Jaké vlastnosti jsou charakteristické pro vanad. Vanad: vlastnosti, atomová hmotnost, vzorec, použití

Vanad je chemický prvek Mendělejevovy periodické tabulky, kterému je přiřazeno atomové číslo 23. Tento prvek je vzácným zástupcem železných kovů. K jeho objevení došlo v historii dvakrát. Objevitelem byl A.M. Del Rio z Mexika, který objevil kov v hnědých rudách, které se působením teplot zbarvily do červena. Za oficiálního objevitele vanadu je však považován švédský chemik N.G. Sefstrom. Tento kov objevil při studiu místní železné rudy, v důsledku čehož získal látku a pojmenoval ji Vanadium, ztotožnil ji se starořeckou bohyní krásy Vanadis.

Vlastnosti vanadu

Vanad ve své čisté formě má světle šedou barvu. Jeho hmotnost je jedenapůlkrát menší než hmotnost železa. Při pokojových teplotách a relativně nízké vlhkosti je vanad chemicky pasivní, ale při vystavení vyšším teplotám se snadno slučuje s kyslíkem, dusíkem a dalšími prvky. Vanad má vysokou tažnost a hustotu 6,11 g/cm3. Je však třeba poznamenat, že jeho tažnost je výrazně snížena v přítomnosti kyslíkových, vodíkových a dusíkových nečistot, což činí kov tvrdším a křehčím. Rovněž získává zvýšenou křehkost vlivem teplot přesahujících 300 0 C. Má kubickou tělesně centrovanou krystalovou mřížku A = 3,024 A, z = 2 a prostorovou grupu Im3m. Snadno taje při teplotě 1920 0 C a vře při 3400 0 C.

Chemický vanad je odolný vůči účinkům mořské vody, stejně jako zředěných roztoků různých kyselin (solná, dusičná, sírová) a zásad.

Výsledkem interakce vanadu s kyslíkem je vznik několika oxidů: VO, V 2 O 3, VO 2, V 2 O 5. Interakce posledně uvedeného oxidu a hlavních oxidů vede k tvorbě solí kyseliny vanadičové pravděpodobného složení HVO 3.

Vanad díky svým vlastnostem našel široké uplatnění v mnoha oblastech lidské činnosti. Jeho hlavní oblastí použití je však hutní průmysl. Vanad je hlavní složkou při výrobě ušlechtilé litiny a oceli. Kromě toho je vanad nedílnou součástí chemického průmyslu, zemědělských činností, jakož i textilního, nátěrového, gumárenského, keramického, sklářského, fotografického a filmového průmyslu. Používá se také v leteckém průmyslu jako legovací složka pro slitiny titanu pro zlepšení jejich výkonu.

Při práci s vanadem musíte být velmi opatrní a extrémně opatrní. To je způsobeno skutečností, že sloučeniny vanadu se vyznačují svými toxickými vlastnostmi, které mohou způsobit akutní otravu těla pouhým vdechnutím prachu obsahujícího částice vanadu. V důsledku toho se může objevit krvácení, závratě, abnormální srdeční rytmus a funkce ledvin.

Tabulka 1. Vlastnosti vanadu

Charakteristický	Význam
Vlastnosti atomu
Jméno, symbol, číslo	Vanad (V), 23
Atomová hmotnost (molární hmotnost)	50.9415(1)a. e.m. (g/mol)
Elektronická konfigurace	3d3 4s2
Atomový poloměr	134 hodin
Chemické vlastnosti
Kovalentní poloměr	122 hodin
Poloměr iontů	(+5e)59 (+3e)74 pm
Elektronegativita	1,63 (Paulingova stupnice)
Elektrodový potenciál	0
Oxidační stavy	5, 4, 3, 2, 0
Ionizační energie (první elektron)	650,1 (6,74) kJ/mol (eV)
Termodynamické vlastnosti jednoduché látky
Hustota (za normálních podmínek)	6,11 g/cm³
Bod tání	2160 K (1887 °C)
Bod varu	3650 K (3377 °C)
Ud. teplo tání	17,5 kJ/mol
Ud. výparné teplo	460 kJ/mol
Molární tepelná kapacita	24,95 J/(K mol)
Molární objem	8,35 cm³/mol
Krystalová mřížka jednoduché látky
Příhradová konstrukce	kubický tělo-centrovaný
Parametry mřížky	3,024 Á
Debyeho teplota	390 K
Další vlastnosti
Tepelná vodivost	(300 K) 30,7 W/(mK)
Číslo CAS	7440-62-2

Získání vanadu

V přírodě se vanad vyskytuje výhradně v rozptýleném stavu. Jeho koncentrace v zemské kůře je 1,6 * 10 -2 % hmotnosti. Najdeme ho i v oceánských vodách, kde jeho obsah dosahuje 3*10 -7%. Určité množství vanadu může být také obsaženo v titanomagnetitových rudách, fosforitu, uranových pískovcích a prachovcích, ve kterých je jeho maximální obsah 2 %. Mezi hlavní minerály vanadiové rudy v těchto ložiskách patří karnotit a vanadový muskovit-roscoelit. Kromě toho bylo zjištěno, že bauxit, těžké oleje, hnědé uhlí, živičné břidlice a písky mohou být také nosiči vanadu. Maximální průměrné hodnoty koncentrace vanadu jsou však zaznamenány právě ve vyvřelých horninách (gabra a čediče).

Z nejvýznamnějších minerálů je třeba vyzdvihnout patronit V(S 2) 2, vanadinit Pb 5 (VO 4) 3 Cl.

Hlavní surovinou pro výrobu vanadu je vanadová ruda. Existují však i další průmyslové zdroje výroby kovů, mezi které patří železné rudy, titanomagnetitové rudy a také rudy mědi, olova a zinku. Výše uvedené minerály spolu s uranovými surovinami a ropnými břidlicemi působí jako další zdroje vanadu. Pokud se vanad získává z ropných břidlic nebo uranového materiálu, jedná se o vedlejší produkt, který se uvolňuje při zpracování hlavní suroviny.

Výroba vanadu se provádí několika způsoby spojenými s oxidací kovu:

1. Vyluhováním rudy pomocí vodných roztoků nebo kyselin. Tato metoda spočívá v předběžném žíhání suroviny, následném louhování zásaditým nebo kyselým roztokem a oddělení hydratovaného oxidu vanadičného z roztoků. V poslední fázi se používá hydrolýza.
2. Tavení železných nebo jiných rud obsahujících vanad ve vysoké peci. Podstatou této metody je přechod kovu na litinu. Nedílnou součástí procesu zpracování kovů je tvorba strusky, která obsahuje asi 16 % oxidu vanadičného. Oxid pentoxid se uvolňuje ve dvou fázích: pálení strusky s kuchyňskou solí a louhování. Výstupem je tedy produkt V 2 O 5, který je hlavní surovinou pro izolaci kovového vanadu a jeho slitin se železem. Ferrovanadium se vyznačuje proměnlivou přítomností kovu ve sloučenině - jeho koncentrace se může pohybovat mezi 35-70%.

