История открытия элементов

содержание гелия достигает 2-3%, а в редких случаях и 8-10% по объему. Зато в космосе гелий- второй по распространенности элемент (после водорода): на его долю приходится 28% космической массы. В настоящее время гелий выделяют из природных гелионосных газов, пользуясь методом глубокого охлаждения (гелий снимается труднее всех остальных газов). Месторождения таких газов имеются в России, США, Канаде и ЮАР. Гелий содержится также в некоторых минералах (монаците, торианите и других), при этом из 1 кг минерала при нагревании можно выделить до 10 л гелия. Гелий — легкий негорючий газ, плотность газообразного гелия при нормальных условиях 0,178 кг/м3 (меньше только у газа водорода). Температура кипения гелия (при нормальном давлении) около 4,2К (или –268,93°C, это - самая низкая температура кипения). При нормальном давлении жидкий гелий не удается превратить в твердое вещество даже при температурах, близких к абсолютному нулю (0К). При давлении около 3,76 МПа температура плавления гелия 2,0К. Наименьшее давление, при котором наблюдается переход жидкого гелия в твердое состояние --- 2,5МПа (25 ат), температура плавления гелия при этом около 1,1 К (–272,1°C). В 100 мл воды при 20°C растворяется 0,86 мл гелия, в органических растворителях его растворимость еще меньше. Гелий используют для создания инертной и защитной атмосферы при сварке, резке и плавке металлов, при перекачивании ракетного топлива, для заполнения дирижаблей и аэростатов, как компонент среды гелиевых лазеров. Жидкий гелий, самая холодная жидкость на Земле,- уникальный хладагент в экспериментальной физике, позволяющий использовать сверхнизкие температуры в научных исследованиях (например, при изучении электрической сверхпроводимости). Благодаря тому, что гелий очень плохо растворим в крови, его используют как составную часть искусственного воздуха, подаваемого для дыхания водолазам. Замена азота на гелий предотвращает кессонную болезнь (при вдыхании обычного воздуха азот под повышенным давлением растворяется в крови, а затем выделяется из нее в виде пузырьков, закупоривающих мелкие сосуды).

9.БРОМ

К открытию брома привели исследования французского химика А. Балара, который в 1825 году, действуя хлором на водный раствор, полученный после промывания золы морских водорослей, выделил темно-бурую дурно пахнущую жидкость. Эту жидкость, полученную также из морской воды, он назвал муридом (от лат. Muria - соляной раствор, рассол) и послал сообщение о своем открытии в Парижскую академию наук. Комиссия, созданная для проверки этого сообщения, не приняла название Балара и назвала новый элемент бромом. Открытие брома сделало молодого и мало кому известного ученого знаменитым. После появления статьи Балара оказалось, что склянки с аналогичным веществом ждали исследования у немецких химиков К. Левига и Ю. Либиха. Бром - довольно редкий в земной коре элемент. Его содержание в ней оценивается в 0,37·10-4% (примерно 50-е место). Химически бром высоко активен и поэтому в свободном виде в природе не встречается. Входит в состав большого числа различных соединений. Собственные минералы брома - бромаргирит (бромид серебра AgBr) и эмболит (хлорид и бромид серебра) - чрезвычайно редки. Источником брома служат воды горьких озер, соляные рассолы, сопутствующие нефти и различным соляным месторождениям, и морская вода (65·10–4%), более богато бромом Мертвое море. В настоящее время бром обычно извлекают из вод некоторых горьких озер, одно из которых расположено в нашей стране в Кулундинской степи (Алтай). При обычных условиях бром - тяжелая (плотность 3,1055 г/см3) красно-бурая густая жидкость с резким запахом. Бром относится к числу простых веществ, жидких при обычных условиях. Температура плавления брома –7,25°C, температура кипения +59,2°C. В свободном виде существует в виде двухатомных молекул Br2. Заметная диссоциация молекул на атомы наблюдается при температуре 800°C и быстро возрастает при дальнейшем росте температуры. Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20°C). В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной кислоты. Бром применяют при получении ряда неорганических и органических веществ, в аналитической химии. Соединения брома используют в качестве топливных добавок, пестицидов, ингибиторов горения, а также в фотографии. Широко известны содержащие бром лекарственные препараты. Успокаивающее действие бромистых препаратов основано на их способности усиливать процессы торможения в центральной нервной системе. При работе с бромом следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. ПДК паров брома 0,5 мг/м3. Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001% (по объему) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, а при более высоких концентрациях - спазмы дыхательных путей, удушье. При попадании в организм токсическая доза составляет 3 г, летальная- от 35 г. Из-за высокой химической активности и ядовитости как паров брома, так и жидкого брома его следует хранить в стеклянной, плотно укупоренной толстостенной посуде.

