Vanadij: lastnosti, atomska masa, formula, uporaba. Valenca vanadija


vanadij(vanadij), v, kemični element V. skupine periodni sistem Mendelejev; atomsko število 23, atomska masa 50,942; kovinsko sivo-jeklene barve. Naravni V. je sestavljen iz dveh izotopov: 51 v (99,75%) in 50 v (0,25%); slednji je šibko radioaktiven (razpolovna doba T 1/2 = 10 14 let). V. je leta 1801 odkril mehiški mineralog A. M. del Rio v mehiški rjavi svinčevi rudi in je dobil ime po lepi rdeči barvi segretih soli eritronija (iz grškega erythr o s - rdeče). Leta 1830 je švedski kemik N. G. Sefström odkril nov element v železovi rudi iz Taberga (Švedska) in ga poimenoval V. v čast staronordijski boginji lepote Vanadis. Leta 1869 je angleški kemik G. Roscoe pridobil V. v prahu z redukcijo vcl 2 z vodikom. V. se v industrijskem obsegu izkopava od začetka 20. stoletja.

Vsebina V. in zemeljska skorja predstavlja 1,5-10 -2% mase; je dokaj pogost element, vendar razpršen v kamninah in mineralih. Od veliko število Najpomembnejši minerali V. so patronit, roskoelit, deklozit, karnotit, vanadinit in nekateri drugi.. Pomembni viri V. so titanomagnetitne in sedimentne (fosforne) železove rude ter oksidirane bakrovo-svinčevo-cinkove rude. V. se pridobiva kot stranski proizvod pri predelavi uranovih surovin, fosforitov, boksitov in različnih organskih usedlin (asfaltiti, oljni skrilavci).

Fizikalne in kemijske lastnosti. V. ima telesno centrirano kubično mrežo s periodo a = 3,0282 å. V čistem stanju se V. kuje in zlahka obdeluje s tlakom. Gostota 6.11 G/ cm 3 , t pl 1900 ± 25°С, t bala 3400°C; specifična toplotna kapaciteta (pri 20-100°C) 0,120 blato/ ggrad; toplotni koeficient linearne ekspanzije (pri 20-1000°C) 10,6·10 -6 toča-1, specifično električni upor pri 20 °C 24,8 10 -8 ohm· m(24,8·10 -6 ohm· cm), pod 4,5 K V. preide v stanje superprevodnosti. Mehanske lastnosti visoke čistosti V. po žarjenju: modul elastičnosti 135,25 n/ m 2 (13520 kgf/ mm 2), natezna trdnost 120 nm/ m 2 (12 kgf/ mm 2), raztezek 17%, trdota po Brinellu 700 pl/ m 2 (70 kgf/ mm 2). Plinske nečistoče močno zmanjšajo plastičnost vlaken in povečajo njihovo trdoto in krhkost.

Pri običajnih temperaturah V. ni izpostavljen zraku, morski vodi in raztopinam alkalij; odporen na neoksidirajoče kisline, z izjemo fluorovodikove kisline. Glede odpornosti proti koroziji v klorovodikovi in ​​žveplovi kislini je V. bistveno boljši od titana in nerjavnega jekla. Pri segrevanju na zraku nad 300°C absorbira kisik in postane krhka. Pri 600-700 ° C se V. intenzivno oksidira s tvorbo pentoksida v 2 o 5, pa tudi nižjih oksidov. Ko se V v toku dušika segreje nad 700 °C, nastane nitrid vn ( t tal. 2050 °C), stabilen v vodi in kislinah. V. medsebojno deluje z ogljikom pri visokih temperaturah, kar daje ognjevarni karbid vc ( t pl 2800 °C), ki ima visoko trdoto.

V. daje spojine, ki ustrezajo valenci 2, 3, 4 in 5; V skladu s tem so znani naslednji oksidi: vo in v 2 o 3 (z bazičnim značajem), vo 2 (amfoterni) in v 2 o 5 (kisli). Spojine 2- in 3-valentnega steklastega telesa so nestabilne in so močni reducenti. Praktični pomen imajo spojine višjih valenc. V. se uporablja nagnjenost k tvorbi spojin različnih valenc analizna kemija, in tudi določa katalitične lastnosti v 2 o 5. V. pentoksid se raztopi v alkalijah in nastane vanadates.

Prejem in prijava. Za pridobivanje mineralov se uporabljajo: neposredno izpiranje rude ali rudnega koncentrata z raztopinami kislin in alkalij; žganje surovine (pogosto z dodatki nacl), ki mu sledi izpiranje žganega produkta z vodo ali razredčenimi kislinami. Hidrirani pentoksid V izoliramo iz raztopin s hidrolizo (pri pH = 1-3).Ko se železove rude, ki vsebujejo vanadij, talijo v plavžu, se V pretvori v lito železo, pri predelavi katerega nastane žlindra, ki vsebuje 10-16% v 2 o 5 dobimo v jeklo. Vanadijeve žlindre pražimo s kuhinjsko soljo. Zgoreli material se izluži z vodo in nato z razredčeno žveplovo kislino. V 2 o 5 izoliramo iz raztopin. Slednji se uporablja za taljenje ferovanadij(železove zlitine s 35-70% V.) in pridobivanje kovine V. in njegovih spojin. Temprana kovina V. se pridobiva s kalcijevo termično redukcijo čistega v 2 o 5 ali v 2 o 3; redukcija v 2 o 5 z aluminijem; vakuumska ogljično-termična redukcija v 2 o 3; magnezij-toplotna redukcija vc1 3; toplotna disociacija jodida V. se tali v vakuumskih obločnih pečeh s potrošno elektrodo in v pečeh z elektronskim žarkom.

Črna metalurgija je glavni porabnik kovin (do 95% vseh proizvedenih kovin). V. je sestavni del hitroreznega jekla, njegovih nadomestkov, nizkolegiranih orodnih jekel in nekaterih konstrukcijskih jekel. Z uvedbo 0,15-0,25% V. se moč, žilavost, odpornost proti utrujenosti in odpornost proti obrabi močno povečajo. V., vnesen v jeklo, je hkrati deoksidacijski in karbidnotvorni element. V. karbidi, razporejeni v obliki razpršenih vključkov, preprečujejo rast zrn pri segrevanju jekla. V. se vnese v jeklo v obliki glavne zlitine - ferovanadija. V. se uporablja tudi za legiranje litega železa. Nov porabnik titana je hitro razvijajoča se industrija titanovih zlitin; nekatere titanove zlitine vsebujejo do 13 % V. V letalstvu, raketni in drugih področjih tehnike so uporabljali zlitine na osnovi niobija, kroma in tantala, ki vsebujejo dodatke V. Toplotno obstojne in korozijsko odporne zlitine na osnovi V z dodatkom ti, nb so razviti., w, zr in al, katerih uporaba se pričakuje v letalstvu, raketni in jedrski tehniki. Zanimive so superprevodne zlitine in spojine V z ga, si in ti.

