коперфлекс, нипол BR, солпрен, эуропрен-цис и др.), полимеры 1,3-бутадиена. наиб. значение имеют стереорегулярные Б. к.

Химическая энциклопедия. — 1988

Хлоропреновый каучук

ХЛОРОПРЕНОВЫЕ КАУЧУКИ (полихлоропрены, наириты, неопрены, байпрены, бутахлоры, скайпрены), продукты гомо- и сополимеризации хлоропрена. Выпускают гл. обр. высокомол. гомополимеры хлоропрена и его сополимеры с 3-10% дихлорбутадиена.

Химическая энциклопедия

Хлоропреновый каучук / CR — разновидность синтетического каучука, полимер хлоропрена. Промышленный метод синтеза CR — полимеризация в водной эмульсии: n(H2C=CCl-CH=CH2) —> (-H2C-CCl=CH-CH2-)n Хлоропреновый каучук – эластичная светло-желтая масса.

ru.wikipedia.org Хлоропреновые каучуки, синтетические каучуки, полимеры хлоропрена общей формулы [—CH₂—CCl=CH—CH₂—] n; продукты светло-жёлтого цвета. Плотность Х. к. 1,20—1,24 г/см³, молекулярная масса (100—200)×10³, температура стеклования —40° С…
БСЭ. — 1969—1978

Бутадиен-нитрильные каучуки

БУТАДИЕН-НИТРИЛЬНЫЕ КАУЧУКИ (бутадиен-акрилонитрильные каучуки, дивинил-нитрильные каучуки, нитрильные каучуки, БНК, СКН, бреон, бутакрил, бутапрен, крайнак, NBR, нипол N, пербунан N, тербан, хайкар, хемигум, тербан)…

Химическая энциклопедия

Бутадиен-нитрильные каучуки, дивинил — нитрильные каучуки, синтетические каучуки, продукты сополимеризации бутадиена (I) и акрилонитрила (II) общей формулы:.

БСЭ. — 1969—1978

БУТАДИЕН-НИТРИЛЬНЫЕ КАУЧУКИ (дивинил-нитрильные каучуки — нитрильные каучуки, СКН, БНК), БУТАДИЕНОВЫЕ КАУЧУКИ (дивиниловые каучуки) — продукты полимеризации бутадиена.

Большой энциклопедический словарь

Бутадиен-стирольные каучуки

БУТАДИЕН-СТИРОЛЬНЫЕ КАУЧУКИ (дивинил-стирольные каучуки, стирольные каучуки, БСК, СКС, СКМС, ДССК, америпол, интол, карифлекс, крилен, нипол, плайофлекс, SBR, синпол, солпрен, стереон, тьюфден, филпрен, юниден)…

Химическая энциклопедия

Шаблон:Квалифицировать Бутадиен-стирольные каучуки — группа продуктов сополимеризации бутадиена −1,3 и стирола или метилированиеа наиболее распространенный тип каучуков общего назначения…

ru.wikipedia.org

Бутадиен-стирольные каучуки, дивинил-стирольные каучуки, синтетические каучуки, продукты сополимеризации бутадиена (I) и стирола (II) (или a-метилстирола) общей формулы:.

БСЭ. — 1969—1978

Русский язык

Каучу́к/.

Морфемно-орфографический словарь. — 2002

Примеры употребления слова каучук

Также Индонезия экспортирует каучук, олово и уголь.

Об этом сообщили представители правительства страны, отметившие, что ограничения оказали крайне незначительный эффект на цены на каучук.

Однако хлоропреновый каучук.

Каучук

Каучу́ки — натуральные или синтетические эластомеры, характеризующиеся эластичностью, водонепроницаемостью и электроизоляционными свойствами, из которых путём вулканизации получают резины и эбониты.

Природный каучук

Высокомолекулярный углеводород (C5H8)n, цис- полимер изопрена; содержится в млечном соке (латексе) гевеи, кок-сагыза (разновидности одуванчика) и других растений. Растворим в углеводородах и их производных (бензине, бензоле, хлороформе, сероуглероде и т. д.).

В воде, спирте, ацетоне натуральный каучук практически не набухает и не растворяется. Уже при комнатной температуре натуральный каучук присоединяет кислород, происходит окислительная деструкция (старение каучука), при этом уменьшается его прочность и эластичность.

При температуре выше 200 °C натуральный каучук разлагается с образованием низкомолекулярных углеводородов.

Натуральный каучук перерабатывают в резину. В сыром виде применяют не более 1 % добываемого натурального каучука (резиновый клей). Более 60 % натурального каучука используют для изготовления автомобильных шин. В промышленных масштабах натуральный каучук производится в Индонезии, Малайзии, Вьетнаме.

Синтетические каучуки

Первым синтетическим каучуком, имевшим промышленное значение, был полибутадиеновый (дивиниловый) каучук, производившийся синтезом по методу С. В.

Лебедева (анионная полимеризация жидкого бутадиена в присутствии натрия), однако из-за невысоких механических качеств нашёл ограниченное применение.

В Германии бутадиен-натриевый каучук нашёл довольно широкое применение под названием «Буна».

Изопреновые каучуки — синтетические каучуки, получаемые полимеризацией изопрена в присутствии катализаторов — металлического лития, перекисных соединений. В отличие от других синтетических каучуков изопреновые каучуки, подобно натуральному каучуку, обладают высокой клейкостью и незначительно уступают ему в эластичности.

В настоящее время большая часть производимых каучуков является бутадиен-стирольными или бутадиен-стирол-акрилонитрильными сополимерами.

Каучуки с гетероатомами в качестве заместителей или имеющими их в своём составе часто характеризуются высокой стойкостью к действию растворителей, топлив и масел, устойчивостью к действию солнечного света, но обладают худшими механическими свойствами. Наиболее массовым в производстве и применении каучуками с гетерозаместителями являются хлоропреновые каучуки (неопрен) — полимеры 2-хлорбутадиена.

В ограниченном масштабе производятся и используются тиоколы — полисульфидные каучуки, получаемые поликонденсацией дигалогеналканов (1,2-дихлорэтана, 1,2-дихлорпропана) и полисульфидов щелочных металлов.

Первой страной, наладившей масштабное производство синтетического каучука, стал СССР. В 1931 году был построен опытный завод в Ленинграде.

В 1932 году в СССР строились три крупных завода по производству синтетического каучука: СК-1 в Ярославле, СК-2 в Воронеже (запущен осенью 1932 года) и СК-3 в Ефремове (запущен в 1933 году). В 1932 году начал производить синтетический каучук завод «Красный Треугольник».

В 1961 на Куйбышевском заводе СК (ныне Тольяттикаучук) впервые в промышленном масштабе получили дивинил-альфа-метилстирольный каучук. Здесь его стали делать по новой технологии – не из пищевого сырья, а из нефтехимических продуктов. В 1964 году на заводе впервые в мире в промышленном масштабе получили изопреновый каучук, аналогичный натуральному каучуку. В 1982 году в Тольятти стали выпускать новую для страны марку — бутилкаучук.

Основные типы синтетических каучуков:

• Изопреновый
• Бутадиеновый каучук
• Бутадиен-метилстирольный каучук
• Бутилкаучук (изобутилен-изопреновый сополимер)
• Этилен-пропиленовый (этилен-пропиленовый сополимер)
• Бутадиен-нитрильный (бутадиен-акрилонитрильный сополимер)
• Хлоропреновый (поли-2-хлорбутадиен)
• Силоксановый каучук
• Фторкаучуки
• Тиоколы

The post Что такое каучук appeared first on Химия.

Водород – особый элемент, занимающий сразу две ячейки в периодической системе Менделеева.

Он располагается в двух группах элементов, обладающих противоположными свойствами, и эта особенность делает его уникальным.

Водород является простым веществом и составной частью многих сложных соединений, это органогенный и биогенный элемент. Стоит подробно ознакомиться с основными его особенностями и свойствами.

Водород в периодической системе Менделеева

Главные особенности водорода, указанные в периодической системе:

• порядковый номер элемента – 1 (протонов и электронов столько же);
• атомная масса составляет 1,00795;
• водород имеет три изотопа, каждый из которых обладает особыми свойствами;
• благодаря содержанию только одного электрона, водород способен проявлять восстановительные и окислительные свойства, а после отдачи электрона водород имеет свободную орбиталь, принимающую участие в составлении химических связей по донорно-акцепторному механизму;
• водород – легкий элемент с небольшой плотностью;
• водород является сильным восстановителем, он открывает группу щелочных металлов в первой группе главной подгруппе;
• когда водород вступает в реакцию с металлами и другими сильными восстановителями, он принимает их электрон и становится окислителем. Такие соединения называются гидридами. По указанному признаку водород условно относится к группе галогенов (в таблице он приводится над фтором в скобках), с которыми он имеет сходство.

Водород как простое вещество

Водород — это газ, молекула которого состоит из двух атомов. Это вещество было открыто в 1766 году британским ученым Генри Кавендишем. Он доказал, что водород является газом, который взрывается при взаимодействии с кислородом. После изучения водорода химики установили, что это вещество является самым легким из всех известных человеку.

Другой ученый, Лавуазье, присвоил элементу имя «гидрогениум», что в переводе с латыни означает «рождающий воду». В 1781 году Генри Кавендиш доказал, что вода является сочетанием кислорода и водорода. Другими словами, вода — это продукт реакции водорода с кислородом. Горючие свойства водорода были известны еще древним ученым: соответствующие записи оставил Парацельс, живший в XVI столетии.

Молекулярный водород — это образующееся естественным путем распространенное в природе газообразное соединение, которое состоит из двух атомов и взрывается при поднесении горящей лучинки. Молекула водорода может распадаться на атомы, превращающиеся в ядра гелия, так как они способны участвовать в ядерных реакциях. Такие процессы регулярно протекают в космосе и на Солнце.

Водород имеет такие физические параметры:

• кипит при температуре -252,76 °C;
• плавится при температуре -259,14 °C;*в указанных температурный пределах водород — это не имеющая запаха бесцветная жидкость;
• в воде водород слабо растворяется;
• водород теоретически может перейти в металлическое состояние при обеспечении особых условий (низких температур и высокого давления);
• чистый водород — взрывоопасное и горючее вещество;
• водород способен диффундировать сквозь толщу металлов, поэтому хорошо в них растворяется;
• водород легче воздуха в 14,5 раз;
• при высоком давлении можно получить снегообразные кристаллы твердого водорода.

Химические свойства водорода

Так как водород может быть и окислителем, и восстановителем, его используют в промышленности для осуществления реакций и синтезов.

Окислительные свойства:

• взаимодействует с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами, в результате чего образуются гидриды — солеподобные образования;
• при реакции водорода (под воздействием сильной освещенности или при нагревании) с малоактивными металлами также образуются гидриды.

Восстановительные свойства:

• при обычных условиях водород вступает в реакцию только с активными металлами и фтором, который является сильным окислителем, в результате чего образуется плавиковая кислота HF или фтороводород;
• при соблюдении жестких условий взаимодействует с большинством неметаллов;
• обладает способностью восстанавливать металлы до простых веществ из их оксидов (этот промышленный способ получения металлов называют водородотермией).

В органических синтезах используются реакции насыщения водородом (гидрирования) и реакции отщепления водорода от молекулы (дегидрирования). Эти способы позволяют получать углеводороды и другие органические соединения.

Как получить водород

Промышленные способы получения водорода:

• газификация угля;
• паровая конверсия метана;
• электролиз.

Лабораторные способы:

• взаимодействие разбавленных кислот с активными металлами и металлами средней активности;
• гидролиз гидридов металлов;
• реакция с водой щелочных и щелочноземельных металлов.

Соединения водорода:

• галогенводороды;
• летучие водородные соединения неметаллов;
• гидриды;
• гидроксиды;
• гидроксид водорода (вода);
• пероксид водорода;
• органические соединения (белки, жиры, углеводороды, витамины, липиды, эфирные масла, гормоны).

Чтобы собрать образующийся водород, нужно держать пробирку перевернутой вверх дном. Водород нельзя собрать, как углекислый газ, ведь он намного легче воздуха. Водород быстро улетучивается, а при смешении с воздухом (или при большом скоплении) взрывается. Поэтому необходимо переворачивать пробирку. Сразу после заполнения пробирка закрывается резиновой пробкой.

Чтобы проверить чистоту водорода, нужно поднести зажженную спичку к горлышку пробирки. Если произойдет глухой и тихий хлопок — газ чистый, а примеси воздуха минимальные. Если хлопок громкий и свистящий — газ в пробирке грязный, в нем присутствует большая доля посторонних компонентов.

Водород. Физические и химические свойства, получение

Водород H — самый распространённый элемент во Вселенной (около 75 % по массе), на Земле — девятый по распространенности. Наиболее важным природным соединением водорода является вода.Водород занимает первое место в периодической системе (Z = 1).

Он имеет простейшее строение атома: ядро атома – 1 протон, окружено электронным облаком, состоящим из 1 электрона.В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других — неметаллические (принимает электрон).

В природе встречаются изотопы водорода:  1Н — протий (ядро состоит из одного протона), 2Н — дейтерий (D — ядро состоит из одного протона и одного нейтрона), 3Н — тритий (Т — ядро состоит из одного протона и двух нейтронов).

Простое вещество водород

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных  между собой ковалентной неполярной связью.
Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы.

Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С).
Водород легче воздуха, D (по воздуху) = 0,069;  незначительно растворяется в воде (в 100 объемах H2O растворяется 2 объема  H2).

Поэтому водород при его получении в лаборатории можно собирать методами вытеснения воздуха или воды.

Получение водорода

В лаборатории

1. Действие разбавленных кислот на металлы:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2↑

2. Взаимодействие щелочных и щ-з металлов с водой:
Ca +2H2O → Ca(OH)2 +H2↑

3. Гидролиз гидридов: гидриды металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:
NaH +H2O → NaOH +H2↑
СаH2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2↑

4. Действие щелочей на цинк или алюминий или кремний:
2Al +2NaOH +6H2O → 2Na[Al(OH)4] +3H2↑
Zn +2KOH +2H2O → K2[Zn(OH)4] +H2↑
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

5. Электролиз воды. Для увеличения электрической проводимости воды к ней добавляют электролит, например NаОН, Н2SO4 или Na2SO4. На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде — 1 объем кислорода.
2H2O → 2H2+О2

Промышленное получение водорода

1. Конверсия метана с водяным паром, Ni 800 °С (самый дешевый):
CH4 + H2O → CO + 3 H2
CO + H2O → CO2 + H2

В сумме:
CH4 + 2 H2O → 4 H2 + CO2

2. Пары воды через раскаленный кокс при 1000оС:
С + H2O → CO + H2
CO +H2O → CO2 + H2

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой, этим способом получают 50 % промышленного водорода.

3. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или нике­левого катализатора:
СH4 → С + 2Н2↑

4. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побочный продукт:
2Н2О + 2NaCl→ Cl2↑ + H2↑ + 2NaOH

Химические свойства водорода

• В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1.
• Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен­ной пары электронов Н:Н или Н2
• Благодаря этому обобщению электронов молекула Н2 более энергети­чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
• Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре.
• Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине­ния типа RН4, RН3, RН2, RН.

1) С галогенами  образует галогеноводороды:
Н2 + Cl2 → 2НСl.
При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании.

2) С кислородом:
2Н2 + О2 → 2Н2О
с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 называется гремучим газом.

3) При нагревании энергично реагирует с серой (значительно труднее с селеном и теллуром):
Н2 + S → H2S (сероводород),

4) С азотом  с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях:
ЗН2 + N2 → 2NН3

5) С углеродом при высоких температурах:
2Н2 + С → СН4 (метан)

6) С  щелочными и щелочноземельными металлами  образует гидриды (водород – окислитель):
Н2 + 2Li → 2LiH
в гидридах металлов ион водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na+H— построен подобно хлориду Na+Cl—

Со сложными веществами:

7) С оксидами металлов (используется для восстановления металлов):
CuO + H2 → Cu + H2O
Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4Н2О

8) с оксидом углерода (II):
CO + 2H2 → CH3OH
Синтез — газ (смесь водорода и угарного газа) имеет важное практическое значение, тк в зависимости от температуры, давления и катализатора образуются различные органические соединения, например НСНО, СН3ОН и другие.

9)Ненасыщенные углеводороды реагируют с водородом, переходя в насыщенные:
СnН2n + Н2 → СnН2n+2.

Физические свойства водорода. Свойства и применение водорода

Гидроген Н – химический элемент, один из самых распространённых в нашей Вселенной. Масса водорода как элемента в составе веществ составляет 75 % от общего содержания атомов другого типа.

Он входит в наиважнейшее и жизненно необходимое соединение на планете — воду. Отличительной особенностью водорода также является то, что он первый элемент в периодический системе химических элементов Д. И.

Менделеева.

Открытие и исследование

Первые упоминания о водороде в трудах Парацельса датируются шестнадцатым веком. Но его выделение из газовой смеси воздуха и исследование горючих свойств были произведены уже в семнадцатом веке учёным Лемери.

Досконально изучил гидроген английский химик, физик и естествоиспытатель Генри Кавендиш, который опытным путём доказал, что масса водорода наименьшая в сравнении с другими газами.

В последующих этапах развития науки многие учёные работали с ним, в частности Лавуазье, назвавший его «рождающим воду».

Характеристика по положению в ПСХЭ

Элемент, открывающий периодическую таблицу Д. И. Менделеева, – это водород.

Физические и химические свойства атома проявляют некую двойственность, так как гидроген одновременно относят к первой группе, главной подгруппе, если он ведёт себя как металл и отдаёт единственный электрон в процессе химической реакции, и к седьмой — в случае полного заполнения валентной оболочки, то есть приёме отрицательной частицы, что характеризует его как подобный галогенам.

Свойства атома водорода, сложных веществ, в состав которых он входит, и самого простого вещества Н2 в первую очередь определяются электронной конфигурацией гидрогена.

Частица имеет один электрон с Z= (-1), который вращается по своей орбите вокруг ядра, содержащего один протон с единичной массой и положительным зарядом (+1).

Его электронная конфигурация записывается как 1s1, что означает наличие одной отрицательной частицы на самой первой и единственной для гидрогена s-орбитали.

При отрыве или отдаче электрона, а атом этого элемента имеет такое свойство, что роднит его с металлами, получается катион. По сути ион водорода – это положительная элементарная частица. Поэтому лишенный электрона гидроген называют попросту протоном.

Физические свойства

Если описывать физические свойства водорода кратко, то это бесцветный, малорастворимый газ с относительной атомной массой равной 2, в 14,5 раза легче, чем воздух, с температурой сжижения, составляющей -252,8 градуса Цельсия.

На опыте можно легко убедиться в том, что Н2 самый легкий. Для этого достаточно наполнить три шара различными веществами – водородом, углекислым газом, обычным воздухом — и одновременно выпустить их из руки. Быстрее всех достигнет земли тот, который наполнен СО2, после него опустится надутый воздушной смесью, а содержащий Н2 вовсе поднимется к потолку.

Маленькая масса и размер частиц водорода обосновывают его способность проникать через различные вещества. На примере того же шара в этом легко убедиться, через пару дней он сам сдуется, так как газ просто пройдёт через резину. Также водород может накапливаться в структуре некоторых металлов (палладий или платина), а при повышении температуры испаряться из неё.

Свойство малорастворимости водорода используют в лабораторной практике для его выделения способом вытеснения воды. Физические свойства водорода (таблица, изображенная ниже, содержит основные параметры) определяют сферы его применения и методы получения.

Изотопный состав

Как и многие другие представители периодической системы химических элементов, гидроген имеет несколько природных изотопов, то есть атомов с одинаковым числом протонов в ядре, но различным числом нейтронов – частиц с нулевым зарядом и единичной массой. Примеры атомов, обладающих подобным свойством — кислород, углерод, хлор, бром и прочие, в том числе радиоактивные.

Физические свойства водорода 1Н, самого распространённого из представителей данной группы, значительно отличаются от таких же характеристик его собратьев. В частности, разнятся особенности веществ, в состав которых они входят.

Так, существует обычная и дейтерированная вода, содержащая в своём составе вместо атома водорода с одним-единственным протоном дейтерий 2Н – его изотоп с двумя элементарными частицами: положительной и незаряженной. Этот изотоп в два раза тяжелее обычного гидрогена, что и объясняет кардинальное различие в свойствах соединений, которые они составляют.

В природе дейтерий встречается в 3200 раз реже, чем водород. Третий представитель – тритий 3Н, в ядре он имеет два нейтрона и один протон.

Способы получения и выделения

Лабораторные и промышленные методы получения водорода весьма отличаются. Так, в малых количествах газ получают в основном с помощью реакций, в которых участвуют минеральные вещества, а крупномасштабные производства в большей степени используют органический синтез.

В лаборатории применяют следующие химические взаимодействия:

1. Реакция щелочных и щелочноземельных металлов с водой с образованием щёлочи и искомого газа.
2. Электролиз водного раствора электролита, на аноде выделяется Н2↑, а на катоде — кислород.
3. Разложение гидридов щелочных металлов водой, продуктами являются щёлочь и, соответственно, газ Н2↑.
4. Взаимодействие разбавленных кислот с металлами с образованием солей и Н2↑.
5. Действие щелочей на кремний, алюминий и цинк также способствует выделению водорода параллельно с образованием комплексных солей.

В промышленных интересах газ получают такими методами, как:

1. Термическое разложение метана в присутствии катализатора до составляющих его простых веществ (350 градусов достигает значение такого показателя, как температура) – водорода Н2↑ и углерода С.
2. Пропускание парообразной воды через кокс при 1000 градусов Цельсия с образованием углекислого газа СО2 и Н2↑ (самый распространённый метод).
3. Конверсия газообразного метана на никелевом катализаторе при температуре, достигающей 800 градусов.
4. Водород является побочным продуктом при электролизе водных растворов хлоридов калия или натрия.

Химические взаимодействия: общие положения

Физические свойства водорода во многом объясняют его поведение в процессах реагирования с тем или иным соединением. Валентность гидрогена равняется 1, так как он в таблице Менделеева расположен в первой группе, а степень окисления проявляет различную. Во всех соединениях, кроме гидридов, водород в с.о.= (1+), в молекулах типа ХН, ХН2, ХН3 – (1-).

Молекула газа водорода, образованная посредством создания обобщенной электронной пары, состоит из двух атомов и довольно устойчива энергетически, именно поэтому при нормальных условиях несколько инертна и в реакции вступает при изменении нормальных условий. В зависимости от степени окисления водорода в составе прочих веществ, он может выступать как в качестве окислителя, так и восстановителя.

Вещества, с которыми реагирует и которые образует водород

Элементные взаимодействия с образованием сложных веществ (часто при повышенных температурах):

1. Щелочной и щелочноземельный металл + водород = гидрид.
2. Галоген + Н2 = галогеноводород.
3. Сера + водород = сероводород.
4. Кислород + Н2 = вода.
5. Углерод + водород = метан.
6. Азот + Н2 = аммиак.

Взаимодействие со сложными веществами:

1. Получение синтез-газа из монооксида углерода и водорода.
2. Восстановление металлов из их оксидов с помощью Н2.
3. Насыщение водородом непредельных алифатических углеводородов.

Водородная связь

Физические свойства водорода таковы, что позволяют ему, находясь в соединении с электроотрицательным элементом, образовывать особый тип связи с таким же атомом из соседних молекул, имеющих неподелённые электронные пары (например, кислородом, азотом и фтором).

Ярчайший пример, на котором лучше рассмотреть подобное явление, – это вода. Она, можно сказать, прошита водородными связями, которые слабее ковалентных или ионных, но за счёт того, что их много, оказывают значительное влияние на свойства вещества.

По сути, водородная связь – это электростатическое взаимодействие, которое связывает молекулы воды в димеры и полимеры, обосновывая её высокую температуру кипения.

В состав всех неорганических кислот входит протон – катион такого атома, как водород. Вещество, кислотный остаток которого имеет степень окисления больше (-1), называется многоосновным соединением.

В нём присутствует несколько атомов водорода, что делает диссоциацию в водных растворах многоступенчатой. Каждый последующий протон отрывается от остатка кислоты всё труднее.

По количественному содержанию водородов в среде определяется его кислотность.

Водород содержат и гидроксильные группы оснований. В них водород соединён с атомом кислорода, в результате степень окисления этого остатка щёлочи всегда равна (-1). По содержанию гидроксилов в среде определяется её основность.

Применение в деятельности человека

Баллоны с веществом, так же как и емкости с другими сжиженными газами, например кислородом, имеют специфический внешний вид. Они выкрашены в темновато-зелёный цвет с ярко-красной надписью «Водород».

Газ закачивают в баллон под давлением порядка 150 атмосфер.

Физические свойства водорода, в частности легкость газообразного агрегатного состояния, используют для наполнения им в смеси с гелием аэростатов, шаров-зондов и т.д.

Водород, физические и химические свойства которого люди научились использовать много лет назад, на сегодняшний момент задействован во многих отраслях промышленности. Основная его масса идёт на производство аммиака.

Также водород участвует в получении металлов (гафния, германия, галлия, кремния, молибдена, вольфрама, циркония и прочих) из окислов, выступая в реакции в качестве восстановителя, синильной и соляной кислот, метилового спирта, а также искусственного жидкого топлива.