Склянки с бромом располагают в емкостях с песком, который предохраняет склянки от разрушения при встряхивании.

Из-за высокой плотности брома склянки с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло.

Для нейтрализации пролитого брома поверхность с ним надо немедленно покрыть кашицей из влажной соды Na2CO3.

10. ФОСФОР

(лат. — Phosphopus). Первым в свободном состоянии фосфор получил в 1669 гамбургский алхимик Х. Бранд (есть сведения, что аналогичное по свойствам вещество было получено еще в 12 веке арабским алхимиком Бехилем). В поисках философского камня он прокалил в закрытом сосуде сухой остаток от выпаривания мочи с речным песком и древесным углем. После прокаливания сосуд c реагентами начал светиться в темноте белым светом (это светился фосфор, восстановленный из его соединений, содержащихся в моче). В 1680 светящийся в темноте фосфор (от греческого «фосфорос»- светоносный) получил англичанин Р. Бойль. В последующие годы было установлено, что фосфор содержится не только в моче, но и в тканях головного мозга, в костях скелета. Наиболее простой метод получения фосфора прокаливанием костяной золы с углем был предложен в 1771 К. Шееле. Элементарную природу фосфора установил в конце 18 века А. Л. Лавуазье. Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота. В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Фосфор входит в состав всех живых организмов. Элементарный фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях, главные из которых: белая (фосфор III), красная (фосфор II) и черная (фосфор I). Белый фосфор - воскообразное, прозрачное вещество, с характерным запахом. Состоит из тетраэдрических молекул Р4, которые могут свободно вращаться. Белый фосфор обладает кубической кристаллической решеткой молекулярного типа. Плотность 1,828 кг/дм3. Температура плавления 44,14°C, температура кипения 287°C. Существует две формы белого фосфора: a-модификация, с кубической кристаллической решеткой, при –76,9°C переходит в b-модификацию, кристаллическая решетка которой не установлена и отсутствует свободное вращение молекул Р4. Диэлектрик. Растворяется в этиловом спирте, бензоле, сероуглероде CS2. Нагревая белый фосфор без доступа воздуха при 250-300°C получают красный фосфор. Примеси натрия, йода и селена и УФ-лучи ускоряют переход одной модификации в другую. Красный фосфор аморфен, имеет цвет от алого до темно-коричневого и фиолетового. Существует несколько кристаллических форм с различными свойствами. Кристаллический красный фосфор (фосфор Гитторфа) получают, охлаждая насыщенный при температуре 600°C раствор красного фосфора в расплавленном свинце. Он обладает моноклинной решеткой. Плотность красного фосфора 2,0-2,4 кг/дм3. Диэлектрик. При нагревании красный фосфор испаряется в виде молекул Р4, конденсация которых приводит к образованию белого фосфора. При нагревании белого фосфора до 200-220°C под давлением 1,2 ГПа образуется кристаллический черный фосфор. Решетка построена из волокнистых слоев с пирамидальным расположением атомов. Наиболее устойчивая разновидность черного фосфора имеет орторомбическую решетку. Плотность черного фосфора 2,702 кг/дм3. Внешне похож на графит; полупроводник, диамагнитен. При нагревании до 560-580°C превращается в красный фосфор. Черный фосфор малоактивен, с трудом воспламеняется. Наиболее активен белый фосфор. Он окисляется на воздухе.

При горении фосфора в избытке кислорода получается P2O5, который образует димеры Р4О10 и тетрамеры Р8О20. При недостатке кислорода получается P2O3. Самовоспламеняется на воздухе за счет выделяющейся при окислении теплоты.

Красный фосфор на воздухе окисляется медленно, не самовоспламеняется. Черный фосфор на воздухе не окисляется. Белый фосфор используется при изготовлении фосфорной кислоты Н3РО4 (для получения пищевых фосфатов и синтетических моющих средств). Применяется при изготовлении зажигательных и дымовых снарядов, бомб. Красный фосфор используют в изготовлении минеральных удобрений, спичечном производстве. Фосфор применяется в производстве сплавов цветных металлов как раскислитель, служит легирующей добавкой. Используется в производстве магнитомягких сплавов, при получении полупроводниковых фосфидов. Соединения фосфора служат исходными веществами для производства медикаментов. Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·СаF2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 1-2 г. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей. Соединения фосфора токсичны. Смертельная доза белого фосфора — 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги. Боевые отравляющие вещества зарин, зоман, табун являются соединениями фосфора. Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечнососудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении — промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м3. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию.

ИСПОЛЬЗУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА

1.Бенеш П., Пумпр В., Свободова М., Мансуров Г. Н. 111 вопросов по химии.

2.Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Химия 7-11.

3.Большая энциклопедия Кирилла и Мефодия.

24