Čisti kovinski V. se uporablja v jedrski energiji (lupine za gorivne elemente, cevi) in v proizvodnji elektronskih naprav.

V. spojine se uporabljajo v kemična industrija kot katalizatorji v kmetijstvo in medicini, v tekstilni, barvni in lakirni, gumarski, keramični, steklarski, foto in filmski industriji.

V. spojine so strupene. Zastrupitev je možna z vdihavanjem prahu, ki vsebuje spojine B. Povzročajo draženje dihalnih poti, pljučne krvavitve, vrtoglavico, motnje v delovanju srca, ledvic itd.

V. v telesu. V. je stalna sestavina rastlinskih in živalskih organizmov. Vir vode so magmatske kamnine in skrilavci (vsebujejo približno 0,013 % vode), pa tudi peščenjaki in apnenci (približno 0,002 % vode). V tleh je V. približno 0,01% (predvsem v humusu); v sladkih in morskih vodah 1·10 7 -2·10 7%. V kopenskih in vodnih rastlinah je vsebnost V. bistveno višja (0,16-0,2%) kot pri kopenskih in morskih živalih (1,5·10 -5 -2·10 -4%). V. koncentratorji so: bryozoan plumatella, mehkužec pleurobranchus plumula, morska kumara stichopus mobii, nekatere ascidije, od plesni - črni aspergillus, od gob - krastača (amanita muscaria). Biološko vlogo V. so preučevali pri ascidijih, v katerih krvnih celicah je V. v 3- in 4-valentnem stanju, to je dinamično ravnovesje.

Fiziološka vloga V. v ascidijah ni povezana z dihalnim prenosom kisika in ogljikovega dioksida, temveč z redoks procesi - prenosom elektronov s tako imenovanim vanadijevim sistemom, ki ima verjetno fiziološki pomen v drugih organizmih.

Lit.: Meerson G. A., Zelikman A. N., Metalurgija redkih kovin, M., 1955; Polyakov A. Yu., Osnove metalurgije vanadija, M., 1959; Rostoker U., Metalurgija vanadija, trans. iz angleščine, M., 1959; Kieffer p., Brown H., Vanadij, niobij, tantal, trans. iz nemščine, M., 1968; Handbook of Rare Metals, [prev. iz angleščine], M., 1965, str. 98-121; Ognjevzdržni materiali v strojništvu. Imenik, M., 1967, str. 47-55, 130-32; Kovalsky V.V., Rezaeva L.T., Biološka vloga vanadija pri ascidijih, "Napredek sodobne biologije", 1965, v. 60, v. 1(4); Bowen N. j. M., Elementi v sledovih v biokemiji, l. - n. letnik 1966.

I. Romankov. V. V. Kovalskega.

Odpiranje tega kemični element zgodilo dvakrat. Prvič v začetku 19. stoletja je profesor mineralogije Del Rio identificiral ta mineral v svinčevih rudah kamnin. Evropski kemiki so bili do tega odkritja skeptični.

V 30. letih 19. stoletja je švedski kemik Sefstrom v sestavi železove rude identificiral primesi neidentificirane kovine z večbarvnimi spojinami. Zaradi tako lepega videza so jo znanstveniki poimenovali Vanadij, kar v prevodu iz staronordijskega jezika pomeni boginja lepote.

Vanadij: značilnosti mikroelementa

Vanadij v periodnem sistemu Mendelejeva je sekundarna podskupina pete skupine četrtega obdobja. Ima atomsko številko 23, zanj sta značilni tudi srebrno-jeklena barva in odlična kovnost.

Naravna mesta lokalizacije mikroelementov

Vanadij spada v skupino kemičnih elementov, ki so praktično samostojna oblika mineralov ali koncentriranih nahajališč ni mogoče najti v naravi. Njihova mesta lokalizacije so različni minerali. Med katerimi velja izpostaviti sedimentne in magnetne kamnine, skrilavce in železovo rudo. Glavna nahajališča vključujejo Avstralijo, Turčijo, Južno Afriko in nekatera ozemeljska območja v Rusiji.

Človeško telo kopiči vanadij na naslednjih mestih:

  • Maščobno tkivo.
  • kosti.
  • Podkožne imunske celice.

Osnovne lastnosti vanadija

Vizualno podoben jeklu. To je kovina z visoko duktilnostjo. Njegovo tališče je nad 1900 stopinj. Vanadij ni izpostavljen kisiku, slani vodi in alkalijam, če se vzdržujejo normalni temperaturni pogoji.

Koliko vanadija potrebuje oseba na dan?

Povprečje dnevna vrednost tega mikroelementa za zdrava oseba ni več kot 2 mg. Značilna lastnost Absorpcija tega mikroelementa v telesu je absorpcija le 1% količine zaužitega vanadija. Preostanek se izloči iz telesa naravno. Presežek dopustna norma vodi v hudo zastrupitev telesa, to seveda, negativna lastnost vanadij

Katera živila vsebujejo vanadij?

Sprejem farmacevtski izdelki ki vsebuje vanadij, se predpisuje zelo redko. Obogatitev telesa s tem mikroelementom se izvaja s sistematičnim uživanjem naslednjih izdelkov:

  • Žita.
  • Rižev in ajdov zdrob.
  • fižol.
  • zelenjava.
  • sadje
  • Jagode.

Pozitivni učinki vanadija na telo

Vanadij je esencialni mikroelement, ki je potreben za uravnavanje presnove maščob in ogljikovih hidratov. Poleg tega aktivira proizvodnjo energije. Znižanje ravni holesterola je neposredno povezano s koncentracijo vanadija v telesu. Prav tako spodbuja gibanje krvnih celic, kar spodbuja hitrejšo absorpcijo patogenov.

Kombinacije vanadija z drugimi snovmi

Toksični učinek vanadija na telo lahko zmanjšamo s hkratnim uživanjem kroma in velike količine živil, ki vsebujejo beljakovine. Askorbinska kislina, spojine železa ali aluminija negativno vplivajo na telo.

Pomanjkanje vanadija

IN zdravniška praksa Obstaja en sam primer pomanjkanja vanadija v telesu, ki se kaže v obliki deficienčne shizofrenije. Pomanjkanje vanadija v telesu povečuje verjetnost nastanka sladkorna bolezen, ateroskleroza kot posledica nizke ravni holesterola in višji nivo trigliceridov in fosfolipidov.

Glavni znaki presežka vanadija v telesu

Prenasičenost telesa z vanadijem je precej pogosta. Da bi nadzorovali količino te snovi, ki vstopi v telo, morate paziti na svojo prehrano in spremljati najmanjša fiziološka odstopanja v telesu.

Glavni znaki presežka vanadija vključujejo:

  • Alergijska reakcija.
  • anemija
  • Multipla skleroza.
  • Razvoj vnetja na sluznicah in koži.
  • Poškodba zgornjih dihalnih organov.
  • Prisotnost neoplazem.
  • Razvoj depresivne nevroze.
  • Bipolarna afektivna motnja.

