ИСТОРИЯ

ЗАЙМЕМСЯ
ХИМИЕЙ


Название: Кадмий (cadmium)
Порядковый номер: 48
Группа: ii
Период: 5
Электронное строение: 4d10 5s2
Атомная масса: 112,411
Электроотрицательность: 1,69
Температура плавления: 320,9?С
Температура кипения: 765?С
Плотность (г/см3): 8,65
Характерные степени окисления: +2
Цвет: Серебристо-белый
Кем открыт: Фредерик Штромейер
Год открытия: 1817
Страна открытия: Германия;
Кристалическая структура:
гексагональная

Кадмий (cadmium), cd, химический элемент ii группы периодической системы Менделеева; атомный номер 48, атомная масса 112,40; белый, блестящий, тяжёлый, мягкий, тягучий металл. Элемент состоит из смеси 8 стабильных изотопов с массовыми числами: 106 (1,215%), 108 (0,875%), 110 (12,39%), 111 (12,75%), 112 (24,07%), 113 (12,26%), 114 (28,86%), 116 (7,58%).

Историческая справка. В 1817 нем. химик Ф. Штромейер, при ревизии одной из аптек, обнаружил, что имевшийся там карбонат цинка содержит примесь неизвестного металла, который осаждается в виде жёлтого сульфида сероводородом из кислого раствора. Штромейер назвал открытый им металл кадмием (от греч. kadm e ia — нечистая окись цинка, также цинковая руда). Независимо от него нем. учёные К. Герман, К. Карстен и В. Мейснер в 1818 открыли К. в силезских цинковых рудах.

Распространение в природе. К. — редкий и рассеянный элемент с кларком литосферы 1,3 ? 10 -5 % по массе. Для К. характерны миграция в горячих подземных водах вместе с цинком и др. халькофильными элементами и концентрация в гидротермальных месторождениях. Минерал сфелерит zns местами содержит до 0,5—1% cd, максимально до 5%. Реже встречается гринокит cds. Концентрируется кадмий в морских осадочных породах — сланцах (Мансфельд, ГДР), в песчаниках, в которых он также связан с цинком и др. халькофильными элементами. В биосфере известны 3 очень редких самостоятельных минерала К. — карбонат cdco 3 (отавит), окись cdo (монтепонит) и селенид cdse.

Физические и химические свойства. Кристаллическая решётка К. гексагональная, а = 2,97311 å, с = 5,60694 å (при 25 °С); атомный радиус 1,56 å, ионный радиус cd 2+ 1,03 å. Плотность 8,65 г/см 3 (20 °С), t пл 320,9° С, t kип 767 °С, коэффициент термического расширения 29,8 ? 10 -6 (при 25 °С); теплопроводность (при 0 °c) 97,55 вт/(м ? К) или 0.233 кал/ (см ? сек°С); удельная теплоёмкость (при 25 °С) 225,02 дж/ ( кг ? К ) или 0,055 кал/(г ? °С) ; удельное электросопротивление (при 20°c) 7,4 ? 10 -8 ом ? м (7,4 ? 10 -6 ом ? см ) ; температурный коэффициент электросопротивления 4,3 ? 10 -3 (0—100 °С). Предел прочности при растяжении 64 Мн /м 2 (6,4 кгс/мм 2 ) , относительное удлинение 20%, твёрдость по Бринеллю 160 Мн/м 2 (16 кгс/мм 2 ) .

В соответствии с внешней электронной конфигурацией атома 4d 10 5s 2 валентность К. в соединениях равна 2 (впрочем, имеются указания на образование ионов cd 2 2+ при растворении К. в расплавленном cdcl 2 ). На воздухе К. тускнеет, покрываясь тонкой плёнкой окиси cdo, которая защищает металл от дальнейшего окисления. При сильном нагревании на воздухе К. сгорает в окись cdo — кристаллический порошок от светло-коричневого до темно-бурого цвета, плотность 8,15 г/см 3 ; при 700 °С cdo возгоняется, не плавясь. К. непосредственно соединяется с галогенами; эти соединения бесцветны; cdcl 2 , cdbr 2 и cdl2 очень легко растворимы в воде (около 1 ч. безводной соли в 1 ч. воды при 20 °С), cdf 2 растворим труднее (1 ч. в 25 ч. воды). С серой К. образует сульфид cds от лимонно-жёлтого до оранжево-красного цвета, нерастворимый в воде и разбавленных кислотах. К. легко растворяется в азотной кислоте с выделением окислов азота и образованием нитрата, который даёт гидрат cd (no3) 2 ? 4h 2 o. Из кислот — соляной и разбавленной серной К. медленно выделяет водород, при выпаривании растворов из них кристаллизуются гидраты хлорида 2cdcl 2 ? 5h 2 o и сульфата 3cdso 4 ? 8h 2 o. Растворы солей К. имеют кислую реакцию вследствие гидролиза ; едкие щёлочи осаждают из них белую гидроокись cd (oh) 2 , нерастворимую в избытке реактива; впрочем, при действии концентриров. растворов щёлочи на cd (oh) 2 были получены гидрооксокадмиаты, например na 2 [cd (oh)]. Катион cd 2+ легко образует комплексные ионы с аммиаком [cd (nh 3 ) 4 ] 2+ и с цианом [cd (cn) 4 ] 2- и [cd (cn) 6 ] 4- . Известны многочисленные основные, двойные и комплексные соли К. Соединения К. ядовиты; особенно опасно вдыхание паров его окиси.

Получение и применение. К. получают из побочных продуктов переработки цинковых, свинцово-цинковых и медно-цинковых руд. Эти продукты (содержащие 0,2—7% К.) обрабатывают разбавленной серной кислотой, которая растворяет окиси К. и цинка. Из раствора осаждают К. цинковой пылью; губчатый остаток (смесь К. и цинка) растворяют в разбавленной серной кислоте и выделяют К. электролизом этого раствора. Электролитический К. переплавляют под слоем едкого натра и отливают в палочки; чистота металла — не менее 99,98%.

Металлический К. применяют в ядерных реакторах , для антикоррозионных и декоративных покрытий, в аккумуляторах . К. служит основой некоторых подшипниковых сплавов, входит в состав легкоплавких сплавов. Легкоплавкие сплавы применяют для спайки стекла с металлом, в автоматических огнетушителях, для тонких и сложных отливок в гипсовых формах и др. Сульфид К. (кадмиевая жёлтая) — краска для живописи. Сульфат и амальгама К. используются в нормальном элементе Вестона.

К. в организме. Содержание К. в растениях составляет 10 -4 % (на сухое вещество); у некоторых животных (губок, кишечнополостных, червей, иглокожих и оболочников) — 4 ? 10 -5 —3 ? 10 -3 % сухого вещества. Обнаружен у всех позвоночных животных. Наиболее богата К. печень. Физиологическое значение К. изучено недостаточно, но известно, что К. влияет на углеводный обмен, на синтез в печени гиппуровой кислоты, на активность некоторых ферментов.

Лит.: Погодин С. А., Кадмий, в кн.: Краткая химическая энциклопедия, т. 2, М., 1963; Реми Г., Курс неорганической химии, [пер. с нем.], т. 2, М., 1966, с, 476—486.

С. А. Погодин.

Скачать реферат на тему: "Кадмий"

Назад



(С) Дистанционный творческий конкурс-проект "Моя Веб-страница", 2005
(С) Хмелев Алексей, 2005
http://www.eidos.ru/project/all/web/index.htm