Celkem je na světě asi 60 milionů tun ložisek vanadu, z nichž 90 % je lokalizováno v pěti zemích: Rusku, Jižní Africe, Venezuele, USA a Číně. Právě tam se těží asi 50–60 tisíc tun kovu. Existují určitá ložiska, která jsou klasifikována jako zvláštní skupina. Zásoby vanadu jsou soustředěny v takových ložiskách, jejichž objem je více než 1 milion tun. Patří mezi ně skupina Kachkanar, která se nachází na Uralu (Rusko), stejně jako komplex Bushveld v Jižní Africe.

Tabulka 2. Světové zásoby vanadu, tzn.

Země	Osvědčené rezervy	Prozkoumané rezervy	Podíl celosvětově ověřených zásob
Čína	5 000 000	14 000 000	38%
Rusko	5 000 000	7 000 000	38%
Jižní Afrika	3 000 000	12 000 000	23%
USA	45 000	4 000 000	0,3%
Ostatní	-	1 000 000	-
Celkový	13 045 000	38 000 000	100%

Vanadiová ocel

Tak se nazývá ocel, jejíž vlastnosti byly vylepšeny přidáním vanadu. První použití takové oceli bylo ve Francii v 19. století. Vanad má zvláštní vliv na ocel a její vlastnosti, které se získávají v důsledku tvorby karbidů a nitridů. Stojí za zmínku, že kov působí jako silný karbidotvorný prvek, a proto při interakci s uhlíkem oceli tvoří karbid vanadu a v důsledku reakce s dusíkem se získá karbonitrid vanadu nebo jeho nitrid.

Stojí za zmínku, že legováním oceli s vanadem je možné získat jemnozrnnou strukturu, výrazně snížit sklon k přehřívání a také zvýšit odolnost proti opotřebení a různým typům mechanického poškození. Vanadová ocel má vynikající odlévací a svařovací vlastnosti, což se o uhlíkové oceli říci nedá. Díky tomu našel široké uplatnění v mnoha oblastech lidské činnosti.

VANADIUM (Vanadium), V (a. vanad; n. Vanadin; f. vanad; i. vanadio), je chemický prvek skupiny V periodického systému Mendělejeva, atomové číslo 23, atomová hmotnost 50,94. V přírodě jsou známy dva stabilní izotopy vanadu: 50 V (0,25 %) a 51 V (99,75 %). Objeven mexickým mineralogem A. M. del Rio v roce 1801.

Příprava a použití vanadu

Kovový vanad (95-99 % V) se získává karbo-, vápníkem a hořčíkem-tepelnou redukcí technického V 2 O 5 nebo tepelnou disociací jodidu vanadičného. K získání vanadu vysoké čistoty se využívá jeho rafinace: elektrolýza roztavených halogenidů vanadu, jednoduchá a zónová indukce, tavení obloukem a elektronovým paprskem ve vakuu. Asi 90 % vanadu spotřebuje metalurgie železa, kde se používá jako legovací přísada do oceli a litiny. Vznikají také různé slitiny na bázi vanadu, které se spolu s kovovým vanadem používají jako konstrukční materiál v jaderných reaktorech, slitiny na bázi Ti s přísadami vanadu se používají v letecké a raketové technice. V chemickém průmyslu se sloučeniny vanadu používají jako katalyzátory při kontaktní výrobě kyseliny sírové; používá se v nátěrovém, gumárenském, textilním, keramickém a jiném průmyslu.

Obecné informace a způsoby jejich získávání

Vanad (V) je ocelově šedý kov.

Objeven v roce 1801 mexickým mineralogem A. M. del Rio v olověné rudě naleziště Samapan. Později, v roce 1830, v nich švédský chemik Sefstrom, analyzující vzorky železné rudy z ložiska Ta-borg, objevil nový prvek. Jméno mu dala Oi – podle legendární severské bohyně krásy Vanadis.

Kovový vanadový prášek stříbřitě bílé barvy poprvé získal anglický chemik Roscoe v roce 1869 redukcí VC1 2 vodíkem Plastický kujný vanad získali až v roce 1927 Morden a Rich redukcí oxidu vanadičného (V) vápníkem.

Průmyslový význam získal kov až na počátku 20. století. Jeho použití v hutní výrobě u nás ve formě ferovanadu začalo v roce 1936.

Obsah vanadu v zemské kůře je 1,5*10 -2 % (hmotn.). Vanadové rudy jsou velmi vzácné. Vanad se typicky nachází v polymetalických rudách jiných kovů, zejména olova, olova-mědi a olova-zinku, stejně jako v železných rudách, obvykle titanomagnetitech. V některých vyvřelých rudách dosahuje koncentrace vanadu 1 % V2O5.

Je známo více než 65 minerálů obsahujících vanad, z nichž průmyslového významu jsou: patronit, karnotit, roscoelit, mottramit, dukloisit, vanadinit.

Vanad se z rud obsahujících vanad (nebo jejich koncentrátů) získává buď přímým loužením roztoky kyselin a zásad, nebo loužením produktu oxidačního pražení (smíšeného s kuchyňskou solí) vodou nebo zředěnými kyselinami. Oxid vanadičný V 2 0 5 se izoluje z roztoků hydrolýzou, která se používá k tavení ferovanadu a také k výrobě kovového vanadu.

Kovový vanad se získává buď přímou redukcí oxidu (V), nebo dvoustupňově, tzn. Nejprve se oxidy (V) redukují na nižší oxid pomocí jednoho redukčního činidla a poté se nižší oxid redukuje na kov pomocí jiného redukčního činidla.

Byla vyvinuta řada metod pro získávání kovového vanadu: calc-termal, ve které se kujný vanad získává redukcí oxidů vanadu vápníkem; aluminotermní, kdy hlavním redukčním činidlem kovu je hliník; metoda vakuové uhlíkově-tepelné redukce oxidů vanadu (nejslibnější je použití uhlíku); chlorid, ve kterém je chlorid vanadičný (VC1 3) redukován kapalným hořčíkem.

Existuje také jodidová metoda, která spočívá v disociaci jodidu (VI 2) a poskytuje nejvyšší čistotu vanadu, nicméně tuto metodu lze zatím použít pouze pro získání malého množství vysoce čistého kovu.

Každá z uvažovaných metod má své výhody a nevýhody, proto je výběr té či oné metody určen jak cíli týkajícími se kvality konečného produktu, tak ekonomickými úvahami a možnostmi samotného procesu.

Fyzikální vlastnosti

Atomové charakteristiky. Atomové číslo 23, atomová hmotnost 50,942 a. e.m., atomový objem 8,35■ 10~ 6 m 3 /mol. Atomový poloměr 0,134 nm, iontový poloměr V2+ 0,072 nm, V3 + 0,067 nm, V4 + 0,061 nm, V5 + 0,04 nm. Konfigurace vnějších elektronových obalů je 3d 3 4 s 2. Elektronegativita je 1,6.