Vanadij v človeškem življenju

Metalurška industrija je glavni porabnik vanadija v svojem delovanju. Uporablja se za proizvodnjo nerjavnih zlitin, ki se uporabljajo za izdelavo orodij iz hitroreznega jekla. Odlikuje jih visoka trdnost in odpornost proti obrabi.

Poleg tega je vanadij sestavni del energije atomskega vodika, uporablja se pri proizvodnji sintetične žveplove kisline. Vanadij se uporablja tudi kot vir kemičnega toka.

vanadij

VANADIJ-JAZ; m.[lat. Vanadij iz stare skand.] Kemični element (V), trda kovina svetlo sive barve, ki se uporablja za izdelavo dragocenih vrst jekla. ● Imenovan po staronordijski boginji lepote Vanadis zaradi lepa barva njihove soli.

◁ Vanadij, -aya, -oh. Druge rude. Drugo jeklo.

vanadij

(lat. Vanadium), kemijski element V. skupine periodnega sistema. Ime izvira iz staronordijske boginje lepote Vanadis. Jekleno siva trda kovina. Gostota 6,11 g/cm3 t pl 1920°C. Odporen na vodo in številne kisline. Razpršen je v zemeljski skorji in pogosto spremlja železo (železove rude so pomemben industrijski vir vanadija). Legirna komponenta konstrukcijskih jekel in zlitin, ki se uporabljajo v letalski in vesoljski tehnologiji, ladjedelništvu, komponenta superprevodnih zlitin. Vanadijeve spojine se uporabljajo v tekstilni industriji, industriji barv in lakov ter steklarski industriji.

VANADIJ

VANADIJ (lat. Vanadium), V (beri "vanadij"), kemični element z atomskim številom 23, atomsko maso 50,9415. Naravni vanadij je zmes dveh nuklidov (cm. NUKLID): stabilen 51 V (99,76 % mase) in šibko radioaktiven 52 V (razpolovna doba več kot 3,9 10 17 let). Konfiguracija dveh zunanjih elektronskih plasti 3 s 2 str 6 d 3 4s 2 . V periodnem sistemu Mendelejeva se nahaja v četrti periodi v skupini VB. Vanadij tvori spojine v oksidacijskih stopnjah od +2 do +5 (valenca od II do V).
Polmer nevtralnega atoma vanadija je 0,134 nm, polmer ionov V 2+ je 0,093 nm, V 3+ je 0,078 nm, V 4+ je 0,067-0,086 nm, V 5+ je 0,050-0,068 nm. Energije zaporedne ionizacije atoma vanadija so 6,74, 14,65, 29,31, 48,6 in 65,2 eV. Po Paulingovi lestvici je elektronegativnost vanadija 1,63.
V prosti obliki je sijoča ​​srebrno siva kovina.
Zgodovina odkritja
Vanadij je leta 1801 odkril mehiški mineralog A. M. del Rio kot nečistočo v svinčevi rudi iz rudnika v Zimapanu. Del Rio je nov element zaradi rdeče barve njegovih spojin poimenoval eritronij (iz grškega erythros - rdeč). Vendar se je nato odločil, da ni odkril novega elementa, ampak vrsto kroma, odkrito štiri leta prej in še vedno skoraj neraziskano. Leta 1830 je nemški kemik F. Wöhler proučeval mehiški mineral. (cm. WELER Friedrich) Vendar je po zastrupitvi s fluorovodikom za več mesecev prekinil raziskave. Istega leta je švedski kemik N. Sefström (cm. SEFStröm Nils Gabriel) opozoril na prisotnost primesi v železovi rudi, ki je poleg znanih elementov vsebovala še nekaj novih snovi. Kot rezultat analize v laboratoriju J. Berzeliusa (cm. BERZELIUS Jens Jacob) dokazano je bilo, da je bil odkrit nov element. Ta element tvori spojine s čudovitimi barvami, od tod tudi ime elementa, povezano z imenom skandinavske boginje lepote Vanadis. Leta 1831 je Wöhler dokazal istovetnost eritronija in vanadija, vendar je element ohranil ime, ki sta mu ga dala Sefström in Berzelius.
Biti v naravi
Vanadij v naravi ni v prosti obliki, uvrščamo ga med elemente v sledovih. (cm. ELEMENTI V SLEDOVIH). Vsebnost vanadija v zemeljski skorji je 1,6 10 -2% mase, v oceanski vodi 3,10 -7%. Esencialni minerali: patronit V(S 2) 2, vanadinit Pb 5 (VO 4) 3 Cl in nekateri drugi. Glavni vir vanadija so železove rude, ki vsebujejo vanadij kot primesi.
potrdilo o prejemu
V industriji pri pridobivanju vanadija iz železove rude z njegovo primesjo najprej pripravimo koncentrat, v katerem vsebnost vanadija doseže 8-16%. Nato z oksidativno obdelavo vanadij prenesemo v najvišjo oksidacijsko stopnjo +5 in izločimo v vodi lahko topen natrijev vanadat NaVO 3. Ko raztopino nakisamo z žveplovo kislino, nastane oborina, ki po sušenju vsebuje več kot 90 % vanadija.
Primarni koncentrat se v plavžih reducira in dobi se vanadijev koncentrat, ki se nato uporabi pri taljenju zlitine vanadija in železa - tako imenovanega ferovanadija (vsebuje od 35 do 70 % vanadija). Kovinski vanadij lahko pripravimo z redukcijo vanadijevega klorida z vodikom, kalcijevo termično redukcijo vanadijevih oksidov (V 2 O 5 ali V 2 O 3), termično disociacijo VI 2 in drugimi metodami.
Fizikalne in kemijske lastnosti
Vanadij je po videzu podoben jeklu, je precej trda, a hkrati nodularna kovina. Tališče 1920 °C, vrelišče okoli 3400 °C, gostota 6,11 g/cm3. Kristalna mreža je kubična, telesno centrirana, parameter a = 0,3024 nm.
Kemično je vanadij precej inerten. Odporen je na morsko vodo, razredčene raztopine klorovodikove, dušikove in žveplove kisline ter alkalije. S kisikom vanadij tvori več oksidov: VO, V 2 O 3, V 3 O 5, VO 2, V 2 O 5. Oranžni V 2 O 5 je kisli oksid, temno modri VO 2 je amfoteren, preostali vanadijevi oksidi so bazični. S halogeni tvori vanadij halogenide sestav VX 2 (X = F, Cl, Br, I), VX 3, VX 4 (X = F, Cl, Br), VF 5 in več oksohalidov (VOCl, VOCl 2, VOF 3 itd.).
Vanadijeve spojine v oksidacijskih stopnjah +2 in +3 so močni reducenti, v oksidacijskih stopnjah +5 pa imajo lastnosti oksidantov. Znani so ognjevarni vanadijev karbid VC (t pl =2800 °C), vanadijev nitrid VN, vanadijev sulfid V 2 S 5, vanadijev silicid V 3 Si in druge vanadijeve spojine.
Pri interakciji V 2 O 5 z bazičnimi oksidi nastanejo vanadati (cm. VANADATI)- soli vanadne kisline z verjetno sestavo H 2 .
Aplikacija
Vanadij se uporablja predvsem kot legirni dodatek pri proizvodnji zlitin, odpornih proti obrabi, toploti in koroziji (predvsem specialnih jekel), ter kot komponenta pri proizvodnji magnetov. Vanadijev oksid V 2 O 5 služi kot učinkovit katalizator, na primer pri oksidaciji žveplovega dioksida SO 2 v žveplov plin SO 3 pri proizvodnji žveplove kisline. Vanadijeve spojine najdejo različne aplikacije v različnih industrijah (tekstilna, steklarska, barvna in lakirna itd.).
Biološka vloga
Vanadij je stalno prisoten v tkivih vseh organizmov v majhnih količinah. V rastlinah je njegova vsebnost (0,1-0,2%) bistveno višja kot v živalih (1·10 –5 -1·10 –4%). Nekateri morski organizmi - briozoji, mehkužci in še posebej ascidije - so sposobni koncentrirati vanadij v znatnih količinah (pri ascidijah se vanadij nahaja v krvni plazmi ali posebnih celicah - vanadocitih). Očitno je vanadij vključen v nekatere oksidativne procese v tkivih. Človeško mišično tkivo vsebuje 2,10 – 6 % vanadija, kost- 0,35·10 - 6%, v krvi - manj kot 2·10 - 4% mg/l. Skupaj povprečna oseba (telesna teža 70 kg) vsebuje 0,11 mg vanadija. Vanadij in njegove spojine so strupeni. Toksičen odmerek za človeka je 0,25 mg, smrtni odmerek je 2-4 mg. Za V 2 O 5 je največja dovoljena koncentracija v zraku 0,1-0,5 mg/m 3 .


