Кадмій

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
сріблокадмійіндій
Zn

Cd
Hg  
 
 

Cd-TableImage.png
Загальні відомості
Назва, Позначення, Номер Кадмій, Cd, 48
Хімічна група перехідні метали
Група, Період, Блок 12, 5, d
Густина, Твердість 8650 кг/м³, 2
Вигляд Сріблясто-білий металічний
Cadmium-crystal bar.jpg
Атомні властивості
Атомна маса 112,411 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома 155 (161) пм
Ковалентний радіус 148 пм
Радіус Ван дер Ваальса 158 пм
Електронна конфігурація [Kr]4d10 5s2
e- на енергетичний рівень 2, 8, 18, 18, 2
Ступені окислення (Оксид) +2 (основний)
Структура решітки Гексагональна
Фізичні властивості
Агрегатний стан Твердий
Температура плавлення 594,22 K
Температура кипіння 1040 K
Молярний об'єм 1,00 ×10-6 м³/моль
Теплота випаровування 100 кДж/моль
Питома теплота плавлення 6,192 кДж/моль
Тиск насиченої пари 14,8 Па при 597 K
Швидкість звуку 2310 м/с при 293,15 K
Різне
Електронегативність 1,69 (за Полінґом)
Питома теплоємність 233 Дж/(кг·К)
Електропровідність 13,8 106/(м·Ом)
Теплопровідність 96,8 Вт/(м·К)
I [Енергія йонізації]] 867,8 кДж/моль
II іонізаційнй потенціал 1631,4 кДж/моль
III іонізаційнй потенціал 3616 кДж/моль
Найстійкіші ізотопи
ізотоп ПР Піврозпад ВР ЕР МеВ ПР
108Cd 0,89% Cd - стійкий з 60 нейтронами
109Cd {син.} 462,6 д ε 0,214 109Ag
110Cd 12,49% Cd - стійкий з 62 нейтронами
111Cd 12,8% Cd - стійкий 63 нейтронами
112Cd 24,13% Cd - стійкий 64 нейтронами
113Cd {син.} 7,7 E15 р β- 0,316 113In
113Cdм {син.} 14,1 р β-
ІП
0,580
0,264
113In
 
114Cd 28,73% Cd - стійкий з 66 нейтронами
116Cd 7,49% Cd - стійкий з 68 нейтронами

Кадмійхімічний елемент в періодичній таблиці, який позначається Cd і має атомний номер 48 та атомну масу 112,41. Сріблясто-білий м'який метал з синюватим відливом, гнучкий, тягучий, легкоплавкий, токсичний перехідний метал, зустрічається в цинковій руді, масово використовується в батареях живлення.

Загальна інформація[ред.ред. код]

Густина 8,65, т-ра плавлення 321,1 °C, т-ра кипіння — 766,5 °C. Кларк К. — 1,35·10-35%. Реагує з кислотами. Розчинні сполуки отруйні. Утворює рідкісні мінерали: гринокіт CdS (77,7% Cd), отавіт CdCO3, кадмоселіт CdSe, монтепоніт CdO (87,5% Cd). Входить у вигляді ізоморфної домішки до мінералів цинку, особливо до сфалериту. Домішка Cd (тисячні частки %) є в гідротермальних рудах, де він присутній у сфалериті, галеніті та ін., головним чином сульфідних мінералах. Підвищений вміст К. до 1,5% характерний для малозалізистих сфалеритів.

Історія[ред.ред. код]

Кадмій (лат. cadmia, грец. kadmeia означає цинкова руда) був відкритий в Німеччині в 1817 Фрідріхом Штрогмеєром. Штронгмеєр знайшов новий елемент у забрудненні оксиду цинку, і близько 100 років Німеччина залишалася єдиною країною, що імпортувала цей метал. Вчений назвав метал кадмієм, підкресливши його «родинні зв'язки» з цинком: грецьке слово «кадмія» означало «цинкова руда».