Chemické vlastnosti

Ve sloučeninách vykazuje oxidační stav od +2 do +5, nejstabilnější a nejtypičtější jsou sloučeniny s oxidačním stavem +5.

Vanad má vysokou chemickou odolnost ve vodě, vodných roztocích minerálních solí, zředěné kyselině chlorovodíkové a roztocích zásad. V chladu na něj působí zředěné kyseliny dusičné a sírové. Kyselina fluorovodíková, koncentrovaná kyselina dusičná a sírová a aqua regia rozpouštějí vanad.

Vanad je poměrně stabilní na vzduchu při teplotách nepřesahujících 300 °C. Jeho interakce s dusíkem, kyslíkem a vodíkem se zvyšují při 600-700 °C.

Oxid vanadičitý V 2 0 4 se získává slabým zahříváním V2O5 uhlím, tavením V 2 0 5 s kyselinou šťavelovou a pomalou oxidací V 2 0 3 na vzduchu. Oxid V 2 0 4 je amfoterní; při rozpuštění V 2 0 4 a jeho hydrátů v neoxidačních kyselinách vznikají roztoky solí vanadu při rozpuštění V 2 0 4 v alkáliích vznikají roztoky solí kyseliny tetranadičové;

Oxid vanadičitý V 2 0 5 se získává zahříváním metavanadičnanu amonného na vzduchu, hydrolýzou VOCl 3, zahříváním na vzduchu nebo kyslíku práškového vanadu, jeho nižších oxidů a karbidu. V 2 05 má dvě modifikace: amorfní a krystalickou. Vodné roztoky V 2 0 5 mají kyselou reakci při reakci s alkáliemi dávají soli.

S fluorem tvoří vanad fluoridy VF, VF 4, VF 5, VF 3 -3H 2 0.

Fluorid vanadičný VF 3 se získává reakcí HF s VC1 3 při teplotě tmavě červeného tepla Pokud se odpaří roztok V 2 0 3 v kyselině fluorovodíkové, uvolňuje se VF 3 -3H 2 0.

Fluorid vanadičný VF4 se získává reakcí suchého fluorovodíku s VC14.

Známé chloridy vanadu jsou VCI 2, VC1 3, VCI 4, VOCl, V0C1 3. Dichlorid VCl 2 se připravuje průchodem par VC1 4 a H 2 skleněnou trubicí zahřátou na tmavě červený žár nebo působením plynného HC1 na ferovanad. VC1 2 je silné redukční činidlo, které uvolňuje kovy z roztoků solí zlata, stříbra a platiny.

VCI3 trichlorid se získá zahřátím VCI4; fialovočervené krystaly VC1 3, vysoce rozpustné ve vodě.

VCI 4 tetrachlorid se získává chlorací ferovanadia chlorem při pH 150-200 °C.

Oxychlorid vanadičný V0C1 je krystalická látka získaná zahříváním VC1 4 v atmosféře CO 2 při ~700 °C nebo redukcí VOCI3 vodíkem při červeném žáru.

Oxytrichlorid vanadičný VOCI 3 se získá zahřátím V 2 0 5 a proudem C1 2 na -600 °C.

Dijodid vanadičný VI 2 se získá syntézou; nerozpouští se v absolutním alkoholu, benzenu, tetrachlormethanu, sirouhlíku; Na vzduchu částečně oxiduje.

Jodid vanadičný VI 3 se získá zahřátím směsi prvků na 300 °C; Je rozpustný ve vodě, v absolutním alkoholu a nerozpustný v benzenu, tetrachlormethanu a sirouhlíku.

Jsou známy tři sulfidy vanadu. VS, V2S3 a V2S5.

Sulfid vanadičný VS se získává zahříváním V 2 S v prostředí vodíku při 850-1100 °C nebo fúzí V 2 0 5 se sírou při 400 °C v atmosféře CO 2 VS snadno oxiduje na vzduchu a snadno interaguje s HN0 3.

Sulfid vanadičný V 2 S 3 se získává zpracováním V 2 0 5 s CS 2 při 700 °C, sulfid vanadičný V 2 Ss se získává zahříváním V 2 S 3 na vzduchu s přebytkem síry při 400 °C.

Vanad tvoří s dusíkem nitridy. VN 2 se získává interakcí aioia s práškem vanadu při 750-850 "C, oxiduje na vlhkém vzduchu, reaguje s horkou HN0 3. VN se vyznačuje vysokou chemickou odolností, HCI a H 2 S0 4 na něj nepůsobí, HN0 3 ji oxiduje.

Vanad rozpouští vodík a rozpustnost klesá s rostoucí teplotou. Maximální množství vodíku, které může vanad pojmout při pokojové teplotě, je ~4 % (at.).

Vanad je slibný kov pro vytváření slitin pracujících při teplotách vyšších než superslitiny niklu a kobaltu.

Nejběžnější legovací přísady pro slitiny vanadu jsou titan, niob, wolfram a zirkonium.

V systémech vanadu s kovy vzácných zemin jsou pozorovány široké oblasti separace v kapalném a pevném stavu a nevýznamná rozpustnost kovů vzácných zemin v pevném vanadu.

Vanad tvoří spojitou řadu pevných roztoků s 6-titanem a omezené pevné roztoky s a-titanem; v systémech se zirkoniem a hafniem se vyskytují sloučeniny ZrV 2 a HfV 2.

Niob a tantal, které se nacházejí ve stejné podskupině s vanadem, jsou v něm neomezeně rozpustné v kapalném i pevném stavu. Tyto systémy se však vyznačují rozkladem pevných roztoků při nízkých teplotách.

Spojité řady pevných roztoků jsou pozorovány v soustavách vanadu s chromem, molybdenem a wolframem.

Elektrochemický ekvivalent vanadu je 0,10560 mg/C.

Technologické vlastnosti

Nelegovaný vanad je měkký kov, který je snadno náchylný k plastické deformaci. Maximální celkový obsah dusíkatých a kyslíkových nečistot ve vanadu, při kterém je zachována plasticita umožňující tlakové zpracování, je podle řady výzkumníků 0,2 %.

Při plastické deformaci za studena se nejvýraznějšího zpevnění vanadu dosáhne při stlačení na 15 %. Při vyšších kompresních rychlostech se intenzita kalení snižuje.

Počáteční teplota rekrystalizace vysoce čistého vanadu je 700-800 °C Při legování vanadu se žáruvzdornými kovy (Nb, Hf, Ti atd.) teplota rekrystalizace stoupá na 980-1100 °C.

Teplota kování a lisování ingotů je 1000-1450 °C.

Horkotlaké zpracování se provádí zahříváním v atmosféře argonu a jiných inertních plynů. K ochraně před oxidací a křehnutím vanadu plynnými nečistotami při ohřevu se používají i galvanické povlaky. Nejlepších výsledků bylo dosaženo s niklovým povlakem. Používají se také silikonové povlaky.