enciklopedični slovar . 2009 .

Sopomenke:

Oglejte si, kaj je "vanadij" v drugih slovarjih:

    - (lat. vanadij). Krhka kovina, bele barve, odkrita leta 1830 in poimenovana po skandinavskem božanstvu Vanadiju. Slovar tuje besede, vključeno v ruski jezik. Chudinov A.N., 1910. VANADIJ lat. vanadij, imenovan Vanadia,... ... Slovar tujih besed ruskega jezika

    - (kemijska vrednost V, atomska masa 51) kemični element, podoben spojinam s fosforjem in dušikom. V. spojine se pogosto nahajajo, čeprav v neznatnih količinah, v železovih rudah in nekaterih glinah; predobdelava vanadijskih železovih rud, V. del... ... Enciklopedija Brockhausa in Efrona

    Vanad Slovar ruskih sinonimov. vanadij samostalnik, število sinonimov: 2 vanadij (1) element... Slovar sinonimov

    VANADIJ- VANADIJ, kem. znak V, pri. V. 51,0, trda, elastična kovina jeklene barve, tališče 1715°, sp. teža 5,688. V. spojine so v naravi zelo razširjene. Te spojine so strupi, ki po moči niso slabši od arzena; imajo... ... Velika medicinska enciklopedija

    - (Vanadij), V, kemični element V. skupine periodnega sistema, atomsko število 23, atomska masa 50,9415; kovina, tališče 1920°C. Uporablja se za legiranje jekla in litega železa, kot sestavina toplotno odpornih, trdih in korozijsko odpornih zlitin, kot... Sodobna enciklopedija

    - (lat. Vanadium) V, kemični element V. skupine periodnega sistema, atomsko število 23, atomska masa 50,9415. Ime izvira iz staronordijske boginje lepote Vanadis. Jekleno siva trda kovina. Gostota 6,11 g/cm³, tališče 1920 .C.… … Veliki enciklopedični slovar

    - (simbol V), PREHODNI ELEMENT, odkrit leta 1801. Srebrno bela, temprana, žilava kovina. Najdemo ga v ŽELEZOVIH, SVINČEVIH IN URANOVIH rudah, pa tudi v premogu in nafti. Uporablja se v jeklenih zlitinah za povečanje trdnosti in toplotne odpornosti.… … Znanstveni in tehnični enciklopedični slovar Fizična enciklopedija

    vanadij- V Element skupine V Periodični. sistemi; pri. n. 23, pri. m 50,942; jekleno siva kovina. Naravni V je sestavljen iz dveh izotopov: 51V (99,75%) in 50V (0,25%). V je bil odprt leta 1801 v Mehiki. mineralog A. M. del Rio. Na maturi. V lestvica..... Priročnik za tehnične prevajalce

vanadij

Vanadij je element stranske podskupine pete skupine, četrte dobe periodnega sistema kemijskih elementov D. I. Mendelejeva, z atomsko številko 23. Označen je s simbolom V (lat. vanadij). Enostavna snov vanadij je nodularna kovina srebrno sive barve.

  1. Zgodovina odkritja

najprej vanadij je dejansko leta 1781 odkril profesor mineralogije iz Mexico Cityja, Andres Manuel Del Rio, v svinčevih rudah. Odkril je novo kovino in zaradi široke barvne palete njenih spojin zanjo predlagal ime "pankrom", kasneje pa ga je spremenil v "eritronij". Del Rio ni imel nobene avtoritete znanstveni svet Evropa in evropski kemiki so dvomili v njegove rezultate. Potem je Del Rio sam izgubil zaupanje v svoje odkritje in izjavil, da je odkril le svinčev kromat.

Leta 1830 je švedski kemik Nils Säfström ponovno odkril vanadij v železovi rudi. Ime novega elementa sta dala Berzelius in Sefström.

Friedrich Wöhler, ki je raziskoval mehiško rudo, je imel priložnost odkriti vanadij, vendar se je malo pred Sefströmovim odkritjem resno zastrupil s fluorovodikom in ni mogel nadaljevati raziskav. Vendar je Wöhler dokončal študijo rude in končno dokazal, da vsebuje vanadij in ne kroma.

  1. Biti v naravi

Vanadij je element v sledovih in ga v naravi ne najdemo v prosti obliki. Vsebnost vanadija v zemeljski skorji je 1,6 × 10 -2% mase, v oceanski vodi 3 × 10 -7%. Najvišje povprečne vsebnosti vanadija v magmatskih kamninah so v gabru in bazaltih (230-290 g/t). V sedimentnih kamninah se znatno kopičenje vanadija pojavi v biolitih (asfaltiti, premog, bituminozni fosfati), bituminoznih skrilavcih, boksitih, pa tudi v oolitnih in silikatnih železovih rudah. Bližina ionskih polmerov vanadija ter železa in titana, ki sta razširjena v magmatskih kamninah, vodi do tega, da je vanadij v hipogenih procesih v celoti v dispergiranem stanju in ne tvori lastnih mineralov. Njegovi nosilci so številni titanovi minerali (titanomagnetit, sfen, rutil, ilmenit), sljude, pirokseni in granati, ki imajo povečano izomorfno sposobnost glede na vanadij. Najpomembnejši minerali: patronit V(S 2) 2, vanadinit Pb 5 (VO 4) 3 Cl in nekateri drugi. Glavni vir vanadija so železove rude, ki vsebujejo vanadij kot primesi.