Пищевая промышленность использует его для превращения растительных масел в твёрдые жиры.

Определили химические свойства и применение водорода в различных процессах гидрогенизации и гидрирования жиров, углей, углеводородов, масел и мазута. С помощью него производят драгоценные камни, лампы накаливания, проводят ковку и сварку металлических изделий под воздействием кислородно-водородного пламени.

Получение водорода и его применение

Водород находит широкое применение в технике и лабораторных исследованиях. Мировое промышленное производство водорода из меряется десятками миллионов тонн в год.

Выбор промышленного способа получения простых веществ зависит от того, в какой форме соответствующий элемент находится в природе. Водород находится в природе преимущественно в соединениях с атомами других элементов. Поэтому для его получения необходимо использовать химические методы. Эти же методы применяют для получения водорода и в лабораторной практике.

Получение водорода в лаборатории

В лабораториях водород получают уже известным вам способом, действуя кислотами на металлы: железо, цинк и др. Поместим на дно пробирки три гранулы цинка и прильем небольшой объем соляной кислоты. Там, где кислота соприкасается с цинком (на поверхности гранул), появляются пузырьки бесцветного газа, которые быстро поднимаются к поверхности раствора:

Атомы цинка замещают атомы водорода в молекулах кислоты, в результате чего образуется простое вещество водород Н2, пузырьки которого выделяются из раствора. Для получения водорода таким способом можно использовать не только хлороводородную кислоту и цинк, но и некоторые другие кислоты и металлы.

Соберем водород методом вытеснения воздуха, располагая пробирку вверх дном (объясните почему), или методом вытеснения воды и проверим его на чистоту. Пробирку с собранным водородом наклоняем к пламени спиртовки. Глухой хлопок свидетельствует о том, что водород чистый; «лающий» громкий звук взрыва говорит о загрязненности его примесью воздуха.

Получение водорода в промышленности

Очевидно, что при огромных объемах промышленного производства сырьем для получения водорода должны быть легкодоступные и дешевые вещества. Такими веществами являются природный газ (метан СН4) и вода. Запасы природного газа очень велики, а воды — практически неограниченны.

Самый дешевый способ получения водорода — разложение метана при нагревании:

Эту реакцию проводят при температуре около 1000 °С.

В промышленности водород также получают, пропуская водяные пары над раскаленным углем:

Существуют и другие промышленные способы получения водорода.

Применение водорода

Водород находит широкое практическое применение. Основные области его промышленного использования показаны на рисунке 103.

Значительная часть водорода идет на переработку нефти. Около 25 % производимого водорода расходуется на синтез аммиака NH3. Это один из важнейших продуктов химической промышленности. Производство аммиака и азотных удобрений на его основе осуществляется в нашей стране на ОАО «Гродно Азот». Республика Беларусь поставляет азотные удобрения во многие страны мира.

В большом количестве водород расходуется на получение хлороводородной кислоты. Реакция горения водорода в кислороде используется в ракетных двигателях, выводящих в космос летательные аппараты. Водород применяют и для получения металлов из оксидов. Таким способом получают тугоплавкие металлы молибден и вольфрам.

В пищевой промышленности водород используют в производстве маргарина из растительных масел. Реакцию горения водорода в кислороде применяют для сварочных работ. Если использовать специальные горелки, то можно повысить температуру пламени до 4000 оС. При такой температуре проводят сварочные работы с самыми тугоплавкими материалами.

В настоящее время в ряде стран начаты исследования по замене невозобновляемых источников энергии (нефти, газа, угля) на водород. При сгорании водорода в кислороде образуется экологически чистый продукт — вода. А углекислый газ, вызывающий парниковый эффект (потепление окружающей среды), не выделяется.

Предполагают, что с середины XXI в. должно быть начато серийное производство автомобилей на водороде. Широкое применение найдут домашние топливные элементы, работа которых также основана на окислении водорода кислородом.

The post Водород — его свойства, получение и применение appeared first on Химия.

Пищевая добавка карбонат кальция или “белый мел” – вещество, которое на этикетках пищевых продуктов маркируется чаще всего как краситель Е170. Основное его свойство – придание продукции белого цвета. Вещество имеет натуральное происхождение и для человека является не только безвредным, но даже полезным.

В связи с этим карбонат кальция нашёл своё применение в пищевой промышленности, в сфере изготовления лекарственных препаратов, противовоспалительных и антацидных средств, витаминов и биологически активных добавок.

Единственное условие – не допускать передозировки вещества, ведь в таком случае оно может вызывать неприятные симптомы.

Происхождение и химические свойства красителя “белый мел”

Само название вещества говорит за себя: оно состоит из обычного белого мела, который содержит неорганический красящий пигмент. В живой природе краситель встречается в виде некоторых минералов: кальцита, ватерита или арагонита, в горных породах, например, в мраморе, известняке, травертине. Некоторые беспозвоночные (моллюски, губки) состоят из разнообразных форм карбоната кальция.

По своей химической структуре добавка Е170 – это соль каменноугольной кислоты, она отличается высокой устойчивостью к агрессивным средам, не растворяется в воде и спирте.

Высокие температуры этой пищевой добавке тоже не страшны – температура плавления кальцита достигает 825 градусов Цельсия, арагонита – 1339 градусов. При нагревании до 900-1400 градусов Цельсия вещество расщепляется на углекислый газ и негашёную известь.

Карбонат кальция добывают в процессе переработки природных отложений мела, а в промышленность и на производство он попадает уже в виде белого рассыпчатого порошка с мелкими гранулами, не имеющего вкуса и запаха.

Самый высококачественный и безопасный краситель получают при обработке мрамора: полученное вещество отличается высокой устойчивостью ко многим видам обработки, оно является полностью гипоаллергенным и безвредным, поэтому его используют для окрашивания продуктов питания.

Для технических целей могут применять краситель, полученный путём кальцинации оксида кальция. Оксид соединяют с водой, после чего смесь подвергается обработке углекислым газом, в результате чего происходит осаждение вещества.

В производственных целях белый мел используется как:

• стабилизатор, так как он способствует формированию и сохранению текстуры и консистенции товара;
• разрыхлитель и вещество, препятствующее слёживанию и комкованию: карбонат кальция вводят в продукт в процессе приготовления, чтобы придать ему соответствующие физические свойства, сыпучесть и отсутствие комков;
• регулятор кислотности, так как добавка способствует установлению и сохранению определённого уровня кислотной среды;
• краситель, который придаёт привлекательный оттенок товарам.

Применение добавки Е170 как ингредиента пищевой продукции

Пищевая сфера промышленности практически не может обойтись без белого мела, ведь он полностью безвреден для человека и разрешён для употребления детям. Как разрыхлитель, краситель, стабилизатор, он применяется для приготовления:

Также добавка используется для обработки виноградного сока.

Косметическая отрасль – в каких товарах встречается вещество

Белый мел является одним из компонентов кремов, пудры и тональных кремов для лица, матирующих лосьонов, кремов и скрабов для тела, румян, консилеров, красок для волос, детской косметики. Вещество обладает свойством поглощать излишки кожного жира, тем самым убирая жирных блеск и выравнивая тон кожи.

Как загуститель и стабилизатор, карбонат кальция улучшает консистенцию косметических средств, способствует абсорбированию лишней воды и предотвращает появление комков. Как слабый абразивный компонент, он очищает и придаёт блеск, из-за чего используется в производстве зубных паст.

Естественно, что и красящий эффект белого мела используется производителями косметических средств – с его помощью продукции придают белый цвет.

Использование в медицинских целях

Полезные свойства этой пищевой добавки обусловили её популярность как компонента лекарственных препаратов.

Например, для тех, кто страдает язвенной болезнью желудка и кишечника, гастритом с повышенной кислотностью и забросом жёлчи, привычные антацидные препараты вроде Алмагеля стали настоящим спасением, а одним из действующих веществ в них как раз является карбонат кальция. Он способен уменьшать кислотность желудочного сока, нормализовать электролитный баланс и нейтрализовать изжогу.

Так как кальций – вещество, которое участвует в процессе свёртывания крови, в функционировании сердечно-сосудистой и нервной систем, в формировании костной ткани организма, его показано принимать при остеопорозе, кариесе, рахите, гипокальциемии, беременности и кормлении грудью, как часть нормализующей терапии при лечении аллергии, во время интенсивного роста у детей. Белый мел способен нормализовать “расшалившееся” кровяное давление, поэтому его рекомендуют людям с повышенным или пониженным давлением.

Педиатры иногда рекомендуют заменять для младенцев тальк на карбонат кальция, потому что последний, в отличие от талька, не вызывает раздражения дыхательных путей.

При дефиците магния и сопутствующих симптомах (мышечные спазмы, повышенная утомляемость, нарушения сна), белый мел эффективен как составляющая общей нормализующей терапии.

Строительная и химическая промышленности и карбонат кальция

Вещество используется как компонент шпатлёвок и разнообразных герметиков, в процессе производства стекла, бумаги, бытовой химии, красок (технических и художественных), пластмассы. Для изготовления последней добывается около 45-50% всего белого мела в мире. Как наполнитель и краситель, он применяется для получения поливинилхлорида, полиолефинов, полиэфирных волокон.

Для сельского хозяйства карбонат кальция – средство для очищения почвы и восстановления её кислотно-щелочного баланса.

Воздействие на человеческий организм

Вещество является не просто безвредным, но и полезным для человека, так как имеет выраженные лечебные и противовоспалительные свойства. Его применение рекомендовано детям, беременным и кормящим женщинам, пожилым людям, тем, кто страдает рахитом, остеопорозом и другими нарушениями развития костной ткани.

Так как добавка при приёме внутрь способствует снижению кислотности в желудке, и оказывает обволакивающее действие, её можно употреблять людям с воспалительными и язвенными заболеваниями пищеварительного тракта.

В случае дефицита в организме кальция, белый мел вводят в рацион в виде биологически активных добавок и минеральных комплексов.

Кроме полезных свойств, карбонат кальция в некоторых случаях может оказывать и негативное влияние на здоровье. Его нельзя употреблять при наличии гиперкальцемии, так как в результате могут появляться тошнота, рвота, нарушение координации и боли в животе.

При сильной передозировке может развиваться молочно-щелочная болезнь, которая сопровождается токсическим отравлением, а в особенно тяжелых случаях может повлечь летальный исход.

Атеросклероз, тромбоз, почечная дисфункция и повышенная чувствительность к белому мелу являются противопоказаниями к его употреблению.

Дневная норма потребления вещества – 1,2-1,5 г в сутки для взрослого человека. В таком количестве оно не может нанести никакого вреда здоровью.

Применение карбоната кальция в качестве лечебного средства может проводиться только после консультации с врачом.

Как пищевой и технический краситель, стабилизатор, разрыхлитель и загуститель, добавка Е170 разрешена к применению в Украине, России, Канаде, США и практически всех странах Европейского союза, в Австралии и Великобритании.

Полезные свойства карбоната кальция проложили ему путь в пищевую и фармацевтическую отрасль производства, а также в изготовление пластмасс, красок, стекла, бытовой химии.

Натуральный белый мел добывается из природных пород, и очень ценится производителями за своё естественное происхождение, а также устойчивость к термообработке, кислотам и этанолу.

Карбонат кальция

Кальция карбонат представляет собой твердые белые кристаллы без запаха и вкуса нерастворимые в воде, этаноле и легко растворимые в кислотах с выделением углекислого газа. Это неорганическое химическое соединение, соль угольной кислоты и кальция.

В природе встречается в виде минералов, различающиеся кристаллической структурой — широко распространённый кальцит, арагонит и ватерит, является главной составной частью известняка, мела и мрамора, одно из самых распространенных на Земле соединений.

Плотность карбоната кальция

Плотность (кальцит) 2,74 г/см³, (арагонит) 2,83 г/см³.

Температура плавления карбонат кальция

Температура плавления (кальцит) 825° C, (арагонит) 1339° C,

Температура разложения карбоната кальция

Температура разложения 900-1000° C.

Формула карбоната кальция

Химическая формула: CaCO3.    

Получение карбоната кальция

Кальция карбонат получают взаимодействием известкового молока с углекислотой или хлоридом кальция (СаСl2) с карбонатом натрия (Na2CO3) в водном растворе.

Применение карбоната кальция

Кальция карбонат (углекислый кальций, мел, кальциевая соль угольной кислоты) применяется:

• в лакокрасочной промышленности, в производстве красок и отделочных материалов;
• в химической промышленности при производстве карбида кальция;
• в стекольной промышленности при изготовлении стекла;
• в строительстве при производстве шпатлевок, различных герметиков и др.;
• в сельском хозяйстве, как известковое удобрение и для комплексного агрохимического окультуривания полей;
• в качестве наполнителя для резиновых смесей, бумаги, линолеума;
• в медицине как антацидное, противоязвенное, восполняющее дефицит кальция средство;
• в косметической промышленности при производстве зубного порошка, как наполнитель косметических средств;
• в пишевой промышленности, как пищевая добавка краситель E170.

Таблица 1. Физико-химические показатели карбоната кальция

Электрические свойства наполнителей на основе карбоната кальция (2 таблицы):

Таблица 2.

Таблица 3.

Таблица 4. Физические свойства различных типов карбонатов

Применение

Используется как белый пищевой краситель Е170. Являясь основой мела, используется для письма на школьных досках. Используется в быту для побелки потолков, покраски стволов деревьев, для подщелачивания почвы в садоводстве.

Использование в пищевой промышленности

• Е170 учавствует в организме в процессах свертывания крови;
• применяется в медицине как биологически активная добавка;
• используется в приготовлении различных кондитерских кремов и хлеба;
• используется в соевом молоке как часть кальциевой диеты;
• применяется для окрашивания различных конфет (например, драже);
• используется в качестве антислеживающего агента и разделителя в сухих молочных продуктах;
• является антикристаллизатором в сгущеном молоке;
• стабилизирует консистенцию джемов и желе;
• вместе с другими карбонатами может применятся при изготовлении различных сыров (плавленных, домашних);
• не дает выпасть осадку.

Массовое производство/использование

Таблетки из карбоната кальция

Очищенный от посторонних примесей, карбонат кальция широко используется в бумажной и пищевой промышленности, при производстве пластмасс, красок, резины, продукции бытовой химии, в строительстве.

Производители бумаги используют карбонат кальция одновременно в качестве отбеливателя, наполнителя (заменяя им дорогостоящие волокна и красители), а также раскислителя.

Производители стеклянной посуды, бутылок, стекловолокна используют карбонат кальция в огромных количествах в качестве источника кальция — одного из основных элементов, необходимых для производства стекла. Широко используется при производстве продукции личной гигиены (например, зубной пасты), и даже в медицинской промышленности.

В пищевой промышленности часто используется в качестве антислеживающего агента и разделителя в сухих молочных продуктах. При употреблении сверх рекомендованной дозы (1,5 г в день) может вызывать молочно-щелочной синдром (синдром Бернетта). Рекомендован при болезнях костных тканей.

Производители пластмассы — одни из основных потребителей карбоната кальция (более 50 % всего потребления). Используемый в качестве наполнителя и красителя, карбонат кальция необходим при производстве поливинилхлорида (PVC), полиэфирных волокон (кримплен, лавсан, и т.

 п.), полиолефинов. Изделия из данных видов пластмасс распространены повсеместно — это трубы, сантехника, кафельная плитка, черепица, линолеум, ковровые покрытия, и т. п. Карбонат кальция составляет порядка 20 % красящего пигмента, используемого при производстве красок.

Строительство

Строительство — еще один из основных потребителей карбоната кальция. Шпатлевки, различные герметики — все они содержат карбонат кальция в значительных количествах. Также, карбонат кальция является важнейшим составным элементом при производстве продукции бытовой химии — средств для чистки сантехники, кремов для обуви.

Карбонат кальция также широко используется в очистительных системах, как средство борьбы с загрязнением окружающей среды, при помощи карбоната кальция восстанавливают кислотно-щелочной баланс почвы.

Нахождение в природе

Карбонат кальция находится в минералах в виде полиморфов:

• Арагонит
• Кальцит
• Фатерит (или μ-CaCO3)

Тригональная кристаллическая структура кальцита является наиболее распространенной.

Минералы карбоната кальция находятся в следующих горных породах:

• Мел
• Известняк
• Мрамор
• Травертин

Геология

Карбонат часто встречается в геологической среде. Он находится как полиморф. Полиморфами являются минералы с той же химической формулой, но разной химической структуры. Также кальцит, как правило, находится около теплых тропических условий. Это связано с его химией и свойствами.

Кальцит может выпадать чаще как осадок в теплой среде, чем в холодной, поскольку теплая среда не дает улетучиваться в больших объемах CO2. Это аналогично тому как CO2 растворяется в соде. Когда вы открываете крышку пластиковой бутылки происходит выделение CO2. Из-за того что сода нагревается, выделяется углекислый газ. Этот же принцип может быть применен к кальциту и в океане.

В тропических условиях вода теплая и чистая. Таким образом, вы можете увидеть много кораллов в данной среде по сравнению с холодной, где вода холодная. Производители карбоната кальция, такие как кораллы, водоросли и микроорганизмы, которые обычно встречаются в мелководных водоемах, как фильтраторы, требуют солнечный свет для производства карбоната кальция.

Изготовление

Подавляющее большинство карбоната кальция, добывающееся из полезных ископаемых, используется в промышленности. Чистый карбонат кальция (например, для производства продуктов питания или использования в фармацевтических целях), может быть изготовлен из чистого источника (как правило, мрамор).

В качестве альтернативы карбонат кальция может быть приготовлен кальцинацией оксида кальция. Вода добавляется к этому оксиду, давая гидроксид кальция, и затем проводится углекислый газ, который проходит через этот раствор для осаждения желаемого карбоната кальция.

Химические свойства

В воде с углекислым газом растворяется, образуя кислую соль — гидрокарбонат кальция.

Существование именно этой реакции дает возможность образовываться сталактитам, сталагмитам и прочим красивейшим формам, да и вообще развиваться карсту.

Возможный вред от карбоната кальция

Избыток карбоната кальция может быть основанием для так называемого молочно-щелочного синдрома (milk-alkali syndrome) или синдрома Бернетта, который связан с сильной токсичностью и может быть смертельным.

«Режим по Сиппи»

В 1915 году Бертрам Сиппи (Bertram Sippy) представил публике новый режим питания: “Режим по Сиппи”, который состоял из почасового приема в пищу молока и сливок и последовательного увеличения приема яиц и термически обработанных круп в течение 10 дней. Питание по этому режиму следовало совмещать с щелочными добавками. Этот метод подавался как способ вылечить и облегчить желудочно-язвенные растройства.

Но в течение нескольких последующих месяцев последователи «Режима по Сиппи» получили результаты такого лечения в виде повреждения почек, нарушения кислотно-щелочного баланса в организме и гиперкальцемии.

В большинстве своём эти расстройства постигли людей с язвенными болезнями желудка. Как результат, «Режим» был предан анафеме, но, к сожалению, для некоторых пациентов он успел оказаться смертельным.

Молочно-щелочной синдром излечивался лишь после эффективного избавления пациента от язвенной болезни.

Также, спустя 15 лет, у женщины был отмечен молочно-щелочный синдром как результат потребления слишком большой дозы карбоната кальция. Пострадавшая принимала его от остеопороза (в данном случае приемлемая дозировка препарата – от 1.2 до 1.5 грамма).

Итог

Сейчас карбонат кальция входит в бесчисленное количество продуктов, и при умеренном употреблении он полностью безопасен и даже полезен для костных тканей скелета. Но не стоит забывать, что за постоянное употребление его сверх дозы мы можем поплатиться здоровьем и даже заработать молочно-щелочной синдром.

Примечания

Что такое карбонат кальция, и где мы с ним можем встретиться

Всем привет!

Перебирала недавно свои детские книги в поисках, что почитать сыну, и наткнулась на старую, но хорошо запомнившуюся с детства книгу А. Дитриха «Разноцветные истории». Мне подарили ее в третьем классе, и я, помню, зачитала её до заучивания наизусть.

Как ни странно, сейчас её уже не переиздают, по крайней мере, я нигде не смогла найти ни в продаже, ни на «пиратских» сайтах на скачивание.

Моему пятилетнему сыну она пока рановата для чтения, а вот для детей 8-9 лет, думаю, прекрасно подойдет. Здесь рассказывается об окружающем мире: из чего состоят горы, как образуются острова, как ученые прошлого изучали огонь и воздух.

Особенно мне нравилась первая повесть «Черным по белому».

Главный герой этой повести – обычный кусочек мела – и натолкнул меня на тему сегодняшней статьи. А что мы знаем о меле кроме того, что им пишут на школьной доске и на асфальте?

В общих чертах

Кто бы там что ни говорил о «натуральном» меле «без химии», но это как раз – самая типичная химия. Кальция карбонат – это и есть мел. Вещество, в состав которого входят по одному атому кальция и углерода и три атома кислорода.

Еще можете встретить название «углекислый кальций», это тоже верно.

Думаю, о внешнем виде долго говорить не надо – твердое белое вещество, не растворимое в воде, без вкуса и запаха.

Самое частое, где мы с ним сталкиваемся, это не только кусок мела из детского набора, но и скорлупа яиц, мелованная бумага, побелка и многое другое, о чем я напишу чуть ниже.

Так что, если вы прочитали чуть выше, что у мела нет вкуса, и решили со мной поспорить на основе своего опыта со школьным мелом, то знайте, что вы грызете не только карбонат, но и сульфат кальция, то есть гипс – отсюда и такой вкус.

Кому-то он кажется приятным, кому-то – нет. Я отношусь ко второй группе людей.

А насчет содержания карбоната кальция в скорлупе яиц есть интересный опыт, проведенный исследователем Дж. А. Маккеем – как знание химии помогло в экономике.

История, приключившаяся с одним фермером, чуть не разорила его – скорлупа куриных яиц была настолько тонкая, что при перевозке билось огромное количество яиц. Оказалось, что причина – в жаре и воде, которую пью куры.

Как именно была решена проблема, вы можете прочитать в группе «Занимательная химия», ссылки на которую в различных социальных сетях вы найдете под статьей.

Где встречается в природе

Это минералы:

• известняк,
• мрамор,
• травертин,
• арагонит,
• фатерит,
• кальцит.

Думаю, эти названия вам мало что скажут, кроме, пожалуй, мрамора, его довольно легко представить. Кроме того, как я уже говорила, карбонат кальция входит в состав скорлупы яиц, а также с его помощью образуются сталактиты и сталагмиты в пещерах:

Конепрусские пещеры, Чехия

Ну а мел как осадочная порода также существует. Кроме карбоната кальция в него входит еще карбонат магния и оксиды некоторых металлов.

Где применяется

Два самых активных потребителя карбоната кальция – это строительная промышленность и производство пластмасс.

Ну, со строительством, думаю, все понятно – побелки, шпатлевки, герметики. Кроме того, большое количество этого вещества идет на производство красок (в качестве белого пигмента) и стекла.

Из мрамора строят красивейшие здания:

Церковь Святого Николая, Прага

В производстве пластмасс он используется как наполнитель и наполнитель.

Остальные области применения карбоната кальция не слишком большие, но все равно без него не могут обойтись:

• производство бумаги;
• производство зубной пасты;
• медицина (при заболеваниях костей);
• пищевая промышленность (белый пищевой краситель Е170, регулятор кислотности, разрыхлитель);
• бытовая химия (чистящие средства);
• косметика (как белый краситель);
• сельское хозяйство (как известковое удобрение для кислых почв).

Немного хочу сказать про карбонат кальция в качестве пищевой добавки. Она считается безвредной. В основном, применяется как белый краситель, разрыхлитель, который предотвращает слеживание сыпучих продуктов.

В детском питании, например, он выступает как регулятор кислотности, а в шоколаде работает как стабилизатор.

Чаще всего его добавляют в концентрированное молоко и сливки, твердые сыры, порошок какао.

Как я уже сказала, количество добавляемого углекислого кальция настолько мало, что не может вызвать негативные последствия. Нормой считается 1,5 г чистого вещества в день. Это довольно приличное количество, которое вы никак не наберете с пищей, поэтому беспокоиться не нужно.

Воздействие на организм

Какие же есть полезные свойства этого вещества? Оно влияет на свертываемость крови и давление, поддержание стабильной сердечной деятельности, участвует в формировании костной ткани.

В медицине его применяют для:

• лечения изжоги;
• профилактики и лечения рахита;
• профилактики и лечения кариеса (детям);
• профилактики остеопороза.

Например, если вы пьете «Ренни» при изжоге, то прочитайте в инструкции его состав: карбонаты кальция и магния, так как они вступают в реакцию с соляной кислотой, находящейся в желудке, и нейтрализуют ее. Правда, тут есть свои тонкости, с которыми лучше посоветоваться с врачом.

Кстати, если вы решите, что вам срочно необходимо пополнить запасы кальция в организме, то не надо говорить, что вам нужен чистый кальций – это все-таки металл, причем, достаточно активный (вы же не глотаете железные гвозди, если у вас низкий гемоглобин). А вот его соединения будут в самый раз.

Я уже рассказывала о глюконате кальция и его применении. Иногда возникают споры, что лучше – глюконат или карбонат.