Předem deformované vanadové obrobky se zpracovávají tlakem za studena (válcováním, tažením nebo jinými metodami).

Z plastového vanadu za studena, bez mezižíhání, lze vyrobit plechy, tyče, tenkostěnné trubky, drát atd.

Přídavky wolframu a tantalu snižují tažnost slitin vanadu. Nejtažnější slitiny jsou systémy V-Ti a V-Zr.

Slitiny vanadu obsahující 5-20 % Ti lze použít k výrobě plechů, tyčí, trubek a dalších výrobků. Nejslibnější jsou slitiny vanadu obsahující až 40 % Ti a malé příměsi dalších prvků. Přídavek 0,5-1,0 % C do těchto slitin pomáhá zjemnit strukturu a zlepšit schopnost deformace kováním.

U slitin systému V-Zr se tažnost zvyšuje s obsahem do 3 % Zr, ale znatelně klesá s vyšším obsahem tohoto prvku. Přídavek yttria také zlepšuje tažnost vanadu.

Tažnost slitiny s 1 % Si je stejná jako u čistého vanadu slitiny V-Nb mají malou rezervu tažnosti i při velmi vysokých teplotách.

Tavné svařování vanadu lze provádět elektrickým obloukem v inertních plynech - bez přídavného materiálu, s wolframovou elektrodou a elektronovým paprskem ve vakuu.

Při svařování nelegovaného vanadu vznikají tažné spoje, které umožňují ohyb o 180° (s poloměrem trnu rovným tloušťce svařovaných dílů); pevnost svarových spojů vyrobených bez přídavného kovu se rovná pevnosti původního materiálu.

Vanad lze tedy kombinovat se slitinami titanu, niobu, tantalu, chrómu a mědi, stejně jako s ocelí obsahujícími ne více než 7-8 % Ni.

Nelegovaný vanad se snadno opracovává, jako měď.

Pro získání dobrého povrchu se doporučuje používat jako mazivo petrolej a vysokou řeznou rychlost s nízkým posuvem. Vysoce legovaný vanad je obvykle mnohem obtížnější obrábět než nelegovaný vanad, a pokud je obtížné odstranit tvrdou povrchovou vrstvu řezným nástrojem, je nutné ji odstranit broušením.

Aplikace

Hlavní oblastí použití vanadu je metalurgie železa, kde je široce používán ve formě ferovanadu k výrobě speciálních ocelí. Když se do oceli zavede 0,15-0,25 °/o V, prudce se zvýší její pevnost, houževnatost, odolnost proti únavě a odolnost proti opotřebení. Vanad je silný ocelový dezoxidátor a karbid tvořící prvek, který pomáhá zjemňovat strukturu oceli a litiny a také zpomaluje růst zrn při zahřívání.

Vanad se také používá při výrobě slitin na bázi titanu a dalších žáruvzdorných kovů používaných pro nové technologie (letectví, rakety, jaderná energetika). Zejména vanad je zvláště zajímavý pro konstrukci reaktorů, protože má malý účinný průřez pro záchyt neutronů a současně má dosti vysoké vlastnosti při zvýšených teplotách.

Vanad se používá jako mezimateriál (vrstva) při plátování oceli a žáruvzdorných kovů titanem, slitinami zirkonia, ale i slitinami drahých kovů.

Vanad je díky své vysoké korozní odolnosti v agresivním chemickém prostředí perspektivním materiálem pro chemické inženýrství atd.

Čistý kovový vanad se také používá při výrobě elektronických zařízení, jednotlivých částí rentgenových zařízení atd.

Vanad slouží jako základ pro supravodivé slitiny a další slitiny se speciálními vlastnostmi.

Sloučeniny vanadu se používají v mnoha oblastech průmyslu, zejména v chemickém průmyslu - jako katalyzátory, v textilu, barvách a lacích, gumě, keramice, skle, zemědělství, lékařství atd.

DEFINICE

Vanadium- dvacátý třetí prvek periodické tabulky. Označení - V z latinského "vanadium". Nachází se ve čtvrtém období, skupina VB. Vztahuje se na kovy. Jaderná nálož je 23.

Sloučeniny vanadu jsou v přírodě rozšířené, ale jsou velmi rozptýlené a netvoří žádné významné akumulace; celkový obsah vanadu v zemské kůře se odhaduje na 0,0015 % (hmot.).

Čistý vanad je stříbřitý kov (obr. 1), tvárný kov, o hustotě 5,96 g/cm 3, tající při teplotě 1900 o C. Stejně jako titan se mechanické vlastnosti vanadu prudce zhoršují v přítomnosti kyslíku , dusík a vodíkové nečistoty.

Rýže. 1. Vanad. Vzhled.

Atomová a molekulová hmotnost vanadu

Relativní molekulová hmotnost látky (M r) je číslo, které ukazuje, kolikrát je hmotnost dané molekuly větší než 1/12 hmotnosti atomu uhlíku a relativní atomová hmotnost prvku (A r) je kolikrát je průměrná hmotnost atomů chemického prvku větší než 1/12 hmotnosti atomu uhlíku.

Protože vápník ve volném stavu existuje ve formě monatomických molekul V, hodnoty jeho atomových a molekulárních hmotností se shodují. Jsou rovny 50,9962.

Izotopy vanadu

Je známo, že v přírodě se vanad vyskytuje ve formě jediného stabilního izotopu 51 V. Hmotnostní číslo je 51, atomové jádro obsahuje dvacet tři protonů a dvacet osm neutronů.

Existují umělé izotopy vanadu s hmotnostními čísly od 40 do 65, z nichž nejstabilnější je 50 V s poločasem rozpadu 1,5 × 10 17 let, a také pět jaderných izotopů.

Vanadové ionty

Na vnější energetické úrovni atomu vanadu je pět elektronů, které jsou valenční:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

V důsledku chemické interakce se vanad vzdává svých valenčních elektronů, tzn. je jejich dárcem a mění se v kladně nabitý iont:

V o -2e → V 2+;

V o -3e → V 3+;

V o -4e → V 4+;

V o -5e → V 5+ .

Molekula a atom vanadu

Ve volném stavu existuje vanad ve formě monatomických molekul V. Zde jsou některé vlastnosti charakterizující atom a molekulu vanadu:

Vanadové slitiny

Vanad se používá hlavně jako přísada do ocelí. Ocel obsahující pouze 0,1 - 0,3 % vanadu se vyznačuje velkou pevností, pružností a necitlivostí vůči otřesům a otřesům, což je důležité zejména například u náprav automobilů, které neustále podléhají rázům. Vanad se zpravidla zavádí do oceli v kombinaci s dalšími legujícími prvky: chromem, niklem, wolframem, molybdenem.

Příklady řešení problémů

PŘÍKLAD 1

Vanadium

Vanad je prvek postranní podskupiny páté skupiny, čtvrté periody periodického systému chemických prvků D.I. Mendělejeva, s atomovým číslem 23. Označuje se symbolem V (lat. Vanadium). Jednoduchá látka vanad je tažný kov stříbrošedé barvy.

