Никель - это химический элемент с символом Ni и атомным номером 28. Это серебристо-белый блестящий металл с легким золотистым оттенком. Никель - твердый и вязкий переходный металл. Чистый никель химически реактивен, но крупные куски медленно реагируют с воздухом в стандартных условиях, поскольку на поверхности образуется пассивирующий слой оксида никеля, который предотвращает дальнейшую коррозию.
Несмотря на это, чистый самородный никель встречается в земной коре лишь в небольших количествах, обычно в ультраосновных породах и во внутренностях крупных никель-железных метеоритов, которые не подвергались воздействию кислорода, находясь за пределами земной атмосферы.

Метеоритный никель встречается в сочетании с железом, что является отражением происхождения этих элементов как основных конечных продуктов нуклеосинтеза сверхновых. Считается, что железо-никелевая смесь составляет внешнее и внутреннее ядра Земли.

Использование никеля(в виде природного метеоритного сплава никеля с железом) было прослежено еще в 3500 году до нашей эры. Впервые никель был выделен и классифицирован как элемент в 1751 году Акселем Фредриком Кронштедтом, который сначала принял руду за медный минерал, в кобальтовых шахтах Лоса, Хельсингланд(Швеция).

Положение никеля в ПСЭ

Никель - один из четырех элементов(остальные - железо, кобальт и гадолиний), которые являются ферромагнитными при комнатной температуре. Этот металл используется главным образом в сплавах и антикоррозийных покрытиях.
Никель широко используется в монетах, хотя никелированные предметы иногда вызывают аллергию на никель. Никель является необходимым питательным веществом для некоторых микроорганизмов и растений, имеющих ферменты с никелем в качестве активного участка.

Никель - это серебристо-белый металл с легким золотистым оттенком, который хорошо поддается полировке. Никель твердый, ковкий и вязкий, обладает относительно высокой электро- и теплопроводностью для переходных металлов.

Изотопы
Изотопы никеля варьируются по атомному весу от ⁴⁸Ni до ⁷⁸Ni.

Природный никель состоит из пяти стабильных изотопов, ⁵⁸Ni, ⁶⁰Ni, ⁶¹Ni, ⁶²Ni и ⁶⁴Ni, из которых ⁵⁸Ni является самым распространенным(68,077% естественного содержания).

Было описано по меньшей мере 26 радиоизотопов никеля; наиболее стабильными являются ⁵⁹Ni с периодом полураспада 76000 лет, ⁶³Ni(100 лет) и ⁵⁶Ni(6 дней). Все остальные радиоизотопы имеют период полураспада менее 60 часов, а большинство из них - менее 30 секунд.

⁵⁹Ni использовался для датировки земного возраста метеоритов и для определения содержания внеземной пыли во льду и осадочных породах.

⁶³Ni является загрязняющим веществом, обнаруженным в опорных конструкциях ядерных реакторов. Он образуется в результате захвата нейтронов ⁶²Ni.

На Земле никель чаще всего встречается в сочетании с серой и железом в пентландите, с серой - в миллерите, с мышьяком - в минерале никелине, а с мышьяком и серой - в никелевом галените. Никель часто встречается в железных метеоритах в виде сплавов камацита и таенита. Впервые никель в метеоритах был обнаружен в 1799 году французским химиком Жозефом-Луи Прустом, .

Наиболее распространенное состояние окисления никеля +2, но хорошо известны соединения Ni0, Ni+ и Ni3+, а также получены и изучены экзотические состояния окисления Ni2- и Ni-.

Никель(I)
Комплексы никеля(I) встречаются нечасто, но одним из примеров является тетраэдрический комплекс NiBr(PPh₃)₃. Многие комплексы никеля(I) имеют связь Ni-Ni, например, темно-красный диамагнитный K₄[Ni₂(CN)₆], полученный восстановлением K2[Ni2(CN)6] амальгамой натрия. Это соединение окисляется в воде с выделением H₂.

Считается, что состояние окисления никеля(I) важно для никельсодержащих ферментов, таких как [NiFe]-гидрогеназа, которая катализирует обратимое восстановление протонов до H₂.

Никель(II) образует соединения со всеми распространенными анионами, включая сульфид, сульфат, карбонат, гидроксид, карбоксилаты и галогениды. Сульфат никеля(II) образуется в больших количествах при растворении металла или оксидов никеля в серной кислоте, образуя гекса- и гептагидрат, полезный для гальванического покрытия никеля. Обычные соли никеля, такие как хлорид, нитрат и сульфат, растворяются в воде, давая зеленые растворы металлоаквакомплекса [Ni(H₂O)₆]²⁺.

Известен никелоцен; он имеет число электронов 20, что делает его относительно нестабильным.

Никель(III) и (IV)
Известно много соединений Ni(III). Первыми такими соединениями являются [Ni(PR3)₂X2], где X = Cl, Br, I и R = этил, пропил, бутил.
Далее, Ni(III) образует простые соли с фторидом или оксид-ионами.
Ni(III) может быть стабилизирован σ-донорными лигандами, такими как тиолы и органофосфины.
Ni(IV) встречается в смешанном оксиде BaNiO3.
Ni(IV) остается редким состоянием окисления, и известно очень мало соединений.

История
Сосед кобальта по периодической системе – никель имеет довольно много с ним общего. Прежде всего этот элемент тоже «дьявольский». Название «никель» происходит от немецкого купферникель – «медный дьявол», по названию минерала, описанного в 1694 году шведским минералогом У. Иерне и ошибочно принятое им за медную руду. Все попытки выплавить из этого минерала медь привели к неудаче. И металлурги решили, что это происки Ника – злого духа гор.

Вообще говоря, человечество было знакомо с никелем давно. Еще в 3 веке до н.э. древние китайцы выплавляли сплав, состоящий из меди, никеля и цинка. В древнем среднеазиатском государстве Бактрии из этого сплава приготовляли монеты.

Заблуждения относительно состава купферникеля продолжались даже после того, как этот минерал был описан. В 1726 году немецкий аптекарь И. Линк исследовал его и установил, что при растворении в азотной кислоте он дает зеленую окраску, а потому скорее всего является кобальтовой рудой с примесями меди. Когда шведские горняки нашли красноватый минерал, который, будучи добавлен к стеклу, не давал синей окраски, они назвали его «кобольд, потерявший душу». Это также был один из никелевых минералов.

Так обстояли дела до 1751 года. В тот год исследованием минерала, найденного на кобальтовом руднике, занялся шведский минералог и химик А. Кронштедт. В одном из опытов он опустил кусочек железа и кислый раствор этой руды. При наличии в растворе меди она должна была выделится на железе в свободном состоянии. К его великому удивлению, этого не произошло. Тогда Кронштедт занялся тщательным изучением зеленых кристаллов, вкрапленных в руду. В результате длинной серии экспериментов он выделил из купферникеля металл, на медь совершенно не похожий. А. Кронштедт описал этот металл как твердый и хрупкий, слабо притягивающийся магнитом, при нагревании переходящий в черный порошок, при растворении дающий великолепную зеленую окраску. Так никель был идентифицирован, а купферникель оказался арсенидом никеля.

Применение
Глобальное использование никеля в настоящее время составляет 68% в нержавеющей стали, 10% в цветных сплавах, 9% в гальванике, 7% в легированной стали, 3% в литейном производстве и 4% в других отраслях(включая аккумуляторы).

Никель используется для гальванических покрытий и для придания зеленого оттенка стеклу. Никель - преимущественно легированный металл, и его основное применение - в никелевых сталях и никелевых чугунах, в которых он обычно повышает прочность на разрыв, вязкость и предел упругости. Он широко используется во многих других сплавах, включая никелевые латуни и бронзы и сплавы с медью, хромом, алюминием, свинцом, кобальтом, серебром и золотом.

Биологическая роль

• Это не было признано до 1970-х годов, но известно, что никель играет важную роль в биологии некоторых растений, бактерий, архей и грибов.

• Ферменты с содержанием никеля, такие как уреаза, считаются факторами вирулентности некоторых организмов.Уреаза катализирует гидролиз мочевины с образованием аммиака и карбамата.

• Гидрогеназы NiFe могут катализировать окисление H₂ с образованием протонов и электронов, а также обратную реакцию - восстановление протонов с образованием газообразного водорода.

• Никель-тетрапиррольный кофермент, кофактор F430, присутствует в метилкофермент М редуктазе, которая может катализировать образование метана или обратную реакцию у метаногенных архей(в состоянии окисления +1). Один из ферментов дегидрогеназы угарного газа состоит из Fe-Ni-S кластера.
• Другие никельсодержащие ферменты включают редкий бактериальный класс супероксиддисмутаз и ферменты глиоксалазы I у бактерий и нескольких эукариотических трипаносомных паразитов(у других организмов, включая дрожжи и млекопитающих, этот фермент содержит двухвалентный Zn²⁺).

• Диетический никель может влиять на здоровье человека через инфекции, вызываемые никель-зависимыми бактериями, но никель также может быть необходимым питательным веществом для бактерий, живущих в толстом кишечнике, фактически функционируя как пребиотик.

• Никель, выделяющийся при извержениях вулканов Сибирской ловушки, предположительно способствует росту Methanosarcina, рода эвриархейных архей, которые производили метан во время пермско-триасового вымирания, самого большого из известных массовых вымираний.

Токсичность
Основным источником воздействия никеля является пероральное потребление, поскольку никель необходим растениям. Концентрации в окружающей среде могут быть повышены в результате антропогенного загрязнения. Например,
- никелированные смесители могут загрязнять воду и почву;
- горнодобывающая и металлургическая промышленность может сбрасывать никель в сточные воды;
- посуда из никелевого сплава и пигментированная никелем посуда может выделять никель в пищу;
- воздух может загрязняться в результате рафинирования никелевой руды и сжигания ископаемого топлива.

Люди могут поглощать никель непосредственно из табачного дыма и при контакте кожи с ювелирными изделиями, шампунями, моющими средствами и монетами. Менее распространенной формой хронического воздействия является гемодиализ, поскольку следы ионов никеля могут всасываться в плазму крови в результате хелатирующего действия альбумина.

Соединения никеля классифицируются как канцерогены для человека на основании повышенного риска рака дыхательных путей, наблюдаемого в эпидемиологических исследованиях работников предприятий по переработке сульфидной руды.

У чувствительных людей может наблюдаться кожная контактная аллергия на никель, известная как контактный дерматит.

Никель является самым распространенным(!) контактным аллергеном в мире, отчасти из-за его использования в украшениях для проколотых ушей. Аллергия на никель, поражающая проколотые уши, часто проявляется зудом и покраснением кожи.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Кобальт - это химический элемент с символом Co и атомным номером 27. Как и никель, кобальт встречается в земной коре только в химически комбинированной форме, за исключением небольших месторождений, обнаруженных в сплавах природного метеоритного железа. Свободный элемент, получаемый восстановительной плавкой, представляет собой твердый, блестящий, серебристо-серый металл.

Синие пигменты на основе кобальта(кобальтовая синь) с древних времен использовались для изготовления ювелирных изделий и красок, а также для придания характерного синего оттенка стеклу, но долгое время считалось, что этот цвет обусловлен известным металлом висмутом. Шахтеры издавна называли некоторые минералы, выделяющие синий пигмент, кобольдовой рудой(в переводе с немецкого - руда гоблина); они были названы так потому, что были бедны известными металлами и при плавке давали ядовитые пары, содержащие мышьяк. В 1735 году было обнаружено, что такие руды могут быть восстановлены до нового металла(первого, открытого с древних времен), который в итоге был назван в честь кобольда.

Сегодня некоторые виды кобальта производятся специально из одной из нескольких руд с металлическим блеском, таких как кобальтит(CoAsS). Однако чаще всего этот элемент производится как побочный продукт при добыче меди и никеля.

Положение кобальта в ПСЭ

Кобальт - слабовосстанавливающийся металл, защищенный от окисления пассивирующей оксидной пленкой. На него действуют галогены и сера. При нагревании в кислороде образуется Co₃O₄, который теряет кислород при 900 °C, давая монооксид CoO. Металл реагирует с фтором при 520 K, давая CoF₃; с хлором, бромом и йодом, образуя эквивалентные бинарные галогениды.
Он не реагирует с газообразным водородом(H₂) или азотом(N₂) даже при нагревании, но реагирует с бором, углеродом, фосфором, мышьяком и серой. При обычных температурах он медленно реагирует с минеральными кислотами и очень медленно с влажным, но не сухим воздухом.

Обычные степени окисления кобальта включают +2 и +3, хотя известны также соединения со степенями окисления от -3 до +5. Обычное состояние окисления для простых соединений +2(кобальт(II)).
В пламени буры кобальт показывает темно-синий цвет как в окислительном, так и в восстановительном пламени.

История
Историю открытия кобальта лучше всего начать с истории происхождения названия этого элемента. Своим названием он обязан минералу, который находили с древних пор в Саксонии и называли кобольдом. Так рудокопы именовали злого духа, который якобы обитал в этом минерале. Поверье произошло от того, что все попытки выделить серебро из этого камня(а он очень походил на серебряную руду) оканчивались неудачей.

Синие кобальтовые стекла, эмали и краски были известны еще за 5000 лет до н.э. в Древнем Египте. Так, в гробнице Тутанхамона нашли много осколков синего стекла. Неизвестно, было ли приготовление синих стекол и красок на основе кобальтовых соединений сознательным или случайным. Во всяком случае, рецепт их получения долго не был известен. Первое упоминание о приготовлении синих красок относится к 1679 году.

Первооткрывателем кобальта стал шведский ученый Г. Брандт. Датой открытия считается 1735 год. В своей «Диссертации по полуметаллам» он говорил об открытом им новом полуметалле – кобольде.

Под полуметаллами Брандт имел ввиду вещества, которые многими качествами похожи на известные металлы, но не поддаются ковке. Он описал шесть полуметаллов: ртуть, висмут, цинк, кобальт, мышьяк. Так как большинство висмутовых руд содержат кобальт, Брандт в своей диссертации предложил несколько способов для того, чтобы различать кобальт и висмут.

В 1744 году Брандт нашел новый минерал, содержащий кобальт, железо и серу. Этим минералом оказался сульфид кобальта Co₃S₄.

Впоследствии Брандт провел детальное изучение кобальта. В конце 18 – начале 19 вв. изучением свойств кобальта занимались Т. Бергман, Л. Тенар, Л. Пруст и И. Берцелиус. Это помогло более подробно изучить элемент. В открытие кобальта долго не верили многие химики. В 1776 году венгерский химик П. Падакс заявил, что кобальт есть соединение железа и мышьяка, но добавил, что открытый к тому времени никель является элементом. И только к концу18 века благодаря работам многих ученых было подтверждено открытие Брандта.

Кобальт, как и никель, часто присутствует, а иногда и в больших количествах, в метеоритах. В 1819 году немецкий химик Ф. Штромейер сообщил об открытии им кобальта в метеорите, а чуть позже С. Теннант в этом же метеорите обнаружил никель.

Соединения кобальта веками использовались для придания насыщенного синего цвета стеклу, глазури и керамике. Кобальт был обнаружен в египетской скульптуре, персидских украшениях третьего тысячелетия до нашей эры, в руинах Помпеи, разрушенной в 79 году нашей эры, и в Китае, относящихся к периоду правления династии Тан (618-907 годы нашей эры) и династии Мин(1368-1644 годы нашей эры).

Кобальт использовался для окраски стекла с бронзового века. При раскопках затонувшего корабля в Улубуруне был найден слиток синего стекла, отлитый в 14 веке до н.э. Синее стекло из Египта окрашивалось либо медью, либо железом, либо кобальтом. Самое древнее стекло с кобальтовым оттенком относится к восемнадцатой династии Египта (1550-1292 гг. до н.э.). Источник кобальта, который использовали египтяне, неизвестен.

Кислородные и халькогеновые соединения
Известно несколько оксидов кобальта. Зеленый оксид кобальта(II) (CoO) имеет структуру роксальта. Он легко окисляется водой и кислородом до коричневого гидроксида кобальта(III)( Co(OH)₃). При температуре 600-700°C CoO окисляется до синего оксида кобальта(II,III) (Co₃O₄).
Известен также черный оксид кобальта(III)(Co₂O₃). При низкой температуре оксиды кобальта являются антиферромагнитными: CoO(температура Нееля 291 K) и Co ₃O₄(температура Нееля: 40 K), который является аналогом магнетита(Fe₃O₄), со смесью +2 и +3 состояний окисления.

Основные халькогениды кобальта включают черный сульфид кобальта(II), CoS₂, который имеет пиритоподобную структуру, и сульфид кобальта(III) (Co₂S₃).

Известны четыре дигалогенида кобальта(II): фторид кобальта(II)( CoF₂, розовый), хлорид кобальта(II)( CoCl₂, синий), бромид кобальта(II) (CoBr₂, зеленый), иодид кобальта(II)(CoI₂, сине-черный). Эти галогениды существуют в безводной и гидратированной формах. Если безводный дихлорид имеет синий цвет, то гидрат - красный.

Важно! Фторид кобальта(III) является одним из немногих простых стабильных соединений кобальта(III). Фторид кобальта(III), который используется в некоторых реакциях фторирования, бурно реагирует с водой.

Органокобальтовая химия
Кобальтоцен - структурный аналог ферроцена, в котором вместо железа используется кобальт. Кобальтоцен гораздо более чувствителен к окислению, чем ферроцен. Карбонил кобальта(Co₂(CO)₈) является катализатором в реакциях карбонилирования и гидросилилирования. Витамин B12 является металлоорганическим соединением, встречающимся в природе, и единственным витамином, содержащим атом металла. Примером алкилкобальтового комплекса в редко встречающемся состоянии окисления кобальта +4 является гомолептический комплекс тетракис(1-норборнил) кобальта(IV)(Co(1-norb)4), комплекс переходного металла с алкилом, отличающийся устойчивостью к элиминированию β-водорода, в соответствии с правилом Бредта.

Изотопы
⁵⁹Co - единственный стабильный изотоп кобальта и единственный изотоп, существующий в природе на Земле. Двадцать два радиоизотопа были охарактеризованы: самый стабильный, ⁶⁰Co, имеет период полураспада 5,2714 лет; ⁵⁷Co имеет период полураспада 271,8 дней; ⁵⁶Co имеет период полураспада 77,27 дней; и ⁵⁸Co имеет период полураспада 70,86 дней. Все остальные радиоактивные изотопы кобальта имеют периоды полураспада короче 18 часов, а в большинстве случаев - короче 1 секунды.

Изотопы кобальта имеют атомный вес от 50( ⁵⁰Co) до 73(⁷³Co). Основным способом распада изотопов с атомной массой меньше, чем у единственного стабильного изотопа ⁵⁹Co, является захват электронов, а основным способом распада изотопов с атомной массой больше 59 единиц атомной массы является бета-распад. Основными продуктами распада ниже ⁵⁹Co являются изотопы элемента 26( железо), выше - изотопы элемента 28(никель).

Возникновение
Он составляет 0,0029% земной коры. Свободный кобальт(самородный металл) не встречается на Земле из-за кислорода в атмосфере и хлора в океане. И того, и другого достаточно много в верхних слоях земной коры, чтобы предотвратить образование самородного металлического кобальта. За исключением недавно поступившего в метеоритное железо, чистый кобальт в форме самородного металла на Земле неизвестен. Элемент имеет среднюю распространенность, но природные соединения кобальта многочисленны, и небольшие их количества содержатся в большинстве горных пород, почв, растений и животных.

В природе кобальт часто ассоциируется с никелем. Оба они являются характерными компонентами метеоритного железа, хотя кобальта в железных метеоритах гораздо меньше, чем никеля. Как и в случае с никелем, кобальт в сплавах метеоритного железа мог быть достаточно хорошо защищен от воздействия кислорода и влаги, чтобы оставаться в виде свободного металла, хотя ни один из элементов не встречается в такой форме в древней земной коре.

Кобальт в виде соединения встречается в минералах меди и никеля. Он является основным металлическим компонентом, который соединяется с серой и мышьяком в сульфидных минералах кобальтита(CoAsS), сафлорита(CoAs₂), глаукодота((Co,Fe)AsS) и скуттерудита(CoAs₃).

Важно! Кобальт также входит в состав табачного дыма. Табачное растение легко поглощает и накапливает в своих листьях тяжелые металлы, такие как кобальт, из окружающей почвы. Впоследствии они вдыхаются во время курения табака.

В океане
Кобальт - это микроэлемент, участвующий в фотосинтезе и фиксации азота, обнаруженный в большинстве океанических бассейнов и являющийся лимитирующим микроэлементом для фитопланктона и цианобактерий. Co-содержащий комплекс кобаламина синтезируется только цианобактериями и некоторыми археями, поэтому концентрация растворенного кобальта в верхних слоях океана низка.
Как Mn и Fe, Co имеет гибридный профиль биологического поглощения фитопланктоном через фотосинтез в верхних слоях океана и вымывания в глубоких слоях океана, хотя вымывание в основном ограничено сложными органическими лигандами. Co утилизируется в океане разлагающимся органическим веществом, которое опускается ниже верхних слоев океана, хотя большая часть вымывается окисляющими бактериями.

Кобальт считается токсичным для морской среды при высоких концентрациях. Безопасные концентрации составляют около 18 мкг/л в морских водах для планктона, такого как диатомовые водоросли. В основном на уровень токсичности в прибрежных водах влияет антропогенное воздействие, например, сток сточных вод и сжигание ископаемого топлива.

Сплавы
Сверхпрочные сплавы на основе кобальта исторически потребляли большую часть производимого кобальта. Температурная стабильность этих сплавов делает их пригодными для изготовления турбинных лопаток газовых турбин и авиационных реактивных двигателей, хотя монокристаллические сплавы на основе никеля превосходят их по своим характеристикам.
Сплавы на основе кобальта также устойчивы к коррозии и износу, что делает их, как и титан, полезными для изготовления ортопедических имплантатов, которые не изнашиваются со временем. Разработка износостойких кобальтовых сплавов началась в первом десятилетии 20 века со стеллитовых сплавов, содержащих хром с различными количествами вольфрама и углерода.
Сплавы с карбидами хрома и вольфрама очень твердые и износостойкие. Специальные сплавы кобальт-хром-молибден, такие как Vitallium, используются для протезирования(замена тазобедренного и коленного суставов).
Сплавы кобальта также используются для зубных протезов как полезный заменитель никеля, который может быть аллергенным. Некоторые быстрорежущие стали также содержат кобальт для повышения жаропрочности и износостойкости.
Специальные сплавы алюминия, никеля, кобальта и железа, известные под названием Alnico, а также самария и кобальта(самарий-кобальтовый магнит) используются в постоянных магнитах. Для ювелирных изделий его также сплавляют с 95% платины, получая сплав, пригодный для тонкого литья, который также является слабомагнитным.

Аккумуляторы
Оксид кобальта лития(LiCoO₂) широко используется в катодах литий-ионных аккумуляторов. Материал состоит из слоев оксида кобальта с интеркалированным литием. Во время разряда(т.е. при отсутствии активного заряда) литий высвобождается в виде ионов лития.
Никель-кадмиевые(NiCd) и никель-металл-гидридные(NiMH) батареи также включают кобальт для улучшения окисления никеля в батарее.

Хотя в 2018 году большая часть кобальта в батареях использовалась в мобильных устройствах, более современное применение кобальта - это аккумуляторные батареи для электромобилей. В этой отрасли спрос на кобальт вырос в пять раз, что делает актуальным поиск нового сырья в более стабильных районах мира.
Важно! Будущее электромобилей может зависеть от глубоководной добычи, поскольку кобальт в изобилии содержится в породах на морском дне.

Катализаторы
Некоторые соединения кобальта являются катализаторами окисления. Ацетат кобальта используется для превращения ксилола в терефталевую кислоту - предшественника объемного полимера полиэтилентерефталата. Типичными катализаторами являются карбоксилаты кобальта(известные как кобальтовые мыла ). Они также используются в красках, лаках и чернилах в качестве "сушильных агентов" для окисления высыхающих масел. Те же карбоксилаты используются для улучшения адгезии между сталью и резиной в радиальных шинах со стальным каркасом. Кроме того, они используются в качестве ускорителей в системах полиэфирных смол.

Катализаторы на основе кобальта используются в реакциях с участием монооксида углерода(CO). Кобальт также является катализатором в процессе Фишера-Тропша для гидрирования монооксида углерода( CO) в жидкое топливо. В гидроформилировании алкенов часто используется октакарбонил кобальта в качестве катализатора, хотя он часто заменяется более эффективными катализаторами на основе иридия и родия.

В процессе гидрообессеривания нефти используется катализатор, полученный из кобальта и молибдена. Этот процесс помогает очистить нефть от примесей серы, которые мешают переработке жидкого топлива.

Пигменты
До XIX века кобальт использовался преимущественно в качестве пигмента. Со времен Средневековья его использовали для изготовления смальты - стекла синего цвета. Смальта производится путем плавления смеси обожженного минерала смальтита, кварца и карбоната калия, в результате чего получается темно-синее силикатное стекло, которое после производства тонко измельчается. Смальта широко использовалась для окраски стекла и в качестве пигмента для живописи. В 1780 году Свен Ринман открыл кобальтовый зеленый, а в 1802 году Луи Жак Тенар открыл кобальтовый синий.

Кобальтовые пигменты, такие как кобальтовый синий( алюминат кобальта), лазурный(станнат кобальта(II) ), различные оттенки кобальтового зеленого(смесь оксида кобальта(II) и оксида цинка ) и кобальтовый фиолетовый(фосфат кобальта), используются в качестве пигментов для художников из-за их превосходной хроматической стабильности. Ауреолин(кобальтовый желтый) в настоящее время в значительной степени заменен более светостойкими желтыми пигментами.