Минус применения карбоната в том, что он нерастворим в воде, это может привести к образованию камней в почках.

Кстати, очень смешно читать про «органический» и «неорганический» кальций. Это – чушь! Нет таких понятий.

Сейчас наиболее «удобным» для организма считается цитрат кальция. Именно поэтому на разных «народных» форумах и сайтах можно встретить рецепты типа: истолочь куриную скорлупу, растворить её в лимонной кислоте  (лимонном соке) и пить.

В принципе, с точки зрения химии способ правильный. В результате химической реакции между карбонатом кальция, находящемся в скорлупе, и лимонной кислотой образуется соединение под названием цитрат кальция, которое хорошо растворяется в воде.

Но как это повлияет на организм, я сказать не могу, я не врач. По отзывам врачей, оно не влияет на образование камней в почках и на кислотность желудочного сока, хорошо усваивается организмом.

Честно скажу, я этим рецептом не пользовалась – я больше доверяю аптечным препаратам, где строго выверена дозировка, а основной компонент тщательно очищен от ненужных примесей.

Ну а что касается камней в почках, которыми нас так усердно пугают все, кому не лень, то прием препаратов кальция – далеко не единственный «провокатор» их образования. Если вы пьете кофе или/и газированные напитки в бешеных количествах, употребляете много сахара и соли, ведете сидячий образ жизни, то не надо потом грешить на кальций.

Вот, пожалуй, и все на сегодня.

Всем желаю хорошего настроения! Я недавно нашла забавное видео, поделюсь им с вами:

Наталья Брянцева

ГОСТ: ТУ 113-08-667-98

Описание

Карбонат кальция (мел, углекислый кальций, известняк) — неорганическое химическое соединение, соль угольной кислоты и кальция. В природе встречается в виде минералов — кальцита, арагонита и ватерита. Карбонат кальция является главной составной частью известняка, мела и мрамора. Нерастворим в воде и этаноле.

Соединение белого цвета, нерастворимое в воде, встречающееся в природе в таких формах, как мрамор, мел, известняк и кальцит. Из него состоят также раковины моллюсков. Кристаллы имеют шестигранное строение, форма их варьирует от таблитчатой (редко) до призматической и иглообразной.

Используют при изготовлении цемента, извести, железа и стали, а также для раскисления почв и как компонент, нейтрализующий кислоты.

Упаковка

Карбонат кальция отгружают насыпью и в биг-бегах.

Поставляется в мягких контейнерах весом 1 т.

Транспортировка

Транспортируют железнодорожным и автомобильным транспортом в соответствии с правилами перевозки грузов, действующими на данном виде транспорта.

Хранение

Карбонат кальция хранят в закрытых складских помещениях, исключающих попадание атмосферных осадков и грунтовых вод, отдельно от других материалов и веществ.

Гарантийный срок хранения карбоната кальция – 6 месяцев со дня отгрузки при условии хранения у потребителя в закрытых складских помещениях.

Технические характеристики

Основные физико-химические показатели

Безопасность

По степени воздействия на организм человека –малоопасное вещество (относится к IV классу опасности). Пожаро-и взрывобезопасен.

Кальция карбонат | Инструкция по применению лекарств, аналоги, отзывы

ЛЕКАРСТВЕННЫЕ ПРЕПАРАТЫ РЕЦЕПТУРНОГО ОТПУСКА НАЗНАЧАЮТСЯ ПАЦИЕНТУ ТОЛЬКО ВРАЧОМ. ДАННАЯ ИНСТРУКЦИЯ ТОЛЬКО ДЛЯ МЕДИЦИНСКИХ РАБОТНИКОВ.

Наумов Ю.Н. Пт, 12/10/2012 — 16:07

Формула: CaCO3, химическое название: карбонат кальция.
Фармакологическая группа: органотропные средства/ желудочно-кишечные средства/ антациды;Метаболики/ макро- и микроэлементы.

Фармакологическое действие: противоязвенное, антацидное, восполняющее дефицит кальция.

Фармакологические свойства

Карбонат кальция нейтрализует соляную кислоту, тем самым снижая кислотность желудочного сока. Препарат действует быстро, но после прекращения буферного воздействия усиливается секреция желудочного сока.

Снижает активность остеокластов и замедляет резорбцию костной ткани. Нормализует электролитный баланс.

Также кальций является микроэлементом, который участвует в процессах свертывания крови, формирования костной ткани, необходим для стабильной работы сердца, осуществления передачи нервных импульсов.

Показания

Повышенная кислотность желудочного сока и болезни системы пищеварения, которые протекают на ее фоне (обострение хронического гастрита, острый гастрит и дуоденит, обострение язвенной болезни, симптоматические язвы различного происхождения, рефлюкс-эзофагит, эрозии слизистой, изжога после избыточного приема никотина, этанола, кофе, погрешностей в диете, приема лекарственных средств); остеопороз, включая и постменопаузный; кариес и рахит у детей (терапия и профилактика); тетания, остеомаляция; повышенная необходимость в кальции (кормление грудью, период интенсивного роста у детей, беременность и прочие состояния); аллергические реакции (вспомогательная терапия); гипокальциемия (при повышенном выведении кальция или сниженном его всасывании, при гипопаратиреозе, продолжительной терапии глюкокортикоидами, почечной остеодистрофии).

Способ применения кальция карбоната и дозы

Препарат принимается внутрь независимо от приема пищи, 2 – 3 раза за сутки по 0,25–1 г.При пропуске очередного приема карбоната кальция принять его, как вспомните, последующий прием произвести через установленное время от последнего использования.

При продолжительном использовании высоких доз препарата необходимо регулярно контролировать содержание кальция в крови и показатели работы почек. Карбонат кальция в форме таблеток, которые предназначены для профилактики и терапии кариеса, остеопороза и рахита не стоит использовать в качестве антацидного средства.

Противопоказания к применению

Гиперчувствительность, гиперкальциурия, гиперкальциемия (передозировка витамином D, гиперпаратиреоидизм, костные метастазы), нефроуролитиаз, множественная миелома, хроническая почечная недостаточность, фенилкетонурия, саркоидоз.

Применение при беременности и кормлении грудью

При беременности и в период грудного кормления использовать карбонат кальция можно, но только по показаниям при назначении врачом.

Побочные действия кальция карбоната

Аллергические реакции, явления диспепсии (метеоризм, боль в эпигастрии, тошнота, диарея/запор), гиперкальциемия (при приеме доз больше 2 г кальция в сутки), вторичное усиление желудочной секреции.

Взаимодействие кальция карбоната с другими веществами

При совместном приеме с другими препаратами карбонат кальция может замедлить их всасывание. При совместном использовании с тетрациклинами снижает их концентрацию в плазме крови, что приводит к понижению их клинической эффективности.

При совместном использовании с тиазидными диуретиками появляется возможность развития метаболического алкалоза и гиперкальциемии. При совместном использовании с индометацином снижается его (индометацина) всасывание и его раздражающее воздействие на желудочно-кишечный тракт.

При совместном использовании снижается клиническая эффективность левотироксина.

Передозировка

При передозировке карбонатом кальция развивается молочно-щелочной синдром или гиперкальциемия (при приеме больше 2 г кальция в сутки) — слабость, головная боль, нарушение аппетита (возможна анорексия), тошнота, запор, рвота, боли в животе, полиурия, жажда, вялость, боль в суставах и мышцах, поражения почек, нарушение сердечного ритма. Необходимо промывание желудка, прием активированного угля, поддержание жизненно важных функций, симптоматическое лечение.

Торговые названия препаратов с действующим веществом кальция карбонат

The post Карбонат кальция appeared first on Химия.

Недавно бельгийские власти объявили запрет на продажу таблеток и жевательной резинки с фтором. Причиной запрета стали результаты независимого исследования, проведенного по заказу министерства здравоохранения Бельгии.

Оно показало, что растет число заболеваний остеопорозом и нервными расстройствами среди людей, принимающих повышенные дозировки фтора. Однако и после введения запрета фторсодержащие средства можно будет приобрести, но уже только по рецепту врача.

Таким образом Бельгия стала первой европейской страной, поставившей под сомнение чудодейственные свойства фтористых соединений.

Европейские врачи, особенно стоматологи, неоднозначно отреагировали на введение запрета: многие из них до сих пор убеждены в том, что фтор в умеренных количествах эффективно помогает в борьбе против кариеса. Так ли это?

Связь между патологией твердых тканей зуба и костной системы с препаратами фтора была известна давно. В 1931 г. была выявлена закономерность: чем меньше фтора содержится в источнике питьевой воды, тем в большей степени страдают зубы и кости людей, пользующихся этим источником, и наоборот, чем больше фтора поступает в организм с питьевой водой, тем меньше зубы поражены кариесом.

В 1940 году фториды были впервые добавлены в систему водоснабжения в одном из американских городов. Это мероприятие должно было предотвратить эпидемию кариеса, разыгравшуюся тогда в Северной Америке.

Ученые-медики отметили, что за пятнадцать лет потребления «целебной» воды частота заболеваний кариесом снизилась более чем в три раза.

Всемирная организация здравоохранения предлагает оптимальную суточную дозу фтора для взрослого человека 1,5 — 4,0 мг/сут.

Для удовлетворения потребности во фторе взрослому человеку надо выпить 42 г черного чая, или съесть 300 г грецких орехов, 700 г лосося, 3,5 кг зернового хлеба, или выпить 20 л молока.

Наибольшее количество фтора содержат черный и особенно зеленый чай, грецкие орехи, морепродукты (скумбрия, треска, лосось, сардины, креветки), пресноводная рыба, зерновые культуры (рис, гречка, овес, кукуруза), лук, картофель, вино, говядина, курятина, цельное молоко, яйца, яблоки, грейпфруты.

По некоторым данным, из питьевой воды в организме человека усваивается от 60 до 70% фтора. В организме среднего человека массой тела 70 кг содержится 2,6 г фтора.

Без фтора плохо усваивается железо, поэтому железодефицитная анемия и кариес — два заболевания, которые идут рука об руку.

Фтор обеспечивает нормальный рост волос и ногтей, принимает активное участие в обмене кальция и фосфора, способствует выводу из организма солей тяжелых металлов и радионуклидов. Он присутствует в костной ткани человека и особенно в дентине и эмали зубов.

Но, несмотря на это, принимать фторсодержащие препараты нужно осторожно. Дозы свыше 10 мг фтора на 1 кг пищи приводят к стойкой деформации костей; свыше 5 мг на 1 кг пищи — изменяют цвет зубной эмали. А большие дозы фтора — до 2 г — вызывают серьезное отравление.

Доказано, что высокое содержание фтора в воде является одной из причин возникновения онкологических заболеваний.

Дети особенно чувствительны ко всем веществам, а к фтору — особенно. В период формирования и минерализации костной системы и зубов (т. е. до 15–17 лет) фтор им особенно необходим.

Он ассимилируется в детском и подростковом организме и задерживается больше, чем у взрослых. Выделение фторидов с мочой на 10% меньше и составляет 50% от поступивших солей фтора.

Суточная потребность зависит от возраста, массы тела, от пола и энергозатрат.

Медики предлагают фторировать воду, молоко, соль и даже муку.

В рекламе настойчиво идет пропаганда противокариозных зубных паст, содержащих фториды. С 1982 г.

действует содержащаяся в зубных пастах система флуористат, которая, согласно заявлениям производителей, за 1 минуту чистки зубов обеспечивает таким же количеством фторида в доступной форме, как традиционные фторидные системы, к примеру, монофторфосфат натрия (NaMFP), используемый во многих других пастах. При этом подчеркивается, что фторид в системе флуористат начинает работать немедленно после попадания в полость рта и на зубы.

Да, эффект налицо, если применять ее в условиях большого дефицита фтора в питьевой воде.

 Но возникают вопросы: а нет ли побочных эффектов у этой, казалось бы, удачной системы? Не будет ли передозировки фтора от применения зубной пасты, уже содержащей фториды, и использования питьевой воды, отличающейся повышенным содержанием фторидов? И кто нас информирует о содержании фторидов в питьевой воде? Как без ущерба для здоровья применять фториды для профилактики кариеса?

Расчеты показывают, что дополнительным внесением фторидов в организм нельзя добиться искоренения кариеса. Максимально — до 40–50% — можно снизить лишь уровень заболеваемости. Во-первых, причина кариозного процесса кроется не только в нарушении минерального обмена.

Во-вторых, даже при существующей норме концентрации фторидов в питьевой воде у 20–40% населения определяется флюороз (некариозное поражение эмали). По результатам последних обследований, угрожающая ситуация по флюорозу складывается во многих городах Московской области (Видное, Подольск, Егорьевск, Одинцово, Красногорск).

Здесь при норме содержания фтора в питьевой воде у 25% населения выявлен флюороз. Неблагополучная ситуация по флюорозу наблюдается в Нижегородской, Пензенской, Тверской, Смоленской областях и других регионах Российской Федерации.

А если вспомнить, что в последнее время мы стали увлекаться минеральными и природными водами из региональных источников? Ведь содержание фтора в некоторых из них превышает норму допустимого в несколько раз. Достаточно сказать, что медики советуют пить такую воду только в количестве не более 0,25 л в сутки.

Представим, какой эффект можно ожидать жителям этих областей от применения фторсодержащих паст. Желание иметь ослепительную улыбку приведет к неприятностям: флюороз практически гарантирован.

При избытке фторидов мы наблюдаем токсическое, ядовитое их действие на эмаль зубов. Флюорос — необратимый деструктивный процесс. И проявляется он в возрасте 12–15 лет, т. е. в период минерализации зубов.

А это значит, что в это же время избыток фтора начинает активно действовать и на другие ткани: соединительную, фиброзную, эндокринные железы, связки, сосуды, волосы. Это может привести в итоге к серьезной патологии.

Так что, чем чистить, что жевать и пить, решать вам, а мы предупредили.

Фтор – необходимый организму микроэлемент, основная роль которого, вместе с фосфором и кальцием, состоит в образовании костной ткани и формировании зубной эмали

В организме взрослого человека содержится около 2,5-3 г фтора. Основные запасы содержатся в костной ткани и эмали зубов. Из организма фтор выводится в основном с мочой.

Усвоение фтора тормозит магний, также зависит от концентрации кальция. В свою очередь фтор улучшает усвоение железа и угнетает обмен йода.

В организме фтор выполняет следующие функции:

• вместе с кальцием и фосфором формирует и укрепляет костный скелет и зубную эмаль
• обеспечивает нормальный рост волос и ногтей
• участвует во многих важных биохимических реакциях
• стимулирует процессы кроветворения
• укрепляет иммунитет
• способствует выводу из организма солей тяжелых металлов и радионуклидов
• предупреждает развитие остеопороза
• подавляет активность кислотообразующих бактерий (это его свойство нашло применение в зубных пастах)
• является профилактикой кариеса и пародонтоза

Симптомы дефицита и передозировки фтора

К основным симптомам дефицита фтора относят:

• кариес
• выпадение волос
• остеопороз

В больших количествах (в среднем больше 20 мг) фтор проявляет свои токсические свойства, а при попадании в организм дозы более 2 г возможен летальный исход. К основным симптомам переизбытка фтора относят:

• слезотечение
• резкая слабость
• потеря голоса
• боли в животе
• рвота
• жидкий стул
• раздражение кожи
• хрупкость зубов
• флюороз эмали зубов
• кровоточивость десен
• кальциноз сухожилий и связок
• судороги
• остеопороз
• брадикардия
• нарушение жирового и углеводного обмена
• пневмония
• деформация скелета
• снижение артериального давления
• поражение почек
• отёк лёгких
• поражение центральной нервной системы

Физиологическая потребность во Фторе, мг в сутки:

Фтор нужен для организма человека? Свойства, вред и польза

Фтор нужен для организма человека? Свойства, вред и польза. Среди разнообразных веществ, входящих в человеческий организм, немаловажное место занимают микроэлементы, именуемые также минералами.

Хотя их содержание в теле невелико(0,04–0,07 %), роль их огромна, а недостаток любого из них пагубно сказывается на работе систем и органов. В данной статье будет рассказано о микроэлементе фторе, относящемся к группе незаменимых минералов, то есть таких которые мы обязательно должны получать из внешней среды.

Так почему же фтор нужен для организма человека? О его свойствах, вреде и пользе для здоровья, а также о различных областях применения фтора пойдёт речь.

Фтор в оптимальной природной форме и дозировке содержится в продуктах пчеловодства — таких как цветочная пыльца, маточное молочко и трутневый расплод, которые входят в состав многих натуральных витаминно-минеральных комплексов компании «Парафарм»: «Леветон П», «Элтон П», «Леветон Форте», «Элтон Форте», «Апитонус П», «Остеомед», «Остео-Вит», «Остеомед Форте», «Эромакс», «Мемо-Вит» и «Кардиотон». Именно поэтому мы уделяем столько внимания каждому природному веществу, рассказывая о его важности и пользе для здоровья организма.

Фтор: История открытия 

В силу своей высокой химической активности фтор отсутствует в природе в чистом виде, однако учёные задолго до его выделения пытались описать его.

Таким образом, история открытия фтора растянулась на несколько столетий. Уже на грани XV–XVI веков при выплавке металлов и стекла использовался минерал CaF2– флюорит(лат.

fluereозначает«течь»), или плавиковый шпат, в России его именовали также спалтом или спатом.

Последний и предположил в её составе наличие неизвестного науке химического элемента, который он назвал флюором(fluorum). Таким термином фтор и по сей день обозначается в европейских языках. А название «фтор» (от греч.

«гибель, разрушение») принадлежит Амперу, который в 1810 г. сумел максимально точно предсказать свойства неведомого элементарного вещества. Над выделением чистого фтора в течение XIX века упорно бились многие химики.

Около десятка из них даже погибли или получили серьёзное отравление в ходе экспериментов (Г. Дэви, братья Ноксы, Тенар и Гей-Люссак и др.), что словно бы подтверждает меткость смертоносного названия «фтор».

Наконец в 1886 году элементарный хлор в газообразной форме удалось получить французскому учёному Анри Муассану с помощью электролиза фторводорода, с применением сверхдорогого прибора из платины и иридия, так как выделенный газ был крайне агрессивен. Позже он опробовал аппарат для электролиза из меди, с которой фтор хоть и реагировал, но с образованием плёнки, не позволяющей этой реакции продолжаться.

Физические и химические
свойства фтора

Познакомившись с физическими и химическими свойствами фтора, можно удивиться тому, что это очень ядовитое вещество, даже в названии которого притаилось «разрушение» (др.-греч. φθόρος ), является незаменимым в организме человека.

Элемент фтор (лат. fluorum, F) располагается под 9-м атомным номером в 17-й группе периодической таблицы химических элементов Менделеева, где также находятся другие галогены: бром, хлор, йод и астат.

Все они неметаллы и активные окислители, не представленные в природе самостоятельно, а только в составе соединений, и фтор из них наиболее лёгкий галоген, отличающийся самой высокой реакционноспособностью.

Именно поэтому он встречается не в свободном состоянии, а только в соединениях, при лабораторном выделении из которых представляет собой в чистом виде при нормальной температуре газ из 2-атомных молекул (F2). Газообразный фтор по запаху похож на хлор или озон, имеет желтоватый оттенок, чрезвычайно токсичен.

Закипает при очень низкой температуре – -188,12 °C, а плавится при -219,70 °C. Крайне высокая химическая активность заставляет фтор вступать в реакции практически со всеми веществами и элементами, часто с горением и взрывами.

В природе больше всего фтора содержится в почве преимущественно в составе уже вышеназванного флюорита, в водах океана и в меньшей степени в речной воде. Некоторые растения вбирают и связывают фтор, в частности лук и чечевица.

Физические и химические свойства фтора обуславливают разностороннее использование этого элемента в фармакологии, химической промышленности для получения различных соединений, в том числе агрохимикатов, в изготовлении ряда материалов (тефлона, фторпластов и фторкаучуков). Как охлаждающее вещество он применяется в производстве холодильных камер – входит в состав фреона. Применим он также в ядерной и металлургической промышленности. Создание атомной бомбы не обошлось без 9-го элемента периодической таблицы.

Почему фтор нужен
для организма человека?

А теперь ответим на центральный вопрос статьи: почему, для чего фтор нужен для организма человека? Больше всего этого микроэлемента содержится в наших зубах (0,02 %), костях (0,2–1,2 %), щитовидной железе и коже. В меньшей мере обнаруживается он практически во всех биологических субстанциях. В среднем – около 2,6 грамма во всём теле.

Пожалуй, все наслышаны о пользе фторсодержащих зубных паст. Оспаривать данный факт не приходится, ведь фтор (в малых количествах, конечно) необходим для формирования и поддержания, укрепления покрывающей зубную ткань эмали и самого дентина. Он, вступая в соединение с кальцием и фосфором,предотвращает развитие кариеса, появление микротрещин.

Однако в местностях, где питьевая вода в должной мере обогащена данным микроэлементом, не стоит постоянно пользоваться фторированными пастами, так как это может вызвать флюороз – перенасыщенность тканей фтором, что выражается обычно в пятнистости, потемнении эмали, а что ещё хуже –  в нарушениях структуры и деформациях костей.

Присутствие фторида в пище будущей мамы способствует рождению ребёнка, менее подверженного кариесу.

Кости также будут более прочными при достатке этого минерала. Фтор нужен для нормального роста скелета, он ускоряет восстановление в случае переломов. Для пожилых людей фтор ценен как средство предупреждения остеопороза.

Воздействие фтора на щитовидную железу заключается в угнетении её активности, что давно взято на вооружение врачами при лечении ряда эндокринных отклонений, таких как гипертиреоз (базедова болезнь).

Отмечено положительное влияние оптимального содержания фтора в организме на иммунную систему и функции кроветворения, на регенерацию при ранах и ожогах, а также на усвоение железа.

Как видим, участвуя в минеральном обмене, фтор оказывает разностороннее действие на организм человека.

Фтор в медицине

Применение фтора в медицине обусловлено его свойствами и ролью в физиологических процессах человека.

Широко распространено назначение фторсодержащих препаратов и биодобавок для улучшения состояния зубов и костей, для профилактики остеопороза («Витафтор», «Натрия фторид», «Флудент» и др.).

Для фторирования молочных и постоянных зубов (насыщения эмали и дентина соединениями фтора) активно используются всевозможные спреи, мази, гели и лаки («Витофтор», «Сенсигель», «Фторлак» и др.). Глубокое фторирование проводится только стоматологом с использованием специальной техники.

Эта процедура не только предупреждает кариес, но и способствует формированию эмали у малышей, помогает дольше сохраняться уже имеющимся зубным реставрациям у взрослых, уменьшает гиперчувствительность.

Фтор в сочетании с йодом тормозит излишнее продуцирование тиреоидных гормонов и нормализует секреторную деятельность щитовидки при базедовой болезни (гипертиреозе).

При лечении онкологических заболеваний используются фторсодержащие медикаменты. Например,противоопухолевый препарат «Фторурацил»применяется с середины ХХ века по сей день.

Многие лекарства, предназначенные для терапии нервно-психических болезней (шизофрении, эпилепсии и др.), включают атомы фтора: миорелаксанты, нейролептики, транквилизаторы и снотворные.

Современная фармакология находится в плотной связке с химией фтора, и сегодня атомы этого микроэлемента включаются в разрабатываемые лекарственные средства от самых разных недугов.

Как выражается
дефицит фтора в организме?

Причинами дефицита фтора в организме могут быть нарушения метаболизма, не позволяющие усваиваться ему в нужных количествах, и недостаточное поступление его извне. Во втором случае, как правило, речь идёт о бедной фтором питьевой воде (менее 0,7 мг/л).

Характерные симптомы нехватки фтора – это поражение зубов кариесом, их хрупкость, а также развитие остеопороза. Ногти и волосы также становятся ломкими, плохо растут. Вследствие уменьшения содержания в организме железа, которое плохо усваивается без фтора, может возникнуть анемия.

Чем опасен переизбыток
фтора в организме?
Отравление фтором

Переизбыток фтора в организме может оказаться для человеческого организма гораздо большим злом, нежели его недостаток. Только 20 мг этого минерала вызывают серьёзное отравление фтором, а 2 грамма смертельны.

Острое отравление газообразным фтором вызывает поражение глаз (ожоги, конъюнктивиты, экземы век) и органов дыхания (изъязвление слизистых оболочек, потерю голоса, кровотечения из носа, бронхит, пневмонию), а также резкое нарушение кровообращения.

Могут пострадать печень, сердечная мышца, вероятно развитие лейкопении, различных отклонений в работе сердечно-сосудистой и нервной систем, метаболических нарушений.

При отравлении через желудочно-кишечный тракт (например ядом для мышей) начинаются судороги, резкое понижение давления, тошнота, кровавые рвота и понос, велика вероятность впадения в кому.

Хроническое отравление фтором (фторизм) также несёт серьёзную угрозу для здоровья, тем более что его диагностика затруднена.

Причиной может быть чрезмерно фторированная вода (больше 4 мг/л), не утилизованные по правилам промышленные отходы, отравляющие внешнюю среду, несоблюдение техники безопасности на производстве суперфосфатов, отравление почв и растений агрохимикатами и др.