Kraj rojstva

Znana so nahajališča v Peruju, Koloradu, ZDA, Južni Afriki, Finski, Avstraliji, Armeniji in Rusiji.

  1. Pridobivanje vanadija

V industriji pri pridobivanju vanadija iz železove rude z njegovo primesjo najprej pripravimo koncentrat, v katerem vsebnost vanadija doseže 8-16%. Nato z oksidativno obdelavo prevedemo vanadij v najvišjo oksidacijsko stopnjo +5 in izločimo v vodi lahko topen natrijev vanadat (Na) NaVO 3 . Ko raztopino nakisamo z žveplovo kislino, nastane oborina, ki po sušenju vsebuje več kot 90 % vanadija.

Primarni koncentrat se v plavžih reducira v vanadijev koncentrat, ki se nato uporabi pri taljenju zlitine vanadija in železa - tako imenovanega ferovanadija (vsebuje od 35 do 80 % vanadija). Kovinski vanadij lahko pripravimo z redukcijo vanadijevega klorida z vodikom (H), kalcijevo termično redukcijo vanadijevih oksidov (V 2 O 5 ali V 2 O 3), termično disociacijo VI 2 in drugimi metodami.

  1. Fizične lastnosti

Vanadij je nodularna kovina srebrno sive barve, po videzu podobna jeklu. Telesno centrirana kubična kristalna mreža, a=3,024 Å, z=2, prostorska skupina Im3m. Tališče 1920 °C, vrelišče 3400 °C, gostota 6,11 g/cm³. Pri segrevanju na zraku nad 300 °C vanadij postane krhek. Nečistoče kisika, vodika in dušika močno zmanjšajo plastičnost vanadija in povečajo njegovo trdoto in krhkost.

  1. Kemijske lastnosti

Kemično je vanadij precej inerten. Odporen je na morsko vodo, razredčene raztopine klorovodikove, dušikove in žveplove kisline ter alkalije.

S kisikom vanadij tvori več oksidov: VO, V 2 O 3, VO 2, V 2 O 5. Oranžni V 2 O 5 je kisli oksid, temno modri VO 2 je amfoteren, preostali vanadijevi oksidi so bazični. Vanadijevi halogenidi so hidrolizirani. S halogeni tvori vanadij dokaj hlapne halogenide sestav VX 2 (X = F, Cl, Br, I), VX 3, VX 4 (X = F, Cl, Br), VF 5 in več oksohalidov (VOCl, VOCl 2 , VOF 3 itd.).

Vanadijeve spojine v oksidacijskih stopnjah +2 in +3 so močni reducenti, v oksidacijskih stopnjah +5 pa imajo lastnosti oksidantov. Znani so ognjevarni vanadijev karbid VC (t pl =2800 °C), vanadijev nitrid VN, vanadijev sulfid V 2 S 5, vanadijev silicid V 3 Si in druge vanadijeve spojine.

Pri interakciji V 2 O 5 z bazičnimi oksidi nastanejo vanadati - soli vanadne kisline verjetne sestave HVO 3.

  1. Aplikacija

80 % vsega proizvedenega vanadija se uporabi v zlitinah, predvsem za nerjavna in orodna jekla.

Vanadijevo jeklo se uporablja za oblaganje ladijskih trupov. Vse večja konkurenca v ladjedelništvu stopnjuje uvajanje jekel, ki omogočajo varjenje pri visokih hitrostih v mokrem okolju. Širi se uporaba vanadija pri proizvodnji zlitin na osnovi titana in drugih ognjevzdržnih kovin, namenjenih novi tehnologiji (letalstvo, raketa, jedrska energija). Vsebnost vanadija v teh zlitinah je 0,8-6,0%. Vanadij v kombinaciji z aluminijem se uporablja za zagotavljanje potrebne trdnosti titanovim zlitinam, ki se uporabljajo za izdelavo posebnih batisfer za raziskovanje oceanov na globini 10.000 m. Dodatek vanadija aluminijevim zlitinam izboljša njihovo toplotno odpornost in varivost.

Jedrska energija vodika:

Vanadijev klorid se uporablja pri termokemični razgradnji vode v jedrski vodikovi energiji (vanadijev kloridni cikel General Motorsa, ZDA). V metalurgiji je vanadij označen s črko F.

Kemični viri toka:

Vanadijev pentoksid se pogosto uporablja kot pozitivna elektroda (anoda) v visokozmogljivih litijevih baterijah in akumulatorjih. Srebrov vanadat v rezervnih baterijah kot katoda.

  1. Biološka vloga in učinki

Ugotovljeno je bilo, da lahko vanadij zavira sintezo maščobnih kislin in zavira nastajanje holesterola. Vanadij zavira številne encimske sisteme, zavira fosforilacijo in sintezo ATP, zmanjša raven koencimov A in Q, stimulira aktivnost monoaminooksidaze in oksidativno fosforilacijo. Znano je tudi, da se pri shizofreniji močno poveča vsebnost vanadija v krvi.

Prekomerni vnos vanadija v telo je običajno povezan z okoljskimi in industrijskimi dejavniki. Ob akutni izpostavljenosti toksičnim odmerkom vanadija se pri delavcih pojavijo lokalni vnetne reakcije koža in sluznice oči, zgornjih dihalnih poti, kopičenje sluzi v bronhijih in alveolah. Obstajajo tudi sistemski alergijske reakcije vrste astme in ekcema; kot tudi levkopenija in anemija, ki ju spremljajo motnje osnovnih biokemičnih parametrov telesa.

Pri dajanju vanadija živalim (v odmerkih 25-50 mcg/kg) opazimo zastoj rasti, drisko in povečano smrtnost.

Skupaj povprečna oseba (telesna teža 70 kg) vsebuje 0,11 mg vanadija. Vanadij in njegove spojine so strupeni. Toksičen odmerek za človeka je 0,25 mg, smrtni odmerek je 2-4 mg.

Povečana vsebnost beljakovin in kroma v prehrani zmanjša toksični učinek vanadija. Standardi porabe za to mineralna snov ni nameščeno.

Poleg tega je vanadij v nekaterih organizmih, na primer pri morskih prebivalcih dna holoturijcev in ascidijcev, koncentriran v kolomični tekočini/kri, njegove koncentracije pa dosežejo 10%! To pomeni, da so te živali biološki koncentrator vanadija. Njegova funkcija v telesu morskih kumar ni povsem jasna, različni znanstveniki menijo, da je odgovoren bodisi za prenos kisika v telesu teh živali bodisi za prenos hranila. Z vidika praktične uporabe je mogoče iz teh organizmov pridobiti vanadij, ekonomska povračilnost takšnih "morskih nasadov" trenutno ni jasna, vendar obstajajo poskusne možnosti na Japonskem.