Радиоизотопы
Кобальт-60 полезен в качестве источника гамма-излучения, поскольку его можно получать в предсказуемых количествах с высокой активностью путем бомбардировки кобальта нейтронами. Он производит гамма-лучи с энергией 1,17 и 1,33 МэВ.

Кобальт используется в радиотерапии внешним пучком, стерилизации медицинских материалов и медицинских отходов, радиационной обработке продуктов питания для стерилизации( холодная пастеризация), промышленной радиографии( рентгенографии целостности сварных швов), измерениях плотности( измерениях плотности бетона) и переключателях высоты заполнения резервуаров.
Этот металл имеет неприятное свойство образовывать мелкую пыль, что создает проблемы с радиационной защитой.
Кобальт из радиотерапевтических аппаратов представляет серьезную опасность при неправильной утилизации, а одна из самых страшных аварий с радиационным загрязнением в Северной Америке произошла в 1984 году, когда выброшенный радиотерапевтический аппарат, содержащий кобальт-60, был по ошибке разобран на свалке в Хуаресе(Мексика).

Биологическая роль
Кобальт необходим для метаболизма всех животных. Он является ключевым компонентом кобаламина, также известного как витамин B12, основного биологического резервуара кобальта как ультрадисперсного элемента. Бактерии в желудках жвачных животных превращают соли кобальта в витамин B12, соединение, которое может быть произведено только бактериями или археями. Поэтому минимальное присутствие кобальта в почве заметно улучшает здоровье пасущихся животных, и рекомендуется потребление 0,20 мг/кг в день, поскольку у них нет другого источника витамина B12.

Белки на основе кобаламина используют коррин для удержания кобальта. Коэнзим B12 имеет реактивную связь C-Co, которая участвует в реакциях. У человека B12 имеет два типа алкильного лиганда: метил и аденозил.
Аденозильная версия B12 катализирует перегруппировки, при которых атом водорода непосредственно переносится между двумя соседними атомами с одновременным обменом второго заместителя, X, который может быть атомом углерода с заместителями, атомом кислорода спирта или амина.

Хотя кобальтопротеины встречаются гораздо реже, чем другие металлопротеины(например, цинка и железа), помимо В12 известны и другие кобальтопротеины. К таким белкам относится метионин-аминопептидаза 2 - фермент, встречающийся у человека и других млекопитающих, который не использует корриновое кольцо В12, а связывает кобальт напрямую. Еще один некорриновый фермент кобальта - это нитрилгидратаза, фермент бактерий, который метаболизирует нитрилы.

Дефицит кобальта
У людей потребление кобальтсодержащего витамина B12 удовлетворяет все потребности в кобальте. Для крупного рогатого скота и овец, которые удовлетворяют потребности в витамине B12 за счет синтеза бактериями, обитающими в рубце, существует функция неорганического кобальта. В начале 20 века, во время развития сельского хозяйства на вулканическом плато Северного острова Новой Зеландии, крупный рогатый скот страдал от так называемой " кустарниковой болезни". Было обнаружено, что в вулканических почвах не хватает солей кобальта, необходимых для пищевой цепи крупного рогатого скота.

Было установлено, что "береговая болезнь" овец в пустыне Девяносто миль на юго-востоке Южной Австралии в 1930-х годах возникла из-за недостатка в питании микроэлементов кобальта и меди. Дефицит кобальта был преодолен путем разработки " кобальтовых пуль" - плотных гранул оксида кобальта, смешанного с глиной, которые давали перорально для задержки в рубце животного.

Кислород - это химический элемент с символом O и атомным номером 8. Он входит в группу халькогенов периодической таблицы, является высокореакционным неметаллом и окислителем, который легко образует оксиды с большинством элементов, а также с другими соединениями.
Кислород - самый распространенный элемент на Земле, а после водорода и гелия - третий по распространенности элемент во Вселенной.
При стандартной температуре и давлении два атома этого элемента соединяются, образуя диоксиген - бесцветный и не имеющий запаха двухатомный газ с формулой O₂. В настоящее время двухатомный газ кислород составляет 20,95% атмосферы Земли, хотя этот показатель значительно изменился за длительные периоды времени. В виде оксидов кислород составляет почти половину земной коры.

Кислород слишком химически реактивен, чтобы оставаться свободным элементом в воздухе без постоянного пополнения за счет фотосинтетической деятельности живых организмов. Другая форма(аллотроп) кислорода, озон(O₃), сильно поглощает ультрафиолетовое излучение(UVB), и высотный озоновый слой помогает защитить биосферу от ультрафиолетового излучения. Однако, озон, присутствующий на поверхности, является побочным продуктом смога и, следовательно, загрязняющим веществом.

Положение кислорода в ПСЭ

Аллотропы
Распространенный аллотроп элементарного кислорода на Земле называется диоксиген(O₂), составляющий основную часть атмосферного кислорода Земли. Длина связи O ₂ составляет 121 пм, а энергия связи - 498 кДж/моль. O₂ используется сложными формами жизни, такими как животные, в клеточном дыхании.

Триоксиген(O₃) обычно известен как озон и является очень реактивным аллотропом кислорода, который повреждает легочную ткань. Озон образуется в верхних слоях атмосферы, когда O ₂ соединяется с атомарным кислородом, образующимся при расщеплении O₂ под действием ультрафиолетового(УФ) излучения. Поскольку озон сильно поглощает ультрафиолетовое излучение, озоновый слой верхней атмосферы выполняет функцию защитного радиационного экрана для планеты.
У поверхности Земли он является загрязнителем, образующимся как побочный продукт автомобильных выхлопов. На низких высотах околоземной орбиты присутствует достаточное количество атомарного кислорода, чтобы вызвать коррозию космических аппаратов.

Метастабильная молекула тетраоксигена(O₄) была открыта в 2001 году, и предполагалось, что она существует в одной из шести фаз твердого кислорода. В 2006 году было доказано, что эта фаза, образованная при сжатии O ₂ до 20 ГПа, на самом деле представляет собой ромбоэдрический кластер O₈. Этот кластер потенциально может быть гораздо более мощным окислителем, чем O ₂ или O₃ и поэтому может использоваться в ракетном топливе.
Металлическая фаза была обнаружена в 1990 году, когда твердый кислород подвергался давлению свыше 96 ГПа, а в 1998 году было показано, что при очень низких температурах эта фаза становится сверхпроводящей.

Изотопы
Кислород в природе состоит из трех стабильных изотопов - ¹⁶O, ¹⁷O и ¹⁸O, причем ¹⁶O является наиболее распространенным(99,762%). Большая часть ¹⁶O синтезируется в конце процесса синтеза гелия в массивных звездах, но некоторое количество образуется в процессе горения неона.
¹⁷O образуется в основном при сгорании водорода в гелий в ходе цикла CNO, что делает его распространенным изотопом в зонах горения водорода звезд.
Большая часть ¹⁸O образуется при захвате ядра 4He ¹⁴N(в изобилии образующегося при сгорании CNO), что делает ¹⁸O распространенным в богатых гелием зонах эволюционирующих массивных звезд.
Было охарактеризовано 14 радиоизотопов. Наиболее стабильными являются ¹⁵O с периодом полураспада 122,24 секунды и ¹⁴O с периодом полураспада 70,606 секунды. Все остальные радиоактивные изотопы имеют периоды полураспада менее 27 с, а большинство из них - менее 83 миллисекунд.

Важно! Наиболее распространенным способом распада изотопов легче ¹⁶O является β+ распад с образованием азота, а наиболее распространенным способом для изотопов тяжелее ¹⁸O является бета-распад с образованием фтора.

История
Кислород был выделен Михаэлем Сендивогиусом до 1604 года, но принято считать, что элемент был открыт независимо друг от друга Карлом Вильгельмом Шееле в Упсале в 1773 году, и Джозефом Пристли в Уилтшире в 1774 году. Приоритет часто отдается Пристли, поскольку его работа была опубликована первой. Однако, Пристли называл кислород "дефлогистированным воздухом" и не признавал его химическим элементом. Название "кислород" было придумано в 1777 году Антуаном Лавуазье, который впервые признал кислород химическим элементом и правильно описал роль, которую он играет в горении.

Лавуазье провел первые адекватные количественные эксперименты по окислению и дал первое правильное объяснение того, как происходит горение. Он использовал эти и подобные эксперименты, начатые в 1774 году, для дискредитации теории флогистона и доказательства того, что вещество, открытое Пристли и Шееле, является химическим элементом.

Этимология
Лавуазье переименовал "жизненный воздух" в oxygène в 1777 году от греческих корней ὀξύς(oxys) (кислота, буквально "острый", от вкуса кислот) и -γενής(-genēs) (производитель, буквально порождающий), поскольку он ошибочно полагал, что кислород является составной частью всех кислот.

Диоксиген
При стандартной температуре и давлении кислород представляет собой бесцветный, не имеющий запаха и вкуса газ с молекулярной формулой O₂, называемый диоксигеном.

В качестве диоксигена два атома кислорода химически связаны друг с другом. Эта связь может быть по-разному описана в зависимости от уровня теории, но разумно и просто описывается как ковалентная двойная связь, возникающая в результате заполнения молекулярных орбиталей, образованных из атомных орбиталей отдельных атомов кислорода, заполнение которых приводит к порядку связи, равному двум.

Кислород конденсируется при -182,95 °C, и замерзает при -218,79 °C.
И жидкий, и твердый O₂ - прозрачные вещества с легким небесно-голубым цветом, обусловленным поглощением в красном цвете (в отличие от голубого цвета неба, который обусловлен рэлеевским рассеянием голубого света). Высокочистый жидкий O2 обычно получают путем фракционной дистилляции сжиженного воздуха. Жидкий кислород также может быть сконденсирован из воздуха с использованием жидкого азота в качестве хладагента.

Важно! Жидкий кислород является высокореактивным веществом и должен быть отделен от горючих материалов.

Кислород на Земле
Кислород - самый распространенный по массе химический элемент в биосфере Земли, воздухе, море и суше. Кислород - третий по распространенности химический элемент во Вселенной после водорода и гелия. Около 0,9% массы Солнца составляет кислород. Кислород составляет 49,2% земной коры по массе в составе оксидных соединений, таких как диоксид кремния, и является самым распространенным элементом по массе в земной коре.
Он также является основным компонентом мирового океана(88,8% по массе). Кислород - второй по распространенности компонент земной атмосферы, занимающий 20,8% ее объема и 23,1% массы(около 1015 тонн).
Земля необычна среди планет Солнечной системы тем, что имеет такую высокую концентрацию кислородного газа в своей атмосфере: Марс (с 0,1% O₂ по объему) и Венера имеют гораздо меньше. O₂, окружающий эти планеты, образуется исключительно в результате воздействия ультрафиолетового излучения на кислородсодержащие молекулы, такие как углекислый газ.

Необычайно высокая концентрация газообразного кислорода на Земле является результатом кислородного цикла. Этот биогеохимический цикл описывает движение кислорода внутри и между тремя основными резервуарами на Земле: атмосферой, биосферой и литосферой. Основным движущим фактором кислородного цикла является фотосинтез, который отвечает за современную атмосферу Земли.
Фотосинтез выделяет кислород в атмосферу, а дыхание, распад и сжигание удаляют его из атмосферы. При существующем равновесии производство и потребление происходят с одинаковой скоростью.

Свободный кислород также содержится в растворе в водоемах мира. Повышенная растворимость O₂ при более низких температурах имеет важное значение для жизни в океане, поскольку в полярных океанах поддерживается гораздо более высокая плотность жизни из-за более высокого содержания кислорода.
Вода, загрязненная питательными веществами для растений, такими как нитраты или фосфаты, может стимулировать рост водорослей в результате процесса, называемого эвтрофикацией, а разложение этих организмов и других биоматериалов может снизить содержание O₂ в эвтрофных водоемах. Ученые оценивают этот аспект качества воды, измеряя биохимическую потребность воды в кислороде, или количество O2, необходимого для восстановления его нормальной концентрации.

Фотосинтез и дыхание
В природе свободный кислород образуется в результате расщепления воды под действием света в процессе кислородного фотосинтеза. По некоторым оценкам, зеленые водоросли и цианобактерии в морской среде обеспечивают около 70% свободного кислорода, производимого на Земле, а остальное производится наземными растениями.

Упрощенная общая формула фотосинтеза выглядит следующим образом:

6CO₂ + 6H₂O + фотоны → C₆H₁₂O₆ + 6O₂ или
углекислый газ + вода + солнечный свет → глюкоза + диоксиген

Фотолитическая эволюция кислорода происходит в тилакоидных мембранах фотосинтезирующих организмов и требует энергии 4 фотонов. В процессе участвуют многие этапы, но результатом является образование градиента протонов через тилакоидную мембрану, который используется для синтеза аденозинтрифосфата(АТФ) посредством фотофосфорилирования. Оставшийся после образования молекулы воды O₂, выбрасывается в атмосферу.

Кислород используется в митохондриях для производства АТФ в процессе окислительного фосфорилирования. Реакция аэробного дыхания по сути является обратной реакции фотосинтеза и упрощенно выглядит следующим образом:

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + 2880 кДж/моль

У позвоночных животных O₂ диффундирует через мембраны в легких и в эритроциты. Гемоглобин связывает O2, изменяя цвет от голубовато-красного до ярко-красного(CO₂ высвобождается из другой части гемоглобина за счет эффекта Бора).

Другие животные используют гемоцианин(моллюски и некоторые членистоногие) или гемеритрин(пауки и омары).
Литр крови может растворить 200 см³ O₂.

До открытия анаэробных метазоа считалось, что кислород необходим для всех сложных живых организмов.

Реактивные виды кислорода, такие как супероксид-ион(O^-2) и пероксид водорода(H₂O₂), являются реактивными побочными продуктами использования кислорода в организмах. Части иммунной системы высших организмов создают перекись, супероксид и синглетный кислород для уничтожения вторгшихся микробов. Реактивные виды кислорода также играют важную роль в гиперчувствительной реакции растений против атаки патогенов. Кислород губителен для облигатно анаэробных организмов, которые были доминирующей формой ранней жизни на Земле, пока O₂ начал накапливаться в атмосфере около 2,5 миллиардов лет назад во время Великого события насыщения кислородом, примерно через миллиард лет после первого появления этих организмов.

Взрослый человек в состоянии покоя вдыхает от 1,8 до 2,4 грамма кислорода в минуту. Это составляет более 6 миллиардов тонн кислорода, вдыхаемого человечеством в год.

Эволюция кислорода
Свободный газ кислород почти не присутствовал в атмосфере Земли до появления фотосинтезирующих архей и бактерий, вероятно, около 3,5 миллиардов лет назад. Свободный кислород впервые появился в значительных количествах в палеопротерозойский эон(между 3,0 и 2,3 млрд. лет назад). Даже если в океанах было много растворенного железа, когда кислородный фотосинтез становился все более распространенным, похоже, что полосчатые железные образования были созданы аноксигеновыми или микроаэрофильными железоокисляющими бактериями, которые доминировали в более глубоких областях фотозоны, в то время как цианобактерии, производящие кислород, покрывали мелководье.

Свободный кислород начал выделяться из океанов 3-2,7 млрд лет назад, достигнув 10% от его современного уровня около 1,7 млрд лет назад.

Наличие большого количества растворенного и свободного кислорода в океанах и атмосфере могло привести к вымиранию большинства анаэробных организмов во время Великого события оксигенации(кислородной катастрофы) около 2,4 миллиарда лет назад. Клеточное дыхание с использованием O₂ позволяет аэробным организмам производить гораздо больше АТФ, чем анаэробным. Клеточное дыхание с использованием O₂ происходит во всех эукариотах, включая все сложные многоклеточные организмы, такие как растения и животные.

С начала кембрийского периода 540 миллионов лет назад уровень атмосферного O₂ колебался между 15% и 30% по объему.
К концу каменноугольного периода(около 300 миллионов лет назад) уровень атмосферного O₂ достигал максимума в 35% по объему, что, возможно, способствовало крупным размерам насекомых и амфибий в это время.

Важно! Изменения концентрации кислорода в атмосфере определяли климат в прошлом. Когда кислород уменьшался, плотность атмосферы падала, что, в свою очередь, увеличивало испарение с поверхности, вызывая увеличение количества осадков и потепление.

При нынешней скорости фотосинтеза потребуется около 2000 лет, чтобы восстановить весь O₂ в нынешней атмосфере.

Промышленное производство
Сто миллионов тонн O₂ ежегодно извлекается из воздуха для промышленных нужд двумя основными методами. Наиболее распространенным методом является фракционная дистилляция сжиженного воздуха, при этом N₂ перегоняется в виде пара, а O₂ остается в виде жидкости.

Другой основной метод получения O₂ заключается в пропускании потока чистого сухого воздуха через один слой пары одинаковых цеолитовых молекулярных сит, которые поглощают азот и дают поток газа, состоящий на 90-93% из O₂. Одновременно азотный газ высвобождается из другого насыщенного азотом слоя цеолита, снижая рабочее давление в камере и отводя часть кислородного газа из слоя производителя через него, в обратном направлении потока. По истечении заданного времени цикла работа двух слоев чередуется, обеспечивая непрерывную подачу газообразного кислорода по трубопроводу. Этот метод известен как адсорбция с колебанием давления. Кислородный газ все чаще получают с помощью этих некриогенных технологий.

Соединения кислорода
Вода(H₂O) является наиболее известным соединением кислорода.

Почти во всех известных соединениях кислорода степень окисления -2. Состояние окисления -1 встречается в некоторых соединениях, таких как пероксиды. Соединения, содержащие кислород в других состояниях окисления, очень редки: -1/2(супероксиды), -1/3(озониды), 0(элементарная, гипофтористая кислота), +1/2(диоксигенил), +1(дифторид диоксигена) и +2(дифторид кислорода).

Оксиды и другие неорганические соединения
Вода(H₂O) является оксидом водорода и наиболее известным соединением кислорода. Атомы водорода ковалентно связаны с кислородом в молекуле воды, но также имеют дополнительное притяжение(около 23,3 кДж/моль на атом водорода) к соседнему атому кислорода в отдельной молекуле.

Оксиды, такие как оксид железа или ржавчина, образуются при соединении кислорода с другими элементами.

Благодаря своей электроотрицательности кислород образует химические связи почти со всеми другими элементами, давая соответствующие оксиды. Поверхность большинства металлов, таких как алюминий и титан, окисляется в присутствии воздуха и покрывается тонкой пленкой оксида, который пассивирует металл и замедляет дальнейшую коррозию.
Многие оксиды переходных металлов представляют собой нестехиометрические соединения, содержащие немного меньше металла, чем следует из химической формулы.

Кислород присутствует в атмосфере в следовых количествах в виде углекислого газа(CO₂). Породы земной коры состоят в основном из оксидов кремния(кремнезем SiO₂, который содержится в граните и кварце), алюминия(оксид алюминия Al₂O₃, в бокситах и корунде), железа (оксид железа(III) Fe₂O₃, в гематите и ржавчине), и карбонат кальция(в известняке).
Остальная часть земной коры также состоит из кислородных соединений, в частности, из различных сложных силикатов(в силикатных минералах). Мантия Земли, имеющая гораздо большую массу, чем кора, состоит в основном из силикатов магния и железа.

Водорастворимые силикаты в виде Na₄SiO₄, Na₂SiO₃, и Na₂Si₂O₅ используются в качестве моющих средств и клея.

Кислород также действует как лиганд для переходных металлов, образуя диоксигенные комплексы переходных металлов, в которых присутствует металл-O₂. К этому классу соединений относятся гемовые белки гемоглобин и миоглобин.
Экзотическая и необычная реакция происходит с PtF₆, который окисляется кислородом, давая O₂⁺PtF6^-, диоксигенилгексафторплатинат.

Органические соединения
К наиболее важным классам органических соединений, содержащих кислород, относятся(где "R" – органический радикал):
- спирты(R-OH);
- эфиры(R-O-R);
- кетоны(R-CO-R);
- альдегиды(R-CO-H);
- карбоновые кислоты(R-COOH);
- сложные эфиры(R-COO-R);
- ангидриды кислот(R-CO-O-CO-R);
- амиды(R-C(O)-NR).

Существует множество важных органических растворителей, содержащих кислород, в том числе: ацетон, метанол, этанол, изопропанол, фуран, THF, диэтиловый эфир, диоксан, этилацетат, DMF, DMSO, уксусная кислота и муравьиная кислота.
Ацетон((CH₃)₂CO) и фенол(C₆H₅OH) используются в качестве исходных материалов в синтезе многих различных веществ. Другие важные органические соединения, содержащие кислород: глицерин, формальдегид, глутаральдегид, лимонная кислота, уксусный ангидрид и ацетамид.
Эпоксиды - это эфиры, в которых атом кислорода является частью кольца из трех атомов. Этот элемент содержится почти во всех биомолекулах, важных для жизни(или образующихся в ней).

Кислород спонтанно реагирует со многими органическими соединениями при комнатной температуре или ниже в процессе, называемом автоокислением. Большинство органических соединений, содержащих кислород, образуются не под прямым действием O₂.
К важным для промышленности и торговли органическим соединениям, получаемым путем прямого окисления предшественника, относятся этиленоксид и надуксусная кислота.

Токсичность
Кислородный газ(O₂) может быть токсичным при повышенном парциальном давлении, что приводит к конвульсиям и другим проблемам со здоровьем. Токсичность кислорода обычно начинает проявляться при парциальном давлении более 50 килопаскалей(кПа), что соответствует примерно 50% составу кислорода при стандартном давлении или в 2,5 раза выше нормального парциального давления O₂ парциальное давление около 21 кПа. Это не является проблемой, за исключением пациентов на аппаратах механической вентиляции легких, поскольку газ, подаваемый через кислородные маски в медицинских целях, обычно состоит только из 30-50% O₂ по объему(около 30 кПа при стандартном давлении).

Важно! В свое время недоношенных детей помещали в инкубаторы, содержащие воздух, обогащенный O₂, но эта практика была прекращена после того, как некоторые дети ослепли из-за слишком высокого содержания кислорода.

Дыхание чистым O₂ в космических условиях, например, в некоторых современных скафандрах или в ранних космических кораблях, таких как "Аполлон", не вызывает никаких повреждений из-за низкого общего давления.

Горение и другая опасность
Высококонцентрированные источники кислорода способствуют быстрому сгоранию. Когда концентрированные окислители и топливо находятся в непосредственной близости друг от друга, возникает опасность пожара и взрыва; для начала горения необходимо событие зажигания, такое как тепло или искра. Кислород является окислителем, а не топливом.

Концентрированный O₂ позволит горению протекать быстро и энергично. Стальные трубы и емкости, используемые для хранения и передачи газообразного и жидкого кислорода, будут действовать как топливо; поэтому проектирование и производство систем с O₂ требует специальной подготовки для обеспечения минимизации источников воспламенения.

Важно! Разливы жидкого кислорода, если им позволить впитаться в органические вещества, такие как дерево, нефтехимические продукты и асфальт, могут вызвать непредсказуемую детонацию этих материалов при последующем механическом воздействии.

Азот - это химический элемент с символом N и атомным номером 7. Азот - неметалл и самый легкий член группы 15 периодической таблицы, которую называют пниктогенами. Он является распространенным элементом во Вселенной и занимает седьмое место по общему количеству в Млечном Пути и Солнечной системе. При стандартной температуре и давлении два атома этого элемента соединяются, образуя N₂, бесцветный и не имеющий запаха двухатомный газ.
N₂ составляет около 78% атмосферы Земли, что делает его самым распространенным некомбинированным элементом. Азот содержится во всех организмах, главным образом в аминокислотах(и, следовательно, в белках), в нуклеиновых кислотах (ДНК и РНК) и в молекуле переноса энергии аденозинтрифосфате. Человеческое тело содержит около 3% азота по массе, это четвертый по распространенности элемент в организме после кислорода, углерода и водорода. Азотный цикл описывает движение элемента из воздуха в биосферу и органические соединения, а затем обратно в атмосферу.

Положение азота в ПСЭ

Атом азота имеет 7 электронов. В основном состоянии они расположены в электронной конфигурации 1s2s2p1.
Таким образом, он имеет пять валентных электронов на орбиталях 2s и 2p, три из которых(p-электроны) являются неспаренными. Он имеет одну из самых высоких электроотрицательностей среди элементов( 3,04 по шкале Паулинга), которую превышают только хлор( 3,16), кислород(3,44) и фтор( 3,98).

Азот полезно сравнивать с его горизонтальными соседями - углеродом и кислородом, а также с его вертикальными соседями в колонке пниктогенов - фосфором, мышьяком, сурьмой и висмутом.
Азот не разделяет склонность углерода к катенации. Как и углерод, азот склонен образовывать ионные или металлические соединения с металлами. Азот образует с углеродом обширный ряд нитридов, в том числе с цепочечной, графитовой и фуллереноподобной структурой.

Он похож на кислород своей высокой электроотрицательностью и сопутствующей способностью к водородным связям, а также способностью образовывать координационные комплексы, отдавая свои одинокие пары электронов. Существуют некоторые параллели между химией аммиака NH₃ и воды H₂O. Например, способность обоих соединений протонироваться с образованием NH₄⁺ и H₃O⁺ или депротонироваться с образованием NH₂^- и OH^-, причем все они могут быть выделены в твердые соединения.