Поражаются бронхи, лёгкие, сердце, ЖКТ, печень, система кровообращения и сосуды… В общем, патологические изменения нарастают, как снежный ком, и затрагивают весь организм, что может при продолжении интоксикации и отсутствии лечения привести к инвалидности и преждевременной смерти.

Суточная норма фтора

Чтобы избежать негативных последствий дефицита и переизбытка фтора, надо придерживаться рекомендаций специалистов относительно полезных для здоровья доз этого вещества. Потребность человеческого организма в 9-м элементе периодической таблицы покрывает суточная норма фтора, установленная медиками в соответствии с возрастом:

• младенцы должны получать 0,01–0,5 мг/сутки фтора в день (эта доза увеличивается от меньшего к большему числу от рождения до года); малыши получают фтор с водой, материнским молоком, детским питанием;
• от года до 3 лет – 0,7мг /сутки;
• к 13 годам норма увеличивается до 2 мг/сутки;
• молодые люди 14–18 лет и женщины после 14 лет – 3 мг/сутки;
• взрослые мужчины – 4 мг/сутки.

Фтор:   в продуктах питания

Основным источником фтора для нас служит питьевая вода, которая подлежит проверке на содержание в ней фтора, и в случае его недостатка (менее 5 мг на литр), её специально обогащают фторидом натрия.

Полезно будет знать о содержании фтора в продуктах питания, чтобы при необходимости восполнить его недостаток.

Богаты им морепродукты (рыба и водоросли), чай (как чёрный, так и зелёный), мясо (особенно телятина и баранина), печень, яйца и молоко, чечевичная, овсяная, рисовая, гречневая крупы, отруби, грецкий орех, лук, яблоки, грейпфрут.

Дела на работе, домашние заботы, соцсети – все это нещадно пожирает наше свободное время. Даже поход в фитнес-зал после 30 лет дается непросто. При этом банальная зарядка с гантелями уже вас не устраивает и хочется чего-то большего. Какие главные причины заниматься спортом? Где взять мотивацию записаться в секцию плавания, боевых искусств или просто поиграть в…

Читать далее

Спортсмены-вегетарианцы сегодня мало кого удивляют. Многие звезды спорта осознанно выбирают такой путь и остаются только в выигрыше.

Куда более удивителен тот факт, что подобная практика существовала задолго до того, как вегетарианство стало мейнстримом.

Великие атлеты прошлого принципиально отказывались от мяса, но при этом продолжали бить рекорд за рекордом. Кто же эти герои, и в чем…

Читать далее

Всего одна-две таблетки – и на весах килограммов на три меньше! Мочегонные средства для похудения творят поистине чудеса, да и стоят недорого. И спортсмены их принимают, когда входят в весовую категорию. Только перенимая в обычную жизнь методы из спорта, мы не думаем, что там на алтарь победы кладется здоровье. Мы-то хотим быть красивыми и стройными,…

Читать далее

Неправильная работа нашего «мотора» может указывать на такую болезнь как мерцательная аритмия сердца.

Обычно патология характеризуется нарушением ритма, чувством замирания в области груди и частым сердцебиением.

Осложнения аритмии чреваты образованием тромбов, а это значит, что запущенная болезнь, если её не лечить, может перерасти в инфаркт или инсульт. Как предупредить сердечный недуг? Что делать, если заболевание…

Читать далее
 

Фтор в организме человека

Фтор (F — от лат. Fluorum) — девятый по счету химический элемент в Периодической системе, относящийся к группе галогенов (вместе с хлором, бромом, йодом).

В переводе с древнегреческого название этого элемента означает «разрушение». «вред», «порча», «истреблять», «губить», «уничтожать». Вряд ли древние греки были знакомы с чистым фтором, да и название ему дали не они, а Андре Ампер в 1810 году. Но суть они уловили очень точно: фтор — самый сильный окислитель из всех существующих химических элементов.

Соединения фтора были известны людям давно. Например, минерал флюорит (плавиковый шпат — СаF2) был описан алхимиками еще в XV веке, а в 1771 году Карл Шееле впервые в лабораторных условиях получил плавиковую кислоту (фтороводород — HF). Свободный фтор был выделен только в 1886 году Анри Муассаном.

При нормальных условиях фтор представляет собой двухатомный газ (F2) желто-зеленого или светло-зеленого цвета, по запаху очень похожий на хлор и озон.

Чистый фтор настолько агрессивен, что соприкосновение с ним кожи человека всего в течение 2 секунд приводит к появлению ожога II степени, вода в атмосфере фтора горит синим пламенем, а платина сгорает как порох(!). При контакте фтора с водородом даже при температуре -252оС (близкой к абсолютному нулю), происходит мощный взрыв.

Многие химики, которые пытались получить фтор в лабораториях и не знали о его химических свойствах, погибли или остались инвалидами. Именно по этой причине он так назван.

К слову сказать, даже такое соединение фтора, как плавиковая кислота, растворяет стекло, поэтому ее хранят в посуде, на внутреннюю поверхность которой нанесен парафин.

Основным источником промышленного фтора является уже упомянутый минерал флюорит, почти наполовину состоящий из фтора. Присутствует он также во фторапатите, криолите и т.д.

В небольших количествах фтор встречается в морской воде и в грунтовых водах, но этого количества оказывается вполне достаточно, чтобы удовлетворить потребности нашего организма, если, конечно, концентрация фтора в потребляемой воде не понижена.

В промышленности фтор применяется для изготовления материалов, устойчивых к высоким температурам и воздействию химически агрессивных сред. Так, всем известное покрытие для сковород и посуды — тефлон, в своем составе содержит фтор. Этот химический элемент используется также в производстве хладагентов для рефрижераторов, некоторых пластмасс (фторопластов).

У многих из нас дома имеется матовая стеклянная посуда. Так вот, эту матовость посуда приобретает после обработки фтороводородом (плавиковой кислотой).

Роль фтора в организме человека

Однако фтор опасен только в чистом виде или в виде некоторых простых соединений, и совершенно необходим для нормального функционирования человеческого организма и животных. Впрочем, такова «судьба» многих других химических элементов.

Фтор является важнейшей составляющей минерального обмена. В нашем организме он выполняет множество других функций.

Фтор совершенно необходим для крепости и твердости костной ткани, для формирования соединительных тканей, в особенности костей, для роста и поддержания в здоровом состоянии зубов, волос и ногтей, профилактики остеопороза. При переломах костей фтор является гарантом выздоровления.

Уже давно известно, что фосфор, калий и фтор необходимы для здоровья зубов. Соединения этих элементов попадая в микротрещины зубов заполняют и сглаживают их, тем самым препятствуя развитию кариеса. Не случайно соединения фтора уже несколько десятилетий добавляют в зубные пасты, тем самым предотвращая развитие не только кариеса, но и зубного камня, зубного налета и др.

Фтор участвует в процессе кроветворения, в том числе в образовании лейкоцитов, то есть необходим для поддержания иммунитета.

Известно, что без участия фтора человеческий организм не способен усваивать железо, а ведь дефицит железа приводит к развитию огромного количества заболеваний крови и сердечно-сосудистой системы. Нередко кариес и железодефицитная анемия развиваются вместе.

Фтор участвует в процессах выведения из организма радионуклидов и солей тяжелых металлов, подавляет жизнедеятельность кислотообразующих бактерий.

Источники фтора

Суточная потребность человека во фторе составляет 0,5-4 мг. Как уже отмечалось, в основном организм человека потребность во фторе удовлетворяет из питьевой воды, из которой 70% его усваивается организмом.

Всего с водой в организм человека поступает 60-80% фтора. Если фтора в питьевой воде недостаточно (менее 0,5 мг/л), то в водопроводную воду добавляют фторид натрия.

В то же время переизбыток фтора вреден (если его в питьевой воде более 1 мг/л), но об этом чуть позже.

Относительно много фтора содержится в чае (как в черном, так и в зеленом), а также в луке, чечевице, морской рыбе (морской сом, скумбрия, треска, сардины, лосось) и морепродуктах, грецких орехах.

В меньших количествах фтор также содержится в:

• овсе;
• рисе;
• гречихе;
• отрубях и муке грубого помола;
• мясе;
• молоке;
• яйцах;
• печени;
• картофеле;
• винограде;
• зеленых листовых овощах;
• грейпфрутах;
• яблоках.

В этих продуктах фтор присутствует преимущественно в форме труднорастворимых соединений, поэтому из пищи организму его усваивать нелегко.

Например, чтобы взрослому человеку удовлетворить суточную потребность организма во фторе, необходимо съесть 300 г грецких орехов, либо 700 г лосося, либо 3,5 кг хлеба из муки грубого помола.

Суточная доза фтора содержится только в 20 литрах коровьего молока.

Недостаток фтора

Симптомами недостатка фтора являются:

• кариес (в особенности у детей);
• остеопороз (слабость и хрупкость костей);
• выпадение волос;
• ломкость ногтей;
• железодефицитная анемия (без фтора организм плохо усваивает железо).

Избыток фтора

С точки зрения диетологии фтор — очень коварный элемент. Грань между его нехваткой и избытком очень тонка. Стоит немного превысить норму, как в организме наблюдается избыток фтора, что также серьезно отражается на здоровье человека.

Симптомами избытка фтора являются:

• замедление роста (у детей) и обмена веществ;
• деформация костей скелета, остеопороз;
• поражение зубной эмали (флюороз);
• слабость и дрожание в конечностях;
• рвота, диарея, боли в животе;
• слезотечение;
• потеря голоса;
• кожная сыпь, красные пятна на теле и лице;
• кровоточивость десен;
• кальциноз;
• брадикардия;
• нарушение жирового обмена;
• пневмония и отек легких.

Если организм человека получает слишком много фтора, может участиться дыхание, произойти снижение кровяного давления, появиться судороги, развиться почечная недостаточность.

При отравлении свободным фтором развивается конъюнктивит, раздражаются кожа и слизистые оболочки рта, пищевода, бронхов, развиваются бронхит и пневмония, поражается центральная нервная система вплоть до комы и летального исхода.

Предельно допустимой концентрацией фтора по российским стандартам считается 1,5 мг/л. В некоторых городах, например, в Москве, содержание фтора в питьевой воде повышенное.

Ситуацию усугубляет то обстоятельство, что многие люди не знают, сколько фтора они потребляют вместе с водой, поэтому под воздействием рекламы используют фторсодержащие зубные пасты.

Флюороз на этом фоне развивается медленно, несколько лет и даже десятилетий (до 10-20 лет при концентрации фтора в источнике водоснабжения свыше 4 мг/л), но последствия его не обратимы.

В результате разрушаются зубы, зубная эмаль становится «крапчатой», зубы крошатся даже не вызывая боли, нарушается обмен веществ, Помимо этого поражается печень, паращитовидная и щитовидная железы, нарушается тканевое дыхание. Особенно опасен переизбыток фтора для детей и подростков, у которых костная ткань еще только формируется.

Поэтому в некоторых странах зубную пасту, минеральные комплексы, напитки и жевательные резинки с повышенным содержанием фтора запретили к свободной продаже. Приобрести их можно лишь по рецепту врача, когда однозначно диагностирована нехватка фтора.

Употребление за один раз всего 5-10 г фторида натрия (NaF) приводит к летальному исходу.

Если соединения фтора принимать вместе с витаминами А и D, то это может привести к развитию на костях наростов — кальцификатов.

Фтор считается сильнейшим нейротоксином, поскольку приводит к накоплению алюминия в головном мозгу. Это может привести к болезни Альцгеймера, некоторым другим нервным и психическим расстройствам.

Фтор — это что такое? Свойства фтора

Фтор – химический элемент (символ F, атомный номер 9), неметалл, который относится к группе галогенов. Это самое активное и электроотрицательное вещество. При нормальной температуре и давлении молекула фтора является ядовитым газом бледно-желтого цвета с формулой F2. Как и другие галоиды, молекулярный фтор очень опасен и при контакте с кожей вызывает тяжелые химические ожоги.

Использование

Фтор и его соединения широко применяются, в т. ч. и для получения фармацевтических препаратов, агрохимикатов, горюче-смазочных материалов и текстиля. Плавиковая кислота используется для травления стекла, а плазма из фтора – для производства полупроводниковых и других материалов.

Низкие концентрации ионов F в зубной пасте и питьевой воде могут помочь предотвратить кариес зубов, в то время как более высокие концентрации входят в состав некоторых инсектицидов. Многие общие анестетики представляют собой производные фторуглеводородов.

Изотоп 18F является источником позитронов для получения медицинских изображений методом позитронно-эмиссионной томографии, а гексафторид урана используется для разделения изотопов урана и получения обогащенного урана для атомных электростанций.

История открытия

Минералы, содержащие соединения фтора, были известны за много лет до выделения этого химического элемента. Например, минерал плавиковый шпат (или флюорит), состоящий из фторида кальция, был описан в 1530 г. Георгием Агриколой.

Он заметил, что его можно использовать в качестве флюса — вещества, которое помогает снизить температуру плавления металла или руды и помогает очистить нужный металл.

Поэтому фтор название свое латинское название получил от слова fluere («течь»).

Карл Шееле и многие более поздние исследователи, в том числе Гемфри Дэви, Жозеф-Луи Гей-Люссак, Антуан Лавуазье, Луи Тенар, экспериментировали с плавиковой кислотой (HF), которую было несложно получить путем обработки CaF концентрированной серной кислотой.

В конце концов, стало понятно, что HF содержит ранее неизвестный элемент. Это вещество, однако, из-за его чрезмерной реактивности в течение многих лет выделить не удавалось.

Его не только трудно отделить от соединений, но оно тут же вступает в реакцию с другими их компонентами.

Выделение элементарного фтора из плавиковой кислоты чрезвычайно опасно, и ранние попытки ослепили и убили нескольких ученых. Эти люди стали известны как «мученики фтора».

Открытие и производство

Наконец, в 1886 году французскому химику Анри Муассану удалось выделить фтор путем электролиза смеси расплавленных фторидов калия и плавиковой кислоты. За это он был удостоен Нобелевской премии 1906 года в области химии. Его электролитический подход продолжает использоваться сегодня для промышленного получения данного химического элемента.

Первое масштабное производство фтора началось во время Второй мировой войны. Он требовался для одного из этапов создания атомной бомбы в рамках Манхэттенского проекта.

Фтор использовался для получения гексафторида урана (UF6), который, в свою очередь, применялся для отделения друг от друга двух изотопов 235U и 238U.

Сегодня газообразный UF6 необходим для получения обогащенного урана для ядерной энергетики.

Важнейшие свойства фтора

В периодической таблице элемент находится в верхней части 17 группы (бывшая группа 7А), которую называют галогенной. К другим галогенам относятся хлор, бром, йод и астат. Кроме того, F находится во втором периоде между кислородом и неоном.

Чистый фтор – это коррозионный газ (химическая формула F2) с характерным резким запахом, который обнаруживается в концентрации 20 нл на литр объема. Как наиболее реактивный и электроотрицательный из всех элементов, он легко образует соединения с большинством из них.

Фтор слишком реактивный, чтобы существовать в элементарной форме и имеет такое сродство с большинством материалов, включая кремний, что его нельзя готовить или хранить в стеклянных емкостях.

Фтор, взаимодействуя с водородом, взрывается даже при низкой температуре и в темноте. Он бурно реагирует с водой, образуя плавиковую кислоту и газообразный кислород.

Различные материалы, в том числе мелкодисперсные металлы и стекла, в струе газообразного фтора горят ярким пламенем. Кроме того, данный химический элемент образует соединения с благородными газами криптоном, ксеноном и радоном.

Однако непосредственно с азотом и кислородом он не реагирует.

Несмотря на крайнюю активность фтора, сегодня стали доступны методы его безопасной обработки и транспортировки. Элемент может храниться в емкостях из стали или монеля (богатого никелем сплава), так как на поверхности этих материалов образуются фториды, которые препятствуют дальнейшей реакции.

Фториды – это вещества, в которых фтор присутствует в виде отрицательно заряженного иона (F-) в сочетании с некоторыми положительно заряженными элементами. Соединения фтора с металлами являются одними из наиболее стабильных солей. При растворении в воде они делятся на ионы. Другими формами фтора являются комплексы, например, [FeF4]-, и H2F+.

Изотопы

Существует множество изотопов данного галогена, начиная от 14F и заканчивая 31F. Но изотопный состав фтора включает только один из них, 19F, который содержит 10 нейтронов, так как только он является стабильным. Радиоактивный изотоп 18F – ценный источник позитронов.

Биологическое воздействие

Фтор в организме в основном содержится в костях и зубах в виде ионов.

Фторирование питьевой воды в концентрации менее одной части на миллион значительно снижает частоту кариеса — так считают в Национальном исследовательском совете Национальной академии наук США.

С другой стороны, избыточное накопление фтора может привести к флюорозу, который проявляется в крапчатости зубов. Этот эффект обычно наблюдается в местностях, где содержание данного химического элемента в питьевой воде превышает концентрацию 10 промилле.

Элементарный фтор и фтористые соли токсичны и с ними следует обходиться с большой осторожностью. Контакта с кожей или глазами следует тщательно избегать. Реакция с кожным покровом производит фтористоводородную кислоту, которая быстро проникает через ткани и реагирует с кальцием в костях, повреждая их навсегда.

Фтор в окружающей среде

Ежегодная мировая добыча минерала флюорита составляет около 4 млн т, а общая мощность разведанных месторождений находится в пределах 120 млн т. Основными районами добычи этого минерала являются Мексика, Китай и Западная Европа.

В природе фтор встречается в земной коре, где его можно найти в горных породах, угле и глине. Фториды попадают в воздух при ветровой эрозии почв. Фтор является 13-м по распространенности химическим элементом в земной коре – его содержание равно 950 промилле.

В почвах его средняя концентрация – примерно 330 промилле. Фтороводород может выделяться в воздух в результате процессов горения в промышленности. Фториды, которые находятся в воздухе, в конечном итоге выпадают на землю или в воду.

В атмосфере 0,6 миллиардных долей данного химического элемента присутствуют в виде солевого тумана и органических соединений хлора. В городских условиях концентрация достигает 50 частей на миллиард.

Соединения

Фтор – это химический элемент, который образует широкий спектр органических и неорганических соединений. Химики могут заменить им атомы водорода, тем самым создавая множество новых веществ.

Высокореактивный галоген образует соединения с благородными газами. В 1962 году Нил Бартлетт синтезировал гексафторплатинат ксенона (XePtF6). Фториды криптона и радона также были получены.

Еще одним соединением является фторгидрид аргона, устойчивый лишь при экстремально низких температурах.

Промышленное применение

В атомарном и молекулярном состоянии фтор используется для плазменного травления в производстве полупроводников, плоских дисплеев и микроэлектромеханических систем. Плавиковая кислота применяется для травления стекла в лампах и других изделиях.

Наряду с некоторыми из его соединений, фтор – это важная составляющая производства фармацевтических препаратов, агрохимикатов, горюче-смазочных материалов и текстиля.

Химический элемент необходим для получения галогенированных алканов (галоны), которые, в свою очередь, широко использовались в системах кондиционирования воздуха и охлаждения.

Позже такое применение хлорфторуглеродов было запрещено, поскольку они способствуют разрушению озонового слоя в верхних слоях атмосферы.

Гексафторид серы – чрезвычайно инертный, нетоксичный газ, относящийся к веществам, вызывающим парниковый эффект. Без фтора невозможно производство пластмасс с низким коэффициентом трения, таких как тефлон. Многие анестетики (например, севофлуран, десфлуран и изофлуран) являются производными фторуглеводородов. Гексафторалюминат натрия (криолит) применяется в электролизе алюминия.

Соединения фтора, в том числе NaF, используются в зубных пастах для предотвращения кариеса. Эти вещества добавляются в системы муниципального водоснабжения для фторирования воды, однако из-за воздействия на здоровье человека эта практика считается спорной. При более высоких концентрациях NaF используются в качестве инсектицида, особенно для борьбы с тараканами.

В прошлом фториды применялись для снижения температуры плавления металлов и руд и повышения их текучести. Фтор – это важный компонент производства гексафторида урана, который применяется для разделения его изотопов. 18F, радиоактивный изотоп с периодом полураспада 110 минут, излучает позитроны и часто используется в медицинской позитронно-эмиссионной томографии.

Физические свойства фтора

Базовые характеристики химического элемента следующие:

• Атомная масса 18,9984032 г/моль.
• Электронная конфигурация 1s22s22p5.
• Степень окисления -1.
• Плотность 1,7 г/л.
• Температура плавления 53,53 К.
• Температура кипения 85,03 К.
• Теплоемкость 31,34 Дж/(К·моль).

The post Фтор appeared first on Химия.

Углерод — химический элемент с атомным номером 6. Обозначается символом — C (лат. Carboneum).
  Углерод может существовать по крайней мере в шести кристаллических формах, не считая недавно синтезированных фуллеренов. Это α- и β-графит, алмаз, лонедейлит (гексагональный алмаз), чаоит и углерод(VI).

При нормальных температуре и давлении наиболее термодинамически устойчив α-графит (гексагональный). Модификации различаются либо по координационному окружению атомов углерода, либо по порядку расположения слоев в кристалле. Эти различия оказывают существенное влияние и на физические, и на химические свойства углерода. Атомы углерода в графите образуют плоские гексагональные слои: Рис.

8.2. Структуры α-(гексагональной) и β-(ромбоэдрической) форм графита
В обычном α-графите слои чередуются в порядке •••ABAB•••, причем атомы углерода в слоях через один расположены друг над другом. В β-графите слои располагаются в порядке •••ABCABC•••. В обеих формах расстояние C-C внутри слоя равно 0,1415 нм, расстояние между слоями значительно больше — 0,3354 нм.

Эти две формы переходят друг в друга при растирании (α→β) иди при нагревании выше 1025°С (β→α). Частичное превращение приводит к увеличению среднего расстояния между слоями; оно достигает максимума в 0,344 нм в турбостратическом графите, в котором чередование слоев носит случайный характер. Разница энтальпий образования α- и β-форм составляет всего 0,59±0,17 кДж•моль-1.

  Структура алмаза, демонстрирующая тетраэдрическую координацию атомов С; пунктирными линиями обозначена кубическая элементарная ячейка, содержащая 8 атомов углерода.В алмазе каждый атом углерода тетраэдрически окружен четырьмя равноудаленными соседними атомами углерода с межатомным расстоянием 0,15445 нм; тетраэдры образуют кубическую элементарную ячейку с параметром a0=0,35668 нм.

Следует обратить внимание, что хотя структура алмаза в целом не является плотнейшей упаковкой, она построена из двух взаимопроникающих гранецентрированных кубических решеток, сдвинутых вдоль объемной диагонали ячейки на четверть ее длины.

Почти все встречающиеся в природе алмазы (~98%) имеют такую структуру, но содержат также небольшое количество атомов азота (0,05-0,25%), входящих в «пластиночки» приблизительною состава C3N (тип Iа) или, что крайне редко (~1%), рассеянных по объему кристалла (тип Iб).

Совсем немного природных алмазов практически не содержит атомов N (тип IIа) и лишь малая часть таких камней (включая особо ценные голубые алмазы, тип IIб) содержит Al. Алмаз исключительно редкой гексагональной модификации — лонедейлит — был впервые обнаружен в метеоритном кратера Каньон Дьявола (Аризона) в 1967 г.

: каждый атом С в нем имеет тетраэдрическую координацию, но тетраэдры образуют гексагональную решетку, подобную решетке вюрцита, а не кубическую решетку типа сфалерита, как в обычном алмазе. Лонедейлит можно получить из монокристалла α-графита при комнатной температуре статическим сжатием вдоль оси г, для стабилизации он должен быть, однако, нагрет до 1000°С под давлением (параметры решетки: a0 = 0,252 нм, c0 = 0,412 нм, dнабл = 3,3 г·см-3, dрасч = 3,51 г·см-3).

Чаоит может быть получен искусственно в виде белых дендритов гексагональной симметрии путем возгонки пирографита в условиях свободного испарения при температуре выше ~2000°С и низком давлении (~10-4 мм рт. ст.). Кристаллы имеют 0,5 мкм в толщину и 5-10 мкм в длину; параметры ячейки до = 0,8945 нм, c0 = 1,4071 нм, dрасч = 3,43 г·см-3. Наконец, в 1972 г.

вместе с чаоитом была получена новая аллотропная форма углерода — гексагональный углерод(VI). Он был получен при нагревании графита до ~2300 °С под действием электрического тока или облучения. Процесс осуществляли в атмосфере аргона при практически любом давлении в диапазоне от 10-4 мм рт. ст.

до 1 атм; лазерное облучение было даже более эффективно (параметры кристаллов a0 = 0,533 нм, c0 =1,22 нм, d > 2,9 г·см-3). Структуры чаоита и углерода(VI) еще до конца не изучены; полагают, что они включают цепочки типа карбина -C=C-C=C-. Обе эти модификации значительно более устойчивы к окислению и восстановлению, чем графит, по свойствам они ближе к алмазу.

В настоящее время существует предположение, что в диапазоне от условий существования стабильного графита до его температуры плавления существует последовательность по крайней мере из шести стабильных аллотропных форм карбина.

Физические свойства

Химические свойства и методы получения

Искать химические свойства и методы получения в базе химических реакций. 
 