  1. Izotopi

Naravni vanadij je sestavljen iz dveh izotopov: šibko radioaktivnega 50 V (številčnost izotopov 0,250 %) in stabilnega 51 V (99,750 %). Razpolovna doba vanadija-50 je 1,5 x 10 17 let, kar pomeni, da je za vse praktične namene stabilna; ta izotop se v 83 % primerov spremeni v 50 Ti z zajemom elektronov, v 17 % primerov pa je podvržen beta minus razpadu in se spremeni v 50 Cr. Znanih je 24 umetnih radioaktivnih izotopov vanadija z masnim številom od 40 do 65 (kot tudi 5 metastabilnih stanj). Od teh je najbolj stabilen 49 V ( T 1/2 =337 dni) in 48 V ( T 1/2 =15,974 dni).

Litij

Litij (lat. Litij; označen s simbolom Li) je element glavne podskupine prve skupine, druge periode periodičnega sistema kemijskih elementov D. I. Mendelejeva, z atomsko številko 3. Enostavna snov litij je mehka alkalna kovina srebrnaste barve. bele barve.

  1. Zgodovina odkritja

Litij je leta 1817 odkril švedski kemik in mineralog A. Arfvedson, najprej v mineralu petalitu (Li, Na), nato pa v spodumenu LiAl in lepidolitu KLi 1,5 Al 1,5 (F,OH) 2. Kovinski litij je leta 1825 prvi odkril Humphry Davy.

Litij je dobil ime po tem, da je bil odkrit v »kamnih« (grško λίθος - kamen). Prvotno imenovan "lition" moderno ime je predlagal Berzelius.

  1. Biti v naravi

Geokemija litija:

Po svojih geokemijskih lastnostih spada litij med velikoionske litofilne elemente, med katere sodijo kalij, rubidij in cezij. Vsebnost litija v zgornji celinski skorji je 21 g/t, in morska voda 0,17 mg/l.

Glavna litijeva minerala sta lepidolitna sljuda - KLi 1,5 Al 1,5 (F, OH) 2 in spodumen piroksen - LiAl. Kadar litij ne tvori samostojnih mineralov, izomorfno nadomešča kalij v razširjenih mineralih, ki tvorijo kamnine.

Nahajališča litija so omejena na granitne intruzije redkih kovin, v zvezi s katerimi se razvijajo tudi litij vsebni pegmatiti ali nahajališča hidrotermalnih kompleksov, ki vsebujejo kositer, volfram, bizmut in druge kovine. Posebej velja izpostaviti specifične kamnine ongonitov – granite z magmatskim topazom, visoka vsebnost fluora in vode ter izjemno visoke koncentracije različnih redkih elementov, vključno z litijem.

Druga vrsta nahajališč litija so slanice nekaterih zelo slanih jezer.

Kraj rojstva:

Nahajališča litija so znana v Rusiji, Argentini, Mehiki, Afganistanu, Čilu, ZDA, Kanadi, Braziliji, Španiji, Švedski, Kitajski, Avstraliji, Zimbabveju, Kongu.

  1. Pridobivanje litija

Trenutno se za pridobivanje kovinskega litija njegovi naravni minerali razgradijo z žveplovo kislino (kislinska metoda) ali sintrajo s CaO ali CaCO 3 (alkalna metoda) ali obdelajo s K 2 SO 4 (solna metoda) in nato izlužijo z vodo . V vsakem primeru iz nastale raztopine izoliramo slabo topen litijev karbonat Li 2 CO 3, ki ga nato pretvorimo v LiCl klorid. Elektrolizo taline litijevega klorida izvajamo v zmesi s KCl ali BaCl 2 (te soli služijo za znižanje tališča zmesi).

2LiCl(l) = 2Li + Cl2

Nastali litij se nato očisti z vakuumsko destilacijo.

  1. Fizične lastnosti

Litij je srebrno bela kovina, mehka in duktilna, trša od natrija, a mehkejša od svinca. Lahko se obdeluje s stiskanjem in valjanjem.

Pri sobni temperaturi ima kovinski litij kubično mrežo s središčem telesa (koordinacijsko število 8), ki se po hladni obdelavi spremeni v kubično tesno zapakirano mrežo, kjer je vsak atom z dvojno kuboktaedrično koordinacijo obdan z 12 drugimi. Pod 78 K je stabilna kristalna oblika heksagonalna tesno zapakirana struktura, v kateri ima vsak atom litija 12 najbližjih sosedov, ki se nahajajo na ogliščih kuboktaedra.

Od vseh alkalijskih kovin je litij najbolj značilen visoke temperature taljenja in vrelišča (180,54 oziroma 1340 °C), ima najvišjo nizka gostota pri sobni temperaturi med vsemi kovinami (0,533 g/cm³, skoraj polovica gostote vode).

Majhna velikost litijevega atoma vodi do pojava posebnih lastnosti kovine. Na primer, meša se z natrijem samo pri temperaturah pod 380 ° C in se ne meša s staljenim kalijem, rubidijem in cezijem, medtem ko se drugi pari alkalijskih kovin mešajo med seboj v poljubnem razmerju.

  1. Kemijske lastnosti

Litij je alkalijska kovina, vendar je relativno stabilen na zraku. Litij je najmanj aktivna alkalijska kovina, pri sobni temperaturi praktično ne reagira s suhim zrakom (in celo s suhim kisikom). Iz tega razloga je litij edina alkalna kovina, ki ni shranjena v kerozinu (in gostota litija je tako nizka, da lebdi v njem) in se lahko za kratek čas shrani v zraku.

V vlažnem zraku počasi reagira z dušikom v zraku in se spremeni v Li 3 N nitrid, LiOH hidroksid in Li 2 CO 3 karbonat. Pri segrevanju v kisiku gori in se spremeni v oksid Li 2 O. Da zanimiva lastnost, da je v temperaturnem območju od 100 °C do 300 °C litij prekrit z gostim oksidnim filmom in kasneje ne oksidira.

Leta 1818 je nemški kemik Leopold Gmelin ugotovil, da litij in njegove soli obarvajo plamen karminsko rdeče, kar je kvalitativni znak za določanje litija. Temperatura zgorevanja je približno 300 °C. Produkti izgorevanja dražijo sluznico nazofarinksa.

Reagira mirno, brez eksplozije ali požara, z vodo, pri čemer tvori LiOH in H 2 . Reagira tudi z etilnim alkoholom (v alkoholat), z vodikom (pri 500-700 °C) v litijev hidrid, z amoniakom in s halogeni (z jodom - samo pri segrevanju). Pri 130 °C reagira z žveplom in tvori sulfid. V vakuumu pri temperaturah nad 200 °C reagira z ogljikom (nastane acetilid). Pri 600–700 °C litij reagira s silicijem in tvori silicid. Kemično topen v tekočem amoniaku (-40 °C), nastane modra raztopina.

Litij je shranjen v petrol etru, parafinu, bencinu in/ali mineralnem olju v hermetično zaprtih pločevinastih škatlah. Kovinski litij povzroči opekline, če pride v stik s kožo, sluznico in očmi.