Азот разделяет с обоими своими горизонтальными соседями предпочтение к образованию множественных связей. Так, например, азот встречается в виде двухатомных молекул и поэтому имеет гораздо более низкие температуры плавления(-210 °C) и кипения(-196 °C), чем остальные члены его группы, поскольку молекулы N₂ удерживаются вместе только слабыми ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями, и имеется очень мало электронов для создания значительных мгновенных диполей.
Это невозможно для его вертикальных соседей; так, оксиды азота, нитриты, нитраты, нитро-, нитрозо-, азо- и диазосоединения, азиды, цианаты, тиоцианаты и иминопроизводные не находят отклика с фосфором, мышьяком, сурьмой или висмутом. В то же время сложность оксокислот фосфора не находит отклика в азоте.

Изотопы
У азота есть два стабильных изотопа: ¹⁴N и ¹⁵N. Первый встречается гораздо чаще, составляя 99,634% природного азота, а второй(который немного тяжелее) составляет оставшиеся 0,366%. Это приводит к атомному весу около 14,007.
Оба этих стабильных изотопа образуются в цикле CNO в звездах, но 14N более распространен, поскольку захват нейтронов является лимитирующим этапом.

Относительное содержание ¹⁴N и ¹⁵N практически постоянно в атмосфере, но может изменяться в других местах из-за естественного изотопного фракционирования в результате биологических окислительно-восстановительных реакций и испарения природного аммиака или азотной кислоты.
Биологически опосредованные реакции(ассимиляция, нитрификация и денитрификация) сильно контролируют динамику азота в почве. Эти реакции обычно приводят к обогащению субстрата ¹⁵N и обеднению продукта.

Атомный азот, также известный как активный азот, является высокореактивным, поскольку представляет собой трирадикал с тремя неспаренными электронами. Свободные атомы азота легко реагируют с большинством элементов, образуя нитриды, и даже когда два свободных атома азота сталкиваются с образованием возбужденной молекулы N2, они могут выделять столько энергии при столкновении даже с такими стабильными молекулами, как углекислый газ и вода, чтобы вызвать гомолитическое деление на радикалы, такие как CO и O или OH и H.
Атомный азот получают путем пропускания электрического разряда через азотный газ при давлении 0,1-2 мм рт. ст., в результате чего образуется атомарный азот вместе с персиково-желтым излучением, которое медленно затухает как послесвечение в течение нескольких минут даже после прекращения разряда.

Учитывая большую реакционную способность атомарного азота, элементарный азот обычно встречается в виде молекулярного N2, динитрогена. При стандартных условиях эта молекула представляет собой бесцветный, без запаха и вкуса диамагнитный газ: он плавится при -210 °C и кипит при -196 °C.
При комнатной температуре динитроген в основном нереактивен, но, тем не менее, он реагирует с металлическим литием и некоторыми комплексами переходных металлов. Это связано с его связью, которая является уникальной среди двухатомных элементов при стандартных условиях, поскольку он имеет тройную связь N≡N. Тройные связи имеют малую длину(109,76 пм) и высокую энергию диссоциации(945,41 кДж/моль), поэтому они очень прочные, что объясняет химическую инертность динитрогена.

Важно! При чрезвычайно высоком давлении(1,1 млн атм) и высокой температуре(2000 К), как это происходит в ячейке алмазной наковальни, азот полимеризуется в односвязную кубическую кристаллическую структуру гауч. Эта структура похожа на структуру алмаза, и оба они имеют чрезвычайно прочные ковалентные связи, в результате чего азот получил прозвище "азотный алмаз".

При атмосферном давлении молекулярный азот конденсируется(сжижается) при -195,79 °C и замерзает при -210,01 °C в бета-гексагональную аллотропную форму с тесной упаковкой кристаллов. Ниже -237,6 °C азот принимает кубическую кристаллическую аллотропную форму.
Жидкий азот, бесцветная жидкость, напоминающая по внешнему виду воду, но имеющая 80,8% плотности, является распространенным криогеном.
Твердый азот имеет множество кристаллических модификаций. Он образует значительное динамическое покрытие поверхности на Плутоне и внешних лунах Солнечной системы, таких как Тритон. Даже при низких температурах твердый азот достаточно летуч и может возгоняться, образуя атмосферу, или конденсироваться обратно в азотный иней. Он очень слаб и течет в виде ледников, а на Тритоне гейзеры азотного газа выходят из области полярной ледяной шапки.

История
Изучение атмосферы подарило человечеству азот. Хотя его открытие связывается с именем определенного ученого и конкретной датой, следовало бы заметить, что такая простота и ясность обманчивы.

С соединениями азота люди были знакомы с давних времен, например, с селитрой и азотной кислотой и много раз наблюдали выделение бурых паров диоксида азота. Очевидно, не было возможности открыть азот путем разложения его неорганических соединений. Не имея вкуса, запаха, цвета,будучи химически неактивным, он остался бы незамеченным.
Название "азот" было предложено в 1787 году Антуаном Лавуазье и другими французскими учеными, разработавшими принципы новой химической номенклатуры. Его авторы производили слово "азот" от греческой отрицательной приставки "а" и "зое", означающих «жизнь». Безжизненный, не поддерживающий дыхания и горения – в этом качестве видели химики основное свойство азота. Потом оказалось, что это все не так, что азот жизненно необходим растительным организмам. Символ элемента N происходит от латинского названия нитрогениум, означающего «селитрообразующий».

Органические соединения азота
Азот является одним из наиболее важных элементов в органической химии. Многие органические функциональные группы включают в себя связь углерода с азотом, например,
- амиды(R-CONR₂),
- амины (R-3N),
- имины(RC(=NR)R),
- имиды(RCO)2NR),
- азиды(RN₃),
- азосоединения(RN₂R),
- цианаты и изоцианаты(ROCN или RCNO),
- нитраты(RONO₂),
- нитрилы и изонитрилы(RCN или RNC),
- нитриты(RONO),
- нитросоединения(RNO₂),
- нитрозосоединения(RNO),
- оксимы(RCR=NOH) и производные пиридина.
Связи C-N сильно поляризованы в сторону азота. В этих соединениях азот обычно трехвалентен(хотя в четвертичных аммониевых солях он может быть четырехвалентным, R₄N⁺), с одинокой парой, которая может придавать соединению основность, будучи скоординированной с протоном. Это может быть компенсировано другими факторами: например, амиды не являются основными, поскольку одинокая пара делокализована в двойной связи, а пиррол не является кислотным, поскольку одинокая пара делокализована как часть ароматического кольца.
Количество азота в химическом веществе можно определить методом Кьельдаля.
В частности, азот является важнейшим компонентом нуклеиновых кислот, аминокислот и, следовательно, белков, а также молекулы аденозинтрифосфата(АТФ), переносящей энергию, и, таким образом, жизненно необходим для всего живого на Земле.

Возникновение
Азот - самый распространенный чистый элемент на Земле, составляющий 78,1% объема атмосферы. Несмотря на это, он не очень распространен в земной коре, составляя всего 19 частей на миллион, наравне с ниобием, галлием и литием. Единственными важными азотными минералами являются нитраты(нитрат калия, селитра) и содовая селитра(нитрат натрия, чилийская селитра). Однако они не являются важным источником нитратов с 1920-х годов, когда получил распространение промышленный синтез аммиака и азотной кислоты.

Соединения азота постоянно обмениваются между атмосферой и живыми организмами. Сначала азот должен быть переработан, или "зафиксирован", в пригодную для растений форму, обычно в аммиак. В некоторых случаях фиксация азота происходит в результате ударов молнии, в результате которых образуются оксиды азота, но в основном это делают диазотрофные бактерии с помощью ферментов, известных как нитрогеназы.
Когда аммиак попадает в растения, он используется для синтеза белков. Затем эти растения перевариваются животными, которые используют азотные соединения для синтеза своих белков и выделяют азотсодержащие отходы. Наконец, эти организмы умирают и разлагаются, подвергаясь бактериальному и экологическому окислению и денитрификации, возвращая свободный динитроген в атмосферу.

Промышленная фиксация азота с помощью процесса Хабера в основном используется в качестве удобрения, хотя избыток азотсодержащих отходов при выщелачивании приводит к эвтрофикации пресных вод и созданию морских мертвых зон, поскольку рост бактерий, вызванный азотом, истощает кислород воды до такой степени, что все высшие организмы погибают. Кроме того, закись азота, которая образуется в процессе денитрификации, разрушает озоновый слой атмосферы.

Важно! Многие солено-водные рыбы вырабатывают большое количество оксида триметиламина((CH₃)₃NO) для защиты от высокого осмотического воздействия окружающей среды; преобразование этого соединения в диметиламин отвечает за ранний запах у несвежей соленой рыбы. У животных свободный радикал оксида азота(производное аминокислоты) служит важной регулирующей молекулой кровообращения.

Быстрая реакция оксида азота с водой в организме животных приводит к образованию его метаболита - нитрита. Метаболизм азота в белках у животных в целом приводит к выделению мочевины, а метаболизм нуклеиновых кислот - к выделению мочевины и мочевой кислоты. Характерный запах разлагающейся плоти животных вызван образованием длинноцепочечных азотсодержащих аминов, таких как путресцин и кадаверин, которые являются продуктами распада аминокислот орнитина и лизина, соответственно, в разлагающихся белках.

Газообразный азот
Хотя азот нетоксичен, при попадании в замкнутое пространство он может вытеснить кислород и, следовательно, представляет опасность удушья. Это может произойти при незначительных симптомах, поскольку сонная артерия человека является относительно слабой и медленной системой определения низкого содержания кислорода(гипоксии).

При вдыхании азота при высоком парциальном давлении(более 4 бар, что встречается на глубине менее 30 м при подводном плавании) азот является анестезирующим агентом, вызывая азотный наркоз - временное состояние психического расстройства, похожее на опьянение закисью азота.

Азот растворяется в крови и жирах организма. Быстрая декомпрессия(например, когда водолазы поднимаются слишком быстро или астронавты слишком быстро декомпрессируются от давления в кабине до давления в скафандре) может привести к потенциально смертельному состоянию, называемому декомпрессионной болезнью(ранее известной как кессонная болезнь или сгибание), когда пузырьки азота образуются в кровотоке, нервах, суставах и других чувствительных или жизненно важных областях.
Пузырьки других "инертных" газов (газов, отличных от углекислого газа и кислорода) вызывают те же эффекты, поэтому замена азота в дыхательных газах может предотвратить азотный наркоз, но не предотвращает декомпрессионную болезнь.

Жидкий азот
Как криогенная жидкость, жидкий азот может быть опасен тем, что вызывает холодные ожоги при контакте, хотя эффект Лейденфроста обеспечивает защиту при очень коротком воздействии(около одной секунды).
Важно! Проглатывание жидкого азота может вызвать серьезные внутренние повреждения.

Чаще всего это проявляется при приготовлении пищи, когда капли воды разбрызгивают на горячую сковороду. Если температура сковороды находится на уровне или выше точки Лейденфроста, которая для воды составляет примерно 193 °C(379 °F), вода скачет по сковороде и испаряется дольше, чем если бы капли воды были разбрызганы на более холодную сковороду.

Поскольку коэффициент расширения жидкости и газа азота составляет 1:694 при 20 °C, при быстром испарении жидкого азота в замкнутом пространстве может возникнуть огромная сила. Сила взрыва может быть достаточна для того, чтобы пробить потолок непосредственно над резервуаром с азотом, разбить железобетонную балку непосредственно под ним и оторвать стены лаборатории на 0,1-0,2 м от фундамента.

Применение
Помимо использования в удобрениях и накопителях энергии, азот входит в состав таких различных органических соединений, как кевлар, используемый в высокопрочных тканях, и цианоакрилат, используемый в суперклеях.
Азот входит в состав всех основных фармакологических препаратов, включая антибиотики.
Многие лекарства являются имитаторами или пролекарствами природных азотсодержащих сигнальных молекул: например, органические нитраты нитроглицерин и нитропруссид контролируют кровяное давление путем метаболизма в оксид азота.
Многие известные азотсодержащие препараты, такие как природные кофеин и морфин или синтетические амфетамины, действуют на рецепторы животных нейротрансмиттеров.

Многие промышленно важные соединения, такие как аммиак, азотная кислота, органические нитраты(ракетное топливо и взрывчатые вещества) и цианиды, содержат азот.
В химии азота преобладает чрезвычайно прочная тройная связь в элементарном азоте(N≡N), вторая по прочности связь в любой двухатомной молекуле после угарного газа(CO). Это создает трудности для организмов и промышленности в преобразовании N₂ в полезные соединения, но в то же время это означает, что при сжигании, взрыве или разложении азотных соединений с образованием азотного газа выделяется большое количество часто полезной энергии.
Синтетически произведенные аммиак и нитраты являются основными промышленными удобрениями, а нитраты из удобрений - основными загрязнителями, способствующими эвтрофикации водных систем.

До вмешательства человека это был и остается очень медленный естественный процесс, в ходе которого питательные вещества, особенно соединения фосфора и органические вещества, накапливаются в водоемах. Эти питательные вещества образуются в результате деградации и растворения минералов в горных породах и под воздействием лишайников, мхов и грибов, активно извлекающих питательные вещества из горных пород.

Водород - это химический элемент с символом H и атомным номером 1. Водород - самый легкий элемент. При стандартных условиях водород представляет собой газ, состоящий из двухатомных молекул с формулой H₂. Он не имеет цвета, запаха, вкуса, нетоксичен и легко воспламеняется.
Водород - самое распространенное химическое вещество во Вселенной, составляющее примерно 75% всей нормальной материи.
Звезды, такие как Солнце, состоят в основном из водорода в плазменном состоянии. Большая часть водорода на Земле существует в молекулярных формах, таких как вода и органические соединения. В наиболее распространенном изотопе водорода(символ 1H) каждый атом имеет один протон, один электрон и ни одного нейтрона.

В ранней Вселенной образование протонов, ядер водорода, произошло в течение первой секунды после Большого взрыва. Появление нейтральных атомов водорода во всей Вселенной произошло примерно через 370000 лет в эпоху рекомбинации, когда плазма достаточно остыла, чтобы электроны оставались связанными с протонами.

Водород неметалличен, за исключением случаев, когда он находится под очень высоким давлением, и легко образует одну ковалентную связь с большинством неметаллических элементов, образуя такие соединения, как вода и почти все органические соединения. Водород играет особенно важную роль в кислотно-основных реакциях, поскольку в этих реакциях обычно происходит обмен протонами между растворимыми молекулами.

Положение водорода в ПСЭ

В ионных соединениях водород может принимать форму отрицательного заряда(аниона), где он известен как гидрид, или положительно заряженного вида(катиона), обозначаемого символом H⁺.
Катион H⁺ - это просто протон(символ p), но его поведение в водных растворах и в ионных соединениях включает экранирование его электрического заряда близлежащими полярными молекулами или анионами.
Поскольку водород - единственный нейтральный атом, для которого уравнение Шредингера может быть решено аналитически, изучение его энергетики и химической связи сыграло ключевую роль в развитии квантовой механики.

Важно! Антиводород(H) - это антивещество, противоположное водороду. Он состоит из антипротона и позитрона. Антиводород - единственный тип атома антивещества, который был получен в 2015 году.

Изотопы
Водород имеет три встречающихся в природе изотопа, обозначаемых H¹, H² и H³. Другие, крайне нестабильные ядра(от H⁴ - H⁷) были синтезированы в лаборатории, но не наблюдались в природе.

- H¹ - самый распространенный изотоп водорода, распространенность которого составляет более 99,98%. Поскольку ядро этого изотопа состоит только из одного протона, ему дано описательное, но редко используемое формальное название протий. Среди всех стабильных изотопов он уникален тем, что не имеет нейтронов;

- H², другой стабильный изотоп водорода, известен как дейтерий и содержит в ядре один протон и один нейтрон. Считается, что весь дейтерий во Вселенной образовался во время Большого взрыва и сохранился с тех пор. Дейтерий не радиоактивен и не представляет значительной опасности с точки зрения токсичности.
Вода, обогащенная молекулами, в состав которых входит дейтерий вместо обычного водорода, называется тяжелой водой (D₂O). Тяжелая вода используется в качестве замедлителя нейтронов и теплоносителя для ядерных реакторов. Дейтерий также является потенциальным топливом для коммерческого ядерного синтеза;

- H³ известен как тритий и содержит в своем ядре один протон и два нейтрона. Он радиоактивен и распадается на гелий-3 путем бета-распада с периодом полураспада 12,32 года. Он настолько радиоактивен, что его можно использовать в светящейся краске, что делает его полезным в таких вещах, как часы.
Небольшое количество трития образуется естественным путем при взаимодействии космических лучей с атмосферными газами; тритий также высвобождается во время испытаний ядерного оружия. Он используется в реакциях ядерного синтеза, как трассер в геохимии изотопов, и в специализированных осветительных устройствах с автономным питанием. Тритий также используется в химических и биологических экспериментах по маркировке в качестве радиометки.

Важно! Хотя на Земле это экзотика, одним из самых распространенных ионов во Вселенной является ион H³⁺, известный как протонированный молекулярный водород или катион тригидрогена.

Важно! Экзотический атом мюоний(символ Mu), состоящий из антимюона и электрона, также можно считать легким радиоизотопом водорода. Поскольку мюоны распадаются со временем жизни 2,2 мкс, мюоний слишком нестабилен, чтобы проявлять наблюдаемую химию.
Тем не менее, соединения мюония являются важными тестовыми примерами для квантового моделирования из-за разницы в массе между антимюоном и протоном, и номенклатура IUPAC включает такие гипотетические соединения, как хлорид мюония( MuCl) и мюонид натрия ( NaMu), аналогичные хлориду водорода и гидриду натрия соответственно.

Получение
Водородный газ был впервые искусственно получен в начале XVI века в результате реакции кислот на металлах. В 1766-1781 годах Генри Кавендиш первым признал, что водородный газ является самостоятельным веществом, и что при сгорании он выделяет воду, за что и был позже назван: в переводе с греческого водород означает "образующий воду".

История
Когда то Д. И. Менделеев назвал водород наиболее типическим из типическим элементом: ведь именно водородом начинается естественный ряд химических элементов. И такой удивительный элемент легкодоступен: в любой школьной лаборатории получить его не составит труда, например, подействовав соляной кислотой на цинковые стружки.
Еще в те далекие времена, когда химия не была наукой, когда алхимики колдовали над философским камнем, тогда уже были известны такие кислоты, как серная, соляная, азотная, и были известны некоторые металлы, такие как железо и цинк.
Иными словами, в человеческих руках находились все те компоненты, взаимодействие которых порождает водород. Нужен был случай. И таких случаев было немало в 16-18 веках.
Много раз исследователи наблюдали, как при действии серной кислоты на железные стружки образовывались пузырьки газа - разновидность воздуха, которая воспламеняется. К слову, Михаил Ломоносов также наблюдал выделение водорода и описал это явление в труде "О металлическом блеске", приняв самый легкий газ за флогистон.
Более детальный обзор водорода(вычисление его плотности, нахождение в составе воды) дал Генри Кавендиш. В своей работе "Опыты с искусственным воздухом" он подробно описал его свойства, однако, из - за превалирующей в то время идеологии теории флогистона не смог распознать водород.
Латиское название H₂ "гидрогениум" предложил Антуан Лавуазье в 1779 году после того, как был установлен состав воды.

Сгорание
Водородный газ(дигидроген или молекулярный водород) является легковоспламеняющимся:
2H₂(г) + O₂(г) → 2H₂O(г) + 572 кДж(286 кДж/моль).
Энтальпия горения составляет -286 кДж/моль.

Водород образует взрывоопасные смеси с воздухом в концентрации 4-74% и с хлором в концентрации 5-95%. Взрывные реакции могут быть вызваны искрой, теплом или солнечным светом. Температура самовоспламенения водорода, температура самовозгорания в воздухе, составляет 500 °C.

Реактивы
H₂ является нереакционноспособным по сравнению с двухатомными элементами, такими как галогены или кислород. Термодинамической основой такой низкой реакционной способности является очень прочная связь H-H, энергия диссоциации которой составляет 435,7 кДж/моль. Кинетической основой низкой реакционной способности является неполярная природа H₂ и его слабая поляризуемость. Он спонтанно реагирует с хлором и фтором с образованием хлористого водорода и фтористого водорода, соответственно. На реакционную способность H₂ сильно влияет присутствие металлических катализаторов. Так, если смеси H₂ с O₂ или воздухом легко воспламеняются при нагревании до температуры не менее 500 C от искры или пламени, то в отсутствие катализатора они не реагируют при комнатной температуре.

Гидриды
Соединения водорода часто называют гидридами, этот термин используется довольно свободно. Термин "гидрид" подразумевает, что атом Н приобрел отрицательный или анионный характер, обозначаемый H^-, и используется, когда водород образует соединение с более электроположительным элементом. Существование гидридного аниона, предложенное Гилбертом Льюисом в 1916 году для солеподобных гидридов групп 1 и 2, было продемонстрировано Моерсом в 1920 году при электролизе расплавленного гидрида лития(LiH) с получением стехиометрического количества водорода на аноде.

Протоны и кислоты
Окисление водорода удаляет его электрон и дает H⁺, который не содержит электронов и ядро, которое обычно состоит из одного протона. Поэтому H⁺ часто называют протоном. Этот вид является центральным при обсуждении кислот. Согласно кислотно-основной теории Бронстеда-Лоури, кислоты являются донорами протонов, а основания - акцепторами протонов.

Роль в квантовой теории
Благодаря своей простой атомной структуре, состоящей только из протона и электрона, атом водорода, а также спектр света, производимого им или поглощаемого им, сыграл центральную роль в развитии теории строения атома. Более того, изучение соответствующей простоты молекулы водорода и соответствующего катиона H²⁺ привело к пониманию природы химической связи, которое последовало вскоре после того, как в середине 1920-х годов была разработана квантовомеханическая трактовка атома водорода.

Одним из первых квантовых эффектов, который был явно замечен(но не понят в то время), было наблюдение Максвелла, связанное с водородом, за полвека до появления полной квантовомеханической теории. Максвелл заметил, что удельная теплоемкость H₂ необъяснимо отличается от теплоемкости двухатомного газа ниже комнатной температуры и начинает все больше напоминать теплоемкость одноатомного газа при криогенных температурах.
Согласно квантовой теории, такое поведение возникает из-за расстояния между вращательными(квантованными) энергетическими уровнями, которые особенно широко разбросаны в H₂ из-за его малой массы. Эти широко разнесенные уровни препятствуют равномерному разделению тепловой энергии на вращательное движение в водороде при низких температурах. Диатомовые газы, состоящие из более тяжелых атомов, не имеют таких широко разнесенных уровней и не проявляют такого эффекта.

Распространенность
Водород в атомарном виде, является самым распространенным химическим элементом во Вселенной, составляя 75% нормальной материи по массе и более 90% по количеству атомов.
Важно! Большая часть массы Вселенной, однако, находится не в форме материи типа химических элементов, а в виде еще не обнаруженных форм массы, таких как темная материя и темная энергия.
Этот элемент в большом количестве содержится в звездах и газовых планетах-гигантах. Молекулярные облака H₂ связаны с образованием звезд. Водород играет жизненно важную роль в питании звезд посредством протонной реакции в случае звезд как с малой массой(как Солнце), так и в случае более массивных звезд.

Состояния
Во всей Вселенной водород встречается в основном в атомном и плазменном состояниях, свойства которых существенно отличаются от свойств молекулярного водорода. В плазме водорода электроны и протоны не связаны друг с другом, что приводит к очень высокой электропроводности и высокой излучательной способности(создающей свет от Солнца и других звезд). На заряженные частицы сильно влияют магнитные и электрические поля.
В обычных условиях на Земле элементарный водород существует в виде двухатомного газа H₂. Водород очень редко встречается в атмосфере Земли(1 промилле по объему) из-за своего малого веса, который позволяет ему быстрее улетучиваться из атмосферы, чем более тяжелым газам. Однако водород - третий по распространенности элемент на поверхности Земли, в основном в виде химических соединений, таких как углеводороды и вода.

Получение
Пиролиз метана(промышленный метод): Производство водорода методом пиролиза метана из природного газа - это недавний одноэтапный процесс "без парниковых газов". Развитие объемного производства этим методом является ключом к более быстрому сокращению выбросов углерода путем использования водорода в промышленных процессах, электротранспорте тяжелых грузовиков на топливных элементах, и в газотурбинном производстве электроэнергии. Пиролиз метана осуществляется путем подачи метана CH₄ пропускается через расплавленный металлический катализатор при высоких температурах(1065 °C). В результате метан распадается на газ H₂ и твердый углерод C, без выброса парниковых газов.

Некоторые металлосодержащие соединения реагируют с кислотами с выделением H₂. В анаэробных условиях гидроксид железа(Fe(OH)₂) может быть окислен протонами воды с образованием магнетита и H2. Этот процесс описывается реакцией Шикорра:
3Fe(OH)₂ → Fe₃O₄ + 2H₂O + H₂
Этот процесс происходит во время анаэробной коррозии железа и стали в бескислородных грунтовых водах и в восстановительных почвах ниже уровня грунтовых вод.