Поширення в природі[ред.ред. код]

Кристалічний Кадмій

Кадмій відноситься до числа рідких розсіяних елементів, його кларк (відсоток вмісту за масою) в земній корі становить 1,3*10-5%. Для кадмію характерна міграція в гарячих підземних водах разом з цинком та іншими халькофільними елементами (тобто хімічними елементами, схильними до утворення природних сульфідів, селенідів, телуридів, сульфосолей, що іноді зустрічаються в самородному стані) і концентрація в гідротермальних відкладеннях. Вулканічні породи містять до 0,2 мг кадмію на кг, серед осадових порід найбільш багаті кадмієм глини — до 0,3 мг/кг, вапняки містять 0,035 мг/кг, піщаники — 0,03 мг/кг. Середній вміст кадмію в ґрунті — 0,06 мг/кг.

Хоча відомі самостійні мінерали кадмія — гринокіт (CdS), отавіт (CdCO3), монтепоніт (CdO) і селенід (CdSe), своїх покладів вони не утворюють, а присутні у вигляді домішок у цинкових, свинцевих, мідних і поліметалічних рудах, що і є основним джерелом промислового добування кадмію.

В певній мірі кадмій присутній і в повітрі. Вміст кадмію в повітрі становить 0,1-5 нг/м³ в сільській місцевості (1 нг чи 10-9 г), 2-15 нг/м³ — в містах і від 15 до 150 нг/м³ — в промислових районах. Пов'язано це з тим, що багато видів вугілля містять кадмій у вигляді домішок і, при спалювання на теплоелектростанціях, він потрапляє в атмосферу. При цьому велика його частина осідає на ґрунт. Також збільшенню вмісту кадмію в ґрунті сприяє використання мінеральних добрив, бо всі вони містять незначні домішки кадмію.

Кадмій може накопичуватись в рослинах (більш всього в грибах) і живих організмах (особливо у водних) і далі харчовим ланцюгом може «постачатись» людині. Багато кадмію в сигаретному димі.

Ізотопи[ред.ред. код]

Природний кадміум складається з 6 стійких ізотопів. Було виявлено 27 найстійкіших радіоізотопів: Cd-113 з періодом напіврозпаду 7,7 квадрильйонів років, Cd-109 з періодом напіврозпаду 462,6 днів і Cd-115 з періодом напіврозпаду 53,46 годин. Всі інші радіоактивні ізотопи мають період напіврозпаду менше 2,5 годин і більшість з них мають період напіврозпаду менше 5 хвилин. Цей елемент має 8 метастабільних станів, найстійкіші з них: Cd-113 (t½ 14,1 років), Cd-115 (t½ 44,6 днів) і Cd-117 (t½ 3,36 годин).

Ізотопи кадмію мають атомну масу в межах від 96,935 Дн (Cd-97) до 129,934 Дн (Cd-138). Основний вид розпаду найбільш розповсюдженого стійкого ізотопу Cd-112 - це захоплення електрона і його бета-випромінювання. Продуктом розпаду до операції є елемент 47 (срібло), а після - елемент 49 (індій).

Отримання[ред.ред. код]

Світове виробництво кадмію на початку XXI ст. становить бл. 20 млн т. З них країни Азії дають 45%, Америки — 25%, Європи — 27%.

Основні джерела кадмію — проміжні продукти цинкового виробництва, пил свинцевих і мідеплавильних заводів. Сировину обробляють концентрованою сірчаною кислотою і одержують CdSO4 в розчині. З розчину Cd виділяють, використовуючи цинковий пил:

\mathrm{ CdSO_4 + Zn \rightarrow Cd + ZnSO_4}

Отриманий метал очищають переплавкою під шаром лугу для видалення домішок цинку і свинцю. Кадмій високої чистоти отримують електрохімічним рафінуванням з проміжним очищенням електроліту.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Кадмій — це м'який, тягучий, гнучкий, сріблясто-білий двовалентний метал, який можна легко розрізати. Багато в чому він схожий на цинк, але він здатний утворювати складніші сполуки.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

За хімічними властивостями кадмій подібний до цинку, однак є менш активним. При звичайній температурі на повітрі поверхня металевого кадмію вкривається оксидною плівкою, яка ускладнює проведення реакцій — більшість взаємодій проходять при нагріванні. При спаленні кадмію у струмені кисню утворюється його оксид:

\mathrm{ 2Cd + O_2 \xrightarrow{325-350^oC} 2CdO}

При контакті з водою кадмій пасивується через появу гідроксидної плівки Cd(OH)2, однак він активно розкладає перегріту водну пару:

\mathrm{ Cd + H_2O \xrightarrow{>350^oC} CdO + H_2}

Окрім кисню, металевий кадмій взаємодіє також із галогенами, сіркою, селеном, фосфором (з утворенням домішок):

\mathrm{ Cd + Cl_2 \xrightarrow{450-500^oC} CdCl_2}
\mathrm{ Cd + S \xrightarrow{>350^oC} CdS}
\mathrm{ 3Cd + 2P \xrightarrow{600-680^oC} Cd_3P_2}

Відновні властивості у кадмію слабші, ніж у цинку, але він так само відновлює деякі неметали з оксидів та метали в їхніх солях (у розчинах):

\mathrm{ 3Cd + SO_2 \xrightarrow{600-800^oC} CdS + 2CdO}
\mathrm{ Cd + CuSO_4 \rightarrow CdSO_4 + Cu}
\mathrm{ Cd + 2FeCl_3 \rightarrow CdCl_2 + 2FeCl_2}

Кадмій може виступати в якості комплексоутворювача, координуючи 3, 4 або 6 лігандів:

\mathrm{ 2Cd + 8NaCN(conc.) + 2H_2O + O_2 \rightarrow 2Na_2[Cd(CN)_4] + 4NaOH}
\mathrm{ 2Cd + 8NH_4OH(conc.) + O_2 \rightarrow 2[Cd(H_2O)_2(NH_3)_4](OH)_2 + 2H_2O}

Застосування[ред.ред. код]

Завдяки своїм фізичним властивостям, кадмій знайшов широке застосування в техніці та промисловості (особливо, починаючи з 50-х років XX століття). Основні сфери застосування його використання: для антикорозійного покриття (так званого кадміювання) чорних металів, особливо в тих випадках, коли вони контактують з морською водою, а також для виробництва нікеле-кадмієвих електричних акумуляторів і батарей. Кадмій входить до складу багатьох сплавів, як лекгоплавких, що застосовуються в якості припоїв (наприклад, сплав Вуда (Wood's metal) - 50% Bi, 25% Pb, 12,5% Sn, 12,5% Cd), так і тугоплавких зносостійких (наприклад, з нікелем). Кадмій використовується в стержнях-сповільнювачах атомних реакторів, деякі сполуки кадмію мають напівпровідникові властивості тощо. Досить довго кадмій використовувався для виробництва барвників (пігментів) і в якості стабілізатора у виробництві пластмас (наприклад, поліхлорвінілу), однак нині, через токсичність, в цих цілях він практично не використовується.

Небезпека здоров'ю[ред.ред. код]

Кадмій — один з небагатьох елементів, що не виконує конструктивних функцій в людському організмі. Цей елемент і його сполуки є надзвичайно токсичними, навіть, у незначних концентраціях. Має властивість накопичуватись в організмах і екосистемах.

Вдихання кадмієвого пилу швидко призводить до захворювань, часто смертельних, дихальних шляхів і нирок (найчастіше — ниркова недостатність). Поглинення будь-якої значної кількості кадмію викликає негайне ураження печінки і нирок. Сполуки, що містять кадмій є також канцерогенними. Дані про канцерогенність кадмію обмежені. В дослідах на тваринах не було зафіксовано зростання числа пухлин із вживання кадмію. Така тенденція спостерігалась лише із вдиханням частинок пилу, що містив неорганічні сполуки кадмію.

Отруєння кадмієм є причиною хвороби, що вперше була описана в Японії в 50-х роках XX століття і отримала назву «Ітай-ітай» (що дослівно означає "боляче-боляче").

Література[ред.ред. код]

  • Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л.М.Литвиненка НАН України, Донецький національний університет - Донецьк:»Вебер», 2008. – 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
  • Мала гірнича енциклопедія. В 3-х т. / За ред. В. С. Білецького. — Донецьк: Донбас, 2004. — ISBN 966-7804-14-3.
  • Р. Рипан, И. Чертяну. Неорганическая химия: Химия металлов: В 2 т. — М.: Изд. «Мир», 1971. — Т. 1. — 561 с.
  • Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — М.: Химия, 2000. 480 с.: ил. — ISBN 5-7245-1163-0.