1. Historie objevů

Poprvé vanadium byla skutečně objevena v roce 1781 profesorem mineralogie z Mexico City Andresem Manuelem Del Rio v olověných rudách. Objevil nový kov a navrhl pro něj název „panchrom“ kvůli široké škále barev jeho sloučenin, později jej změnil na „erythronium“. Del Rio neměl ve vědeckém světě Evropy žádnou autoritu a evropští chemici o jeho výsledcích pochybovali. Pak sám Del Rio ztratil důvěru ve svůj objev a prohlásil, že objevil pouze chroman olovnatý.

V roce 1830 byl vanad v železné rudě znovu objeven švédským chemikem Nilsem Säfströmem. Jméno nového prvku dali Berzelius a Sefström.

Friedrich Wöhler, který zkoumal mexickou rudu, měl šanci objevit vanad, ale krátce před Sefströmovým objevem byl vážně otráven fluorovodíkem a nemohl ve výzkumu pokračovat. Wöhler však studium rudy dokončil a nakonec dokázal, že obsahuje vanad a nikoli chrom.

1. Být v přírodě

Vanad je stopový prvek a v přírodě se nenachází ve volné formě. Obsah vanadu v zemské kůře je 1,6 × 10 −2 % hmotnosti, v oceánské vodě 3 × 10 −7 %. Nejvyšší průměrné obsahy vanadu ve vyvřelých horninách jsou pozorovány u gabra a čediče (230-290 g/t). V sedimentárních horninách se významná akumulace vanadu vyskytuje v biolitech (asfaltity, uhlí, bituminózní fosfáty), bitumenových břidlicích, bauxitech a také v oolitických a křemičitých železných rudách. Blízkost iontových poloměrů vanadu a železa a titanu, které jsou rozšířeny ve vyvřelých horninách, vede k tomu, že vanad v hypogenních procesech je zcela v rozptýleném stavu a netvoří vlastní minerály. Jeho nosiči jsou četné titanové minerály (titanomagnetit, sfén, rutil, ilmenit), slídy, pyroxeny a granáty, které mají zvýšenou izomorfní kapacitu vůči vanadu. Nejvýznamnější minerály: patronit V(S 2) 2, vanadinit Pb 5 (VO 4) 3 Cl a některé další. Hlavním zdrojem vanadu jsou železné rudy obsahující vanad jako nečistotu.

Vklady

Známá jsou ložiska v Peru, Coloradu, USA, Jižní Africe, Finsku, Austrálii, Arménii a Rusku.

1. Získání vanadu

V průmyslu se při získávání vanadu ze železných rud s jeho příměsí nejprve připravuje koncentrát, ve kterém obsah vanadu dosahuje 8-16%. Dále se oxidační úpravou převede vanad do nejvyššího oxidačního stavu +5 a oddělí se vanadičnan sodný (Na) NaVO 3, snadno rozpustný ve vodě. Když se roztok okyselí kyselinou sírovou, vytvoří se sraženina, která po vysušení obsahuje více než 90 % vanadu.

Primární koncentrát se ve vysokých pecích redukuje na vanadový koncentrát, který se následně používá při tavení slitiny vanadu a železa - tzv. ferovanadium (obsahuje 35 až 80 % vanadu). Kovový vanad lze připravit redukcí chloridu vanadičného vodíkem (H), vápenato-tepelnou redukcí oxidů vanadu (V 2 O 5 nebo V 2 O 3), tepelnou disociací VI 2 a dalšími metodami

1. Fyzikální vlastnosti

Vanad je tažný kov stříbrošedé barvy, vzhledově podobný oceli. Tělesně centrovaná kubická krystalová mřížka, a=3,024 Å, z=2, prostorová grupa Im3m. Bod tání 1920 °C, bod varu 3400 °C, hustota 6,11 g/cm³. Při zahřátí na vzduchu nad 300 °C vanad křehne. Nečistoty kyslíku, vodíku a dusíku prudce snižují plasticitu vanadu a zvyšují jeho tvrdost a křehkost.

1. Chemické vlastnosti

Chemicky je vanad zcela inertní. Je odolný vůči mořské vodě, zředěným roztokům kyseliny chlorovodíkové, dusičné a sírové a zásadám.

S kyslíkem tvoří vanad několik oxidů: VO, V 2 O 3, VO 2, V 2 O 5. Oranžový V 2 O 5 je kyselý oxid, tmavě modrý VO 2 je amfoterní, zbylé oxidy vanadu jsou zásadité. Halogenidy vanadu jsou hydrolyzovány. S halogeny tvoří vanad poměrně těkavé halogenidy složení VX 2 (X = F, Cl, Br, I), VX 3, VX 4 (X = F, Cl, Br), VF 5 a několik oxohalogenidů (VOCl, VOCl 2 , VOF 3 atd.).

Sloučeniny vanadu v oxidačních stavech +2 a +3 jsou silná redukční činidla v oxidačním stupni +5 vykazují vlastnosti oxidačních činidel. Jsou známy žáruvzdorný karbid vanadu VC (t pl =2800 °C), nitrid vanadu VN, sulfid vanadu V 2 S 5, silicid vanadu V 3 Si a další sloučeniny vanadu.

Při interakci V 2 O 5 s bazickými oxidy vznikají vanadičnany - soli kyseliny vanadičové pravděpodobného složení HVO 3.

1. Aplikace

80 % veškerého vyrobeného vanadu se používá ve slitinách, zejména pro nerezové a nástrojové oceli.

Vanadiová ocel se používá k pokovování lodních trupů. Rostoucí konkurence ve stavbě lodí zintenzivňuje zavádění ocelí, které umožňují vysokorychlostní svařování ve vlhkém prostředí. Rozšiřuje se využití vanadu při výrobě slitin na bázi titanu a dalších žáruvzdorných kovů určených pro nové technologie (letectví, rakety, jaderná energetika). Obsah vanadu v těchto slitinách je 0,8-6,0 %. Vanad v kombinaci s hliníkem se používá k dodání požadované pevnosti titanovým slitinám, které se používají k vytvoření speciálních batysfér pro průzkum oceánů v hloubce 10 000 m Přídavek vanadu do hliníkových slitin zlepšuje jejich tepelnou odolnost a svařitelnost.

Jaderná vodíková energie:

Chlorid vanadičný se používá při termochemickém rozkladu vody v jaderně-vodíkové energii (cyklus vanad-chloridu General Motors, USA). V metalurgii se vanad označuje písmenem F.

Zdroje chemického proudu:

Oxid vanadičný je široce používán jako kladná elektroda (anoda) ve vysoce výkonných lithiových bateriích a akumulátorech. Vanadát stříbrný v záložních bateriích jako katoda.

1. Biologická role a účinky

Bylo zjištěno, že vanad může inhibovat syntézu mastných kyselin a potlačovat tvorbu cholesterolu. Vanad inhibuje řadu enzymových systémů, inhibuje fosforylaci a syntézu ATP, snižuje hladinu koenzymů A a Q, stimuluje aktivitu monoaminooxidázy a oxidativní fosforylace. Je také známo, že u schizofrenie se obsah vanadu v krvi výrazně zvyšuje.