Процесс серпентинизации: В глубоких геологических условиях, преобладающих вдали от атмосферы Земли, водород(H₂) образуется в процессе серпентинизации. В нем протоны воды(H+) восстанавливаются ионами железа(Fe2+), выделяемыми фаялитом(Fe₂SiO₄). В результате реакции образуется магнетит(Fe₃O₄), кварц (SiO₂), и водород(H₂):
3Fe₂SiO₄ + 2H₂O → 2Fe₃O₄ + 3SiO₂ + 3H₂

Охлаждающая жидкость
Водород широко используется на электростанциях в качестве охлаждающей жидкости в генераторах благодаря ряду благоприятных свойств, которые являются прямым результатом его легких двухатомных молекул. К ним относятся низкая плотность, низкая вязкость, а также самые высокие среди всех газов удельная теплоемкость и теплопроводность.

Биологические реакции
H₂ является продуктом некоторых видов анаэробного метаболизма и производится несколькими микроорганизмами, обычно посредством реакций, катализируемых железо- или никельсодержащими ферментами, называемыми гидрогеназами. Эти ферменты катализируют обратимую окислительно-восстановительную реакцию между H₂ и составляющими его двумя протонами и двумя электронами.
Образование газообразного водорода происходит при переносе восстановительных эквивалентов, образующихся при ферментации пирувата, в воду. Естественный цикл производства и потребления водорода организмами называется водородным циклом.

Водород - самый распространенный элемент в организме человека по количеству атомов элемента, но по массе он занимает 3-е место, поскольку водород очень легкий. H₂ появляется в дыхании человека в результате метаболической активности гидрогеназосодержащих микроорганизмов в толстом кишечнике.
Концентрация водорода у людей, находящихся в состоянии покоя, обычно составляет менее 5 частей на миллион(ppm), но может достигать 50 ppm, когда люди с кишечными расстройствами потребляют молекулы, которые они не могут поглотить во время диагностических водородных дыхательных тестов.
Водородный газ вырабатывается некоторыми бактериями и водорослями и является естественным компонентом флатуса, как и метан, который сам по себе является источником водорода, приобретающим все большее значение.

Расщепление воды, при котором вода распадается на составляющие ее протоны, электроны и кислород, происходит в ходе световых реакций во всех фотосинтезирующих организмах. Некоторые такие организмы, включая водоросль Chlamydomonas reinhardtii и цианобактерии, развили второй этап темновых реакций, в котором протоны и электроны восстанавливаются с образованием газа H₂ специализированными гидрогеназами в хлоропласте.

Водород представляет собой ряд опасностей для безопасности человека, начиная от потенциальных детонаций и пожаров при смешивании с воздухом и заканчивая удушающим эффектом в чистом, бескислородном виде. Кроме того, жидкий водород является криогеном и представляет собой опасность(например, обморожение), связанную с очень холодными жидкостями.
Водород растворяется во многих металлах и, помимо утечки, может оказывать на них неблагоприятное воздействие, например, водородное охрупчивание, приводящее к трещинам и взрывам.
Водородный газ, просочившийся во внешний воздух, может самопроизвольно воспламениться(!). Более того, водородный огонь, будучи чрезвычайно горячим, почти невидим, и поэтому может привести к случайным ожогам.

Цинк - это химический элемент с символом Zn и атомным номером 30. Цинк - слегка хрупкий металл при комнатной температуре и имеет серебристо-серый вид после снятия окисления. Это первый элемент в группе 12(IIB) периодической таблицы. В некоторых отношениях цинк химически схож с магнием: оба элемента имеют только одно нормальное состояние окисления(+2), а ионы Zn²⁺ и Mg²⁺ имеют схожий размер.
Цинк является 24-м по распространенности элементом земной коры и имеет 5 стабильных изотопов. Наиболее распространенной цинковой рудой является сфалерит, сульфидный минерал цинка.

Цинк - голубовато-белый, блестящий, диамагнитный металл, хотя большинство распространенных коммерческих сортов металла имеют тусклое покрытие. Металл твердый и хрупкий при большинстве температур, но становится податливым между 100 и 150 °C. Выше 210 °C металл снова становится хрупким и может быть раздроблен ударами. Цинк является хорошим проводником электричества.
Для металла Zn имеет относительно низкие температуры плавления(419,5 °C) и кипения(907 °C). Температура плавления является самой низкой из всех металлов d-блока, кроме ртути и кадмия; по этой причине цинк, кадмий и ртуть часто не считаются переходными металлами, как остальные металлы d-блока.

Положение цинка в ПСЭ

Цинк составляет около 75 ppm(0,0075%) земной коры, что делает его 24-м по распространенности элементом. Элемент обычно встречается в рудах вместе с другими неблагородными металлами, такими как медь и свинец.
Цинк является халькофилом, то есть этот элемент чаще встречается в минералах вместе с серой и другими тяжелыми халькогенами, чем с легким халькогеном кислородом или с электроотрицательными элементами, такими как галогены. Сульфиды образовались при затвердевании земной коры в восстановительных условиях ранней атмосферы Земли.
Сфалерит, который является разновидностью сульфида цинка(ZnS), является наиболее интенсивно добываемой цинксодержащей рудой, поскольку его концентрат содержит 60-62% цинка.

Изотопы
В природе встречаются пять стабильных изотопов цинка, причем наиболее распространенным изотопом является 64Zn(49,17%).
Другими изотопами, встречающимися в природе, являются ⁶⁶Zn(27,73%), ⁶⁷Zn(4,04%), ⁶⁸Zn(18,45%) и ⁷⁰Zn(0,61%).

Охарактеризовано несколько десятков радиоизотопов: 65Zn, период полураспада которого составляет 243,66 дня, является наименее активным радиоизотопом, за ним следует 72Zn с периодом полураспада 46,5 часа.

Химия цинка
Цинк имеет электронную конфигурацию [Ar]3d104s2 и является членом группы 12 периодической таблицы. Это умеренно реактивный металл и сильный восстановитель. Поверхность чистого металла быстро тускнеет, в конце концов образуя защитный пассивирующий слой из основного карбоната цинка, Zn₅(OH)₆(CO₃)₂, в результате реакции с атмосферным диоксидом углерода.

Цинк горит на воздухе ярким голубовато-зеленым пламенем, выделяя пары оксида цинка. Цинк легко реагирует с кислотами, щелочами и другими неметаллами. Очень чистый цинк лишь медленно реагирует с кислотами при комнатной температуре. Сильные кислоты, такие как соляная или серная, могут удалить пассивирующий слой, а при последующей реакции с кислотой выделяется водород.

В химии цинка преобладает состояние окисления +2. Когда образуются соединения в этой степени окисления, электроны внешней оболочки теряются, в результате чего образуется голый ион цинка с электронной конфигурацией [Ar]3d10.
Улетучивание цинка в сочетании с хлоридом цинка при температуре выше 285 °C указывает на образование Zn₂Cl₂, соединения цинка со степенью окисления +1.

Тест на цинк
Кобальтицианидная бумага(тест Риннмана на Zn) может быть использована в качестве химического индикатора для цинка.
Суть такова: 4 г K₃Co(CN)₆ и 1 г KClO₃ растворяют в 100 мл воды. Бумагу окунают в раствор и высушивают при 100 °C. Одну каплю образца капают на сухую бумагу и нагревают. Зеленый диск указывает на присутствие цинка.

История
Цинк относится к тем элементам, соединения которых были известны человечеству с давних времен. Наиболее известным минералом цинка был галмей, или каламин, - карбонат цинка. При его прокаливании получался оксид цинка, находивший довольно широкое применение, например, при лечении глазных болезней.
Оксид цинка сравнительно легко восстанавливается до свободного металла, но получить цинк в чистом виде удалось гораздо позже, чем были получены медь, железо, олово и свинец. Дело в том, что для восстановления оксида цинка углем требуется высокая температура(~ 1100 С). Температура кипения металла – 906 С, поэтому пары цинка легколетучи и уходят из сферы реакции.
Раньше, чем был получен сам металл, руды цинка применяли для приготовления латуни – сплава цинка и меди. Латунь была известна в Греции, Риме, Индии и Китае. Точно установлено, что римляне впервые получили латунь во времена императора Августа(20 г. до н.э. -14 г. н.э.). Интересно, что римский способ получения латуни не менялся вплоть до 19 века.
В 10-11 вв. искусство получения цинка в Европе было утрачено, и цинк ввозился из Индии и Китая. Считается, что впервые промышленное производство цинка было налажено в Китае. Способ производства был крайне прост. Глиняные горшки, наполненные каламином, плотно закрывали, складывали в пирамиду, промежутки между ними заполняли углем, и горшки нагревались докрасна. После охлаждения горшки разбивали и извлекали слитки металла. Горшки служили конденсатором паров цинка.
Вторично получение цинка в Европе стало известно в 16 веке, причем уже к тому времени цинк признавался как самостоятельный металл.
В течение последующих двух веков много химиков и металлургов занималось методами выделения цинка. Тут большая заслуга принадлежит А. Маргграфу, который в 1746 году опубликовал обширное исследование «Методы выделения цинка из его природного минерала каламина». Он также показал, что свинцовые руды из Раммельсберга(Германия) содержат цинк и что цинк можно также получить из сфалерита – природного сульфида цинка.
Название «цинк» происходит от латинского слова, обозначающего бельмо или белый налет.
Элемент, вероятно, был назван алхимиком Парацельсом в честь немецкого слова Zinke(штырь, зуб).

Итальянский врач Луиджи Гальвани в 1780 году обнаружил, что подключение спинного мозга свежевскрытой лягушки к железной шине, прикрепленной латунным крючком, вызывает подергивание лапки лягушки. Он ошибочно решил, что открыл способность нервов и мышц создавать электричество, и назвал этот эффект "животным электричеством". Гальванический элемент и процесс гальванизации были названы в честь Гальвани, а его открытия открыли путь к созданию электрических батарей, гальванизации и катодной защите.

Друг Гальвани, Алессандро Вольта, продолжил исследования эффекта и изобрел вольтову батарею в 1800 г.
Вольтова батарея состояла из стопки упрощенных гальванических элементов, каждый из которых представлял собой одну пластину из меди и одну из цинка, соединенных электролитом. Благодаря последовательному соединению этих элементов, вольтова батарея в целом имела более высокое напряжение, которое можно было использовать легче, чем отдельные элементы. Электричество вырабатывается потому, что потенциал Вольта между двумя металлическими пластинами заставляет электроны перетекать из цинка в медь и разъедать цинк.

Немагнитный характер цинка и отсутствие цвета в растворе задержали открытие его важности для биохимии и питания. Это изменилось в 1940 году, когда было показано, что карбоангидраза(фермент, удаляющий углекислый газ из крови), содержит цинк в своем активном сайте. Пищеварительный фермент карбоксипептидаза стал вторым известным цинксодержащим ферментом в 1955 году.

Коррозия цинка
Цинк более реакционно-способен, чем железо или сталь, и поэтому будет притягивать почти все местное окисление, пока полностью не проржавеет. Защитный поверхностный слой оксида и карбоната(Zn₅(OH)₆(CO₃)₂) образуется по мере коррозии цинка. Эта защита сохраняется даже после того, как слой цинка поцарапан, но со временем разрушается по мере коррозии цинка.

Цинк наносится электрохимически или в виде расплавленного цинка методом горячего цинкования или распыления. Гальванизация используется на ограждениях из цепей, перилах, подвесных мостах, фонарных столбах, металлических крышах, теплообменниках и кузовах автомобилей.

Применение цинка
Широко используемым сплавом цинка является латунь, в которой медь сплавляется с цинком от 3% до 45%, в зависимости от типа латуни. Латунь обычно более пластична и прочна, чем медь, и обладает превосходной коррозионной стойкостью. Эти свойства делают ее полезной в коммуникационном оборудовании, аппаратуре, музыкальных инструментах и водопроводных клапанах.

Как плотный, недорогой, легко обрабатываемый материал, цинк используется в качестве замены свинца. В связи с опасениями по поводу свинца, цинк стал использоваться в грузилах для различных целей - от рыбалки до балансировки шин и маховиков.

Гастроэнтерит
Цинк является недорогой и эффективной частью лечения диареи у детей в развивающихся странах. Цинк истощается в организме во время диареи, и восполнение цинка с помощью 10-14-дневного курса лечения может уменьшить продолжительность и тяжесть эпизодов диареи, а также предотвратить будущие эпизоды на срок до трех месяцев. Гастроэнтерит значительно ослабляется при приеме цинка внутрь, возможно, за счет прямого антимикробного действия ионов в желудочно-кишечном тракте, или за счет поглощения цинка и повторного высвобождения из иммунных клеток(все гранулоциты выделяют цинк), или за счет обоих факторов.

Цинк является важным микроэлементом для человека и других животных, растений и микроорганизмов. Цинк необходим для функционирования более 300 ферментов и 1000 факторов транскрипции, он хранится и переносится в металлотионеинах.
Это 2-й по распространенности микроэлемент в организме человека после железа и единственный металл, который присутствует во всех классах ферментов.

Биология цинка
В белках ионы цинка часто координируются с аминокислотными боковыми цепями аспарагиновой, глутаминовой кислот, цистеина и гистидина. Примерно 2-4 грамма цинка распределены по всему человеческому организму. Больше всего цинка находится в мозге, мышцах, костях, почках и печени, а самые высокие концентрации - в простате и части глаза. Сперма особенно богата цинком, который является ключевым фактором для функции предстательной железы и роста репродуктивных органов.

У человека биологические роли цинка повсеместны. Он взаимодействует с широким спектром органических лигандов, играет роль в метаболизме РНК и ДНК, передаче сигналов и экспрессии генов. Он также регулирует апоптоз. Исследования биохимии показали, что около 10% человеческих белков(~3000) связывают цинк, в дополнение к сотням других, которые транспортируют и переносят цинк; аналогичное исследование in silico у растения Arabidopsis thaliana выявило 2367 белков, связанных с цинком.

Цинк и мозг
В мозге цинк хранится в специфических синаптических везикулах глутаматергических нейронов и может модулировать возбудимость нейронов. Он играет ключевую роль в синаптической пластичности и, следовательно, в обучении. Гомеостаз цинка также играет важную роль в функциональной регуляции центральной нервной системы.
Считается, что дисрегуляция гомеостаза цинка в центральной нервной системе, приводящая к чрезмерным концентрациям цинка в синапсах, вызывает нейротоксичность через митохондриальный окислительный стресс(например, нарушая работу некоторых ферментов, участвующих в цепи переноса электронов, включая комплекс I, комплекс III и α-кетоглутаратдегидрогеназу), дисрегуляции гомеостаза кальция, глутаматергической нейронной эксайтотоксичности и нарушения внутри-нейронной передачи сигнала.

Эксайтотоксичность
Эксайтотоксичность – это состояние, при котором нервные клетки повреждаются или погибают, когда уровень необходимых и безопасных нейротрансмиттеров, таких как глутамат, становится патологически высоким, что приводит к чрезмерной стимуляции рецепторов. Например, когда глутаматные рецепторы, такие как NMDA-рецепторы или AMPA-рецепторы, сталкиваются с чрезмерным уровнем возбуждающего нейротрансмиттера глутамата, может произойти значительное повреждение нейронов.
Избыток глутамата позволяет высоким уровням ионов кальция(Ca²⁺) проникать в клетку. Приток Ca²⁺ в клетки активирует ряд ферментов, включая фосфолипазы, эндонуклеазы и протеазы, такие как кальпаин. Эти ферменты повреждают клеточные структуры, такие как компоненты цитоскелета, мембраны и ДНК.
Эксайтотоксичность может быть связана с раковыми заболеваниями, повреждением спинного мозга, инсультом, травматическим повреждением головного мозга, потерей слуха (из-за чрезмерного воздействия шума или ототоксичности), а также с нейродегенеративными заболеваниями центральной нервной системы, такими как рассеянный склероз, болезнь Альцгеймера, боковой амиотрофический склероз(БАС), болезнь Паркинсона, алкоголизм, отмена алкоголя, а также болезнь Хантингтона.
Другим распространенным состоянием, вызывающим чрезмерную концентрацию глутамата вокруг нейронов, является гипогликемия.
Сахар в крови является основным способом удаления глутамата из межсинаптических пространств на месте NMDA и AMPA рецепторов.
Люди, находящиеся в состоянии эксайтотоксического шока, никогда не должны впадать в гипогликемию. Во время эксайтотоксического шока пациенты должны получать внутривенно капельно 5% глюкозу(декстрозу), чтобы избежать опасного накопления глутамата вокруг NMDA и AMPA нейронов. Если внутривенная капельница 5% глюкозы(декстрозы) недоступна, перорально дают высокие уровни фруктозы.

Ферменты
Цинк является эффективной кислотой Льюиса, что делает его полезным катализатором гидроксилирования и других ферментативных реакций. Этот металл также обладает гибкой координационной геометрией, что позволяет белкам, использующим его, быстро менять конформации для осуществления биологических реакций.
Двумя примерами цинксодержащих ферментов являются карбоангидраза и карбоксипептидаза, которые жизненно важны для процессов регулирования содержания углекислого газа(CO₂) и переваривания белков соответственно.
В крови позвоночных карбоангидраза преобразует CO₂ в бикарбонат, и тот же фермент превращает бикарбонат обратно в CO₂ для выдоха через легкие. Без этого фермента преобразование происходило бы в миллион раз медленнее при нормальном pH крови 7 или потребовало бы pH 10 или более.
Неродственная β-карбоангидраза необходима растениям для формирования листьев, синтеза индолуксусной кислоты(ауксина) и спиртового брожения.
Карбоксипептидаза расщепляет пептидные связи во время переваривания белков. Между терминальным пептидом и группой C=O, присоединенной к цинку, образуется координатная ковалентная связь, которая придает углероду положительный заряд. Это помогает создать гидрофобный карман на ферменте рядом с цинком, который притягивает неполярную часть перевариваемого белка.

Цинк и белки
Цинк играет чисто структурную роль в цинковых пальцах, витках и кластерах.

Цинковые пальцы входят в состав некоторых факторов транскрипции - белков, которые распознают последовательности оснований ДНК во время репликации и транскрипции ДНК. Каждый из девяти или десяти ионов Zn²⁺ ионов в цинковом пальце помогает поддерживать структуру пальца путем координационного связывания с четырьмя аминокислотами в транскрипционном факторе. Транскрипционный фактор оборачивается вокруг спирали ДНК и использует свои пальцы для точного связывания с последовательностью ДНК.

В плазме крови цинк связывается и переносится альбумином(60%, с низкой аффинностью) и трансферрином(10%). Поскольку трансферрин также переносит железо, избыток железа снижает абсорбцию цинка, и наоборот. Аналогичный антагонизм существует и с медью. Концентрация цинка в плазме крови остается относительно постоянной независимо от потребления цинка. Клетки слюнной железы, простаты, иммунной системы и кишечника используют цинковую сигнализацию для связи с другими клетками.

Транспортер дофамина человека содержит высокоаффинный внеклеточный сайт связывания цинка, который при связывании Zn ингибирует обратный захват дофамина и усиливает вызванный амфетамином отток дофамина in vitro. Транспортер серотонина и транспортер норадреналина человека не содержат сайтов связывания цинка.

Продукты и специи, содержащие цинк
Продукты животного происхождения, такие как мясо, рыба, моллюски, птица, яйца и молочные продукты, содержат цинк. Концентрация цинка в растениях зависит от его уровня в почве. При достаточном содержании цинка в почве наибольшее его количество содержится в пшенице (зародыше и отрубях) и различных семенах, включая кунжут, мак, люцерну, сельдерей и горчицу. Цинк также содержится в бобах, орехах, миндале, цельном зерне, семенах тыквы, подсолнечника и черной смородине.

Цинк и растения
Виды Calluna, Erica и Vaccinium могут расти на цинково-металлических почвах, поскольку транслокация токсичных ионов предотвращается действием эрикоидных микоризных грибов.

Сельское хозяйство
Дефицит цинка является наиболее распространенным дефицитом микроэлементов у культурных растений; он особенно часто встречается на почвах с высоким уровнем pH.

Растения, произрастающие на почвах с дефицитом цинка, более восприимчивы к болезням. Цинк попадает в почву в основном в результате выветривания горных пород, но человек добавил цинк в почву в результате сжигания ископаемого топлива, отходов шахт, фосфатных удобрений, пестицидов(фосфид цинка), известняка, навоза, осадка сточных вод и частиц с оцинкованных поверхностей.
Избыток цинка токсичен для растений, хотя токсичность цинка гораздо менее распространена.

Хотя цинк является необходимым условием для хорошего здоровья, его избыток может быть вреден. Избыточное поглощение цинка подавляет поглощение меди и железа. Свободный ион цинка в растворе очень токсичен для растений, беспозвоночных и даже позвоночных рыб. Модель активности свободного иона хорошо известна в литературе и показывает, что всего лишь микромолярное количество свободного иона убивает некоторые организмы. Недавний пример показал, что 6 микромоль убивают 93% всех дафний в воде.

Цинк и Homo sapiens
Свободный ион цинка является мощной кислотой Льюиса вплоть до коррозионной. Желудочная кислота содержит соляную кислоту, в которой металлический цинк легко растворяется, давая коррозийный хлорид цинка(ZnCl₂). Проглатывание американской одноцентовой монеты образца 1982 года(97,5% цинка) может привести к повреждению слизистой оболочки желудка из-за высокой растворимости иона цинка в кислой среде желудка.

Есть данные, что люди, принимающие 100-300 мг цинка в день, могут страдать от дефицита меди. В исследовании 2007 года было отмечено, что пожилые мужчины, принимающие 80 мг ежедневно, госпитализировались из-за осложнений с мочеиспусканием чаще, чем те, кто принимал плацебо. Уровень 100-300 мг может нарушить утилизацию меди и железа или негативно повлиять на уровень холестерина.
Цинк в почве в количестве более 500 промилле препятствует усвоению растениями других основных металлов, таких как железо и марганец. Состояние, называемое цинковыми толчками или "цинковым ознобом", может быть вызвано вдыханием паров цинка при пайке или сварке оцинкованных материалов. Цинк является распространенным ингредиентом крема для зубных протезов, который может содержать от 17 до 38 мг цинка на грамм. Были случаи инвалидности и даже смерти от чрезмерного использования этих продуктов.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Висмут - это химический элемент с символом Bi и атомным номером 83. Он является постпереходным металлом и одним из пниктогенов с химическими свойствами, напоминающих его более легких соседей мышьяка и сурьмы из группы 15. Элементарный висмут может встречаться в природе, а его сульфидные и оксидные формы являются важными промышленными рудами.
Свободный элемент имеет плотность 86%, как у свинца. В свежем виде это хрупкий металл серебристо-белого цвета, но поверхностное окисление может придать ему радужный оттенок в многочисленных цветах. Висмут является самым естественным диамагнитным элементом и имеет одно из самых низких значений теплопроводности среди металлов.

Висмут долгое время считался стабильным элементом с самой высокой атомной массой, но в 2003 году было обнаружено, что он чрезвычайно слабо радиоактивен: его единственный изначальный изотоп, висмут-209, распадается посредством альфа-распада с периодом полураспада, более чем в миллиард(!) раз превышающим предполагаемый возраст Вселенной. Из-за своего невероятно долгого периода полураспада висмут по-прежнему можно считать стабильным почти для всех целей.

Положение висмута в ПСЭ

Физические характеристики
Висмут - хрупкий металл с темным серебристо-розовым оттенком, часто с радужным оксидным потускнением, имеющим множество цветов от желтого до синего. Спиральная, ступенчатая структура кристаллов висмута является результатом более высокой скорости роста на внешних гранях, чем на внутренних. Изменения в толщине оксидного слоя, образующегося на поверхности кристалла, вызывают интерференцию различных длин волн света при отражении, что приводит к появлению радуги цветов. При горении в кислороде висмут горит синим пламенем, а его оксид образует желтые дымы. Его токсичность гораздо ниже, чем у его соседей по периодической таблице, таких как свинец, сурьма и полоний.
Ни один другой металл не является более естественным диамагнетиком, чем висмут.
Из всех металлов он имеет одно из самых низких значений теплопроводности(после марганца и, возможно, нептуния и плутония) и самый высокий коэффициент Холла. Он обладает высоким электрическим сопротивлением.

Хотя в природе висмут практически не встречается, высокочистый висмут может образовывать характерные разноцветные кристаллы-бункеры. Он относительно нетоксичен и имеет низкую температуру плавления - чуть выше 271 °C, поэтому кристаллы можно выращивать, используя бытовую печь, хотя получаемые кристаллы будут, как правило, более низкого качества, чем выращенные в лаборатории.

Изотопы
Единственный первозданный изотоп висмута, ²⁰⁹Bi, традиционно считался самым тяжелым стабильным изотопом, но долгое время предполагалось, что он нестабилен по теоретическим соображениям. Это было окончательно доказано в 2003 году, когда исследователи из Института космической астрофизики(Орсэ, Франция), измерили период полураспада альфа-излучения 209-го висмута Bi, равным 2,01×1019 лет(3 Бк/Мг), что более чем в миллиард раз превышает современный расчетный возраст Вселенной. Благодаря необычайно длительному периоду полураспада, для всех известных в настоящее время медицинских и промышленных применений висмут можно рассматривать как стабильный и нерадиоактивный.

В отличие от более легких пниктогенов - азота, фосфора и мышьяка, но подобно сурьме, висмут не образует стабильного гидрида. Гидрид висмута, висмутин(BiH₃), является эндотермическим соединением, которое самопроизвольно разлагается при комнатной температуре. Он стабилен только при температуре ниже -60 °C.