Аморфный углерод

Аморфный углерод, получаемый в промышленности и в лабораториях, обычно содержит соединения углерода (с атомами H, O, N, S), зольные компоненты и адсорбированные газы или пары. Углерод очень высокой чистоты необходим при работах с высоковакуумной аппаратурой.

Для обычиых целей достаточно чистоты углерода 99%. Этому требованию отвечают коксующиеся угли, сажа, активированный уголь и графит, очищенные с помощью следующих методов.

Очистка от зольных компонентов. Многократное кипячение с разб.

HNO3; прокаливание в потоке хлора при 900-1000°С; обработка плавиковой кислотой для удаления силикатов; многочасовое прокаливание при 2000-3000 *С в вакууме, в атмосфере СО или инертных газов (при этом происходит, правда, изменение структуры — графитизация, т. е.

переход к структуре графита).

Очистка от соединений углерода («коксование»). Соединения углерода не совсем полностью удается удалить при обработке растворителями. Для более полной очистки используют многочасовое прокаливание при 900-1000 °С в вакууме или атмосфере H2, N2 и инертных газов.

Подобные структурные изменения, как правило, ухудшают адсорбционные свойства препарата; устранить неблагоприятные последствия можно с помощью активирования, которое ие влияет на чистоту углерода.

Для разрушения кислородсодержащих соединений, адсорбированных на поверхности, препарат углерюда выдерживают при 1000°С; при этом кислород удаляется в виде CO или CO2.

Очистка от адсорбированных газов и паров. Необходимо иметь в виду, что активированный углерод при комнатной температуре может адсорбировать CO2, H2O и другие газы в количествах до нескольких процентов (по массе). Для очистки необходимо нагревание в течение нескольких часов при 300°С в высоком вакууме.

Препараты углерода для специальных целей

Сажа из монооксида углерода. Интерес, проявляемый к этому препарату, вызван тем, что сажа используется для выращивания кристаллов графита среднего размера, которые лишь незначительно слипаются в более крупные агрегаты. Для получения препарата над тонкодисперсным чистым железом (например, из карбонилов железа) пропускают CO при 400-700 °С.

В зависимости от температуры получают кристаллы определенного размера: ~5 нм (400°С), ~10 нм (500°С), 20 нм (700°С). Следует иметь в виду, что соединения железа, загрязняющие препараты, удается удалить дополнительной очисткой.

Графитированная сажа.

При многочасовом прокаливании сажи при 2000-3000°С в вакууме или в атмосфере инертного газа образуется графитированная сажа, в которой содержится определенное количество кристаллов графита, незначительно отличающихся по размеру от частиц исходной сажи (из газовой сажи вырастают кристаллы (термическая сажа) размером ~20 нм, из пламенной сажи ~50-200 нм, из термакса ~30 нм).

Возникшие кристаллы графита имеют форму полиэдров, состоящих из нескольких сросшихся вершинами пирамид; грани полиэдра образованы базисными плоскостями (001) графита.

Сажа из оксида графита состоит из тончайших графитовых чешуек толщиной ~2-5 нм, диаметр которых может доходить до нескольких сотых долей миллиметра, что зависит от природы исходного графита.

Для получения этой сажи графит оксидируют. Оксид графита разлагается при быстром нагревании до 300-400 °С.

Поскольку при этом освобождается кислород, связанный в виде CO и CO2 в оксиде графита, не исключено, что в решетке графита возникают пустоты атомарных размеров.

Хороший продукт с подобными свойствами можно получить по следующей методике. Щелочную суспензию оксида графита восстанавливают гидроксиламином при 80°С. Чтобы предотвратить слипание чешуек сажи при фильтровании и высушивании, обессоленную путем диализа суспензию вымораживают. Сажа, полученная по обеим методикам, содержит всего ~80% C (наряду с O, H и другими примесями). Для очистки продукт можно тотчас подвергнуть коксованию, а также освободить от зольных компонентов.

Блестящий углерод. Хрупкая фольга (пленка) с совершенной отражательной поверхностью; образуется в результате ориентации базисных плоскостей кристаллического графита параллельно плоскости фольги.

Диаметр кусочков фольги может достигать нескольких сантиметров, а толщина — десятых долей миллиметра. Пленки из блестящего углерода, нанесенные на керамический материал, используются в качестве высокоомных сопротивлений.

Размер кристаллов составляет ~2,5 нм.

Блестящий углерод получают путем разложения углеводородов (крекинга) при низком давлении (например, паров пропана при ~10 мм рт. ст.) или паров бензина, разбавленных азотом (через бензин при комнатной температуре пропускают N2). Разложение производят на гладких поверхностях (например, фарфор или кварц) при 800—1000°С.

Целесообразно к углеводороду добавлять немного O2 или водяных паров для того, чтобы избежать потерь наиболее реакционноспособного углерода из-за осаждения на шероховатой поверхности. По достижении толщины нескольких сотых миллиметра пленки углерода отслаиваются сами (их легко также отделить после охлаждения).

Покрытие лучшего качества получается на не совсем гладких поверхностях.

Получение пленки из графита

Способ 1. Золь, приготовленный путем встряхивания или перемешивания 1-2 г оксида графита в 100 г воды, концентрируют путем испарения. При этом на дне сосуда образуется пленка оксида графита. При очень медленном и осторожном нагревании происходит выделение CO, CO2 и H2O.

При 1000°С образуется пленка графита, которая, однако, содержит несколько процентов кислорода и водорода.

Размеры полученной пленки и ее толщина соответствуют размерам исходной пленки из оксида графита; их можно регулировать, изменяя количество и концентрацию взятого золя оксида графита, а также размеры сосуда, в котором производили концентрирование последнего. Можно получить пленку графита с поверхностью, например, 50 см2.

Способ 2. Очень чистую графитовую пленку можно получить при многочасовом отжиге фольги блестящего графита в вакууме или в атмосфере CO при 2000-3000 °С. Размеры полученной пленки такие же, как исходной из блестящего углерода, например 1 см в диаметре.

Активированный уголь. Получение

Повышение адсорбционной способности достигается разрыхлением кристаллической структуры углерода путем осторожного окисления.

Углерод с высокой адсорбционной способностью при комнатной температуре, например, при контакте с полунасыщенным паром тетрахлорида углерода адсорбирует количество CCl4, равное собственной массе угля.

Разрыхление проще всего провести путем отжига в потоке CO2 или водяных паров при 950°С; отжиг продолжают до тех пор, пока углерод не выгорит наполовину. Для этого следует медленно пропускать CO2 над углеродом, распределенным тонким слоем в лодочке.

Можно рекомендовать дополнительную очистку от адсорбированного CO2 или H2O путем многочасового нагревания при 300°С в высоком вакууме. При доступе воздуха на поверхности образуются оксиды, которые можно удалить при коксовании.

  Список использованной литературы

1. Волков, А.И., Жарский, И.М. Большой химический справочник / А.И. Волков, И.М. Жарский. — Мн.: Современная школа, 2005. — 608 с ISBN 985-6751-04-7. [c. 124]
2. Гофман У., Рюдорф В., Хаас А., Шенк П. В., Губер Ф., Шмайсер М., Баудлер М., Бехер Х.-Й., Дёнгес Э., Шмидбаур Х., Эрлих П., Зайферт Х. И. Руководство по неорганическому синтезу: В 6-ти томах. Т.3. Пер. с. нем./Под ред. Г. Брауэра. — М.: Мир, 1985. — 392 с., ил. [с. 669-671]
3. Гинвуд Н. Химия элементов: в 2 т. Т.1 / Н. Гринвуд, А. Эрншо ; пер. с англ. — 3-е изд. — М. : БИНОМ. Лаборатория знаний, 2015. — 607 с. : ил. ISBN 978-5-9963-1733-2 (Т. 1), ISBN 978-5-9963-1732-5 [c. 260-261]

Модификации и свойства углерода

Известны 4 кристаллические модификации углерода: графит, алмаз, карбин и лонсдейлит, сильно различающиеся по своим свойствам.

Карбин — искусственно полученная разновидность углерода, представляющая собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета, кристаллическая структура которого характеризуется наличием длинных цепочек атомов углерода, расположенных параллельно друг другу.

аморфный углерод (сажа, кокс, древесный уголь). Физические свойства «аморфного» углерода в сильной степени зависят от дисперсности частиц и от наличия примесей.

Химические свойства углерода

В соединениях углерод имеет степени окисления +4 (наиболее распространённая), +2 и +3. При обычных условиях углерод химически инертен, при высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства.

Химическая активность углерода убывает в ряду «аморфный» углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха у этих разновидностей углерода происходит соответственно при температурах 300-500°С, 600-700°С и 850-1000°С с образованием диоксида (CO2) и монооксида (CO) углерода. Диоксид растворяется в воде с образованием угольной кислоты.

Все формы углерода устойчивы к щелочам и кислотам. С галогенами углерод практически не взаимодействует (кроме графита, который с F2 выше 900°С реагирует), поэтому его галогениды получают косвенным путём. Среди азотсодержащих соединений важное практическое значение имеют цианистый водород HCN (синильная кислота) и его многочисленные производные.

При температурах выше 1000°С углерод взаимодействует со многими металлами, образуя карбиды. Все формы углерода нерастворимы в обычных неорганических и органических растворителях.

Важнейшее свойство углерода — способность его атомов образовывать прочные химические связи между собой, а также между собой и другими элементами.

Способность углерода образовывать 4 равнозначные валентные связи с другими атомами углерода позволяет строить углеродные скелеты разных типов (линейные, разветвлённые, циклические); именно этими свойствами и объясняется исключительная роль углерода в строении всех органических соединений и, в частности, всех живых организмов.

Углерод в природе

Среднее содержание углерода в земной коре 2,3•10 % (по массе); при этом основная масса углерода концентрируется в осадочных горных породах (1%), тогда как в других горных породах существенно более низкие и примерно одинаковые (1-3•10%) концентрации этого элемента.

Углерод накапливается в верхней части земной коры, где его присутствие связано в основном с живым веществом (18%), древесиной (50%), каменным углём (80%), нефтью (85%), антрацитом (96%), а также с доломитами и известняками.

Известно свыше 100 минералов углерода, из которых наиболее распространены карбонаты кальция, магния и железа (кальцит CaCO3, доломит (Ca, Mg)CO3 и сидерит FeCO3).

Большие количества диоксида CO2 выделяются в атмосферу из недр Земли при вулканической деятельности и при сжигании органических топлив. Из атмосферы CO2 усваивается растениями в процессе фотосинтеза и растворяется в морской воде, слагая тем самым важнейшие звенья общего круговорота углерода на Земле. Важную роль играет углерод и в космосе; на Солнце углерод занимает 4-е место по распространённости после водорода, гелия и кислорода, участвуя в ядерных процессах.

Применение и использование

Важнейшее народно-хозяйственное значение углерода определяется тем, что около 90% всех первичных источников энергии, потребляемой человеком, приходится на органическое топливо. Наблюдается тенденция использовать нефть и газ не как топливо, а как сырьё для разнообразных химических производств.

Меньшую, но тем не менее весьма существенную роль в народном хозяйстве играет углерод, добываемый в виде карбонатов (металлургия, строительство, химические производства), алмазов (ювелирные украшения, техника) и графита (ядерная техника, жаропрочные тигли, карандаши, некоторые виды смазок и т.д.).

По удельной активности изотопа 14С в остатках биогенного происхождения определяют их возраст (радиоуглеродный метод датирования). 14С широко используется в качестве радиоактивного индикатора.

Важное значение имеет наиболее распространённый изотоп 12С — одна двенадцатая часть массы атома этого изотопа принята за единицу атомной массы химических элементов.

Графит и алмаз

Основные и хорошо изученные кристаллические модификации углерода— алмаз и графит. При нормальных условиях термодинамически устойчив только графит, а алмаз и другие формы метастабильны.

При атмосферном давлении и температуре выше 1200 Kалмаз начинает переходить в графит, выше 2100 Kпревращение совершается за секунды. ΔН0 перехода— 1,898 кДж/моль. При нормальном давлении углерод сублимируется при 3780 K. Жидкий углерод существует только при определенном внешнем давлении.

Тройные точки: графит-жидкость-пар Т =4130 K, р =10,7 МПа. Прямой переход графита в алмаз происходит при 3000 Kи давлении 11—12 ГПа.

При давлении свыше 60 ГПа предполагают образование весьма плотной модификации С III (плотность на 15—20% выше плотности алмаза), имеющей металлическую проводимость. При высоких давлениях и относительно низких температурах (ок.

1200 K) из высокоориентированного графита образуется гексагональная модификация углерода с кристаллической решеткой типа вюрцита— лонсдейлит (а =0,252 нм, с =0,412 нм, пространственная группа Р63/ттс), плотность 3,51 г/см³, то есть такая же, как у алмаза.

Лонсдейлит найден также в метеоритах.

Ультрадисперсные алмазы (наноалмазы)

В 1980-е гг. в СССР было обнаружено, что в условиях динамического нагружения углеродсодержащих материалов могут образовываться алмазоподобные структуры, получившие название ультрадисперсных алмазов (УДА). В настоящее время всё чаще применяется термин «наноалмазы». Размер частиц в таких матералах составляет единицы нанометров.

Условия образования УДА могут быть реализованы при детонации взрывчатых веществ с значительным отрицательным кислородным балансом, например смесей тротила с гексогеном. Такие условия могут быть реализованы также при ударах небесных тел о поверхность Земли в присутствии углеродсодержащих материалов (органика, торф, уголь и пр.).

Так, в зоне падения Тунгусского метеорита в лесной подстилке были обнаружены УДА.

Карбин

Кристаллическая модификация углерода гексагональной сингонии с цепочечным строением молекул называется карбин. Цепи имеют либо полиеновое строение (—C≡C—), либо поликумуленовое (=C=C=).

Известно несколько форм карбина, отличающихся числом атомов в элементарной ячейке, размерами ячеек и плотностью (2,68—3,30 г/см³).

Карбин встречается в природе в виде минерала чаоита (белые прожилки и вкрапления в графите) и получен искусственно— окислительной дегидрополиконденсацией ацетилена, действием лазерного излучения на графит, из углеводородов или CCl4 в низкотемпературной плазме.

Карбин представляет собой мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях из длинных цепочек атомов углерода, уложенных параллельно друг другу.

Карбин— линейный полимер углерода. В молекуле карбина атомы углерода соединены в цепочки поочередно либо тройными и одинарными связями (полиеновое строение), либо постоянно двойными связями (поликумуленовое строение). Это вещество впервые получено советскими химиками В.В.Коршаком, А.М.Сладковым, В.И.

Касаточкиным и Ю.П.Кудрявцевым в начале 60-х гг. в Институте элементоорганических соединений Академии наук СССР .Карбин обладает полупроводниковыми свойствами, причём под воздействием света его проводимость сильно увеличивается.

На этом свойстве основано первое практическое применение— в фотоэлементах.

Фуллерены и углеродные нанотрубки

Углерод известен также в виде кластерных частиц С60, С70, C80, C90, C100 и подобных (фуллерены), а также графенов и нанотрубок.

Аморфный углерод

В основе строения аморфного углерода лежит разупорядоченная структура монокристаллического (всегда содержит примеси) графита. Это кокс, бурые и каменные угли, техуглерод, сажа, активный уголь.

Нахождение в природе

углерода в земной коре 0,1% по массе. Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита.

Основная масса углерода в виде природных карбонатов (известняки и доломиты), горючих ископаемых— антрацит (94—97% С), бурые угли (64—80% С), каменные угли (76—95% С), горючие сланцы (56—78% С), нефть (82—87% С), горючих природных газов (до 99% метана), торф (53—56% С), а также битумы и др.

В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода СО2, в воздухе 0,046% СО2 по массе, в водах рек, морей и океанов в ~60 раз больше. Углерод входит в состав растений и животных (~18%). В организм человека углерод поступает с пищей (в норме около 300 г в сутки).

Выводится из организма преимущественно с выдыхаемым воздухом (углекислый газ) и мочой (мочевина)

Кругооборот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО2 в атмосферу при сгорании ископаемого топлива, из вулканических газов, горячих минеральных источников, из поверхностных слоев океанических вод и др. Биологический цикл состоит в том, что углерод в виде СО2 поглощается из тропосферы растениями. Затем из биосферы вновь возвращается в геосферу: с растениями углерод попадает в организм животных и человека, а затем при гниении животных и растительных материалов— в почву и в виде СО2— в атмосферу.

В парообразном состоянии и в виде соединений с азотом и водородом углерод обнаружен в атмосфере Солнца, планет, он найден в каменных и железных метеоритах.

Большинство соединений углерода, и прежде всего углеводороды, обладают ярко выраженным характером ковалентных соединений. Прочность простых, двойных и тройных связей атомов С между собой, способность образовывать устойчивые цепи и циклы из атомов С обусловливают существования огромного числа углеродсодержащих соединений, изучаемых органической химией.

Химические свойства

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—500 °C, 600—700 °C и 850—1000 °C.

Степени окисления +4, −4, редко +2 (СО, карбиды металлов), +3 (C2N2, галогенцианы); сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С0 к С4+ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Неорганические соединения

Углерод реагирует со многими элементами с образованием карбидов.

Продукты горения— оксид углерода CO и диоксид углерода СО2. Известен также неустойчивый оксид С3О2 (температура плавления −111°C, температура кипения 7°C) и некоторые другие оксиды. Графит и аморфный углерод начинают реагировать с Н2 при 1200°C, с F2— соответственно 900°C.

CO2 с водой образует слабую угольную кислоту— H2CO3, которая образует соли— Карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (мел, мрамор, кальцит, известняк и др. минералы) и магния (доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в среде N2 образуется циан, при высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту.

С серой углерод дает сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов, бором и кремнием углерод образует карбиды. Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром: С +Н2О =СО +Н2 (Газификация твердых топлив).

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов, что широко используется в металлургии.

Органические соединения

Благодаря способности углерода образовывать полимерные цепочки, существует огромный класс соединений на основе углерода, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия. Среди них наиболее обширные группы: углеводороды, белки, жиры и др.

Соединения углерода составляют основу земной жизни, а их свойства во многом определяют спектр условий, в которых подобные формы жизни могут существовать. По числу атомов в живых клетках доля углерода около 25%, по массовой доле— около 18%.

Применение

Графит используется в карандашной промышленности. Также его используют в качестве смазки при особо высоких или низких температурах.

Алмаз, благодаря исключительной твердости, незаменимый абразивный материал. Алмазным напылением обладают шлифовальные насадки бормашин. Кроме этого, ограненные алмазы — бриллианты используются в качестве драгоценных камней в ювелирных украшениях.

Благодаря редкости, высоким декоративным качествам и стечению исторических обстоятельств, бриллиант неизменно является самым дорогим драгоценным камнем. Исключительно высокая теплопроводность алмаза (до 2000 Вт/м•К) делает его перспективным материалом для полупроводниковой техники в качестве подложек для процессоров.

Так, карболен (активированный уголь), применяется для абсорбции и выведения из организма различных токсинов; графит (в виде мазей)— для лечения кожных заболеваний; радиоактивные изотопы углерода— для научных исследований (радиоуглеродный анализ).

Углерод играет огромную роль в жизни человека. Его применения столь же разнообразны, как сам этот многоликий элемент.

Углерод является основой всех органических веществ. Любой живой организм состоит в значительной степени из углерода. Углерод— основа жизни. Источником углерода для живых организмов обычно является СО2 из атмосферы или воды.

В результате фотосинтеза он попадает в биологические пищевые цепи, в которых живые существа пожирают друг друга или останки друг друга и тем самым добывают углерод для строительства собственного тела.

Биологический цикл углерода заканчивается либо окислением и возврашением в атмосферу, либо захоронением в виде угля или нефти.

Углерод в виде ископаемого топлива: угля и углеводородов (нефть, природный газ)— один из важнейших источников энергии для человечества.

Токсическое действие

Углерод входит в состав атмосферных аэрозолей, в результате чего может изменяться региональный климат, уменьшаться количество солнечных дней.

Углерод поступает в окружающую среду в виде сажи в составе выхлопных газов автотранспорта, при сжигании угля на ТЭС, при открытых разработках угля, подземной его газификации, получении угольных концентратов и др.

Концентрация углерода над источниками горения 100—400 мкг/м³, крупными городами 2,4—15,9 мкг/м³, сельскими районами 0,5— 0,8 мкг/м³. С газоаэрозольными выбросами АЭС в атмосферу поступает (6—15)•109 Бк/сут 14СО2.

Высокое содержание углерода в атмосферных аэрозолях ведет к повышению заболеваемости населения, особенно верхних дыхательных путей и легких. Профессиональные заболевания— в основном антракоз и пылевой бронхит.

Токсическое действие 14С, вошедшего в состав молекул белков (особенно в ДНК и РНК), определяется радиационным воздействием бета частиц и ядер отдачи азота (14С (β) → 14N) и трансмутационным эффектом— изменением химического состава молекулы в результате превращения атома С в атом N. Допустимая концентрация 14С в воздухе рабочей зоны ДКА 1,3 Бк/л, в атмосферном воздухе ДКБ 4,4 Бк/л, в воде 3,0•104 Бк/л, предельно допустимое поступление через органы дыхания 3,2•108 Бк/год.

Дополнительная информация

Углерод — характеристика элемента и химические свойства

Характеристика углерода. Свойства простых веществ и соединений

Углерод (С) – типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.

Физические свойства: углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз – одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.

Атом углерода имеет 6 электронов: 1s22s22p2. Последние два электрона располагаются на отдельных р-орбиталях и являются неспаренными. В принципе, эта пара могла бы занимать одну орбиталь, но в таком случае сильно возрастает межэлектронное отталкивание. По этой причине один из них занимает 2рх, а другой, либо 2ру, либо 2рz-орбитали.

Различие энергии s- и р-подуровней внешнего слоя невелико, поэтому атом довольно легко переходит в возбужденное состояние, при котором один из двух электронов с 2s-орбитали переходит на свободную 2р.

Возникает валентное состояние, имеющее конфигурацию 1s22s12px12py12pz1.

Именно такое состояние атома углерода характерно для решетки алмаза — тетраэдрическое пространственное расположение гибридных орбиталей, одинаковая длина и энергия связей.

https://www.youtube.com/watch?v=FYELOVc2eDo

Это явление, как известно, называют sp3-гибридизацией, а возникающие функции – sp3-гибридными.  Образование четырех sp3-cвязeй обеспечивает атому углерода более устойчивое состояние, чем три р—р- и одна s—s-связи.

Помимо sp3-гибридизации у атома углерода наблюдается также sp2— и sp-гибридизация. В первом случае возникает взаимное наложение s- и двух р-орбиталей. Образуются три равнозначные sp2— гибридных орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° друг к другу.

Третья орбиталь р неизменна и направлена перпендикулярно плоскости sp2.

При sp-гибридизации происходит наложение орбиталей s и р. Между двумя образующимися равноценными гибридными орбиталями возникает угол 180°, при этом две р-орбитали у каждого из атомов остаются неизменными.

Аллотрорпия углерода. Алмаз и графит

В кристалле графита атомы углерода расположены в параллельных плоскостях, занимая в них вершины правильных шестиугольников. Каждый из атомов углерода связан с тремя соседними sp2-гибридными связями. Между параллельными плоскостями связь осуществляется за счет ван-дер-ваальсовых сил.

Свободные р-орбитали каждого из атомов направлены перпендикулярно плоскостям ковалентных связей. Их перекрыванием объясняется дополнительная π-связь между атомами углерода.

Таким образом, от валентного состояния, в котором находятся атомы углерода в веществе, зависят свойства этого вещества.

Углерод как восстановитель:

—    с кислородом
C0 + O2  –t°=  CO2 углекислый газпри недостатке кислорода — неполное сгорание:

2C0 + O2  –t°= 2C+2O угарный газ

—     со фтором
С + 2F2 = CF4

—    с водяным паром
C0 + H2O  –1200°= С+2O + H2 водяной газ

—  с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды.
C0 + 2CuO  –t°=  2Cu + C+4O2

—  с кислотами – окислителями:
C0 + 2H2SO4(конц.) = С+4O2­ + 2SO2­ + 2H2O
С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2­ + 4NO2­ + 2H2O

—  с серой образует сероуглерод:
С + 2S2 = СS2.

  Углерод как окислитель:

—    с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C0 = Al4C3

Ca + 2C0 = CaC2-4

—     с водородом — метан (а также огромное количество органических соединений)

C0 + 2H2 = CH4

— с кремнием, образует карборунд (при 2000 °C в электропечи):

Si + C = SiC.

Нахождение углерода в природе

Ссвободный углерод встречается в виде алмаза и графита.

В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО3, доломита – MgCO3*CaCO3; гидрокарбонатов – Mg(НCO3)2 и Са(НCO3)2, СО2 входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Неорганические соединения углерода

Ни ионы С4+ , ни С4- ‑ ни при каких обычных химических процессах не образуются: в соединениях углерода имеются ковалентные связи различной полярности.

Оксид углерода (II)  СО

Угарный газ; бесцветный, без запаха, малорастворим в воде, растворим в органических растворителях, ядовит, t°кип = -192°C; t пл. = -205°C.