Nadměrný příjem vanadu do těla je obvykle spojen s environmentálními a průmyslovými faktory. Při akutním vystavení toxickým dávkám vanadu dochází u pracovníků k lokálním zánětlivým reakcím kůže a sliznic očí, horních cest dýchacích a hromadění hlenu v průduškách a alveolech. Vyskytují se také systémové alergické reakce, jako je astma a ekzém; dále leukopenie a anémie, které jsou doprovázeny poruchami základních biochemických parametrů organismu.

Při podávání vanadu zvířatům (v dávkách 25-50 mcg/kg) je zaznamenáno zpomalení růstu, průjem a zvýšená mortalita.

Celkově průměrný člověk (tělesná hmotnost 70 kg) obsahuje 0,11 mg vanadu. Vanad a jeho sloučeniny jsou toxické. Toxická dávka pro člověka je 0,25 mg, smrtelná 2-4 mg.

Zvýšený obsah bílkovin a chrómu ve stravě snižuje toxický účinek vanadu. Normy spotřeby pro tento minerál nebyly stanoveny.

Kromě toho je vanad v některých organismech, například u mořských obyvatel dna holothurianů a ascidiánů, koncentrován v coelomické tekutině/krvi a jeho koncentrace dosahují 10 %! To znamená, že tato zvířata jsou biologickým koncentrátorem vanadu. Její funkce v těle mořských okurek není zcela jasná; různí vědci ji považují za odpovědnou buď za přenos kyslíku v těle těchto živočichů, nebo za přenos živin. Z hlediska praktického využití je možné z těchto organismů extrahovat vanad, ekonomická návratnost takových „mořských plantáží“ je momentálně není jasné, ale v Japonsku jsou k dispozici zkušební verze.

1. Izotopy

Přírodní vanad se skládá ze dvou izotopů: slabě radioaktivní 50 V (zastoupení izotopů 0,250 %) a stabilní 51 V (99,750 %). Poločas rozpadu vanadu-50 je 1,5 x 1017 let, tj. pro všechny praktické účely jej lze považovat za stabilní; tento izotop se v 83 % případů změní na 50 Ti prostřednictvím elektronového záchytu a v 17 % případů podléhá rozpadu beta minus, čímž se změní na 50 Cr. Je známo 24 umělých radioaktivních izotopů vanadu s hmotnostním číslem od 40 do 65 (a také 5 metastabilních stavů). Z nich je nejstabilnější 49 V ( T 1/2 = 337 dní) a 48 V ( T 1/2 = 15,974 dnů).

Lithium

Lithium (lat. Lithium; označený symbolem Li) je prvek hlavní podskupiny první skupiny, druhé periody periodického systému chemických prvků D.I. Mendělejeva, s atomovým číslem 3. Jednoduchá látka lithium je měkký alkalický kov stříbřitého-. bílá barva.

1. Historie objevů

Lithium objevil v roce 1817 švédský chemik a mineralog A. Arfvedson nejprve v minerálu petalit (Li, Na), poté ve spodumenu LiAl a v lepidolitu KLi 1,5 Al 1,5 (F,OH) 2. Lithium kov poprvé objevil Humphry Davy v roce 1825.

Lithium získalo svůj název podle toho, že bylo objeveno v „kamenech“ (řecky λίθος - kámen). Původně se nazýval „lithion“, moderní název navrhl Berzelius.

1. Být v přírodě

Geochemie lithia:

Lithium patří podle svých geochemických vlastností k velkoiontovým litofilním prvkům, včetně draslíku, rubidia a cesia. Obsah lithia ve svrchní kontinentální kůře je 21 g/t, v mořské vodě 0,17 mg/l.

Hlavními lithiovými minerály jsou lepidolitová slída - KLi 1,5 Al 1,5 (F, OH) 2 a spodumen pyroxen - LiAl. Když lithium netvoří nezávislé minerály, izomorfně nahrazuje draslík v rozšířených horninotvorných minerálech.

Ložiska lithia jsou omezena na žulové intruze vzácných kovů, v souvislosti s nimiž vznikají i pegmatity s obsahem lithia nebo ložiska hydrotermálních komplexních s obsahem cínu, wolframu, vizmutu a dalších kovů. Za povšimnutí stojí především specifické ongonitové horniny - žuly s vyvřelým topazem, vysokým obsahem fluoru a vody a mimořádně vysokými koncentracemi různých vzácných prvků včetně lithia.

Dalším typem ložisek lithia jsou solanky některých vysoce slaných jezer.

Vklady:

Ložiska lithia jsou známá v Rusku, Argentině, Mexiku, Afghánistánu, Chile, USA, Kanadě, Brazílii, Španělsku, Švédsku, Číně, Austrálii, Zimbabwe, Kongu.

1. Získání lithia

V současné době se pro získání kovového lithia jeho přírodní minerály buď rozkládají kyselinou sírovou (kyselá metoda), nebo se slinují s CaO nebo CaCO 3 (alkalická metoda), nebo se zpracují s K2SO4 (solná metoda) a poté se vyluhují vodou. . V každém případě se z výsledného roztoku izoluje špatně rozpustný uhličitan lithný Li2C03, který se poté převede na chlorid LiCl. Elektrolýza taveniny chloridu lithného se provádí ve směsi s KCl nebo BaCl2 (tyto soli slouží ke snížení teploty tání směsi).

2LiCl(l) = 2Li + Cl2

Výsledné lithium se následně čistí vakuovou destilací.

1. Fyzikální vlastnosti

Lithium je stříbřitě bílý kov, měkký a tažný, tvrdší než sodík, ale měkčí než olovo. Lze jej zpracovat lisováním a válcováním.

Při pokojové teplotě má kov lithia kubickou mřížku centrovanou na tělo (koordinační číslo 8), která se po zpracování za studena přemění na kubickou těsně sbalenou mřížku, kde každý atom s dvojitou kuboktaedrickou koordinací je obklopen 12 dalšími. Pod 78 K je stabilní krystalická forma hexagonální těsně sbalená struktura, ve které má každý atom lithia 12 nejbližších sousedů umístěných ve vrcholech kuboktaedru.

Ze všech alkalických kovů má lithium nejvyšší body tání a varu (180,54 a 1340 °C) a má nejnižší hustotu při pokojové teplotě ze všech kovů (0,533 g/cm³, téměř poloviční hustotu než voda).

Malá velikost atomu lithia vede ke vzniku zvláštních vlastností kovu. Například se sodíkem se mísí až při teplotách pod 380 °C a nemíchá se s roztaveným draslíkem, rubidiem a cesiem, zatímco jiné dvojice alkalických kovů se vzájemně mísí v libovolném poměru.