Висмутиды - это интерметаллические соединения между висмутом и другими металлами. В 2014 году исследователи обнаружили, что висмутид натрия может существовать как форма материи под названием "трехмерный топологический полуметалл Дирака"(3DTDS), который обладает трехмерными фермионами Дирака в объеме. Он является естественным трехмерным аналогом графена с аналогичной подвижностью и скоростью электронов.
Графен и топологические изоляторы(такие как 3DTDS) - это кристаллические материалы, которые являются электрически изолированными внутри, но проводящими на поверхности, что позволяет им функционировать в качестве транзисторов и других электронных устройств.

Цена на чистый металлический висмут была относительно стабильной на протяжении большей части XX века, за исключением всплеска в 1970-х годах. Висмут всегда производился в основном как побочный продукт рафинирования свинца, и поэтому цена обычно отражала стоимость восстановления и баланс между производством и спросом.

До Второй мировой войны спрос на висмут был невелик и носил фармацевтический характер - соединения висмута использовались для лечения таких заболеваний, как расстройства пищеварения, заболевания, передающиеся половым путем, а также ожоги. Незначительное количество металлического висмута потреблялось в легкоплавких сплавах для спринклерных систем пожаротушения и плавкой проволоки. Во время Второй мировой войны висмут считался стратегическим материалом, использовался для изготовления припоев, легкоплавких сплавов, лекарств и атомных исследований.

История
Висмут известен человечеству давно, но его на протяжении долгого времени путали с сурьмой, свинцом и оловом. Парацельс, например, отмечал, что известны две разновидности антимония: одна обычно черная, с ее помощью очищается золото, и она очень похожа на свинец; другая же разновидность белая, которую называют также висмутом, она сходна с оловом, а при смешивании с другой разновидностью становится похожей на серебро. Такая путаница продолжалась долгое время. С химической точки зрения это объясняется просто. Сурьма и висмут – элементы - аналоги, обладающие вместе с тем и рядом сходных свойств со свинцом и оловом, элементами соседней группы.

Агрикола в отличие от Парацельса, дал довольно детальное описание висмута и способа его извлечения из руд, добываемых в Саксонии. Горняки считали, что висмут, как и олово, является разновидностью свинца и что висмут способен превращаться в серебро.

В Центральной России висмут известен с 15 века. С развитием книгопечатания висмут вместе с сурьмой стали применять для изготовления типографских шрифтов. Пожалуй, найдется мало элементов, которые встречались бы в литературе под столь большим количество названий, как висмут. В своей книге «История висмута с 1480 по 1800 г» фон Липиман указывает 21 название этого металла в Европе.
Достаточно полное представление о висмуте как о самостоятельном металле сложилось только в 18 веке.
Название "висмут"может происходить от немецких слов weiße Masse или Wismuth("белая масса"), переведенных в середине XVI века на новолатинский bisemutum или bisemutium.

Лекарственные препараты
Висмут является ингредиентом некоторых фармацевтических препаратов, хотя использование некоторых из них сокращается.

• Субсалицилат висмута используется как противодиарейное средство; он является активным ингредиентом таких препаратов "розового висмута", как Пепто-Бисмол, а также препарата Каопектат.

Он также используется для лечения некоторых других желудочно-кишечных заболеваний, например, шигеллеза и отравления кадмием. Механизм действия этого вещества до сих пор недостаточно хорошо документирован, хотя олигодинамический эффект(токсическое воздействие малых доз ионов тяжелых металлов на микробы) может быть задействован в некоторых случаях. Салициловая кислота, образующаяся при гидролизе этого соединения, обладает противомикробным действием в отношении токсигенной кишечной палочки, важного возбудителя диареи путешественников.

• Комбинация субсалицилата висмута и субцитрата висмута используется для лечения бактерий, вызывающих пептические язвы.

• Биброкатол - органическое висмутсодержащее соединение, используемое для лечения глазных инфекций.

• Субгаллат висмута, активный ингредиент препарата Devrom, используется в качестве внутреннего дезодоранта для лечения неприятного запаха от метеоризма и кала.

• Соединения висмута(включая тартрат висмута натрия) ранее использовались для лечения сифилиса.

Косметика и пигменты
Оксихлорид висмута(BiOCl) иногда используется в косметике, как пигмент в краске для теней для век, спреях для волос и лаках для ногтей. Это соединение встречается в виде минерала висмоклита и в кристаллической форме содержит слои атомов, которые хроматически преломляют свет, в результате чего появляется радужный эффект, похожий на перламутр. Он использовался в качестве косметического средства в Древнем Египте и во многих местах с тех пор.
Висмутовый белый(также "испанский белый") может относиться либо к оксихлориду висмута, либо к оксинитрату висмута(BiONO₃), когда используется в качестве белого пигмента. Ванадат висмута используется как светостабильный нереактивный пигмент для красок(особенно для красок художников), часто в качестве замены более токсичных желтых и оранжево-желтых пигментов сульфида кадмия.

Висмут используется в металлических сплавах с другими металлами, такими как железо. Эти сплавы используются в автоматических спринклерных системах для борьбы с пожарами. Он составляет большую часть(50%) металла Розе, легкоплавкого сплава, который также содержит 25-28% свинца и 22-25% олова.

Сплавы
Многие сплавы висмута имеют низкую температуру плавления и применяются в специальных областях, например, в припоях. Многие автоматические спринклеры, электрические предохранители и предохранительные устройства в системах обнаружения и подавления пожара имеют эвтектический сплав In-Cd-Pb-Sn-Bi, который плавится при 47 °С. Это удобная температура, поскольку она вряд ли будет превышена в обычных условиях жизни.
Низкоплавкие сплавы, такие как сплав Bi-Cd-Pb-Sn, который плавится при 70 °C, также используются в автомобильной и авиационной промышленности. Перед деформацией тонкостенной металлической детали ее заполняют расплавом или покрывают тонким слоем сплава, чтобы уменьшить вероятность разрушения. Затем сплав удаляют, погружая деталь в кипящую воду.

Токсикология
Висмутия - редкое дерматологическое заболевание, возникающее в результате длительного применения висмута. В научной литературе указывается, что некоторые соединения висмута менее токсичны для человека при приеме внутрь, чем другие тяжелые металлы(свинец, мышьяк, сурьма), предположительно из-за сравнительно низкой растворимости солей висмута.
Его биологический период полураспада для удержания во всем организме составляет 5 дней, но он может оставаться в почках в течение многих лет у людей, получающих лечение соединениями висмута.

Отравление висмутом может произойти и, по некоторым данным, было распространено в относительно недавние времена. Как и в случае со свинцом, отравление висмутом может привести к образованию черного налета на десне, известного как висмутовая линия. Отравление можно лечить димеркапролом, однако доказательства пользы неясны.

Воздействие висмута на окружающую среду не очень хорошо известно; возможно, он менее склонен к биоаккумуляции, чем некоторые другие тяжелые металлы, и это область активных исследований.
Грибок Marasmius oreades может использоваться для биологической ремедиации висмута в загрязненных почвах.

Сурьма - это химический элемент с символом Sb(от лат. stibium) и атомным номером 51. Это блестящий серый металлоид, с твердостью по шкале Мооса 3, который слишком мягок для изготовления твердых предметов.
Сурьма входит в 15 группу периодической таблицы, является одним из элементов, называемых пниктогенами, и имеет электроотрицательность 2,05. В соответствии с периодическими тенденциями, она более электроотрицательна, чем олово или висмут, и менее электроотрицательна, чем теллур или мышьяк.
Сурьма стабильна на воздухе при комнатной температуре, но при нагревании реагирует с кислородом, образуя триоксид сурьмы(Sb₂O₃). Она встречается в природе в основном в виде сульфидного минерала стибнита( Sb₂S₃).
Соединения сурьмы часто классифицируются в зависимости от степени окисления: Sb(III) и Sb(V). Состояние окисления +5 более стабильно.

Положение сурьмы в ПСЭ

Изотопы
Сурьма имеет два стабильных изотопа: ¹²¹Sb с естественным содержанием 57,36% и ¹²³Sb с естественным содержанием 42,64%. Она также имеет 35 радиоизотопов, самым долгоживущим из которых является ¹²⁵Sb с периодом полураспада 2,75 года.

Аллотропы
Известны четыре аллотропа сурьмы: стабильная металлическая форма и три метастабильные формы(взрывчатая, черная и желтая).
Элементарная сурьма представляет собой хрупкий, серебристо-белый, блестящий металлоид. При медленном охлаждении расплавленная сурьма кристаллизуется в тригональную ячейку, изоморфную с серым аллотропом мышьяка.
Редкая взрывчатая форма сурьмы может образовываться при электролизе трихлорида сурьмы. При царапании острым предметом происходит экзотермическая реакция и выделяются белые пары с образованием металлической сурьмы; при растирании пестиком в ступке происходит сильная детонация.
Черная сурьма образуется при быстром охлаждении паров сурьмы. Она имеет такую же кристаллическую структуру, как красный фосфор и черный мышьяк; окисляется на воздухе и может самовозгораться. При температуре 100°C он постепенно переходит в стабильную форму. Желтый аллотроп сурьмы - самый нестабильный; он был получен только при окислении стибина(SbH₃) при температуре -90 °С.

История
Сурьма известна, как и ее соединения, с глубокой древности. Некоторые исследователи утверждают, что металлическую сурьму применяли в Южной Вавилонии для изготовления сосудов около 3400 лет до н.э. Однако, самым распространенным использованием сурьмы было применение ее соединений в качестве косметических средств. Из них изготавливались румяна и черная краска для бровей. Однако, в Египте, по всей видимости, сурьма была неизвестна или почти неизвестна. Об этом свидетельствуют раскраска мумий и исследования египетских гробниц.

В древности сурьму путали со свинцом. Лишь в алхимической литературе эпохи Возрождения сурьма определяется достаточно точно. У Георгия Агриколы уже точно указывается, что сурьма представляет собой металл, отличающийся от других металлов. Василий Валентин посвятил сурьме целый трактат «Триумфальная колесница антимония». В нем он описал применение сурьмы и ее соединений.

По поводу латинского названия сурьмы – антимоний – существует несколько версий. Скорее всего, название происходит от греческого антимонос – противник уединения, чем подчеркивается совместное присутствие сурьмы с другими минералами. Русское слово «сурьма» имеет тюркский корень. Первоначальное его значение - грим, мазь, сохранившееся до нашего времени в некоторых восточных языках. Русское название «сурьма» было введено в 1724 году.

Антипирены
Сурьма в основном используется в виде триоксида для огнезащитных составов, всегда в сочетании с галогенированными антипиренами, за исключением галоген-содержащих полимеров. Огнезащитный эффект триоксида сурьмы возникает в результате образования галогенированных соединений сурьмы, которые реагируют с атомами водорода, а также, возможно, с атомами кислорода и радикалами OH, тем самым препятствуя возгоранию.

Рынки сбыта этих огнезащитных составов включают детскую одежду, игрушки, самолеты и автомобильные чехлы для сидений. Их также добавляют в полиэфирные смолы в композитах из стекловолокна для таких изделий, как кожухи двигателей легких самолетов.
Важно! Смола горит в присутствии внешнего пламени, но гаснет после удаления внешнего пламени.

Сплавы
Сурьма образует очень полезный сплав со свинцом, повышая его твердость и механическую прочность. Для большинства применений, связанных со свинцом, в качестве легирующего металла используется различное количество сурьмы. В свинцово-кислотных аккумуляторах эта добавка улучшает прочность пластин и характеристики зарядки. Сурьма используется в антифрикционных сплавах(например, металл Баббита), в пулях и свинцовой дроби, оболочке электрических кабелей, типографском металле и в закалочных сплавах с низким содержанием олова при производстве органных труб.

Три другие области применения потребляют почти все остальное мировое предложение:

• Одна область применения - стабилизатор и катализатор для производства полиэтилентерефталата(ПЭТ).
• Другая - средство для удаления микроскопических пузырьков в стекле, в основном для телевизионных экранов - ионы сурьмы взаимодействуют с кислородом, подавляя склонность последнего к образованию пузырьков.
• Третья область применения - пигменты.

Медицина
В биологии и медицине сурьма используется редко. Лекарства, содержащие сурьму, известные как антимониальные препараты, используются в качестве слабительных средств. Соединения сурьмы используются в качестве противопротозойных препаратов. Антимонилтартрат калия(тартаровый эметик), использовался в качестве противошистосомного препарата с 1919 года. Впоследствии он был заменен празиквантелом.
Сурьма и ее соединения используются в некоторых ветеринарных препаратах, таких как антиомалин и тиомалат сурьмы лития, в качестве кондиционера для кожи жвачных животных. Сурьма оказывает питательное и кондиционирующее действие на кератинизированные ткани животных.

Препараты на основе сурьмы, такие как меглюмина антимониат, также считаются препаратами выбора для лечения лейшманиоза у домашних животных. Помимо низкого терапевтического индекса, эти препараты обладают минимальным проникновением в костный мозг, где обитают некоторые амастиготы Leishmania, и вылечить болезнь - особенно висцеральную форму - очень сложно.

Влияние сурьмы и ее соединений на здоровье человека и окружающую среду сильно различается. Элементарная металлическая сурьма не влияет на здоровье человека и окружающей среды. Вдыхание триоксида сурьмы(и подобных плохо растворимых частиц Sb(III)) считается вредным и предположительно вызывает рак. Однако эти эффекты наблюдаются только у самок крыс и после длительного воздействия высоких концентраций пыли.

Предполагается, что эти эффекты связаны с вдыханием плохо растворимых частиц Sb, что приводит к нарушению легочного клиренса, перегрузке легких, воспалению и, в конечном итоге, образованию опухолей, а не с воздействием ионов сурьмы. Хлориды сурьмы вызывают коррозию кожи. Воздействие сурьмы не сравнимо с воздействием мышьяка; это может быть вызвано значительными различиями в поглощении, метаболизме и выведении мышьяка и сурьмы.

Сурьма в основном выводится из организма человека с мочой. Сурьма и ее соединения не вызывают острых последствий для здоровья человека, за исключением тартрата калия сурьмы("тартаровый эметик"), которое намеренно используется для лечения больных лейшманиозом.

Токсичность
Некоторые соединения сурьмы токсичны, особенно триоксид сурьмы и тартрат сурьмы. Эффекты могут быть похожи на отравление мышьяком. Профессиональное воздействие может вызвать раздражение дыхательных путей, пневмокониоз, пятна сурьмы на коже, желудочно-кишечные симптомы и сердечную аритмию. Кроме того, Sb₂O₃ потенциально канцерогенен(!) для человека.

Важно! Наличие низких уровней сурьмы в слюне может быть связано с кариесом зубов.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Мышьяк - это химический элемент с символом As и атомным номером 33. Мышьяк встречается во многих минералах, обычно в сочетании с серой и металлами, а также в виде чистого элементарного кристалла. Способен проявлять степени окисления -3, +3, +5. Мышьяк составляет около 1,5 промилле(0,00015%) земной коры и является 53-м по распространенности элементом. Мышьяк является металлоидом.

Мышьяк имеет такую же электроотрицательность и энергию ионизации, как и его более легкий сородич фосфор, и, соответственно, легко образует ковалентные молекулы с большинством неметаллов. Хотя мышьяк стабилен в сухом воздухе, при воздействии влаги он образует золотисто-бронзовое потускнение, которое со временем превращается в черный поверхностный слой.

Соединения мышьяка в некоторых отношениях напоминают соединения фосфора, который занимает ту же группу периодической таблицы. Наиболее распространенными состояниями окисления мышьяка являются:
- 3 в арсенидах, которые являются сплаво-подобными интерметаллическими соединениями;
+3 в арсенитах;
+5 в арсенатах и большинстве арсенат - органических соединений.

Положение мышьяка в ПСЭ

Изотопы
Мышьяк встречается в природе как моноизотопный элемент, состоящий из одного стабильного изотопа - ⁷⁵As. По состоянию на 2003 год было синтезировано не менее 33 радиоизотопов, атомная масса которых варьируется от 60 до 92. Самый стабильный из них - ⁷³As с периодом полураспада 80 дней. Все остальные изотопы имеют период полураспада менее одного дня.

Аллотропы
Три наиболее распространенных аллотропа мышьяка - серый, желтый и черный мышьяк, причем серый является самым распространенным.
Серый мышьяк(α-As) полуметалл, имеет двухслойную структуру, состоящую из множества взаимосвязанных, шестичленных колец. Из-за слабой связи между слоями серый мышьяк хрупок и имеет относительно низкую твердость по Моосу - 3,5. Серый мышьяк также является наиболее стабильной формой.
Желтый мышьяк - мягкий и восковой, он несколько похож на тетрафосфор(P₄). Это нестабильный аллотроп, будучи молекулярным, является самым летучим, наименее плотным и наиболее токсичным. Твердый желтый мышьяк образуется при быстром охлаждении паров мышьяка(As₄). Под воздействием света он быстро превращается в серый мышьяк.
Черный мышьяк также может образовываться при охлаждении паров при температуре около 100-220 °C и при кристаллизации аморфного мышьяка в присутствии паров ртути. Он стеклообразный и хрупкий, является плохим проводником электричества.

История
Соединения мышьяка, а именно его сульфиды As₂S₃ – аурипигмент и As₄S₄ – реальгар(сандарах), были хорошо известны грекам и римлянам. Аурипигмент был известен также под названием «арсеник». Плиний Старший и Диоскорид отмечали ядовитость этих веществ, а Диоскорид упоминал о прокаливании арсеника с целью получения белого мышьяка – оксида.

Мышьяк изредка встречается в природе в самородном состоянии и довольно легко выделяется из своих соединений. Кто первым получил элементарный мышьяк, неизвестно. Обычно это достижение приписывается алхимику Альберту Великому. Парацельс описывал процесс получения мышьяка в металлическом состоянии путем прокаливания арсеника с яичной скорлупой. Согласно некоторым источникам металлический мышьяк был известен гораздо раньше, но его считали разновидностью самородной ртути. Это объясняется тем, что сульфид мышьяка похож на один из ртутных минералов, а выделение мышьяка из его руд не представляет значительного труда.

Мышьяк был известен в средние века не только в Европе, но и в Азии. Китайские алхимики также умели получать мышьяк из его руд. Если в Европе в средние века не существовало еще способа установить, явилось ли причиной смерти человека отравление мышьяком, то китайские алхимики могли это доказать. К сожалению, метод анализа так и остался неизвестным. В Европе же реакция на содержание мышьяка в теле человека и в пище, которую он принимал незадолго до смерти, была открыта позже Джеймсом Маршем. Эта реакция является очень чувствительной и применяется до сих пор.

Поскольку симптомы отравления мышьяком не очень специфичны, его часто использовали для убийства до появления теста Марша, чувствительного химического теста на его присутствие. Благодаря тому, что правящий класс использовал его для убийства друг друга, а также его силе и незаметности, мышьяк называли "ядом королей" и "королем ядов".

Так как мышьяк иногда сопровождает олово, то в истории были случаи, упоминаемые, например, в китайской литературе, отравления людей водой и вином, стоявшими некоторое время в новых оловянных сосудах. Долгое время люди путали белый мышьяк, или же его оксид, и сам мышьяк, принимая их за одно и то же вещество. Эта путаница была устранена вначале Г. Брандтом, а затем Антуаном Лавуазье, который доказал, что мышьяк является самостоятельным химическим элементом. Оксид мышьяка издавна использовали для уничтожения грызунов и насекомых. Отсюда и пошло русское название мышьяка, которое происходит от двух слов: «мышь» и «яд».

Символ элемента As произошел от латинского арсеникум. Слово arsenicum ведет свое происхождение от сирийского слова al-zarnīḵ, основанное на персидском zar "золото" от слова zarnikh, означающего "желтый" (буквально "золотого цвета"). В греческом языке оно было принято как arsenikon(ἀρσενικόν) - форма, которая является народной этимологией, представляя собой форму среднего рода греческого слова arsenikos(ἀρσενικός), означающего "мужчина", "мужественный".

В Викторианскую эпоху мышьяк("белый мышьяк" или триоксид мышьяка) смешивали с уксусом и мелом и ели женщины для улучшения цвета лица, делая их кожу более бледной, чтобы показать, что они не работали в поле. Случайное использование мышьяка при фальсификации пищевых продуктов привело к отравлению брэдфордскими сладостями в 1858 году, в результате чего умер 21 человек. В производстве обоев также начали использовать красители из мышьяка, который, как считалось, увеличивал яркость пигмента.

Сельское хозяйство
Токсичность мышьяка для насекомых, бактерий и грибков привела к его использованию в качестве консерванта древесины. В 1930-х годах был изобретен процесс обработки древесины хромированным арсенатом меди(также известным как CCA или Tanalith), и в течение десятилетий эта обработка была самым широким промышленным использованием мышьяка. Возросшая оценка токсичности мышьяка привела к запрету применения CCA в потребительских товарах в 2004 году по инициативе Европейского союза и США.
Однако CCA по-прежнему активно используется в других странах(например, на каучуковых плантациях Малайзии).

Мышьяк также использовался в различных сельскохозяйственных инсектицидах и ядах. Например, гидроарсенат свинца был распространенным инсектицидом для фруктовых деревьев, но контакт с этим соединением иногда приводил к повреждению мозга у тех, кто работал с опрыскивателями. Во второй половине 20-го века на смену арсенату свинца в сельском хозяйстве пришли мононатриевый метил арсенат(MSMA) и динатриевый метил арсенат(DSMA) - менее токсичные органические формы мышьяка. В свою очередь, эти органические арсеналы были постепенно отменены к 2013 году во всех видах сельскохозяйственной деятельности, кроме хлопководства.

Биогеохимия мышьяка сложна и включает различные процессы адсорбции и десорбции. Токсичность мышьяка связана с его растворимостью и зависит от pH.
Арсенит(AsO₃ ^-3) более растворим, чем арсенат(AsO₃ ^-4) и является более токсичным; однако при более низком pH арсенат становится более подвижным и токсичным. Было установлено, что добавление серы, фосфора и оксидов железа в высоко-арсенитные почвы значительно снижает фитотоксичность мышьяка.

Мышьяк используется в качестве кормовой добавки в птицеводстве и свиноводстве, для увеличения прироста веса, повышения эффективности корма и профилактики заболеваний. Примером может служить роксарсон, который использовался в качестве стартера для бройлеров примерно 70% американских бройлеров. Мышьяк намеренно добавляется в корм цыплятам, выращиваемым для потребления человеком. Органические соединения мышьяка менее токсичны, чем чистый мышьяк, и способствуют росту цыплят. В некоторых условиях мышьяк в корме для кур переходит в токсичную неорганическую форму.

Медицина
В XVII, XVIII и XIX веках ряд соединений мышьяка использовался в качестве лекарств, включая арсфенамин(Пауль Эрлих) и триоксид мышьяка(Томас Фаулер).
Арсфенамин, как и неосальварсан, применялся для лечения сифилиса, но был вытеснен современными антибиотиками. Однако арсеникалы, такие как меларсопрол, до сих пор используются для лечения трипаносомоза, поскольку, хотя эти препараты обладают таким недостатком, как сильная токсичность, болезнь почти всегда приводит к летальному исходу, если ее не лечить.

Триоксид мышьяка использовался различными способами на протяжении последних 500 лет, чаще всего для лечения рака, а также в таких различных препаратах, как раствор Фаулера при псориазе. В 2000 году Управление по контролю за продуктами и лекарствами США одобрило это соединение для лечения пациентов с острой промиелоцитарной лейкемией, устойчивой к трансретиноевой кислоте.

В работе 2008 года сообщается об успешном обнаружении опухолей с помощью мышьяка-74(позитронного излучателя). Этот изотоп дает более четкие изображения при сканировании, чем предыдущий радиоактивный агент, йод-124, поскольку организм имеет тенденцию переносить йод в щитовидную железу, создавая шум сигнала. Наночастицы мышьяка показали способность убивать раковые клетки с меньшей цитотоксичностью, чем другие препараты мышьяка.

В субтоксических дозах растворимые соединения мышьяка действуют как стимуляторы, и когда-то были популярны в небольших дозах в качестве лекарства у людей в середине 18-19 веков; его использование в качестве стимулятора было особенно распространено у спортивных животных, таких как скаковые лошади, или у служебных собак.

Сплавы
Основное применение мышьяк находит в сплавах со свинцом. Свинцовые компоненты в автомобильных аккумуляторах укрепляются благодаря присутствию очень небольшого процента мышьяка. Обесцинкование латуни(медно-цинкового сплава) значительно уменьшается при добавлении мышьяка.
Арсенид галлия - важный полупроводниковый материал, используемый в интегральных схемах. Схемы, изготовленные из GaAs, намного быстрее(но и намного дороже), чем схемы, изготовленные из кремния. В отличие от кремния, GaAs имеет прямую полосу пропускания и может использоваться в лазерных диодах и светодиодах для преобразования электрической энергии непосредственно в свет.

Бактерии
Некоторые виды бактерий получают энергию в отсутствие кислорода, окисляя различные виды топлива и восстанавливая арсенат до арсенита. В окислительных условиях окружающей среды некоторые бактерии используют арсенит в качестве топлива, который они окисляют до арсената. Ферменты, участвующие в этом процессе, известны как арсенат-редуктазы(Arr).

В 2008 году были обнаружены бактерии, которые используют версию фотосинтеза в отсутствие кислорода с арсенитами в качестве доноров электронов, производя арсенаты(так же, как при обычном фотосинтезе в качестве донора электронов используется вода, производя молекулярный кислород). Исследователи предполагают, что на протяжении истории эти фотосинтезирующие организмы производили арсенаты, которые позволяли процветать арсенат-редуцирующим бактериям. Один штамм PHS-1 был выделен и связан с гаммапротеобактерией Ectothiorhodospira shaposhnikovii. Механизм неизвестен, но закодированный фермент Arr может функционировать в обратном направлении по сравнению с его известными гомологами.