Получение1)     В промышленности (в газогенераторах):

C + O2 = CO2

CO2 + C = 2CO

2)     В лаборатории — термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H2SO4(конц.):
HCOOH = H2O + CO­

H2C2O4 = CO­ + CO2­ + H2O

Химические свойства

При обычных условиях CO инертен; при нагревании – восстановитель; несолеобразующий оксид.

1)     с кислородом

2C+2O + O2 = 2C+4O2

2)     с оксидами металлов

C+2O + CuO = Сu + C+4O2

3)     с хлором (на свету)

CO + Cl2  –hn=  COCl2(фосген)

4)     реагирует с расплавами щелочей (под давлением)

CO + NaOH = HCOONa (формиат натрия)

5)     с переходными металлами образует карбонилы

Ni + 4CO  –t°= Ni(CO)4

Fe + 5CO  –t°= Fe(CO)5

Оксид углерода (IV) СO2

Углекислый газ, бесцветный, без запаха, растворимость в воде — в 1V H2O растворяется 0,9V CO2 (при нормальных условиях); тяжелее воздуха; t°пл.= -78,5°C (твёрдый CO2 называется «сухой лёд»); не поддерживает горение.

Получение

1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка:

CaCO3  –t°=  CaO + CO2

1. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2­

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2­

Химические свойства СO2
Кислотный оксид: реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты

Na2O + CO2 = Na2CO3

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2 = NaHCO3

При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства

С+4O2 + 2Mg  –t°=  2Mg+2O + C0

Качественная реакция

Помутнение известковой воды:

Ca(OH)2 + CO2  = CaCO3¯(белый осадок) + H2O

Оно исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат:

CaCO3 + H2O + CO2 = Сa(HCO3)2

Угольная кислота и её соли

H2CO3 — Кислота слабая, существует только в водном растворе:

CO2 + H2O ↔ H2CO3

Двухосновная:
H2CO3 ↔ H+ + HCO3— Кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты
HCO3— ↔ H+ + CO32-    Cредние соли — карбонаты

Характерны все свойства кислот.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

2NaHCO3  –t°=  Na2CO3 + H2O + CO2­

Na2CO3 + H2O + CO2 = 2NaHCO3

Карбонаты металлов (кроме щелочных металлов) при нагревании декарбоксилируются с образованием оксида:

CuCO3  –t°=  CuO + CO2­

Качественная реакция — «вскипание» при действии сильной кислоты:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2­

CO32- + 2H+ = H2O + CO2­

Карбиды

Карбид кальция:

CaO + 3 C = CaC2 + CO

CaC2 + 2 H2O = Ca(OH)2 + C2H2 .

Ацетилен выделяется при реакции с водой карбидов цинка, кадмия, лантана и церия:

2 LaC2 + 6 H2O = 2La(OH)3 + 2 C2H2 + H2.

Be2C и Al4C3 разлагаются водой с образованием метана:

Al4C3 + 12 H2O = 4 Al(OH)3 = 3 CH4.

В технике применяют карбиды титана TiC, вольфрама W2C (твердые сплавы), кремния SiC (карборунд – в качестве абразива и материала для нагревателей).

Цианиды

получают при нагревании соды в атмосфере аммиака и угарного газа:

Na2CO3 + 2 NH3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H2O + H2 + 2 CO2

Синильная кислота HCN – важный продукт химической промышленности, широко применяется в органическом синтезе. Ее мировое производство достигает 200 тыс. т в год. Электронное строение цианид-аниона аналогично оксиду углерода (II), такие частицы называют изоэлектронными:

C=O: [:C=N:]–

Цианиды (0,1-0,2%-ный водный раствор) применяют при добыче золота:

2 Au + 4 KCN + H2O + 0,5 O2 = 2 K[Au(CN)2] + 2 KOH.

При кипячении растворов цианидов с серой или сплавлении твердых веществ образуются роданиды:
KCN + S = KSCN.

При нагревании цианидов малоактивных металлов получается дициан:  Hg(CN)2 = Hg + (CN)2. Растворы цианидов окисляются до цианатов:

2 KCN + O2 = 2 KOCN.

Циановая кислота существует в двух формах:

H-N=C=O; H-O-C=N:

Это событие обычно рассматривается как победа синтетической химии над «виталистической теорией».

Существует изомер циановой кислоты – гремучая кислота

H-O-N=C.
Ее соли (гремучая ртуть Hg(ONC)2) используются в ударных воспламенителях.

Синтез мочевины (карбамида):

CO2 + 2 NH3 = CO(NH2)2 + H2O.  При 1300С и 100 атм.

Мочевина является амидом угольной кислоты, существует и ее «азотный аналог» – гуанидин.

Карбонаты

Важнейшие неорганические соединения углерода – соли угольной кислоты (карбонаты). H2CO3 – слабая кислота (К1 =1,3·10-4; К2 =5·10-11). Карбонатный буфер поддерживает углекислотное равновесие в атмосфере. Мировой океан обладает огромной буферной емкостью, потому что он является открытой системой. Основная буферная реакция – равновесие при диссоциации угольной кислоты:

H2CO3 ↔ H+ + HCO3— .

При понижении кислотности происходит дополнительное поглощение углекислого газа из атмосферы с образованием кислоты:
CO2 + H2O ↔ H2CO3 .

При повышении кислотности происходит растворение карбонатных пород (раковины, меловые и известняковые отложения в океане); этим компенсируется убыль гидрокарбонатных ионов:

H+ + CO32-↔  HCO3—

CaCO3(тв.) ↔  Ca2+ + CO32-

Твердые карбонаты переходят в растворимые гидрокарбонаты. Именно этот процесс химического растворения избыточного углекислого газа противодействует «парниковому эффекту» – глобальному потеплению из-за поглощения углекислым газом теплового излучения Земли. Примерно треть мирового производства соды (карбонат натрия Na2CO3) используется в производстве стекла.

The post Углерод appeared first on Химия.

Сера расположена в VIа группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
На внешнем энергетическом уровне атома серы содержится 6 электронов, которые имеют электронную конфигурацию 3s23p4.

В соединениях с металлами и водородом сера проявляет отрицательную степень окисления элементов -2, в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – положительные +2, +4, +6.

Сера – типичный неметалл, в зависимости от типа превращения может быть окислителем и восстановителем.

Нахождение серы в природе

Сера встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы:

FeS2 — железный колчедан или пирит,

ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит),

PbS — свинцовый блеск или галенит,

HgS — киноварь,

Sb2S3 — антимонит.

Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах, в природных водах (в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды). Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Аллотропные модификации серы

Аллотропия — это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах (молекулы содержат разное количество атомов одного и того же элемента, например, О2 и О3, S2 и S8, Р2 и Р4 и т.д).

Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны  S8,  образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета.

Открытые  цепи имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую).

1) ромбическая — S8

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см3

Наиболее устойчивая модификация.

2)     моноклинная — темно-желтые иглы

t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см3

Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3)     пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую

Получение серы

1. Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода):

2H2S + O2 → 2S + 2H2O

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

Химические свойства серы

Окислительные свойства серы
(S0 + 2ē → S-2)

1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

2Na + S → Na2S

c остальными металлами (кроме Au, Pt) — при повышенной t°:

2Al + 3S  –→  Al2S3

Zn + S  –→  ZnS

2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

H2 + S → H2S

2P + 3S → P2S3

C + 2S → CS2

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S — 2ē → S+2; S — 4ē → S+4; S — 6ē → S+6)

3)     c кислородом:

S + O2  –t° →  S+4O2

2S + 3O2  –t°;pt →   2S+6O3

4)     c галогенами (кроме йода):

S + Cl2 → S+2Cl2

S + 3F2 → SF6

Со сложными веществами:

5)     c кислотами — окислителями:

S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

Реакции диспропорционирования:

6)     3S0 + 6KOH → K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

7)     сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

S0 + Na2S+4O3 → Na2S2O3 тиосульфат натрия

Биологическая роль р-элементов VIA группы. Применение их соединений в медицине

Сера самородная формула, свойства, фото

Сера в природе известна в нескольких полиморфных кристаллических модификациях, в коллоидных выделениях, в жидком и газообразном состояниях. В природных условиях устойчивой модификацией является ромбическая сера (α-сера).

При атмосферном давлении при температуре выше 95,6° α-сера переходит в моноклинную  β-серу, при охлаждении снова становится ромбической. γ-сера также кристаллизующаяся в моноклинной сингонии, при атмосферном давлении неустойчива и переходит в α-серу.

Структура γ-серы не изучена; в данную структурную группу она отнесена условно.

В статье рассмотренно несколько полиморфных модификаций серы: α-сера, β-сера, γ-сера

α-модификация

Английское название минерала α-сера — α-Sulрhur

Происхождение названия

Название α-сера введено Дана (1892).

Синонимы:
Ромбическая сера. Обычно просто называется серой. Дэйтон-сера (Сузуки, 1915) — псевдоморфоза α-серы по β-сере.

Сера

Группа

Химический состав

Нередко самородная сера является практически чистой. Сера вулканического происхождения часто содержит небольшие количества As, Se, Те и следы Тi. Сера многих месторождений загрязнена битумами, глиной, разными сульфатами и карбонатами. В ней наблюдаются включения газов и жидкости, содержащей маточный раствор с NaCl, СаСЬ, Na2SO4 и др. Содержит иногда до 5,18% Se (селенистая сера)

Разновидности
1. Волканит — (селенистая сера) оранжево-красного, красно-бурого цвета.

Кристаллографическая характеристика

Сингония. Ромбическая.

Класс. Дипирамидальный. Некоторые авторы считали, что сера кристаллизуется в ромбо-тетраэдрический класс так как иногда она имеет вид сфеноидов, но эта форма, по Руайе, объясняется влиянием асимметрической среды (активных углеводородов) на рост кристаллов.

Кристаллическая структура серы

Структура серы молекулярная: 8 атомов в решетке входят в одну молекулу. Молекула серы образует восьмерные кольца, в которых атомы чередуются на двух уровнях (вдоль оси кольца). 4 атома S одного уровня образуют квадрат, повернутый относительно другого квадрата на 45°. Плоскости квадратов параллельны оси с.

Центры колец располагаются в ромбической ячейке по «алмазному» закону: в вершинах и центрах граней гранецентрированной ячейки и в центрах четырех октантов из восьми, на которые делится элементарная ячейка. В структуре серы выдержан принцип Юма-Розери, требующий для элементов менделеевской группы V1б координации 2 (= 8 — 6).

Расстояние S — S в кольце равно 2,10 А, что в точности совпадает с расстоянием S — S в радикале S2пирита (и ковеллина) и немного больше расстояния S—S между атомами S из разных колец (3,3 А).

Облик кристаллов

Облик кристаллов различный — дипирамидальный, реже толстотаблитчатый по с (001), дисфеноидальный и др. На гранях (111) наблюдаются фигуры естественного травления, отсутствующие на гранях (113).

Двойники

Редки двойники по (101), (011), (110) или (111), отмечаются также двойники по (211).

Агрегаты. Сплошные массы, шаровые п почковидные выделения, сталактиты и сталагмиты, порошковатые налеты и кристаллы.

Оптические

• Цвет серно-желтый, соломенно- и медово-желтый, желто-бурый, от примесей красноватый, зеленоватый, серый; иногда от примесей битумов цвет коричневый или почти черный.
• Черта бесцветная.
• Блеск  алмазный
• Отлив смолистый до жирного.
• Прозрачность.  Прозрачна до просвечивающей.

Механические

• Твердость 1—2. Хрупка.
• Плотность  2,05—2,08.
• Спайность по (001), (110), (111) несовершенная. Отдельность по (111).
• Излом раковистый до неровного.

Химические свойства

Растворяется в сероуглероде, скипидаре, керосине.

Прочие свойства

Электропроводность при обычной температуре почти равна нулю. При трении сера электризуется отрицательно. В ультрафиолетовых лучах пластинка толщиной 2 мм непрозрачна.

При атмосферном давлении температура плавл. 112,8°; температура кипения + 444,5°. Теплота плавления при 115° 300 кал/г-атом. Теплота испарения при 316° 11600 кал/г-атом.

При атмосферном давлении при 95,6° α-сера переходит в β-серу с увеличением объема.

Сера фумарольная. Россия. Камчатка

Искусственное получение

Получается путем возгона или кристаллизацией из раствора.

Диагностические признаки

Легко узнается по желтому цвету, хрупкости, блеску и легкости воспламенения.

Сопутствующие минералы. Гипс, ангидрит,  опал, ярозит, асфальт, нефть, озокерит, газообразный углеводород, сероводород, целестин, галит, кальцит, арагонит, барит, пирит.

Происхождение и нахождение в природе

Самородная сера встречается только в самой верхней части земной коры. Образуется при разнообразных процессах.

Большую роль в образовании месторождений серы играют животные и растительные организмы, с одной стороны, как аккумуляторы S, а с другой, как способствующие распаду H2S и других сернистых соединений. С деятельностью бактерий связывают образование серы в водах, илах, почвах, болотах и в нефтях; в последних она частью содержится в виде коллоидных частиц. Сера может выделяться из вод, содержащих H2S, под влиянием кислорода воздуха. В приморских районах местами сера выпадает при смешении пресной воды с соленой (из H2S морской воды, под действием кислорода, растворенного в пресных водах). Из некоторых природных вод сера выделяется в виде белой мути (р. Молочная в Куйбышевской обл, и др.). Из вод серных источников и из болотных вод, содержащих H2S и S, сера выпадает в северных районах России в зимний период в процессе вымораживания. Главным источником образования серы во многих месторождениях так или иначе является H2S, какого бы происхождения он ни был.
Значительные скопления серы наблюдаются в вулканических областях, в зоне окисления некоторых месторождений и среди осадочных толщ; месторождения последней группы служат основными источниками самородной серы, добываемой для практических целей. В вулканических областях сера выделяется как при извержениях вулканов, так и из фумарол, сольфатар, горячих источников и газовых струй. Иногда из кратера вулкана выливается расплавленная масса серы в виде потока (в Японии), причем сначала образуются β- или γ-сера превращающиеся позднее в α-серу с характерной зернистой структурой. При вулканических извержениях сера главным образом возникает при воздействии выделяющегося H2S на сернистый ангидрид или при окислении сероводорода кислородом воздуха; она может также возгоняться с парами воды. Пары S могут захватываться газами фумарол, струями углекислоты. Наблюдаемое впервые стадии вулканических извержений голубое пламя представляет облака горящей серы (Вулкано, на Липарских о-вах, Италия). Сероводородная стадия фумарол и сольфатар, сопровождающаяся образованием самородной серы, следует после стадии выделения фтористых и хлористых соединений и предшествует стадии углекислых выделений. Из сольфатар сера выделяется в виде рыхлых туфообразных продуктов, которые ветром и атмосферными осадками легко переносятся, образуя вторичные месторождения (Ков-Крик, шт. Юта в США).Сера. Кристаллы в гипсе

 Изменение минерала

В земной коре самородная сера легко окисляется с образованием серной кислоты и различных сульфатов; под влиянием бактерий может также давать сероводород.

Месторождения

Месторождения серы вулканического происхождения обычно невелики; они имеются на Камчатке (фумаролы), на горе Алагез в Армянии, в Италии (сольфатары Слит Поццуоли), в Исландии, Мексике, Японии, США, на Яве, на Липарских о-вах и т. д.

Выделение серы в горячих источниках сопровождается отложением опала, СаСО3, сульфатов и др. Местами сера замещает известняки около горячих источников, иногда выделяется в виде тончайшей мути.

Горячие источники, отлагающие серу, наблюдаются в вулканических областях и в районах молодых тектонических нарушений, например, в России — на Кавказе, в Средней Азии, на Дальнем Востоке, на Курильских о-вах; в США — в Иеллоустонском национальном парке, в Калифорнии; в Италии, Испании, Японии и др.

Нередко самородная сера образуется в процессе гипергенных изменений при разложении сульфидных минералов (пирита, марказита, мельниковита, галенита, антимонита и др.). Довольно большие скопления найдены в зоне окисления колчеданных залежей, например, в Сталинском месторождении Свердловской обл.

и в Блявинском месторождении Оренбургской обл.; в последнем сера имеет вид плотной, но хрупкой массы слоистой текстуры, различной окраски. В месторождении Майкаин в Павлодарской области (Казахстан) крупные скопления самородной серы наблюдались между зоной ярозитов и зоной колчеданных руд.

В небольших количествах самородная сера встречается в зоне окисления очень многих месторождений. Известно образование серы в связи с каменноугольными пожарами при самовозгорании пирита или марказита (порошковатая сера в ряде месторождений Урала), при пожарах в месторождениях нефтеносных сланцев (например, в Калифорнии).

В черном морском иле сера образуется при его посерении на воздухе за счет изменения находящегося в нем односернистого железа. Наиболее крупные промышленные месторождения серы находятся среди осадочных пород, главным образом третичного или пермского возраста. Их образование связано с восстановлением серы сульфатов, преимущественно гипса, реже — ангидрита. Вопрос о происхождении серы в осадочных образованиях является спорным. Гипс под влиянием органических соединений, бактерий, свободного водорода и др. восстанавливается сначала, возможно, до CaS или Ca(HS)2, которые под действием углекислоты и воды переходят в кальцит с выделением сероводорода; последний при взаимодействии с кислородом дает серу. Скопления серы в осадочных толщах иногда имеют пластовый характер. Часто они приурочены к соляным куполам. В этих месторождениях сера сопровождается асфальтом, нефтью, озокеритом, газообразными углеводородами, сероводородом, целестином, галитом, кальцитом, арагонитом, баритом, пиритом и другими минералами. Известны псевдоморфозы серы по волокнистому гипсу (селениту). В России такого типа месторождения имеются в районе Средней Волги (Сюкеевское Татарстан, Алекееевское, Водинское Самарская обл. и др.), в Туркменистане (Гаурдак, Каракумы), в Урало- Эмбенском р-не Казахстана, где ряд месторождений приурочен к соляным куполам, в Дагестане (Аварская и Махачкалинская группы) и в других районах.
Вне России крупные месторождения серы, приуроченные к осадочным толщам, имеются в Италии (Сицилия, Романья), в США (шт. Луизиана и Техас), Испании (около Кадиса) и в других странах.

Практическое применение серы

Применяется в целом ряде производств: в сернокислотном, бумажно-целлюлозном, резиновом, красочном, стекольном, цементном, спичечном, кожевенном и др.

Большое значение сера имеет в сельском хозяйстве как инсектофунгисид для борьбы с вредителями на плантациях .винограда, чая, табака, хлопка, свеклы и пр.

В виде сернистого ангидрида находит применение в холодильном деле, служит для беления тканей, для протравы в красильном деле и как дезинфицирующее средство.

Физические методы исследования

Дифференциальный термический анализ

Главные линии на рентгенограммах: 

Старинные методы. Под паяльной трубкой легко плавится. Сгорает с синеватым пламенем, выделяя SO2. В закрытой трубке дает желтый кристаллический возгон или красновато- , коричневые капельки, по охлаждении светло-желтые.

Кристаллооптические свойства в тонких препаратах (шлифах)

 Двуосна ( + ). Плотность оптических осей (010); Ng — с, Nm = b, Np = а. Показатель преломления по Шрауфу.

Польза и вред серы

 Сера  – один из наиболее важных микроэлементов для человека, отвечает за хороший внешний вид ногтевых пластин, прядей, кожных покровов. Этот элемент присутствует в составе лекарственных и косметологических препаратов, избежать дефицита поможет правильно составленный рацион.

Сера — важный элемент для организма человека

Что такое сера

Сера – обязательный элемент всех белковых соединений в организме человека, участвует в процессах обмена и регенерации, её пользу и влияние на здоровье сложно переоценить.

Для чего нужна сера:

• создание клеток, хрящей и костей, синтез коллагена;
• отвечает за внешний вид ногтей и прядей, здоровый цвет лица, предотвращает появление морщин;
• ушная сера защищает органы слуха от инфекций, очищает их от пыли и грязи;
• элемент входит в состав аминокислот, некоторых гормонов, ферментов, требуется для хорошей свёртываемости крови;
• поддерживает баланс кислорода, уровень сахара.

Полезные свойства серы

Серу используются в лечебных и косметологических целях. Основная задача серы – противоаллергенное и иммуномодулирующее действие, улучшение работы нервной системы, очищение организма от токсичных элементов и шлаков.

Воздействие серы на организм:

• защищает от болезнетворных микроорганизмов;
• поддерживает необходимый уровень жёлчи, что способствует лучшему усвоению пищи;
• защищает клетки от негативного воздействия радиации и других вредных внешних факторов;
• останавливает развитие суставных патологий;
• предотвращает развитие анемии, обеспечивает нормальное поступление в ткани кислорода.

Сера взаимодействует с витаминами группы B, H, липоевой кислотой, обеспечивает энергией клетки головного мозга, способствует лучшему усвоению мышцами глюкозы.

Сера поддерживает нормальный уровень желчи в организме

Где применяется

Аптечную серу используют для лечения различных заболеваний, лекарственные средства на основе этого микроэлемента позволяют быстро устранить проявление суставных и дерматологических патологий.

От чего помогает сера:

• аллергия и дерматологические заболевания;
• бронхиальная астма;
• артриты, сколиоз, бурсит, остеоартроз, миозит, растяжения;
• судороги;
• в качестве противовоспалительного и обезболивающего средства;
• для укрепления иммунитета, скорейшего восстановления после длительных заболеваний;
• для снижения потребности организма в инсулине при сахарном диабете.

В косметологии продукцию с серой используют для предупреждения раннего старения, улучшения внешнего вида кожи, придания силы и блеска волосам, укрепления ногтевых пластин.

Сера применяется в косметологии

Для наружных лечебных препаратов практикуют осаждённую (очищенную, горючую) серу, она входит в состав серной мази, которую назначают для лечения чесотки, себореи, псориаза.

В сочетании с ланолином, вазелином, стеариновой кислотой микроэлемент обладает противоглистным, отшелушивающим и противовоспалительным действием – подобные препараты назначают для устранения розовых угрей, поражения лишаём волосистой части головы.

Очищенную серу в виде таблеток применяют в лечении энтеробиоза, при запорах, в качестве наружного средства для лечения дерматологических патологий. В виде порошка жёлтого цвета продукт применяют в народной и традиционной медицине, его можно применять внутрь, готовить лекарственные средства.

Гомеопатическая сера обладает слабовыраженным терапевтическим действием, её выпускают в форме гранул, принимать препарат нужно длительное время под наблюдением специалиста.

 Сера полезна не только для людей, но и для животных – кормовой продукт включают в состав витаминов для животных.  Используют этот микроэлемент и для обогащения удобрений в сельском хозяйстве, в производстве стали и каучука, взрывчатых веществ, пиротехники.

В каких продуктах содержится сера

Суточная потребность в сере – 0,5–1,2 г, при сбалансированном меню, наличии в рационе достаточного количества белковых продуктов необходимое количество можно получать ежедневно из пищи. Больше всего её содержится в продуктах животного происхождения, в небольших количествах его можно встретить в растительной пище.

Таблица продуктов с высоким содержанием серы

Инструкция по применению серы

Перед применением серосодержащих препаратов следует обязательно проконсультироваться со специалистом. Только врач сможет подобрать оптимальные и безопасные дозировки препарата.

Серная мазь

Средство для наружного применения обладает дезинфицирующими, противопаразитарными, антисептическими, противомикробными свойствами. Мазь назначают в составе комплексной терапии при лечении лишая, псориаза, себорея, устранения грибковых инфекций, чесотки, демодекоза.

 Серную мазь следует наносить 1–3 раза в сутки на сухую очищенную кожу, продолжительность лечения –5–10 дней. 

Порошок серы для внутреннего применения

Очищенная сера в виде порошка помогает при энтеробиозе, ожирении, проблемах с кроветворением, можно использовать и осаждённый продукт, но он часто провоцирует развитие метеоризма.

Как принимать лекарство:

1. Для лечения запущенных кожных и грибковых заболеваний подходит только очищенная медицинская сера, её нужно принимать по 0,5–1 г в три приёма во время еды. Продолжительность терапии – 3–4 недели.
2. При энтеробиозе. Доза для взрослых составляет 1 г, для детей – старше 6 лет – 0,5 г, до 5 лет –0,25 г. Лекарство нужно принимать трижды в сутки на протяжении 5 дней. После чего нужно сделать четырёхдневный перерыв, ставить каждый вечер очистительные клизмы с содой. Для полного избавления от паразитов потребуется 3–5 курсов.
3. В качестве отхаркивающего, общеукрепляющего средства – по 0,25 г вместе с утренним приёмом пищи.

Медицинскую серу нужно принимать во время еды

Сера лучше всего усваивается при совместном употреблении её с железом и фтором. Барий, свинец, селен, молибден снижают процент всасываемости микроэлемента.

Пивные дрожжи с серой

В аптеке можно приобрести витаминные пищевые добавки на основе дрожжей и серы – Эвисент, АМТ, Биотерра, они содержит все необходимые элементы для улучшения состояния волос, ногтей, для омоложения кожи лица, поддержания здоровья.