1. Chemické vlastnosti

Lithium je alkalický kov, ale je relativně stabilní na vzduchu. Lithium je nejméně aktivní alkalický kov, při pokojové teplotě prakticky nereaguje se suchým vzduchem (a dokonce ani se suchým kyslíkem). Z tohoto důvodu je lithium jediným alkalickým kovem, který se v petroleji neskladuje (a hustota lithia je tak nízká, že v něm bude plavat) a lze jej krátkodobě skladovat na vzduchu.

Ve vlhkém vzduchu pomalu reaguje s dusíkem ve vzduchu a mění se na nitrid Li 3N, hydroxid LiOH a uhličitan Li 2 CO 3 . Při zahřívání v kyslíku hoří a mění se na oxid Li 2 O Zajímavou vlastností je, že v teplotním rozsahu od 100 ° C do 300 ° C je lithium pokryto hustým oxidovým filmem a dále neoxiduje.

V roce 1818 německý chemik Leopold Gmelin zjistil, že lithium a jeho soli barví plamen karmínově červeně, což je kvalitativní znak pro stanovení lithia. Teplota spalování je asi 300 °C. Produkty hoření dráždí sliznici nosohltanu.

Reaguje klidně, bez výbuchu nebo ohně, s vodou za vzniku LiOH a H 2 . Reaguje také s ethylalkoholem (za vzniku alkoholátu), s vodíkem (při 500-700 °C) za vzniku hydridu lithného, ​​s amoniakem a s halogeny (s jodem - pouze při zahřátí). Při 130 °C reaguje se sírou za vzniku sulfidu. Ve vakuu při teplotách nad 200 °C reaguje s uhlíkem (vzniká acetylid). Při 600–700 °C lithium reaguje s křemíkem za vzniku silicidu. Chemicky rozpustný v kapalném čpavku (-40 °C), vzniká modrý roztok.

Lithium se skladuje v petroletheru, parafínu, benzínu a/nebo minerálním oleji v hermeticky uzavřených plechových boxech. Lithium kov způsobuje popáleniny, pokud se dostane do kontaktu s kůží, sliznicemi a očima.

1. Aplikace

Termoelektrické materiály:

Slitina sulfidu lithného a sulfidu mědi je účinným polovodičem pro termoelektrické měniče (emf asi 530 μV/K).

Zdroje chemického proudu:

Lithium se používá k výrobě anod chemických zdrojů proudu (baterie, například lithium-chlórové baterie) a galvanických článků s pevným elektrolytem (například lithium-chrom-stříbrný, lithium-bismutát, lithium-oxid měďnatý, lithium-oxid manganičitý , lithium-olovnatý jód, lithium-jód, lithium-thionylchlorid, oxid vanadičný lithný, fluorid lithný, prvky oxidu siřičitého lithného), pracující na bázi nevodných kapalných a pevných elektrolytů (tetrahydrofuran, propylenkarbonát, methylformiát, acetonitril ).

Kobaltát lithný a molybdenan lithný prokázaly lepší výkonnostní vlastnosti a energetickou kapacitu jako kladná elektroda lithiových baterií.

Hydroxid lithný se používá jako jedna ze složek pro přípravu elektrolytu alkalických baterií. Přidáním hydroxidu lithného do elektrolytu trakčních železo-niklových, nikl-kadmiových, nikl-zinkových baterií se 3x zvyšuje jejich životnost a kapacita o 21 % (vzhledem k tvorbě lithných niklátů).

Hlinitan lithný je nejúčinnějším pevným elektrolytem (spolu s cesium beta aluminou).

Laserové materiály:

Monokrystaly fluoridu lithného se používají k výrobě vysoce účinných (80% účinnost) laserů založených na volných barevných centrech a k výrobě optiky se širokou spektrální šířkou pásma.

Oxidační činidla:

Jako oxidační činidlo se používá chloristan lithný.

Detekce chyb:

Síran lithný se používá při detekci vad.

Pyrotechnika:

Dusičnan lithný se používá v pyrotechnice.

Slitiny:

Velmi účinné pájky jsou slitiny lithia se stříbrem a zlatem, stejně jako měď. Slitiny lithia s hořčíkem, skandiem, mědí, kadmiem a hliníkem jsou nové perspektivní materiály v letectví a kosmonautice. Na bázi hlinitanu lithného a silikátu byla vytvořena keramika, která tvrdne při pokojové teplotě a používá se ve vojenské technice, metalurgii a v budoucnu i v termonukleární energetice. Sklo na bázi lithiumaluminiumsilikátu, zpevněné vlákny z karbidu křemíku, má obrovskou pevnost. Lithium je velmi účinné při zpevňování slitin olova a dodává jim tažnost a odolnost vůči korozi.

Elektronika:

Lithium cesium triborate se používá jako optický materiál v radioelektronice. Krystalický lithium niobát LiNbO 3 a lithium tantalát LiTaO 3 jsou nelineární optické materiály a jsou široce používány v nelineární optice, akustické optice a optoelektronice. Lithium se také používá k plnění halogenidových výbojek s plynovou výbojkou.

Hutnictví:

V metalurgii železných a neželezných kovů se lithium používá k deoxidaci a zvýšení tažnosti a pevnosti slitin. Lithium se někdy používá k obnově vzácných kovů pomocí metalotermických metod.

Metalurgie hliníku:

Uhličitan lithný je nejdůležitější pomocnou látkou (přidávanou do elektrolytu) při tavení hliníku a jeho spotřeba každoročně roste úměrně s objemem celosvětové produkce hliníku (spotřeba uhličitanu lithného je 2,5-3,5 kg na tunu vytaveného hliníku).

Legování hliníku:

Zavedení lithia do legovacího systému umožňuje získat nové slitiny hliníku s vysokou měrnou pevností.

Přídavek lithia snižuje hustotu slitiny a zvyšuje modul pružnosti. S obsahem lithia do 1,8 % má slitina nízkou odolnost vůči korozi pod napětím a při obsahu 1,9 % není slitina náchylná k praskání korozí pod napětím. Zvýšení obsahu lithia na 2,3 % zvyšuje pravděpodobnost tvorby uvolnění a prasklin. V tomto případě se mění mechanické vlastnosti: zvyšují se hranice pevnosti a tekutosti a snižují se plastické vlastnosti.

Nejznámější legovací systémy jsou Al-Mg-Li (například slitina 1420, používaná pro výrobu leteckých konstrukcí) a Al-Cu-Li (například slitina 1460, používaná pro výrobu nádob na zkapalněné plyny ).

Jaderná energie:

Izotopy 6 Li a 7 Li mají různé jaderné vlastnosti (průřez absorpce tepelných neutronů, reakční produkty) a jejich rozsah je odlišný. Hafniát lithný je součástí speciálního smaltu určeného pro likvidaci vysoce aktivního jaderného odpadu obsahujícího plutonium.

Lithium-6 (fúze):

Používá se v termonukleární energetice.

Když je nuklid 6 Li ozářen tepelnými neutrony, získá se radioaktivní tritium 3 1 H (T):

6 3 Li + 1 0 n= 3 1 H + 4 2 He.