Наследственность
Мышьяк связан с эпигенетическими изменениями - наследуемыми изменениями в экспрессии генов, которые происходят без изменений в последовательности ДНК. К ним относятся метилирование ДНК, модификация гистонов и РНК-интерференция.
Токсичные уровни мышьяка вызывают значительное гиперметилирование ДНК генов-супрессоров опухолей p16 и p53, что повышает риск канцерогенеза. Эти эпигенетические события были изучены in vitro с использованием клеток почек человека и in vivo с использованием клеток печени крыс и лейкоцитов периферической крови человека.

Китайский тормозной папоротник(Pteris vittata) гипераккумулирует мышьяк из почвы в своих листьях и может быть использован в фиторемедиации(очистка почвы с помощью растений).

Биометилирование
Неорганический мышьяк и его соединения, попадая в пищевую цепь, постепенно метаболизируются в процессе метилирования. Например, плесень Scopulariopsis brevicaulis при наличии неорганического мышьяка производит триметиларсин. Органическое соединение арсенобетаин содержится в некоторых морских продуктах, таких как рыба и водоросли, а также в грибах в больших концентрациях.
В среднем человек потребляет около 10-50 мкг в день.

Биологический механизм
Токсичность мышьяка обусловлена сродством оксидов мышьяка(III) к тиолам. Тиолы, в виде остатков цистеина и кофакторов, таких как липоевая кислота и коэнзим А, находятся в активных сайтах многих важных ферментов.
Мышьяк нарушает производство АТФ посредством нескольких механизмов. На уровне цикла лимонной кислоты мышьяк ингибирует липоевую кислоту, которая является кофактором для пируватдегидрогеназы. Конкурируя с фосфатом, арсенат отключает окислительное фосфорилирование, тем самым ингибируя связанное с энергией восстановление НАД+, митохондриальное дыхание и синтез АТФ.
Также увеличивается производство перекиси водорода, которая, как предполагается, способна образовывать реактивные виды кислорода и вызывать окислительный стресс. Эти метаболические нарушения приводят к смерти от отказа нескольких органов. Предполагается, что отказ органов происходит в результате гибели некротических клеток, а не апоптоза, поскольку энергетические резервы слишком истощены для апоптоза.

Лечение
Лечение хронического отравления мышьяком возможно. Британский антилевизит(димеркапрол) назначается в дозах от 5 мг/кг до 300 мг каждые 4 часа в течение первого дня, затем каждые 6 часов в течение второго дня и, наконец, каждые 8 часов в течение еще 8 дней.

Однако, Агентство по регистрации токсичных веществ и заболеваний США(ATSDR) утверждает, что долгосрочные последствия воздействия мышьяка предсказать невозможно. Кровь, моча, волосы и ногти могут быть проверены на наличие мышьяка, однако эти анализы не могут предсказать возможные последствия воздействия мышьяка для здоровья.
Длительное воздействие и последующее выведение с мочой мышьяка связано с раком мочевого пузыря и почек, а также с раком печени, простаты, кожи, легких и носовой полости.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Фосфор - это химический элемент с символом P и атомным номером 15. Элементарный фосфор существует в двух основных формах - белый фосфор и красный фосфор, и обладая высокой реакционной способностью, он никогда не встречается на Земле в свободном виде.
Его концентрация в земной коре составляет около 1 грамма на килограмм(для сравнения, меди - около 0,06 грамма). В минералах фосфор обычно встречается в виде фосфата.

Элементарный фосфор был впервые выделен как белый фосфор в 1669 году. Белый фосфор излучает слабое свечение при воздействии кислорода - отсюда и название, взятое из греческой мифологии, Φωσφόρος означает "светоносец"(лат. Lucifer), отсылающее к "Утренней звезде", планете Венера. Свечение фосфора вызывается окислением белого фосфора - процесс, который сейчас называется хемилюминесценцией.
Вместе с азотом, мышьяком, сурьмой и висмутом фосфор классифицируется как пниктоген.

Положение фосфора в ПСЭ

Изотопы
Известно 23 изотопа фосфора, варьирующихся от ²⁵P до ⁴⁷P. Только ³¹P стабилен и поэтому присутствует в 100-процентном изобилии.

Два радиоактивных изотопа фосфора имеют период полураспада, подходящий для биологических научных экспериментов.
Это:
- 32P, бета-излучатель с периодом полураспада 14,3 дня, который регулярно используется в лабораториях биологических наук, в основном для получения радиомеченых зондов ДНК и РНК, например, для использования в Вестерн-блоттинге или Саузерн-блоттинге.
- 33P, бета-излучатель с периодом полураспада 25,4 дня. Он используется в лабораториях медико-биологических наук в тех случаях, когда выгодны бета-излучения с более низкой энергией, например, при секвенировании ДНК.

Важно! Бета-частицы высокой энергии от 32P проникают через кожу и роговицу, и любой 32P, попавшие в организм, вдыхаемые или поглощаемые, легко встраиваются в кости и нуклеиновые кислоты.

Фосфор имеет несколько аллотропов, которые проявляют поразительно разнообразные свойства. Два наиболее распространенных аллотропа - белый фосфор и красный фосфор.

Аллотропы
Наиболее важной формой элементарного фосфора является белый фосфор, часто сокращенно называемый WP. Это мягкое, воскообразное твердое вещество, состоящее из тетраэдрических молекул P₄, в котором каждый атом связан с тремя другими атомами одной связью.
Белый фосфор существует в двух кристаллических формах: α(альфа) и β(бета). При комнатной температуре стабильна α-форма. Она более распространена, имеет кубическую кристаллическую структуру, а при температуре -78,0 °C превращается в β-форму, которая имеет гексагональную кристаллическую структуру. Эти формы различаются относительной ориентацией составляющих их тетраэдров P₄.

Белый фосфор - наименее стабильный, наиболее реакционно способный, наиболее летучий, наименее плотный и наиболее токсичный из всех аллотропов. Белый фосфор постепенно превращается в красный фосфор. Это превращение ускоряется под воздействием света и тепла, поэтому образцы белого фосфора почти всегда содержат некоторое количество красного фосфора и, соответственно, выглядят желтыми. При воздействии кислорода белый фосфор светится в темноте с очень слабым оттенком зеленого и синего. Он очень огнеопасен и пирофорен(самовоспламеняется) при контакте с воздухом.

Красный фосфор имеет полимерную структуру. Его можно рассматривать как производное P₄, в котором одна связь P-P разрывается, а одна дополнительная связь образуется с соседним тетраэдром, в результате чего образуется цепочечная структура. Красный фосфор может быть образован при нагревании белого фосфора до 250 °C или при воздействии на белый фосфор солнечного света. При дальнейшем нагревании этот материал кристаллизуется.

Черный фосфор - наименее реакционноспособный аллотроп и термодинамически стабильная форма при температуре ниже 550 °C. Он также известен как β-металлический фосфор и имеет структуру, несколько напоминающую графит. Его получают при нагревании белого фосфора под высоким давлением(1,2 гигапаскаля). Он также может быть получен при комнатных условиях с использованием солей металлов, например, ртути, в качестве катализатора. По внешнему виду, свойствам и структуре он похож на графит: черный и чешуйчатый, проводник электричества и имеет смятые листы из связанных атомов.

История
Самое интересное, пожалуй, то, что из всех древних и средневековых элементов только фосфору может быть приписана совершенно точная дата обнаружения – 1669 год. Практически нет достоверных упоминаний о том, что люди встречались с фосфором или его соединениями раньше. Открытие фосфора – это важное и неожиданное событие 17 века. Оно произвело большое впечатление на просвещенные умы, если не сказать, вызвало сенсацию. Причиной тому было совершенно необычное свойство вещества(элементом его назвать было преждевременно): оно само по себе при обычной температуре светилось на воздухе. Такого рода вещества(например, болонский камень – продукт прокаливания минерала барита с углем и маслом, то есть сульфид бария) назывались фосфорами(от греческого фос – «свети» и форо - «несу»). Так будущее название появилось раньше открытия самого элемента.

Необычной была и история его открытия. В Гамбурге жил разорившийся торговец Хенинг Брандт. Алхимия в то время уже постепенно начинала сдавать свои позиции, но вера в существование философского камня еще жила. Верил в него и Брандт. Желая поправить свои торговые дела, он стал отыскивать первичную материю в различных соединениях. В круг его исследований попала и человеческая моча. Брандт выпарил мочу до сиропообразной консистенции, затем перегнал и получил жидкость красного цвета, которую он назвал уринным маслом. Перегнав эту жидкость еще раз, Брандт обнаружил на дне реторты черный осадок. После долгого прокаливания остаток переходил в белое светящееся вещество, оседавшее на стенках колбы-приемника. Можно представить себе радость алхимика! Ведь он считал, что выделил элементарный огонь. Брандт постарался сохранить свой секрет в тайне и продолжал работы с фосфором, надеясь получить с его помощью золото из других металлов. Эти работы, как и следовало ожидать, ни к чему не привели.

Но сохранить долго в тайне новое вещество Брандту не удалось. И открыл эту тайну он сам. Не получив золота из неблагородных металлов, он решил заняться продажей нового диковинного вещества, стараясь при этом не сообщать никому способ его приготовления. Но и это не удалось. Фосфор, как только стал известен Европе, сразу же привлек к себе внимание многих ученых: крупнейшего математика Г. Лейбница, химиков и физиков И. Крафта, И. Кункеля, Р. Бойля, Х. Гюйгенса и других. И. Кункель, бывший в то время придворным алхимиком у саксонского курфюрста, направил в Гамбург своего помощника И. Крафта с целью выведать у Х. Брандта секрет за 200 талеров, но и к И. Кункелю способ приготовления фосфора так и не попал. И. Крафт решил монопольно пользоваться правом получения нового вещества и отправился в путешествие по Европе, удивляя знатных особ свечением вещества, доселе невиданного. И. Кункель попытался самостоятельно получить фосфор и у результате долгой работы смог наконец-то выделить новый элемент.

До нас дошел в деталях способ, по которому Хенинг Брандт получил фосфор, но способ И. Кункеля(1676) известен достаточно хорошо. Сущность его в следующем: свежую мочу выпаривали до черного осадка, который нагревали сначала осторожно, затем сильно с песок и углем. После того как летучие и маслянистые вещества были удалены, фосфор осаждался на холодных стенках реторты-приемника в виде белого налета. При этом происходили следующие химические реакции:

А) NaNH₄HPO₄ → NaPO₃ + NH₃↑ + H₂O;

Б) 2NaPO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ +P₂O₅;

В) P₂O₅ +5C → P₂ + 5CO↑

Однако и Кункель не решился опубликовать способ получения фосфора, предпочитая сохранять его в тайне. В третий раз примерно тем же способом получил в 1680 году фосфор и Роберт Бойль, который сообщил об этом в закрытом письме Лондонскому королевскому обществу. Ассистент Р. Бойля А. Хенквиц довольно широко поставил производство фосфора и извлекал немалую прибыль, так как фосфор стоил дорого.

Долгое время считалось, что фосфор существует лишь одной – белой – аллотропической модификации, но в 1847 году А. Шреттер, нагревая белый фосфор без доступа кислорода до 300 С, получил красный фосфор, который в отличие от белого не был ядовит и не возгорался на воздухе. В 1934 году П. Бриджмен, подвергнув фосфор нагреванию при значительном давлении, получил третью модификацию – черный фосфор.

Удобрения
Фосфор является важнейшим питательным веществом для растений(наиболее часто лимитирующим питательным веществом после азота), и основная часть всего производства фосфора приходится на концентрированные фосфорные кислоты для сельскохозяйственных удобрений, содержащие от 70 до 75% P₂O₅. Это привело к значительному росту производства фосфатов(PO4^3-) во второй половине 20-го века. Искусственное внесение фосфорных удобрений необходимо, поскольку фосфор необходим всем живым организмам; он участвует в передаче энергии, укреплении корней и стеблей, фотосинтезе, расширении корней растений, образовании семян и цветов и других важных факторах, влияющих на общее здоровье и генетику растений.

Природные фосфорсодержащие соединения в основном недоступны для растений из-за низкой растворимости и подвижности в почве. Большая часть фосфора очень устойчива в почвенных минералах или органическом веществе почвы. Даже когда фосфор добавляется в навоз или удобрения, он может закрепиться в почве. Поэтому естественный круговорот фосфора происходит очень медленно. Часть фиксированного фосфора со временем высвобождается вновь, поддерживая рост диких растений, однако для интенсивного выращивания сельскохозяйственных культур требуется больше.
Удобрения часто используют в виде суперфосфата извести - смеси дигидрогенфосфата кальция(Ca(H₂PO₄)₂) и дигидрата сульфата кальция(CaSO₄*2H₂O), получаемого в результате реакции серной кислоты и воды с фосфатом кальция.

Переработка фосфатных минералов серной кислотой для получения удобрений настолько важна для мировой экономики, что это основной промышленный рынок для серной кислоты и самое большое промышленное использование элементарной серы.

Биологическая роль
Неорганический фосфор в виде фосфата PO4^3- необходим для всех известных форм жизни. Фосфор играет важную роль в структурной основе ДНК и РНК. Живые клетки используют фосфат для переноса клеточной энергии с помощью аденозинтрифосфата(АТФ), необходимого для каждого клеточного процесса, использующего энергию. АТФ также важен для фосфорилирования - ключевого регуляторного события в клетках. Фосфолипиды являются основными структурными компонентами всех клеточных мембран. Соли фосфата кальция способствуют жесткости костей.

Каждая живая клетка заключена в мембрану, которая отделяет ее от окружающей среды. Клеточные мембраны состоят из фосфолипидной матрицы и белков, обычно в виде бислоя. Фосфолипиды получают из глицерина, причем два гидроксильных(OH) протона глицерина заменены жирными кислотами в виде эфира, а третий гидроксильный протон заменен фосфатом, связанным с другим спиртом.

В среднем взрослый человек содержит около 0,7 кг фосфора, примерно 85-90% в костях и зубах в виде апатита, а остальное - в мягких тканях и внеклеточных жидкостях(~1%). Содержание фосфора увеличивается с примерно 0,5% по массе в младенчестве до 0,65-1,1% по массе у взрослых.
Средняя концентрация фосфора в крови составляет около 0,4 г/л, из которых около 70% приходится на органические и 30% на неорганические фосфаты. Взрослый человек со здоровым питанием потребляет и выделяет около 1-3 граммов фосфора в день, причем потребление происходит в виде неорганического фосфата и фосфорсодержащих биомолекул, таких как нуклеиновые кислоты и фосфолипиды, а выведение - почти исключительно в виде фосфат-ионов, таких как H₂PO₄^- и HPO₄^2-. Только около 0,1% фосфатов организма циркулирует в крови, что соответствует количеству фосфатов, доступных для клеток мягких тканей.

Кость и эмаль зубов
Основным компонентом кости является гидроксиапатит, а также аморфные формы фосфата кальция, включая карбонат.
Гидроксиапатит является основным компонентом зубной эмали. Фторирование воды повышает устойчивость зубов к кариесу за счет частичного преобразования этого минерала в более твердый материал, называемый фторапатитом:

Ca₅(PO₄)₃OH + F^- → Ca₅(PO₄)₃F + OH^-

Дефицит фосфора
В медицине синдром дефицита фосфата может быть вызван недоеданием, нарушением усвоения фосфата, а также метаболическими синдромами, при которых фосфат выводится из крови(например, при синдроме переедания после недоедания) или слишком большое его количество выводится с мочой. Все они характеризуются гипофосфатемией - состоянием низкого уровня растворимого фосфата в сыворотке крови и внутри клеток. Симптомы гипофосфатемии включают неврологическую дисфункцию и нарушение работы мышц и клеток крови из-за недостатка АТФ. Слишком большое количество фосфатов может привести к диарее и кальцификации(затвердеванию) органов и мягких тканей, а также нарушить способность организма использовать железо, кальций, магний и цинк.

Фосфор является необходимым макроминералом для растений, который широко изучается в эдафологии(наука о почве) для понимания поглощения растениями из почвенных систем. Фосфор является лимитирующим фактором во многих экосистемах; то есть нехватка фосфора ограничивает скорость роста организмов. Избыток фосфора также может быть проблематичным, особенно в водных системах, где эвтрофикация иногда приводит к цветению водорослей.

Меры предосторожности
Органические соединения фосфора образуют широкий класс материалов; многие из них необходимы для жизни, но некоторые чрезвычайно токсичны. Эфиры фторфосфата являются одними из самых мощных известных нейротоксинов. Широкий спектр фосфорорганических соединений используется из-за своей токсичности в качестве пестицидов(гербицидов, инсектицидов, фунгицидов) и оружия в качестве нервно-паралитических агентов против вражеских людей. Большинство неорганических фосфатов относительно нетоксичны и являются необходимыми питательными веществами.

Аллотроп белого фосфора представляет значительную опасность, поскольку он воспламеняется на воздухе и образует остатки фосфорной кислоты. Хроническое отравление белым фосфором приводит к некрозу челюсти, называемому "фоссильной челюстью". Белый фосфор токсичен, вызывает тяжелое поражение печени при приеме внутрь и может вызвать состояние, известное как "синдром дымящегося стула".

В прошлом внешнее воздействие элементарного фосфора лечилось промыванием пораженного участка 2%-ным раствором медного купороса(CuSO₄) для образования безвредных соединений, которые затем смывались. Однако медный купорос токсичен, он может вызвать почечную и церебральную токсичность, а также внутрисосудистый гемолиз.
Вместо этого рекомендуется раствор бикарбоната для нейтрализации фосфорной кислоты, который затем позволит удалить видимый белый фосфор.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Ртуть - химический элемент с символом Hg и атомным номером 80. Он широко известен как зыбучее серебро и ранее назывался гидраргирум. Это тяжелый, серебристо - белый элемент d-блока, ртуть является единственным металлическим элементом, который находится в жидком состоянии при стандартных условиях температуры и давления.
По сравнению с другими металлами она является плохим проводником тепла, но хорошим проводником электричества.
Ртуть существует в двух состояниях окисления, +1 и +2.

Ртуть - чрезвычайно редкий элемент в земной коре, ее среднее содержание в коре по массе составляет всего 0,08 частей на миллион(ppm). Поскольку она не смешивается геохимически с элементами, составляющими большинство массы коры, ртутные руды могут быть необычайно концентрированными, учитывая содержание элемента в обычной породе. Самые богатые ртутные руды содержат до 2,5% ртути по массе, и даже самые низко-концентрированные месторождения содержат не менее 0,1% ртути(в 12 000 раз больше среднего содержания в земной коре).
Она встречается либо как самородный металл(редко), либо в составе киновари, метациннабара, сфалерита, кордерита, лингстонита и других минералов, причем киноварь(HgS) является наиболее распространенной рудой.

Положение ртути в ПСЭ

Существует семь стабильных изотопов ртути, причем ²⁰²Hg является самым распространенным(29,86%). Самыми долгоживущими радиоизотопами являются ¹⁹⁴Hg с периодом полураспада 444 года и ²⁰³Hg с периодом полураспада 46,612 дней. Большинство остальных радиоизотопов имеют период полураспада менее одного дня.

В отличие от своих более легких соседей, кадмия и цинка, ртуть обычно образует простые стабильные соединения со связями металл-металл. Показательно, что ртуть склонна соединяться сама с собой, она образует поликатионы ртути, которые состоят из линейных цепочек ртутных центров, покрытых положительным зарядом.

Температура замерзания ртути -38,83 °C, а температура кипения - 356,73 °C(обе самые низкие среди всех стабильных металлов).
Важно! Твердая ртуть ковкая и вязкая, ее можно резать ножом.
Полное объяснение чрезвычайной летучести ртути уходит глубоко в область квантовой физики, но его можно кратко сформулировать следующим образом: ртуть имеет уникальную электронную конфигурацию, в которой электроны заполняют все доступные 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, 5s, 5p, 5d и 6s подоболочки.
Поскольку такая конфигурация сильно сопротивляется удалению электрона, ртуть ведет себя подобно благородным газам, которые образуют слабые связи и, следовательно, плавятся при низких температурах.
Ртуть не реагирует с большинством кислот, таких как разбавленная серная кислота, хотя окислительные кислоты, такие как концентрированная серная кислота и азотная кислота, растворяют ее, давая сульфат, нитрат и хлорид.
Как и серебро, ртуть реагирует с атмосферным сероводородом. Ртуть реагирует с твердыми серными хлопьями, которые используются в наборах для ликвидации разливов ртути для поглощения ртути (в наборах для ликвидации разливов также используются активированный уголь и порошкообразный цинк).

Амальгамы
Ртуть растворяет многие металлы, такие как золото и серебро, образуя амальгамы. Железо является исключением, и железные колбы традиционно использовались для торговли ртутью. Некоторые другие переходные металлы первого ряда, за исключением марганца, меди и цинка, также устойчивы к образованию амальгамы. Другие элементы, которые не образуют амальгамы с ртутью, включают платину.
Амальгама натрия является распространенным восстановителем в органическом синтезе, а также используется в натриевых лампах высокого давления.
Ртуть легко соединяется с алюминием, образуя ртутно-алюминиевую амальгаму, когда эти два чистых металла вступают в контакт. Поскольку амальгама разрушает слой оксида алюминия, который защищает металлический алюминий от глубокого окисления(как при ржавлении железа), даже небольшие количества ртути могут вызвать серьезную коррозию алюминия.

У писателя фантаста И.А.Ефремова есть рассказ «Озеро горных духов». Люди, оказывавшиеся на берегах этого озера в солнечную погоду, погибали. Местные жители уверяли, что озеро населяют духи, которые не терпят пришельцев. Экспедиция геологов смогла добраться до затерянного в горах озера, и люди с изумлением обнаружили, что озеро состояло не только из воды. Вместе с водой присутствовала самородная ртуть. А «злыми духами» были ртутные пары, которые в жаркую погоду поднимались на поверхности маленьких и больших луж, окружавших озеро и наполненных ртутью.

Действительно, ртуть довольно часто встречается в самородном состоянии, причем порой в самых неожиданных местах. Так, в некоторых горных областях Испании ртуть находили на дне колодцев. Ртуть была известна в древности в Китае и в Индии. При раскопках египетских гробниц, относящихся примерно к середине второго тысячелетия до нашей эры, также была найдена ртуть. Большинство исследователей считают, что единственным минералом ртути, известным древним, была киноварь. Теофраст(300 г. до н.э.) описывает способ получения ртути из киновари при взаимодействии ее с медью и уксусом. Раннее знакомство человека со ртутью объясняется тем, что ртуть выделяется из киновари сравнительно легко при достаточно сильном нагреве.

В древности ртуть находила широкое применение. С помощью нее изготовляли амальгамированные зеркала, ртуть и ее соединения применяли в медицине, киноварь использовали главным образом как краситель, а не для получения чистой ртути. До изобретения гальванического способа покрытия одного металла другим ртуть использовали для золочения и серебрения. Амальгаму металла наносили на металлический лист и сильно нагревали. При этом ртуть испарялась, а тончайший слой золота или серебра оставался на листе. Но этот способ был очень опасным. Большую роль сыграла ртуть в изучении газов, ее применяли в насосах и сосудах для хранения газов. Аристотель называл ртуть жидким серебром, Диоскорид – серебряной водой. Отсюда и происходит латинское название ртуть гидраргирум. Происхождение русского названия не ясно.

Медицина
Ртуть и ее соединения использовались в медицине, хотя сегодня они встречаются гораздо реже, чем раньше, когда токсическое действие ртути и ее соединений более широко изучено. Ртуть является ингредиентом зубной амальгамы. Тиомерсал(в США его называют тимеросалом) - органическое соединение, используемое в качестве консерванта в вакцинах, хотя его применение сокращается.
Другое соединение ртути, мербромин(меркурохром), является антисептиком местного действия, используемым при мелких порезах и царапинах, который до сих пор используется в некоторых странах.

Ртуть использовалась для консервирования древесины, создания дагерротипов, серебрения зеркал, противообрастающих красок (прекращено в 1990 году), гербицидов (прекращено в 1995 году), латексной краски для внутренних работ, ручных игр-лабиринтов, чистки и выравнивания дорог в автомобилях.
Соединения ртути использовались в антисептиках, слабительных, антидепрессантах и противосифилитических средствах.

Токсичность и безопасность
Ртуть и большинство ее соединений чрезвычайно токсичны и требуют осторожного обращения; в случаях разлива ртути(например, из некоторых термометров или люминесцентных ламп) используются специальные процедуры очистки, чтобы избежать воздействия и локализовать разлив.

Ртуть может всасываться через кожу и слизистые оболочки, а пары ртути можно вдыхать, поэтому контейнеры с ртутью надежно закрываются во избежание разлива и испарения. Нагревание ртути или ее соединений, которые могут разлагаться при нагревании, должно проводиться при соответствующей вентиляции, чтобы минимизировать воздействие паров ртути. Наиболее токсичными формами ртути являются ее органические соединения, такие как диметилртуть и метилртуть. Ртуть может вызвать как хроническое, так и острое отравление.