Показания к применению:

• проявления нехватки витаминов группы B;
• период восстановления после оперативных вмешательств и длительной болезни;
• истощение организма, увлечение строгими диетами;
• патологии эндокринного характера – сахарный диабет, нарушений в работе щитовидной железы, ожирение, гормональный дисбаланс;
• болезни пищеварительной системы, ухудшение свёртываемости крови;
• нервное, физическое, умственное переутомление;
• для профилактики сердечно-сосудистых болезней;
• дерматологические заболевания – угри, акне, фурункулёз.

Пивные дрожжи с серой оздоровляют кожу, волосы и ногти

Таблетки следует принимать по 6–15 шт. ежедневно в 3 приёма на протяжении 2–3 месяцев, после чего необходимо сделать перерыв на полгода.

Препараты на основе серы противопоказаны при беременности и лактации, не используют их и для лечения детей младше трёх лет.

Жевательная сера

Натуральная альтернатива жевательным резинкам, полностью состоит из смолистых соединений лиственницы, обладает антимикробным действием.

Жевательная сера возвращает зубной эмали естественный цвет, предотвращает развитие кариеса, пародонтоза, пародонтита, воспалительных процессов в ротовой полости, помогает справиться с зубной болью, незаменима при стоматите, ангине. Специалисты рекомендуют жевать серу дважды в сутки по 30 минут.

Лиственничная жвачка помогает бросить курить, избежать переедания.

Жевательная сера помогает избавиться от болезней ротовой полости

Сера в народной медицине

Сера помогает избавиться от колик, предотвратить появление грыжи у детей – порошок на кончике ножа нужно добавлять в молоко или другую еду.  Предварительно обязательно следует проконсультироваться с хирургом или педиатром. 

1. Порошок очищенной серы принимают по 1 г трижды в день при дерматологических проблемах. Для лечения диатеза у детей можно приготовить мазь из равного количества серы и жирной сметаны, смазывать поражённые участки 1–2 раза в сутки после водных процедур. Смесь можно использовать даже для новорождённых после предварительной консультации с педиатром.
2. Рецепт универсальной болтушки для устранения воспалительных процессов на лице – соединить 50 мл борной кислоты с этиловым спиртом, добавить 7 г медицинской серы, 1 таблетку ацетилсалициловой кислоты. Взболтать, перелить в ёмкость из тёмного стекла, хранить в холодильнике, протирать воспалённые участки утром и вечером.

Сметана и сера хорошо подходят для лечения кожных болезней у детей

Чем опасны недостаток или избыток серы

Избыток и дефицит серы наблюдаются в организме редко. От недостатка микроэлементы страдают люди, которые употребляют мало белка, переизбыток может свидетельствовать о нарушении обменных процессов.

При недостатке серы развивается гипертония, тахикардия, кожные покровы становятся сухими, начинают шелушиться, волосы теряют блеск, ногти слоятся, ухудшается работа печени. О нехватке элемента свидетельствуют частые аллергические реакции, повышение уровня сахара, суставные и мышечные боли, запоры.

Признаки переизбытка серы:

• кожа становится жирной, появляются прыщи, зуд;
• светобоязнь, повышенное слезотечение, частые конъюнктивиты, ощущение присутствия инородного тела в глазах;
• повышенная утомляемость, мигрень;
• ухудшение аппетита, тошнота, нарушения в работе пищеварительной системы;
• бронхит с признаками астмы;
• снижение уровня гемоглобина.

При переизбытке серы появляются прыщи и кожа становится жирной

Накопление серы не возникает при чрезмерном употреблении продуктов, которые богаты этим микроэлементом. Отравление возможно только при длительном контакте с сернистым газом, сероводородом.

Избыток серы может привести к развитию серьёзных психических патологий, судорог, при сильном отравлении возможна потеря сознания.

 Сера  – незаменимый микроэлемент для красоты и крепкого здоровья.

Получить её можно с продуктами питания, а при серьёзных заболеваниях приобрести в аптеке серный порошок, мази или таблетки на его основе. Нехватка и избыток элемента проявляются в виде различных патологий.

Красота и здоровье

СЕРА

статьи

СЕРА, S (sulfur), неметаллический химический элемент, член семейства халькогенов (O, S, Se, Te и Po) – VI группы периодической системы элементов. Cера, как и многие ее применения, известны с далекой древности. А.

Лавуазье утверждал, что сера – это элемент. Сера жизненно необходима для роста растений и животных, она входит в состав живых организмов и продуктов их разложения, ее много, например, в яйцах, капусте, хрене, чесноке, горчице, луке, волосах, шерсти и т.д.

Она присутствует также в углях и нефти.

Применение

Около половины ежегодного потребления серы идет на производство таких промышленных химических продуктов, как серная кислота, диоксид серы и дисульфид углерода (сероуглерод).

Кроме того, сера широко используется в производстве инсектицидов, спичек, удобрений, взрывчатых веществ, бумаги, полимеров, красок и красителей, при вулканизации каучука.

Ведущее место в добыче серы занимают США, страны СНГ и Канада.

Распространенность в природе

Сера встречается в свободном состоянии (самородная сера). Кроме того, имеются огромные запасы серы в виде сульфидных руд, прежде всего руд свинца (свинцовый блеск), цинка (цинковая обманка), меди (медный блеск) и железа (пирит).

При извлечении металлов из этих руд освобождаются от серы обычно обжигом в присутствии кислорода, при этом образуется диоксид серы(IV), который часто выбрасывается в атмосферу без использования. Кроме сульфидных руд достаточно много серы встречается в виде сульфатов, например, сульфата кальция (гипс), сульфата бария (барит).

В морской воде и многих минеральных водах присутствуют растворимые в воде сульфаты магния и натрия. В некоторых минеральных водах встречается сульфид водорода (сероводород). В промышленности серу можно получать как побочный продукт процессов в плавильных, коксовых печах, при нефтепереработке, из топочных или природных газов.

Из природных подземных отложений серу добывают, расплавляя ее перегретой водой и доставляя на поверхность сжатым воздухом и насосами. Во фраш-процессе извлечения серы из сероносных отложений на установке в виде концентрических труб, запатентованной Г.Фрашем в 1891, сера получается чистотой до 99,5%.

Свойства

Сера имеет вид желтого порошка или хрупкой кристаллической массы без запаха и вкуса и нерастворима в воде. Для серы характерны несколько аллотропных модификаций.

Наиболее известны следующие: кристаллическая сера – ромбическая (самородная сера, a-S) и моноклинная (призматическая сера, b-S); аморфная – коллоидная (серное молоко) и пластическая; промежуточная аморфно-кристаллическая – сублимированная (серный цвет).

Кристаллическая сера

Кристаллическая сера имеет две модификации; одну из них, ромбическую, получают из раствора серы в сероуглероде (CS2) испарением растворителя при комнатной температуре. При этом образуются ромбовидные просвечивающие кристаллы светложелтого цвета, легко растворимые в CS2.

Эта модификация устойчива до 96° С, при более высокой температуре стабильна моноклинная форма.

Моноклинная модификация серы представляет собой длинные прозрачные темножелтые игольчатые кристаллы, также растворимые в CS2. При охлаждении моноклинной серы ниже 96° С образуется более стабильная желтая ромбическая сера.

Некристаллическая сера

Твердая сера существует также в двух некристаллических, аморфных, формах. Коллоидная сера получается при осаждении серы из раствора (например, при кипячении серы с известью) и фильтровании с последующим добавлением хлороводородной кислоты к прозрачному фильтрату.

Осадок представляет собой мелкодисперсную белую и хорошо растворимую в CS2 серу. Коллоидную серу используют в медицине как антисептик, слабительное и противопаразитическое средство в виде порошков и мазей.

Другая некристаллическая форма – пластическая сера – образуется при резком охлаждении расплава, например, холодной водой.

Пластическая сера бывает темнокрасного или коричневого цвета, она каучукоподобна (плотность 2,046 г/см3) и не растворяется в CS2; при хранении становится хрупкой, желтеет и по мере превращения в ромбическую все лучше растворяется в CS2.

В дополнение к этим кристаллическим и аморфным формам существует промежуточная форма, известная как серный цвет или сублимированная сера, которая получается конденсацией паров серы, минуя жидкую фазу.

Она состоит из мельчайших зерен, имеющих центр кристаллизации и аморфную поверхность. Эта форма медленно и не полностью растворяется в CS2.

После обработки аммиаком для очистки от таких примесей, как мышьяк, получается продукт, известный в медицине как промытая сера, которая используется аналогично коллоидной сере.

Жидкое состояние

Молекулы серы состоят из замкнутой цепочки восьми атомов (S8). Жидкая сера обладает необычным свойством: с повышением температуры ее вязкость увеличивается. Ниже 160° С сера – типичная жидкость желтоватого цвета, ее состав соответствует формуле S8 и обозначается l-S.

С повышением температуры кольцевые молекулы S8 начинают разрываться и соединяться друг с другом, образуя длинные цепи (m-S), цвет жидкой серы становится темнокрасным, вязкость возрастает, достигая максимума при 200–250° С.

При дальнейшем повышении температуры жидкая сера светлеет, длинные цепи рвутся, образуя короткие, с меньшей способностью к переплетению, что приводит к меньшей вязкости.

Газ

Сера кипит при 444,6° C, образуя оранжево-желтые пары, состоящие преимущественно из молекул S8. С повышением температуры окраска паров переходит в темнокрасную, затем в палевую, а при 650° C в соломенно-желтую.

При дальнейшем нагревании молекулы S8 диссоциируют, образуя равновесные формы S6, S4 и S2 при разных температурах. И, наконец, при >1000° С пары состоят практически из молекул S2, а при 2000° С – из одноатомных молекул.

Диоксид серы

образуется при сжигании серы на воздухе, в частности, при обжиге сульфидных руд металлов. Диоксид серы – бесцветный газ с удушающим запахом. Это ангидрид сернистой кислоты, он легко растворяется в воде с образованием сернистой кислоты. Диоксид легко сжижается (т. кип.

–10° C) и его хранят в стальных цилиндрах.

Диоксид используют в производстве серной кислоты, в холодильных установках, для отбеливания текстиля, древесной массы, соломы, свекловичного сахара, для консервации фруктов и овощей, для дезинфекции, в пивоваренных и пищевых производствах.

Сернистая кислота

H2SO3 существует только в разбавленных растворах (менее 6%). Это слабая кислота, образующая средние и кислые соли (сульфиты и гидросульфиты). Сернистая кислота – хороший восстановитель, реагируя с кислородом образует серную кислоту.

Сернистая кислота находит несколько областей применения, среди которых – обесцвечивание шелка, шерсти, бумаги, древесной массы и аналогичных веществ. Она используется как антисептик и консервант, особенно для предотвращения брожения вина в бочках, для предотвращения ферментации зерна при извлечении крахмала. Кислоту используют и для сохранения продуктов.

Наибольшее значение из ее солей имеет гидросульфит кальция Ca(HSO3)2, используемый при переработке древесной щепы в целлюлозу.

Триоксид серы

SO3 (серный ангидрид), образующий с водой серную кислоту, представляет собой либо бесцветную жидкость, либо белое кристаллическое вещество (кристаллизуется при 16,8° С; т. кип. 44,7° С).

Он образуется при окислении диоксида серы кислородом в присутствии соответствующего катализатора (платина, пентаоксид ванадия). Триоксид серы сильно дымит во влажном воздухе и растворяется в воде, образуя серную кислоту и выделяя много тепла.

Его используют в производстве серной кислоты и получении синтетических органических веществ.

Серная кислота

H2SO4. Безводная H2SO4 – бесцветная маслянистая жидкость, растворяет SO3, образуя олеум. Смешивается с водой в любых отношениях. При растворении в воде образуются гидраты с выделением очень большого количества теплоты; поэтому во избежание разбрызгивания кислоты обычно при растворении осторожно, постепенно добавляют кислоту в воду, а не наоборот.

Концентрированная кислота хорошо поглощает пары воды и поэтому применяется для осушения газов. По этой же причине она приводит к обугливанию органических веществ, особенно углеводов (крахмала, сахара и т.п.). При попадании на кожу вызывает сильные ожоги, пары разъедают слизистую дыхательных путей и глаз. Серная кислота – сильный окислитель. Конц.

H2SO4 – сильная двухосновная кислота, образующая средние и кислые соли – сульфаты и гидросульфаты; большинство ее солей растворимы в воде, за исключением сульфатов бария, стронция и свинца, малорастворим сульфат кальция.

Серная кислота – один из важнейших продуктов химической промышленности (производящей щелочи, кислоты, соли, минеральные удобрения, хлор). Ее получают главным образом контактным или башенным способом по принципиальной схеме:

Бóльшая часть получаемой кислоты идет на производство минеральных удобрений (суперфосфат, сульфат аммония).

Серная кислота служит исходным сырьем для получения солей и других кислот, для синтеза органических веществ, искусственных волокон, для очистки керосина, нефтяных масел, бензола, толоуола, при изготовлении красок, травлении черных металлов, в гидрометаллургии урана и некоторых цветных металлов, для получения моющих и лекарственных средств, как электролит в свинцовых аккумуляторах и как осушитель.

Тиосерная кислота

H2S2O3 структурно аналогична серной кислоте за исключением замены одного кислорода на атом серы. Наиболее важным производным кислоты является тиосульфат натрия Na2S2O3 – бесцветные кристаллы, образующиеся при кипячении сульфита натрия Na2SO3 с серным цветом. Тиосульфат (или гипосульфит) натрия используется в фотографии как закрепитель (фиксаж).

Сульфонал

(CH3)2C(SO2C2H5)2 – белое кристаллическое вещество, без запаха, слабо растворимое в воде, является наркотиком и используется как седативное и снотворное средство.

Сульфид водорода

H2S (сероводород) – бесцветный газ с резким неприятным запахом тухлых яиц. Он несколько тяжелее воздуха (плотность 1,189 г/дм3), легко сжижается в бесцветную жидкость и хорошо растворим в воде. Раствор в воде является слабой кислотой с рН ~ 4. Жидкий сероводород используют как растворитель.

Раствор и газ широко применяют в качественном анализе для отделения и определения многих металлов. Вдыхание незначительного количества сероводорода вызывает головную боль и тошноту, большие количества или непрерывное вдыхание сероводорода вызывают паралич нервной системы, сердца и легких.

Паралич наступает неожиданно, в результате нарушения жизненных функций организма.

Монохлорид серы

S2Cl2 – дымящая масляная жидкость янтарного цвета с едким запахом, слезоточивая и затрудняющая дыхание. Она дымит во влажном воздухе и разлагается водой, но растворима в сероуглероде. Монохлорид серы – хороший растворитель для серы, иода, галогенидов металлов и органических соединений.

Монохлорид используется для вулканизации каучука, в производстве типографской краски и инсектицидов. При реакции с этиленом образуется летучая жидкость, известная как горчичный газ (ClC2H4)2S – токсичное соединение, используемое как боевое химическое отравляющее вещество раздражающего действия.

Дисульфид углерода

CS2 (сероуглерод) – бледножелтая жидкость, ядовитая и легко воспламеняющаяся. CS2 получают синтезом из элементов в электрической печи.

Вещество нерастворимо в воде, имеет высокий коэффициент светопреломления, высокое давление паров, низкую температуру кипения (46° C).

Сероуглерод – эффективный растворитель жиров, масел, каучука и резин – широко используют для экстракции масел, в производстве искусственного шелка, лаков, резиновых клеев и спичек, уничтожения амбарных долгоносиков и одежной моли, для дезинфекции почв.

Сера. Сероводород

Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.

В Средние века сера занимала важное место в арсенале алхимиков. Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в XIII – XIV вв., после появления пороха и огнестрельного оружия. Главным поставщиком серы была Италия.

Кристаллы природной серы

В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, пороха, при вулканизации каучука, в органическом синтезе, а также для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Порошок серы применяют в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа CHCl3 или из сероуглерода CS2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы.

ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, имеющих форму короны. При 113 оС она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются цепочки. А если нагреть серу до 445 оС, она закипает.

Выливая кипящую серу  струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются игольчатые кристаллы моноклинной серы (tпл = 119 оС). Подобно ромбической сере, эта модификация  состоит из молекул S8.

При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Нахождение в природе

Минерал пирит

В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS2 – пирит; или железный (серный) колчедан, CuS – медный блеск, Ag2S – серебряный блеск, PbS – свинцовый блеск.

Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса – CaSO4 ∙2H2O; мирабилита, или глауберовой соли Na2SO4∙10H2O; горькой (английской) соли MgSO4 ∙ 7H2O и др.

Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).

Получение 

Кристаллизация серы в вулканическом озере

Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах – автоклавах.

В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

2H2S + O2 = 2H2O + 2S

Химические свойства серы

Сера – типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует.

Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами – восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами имеющими меньшую ЭО).

Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам – окислителям).

Взаимодействие серы с простыми веществами

Взаимодействие серы с цинком

Сера реагирует как окислитель:

а) с металлами:

2Na + S = Na2S

Mg + S = MgS

2Al + 3S = Al2S3

б) с углеродом:

C + 2S = CS2

в) с фосфором:

2P + 3S = P2S3

г) с водородом:

H2 + S = H2S

как восстановитель:

а) с кислородом:

S + O2 = SO2

б) с хлором:

S + Cl2 = SCl2

в) с фтором:

S + 3F2 = SF6

Взаимодействие серы со сложными веществами

Реакция серы с хлоратом натрия и хлоридом меди (II)

а) в воде сера не растворяется и даже не смачивается водой;

б) как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) при нагревании:

S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO↑

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

              Сероводород и сероводородная кислота

Сера с водородом образует летучее соединение – сероводород H2S. Сероводород – это бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, ядовит. В природе сероводород образуется при гниении белковых веществ, содержится в воде минеральных источников. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объёма сероводорода.

Кислотно – основные свойства

Раствор сероводорода в воде – сероводородная вода – является слабой двухосновной кислотой. Сероводородная вода имеет все общие свойства кислот. Она реагирует с: а) основными оксидами, б) основаниями, в) солями, г) металлами:

а) H2S + CaO = CaS + H2O

б) H2S + NaOH = NaHS + H2O

в) CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

г) Ca + H2S = CaS + H2↑

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При этом выделяется осадок сульфида свинца (II) PbS черного цвета:

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + 2NaNO3

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно – восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как атом серы в H2S имеет низшую степень окисления – 2, а поэтому может только окисляться. Он легко окисляется:

Горение сероводорода

а) кислородом воздуха:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S           (при недостатке О2)

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O     ( в избытке О2)

б) бромной водой Br2:

H2S + Br2 = 2HBr + S↓

Бромная вода, имеющая желто-оранжевый цвет, при пропускании через нее сероводорода обесцвечивается;

в) раствором перманганата калия KMnO4:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S↓ + 8H2O

При пропускании сероводорода через раствор перманганата калия происходит его обесцвечивание.

Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.:

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S↓ + 2HCl

H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2O

Применение

Сероводородная вода издавна применялся в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Сероводород является одним из компонентов минеральных вод.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Сера»  Сера.docx (11 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

The post Сера appeared first on Химия.

Из всех 104 известных человечеству на сегодня химических элементов 82 составляют металлы. Они занимают видное место в жизни людей в промышленной, биологической и экологической сфере. Современная наука подразделяет металлы на тяжёлые, лёгкие и благородные. В этой статье мы рассмотрим список тяжёлых металлов и их особенности.

Изначально тяжёлыми металлами принято было называть тех их представителей, которые имеют атомную массу выше 50.

Однако употребление названного термина на сегодняшний день происходит чаще не с химической точки зрения, а в зависимости от их воздействия на загрязнение окружающей среды.

Таким образом, список тяжёлых металлов включает те металлы и металлоиды (полуметаллы), которые загрязняют элементы человеческой биосферы (почву, воду). Давайте рассмотрим их.

Сколько элементов включает список тяжёлых металлов?

На сегодня не существует единого мнения относительно количества элементов в названном перечне, поскольку нет общих критериев, относящих металлы к тяжёлым. Тем не менее, список тяжёлых металлов может быть сформирован в зависимости от различных свойств металлов и их признаков. К ним относят:

• Атомный вес. Исходя из этого критерия, к названным принадлежат более 40 элементов с атомной массой, превышающей 50 а.е.м (г/моль).
• Плотность. Исходя из этого критерия, тяжёлыми считаются те металлы, у которых плотность равна или превосходит плотность железа.
• Биологическая токсичность объединяет тяжёлые металлы, негативно влияющие на жизнедеятельность человека и живых организмов. В их списке порядка 20 элементов.

Влияние на организм человека

Большинство названных веществ оказывают негативное воздействие на все живые организмы. Ввиду значительной атомной массы, они плохо транспортируются и накапливаются в тканях человека, вызывая различные заболевания. Так, для человеческого организма кадмий, ртуть и свинец признаны как самые опасные и самые тяжёлые металлы.

Список токсичных элементов группируется по степени опасности по так называемым правилам Мертца, согласно которым наиболее токсичные металлы имеют наименьший диапазон экспозиции:

1. Кадмий, ртуть, таллий, свинец, мышьяк (группа самых опасных металлических ядов, превышение допустимых норм которых способно привести к серьёзным психо-физиологическим нарушениям и даже к летальному исходу).
2. Кобальт, хром, молибден, никель, сурьма, скандий, цинк.
3. Барий, марганец, стронций, ванадий, вольфрам

Это однако не означает, что ни один из элементов, сгруппированных выше, по правилам Мертца, не должен присутствовать в человеческом организме.

Напротив, список тяжёлых металлов насчитывает в нем эти и ещё более 20 элементов, небольшая концентрация которых не только не опасна для жизнедеятельности человека, но и необходима в метаболических процессах, особенно железо, медь, кобальт, молибден и даже цинк.

Загрязнение окружающей среды тяжёлыми металлами

Элементами биосферы, подвергающимся загрязнению тяжёлыми металлами, являются почва и вода.

Чаще всего виновниками этого выступают металлургические предприятия, перерабатывающие лёгкие и тяжёлые цветные металлы.

Список загрязняющих агентов также пополняют предприятия по сжиганию мусора, автомобильные выхлопы, котельные, химико-производственные, типографические компании и даже электростанции.

Кроме этого, большинство заводов в производстве используют тот или иной элемент, который может быть охарактеризован как тяжёлый.

Металл группы, список которой был приведен выше, в виде отходов поступает чаще всего в водоёмы и далее по трофической цепи доходит до человека.

Кроме техногенных факторов загрязнения природы тяжёлыми металлами, существуют также природные – это извержения вулканов, в лаве которых обнаружено повышенное содержание кадмия.

Особенности распространения в природе самых токсичных металлов

Ртуть в природе более всего локализуется в водной и воздушной среде. В воды мирового океана ртуть поступает из промышленных сливов, также встречаются пары ртути, образующиеся вследствие горения угля. Токсичные соединения аккумулируются в живых организмах, особенно в морепродуктах.

Свинец имеет широкую область распространения. Он накапливается и в горах, и в почве, и в воде, и в живых организмах, и даже в воздухе, в виде выхлопных газов от автомобилей. Конечно, свинец поступает в окружающую среду и в результате антропологического действия в виде отходов от промышленной отрасли и неутилизированных отходов (аккумуляторы и батарейки).

А источником загрязнения окружающей среды кадмием являются сточные воды промышленных предприятий, а также природные факторы: выветривание медных руд, вымывание почв, а также результаты вулканической активности.

Область применения тяжёлых металлов

Несмотря на токсичность, современная промышленность создаёт огромное множество полезных продуктов, перерабатывая тяжёлые цветные металлы, список которых включает сплавы меди, цинка, свинца, олова, никеля, титана, циркония, молибдена и др.

Медь – высокопластичный материал, из которого получаются разнообразные провода, трубы, кухонная утварь, украшения, кровельное покрытие и многое другое. Кроме того, она широко используется в машиностроении и кораблестроительстве.

Цинк обладает высокими антикоррозийными свойствами, поэтому распространено использование цинковых сплавов для покрытия металлических изделий (т. н. оцинковка). Области применения продуктов из цинка: строительство, машиностроение, полиграфия (изготовление печатных форм), ракетостроение, химическая промышленность (производство лаков и красок) и даже медицина (антисептические средства и др.).

Свинец легко плавится, поэтому используется в качестве сырья во многих отраслях: лакокрасочной, химической, автомобильной (входит в состав аккумуляторов), радиоэлектронной, медицинской (изготовление защитных фартуков для пациентов во время прохождения рентген-исследований).

Cамый тяжелый металл в мире: список ТОП 10 элементов в таблице Менделеeва по плотности

Здравствуйте, друзья!

Вы знали, что изначально в таблице Менделеева содержалась нулевая группа, в которой наравне с инертными газами стоял эфир? Хотя сегодня не об этом.
10 млн долларов – именно в такую сумму оценивается 1 грамм самого редкого в мире металла калифорния. Второе место по редкости, соответственно, и по цене, занимает осмий.

Кроме того, он еще и самый тяжелый металл в мире, хотя некоторые ученые считают, что эту позицию должен занимать иридий.

Какой металл самый тяжелый?

Чтобы определить, что тяжелее, надо сравнить атомный вес и посмотреть, что обладает более высокой плотностью. По этим показателям на сегодняшний день самыми тяжелыми считаются осмий и уступающий ему на доли кубических сантиметров иридий. Представьте: кубик осмия с восьмисантиметровыми сторонами весит почти 12 кг!

Предлагаю взглянуть на фото самого тяжелого металла:

А это иридий:

Красавцы, не правда?