  1. Aplikacija

Termoelektrični materiali:

Zlitina litijevega sulfida in bakrovega sulfida je učinkovit polprevodnik za termoelektrične pretvornike (emf okoli 530 μV/K).

Kemični viri toka:

Anode so izdelane iz litija kemičnih virov tokovne (baterije, npr. litijeve kloridne baterije) in voltaične celice s trdnim elektrolitom (npr. litijev krom-srebrov, litijev bizmutat, litijev bakrov oksid, litijev manganov dioksid, litijev svinčev jod, litijev jod, litijev tionil klorid, litijev vanadijev oksid, litijev- bakrov fluorid, elementi litijevega žveplovega dioksida), ki delujejo na osnovi nevodnih tekočih in trdnih elektrolitov (tetrahidrofuran, propilen karbonat, metil format, acetonitril).

Litijev kobaltat in litijev molibdat sta pokazala boljše lastnosti delovanja in energijsko zmogljivost kot pozitivna elektroda litijevih baterij.

Litijev hidroksid se uporablja kot ena od komponent za pripravo elektrolita alkalnih baterij. Dodajanje litijevega hidroksida v elektrolit vlečnih železo-nikelj, nikelj-kadmijevih, nikelj-cinkovih baterij poveča njihovo življenjsko dobo za 3-krat in zmogljivost za 21% (zaradi tvorbe litijevih nikelatov).

Litijev aluminat je najučinkovitejši trden elektrolit (poleg cezijevega beta aluminijevega oksida).

Laserski materiali:

Monokristali litijevega fluorida se uporabljajo za izdelavo visoko učinkovitih (80-odstotna učinkovitost) laserjev brez barvnih centrov in za izdelavo optike s široko spektralno pasovno širino.

Oksidanti:

Litijev perklorat se uporablja kot oksidant.

Odkrivanje napak:

Litijev sulfat se uporablja pri odkrivanju napak.

Pirotehnika:

Litijev nitrat se uporablja v pirotehniki.

zlitine:

Litijeve zlitine s srebrom in zlatom ter bakrom so zelo učinkovite spajke. Litijeve zlitine z magnezijem, skandijem, bakrom, kadmijem in aluminijem so novi obetavni materiali v letalstvu in astronavtiki. Na osnovi litijevega aluminata in silikata je nastala keramika, ki se strdi pri sobni temperaturi in se uporablja v vojaški tehnologiji, metalurgiji in v prihodnosti v termonuklearni energiji. Steklo iz litij-aluminijevega silikata, ojačanega z vlakni silicijevega karbida, ima izjemno trdnost. Litij je zelo učinkovit pri utrjevanju svinčevih zlitin ter jim daje duktilnost in odpornost proti koroziji.

Elektronika:

Litijev cezijev triborat se uporablja kot optični material v radijski elektroniki. Kristalni litijev niobat LiNbO 3 in litijev tantalat LiTaO 3 sta nelinearna optična materiala in se pogosto uporabljata v nelinearni optiki, akustični optiki in optoelektroniki. Litij se uporablja tudi za polnjenje kovinskih halogenidnih žarnic na principu praznjenja v plinu.

Metalurgija:

V črni in neželezni metalurgiji se litij uporablja za deoksidacijo in povečanje duktilnosti in trdnosti zlitin. Litij se včasih uporablja za pridobivanje redkih kovin z metodami metalotermije.

Metalurgija aluminija:

Litijev karbonat je najpomembnejša pomožna snov (dodana elektrolitu) pri taljenju aluminija in njegova poraba vsako leto narašča sorazmerno z obsegom svetovne proizvodnje aluminija (poraba litijevega karbonata je 2,5-3,5 kg na tono staljenega aluminija).

Legiranje aluminija:

Uvedba litija v legirni sistem omogoča pridobivanje novih aluminijevih zlitin z visoko specifično trdnostjo.

Dodatek litija zmanjša gostoto zlitine in poveča modul elastičnosti. Z vsebnostjo litija do 1,8 % ima zlitina nizko odpornost proti napetostni koroziji, pri 1,9 % pa zlitina ni nagnjena k razpokanju zaradi napetostne korozije. Povečanje vsebnosti litija na 2,3 % poveča verjetnost nastanka ohlapnosti in razpok. V tem primeru se spremenijo mehanske lastnosti: povečajo se meje trdnosti in fluidnosti, plastične lastnosti pa se zmanjšajo.

Najbolj znani legirni sistemi so Al-Mg-Li (na primer zlitina 1420, ki se uporablja za izdelavo konstrukcij letal) in Al-Cu-Li (na primer zlitina 1460, ki se uporablja za izdelavo posod za utekočinjene pline). ).

Nuklearna energija:

Izotopa 6 Li in 7 Li imata različne jedrske lastnosti (presek absorpcije toplotnih nevtronov, reakcijski produkti) in njihov obseg je različen. Litijev hafniat je del posebnega emajla, namenjenega za odlaganje visokoradioaktivnih jedrskih odpadkov, ki vsebujejo plutonij.

Litij-6 (fuzija):

Uporablja se v termonuklearni energiji.

Pri obsevanju nuklida 6 Li s toplotnimi nevtroni dobimo radioaktivni tritij 3 1 H (T):

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

Zahvaljujoč temu se lahko litij-6 uporablja kot zamenjava za radioaktiven, nestabilen in nepriročen tritij za vojaške (termonuklearno orožje) in miroljubne namene (nadzorovana termonuklearna fuzija). Fuzijska orožja običajno uporabljajo litij-6 devterid 6 LiD.

Obeta se tudi uporaba litija-6 za proizvodnjo helija-3 (prek tritija) za nadaljnjo uporabo v termonuklearnih reaktorjih devterij-helij.

Litij-7 (hladilno sredstvo):

Uporablja se v jedrskih reaktorjih, ki uporabljajo reakcije, ki vključujejo težke elemente, kot so uran, torij ali plutonij.

Zahvaljujoč zelo visokim specifično toplotno kapaciteto in nizkim presekom zajetja toplotnih nevtronov tekoči litij-7 (pogosto legiran z natrijem ali cezijem-133) služi kot učinkovito hladilno sredstvo. Litijev-7 fluorid, legiran z berilijevim fluoridom (66 % LiF + 34 % BeF 2 ), se imenuje "flybe" (FLiBe) in se uporablja kot visoko učinkovito hladilno sredstvo in topilo za uranove in torijeve fluoride v visokotemperaturnih reaktorjih s staljeno soljo in za proizvodnjo tritija.

Sušilni plini:

Visokohigroskopski bromid LiBr in litijev klorid LiCl se uporabljata za sušenje zraka in drugih plinov.