Díky tomu lze lithium-6 použít jako náhradu za radioaktivní, nestabilní a nepohodlné pro manipulaci s tritiem pro vojenské (termonukleární zbraně) i mírové (řízená termonukleární fúze) účely. Fúzní zbraně obvykle používají lithium-6 deuterid 6 LiD.

Slibné je také použití lithia-6 k výrobě helia-3 (prostřednictvím tritia) pro další použití v termonukleárních reaktorech deuterium-helium.

Lithium-7 (chladicí kapalina):

Používá se v jaderných reaktorech využívajících reakce zahrnující těžké prvky, jako je uran, thorium nebo plutonium.

Vzhledem ke své velmi vysoké měrné tepelné kapacitě a nízkému průřezu záchytu tepelných neutronů slouží kapalné lithium-7 (často legované sodíkem nebo cesiem-133) jako účinné chladivo. Fluorid lithný legovaný s fluoridem berylnatým (66 % LiF + 34 % BeF 2) se nazývá „flybe“ (FLiBe) a používá se jako vysoce účinné chladivo a rozpouštědlo pro fluoridy uranu a thoria ve vysokoteplotních reaktorech s roztavenou solí a pro výroba tritia.

Sušící plyny:

K sušení vzduchu a dalších plynů se používá vysoce hygroskopický bromid LiBr a chlorid lithný LiCl.

Lék:

Lithné soli mají psychotropní účinek a používají se v lékařství k prevenci a léčbě řady duševních onemocnění. Nejběžnější v této kapacitě je uhličitan lithný. V psychiatrii se používá ke stabilizaci nálady lidí trpících bipolární poruchou a častými změnami nálad. Je účinný v prevenci mánie deprese a snižuje riziko sebevraždy. Lékaři opakovaně pozorovali, že některé sloučeniny lithia (samozřejmě ve vhodných dávkách) mají pozitivní vliv na pacienty trpící maniodepresí. Tento efekt lze vysvětlit dvěma způsoby. Na jedné straně bylo zjištěno, že lithium je schopno regulovat aktivitu některých enzymů podílejících se na přenosu sodíkových a draselných iontů z mezibuněčné tekutiny do mozkových buněk. Na druhé straně bylo zaznamenáno, že ionty lithia přímo ovlivňují iontovou rovnováhu buňky. A stav pacienta do značné míry závisí na rovnováze sodíku a draslíku: přebytek sodíku v buňkách je typický pro depresivní pacienty, nedostatek - pro ty, kteří trpí mánií. Vyrovnáním sodno-draselné rovnováhy mají soli lithia pozitivní vliv na obojí. Nikotinát lithný (lithná sůl kyseliny nikotinové, lithonit) se používá jako nespecifický lék pro léčbu pacientů s alkoholismem, zlepšuje metabolické procesy a hemodynamiku, snižuje afektivní poruchy.

Mazadla:

Stearát lithný ("lithné mýdlo") se používá jako vysokoteplotní mazivo.

Regenerace kyslíku v autonomních zařízeních:

Hydroxid lithný LiOH, peroxid Li 2 O 2 a superoxid LiO 2 se používají k čištění vzduchu od oxidu uhličitého; v tomto případě poslední dvě sloučeniny reagují za uvolňování kyslíku (například 4LiO 2 + 2CO 2 → 2Li 2 CO 3 + 3O 2), díky čemuž se používají v izolačních plynových maskách, v kazetách pro čištění vzduchu na ponorkách, na kosmických lodích s lidskou posádkou atd. d.

Silikátový průmysl:

Lithium a jeho sloučeniny jsou široce používány v silikátovém průmyslu pro výrobu speciálních typů skla a potahování porcelánových výrobků.

Další aplikace:

Sloučeniny lithia se používají v textilním (bělení tkanin), potravinářském (konzervárenství) a farmaceutickém (kosmetickém) průmyslu.

1. Izotopy lithia

Přírodní lithium se skládá ze dvou stabilních izotopů: 6 Li (7,5 %) a 7 Li (92,5 %); V některých vzorcích lithia může být poměr izotopů značně narušen v důsledku přirozené nebo umělé frakcionace izotopů. To je třeba mít na paměti při provádění přesných chemických experimentů s použitím lithia nebo jeho sloučenin. Lithium má 7 umělých radioaktivních izotopů a dva jaderné izomery (4 Li - 12 Li a 10 m1 Li - 10 m2 Li). Nejstabilnější z nich, 8 Li, má poločas rozpadu 0,8403 s. Zdá se, že exotický izotop 3 Li (triproton) jako vázaný systém neexistuje.

7 Li je jedním z mála izotopů, které vznikly během prvotní nukleosyntézy (tedy krátce po velkém třesku). Vznik prvku lithia ve hvězdách je možný prostřednictvím jaderné reakce „štěpení“ těžších prvků.

Závěr:

Oba výše uvedené chemické prvky jsou nedílnou součástí našeho života, protože bez alespoň jednoho z nich je existence jakéhokoli oboru specializace nemožná.

Lithium a Vanad jsou kovy, které si nejsou příliš podobné, ale každý z nich hraje významnou roli při použití.

Seznam použité literatury:

K vytvoření této práce byly použity materiály z webu:

1. ru.wikipedia.org/wiki/Lithium
2. ru.wikipedia.org/wiki/Vanadium
3. http://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/LITI.html
4. http://www.xumuk.ru/encyklopedia/2344.html
5. http://chem100.ru/elem.php?n=3
6. http://revolutionpedagogics/00228636.html

MOSKVA ODDĚLENÍ ŠKOLSTVÍ

STÁTNÍ VZDĚLÁVACÍ INSTITUCE

STŘEDNÍ ODBORNÉ VZDĚLÁVÁNÍ

POLYTECHNICKÁ KOLEM Č. 19

ABSTRAKT "CHEMIE"

TÉMA: VANADIUM A LITHIUM

Vyplnil: student

1. ročník 1VM1 skupina

Kapustyansky Vladislav

Alexandrovič

Kontroloval: učitel

Denis Alexandrovič

Moskva, 2010

Vanadium:

1. Historie objevů
2. Být v přírodě

Vklady

1. Získání vanadu
2. Fyzikální vlastnosti
3. Chemické vlastnosti
4. Aplikace

Jaderně-vodíková energie

Chemické zdroje proudu

1. Biologická role a účinky
2. Izotopy

Lithium:

1. Historie objevů
2. Být v přírodě

Geochemie

Vklady

1. Získání lithia
2. Fyzikální vlastnosti
3. Chemické vlastnosti
4. Aplikace

Termoelektrické materiály

Chemické zdroje proudu

Laserové materiály

Oxidační činidla

Detekce chyb

Pyrotechnika

Elektronika

Hutnictví

Jaderná elektronika

Sušící plyny

Lék

Mazadla

Regenerace kyslíku v autonomních zařízeních

Silikátový průmysl

Ostatní oblasti

1. Izotopy lithia