Биомагнификация
Рыба и моллюски имеют естественную тенденцию концентрировать ртуть в своем организме, часто в форме метилртути, высокотоксичного органического соединения ртути. Виды рыб, находящиеся высоко в пищевой цепи, такие как акула, рыба-меч, королевская макрель, голубой тунец, тунец-альбакор, содержат более высокие концентрации ртути, чем другие. Поскольку ртуть и метилртуть растворимы в жирах, они накапливаются главным образом в внутренностях, хотя их можно обнаружить и в мышечной ткани. Наличие ртути в мышцах рыб можно изучить с помощью нелетальной биопсии мышц.
Ртуть, присутствующая в хищной рыбе, накапливается в хищнике, который ее потребляет. В итоге, концентрация метилртути в тканях рыбы со временем увеличивается. Таким образом, виды, находящиеся высоко в пищевой цепочке, накапливают в своем теле большое количество ртути, которое может быть в десять раз выше, чем у потребляемых ими видов. Этот процесс называется биомагнификацией. Подобным образом произошло отравление ртутью в Минамате, Япония, которое теперь называется болезнью Минамата.

Отравление ртутью
Отравление ртутью может произойти в результате воздействия водорастворимых форм ртути(хлорид ртути или метилртуть), при вдыхании паров ртути или при проглатывании любой формы ртути.
Токсические эффекты включают повреждение мозга, почек и легких. Отравление ртутью может привести к ряду заболеваний, включая акродинию(розовую болезнь), синдром Хантера-Рассела и болезнь Минамата.
Симптомы обычно включают сенсорные нарушения(зрение, слух, речь), нарушение чувствительности и отсутствие координации. Тип и степень выраженности симптомов зависят от конкретного токсина, дозы, способа и продолжительности воздействия. Исследования методом случай-контроль показали такие эффекты, как тремор, ухудшение когнитивных способностей и нарушение сна у работников, подвергшихся хроническому воздействию паров ртути даже при низких концентрациях в диапазоне 0,7-42 мкг/м3.
Было показано, что острое воздействие паров ртути приводит к глубоким последствиям для центральной нервной системы, включая психотические реакции, характеризующиеся бредом, галлюцинациями и склонностью к суициду. Профессиональное воздействие привело к широкому спектру функциональных нарушений, включая эретизм, раздражительность, возбудимость, чрезмерную застенчивость и бессонницу. При продолжающемся воздействии развивается мелкий тремор, который может перерасти в сильные мышечные спазмы. Вначале тремор охватывает руки, а затем распространяется на веки, губы и язык. Длительное низкоуровневое воздействие связано с более тонкими симптомами эретизма, включая усталость, раздражительность, потерю памяти, яркие сны и депрессию.

Лечение
Исследования по лечению отравления ртутью ограничены. Доступные в настоящее время препараты для лечения острого отравления ртутью включают хелаторы N-ацетил-D,L-пеницилламин(NAP), Британский антилюизит(BAL), 2,3-димеркапто-1-пропансульфоновую кислоту (DMPS) и димеркаптосукциновую кислоту(DMSA).
В одном небольшом исследовании, включавшем 11 строительных рабочих, подвергшихся воздействию элементарной ртути, пациентов лечили DMSA и NAP. Хелаторная терапия с использованием обоих препаратов привела к мобилизации небольшой части общего количества ртути в организме, причем DMSA был способен увеличить выведение ртути в большей степени, чем NAP.

Олово - это химический элемент с символом Sn(от латинского: stannum) и атомным номером 50. Олово - это серебристый металл, который обычно имеет слабый желтый оттенок.
Олово является мягким, ковким, пластичным и высоко-кристаллическим серебристо-белым металлом. При сгибании прутка олова слышен треск, известный как " оловянный крик", из-за двойникования кристаллов. Олово плавится при температуре около 232 °C(450 °F), самой низкой в группе 14. Его получают главным образом из минерала касситерита, который содержит оксид олова, SnO₂.
Олово имеет химическое сходство с обоими своими соседями по 14-й группе, германием и свинцом, и имеет два основных состояния окисления, +2 и чуть более стабильное +4.

Положение олова в ПСЭ

Олово - 49-й по распространенности элемент на Земле и имеет 10 стабильных изотопов, самое большое число стабильных изотопов в периодической таблице.

Он имеет два основных аллотропа: при комнатной температуре стабильным аллотропом является β-олово, серебристо-белый, ковкий металл; при низких температурах - менее плотное серое α-олово, которое имеет алмазную кубическую структуру. Металлическое олово нелегко окисляется на воздухе.

В холодных условиях β-олово склонно самопроизвольно превращаться в α-олово(температура α-β превращения составляет 13,2 °C), это явление известно как " оловянный паразит" или "оловянная болезнь". Некоторые непроверенные источники также утверждают, что во время русской кампании Наполеона 1812 года температура стала настолько низкой, что оловянные пуговицы на мундирах солдат со временем распались, что способствовало поражению Великой армии.

Первым сплавом олова, использовавшимся в больших масштабах, была бронза, изготовленная из 1⁄8 олова и 7⁄8 меди еще в 3000 году до нашей эры. После 600 года до н.э. было получено чистое металлическое олово. Олово, которое представляло собой сплав, состоящий на 85-90% из олова, а остальная часть обычно состояла из меди, сурьмы и свинца, использовалось для изготовления плоской посуды с бронзового века вплоть до 20 века.
В наше время олово используется во многих сплавах, прежде всего в оловянно-свинцовых мягких припоях, которые обычно содержат 60% или более процентов олова, и в производстве прозрачных, электропроводящих пленок оксида индия-олова в оптоэлектронных приложениях.
Еще одно крупное применение – коррозионно-стойкое оловянное покрытие стали. Из-за низкой токсичности неорганического олова сталь, покрытая оловом, широко используется для упаковки пищевых продуктов в виде оловянных банок. Некоторые олово-органические соединения могут быть чрезвычайно токсичными.

Олово легко соединяется с железом и используется для покрытия свинца, цинка и стали для предотвращения коррозии. Стальные контейнеры, покрытые оловом, широко используются для консервирования продуктов питания, и это составляет большую часть рынка металлического олова. Жестяная канистра для консервирования продуктов была впервые изготовлена в Лондоне в 1812 году.

Олово в сочетании с другими элементами образует широкий спектр полезных сплавов. Чаще всего олово сплавляют с медью. Бронза состоит в основном из меди с 12% олова, а добавление фосфора позволяет получить фосфористую бронзу. Колокольный металл также является сплавом меди с оловом и содержит 22% олова.
Оксиды индия и олова электропроводны и прозрачны и используются для изготовления прозрачных электропроводящих пленок, применяемых в оптоэлектронных устройствах, таких как жидкокристаллические дисплеи.
Фторид олова(II) добавляется в некоторые продукты по уходу за зубами в виде фторида олова(SnF₂). Фторид олова(II) можно смешивать с кальциевыми абразивами, в то время как более распространенный фторид натрия постепенно становится биологически неактивным в присутствии соединений кальция. Также было показано, что он более эффективен, чем фторид натрия, в борьбе с гингивитом.

Олово, как правило, встречается в природе в виде минерала касситерита. Считается, что с оловом люди познакомились примерно 6-6,5 тысяч лет назад, то есть в тот же период, что и с медью. Производство олова было широко известно на побережье Средиземного моря, в Персии, в Индии. Египтяне вывозили олово, необходимое для производства бронзы, из Персии. Олово было известно не только в странах средиземного бассейна. Так, Юлий Цезарь упоминает о производстве олова в центральных районах Британии. Кортес, прибыв в Южную Америку в 1519 году, обнаружил, что оловянные монеты имели широкое хождение в Мексике. Однако установить, когда олово стало известно в Америке, не представляется возможным.

Олово в древности шло не только на изготовление бронзы. Из него изготовляли посуду, украшения. Плиний Старший и Диоскорид упоминают о лужении медных листов с целью предохранения от коррозии.
Вплоть до 13 века единственной страной в Европе, где производилось олово, была Англия. Олово ценилось довольно высоко. В середине 16 века оно было в одной цене с серебром и шло на изготовление предметов роскоши. Затем в связи с расширением производства олово стало находить большое практическое применение. Так, например, оно шло на изготовление белой жести. Латинское название олова станум корнями восходит к санскритскому стан, что означает твердый.

Некоторые оловоорганические соединения относительно токсичны, что имеет как преимущества, так и проблемы. Они используются для биоцидных свойств в качестве фунгицидов, пестицидов, альгицидов, консервантов древесины и противообрастающих веществ.
Оксид трибутилолова используется в качестве консерванта древесины, для борьбы со слизью на бумажных фабриках и дезинфекции циркулирующих промышленных охлаждающих вод.
Трибутилолово использовался в качестве добавки к корабельной краске для предотвращения роста обрастающих организмов на судах, но его использование сократилось после того, как олово-органические соединения были признаны стойкими загрязнителями с высокой токсичностью для некоторых морских организмов(Nucella lapillus, Voluta ebraea, Olivancillaria vesica, Stramonita haemastoma).

Высокие уровни ТБО в прибрежных районах, вызванные судоходной деятельностью, оказали неблагоприятное воздействие на моллюсков, вызывая импосекс.

Повышенные показатели трибутилолова могут повреждать эндокринные железы млекопитающих, репродуктивную и центральную нервную системы, структуру костей и желудочно-кишечный тракт. Трибутилолово негативно влияет и на морских млекопитающих, в частности, морских выдр, китов, дельфинов, и в конце концов на людей.
В 2003 году ЕС запретил использование олово-органических соединений, в виду опасения по поводу токсичности этих соединений для морской жизни и ущерба для воспроизводства и роста некоторых морских видов.

Свинец - это химический элемент с символом Pb(от латинского plumbum) и атомным номером 82. Это тяжелый металл, который плотнее большинства обычных материалов. Свинец мягкий и ковкий, проявляет степени окисления +2, +4.
Чистый свинец имеет яркий серебристый цвет с оттенком голубого. При контакте с влажным воздухом он тускнеет и приобретает оттенок, который зависит от преобладающих условий. Характерные свойства свинца включают высокую плотность, ковкость, пластичность и высокую устойчивость к коррозии благодаря пассивации.
Свинец - очень мягкий металл с твердостью по Моосу 1,5; его можно поцарапать ногтем. Он довольно ковкий и в некоторой степени пластичный. Температура плавления свинца - 327,5 °C - очень низкая по сравнению с большинством металлов.

Положение свинца в ПСЭ

Свинец является относительно малореактивным постпереходным металлом. Его слабый металлический характер иллюстрируется его амфотерной природой; свинец и оксиды свинца реагируют с кислотами и основаниями, и он склонен к образованию ковалентных связей. Как и более легкие представители группы, свинец склонен соединяться сам с собой; он может образовывать цепочки и полиэдрические структуры.

Природный свинец состоит из четырех стабильных изотопов с массовыми числами ²⁰⁴Pb, ²⁰⁶Pb, ²⁰⁷Pb и ²⁰⁸Pb, а также следов пяти короткоживущих радиоизотопов. Благодаря высокому атомному номеру свинец является самым тяжелым элементом (!), природные изотопы которого считаются стабильными; свинец-208 - самое тяжелое стабильное ядро.
Всего было синтезировано 43 изотопа свинца с массовыми числами 178-220. Свинец-205 - самый стабильный радиоизотоп с периодом полураспада около 1,73×107 лет. Второй по стабильности - свинец-202, период полураспада которого составляет около 52 500 лет, что дольше, чем у любого из природных радиоизотопов-следов.

Распространенность свинца на одну частицу в Солнечной системе составляет 0,121 частей на миллиард. Эта цифра в два с половиной раза больше, чем у платины, в восемь раз больше, чем у ртути, и в семнадцать раз больше, чем у золота.

Важно! Количество свинца во Вселенной медленно растет, поскольку большинство более тяжелых атомов(все они нестабильны) постепенно распадаются на свинец.

Свинец очень редко встречается в самородном состоянии, но из руд он выплавляется довольно легко. Впервые свинец стал известен египтянам одновременно с железом и серебром. За два тысячелетия до нашей эры свинец умели выплавлять в Индии и Китае. Производство свинца в Европе началось несколько позже, хотя в записях, относящихся к VI веку до нашей эры, мы находим упоминание о свинце, привозившемся на Тирскую ярмарку. При владычестве царя Хаммурапи в Вавилоне свинец получали в больших количествах. Долгое время свинец путали с оловом. Олово называли плюмбум альбум, а свинец – плюмбум нигер. Лишь в средние века их стали признавать за различные металлы.

Греки и финикийцы заложили много свинцовых шахт в Испании. Позже эти шахты разрабатывали римляне. В древнем Риме свинец находил широкое применение. Из него изготовляли посуду, палочки для письма, а также трубы знаменитого римского водопровода. Свинец шел также на изготовление свинцовых белил. Крупнейшим поставщиком белил был остров Родос.
Способ, по которому их изготовляли, не утратил своего значения до настоящего времени. Он состоит в следующем: куски свинца погружают в уксус, образующуюся соль долгое время кипятят с водой и в результате получают свинцовые белила. А вот свинцовый сурик впервые был получен весьма оригинально. Во время пожара в Пирейском порту в огонь попали и бочки со свинцовыми белилами. Когда пожар потушили, в обуглившихся бочках нашли вещество красного цвета; это и был свинцовый сурик.

Во второй половине XVIII века в Великобритании, а затем в континентальной Европе и США произошла промышленная революция. Это был первый период, когда темпы производства свинца превысили темпы производства в Риме. Британия была ведущим производителем, но к середине XIX века утратила этот статус в связи с истощением своих шахт и развитием добычи свинца в Германии, Испании и США.
К 1900 году лидером мирового производства свинца стали Соединенные Штаты, а другие не европейские страны - Канада, Мексика и Австралия - начали значительное производство; производство за пределами Европы превысило производство внутри страны. Большая часть спроса на свинец приходилась на сантехнику и покраску - свинцовые краски использовались регулярно.
В это время все больше людей(рабочий класс) подвергались воздействию металла, и участились случаи отравления свинцом. Это привело к исследованиям последствий употребления свинца. Было доказано, что свинец более опасен в виде паров, чем в виде твердого металла. Отравление свинцом и подагра были связаны между собой; британский врач Альфред Баринг Гаррод отметил, что треть его пациентов с подагрой были водопроводчиками и малярами. В 19 веке также изучались последствия хронического приема свинца внутрь, включая психические расстройства. Первые законы, направленные на снижение уровня отравления свинцом на заводах, были приняты в 1870-х и 1880-х годах в Великобритании.

В России производство свинца известно с давних пор. Но вплоть до 18 века производство его носило кустарный характер. С изобретением огнестрельного оружия из свинца стали изготавливать пули, и сейчас еще военное значение свинца велико. Но помимо «военной» профессии, у свинца существует и много мирных – его сплав с сурьмой служит основным материалом для типографских шрифтов; свинец используется для защиты от проникающей радиации при различных исследованиях. Греки называли свинец молибдос, а своим химическим символом Pb он обязан латинскому названию плюмбум. Происхождение русского названия неясно.

Высокая плотность, атомный номер и пластичность свинца создают основу для использования свинца в качестве барьера, поглощающего звук, вибрацию и излучение. Свинец не имеет собственных резонансных частот; в результате листовой свинец используется в качестве звукопоглощающего слоя в стенах, полах и потолках студий звукозаписи. Органные трубы часто изготавливаются из сплава свинца, смешанного с различным количеством олова для регулирования тембра каждой трубы. Свинец является признанным защитным материалом от радиации в ядерной науке и в рентгеновских кабинетах благодаря своей плотности и высокому коэффициенту ослабления.

Свинец - очень ядовитый металл(при вдыхании или проглатывании), поражающий почти все органы и системы человеческого организма. При концентрации в воздухе 100 мг/м3 он представляет непосредственную опасность для жизни и здоровья. Большая часть проглоченного свинца всасывается в кровь. Основная причина его токсичности - склонность к нарушению нормального функционирования ферментов. Это происходит путем связывания с сульфгидрильными группами многих ферментов, или имитации и вытеснения других металлов, которые выступают в качестве кофакторов во многих ферментативных реакциях. Среди основных металлов, с которыми взаимодействует свинец, - кальций, железо и цинк. Высокий уровень кальция и железа, как правило, обеспечивает некоторую защиту от отравления свинцом; низкий уровень вызывает повышенную восприимчивость.

Свинец может вызвать серьезное повреждение мозга и почек и, в конечном итоге, смерть. Имитируя кальций, свинец может пересекать гематоэнцефалический барьер. Он разрушает миелиновую оболочку нейронов, уменьшает их количество, нарушает пути нейропередачи и уменьшает рост нейронов. В человеческом организме свинец ингибирует порфобилиноген синтазу и феррохелатазу, предотвращая образование порфобилиногена и включение железа в протопорфирин IX, последний шаг в синтезе гема. Это приводит к неэффективному синтезу гема и микроцитарной анемии.

Грибок Aspergillus versicolor эффективно поглощает ионы свинца из промышленных отходов до попадания в водоемы. Несколько бактерий были исследованы на предмет их способности удалять свинец из окружающей среды, включая сульфатредуцирующие бактерии Desulfovibrio и Desulfotomaculum, обе из которых очень эффективны в водных растворах.

Железо - это химический элемент с символом Fe(от лат. ferrum) и атомным номером 26. Это металл, относящийся к первому переходному ряду и 8-й группе периодической таблицы. По массе он является самым распространенным элементом на Земле, сразу после кислорода(30,1%), образуя большую часть внешнего и внутреннего ядра Земли. Это четвертый по распространенности элемент в земной коре.

Железо имеет четыре стабильных изотопа: ⁵⁴Fe(5,845% природного железа), ⁵⁶Fe(91,754%), ⁵⁷Fe(2,119%) и ⁵⁸Fe(0,282%). Также было создано 20-30 искусственных изотопов.

Положение железа в ПСЭ

Металлическое или самородное железо редко встречается на поверхности Земли, поскольку оно склонно к окислению. Однако считается, что внутреннее и внешнее ядра Земли, составляющие 35% массы всей Земли, состоят в основном из сплава железа, возможно, с никелем. Нетронутые и гладкие поверхности чистого железа имеют зеркальный серебристо-серый цвет. Однако железо легко вступает в реакцию с кислородом и водой, образуя коричнево-черные гидратированные оксиды железа, известные как ржавчина. В отличие от оксидов некоторых других металлов, которые образуют пассивирующие слои, ржавчина занимает больший объем, чем металл, и поэтому отслаивается, обнажая свежие поверхности для коррозии.

Железо является переходным металлом, и способно проявлять множество степеней окисления:

• -2(Na₂[Fe(CO)₄], реагент Коллмана);
• 0(Fe(CO)₅, пентакарбонил железа);
• +2(FeSO₄,Fe(C₅H₅)₂(ферроцен);
• +3(FeCl₃);
• +4(FeO(BF₄)₂ (окситетрафторборат железа(VI));
• +6(K₂FeO₄(феррат калия)).

Наиболее распространенными состояниями окисления железа являются Fe(II) и Fe(III). Железо обладает многими свойствами других переходных металлов, включая другие элементы группы 8(рутений, осмий). Железо образует соединения в широком диапазоне состояний окисления, от -2 до +7. Железо также образует множество координационных соединений (ферроцен, ферриоксалат, берлинская лазурь).

Важно! В отличие от многих других металлов, железо НЕ образует амальгамы с ртутью.

Железо - самый широко используемый из всех металлов, на него приходится более 90% мирового производства металлов. Его низкая стоимость и высокая прочность часто делают его материалом выбора для противостояния нагрузкам или передачи сил, например, для изготовления машин и станков, рельсов, автомобилей, корпусов кораблей, арматуры для бетона и несущих каркасов зданий. Поскольку чистое железо довольно мягкое, его чаще всего соединяют с легирующими элементами для получения стали.

Железо является вторым по распространенности среди металлов в природе, уступая лишь алюминию. Но самородное железо – крайняя редкость, и, вероятно, первое железо, попавшее в руки человека, имело метеоритное происхождение. Железо очень легко окисляется в присутствии воды, воздуха и встречается главным образом в виде оксидов. Легкой окисляемостью железа объясняется и тот факт, что изделия из него, относящиеся к древним временам, встречаются крайне редко.

С железом люди познакомились около 5000 лет назад. Вначале железо было очень дорого и ценилось гораздо дороже золота, причем многие изделия из железа помещались в золотую оправу. Если с золотом, серебром и медью народы всех континентов познакомились примерно в одно и то же время, то с железом дело обстояло иначе. Так, в Египте и Месопотамии способ получения железа из руд был открыт во втором тысячелетии до нашей эры, в Закавказье Малой Азии и Древней Греции – в конце второго тысячелетия, в Индии – в половине второго тысячелетия, а в Китае – значительно позднее – лишь в середине первого тысячелетия до нашей эры.
В странах Нового Света железный век наступил лишь с приходом европейцев, то есть во втором тысячелетии нашей эры, а отдельные африканские племена перешли к использованию железа, минуя бронзовый век. Это объясняется различием природных условий. В тех странах, где запасы меди и олова были невелики, возникла необходимость поиска замены этим металлам. В Америке же находится одно из самых крупных месторождений самородной меди, поэтому искать какие-либо новые металлы не было необходимости. Постепенно выработка железа росла, и оно стало переходить из разряда драгоценных металлов в разряд обычных. К началу нашей эры его уже широко использовали.

Среди всех известных к тому времени металлов и сплавов железо обладало наибольшей прочностью. Поэтому, как только железо стало относительно дешевым, из него начали изготавливать различные инструменты и оружие. Уже в начале нашей эры производство железа в Европе и Азии было хорошо налажено, причем особенных успехов в выплавке и обработке железа добились индийские металлурги.

Интересен сам процесс развития методов выработки железа. Сначала человек использовал только метеоритное железо, которое было очень редким и поэтому дорогим. Затем люди научились получать железо путем сильного нагревания его руд с углем на хорошо обдуваемых ветром местах. Железо получалось губчатым, низкого качества, с большими вкраплениями шлака. Важным шагом в процессе производства железа было появление горна, открытого сверху и обложенного изнутри огнеупорным материалом. Раскопки древних городов в Сирии говорят о том, что с помощью такого метода удавалось получать довольно качественное железо. Далее люди заметили, что чугун, который раньше считали отходами производства, можно превращать в железо, причем, этот процесс требует куда меньших затрат угля и выгоден из-за высокого качества получаемого продукта.

В конце XV века появились первые плавильные печи, в которых получали исключительно чугун. Процесс выплавки железа и стали быстро развивался. В 1855 году был предложен конверторный способ получения стали, который применяется и по сей день. Вслед за ним в 1865 году был разработан мартеновский способ получения стали, позволивший получать сталь, почти свободную от шлаков.

По поводу происхождения названия элемента существуют две точки зрения. Некоторые ученые полагают, что название произошло от санскритсткого "джальджа" – металл, руда; другие кладут в основу другой санскритсткий корень – "жель", означавший «блестеть, пылать».

Железо необходимо для жизни всех организмов на Земле. Железо-серные кластеры широко распространены и включают нитрогеназу - фермент, ответственный за биологическую фиксацию азота. Железосодержащие белки участвуют в транспорте, хранении и использовании кислорода.

Примерами железосодержащих белков в высших организмах являются гемоглобин, цитохром и каталаза. Средний взрослый человек содержит около 0,005% железа от веса тела(≈ 4 грамм), из которых три четверти находится в гемоглобине - уровень, который остается постоянным, несмотря на то, что каждый день поглощается только один миллиграмм железа, поскольку человеческий организм перерабатывает свой гемоглобин для содержания железа.
Получение железа представляет собой проблему для аэробных организмов, поскольку железистое железо плохо растворимо при нейтральном pH. Поэтому эти организмы разработали средства для поглощения железа в виде комплексов, иногда поглощая железистое железо, а затем окисляя его обратно до железа. В частности, бактерии выработали очень высокоаффинные("сильные") агенты, называемые сидерофорами.

После поглощения железа в клетках человека его хранение точно регулируется. Основным компонентом этой регуляции является белок трансферрин, который связывает ионы железа, поглощенные из двенадцатиперстной кишки, и переносит его в крови к клеткам.
Наиболее известные и изученные биоорганические соединения железа (биологические молекулы железа) - это белки гема: примерами являются гемоглобин, миоглобин и цитохром P450. Эти соединения участвуют в транспортировке газов, создании ферментов и переносе электронов.
Способность морских мидий удерживаться на камнях в океане облегчается использованием ими металлоорганических связей на основе железа в их богатых белками кутикулах. На основе синтетических реплик было установлено, что присутствие железа в этих структурах увеличивает модуль упругости в 770 раз, а вязкость - в 92 раза. Величина напряжения, необходимого для их необратимого повреждения, увеличилась в 76 раз.
Поглощение железа жестко регулируется человеческим организмом, который не имеет физиологических способов выведения железа.
Лишь небольшое количество железа теряется ежедневно в результате слущивания клеток эпителия слизистой оболочки и кожи.

Регуляция поглощения железа нарушена у некоторых людей в результате генетического дефекта, который отображается на область гена HLA-H на хромосоме 6 и приводит к аномально низкому уровню гепсидина, ключевого регулятора поступления железа в кровеносную систему у млекопитающих. У таких людей чрезмерное потребление железа может привести к нарушению перегрузки железом, известному в медицине как гемохроматоз.
Передозировка принятого внутрь железа может привести к чрезмерному уровню свободного железа в крови. Высокий уровень свободного железа в крови вступает в реакцию с пероксидами, в результате чего образуются реактивные свободные радикалы, которые могут повреждать ДНК, белки, липиды и другие клеточные компоненты, приводя к тяжелым для организма последствиям.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Медь - это химический элемент с символом Cu(от латинского: cuprum) и атомным номером 29. В периодической системе элементов является элементом 11 группы. Это мягкий, ковкий и пластичный металл с очень высокой теплопроводностью и электропроводностью. Свежая поверхность из чистой меди имеет розовато-оранжевый цвет. Медь проявляет в соединениях степени окисления: +1, +2(степень +1 свойственна для нерастворимых соединений меди).