Zdravilo:

Litijeve soli imajo psihotropni učinek in se v medicini uporabljajo za preprečevanje in zdravljenje številnih duševnih bolezni. Najpogostejša vrsta tega materiala je litijev karbonat. Uporablja se v psihiatriji za stabilizacijo razpoloženja ljudi, ki trpijo bipolarna motnja in pogoste spremembe razpoloženja. Učinkovit je pri preprečevanju manične depresije in zmanjšuje tveganje za samomor. Zdravniki že večkrat ugotavljajo, da nekatere litijeve spojine (seveda v ustreznih odmerkih) pozitivno vplivajo na bolnike z manično depresijo. Ta učinek je mogoče pojasniti na dva načina. Po eni strani je bilo ugotovljeno, da litij lahko uravnava delovanje nekaterih encimov, ki sodelujejo pri prenosu natrijevih in kalijevih ionov iz medcelične tekočine v možganske celice. Po drugi strani pa je bilo ugotovljeno, da litijevi ioni neposredno vplivajo na ionsko ravnovesje celice. In bolnikovo stanje je v veliki meri odvisno od ravnovesja natrija in kalija: presežek natrija v celicah je značilen za bolnike z depresijo, pomanjkanje - za tiste, ki trpijo za manijo. Z izravnavo natrijevega in kalijevega ravnovesja litijeve soli pozitivno vplivajo na oboje. Litijev nikotinat (litijeva sol nikotinska kislina, litonit) se uporablja kot nespecifično zdravilo za zdravljenje bolnikov z alkoholizmom; zdravilo izboljša presnovne procese in hemodinamiko, zmanjša afektivne motnje.

Maziva:

Litijev stearat ("litijevo milo") se uporablja kot visokotemperaturno mazivo.

Regeneracija kisika v avtonomnih napravah:

Litijev hidroksid LiOH, peroksid Li 2 O 2 in superoksid LiO 2 se uporabljajo za čiščenje zraka iz ogljikovega dioksida; v tem primeru zadnji dve spojini reagirata s sproščanjem kisika (npr. 4LiO 2 + 2CO 2 → 2Li 2 CO 3 + 3O 2), zaradi česar se uporabljata v izolacijskih plinskih maskah, v kartušah za čiščenje zraka na podmornicah, na vesoljskih plovilih s posadko itd. d.

Silikatna industrija:

Litij in njegove spojine se pogosto uporabljajo v industriji silikata za proizvodnjo posebnih vrst stekla in premazovanje porcelanskih izdelkov.

Druge aplikacije:

Litijeve spojine se uporabljajo v tekstilni (beljenje tkanin), živilski (konzerviranje) in farmacevtski (kozmetična) industriji.

  1. Litijevi izotopi

Naravni litij je sestavljen iz dveh stabilnih izotopov: 6 Li (7,5 %) in 7 Li (92,5 %); V nekaterih vzorcih litija je lahko izotopsko razmerje močno moteno zaradi naravnega ali umetnega frakcioniranja izotopov. To je treba upoštevati pri izvajanju natančnih kemijskih poskusov z uporabo litija ali njegovih spojin. Litij ima 7 umetnih radioaktivnih izotopov in dva jedrska izomera (4 Li - 12 Li oziroma 10m1 Li - 10m2 Li). Najstabilnejši med njimi, 8 Li, ima razpolovno dobo 0,8403 s. Zdi se, da eksotični izotop 3 Li (triproton) ne obstaja kot vezan sistem.

7 Li je eden redkih izotopov, ki so nastali med prvotno nukleosintezo (to je kmalu po velikem poku). Nastanek elementa litija v zvezdah je možen z jedrska reakcija“kroženje” težjih elementov.

Zaključek:

Oba zgoraj obravnavana kemična elementa sta sestavni del našega življenja, saj brez vsaj enega od njih obstoj katere koli veje specializacije ni mogoč.

Litij in vanadij sta kovini, ki si nista zelo podobni, vendar imata vsaka pomembno vlogo pri uporabi.

Bibliografija:

Za ustvarjanje tega dela so bili uporabljeni materiali s spletnega mesta:

  1. ru.wikipedia.org/wiki/Lithium
  2. ru.wikipedia.org/wiki/Vanadij
  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

MOSKVSKI ODDELEK ZA IZOBRAŽEVANJE

DRŽAVNA IZOBRAŽEVALNA INSTITUCIJA

SREDNJA POKLICNA IZOBRAZBA

VISOKA POLITEHNIČNA ŠOLA št. 19

POVZETEK NA "KEMIJO"

ZADEVA: VANADIJ IN LITIJ

Izvaja študent

1. letnik 1VM1 skupina

Kapustjanski Vladislav

Aleksandrovič

Preveril: učitelj

Denis Aleksandrovič

Moskva, 2010

vanadij:

  1. Zgodovina odkritja
  2. Biti v naravi

Kraj rojstva

  1. Pridobivanje vanadija
  2. Fizične lastnosti
  3. Kemijske lastnosti
  4. Aplikacija

Jedrska vodikova energija

Kemični viri toka

  1. Biološka vloga in učinki
  2. Izotopi

Litij:

  1. Zgodovina odkritja
  2. Biti v naravi

Geokemija

Kraj rojstva

  1. Pridobivanje litija
  2. Fizične lastnosti
  3. Kemijske lastnosti
  4. Aplikacija

Termoelektrični materiali

Kemični viri toka

Laserski materiali

Oksidanti

Odkrivanje napak

Pirotehnika

elektronika

Metalurgija

Jedrska elektronika

Sušilni plini

Zdravilo

Maziva

Regeneracija kisika v avtonomnih napravah

Silikatna industrija

Druga področja

  1. Litijevi izotopi

VANADIJ (Vanadium), V (a. vanadium; n. Vanadin; f. vanadium; i. vanadio), je kemični element V. skupine periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 23, atomska masa 50,94. V naravi poznamo dva stabilna izotopa vanadija: 50 V (0,25 %) in 51 V (99,75 %). Odkril mehiški mineralog A. M. del Rio leta 1801.

Priprava in uporaba vanadija

Kovinski vanadij (95-99% V) se pridobiva s karbo-, kalcijevo in magnezijevo termično redukcijo tehničnega V 2 O 5 ali termično disociacijo vanadijevega jodida. Za pridobivanje vanadija visoke čistosti se uporablja njegovo rafiniranje: elektroliza staljenih vanadijevih halogenidov, enostavna in conska indukcija, obločno in elektronsko taljenje v vakuumu. Približno 90 % vanadija se porabi črna metalurgija, kjer se uporablja kot legirni dodatek jeklu in litemu železu. Na osnovi vanadija nastajajo tudi različne zlitine, ki se skupaj s kovinskim vanadijem uporabljajo kot konstrukcijski material v jedrskih reaktorjih, zlitine na osnovi Ti z dodatki vanadija pa se uporabljajo v letalski in raketni tehniki. V kemični industriji se vanadijeve spojine uporabljajo kot katalizatorji pri kontaktni proizvodnji žveplove kisline; uporablja se v barvah, gumi, tekstilni, keramični in drugih industrijah.

@ 2024 wowway.ru - Diete in prehrana. Diagnostika in testi. Zdravila. holesterol. ateroskleroza