Топ-10 самых тяжелых металлов в мире

Предлагаю ознакомиться с элементами согласно их рейтингу.

Тантал

Считается редким и не очень тяжелым металлом, он обладает плотностью 16,65 г/см³. Его используют хирурги – он практически не поддается разрушению и ржавчине, легок в обработке.

Уран

Плотность урана – 19,07 г/см³. Его основное отличие от собратьев – природная радиоактивность.

В процессе трансформации, которые претерпевают атомы урана, вещество превращается в другой излучающий элемент.

Цепочка превращений состоит из 14 этапов, один из них – преобразование в радий, последняя стадия – образование свинца. Правда, для полного перехода урана в свинец понадобится не один миллиард лет.

Вольфрам

Вольфрам (19,25 г/см³) в шутку называют идеальным кандидатом для подделки золотых слитков. Это самый тугоплавкий материал, температура плавления приближена к фотосфере Солнца – 3422 °C. Поэтому он лучше всего подходит для спиралей в лампах накаливания.

Золото

Плотность золота – 19,3 г/см³. Мягкое, тягучее, обладающее хорошей тепло- и электрической проводимостью, оно не боится химического воздействия. Золото находится не только на поверхности Земли. В 5 раз больше его содержится в ядре планеты.

Плутоний

Этот элемент – одна из ступеней радиоактивного преобразования урана. В недрах планеты он тоже есть, но в мизерных количествах. Плотность его составляет 19,7 г/см³. Из-за своей радиоактивности плутоний всегда теплый, при этом плохо проводит ток и тепло.

Нептуний

Это еще одно детище урана, полученное в ходе ядерных реакций. Плотность – 20,25 грамм на кубический сантиметр. Нептуний довольно мягкий и ковкий материал, который медленно вступает в реакцию с воздухом и водой.

Рений

Рений – еще один тугоплавкий, ковкий, стойкий к окислению элемент. Температура плавления – 2000 °C. В общей сложности мировые запасы элемента составляют примерно 17 000 тонн. Плотность рения – 21,03 г/см³. Его используют в медицине, ювелирном деле, вакуумной технике, электронных приборах и металлургии.

Платина

Платина – хоть и не самый тяжелый металл, но довольно близок к этому – 21,45 г/см³. Она используется не только ювелирами, но и хирургами, специалистами в области инвестиций, в химической и стекольной промышленности, автомобильном деле, биомедицине и электронике. Платина исключительно вынослива, а изделия из нее трудно поцарапать. Этот элемент встречается в 30 раз реже золота.

Осмий

Плотность 22,6 г/см³ – самый тяжелый в мире металл, он твердый, но довольно ломкий. Как его ни нагревай, свой блеск и серо-голубоватый оттенок он не потеряет ни при каких условиях. Его трудно обрабатывать, в основном залегает в местах падения метеоритов.

Иридий

Разница между иридием и осмием по плотности – в сотых частях грамма. Иридий тугоплавкий, относится к редким, драгоценным. Не взаимодействует с кислотами, воздухом и водой. Применяется для контроля сварочных швов, а в палеонтологии и геологии используется в качестве индикатора слоя, сформировавшегося после падения метеорита.

Характеристики самого плотного металла

Ученые сошлись во мнении, что, несмотря на практически одинаковую плотность, иридий совсем чуть-чуть уступает самому тяжелому металлу. Однако полностью физико-химические свойства этих двух элементов пока не изучены.

Редкостью и трудозатратностью добычи обусловлена стоимость осмия – в среднем от $15 000 за грамм. Он внесен в группу платиновых и условно считается благородным, однако название металла противоречит статусу: по-гречески «осме» значит «запах». Из-за высокой химической активности осмий пахнет смесью чеснока или редьки с хлором.

Температура плавления самого тяжелого металла – 3033 °C, а кипит он при 5012 °C.

Застывая из расплава, осмий образует красивые кристаллы с интересным сине- или серебристо-голубым отливом. Но, несмотря на красоту, для изготовления драгоценных аксессуаров он не подходит, так как не обладает свойствами, необходимыми ювелирам: ковкостью и пластичностью.

Элемент ценен только из-за особой прочности. Сплавы, в которые добавляют совсем малые дозы самого тяжелого металла, становятся невероятно износостойкими. Обычно им покрывают узлы, подвергающиеся постоянному трению.

История открытия

1803—1804 годы стали для самого тяжелого металла поворотными: именно в это время его открытие проходило практически в условиях соревнований.

Сначала английский химик Смитсон Теннант и его ассистент Уильям Хайд Уолластон, совершившие не одно важное открытие, обнаружили в процессе эксперимента с платиновыми рудами и азотной и соляной кислотами необычный осадок с характерным запахом и поделились своей находкой с другими.

Однако и Теннант не спал: он продолжал свои исследования и не упускал из виду опыты французов. В итоге Смитсон добился более конкретных результатов и в официальном документе, отправленном Лондонскому королевскому обществу, указал, что разделил птен на два родственных элемента: иридий («радуга») и осмий («запах»).

Где применяют

Список сфер применения довольно обширен: авиация, военная и ракетная техника, аэрокосмическая промышленность, медицина. Хотя производители оружия уже задумываются, чем можно заменить самый тяжелый в мире металл, так как осмий слишком трудно обрабатывать.

Почти половина мировых запасов самого тяжелого металла отдана на нужды химической промышленности. Им окрашивают живые ткани под микроскопом, обеспечивая их сохранность. Кроме того, его применяют как краситель при росписи фарфора.

Изотопы самого тяжелого металла используют для изготовления тары для хранения ядерных отходов.

А еще этот элемент используется для изготовления элитных «вечных» авторучек и часов «Ролекс».

Места природного залегания

В чистом виде осмий обнаружить практически нереально. Обычно этот тяжелый элемент встречается в соединении с иридием. Вещество содержится в месторождениях платиновых руд и на месте падения или в самих попавших на Землю метеоритах.

Заключение

Согласитесь, физика и химия за рамками школьной программы безумно интересна? В продолжение темы смотрите видео о самом тяжелом металле:

: обещаю впереди еще много занимательного! Делитесь статьей в соцсетях, а я буду ждать ваших комментариев!

Определение тяжёлых металлов

Изначально тяжёлыми металлами принято было называть тех их представителей, которые имеют атомную массу выше 50.

Однако употребление названного термина на сегодняшний день происходит чаще не с химической точки зрения, а в зависимости от их воздействия на загрязнение окружающей среды.

Таким образом, список тяжёлых металлов включает те металлы и металлоиды (полуметаллы), которые загрязняют элементы человеческой биосферы (почву, воду).

Давайте рассмотрим их.

Сколько элементов включает список тяжёлых металлов?

На сегодня не существует единого мнения относительно количества элементов в названном перечне, поскольку нет общих критериев, относящих металлы к тяжёлым. Тем не менее, список тяжёлых металлов может быть сформирован в зависимости от различных свойств металлов и их признаков. К ним относят:

• Атомный вес. Исходя из этого критерия, к названным принадлежат более 40 элементов с атомной массой, превышающей 50 а.е.м (г/моль).
• Плотность. Исходя из этого критерия, тяжёлыми считаются те металлы, у которых плотность равна или превосходит плотность железа.
• Биологическая токсичность объединяет тяжёлые металлы, негативно влияющие на жизнедеятельность человека и живых организмов.

В их списке порядка 20 элементов.

Самый твердый металл в мире: название и другие свойства

Распространенное мнение о твердости – это алмаз или булат / дамасская сталь. Если первый минерал превосходит все простые вещества, существующие на Земле, что создала природа, то, поражающими воображение свойствами клинков из редкой стали, они обязаны мастерству кузнецов-оружейников, добавкам из других металлов. Многие технические сплавы, применяемые, например, для производства сверхтвердых резцов в машиностроительной промышленности, создания прочного, надежного инструмента, обладающего уникальными свойствами, связаны с этими добавками в привычном симбиозе железа с углеродом, кратко, традиционно называемыми сталью, – хрому, титану, ванадию, молибдену, никелю. Когда читатели спрашивают, какой самый твердый металл в мире, то в ответ на страницах сайтов на них обрушивается шквал противоречивой информации. В этом амплуа, по мнению авторов различных статей, выступает то вольфрам или хром, то иридий с осмием, то титан с танталом.Чтобы пробраться через дебри не всегда правильно истолкованных, пусть и точных фактов, стоит обратиться к первоисточнику – системе элементов, содержащихся как в составе Земли, так и в остальных космических объектах, оставленной человечеству великим русским химиком и физиком Д.И. Менделеевым. Он обладал энциклопедическими знаниями, совершил много научных прорывов в знании об устройстве, составе, взаимодействии веществ, помимо знаменитой таблицы на основе открытого им фундаментального периодического закона, названной его именем.

Платина и ее группа

Ближайшие к Солнцу планеты – Меркурий, Венеру, Марс, вместе с нашей планетой, причисляют к одной – земной группе. Основания для этого есть не только у астрономов, физиков и математиков, но и у геологов с химиками. Поводом для таких выводов у последних является в том числе и то, что все они, в основном, состоят из силикатов, т.е. различных производных элемента кремния, а также многочисленных соединений металлов из таблицы Дмитрия Ивановича.В частности, наша планета большей частью (до 99%) состоит из десяти элементов:

• Кислород. Это и воздух атмосферы, и огромное количество воды в Мировом океане, где его содержание доходит почти до 86%, а также леса как «зеленые легкие» Земли. Более 1,5 тыс. разнообразных соединений с его участием в твердой оболочке планеты.
• Кремний и кальций. Их содержание в земной коре – 29,5 и 3,38%, соответственно. Их соединения и есть собственно земля – твердая поверхность под нашими ногами, горы, холмы и сопки на горизонте и за ним.
• Металлы: алюминий, железо, на долю которых приходится до 8 и 4% массы земной коры. Неразлучная парочка – натрий с калием, а также магний, титан и марганец.

Но человека, кроме необходимого для выживания и развития железа и сплавов на его основе, всегда куда больше привлекали драгоценные, часто уважительно называемые благородными, металлы – золото и серебро, позднее – платина.

С ней в одну, по научной классификации, принятой у химиков, платиновую группу входят рутений, родий, палладий и осмий с иридием. Все они также относятся к благородным металлам. По атомной массе их еще условно разделяют на две подгруппы:

• Легкие – рутений, родий и палладий.
• Тяжелые – платина, осмий и иридий.

Последние два и представляют особый интерес для нашего околонаучного расследования на тему, кто тут самый твердый. Связано это с тем, что большая, по сравнению с другими элементами, атомная масса: 190,23 — у осмия, 192,22 – у иридия, по законам физики, подразумевает и огромную удельную плотность, а, следовательно, твердость этих металлов.

Если плотные, тяжелые золото и свинец – это мягкие, пластичные вещества, несложные в обработке, то осмий и иридий, открытые в начале XIX века, на поверку оказались хрупкими.

Здесь необходимо вспомнить, что мерило этого физического свойства – алмаз, которым можно без особых усилий нанести надпись на любом другом твердом материале природного или искусственного происхождения, также крайне хрупок, т.е.

его достаточно несложно разбить. Хотя, на первый взгляд, это кажется практически невозможным.

Кроме того, осмий и палладий обладают еще многими интересными свойствами:

• Очень высокой тугоплавкостью.
• Не поддаются коррозии, окислению даже при нагревании до высокой температуры.
• Стойки к воздействию концентрированных кислот и других агрессивных соединений.

Поэтому наравне с платиной, в том числе в виде соединений с ней, они используются при производстве катализаторов многих химических процессов, высокоточных приборов, оборудования, инструментов в медицинской, научной, военной, космической отраслях деятельности человечества.

Именно осмий и иридий, а ученые после исследований считают, что это свойство у них примерно одинаково дано природой, являются самыми твердыми металлами в мире.

И все бы хорошо, да не очень-то. Дело в том, что как их наличие в земной коре, так и, соответственно, мировая добыча этих весьма полезных ископаемых ничтожны:

• 10-11% – это их содержание в твердой оболочке планеты.
• Суммарное количество произведенного чистого металла в год в пределах: 4 т по иридию, 1 т – осмию.
• Цена осмия примерно равна цене золота.

Понятно, что эти редкоземельные, дорогие металлы, невзирая на их твердость, не могут даже ограничено использоваться в качестве сырья для производства; разве что как добавки в сплавы, соединения с другими металлами для придания уникальных свойств.

Кто за них?

Но человек не был собой, если бы не нашел замены иридию с осмием. Раз нецелесообразно, слишком дорого использовать их, то и внимание небезуспешно было обращено к другим металлам, нашедшим свое применение в разных ситуациях, отраслях для создания новых сплавов, композитных материалов, производства оборудования, машин и механизмов как гражданского, так и военного применения:

• Титан. Именно с началом использования этого легкого, но при этом очень твердого, прочного, пластичного, тугоплавкого металла связывают появление реактивных гражданских, военных самолетов, в том числе развивающих скорость во много раз быстрее звука. Он также широко используется, незаменим при создании космической техники, современных морских судов, океанских лайнеров, во многих других отраслях.
• Вольфрам. Очень твердый, самый тугоплавкий металл, к тому же обладающий огромной стойкостью к любым внешним воздействия. Весьма востребован человечеством.
• Хром, ванадий, марганец. Эта тройка металлов вместе и по отдельности, а также с примкнувшим к ним никелем, уже десятки лет активно используется металлургами для создания новых видов стали, специальных твердых сплавов с различными уникальными свойствами.

Хотясамый твердый металл в мире, а, вернее, целых два – иридий и осмий, показали свои уникальные свойства лишь в лабораторных условиях, а также в качестве ничтожных по процентному содержанию добавок в сплавы, других соединения для создания новых материалов, необходимых человеку, следует быть благодарными природе и за этот подарок. В то же время нет никаких сомнений, что пытливые умы талантливых ученых, гениальных изобретателей придумают новые вещества с уникальными свойствами, как это уже произошло с синтезом фуллеренов, которые оказались тверже алмаза, что уже удивительно.

Что является более тяжелым: золото или свинец?



Практически всем, учащимся в школе, учителя химии рассказывали о невероятной плотности желтого металла. И большинство учеников спрашивало, что тяжелее золото или его собрат по таблице Менделеева – свинец? Она составляет порядка 19,3 грамма на один кубический сантиметр. Благодаря своему химическому составу, золото не вступает ни в какие реакции с окружающей средой.

Именно поэтому его так активно используют в стоматологии. Этот металл может быть не только желтого цвета. Это зависит от входящих в его состав компонентов. Однако в независимости от цвета изделия из этого металла пользуются невероятной популярностью.

Возникает вопрос, как плотность золота соотносится с плотностью других металлов? У какого элемента самая большая масса? На эти и многие другие вопросы сможет ответить данная статья.

Использование золота

Спрос на желтый металл определяет не только использование его в производстве украшений и увеличения золотовалютных запасов государства. Он также очень широко применяется еще во многих других направлениях.

В промышленности золото начали активно использовать из-за химических свойств. Им покрывают зеркала, работающие в дальнем инфракрасном диапазоне. Это особенно полезно при проведении всевозможных ядерных исследованиях. Также золото очень часто применяют для пайки компонентов из различных материалов.

Еще одной сферой применения является стоматология. Это связано не только с невозможностью вступления желтого металла в химическую связь с человеческим организмом, но и с невероятной коррозийной устойчивостью.

Фармакология также не может обойтись без использования этого удивительного желтого металла. Соединения золота сейчас активно используют в различных медицинских препаратах, спасающих от самых различных заболеваний.


Это не единственные сферы применения золота. Благодаря быстрому прогрессу появляется все больше необходимости использования содержания золота в технологических новинках. Из этого можно сделать вывод, что желтый металл – это не только атрибут роскоши, но и полезный технический инструмент, значение которого с каждым годом возрастает.

Серебро

Серебро, как и золото известно человечеству с давних времен. Оно используется не только при изготовлении ювелирных украшений, но и для производства посуды.

Ранее серебро очень активно использовали при чеканке монет. И сегодня можно увидеть некоторые монеты, содержащие в себе немного серебра.

При выборе драгоценного металла, нередко возникает вопрос, что же все-таки тяжелее золото или же другой драгоценный металл — серебро.

Плотность этого металла немного меньше, чем плотность свинца. Она равна 10,5 грамм на сантиметр кубический. Это говорит о том, что золото тяжелее серебра почти в два раза.

Кроме создания столового серебра и различных украшений, этот материал очень активно используют в промышленности, а также в сфере фотоиндустрии.

Основными свойствами, благодаря которым этот элемент стал так широко применяться в промышленной сфере, являются отличная тепло- и электропроводность, отличная устойчивость к взаимодействию с окружающей средой, а также превосходные отражающие способности.

Быстро развивающийся технический прогресс заметно сократил использование серебра в фотоиндустрии. Это связано с тем, что благодаря внедрению современных технологий процесс производства и использования фототехники стал намного доступнее для большинства людей. Именно это и обеспечило сокращение использования серебра более чем в 3 раза.


Благодаря своим бактерицидным свойствам этот металл очень активно используется в медицине. В данный момент серебро используют для производства антибактериального пластыря, а также производства фильтров для очистки воды от вредных микроорганизмов.

Нитрат серебра, используемый в медицине.

Свинец

Следует сказать, что плотность свинца почти в 10 раз меньше плотности благородного желтого металла. Чтобы осознать плотность свинца, следует сказать о том, что плотность березы или липы в 25 раз меньше. По таблице плотностей, свинец находится на 20 месте, а золото на седьмом. Из этого несложно сделать вывод о том, что желтый металл намного тяжелее своего оппонента.

Данный элемент очень хорошо используется в производстве различных конструкций из металла, а также в медицинской сфере. Это связано с непропусканием лучей рентгеновского излучения.

Широкое применение свинца в различных сферах связано еще с очень дешевой стоимостью этого металла. Его стоимость практически в два раза меньше стоимости алюминия.

Еще одним плюсом выступает относительная легкость добычи данного материала, это обеспечивает огромное поступления предложения на мировой рынок.

Железо

Это один из самых древнейших металлов, известных человеку. Первые металлические изделия, согласно результатам археологических исследований, появились в четвертом тысячелетии до нашей эры. Железо намного дешевле желтого драгоценного металла. Это связано с большим содержанием в недрах железной руды. И как говориться в учебнике по экономики, чем больше спрос, тем меньше цена товара.

В отличие от золота, железо имеет несколько степеней окисления, и оно очень активно взаимодействует с окружающей средой. По запасам железных руд Россия занимает лидирующее положение в мире.

Следует сразу ответить на интересующий вопрос, что тяжелее, такой драгоценный металл как золото или же обычное железо. Для ответа на него потребуется посмотреть плотность металлов.

Плотность драгметалла уже известна, найдем значение для железа. Она ровняется 7,844 граммам на сантиметр кубический.

Из этого следует, что этот метал, при равном объеме не только легче золота, но и серебра и свинца.

Самые тяжелые элементы

Выше была приведена плотность пяти элементов, из них самым тяжелым является платина. Однако это не самый тяжелый существующий на земле элемент. Плотность самого тяжелого элемента составляет 22,61 грамм на сантиметр кубический. Имя ему осмий.

Только и это не придел плотности. Правда, этот элемент был создан искусственно в 1984 году. Назвали его Хассий, его плотность почти в два раза больше плотности осмия.

Удивительно, но и это не придел. Существуют материалы во много десятков раз превышающие плотность Хассия. Однако они находятся в космическом пространстве. Вещество, содержащееся в белых карликах, может иметь плотность до 1000 тонн на кубический сантиметр. Это новость повергла в шок мировое сообщество.

Однако и это не предел. Нейтронные звезды содержат в себе вещество с плотностью около 500 миллионов тонн на кубический сантиметр. Эту цифру с легкостью может переплюнуть плотность черных дыр, однако, из-за трудностей проведения исследований, это только теоретически.


Самый тяжелый и плотный металл в мире



С незапамятных времен люди активно используют различные металлы. После изучения их свойств, вещества заняли достойное место в таблице знаменитого Д. Менделеева.

До сих пор не утихают споры ученых относительно вопроса, какому металлу присвоить звание самого тяжелого и плотного в мире. На чаше весов два элемента менделеевской таблицы – иридий, а также осмий.

Чем они интересны, читайте далее.

Общая информация

На протяжении веков люди занимались изучением полезных свойств самых распространенных металлов на планете. Больше всего сведений наука хранит о золоте серебре и меди. Со временем человечество познакомилось с железом, более легкими металлами – оловом и свинцом. В мире Средневековья люди активно пользовались мышьяком, а болезни лечили ртутью.

Благодаря стремительному прогрессу, сегодня самыми тяжелыми и плотными металлами считается не один элемент таблицы, а сразу два. Под номером 76 расположен осмий (Os), а под номером 77 – иридий (Ir), вещества имеют следующие показатели плотности:

• осмий тяжелый, благодаря плотности 22,62 г/ см³;
• иридий не намного легче – 22,53 г/ см³.

Плотность относят к физическим свойствам металлов, она представляет собой соотношение массы вещества к его объему. Теоретические расчеты плотности обоих элементов имеют некоторые погрешности, поэтому оба металла сегодня принято считать самыми тяжелыми.

Для наглядности можно сравнить вес обыкновенной пробки с весом пробки из самого тяжелого металла в мире. Чтобы уравновесить чаши весов с пробкой из осмия либо иридия, потребуется более сотни обычных пробок.

История открытия металлов

Оба элемента были открыты на заре XIX века ученым Смитсоном Теннантом. Многие исследователи того времени занимались изучением свойств сырой платины, обрабатывая ее «царской водкой». Только Теннанту удалось обнаружить в полученном осадке два химических вещества:

• осадочный элемент со стойким запахом хлора ученый назвал осмием;
• субстанция с меняющейся окраской получила название иридий (радуга).

Оба элемента были представлены единым сплавом, который ученому удалось разделить. Дальнейшим исследованием самородков платины занялся русский химик К. Клаус, тщательно исследовавший свойства осадочных элементов. Сложность определения самого тяжелого металла в мире заключается в невысокой разности их плотности, которая не является величиной постоянной.

Яркие характеристики самых плотных металлов

Добытые экспериментальным путем вещества представляют собой порошок, довольно трудно поддающийся обработке, ковка металлов требует очень высоких температур. Наиболее распространенной формой содружества иридия с осмием является сплав осмистого иридия, который добывают в месторождениях платины, пластах залегания золота.

Наиболее частым местом обнаружения иридия считаются метеориты, богатые железом. Самородного осмия в мире природы не найти, только в содружестве с иридием и другими компонентами платиновой группы. Залежи часто содержат соединения серы с мышьяком.

Особенности самого тяжелого и дорогого металла в мире

Среди элементов периодической таблицы Менделеева самым дорогостоящим считается осмий. Серебристый металл с голубоватым отливом принадлежит к платиновой группе благородных химических соединений. Свой блеск самый плотный, но очень хрупкий металл не теряет под воздействием высоких температурных показателей.

Характеристики

• Элемент №76 Osmium имеет атомную массу 190,23 а.е.м.;
• Расплавленное при температуре 3033°C вещество закипит при 5012°C.
• Самый тяжелый материал обладает плотностью 22,62 г/ см³;
• Структура кристаллической решетки имеет гексагональную форму.

Несмотря на изумительно холодный блеск серебристого отлива, осмий не годится для производства ювелирных изделий из-за высочайшей токсичности.

Для плавки украшения потребовалась бы температура, как на поверхности Солнца, ведь самый плотный в мире металл разрушается при механическом воздействии.

Превращаясь в порошок, осмий взаимодействует с кислородом, реагирует на серу, фосфор, селен, на царскую водку реакция вещества очень медленная. Osmium не обладает магнетизмом, сплавы имеют склонность к окислению, формированию кластерных соединений.

Тайны самого редкого и плотного в мире металла

Принадлежность иридия к платиновой группе наделяет его свойством невосприимчивости к обработке кислотами и их смесями. В мире иридий получают из анодных шламов при медно-никелевом производстве. После обработки шлама царской водкой, выпавший осадок прокаливают, результатом чего становится добыча иридия.

Область применения

Хотя Iridium принадлежит к числу драгоценных металлов, для ювелирных изделий его применяют редко. Элемент, плохо поддающийся обработкам, весьма востребован при строительстве дорог, производстве автомобильных деталей. Сплавы с неподверженным окислению самым плотным металлом применяются для следующих целей:

• изготовления тиглей для проведения лабораторных опытов;
• производства специальных мундштуков для стеклодувов;
• покрытия кончиков перьев и стержней шариковых ручек;
• изготовления долговечных свечей зажигания для автомобилей;

Сплавы с изотопами иридия используют на сварочном производстве, в приборостроении, для выращивания кристаллов в составе лазерной техники. Применение самого тяжелого металла позволило осуществлять лазерную коррекцию зрения, дробление камней в почках и другие медицинские процедуры.

Хотя Iridium лишен токсичности и не опасен для биологических организмов, в природной среде можно встретиться его опасным изотопом – гексафторидом. Вдыхание паров ядовитого вещества ведет к мгновенному удушью и смерти.

The post Самые тяжелые металлы в мире appeared first on Химия.

]]> https://himya.ru/samye-tyazhelye-metally-v-mire.html/feed 0