Медь - один из немногих металлов с естественным цветом, отличным от серого или серебристого. Чистая медь имеет оранжево-красный цвет и на воздухе приобретает красноватый оттенок. Характерный цвет меди является результатом электронных переходов между заполненными 3d и полупустыми 4s-оболочками атомов - разность энергий между этими оболочками соответствует оранжевому свету.

Положение меди в ПСЭ

Медь производится в массивных звездах и присутствует в земной коре в количестве около 50 частей на миллион(является 25-м наиболее распространенным элементом на Земле). В природе медь содержится в различных минералах, включая самородную медь, сульфиды меди, такие как халькопирит, борнит, дигенит, ковеллит и халькоцит, сульфосоли меди(тетраэдит-теннантит, энаргит), карбонаты меди(азурит, малахит), и в виде оксидов меди(I) или меди(II)(куприт, тенорит). Обычно встречающиеся соединения представляют собой соли меди (II), которые часто придают синий или зеленый цвет таким минералам, как азурит, малахит и бирюза, и исторически широко использовались в качестве пигментов. Медь, используемая в зданиях, обычно для кровли, окисляется, образуя зеленый оттенок(или патину).

Существует 29 изотопов меди; ⁶³ Cu и ⁶⁵ Cu стабильны, при этом ⁶³ Cu составляет примерно 69% от встречающейся в природе меди. Другие изотопы радиоактивны, наиболее стабильным из которых является ⁶⁷ Cu с периодом полураспада 61,83 часа. Были охарактеризованы семь метастабильных изотопов; ⁶⁸ mCu является самым долгоживущим с периодом полураспада 3,8 минуты.

Как и алюминий, медь пригодна для вторичной переработки без потери качества как в сыром виде, так и в результате производства. По объему медь является третьим по величине перерабатываемым металлом после железа и алюминия. По оценкам, 80% всей когда-либо добытой меди до сих пор используется.

Медь не реагирует с водой, но медленно реагирует с атмосферным кислородом, образуя слой коричнево-черного оксида меди, который, в отличие от ржавчины, образующейся на железе во влажном воздухе, защищает лежащий под ней металл от дальнейшей коррозии (пассивации). Зеленый слой зелени(карбонат меди) часто можно увидеть на старых медных конструкциях, таких как крыши многих старых зданий.

По мнению французского ученого Марселена Бертло, человечество познакомилось с медью не менее 5000 лет назад. По мнению других исследователей, это произошло значительно раньше. Медь и ее сплав с оловом – бронза - были долгое время наиболее употребительными металлическими материалами. Знакомство с этими двумя материалами обозначило целую эпоху в истории развития человечества – бронзовый век. Почему медь сыграла такую важную роль?
Медь довольно распространена в природе и хорошо обрабатывается. Вначале люди использовали только ту медь, которая встречалась в самородном состоянии, но затем возникла необходимость в использовании и обработке медных руд. Из руд с большим содержанием меди металл выплавлялся сравнительно легко. Уже в третьем тысячелетии до нашей эры медь широко использовали как материал для изготовления орудий труда. Египетская пирамида Хеопса сложена из гигантских каменных глыб, каждая из которых была обтесана медными инструментами.

Из древних медных рудников особой славой пользовались рудники на острове Кипр, откуда, по-видимому, и пошло название меди – купрум. Русское название «медь» происходит от слова смида; так древние племена, населявшие европейскую часть нашей страны, называли металл вообще.

Полное вытеснение каменных орудий наступило лишь после знакомства с бронзой. Бронза скорее всего первоначально была получена случайно. Об этом говорят и находки на острове Крит, датируемые 3500 г. до нашей эры. Вместе с медными предметами там попадаются и бронзовые. Вначале бронза была дорога и шла главным образом на изготовление различных украшений и предметов роскоши. В Древнем Египте из бронзы делали зеркала. Бронза, как и медь, оказалась прекрасным материалом для чеканки и скульптуры. Уже в 5 веке до нашей эры люди научились отливать бронзовые статуи. Особенного развития бронзовая скульптура достигла в Древней Греции, начиная с Микенского периода. И в наше время медь и бронза сохранили за собой эту роль.

Наряду с бронзой давно известен и другой замечательный медный сплав – латунь – получавшийся при сплавлении меди с цинковой рудой. Медь, бронза и латунь были знакомы древним египтянам, индусам, ассирийцам, римлянам, грекам. Как медь, так и бронза шли на изготовление оружия. При раскопках, относящихся к 8-6 векам до нашей эры, на Алтае, в Сибири и в Закавказье были найдены ножи, наконечники стрел, щиты и шлемы, изготовленные из мели и бронзы. В Древней Греции и в Риме медь и бронзу также часто использовали как материал для изготовления мечей и щитов. Медь нашла себе применение и с изобретением огнестрельного оружия.

Соединения меди используются в качестве бактериостатических агентов, фунгицидов и консервантов древесины. У моллюсков и ракообразных медь является составной частью пигмента гемоцианина крови, который у рыб и других позвоночных заменяется гемоглобином, связанным с железом. У людей медь содержится в основном в печени, мышцах и костях. В организме взрослого человека содержится от 1,4 до 2,1 мг меди на килограмм веса тела.

Белки меди играют разнообразную роль в биологическом переносе электронов и кислорода, процессах, в которых используется легкое взаимное превращение Cu(I) и Cu(II). Медь необходима для аэробного дыхания всех эукариот. В митохондриях он содержится в цитохром-с- оксидазе, которая является последним белком в окислительном фосфорилировании.

Отношения микроорганизмов к меди классифицируются по разному:

• Chromobacterium violaceum и Pseudomonas fluorescens могут мобилизовать твердую медь в виде цианидного соединения;
• эрикоидные микоризные грибы(Calluna, Erica и Vaccinium) могут расти в металлоносных почвах, содержащих медь;
• эктомикоризный гриб Suillus luteus защищает молодые сосны от токсичности меди;
• гриб Aspergillus niger был обнаружен растущим из раствора для добычи золота и, как было обнаружено, содержал цианокомплексы таких металлов, как золото, серебро, медь, железо и цинк, он также играет роль в солюбилизации(самопроизвольное проникновение) сульфидов тяжелых металлов.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Серебро

Серебро - это химический элемент с символом Ag (от латинского argentum, происходящего от протоиндоевропейского h₂erǵ: «блестящий» или «белый») и атомным номером 47. Мягкий, белый, блестящий переходный металл, имеет самую высокую электропроводность, теплопроводность и отражательную способность по сравнению с другими металлами. Серебро способно проявлять степени окисления +1, +2, +3(самая стабильная степень окисления +1).

Серебро находится в земной коре в чистой, свободной элементарной форме («самородное серебро»), в виде сплава с золотом и другими металлами, а также в таких минералах, как аргентит и хлораргирит. Большая часть серебра производится как побочный продукт аффинажа меди, золота, свинца и цинка.

Положение серебра в ПСЭ

Встречающееся в природе серебро состоит из двух стабильных изотопов, ¹⁰⁷Ag и ¹⁰⁹Ag, причем ¹⁰⁷Ag немного больше (51,839% естественного содержания). Такое почти одинаковое соотношение редко встречается в периодической таблице. Атомный вес составляет 107,8682 - это значение очень важно из-за особенности соединений серебра, особенно галогенидов, в гравиметрическом анализе. Оба изотопа серебра производятся в звездах посредством s-процесса (медленный захват нейтронов), а также в сверхновых через r-процесс (быстрый захват нейтронов).

Всего было обнаружено 28 радиоактивных изотопов, самый короткий период полураспада которого 3,13 часа(¹¹²Ag).

Электропроводность серебра - самая высокая из всех металлов, даже больше, чем у меди за счет наличия единственный свободного s-электрона, который не взаимодействует с заполненным d-подуровнем, поскольку такие взаимодействия (которые происходят в предыдущих переходных металлах) снижают подвижность электронов.

Серебро является более активным металлом, чем золото, и, хотя его процентное содержание в земной коре примерно на полтора порядка выше, чем у золота, в самородном состоянии оно встречается гораздо реже. Неудивительно, что в древности серебро ценилось выше золота. Например, в Древнем Египте соотношение стоимости этих металлов выражалось как 2,5:1. Если золото главным образом шло на изготовление монет и украшений, то серебро находило себе иное применение. В частности, из него изготовляли сосуды для воды.

В 4 веке до нашей эры войска Александра Македонского покорили Персию и Финикию и вторглись в Индию. Здесь на людей обрушилась эпидемия кишечных заболеваний, воины потребовали возвращения домой. Но вот что интересно. Заболевания совершенно не тронули командный состав армии, хотя военачальники делили с солдатами все трудности и тяготы похода. Только более чем через две тысячи лет ученые нашли причину. У простых воинов были оловянные бокалы, у командиров – серебряные. Оказалось, что серебро способно растворяться в воде с образованием коллоида, и этот раствор убивает болезнетворные бактерии. Как ни мала растворимость серебра в воде, этого количества достаточно для дезинфекции.

Серебряные рудники были известны с глубокой древности. Наиболее значительные месторождения серебра находились в Греции, Испании и Германии. С открытием Америки были обнаружены месторождения в Перу и Мексике. Часто в качестве примесей к серебряной руде выступают свинцовые минералы. До нас дошел способ получения серебра, очищенного от свинца. Серебряная руда измельчалась, промывалась водой и высушивалась. Затем она сплавлялась с флюсом, и этот сплав нагревался с древесным углем.

Полученный в результате сплав серебра и свинца прокаливали. При нагревании на воздухе серебро практически не окисляется, а свинец почти полностью переходит в оксид. Температура плавления оксида свинца составляет 896 С, а серебра – 960 С. Так получали практически чистое серебро. В наше время используются другие, более совершенные способы очистки серебра от примесей.

Серебро, как и золото, шло на изготовление монет, но стоимость серебра относительно золота все время понижалась. В 1874 году стоимость одного фунта золота приравнивалась к стоимости 15,5 фунта серебра, а после открытий месторождений серебра в Австралии это соотношение упало до 1:46. В Англии биметаллизм, то есть использование двух металлов в качестве денежной основы, был устранен в 1816 году. Затем примеру Англии последовали и другие страны.

Названиями «рубль» и «копейка» мы также обязаны серебру. В 13 веке на Киевской Руси появился рубль – слиток серебра массой примерно в 200 грамм. Полагают, что при изготовлении рублей вначале отливали длинный слиток серебра, а потом его рубили на части. Слово «копейка» появилось несколько позже, в 1534 году, когда в России стали чеканить монеты с изображением всадника, вооруженного копьем.

В медицине серебро включают в повязки для ран, а также используют в качестве антибиотического покрытия в медицинских устройствах. Повязки на раны, содержащие сульфадиазин серебра или серебряные наноматериалы, используются для лечения внешних инфекций.
Серебро также используется в некоторых медицинских целях, например, в мочевых катетерах и в эндотрахеальных дыхательных трубках.
Ион серебра биоактивен и в достаточной концентрации легко убивает бактерии in vitro. Ионы серебра мешают ферментам в бактериях, которые переносят питательные вещества, формируют структуры и синтезируют клеточные стенки; эти ионы также связываются с генетическим материалом бактерий(однако бактерии иногда могут развить устойчивость к антимикробному действию серебра).
Серебро и его наночастицы используются в качестве противомикробного средства в различных промышленных, медицинских и бытовых целях: например, наполнение одежды частицами наносеребра позволяет им дольше оставаться без запаха.
Соединения серебра усваиваются организмом подобно соединениям ртути, но не обладают токсичностью последних. Серебро и его сплавы используются в черепной хирургии для замены костей, а амальгамы серебро-олово-ртуть используются в стоматологии.

Чистое металлическое серебро используется в качестве пищевого красителя. Он имеет обозначение E174 и одобрен в Европейском Союзе. Традиционные пакистанские и индийские блюда иногда включают декоративную серебряную фольгу, известную как варк, а в различных других культурах серебряное драже используется для украшения тортов, печенья и других десертов.

Некоторые соединения серебра очень взрывоопасны(!), например азид серебра, амид серебра и фульминат серебра, а также ацетилид серебра, оксалат серебра и оксид серебра(II). Они могут взорваться при нагревании, силе, сушке, освещении, а иногда и самопроизвольно. Чтобы избежать образования таких соединений, аммиак и ацетилен следует хранить вдали от серебряного оборудования. Соли серебра с сильно окисляющими кислотами, такими как хлорат серебра и нитрат серебра, могут взорваться при контакте с легко окисляемыми материалами, такими как органические соединения, сера и сажа.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Золото

Золото - это химический элемент с символом Au(от латинского Aurum) и атомным номером 79, что делает его одним из элементов с более высоким атомным номером, которые встречаются в природе. Проявляет степени окисления от -1 до +5, но в его химическом составе преобладают +1 и +3. В чистом виде это яркий, слегка красновато-желтый, плотный, мягкий, ковкий и пластичный металл. В химическом отношении золото является переходным металлом и элементом группы 11. Это один из наименее реактивных химических элементов, который при стандартных условиях является твердым веществом.

Положение золота в ПСЭ

Золото имеет 1 стабильный изотоп - ¹⁹⁷Au, который также является единственным встречающимся в природе изотопом(всего было синтезировано 36 радиоизотопов, с наибольшим периодом полураспада 186 дней).

Золото часто встречается в свободной элементарной(самородной) форме, в виде самородков или зерен, в породах, жилах и аллювиальных отложениях. Он встречается в виде ряда твердых растворов с самородным элементом серебра(в виде электрума), естественно легированным с другими металлами, такими как медь и палладий, а также в виде минеральных включений, например, в пирите. Реже он встречается в минералах в виде соединений золота, часто с теллуром (теллуриды золота).

Золото устойчиво к большинству кислот, хотя оно растворяется в царской водке(смесь азотной и соляной кислот), образуя растворимый тетрахлораурат-анион. Золото нерастворимо в азотной кислоте, которая растворяет серебро и неблагородные металлы, свойство, которое долгое время использовалось для очистки золота и подтверждения присутствия золота в металлических веществах, что привело к появлению термина «кислотный тест». Золото также растворяется в щелочных растворах цианида, которые используются в горнодобывающей промышленности и гальванике. Золото растворяется в ртути, образуя сплавы амальгамы, и, поскольку золото действует просто как растворенное вещество, это не химическая реакция.

Карл Маркс в свое время писал: «Золото было, в сущности, первым металлом, который открыл человек».

Это действительно так. Золотые предметы обнаруживали в раскопках вместе с каменными орудиями, относящимися к неолитическому периоду. Но тогда, по-видимому, использовали золото, которое люди находили случайно, во время кочевий и стоянок.
Лишь с расслоением общества на классы стали предприниматься попытки разработок золотых рудников. Объяснение простое. Благодаря хорошей сохранности при любых условиях, хорошей делимости на части и высокой стоимости золото с давних пор стало выполнять функцию денег.

В качестве материала для украшений золото также употреблялось с незапамятных времен. В Египте при раскопках пирамид всех династий фараонов археологи находили огромное количество золотых украшений, и не только украшений, но и предметов домашнего обихода.
Золото применяли не только в Египте. За 1000 лет до нашей эры его использовали в Китае, Индии, Месопотамии. В Греции золотое обращение было уже в 8-7 вв. до нашей эры, в Армении золотые деньги появились в 1 веке до нашей эры. Таким образом, народы древних государств в Европе и Азии были знакомы с золотом. Древнейшие золотые копи находились в Индии и Нубии(Северо—Восточная Африка).

Но способы очистки золота в древности не позволяли выделить металл в чистом виде. Обычно получали сплав золота с серебром, сопутствующий ему. Этот сплав назывался азем. Был известен и природный сплав золота и серебра – электрум.

Ни один металл не сыграл в истории человечества такой неблаговидной роли, как золото. За право им обладать велись войны, уничтожались народы и государства. Совершались страшные преступления. Но обладание золотом не приносило человеку успокоения. Наоборот, в душу его вселялись тревога и боязнь за свои сокровища.

Мрачным периодом в истории погони за золотом является алхимический период, длившийся с 4 по 16 века. Алхимики пытались найти философский камень, с помощью которого можно было превращать в золото неблагородные металлы. Алхимия возникла не на пустом месте. Тому был ряд предпосылок. Быстрое развитие Египта было связано с тем, что египтяне не знали способ извлечения золота. Далее, было известно, что железные предметы, долго время находившиеся в медных рудниках, покрывались слоем меди. Считали, что железо переходит в медь. Если так, то почему другие металлы не могут перейти в золото? Природный сульфид свинца почти всегда содержит примеси серебра, которое иногда удавалось выделить. Не могло ли серебро образоваться на свинце? И наконец, развитию алхимии способствовал взгляд о единстве материи, то есть мысль, что все вещества состоят их одних и тех же составных частей, находящихся в различных соотношениях.

Все поиски философского камня оказались, как и следовало ожидать, тщетными, хотя многие алхимики поплатились жизнью за эти изыскания. Все же сообщения о якобы найденных способах получения золота из других металлов оказались откровенным шарлатанством.

Алхимия еще пышно процветала в Европе, когда первые испанские завоеватели отправились в Южную и Центральную Америку. В стране инков они подивились тому количеству золота, которое увидели. Золото было у инков священным металлом бога Солнца, поэтому несметные богатства были накоплены в храмах. Испанцы захватили в плен Великого Инку – Атауальпу. Они пообещали ему свободу за фантастический выкуп – почти 50 м³ золота. Но Франциско Писарро считал, что опасно освобождать Великого Инку, и не дождавшись до конца обещанного выкупа, испанцы казнили его. В то время, когда инки узнали о гибели своего вождя, в пути находился караван из 1100 лам, груженных золотом. Инки запрятали это золото в горах Азангар, что означает самое отдаленное место. Но спрятать все свои богатства они не смогли. Испанцы захватили и разграбили Куско – один из богатейших городов Перу. Ценнейшие произведения ювелирного искусства переплавляли в слитки и отправляли в Испанию.

В России первые месторождения золота стали разрабатывать в 1600 году, но по настоящему промышленная добыча этого металла началась лишь в 19 веке. Современное название «золото», по мнению историков химии, имеет своим корнем сол – солнце. Латинское название золота – аурум происходит от слова Аврора – утренняя заря.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.

Углерод

Углерод - химический элемент с символом C(от латинского "carbo" - уголь) и атомным номером 6. Он неметалл и четырехвалентен, что делает четыре электрона доступными для образования ковалентных химических связей. Он принадлежит к группе 14 периодической таблицы. Углерод составляет лишь около 0,025 процента земной коры. Три изотопа встречаются в природе, 12C и 13C стабильны, а 14C - радионуклид, с периодом полураспада около 5730 лет.

Положение углерода в ПСЭ

Углерод - один из немногих элементов, известных с древности. Углерод является пятнадцатым по распространенности элементом в земной коре и четвертым по содержанию элементом во Вселенной по массе после водорода, гелия и кислорода. Обилие углерода, его уникальное разнообразие органических соединений и его необычная способность образовывать полимеры при температурах, обычно встречающихся на Земле, позволяют этому элементу служить общим элементом всей известной жизни. Это второй по распространенности элемент в организме человека по массе (около 18,5%) после кислорода.

Определить точную дату открытия углерода невозможно. Однако, установить, когда он был признан простым веществом, нетрудно. Для этого достаточно обратиться к "Таблице простых тел" Антуана Лавуазье, опубликованной в 1789 году. В ней углерод фигурирует как простое вещество. Но путь, который прошел углерод прежде чем занять это место в таблице, измеряется не годами и даже не веками, а тысячелетиями. Человек познакомился с углеродом раньше, чем научился добывать огонь, встречаясь со сгоревшими от удара молнии лесами. Когда же человек овладел искусством добывания огня, углерод стал его постоянным спутником.
Углерод сыграл важную роль в развитии теории флогистона.

Эта теория даже помогла на некоторое время укрепиться мнению, что углерод не есть простое вещество. Основатели теории флогистона принимали уголь за чистый флогистон. Первым, кто показал, что углерод есть простое вещество, был Антуан Лавуазье, который исследовал процесс сжигания угля и других веществ. Здесь мы немного отвлечемся от рассказа о том, как углерод стал самим собой, и вот почему.

Дело в том, что в природе углерод встречается в виде двух аллотропных модификаций - алмаза и графита, причем обе были известны человеку с давних пор. То, что алмаз при сильном нагревании сгорает без остатка, было известно также давно. Тем не менее, алмаз и графит считали двумя совершенно разными веществами. Событием, которое помогло установить, что алмаз и графит есть видоизменения одного и того же вещества, было открытие углекислого газа.

Антуан Лавуазье провел опыты по сжиганию алмаза и древесного угля и установил, что при сгорании оба вещества дают углекислый газ. Это дало ученому основание считать, что алмаз и уголь имеют одно и то же "начало". В 1787 году в книге "Метод химической номенклатуры" появляется название карбонеум(углерод).

В 1797 году Смитсон Теннант обнаружил, что при сгорании одинаковых количество алмаза и графита выделяется одно и то же количество углекислого газа, а в 1799 году Луи Гитон де Морво подтвердил, что углерод является единственной составляющей алмаза, графита и кокса.
Через 20 лет после этого ему же удалось перевести алмаз в графит, а затем в углекислый газ путем осторожного нагревания. Но обратный перевод графита в алмаз оказался не под силу науке 18 и 19 веков. Лишь в 1955 году группе английских ученых удалось получить первые в мире искусственные алмазы. Синтез проводили при давлении свыше 10⁹ Па и температуре 3000 С.

Фуллерен

Фуллерен - это уникальный аллотроп углерода, молекула которого состоит из атомов углерода, соединенных одинарными и двойными связями с образованием замкнутой или частично замкнутой сетки с конденсированными кольцами из пяти-семи атомов.
Фуллерены были предсказаны в течение некоторого времени, но только после их случайного синтеза в 1985 году они были обнаружены в природе и в космосе. Открытие фуллеренов значительно расширило число известных аллотропов углерода, которые ранее ограничивались графитом, алмазом и аморфным углеродом, таким как сажа и древесный уголь.

Структурная формула фуллерена

Фуллерены с топологией закрытой сетки неформально обозначаются их эмпирической формулой Cn, часто обозначаемой как Cn, где n - количество атомов углерода. Однако при некоторых значениях n может быть более одного изомера. Закрытые фуллерены, особенно C60, также неофициально называют бакиболами из-за их сходства со стандартным мячом в футболе.

Эйдзи Осава предсказал существование C60 в 1970 году. Он заметил, что структура молекулы кораннулена представляет собой подмножество формы футбольного мяча, и предположил, что полная форма мяча также может существовать.
В 1985 году Гарольд Крото из Университета Сассекса, работая с Джеймсом Хитом, Шоном О'Брайеном, Робертом Керлом и Ричардом Смолли из Университета Райса(Нобелевская премия, 1996), обнаружил фуллерены в остатках сажи, образовавшихся в результате испарения углерода в атмосфере гелия. В масс-спектре продукта появились дискретные пики, соответствующие молекулам с массой 60, 70, или более атомов углерода, а именно C60 и С70. Команда определила их структуру как уже знакомые «бакиболлы». Название «бакминстерфуллерен» было в конечном итоге выбрано для C60 первооткрывателями как дань уважения дань уважения американскому архитектору Бакминстеру Фуллеру за смутное сходство структуры с геодезическими куполами, которые он популяризировал. Окончание «ен» было выбрано, чтобы указать, что атомы углерода не насыщены и связаны только с тремя другими атомами вместо обычных четырех. Сокращенное название «фуллерен» со временем стало применяться ко всей семье.

Графен

Графен представляет собой аллотроп углерода, который состоит из одного слоя атомов, расположенных в двумерной решетке, состоящей из медовых сот. Каждый атом в листе графена связан со своими тремя ближайшими соседями σ-связью и вносит один электрон в зону проводимости, которая простирается по всему листу.

Это тот же тип связи, который наблюдается в углеродных нанотрубках и полициклических ароматических углеводородах, а также (частично) в фуллеренах и стеклоуглероде. Эти зоны проводимости делают графен полуметаллом с необычными электронными свойствами, которые лучше всего описываются теориями безмассовых релятивистских частиц.

Графен очень эффективно проводит тепло и электричество вдоль своей плоскости. Материал сильно поглощает свет всех видимых длин волн, что объясняет черный цвет графита; тем не менее, один лист графена почти прозрачен из-за своей чрезвычайной толщины. Этот материал также примерно в 100 раз прочнее, чем самая прочная сталь такой же толщины.

Ученые предположили потенциальное существование и производство графена на протяжении десятилетий. Скорее всего, в течение столетий он производился в небольших количествах с помощью карандашей и других подобных применений графита. Первоначально он был обнаружен в электронных микроскопах в 1962 году, но изучался только при нанесении на металлические поверхности.

Позднее этот материал был повторно открыт, изолирован и охарактеризован в 2004 году Андре Геймом и Константином Новоселовым из Манчестерского университета(Нобелевская премия, 2010). Оказалось, что высококачественный графен на удивление легко выделить. В 2012 году мировой рынок графена составил 9 миллионов долларов, при этом большая часть спроса была связана с исследованиями и разработками в области полупроводников, электроники, электрических батарей и композитов.

Используемая литература:
1) Д.Н.Трифонов, В.Д.Трифонов - Как были открыты химические элементы.
2) Wikipedia.org.