सीढ़ियां। प्रवेश समूह। सामग्री। दरवाजे। ताले। डिज़ाइन

हमारे देश की अर्थव्यवस्था में अग्रणी उद्योग धातु विज्ञान है। इसके सफल विकास के लिए बहुत अधिक धातु की आवश्यकता होती है। यह लेख अलौह भारी और हल्की धातुओं और उनके उपयोग पर केंद्रित होगा।

अलौह धातुओं का वर्गीकरण

भौतिक गुणों और उद्देश्य के आधार पर, उन्हें निम्नलिखित समूहों में विभाजित किया गया है:

• हल्की अलौह धातुएँ। इस समूह की सूची बड़ी है: इसमें कैल्शियम, स्ट्रोंटियम, सीज़ियम, पोटेशियम और लिथियम शामिल हैं। लेकिन धातुकर्म उद्योग में, एल्यूमीनियम, टाइटेनियम और मैग्नीशियम का सबसे अधिक उपयोग किया जाता है।
• भारी धातुएँ बहुत लोकप्रिय हैं। ये प्रसिद्ध जस्ता और टिन, तांबा और सीसा, साथ ही निकल हैं।

• प्लेटिनम, रूथेनियम, पैलेडियम, ऑस्मियम, रोडियम जैसी महान धातुएँ। गहने बनाने के लिए सोने और चांदी का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।
• दुर्लभ पृथ्वी धातु - सेलेनियम और ज़िरकोनियम, जर्मेनियम और लैंथेनम, नियोडिमियम, टेरबियम, समैरियम और अन्य।
• आग रोक धातु - वैनेडियम और टंगस्टन, टैंटलम और मोलिब्डेनम, क्रोमियम और मैंगनीज।
• बिस्मथ, कोबाल्ट, आर्सेनिक, कैडमियम, पारा जैसी छोटी धातुएँ।
• मिश्र धातु - पीतल और कांस्य।

हल्की धातु

वे व्यापक रूप से प्रकृति में वितरित किए जाते हैं। इन धातुओं का घनत्व कम होता है। उनके पास उच्च रासायनिक गतिविधि है। वे मजबूत संबंध हैं। इन धातुओं के धातु विज्ञान का विकास उन्नीसवीं सदी में शुरू हुआ। वे गलित रूप, इलेक्ट्रोथर्मी और मेटलोथर्मी में लवणों के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किए जाते हैं। हल्की अलौह धातुएँ, जिनकी सूची में कई वस्तुएँ हैं, का उपयोग मिश्र धातुओं के उत्पादन के लिए किया जाता है।

अल्युमीनियम

हल्की धातुओं को संदर्भित करता है। इसमें चांदी का रंग और लगभग सात सौ डिग्री का गलनांक होता है। औद्योगिक परिस्थितियों में इसका उपयोग मिश्र धातुओं में किया जाता है। जहां धातु की आवश्यकता होती है वहां इसका उपयोग किया जाता है। एल्यूमीनियम में कम घनत्व और उच्च शक्ति होती है। यह धातु आसानी से कट, आरी, वेल्डेड, ड्रिल्ड, सोल्डर और मुड़ी हुई है।

तांबे, निकल, मैग्नीशियम, सिलिकॉन जैसे विभिन्न गुणों की धातुओं के साथ मिश्र धातुएं बनती हैं। उनके पास बहुत ताकत है, प्रतिकूल मौसम की स्थिति में जंग नहीं लगाते हैं। एल्यूमीनियम में उच्च विद्युत और तापीय चालकता होती है।

मैगनीशियम

यह हल्की अलौह धातुओं के समूह से संबंधित है। इसमें सिल्वर-व्हाइट रंग और फिल्म ऑक्साइड कोटिंग है। इसका घनत्व कम है, इसे अच्छी तरह से संसाधित किया जाता है। धातु दहनशील पदार्थों के लिए प्रतिरोधी है: गैसोलीन, मिट्टी का तेल, खनिज तेल, लेकिन एसिड में विघटन के लिए अतिसंवेदनशील है। मैग्नीशियम चुंबकीय नहीं है। कम लोचदार और फाउंड्री गुण रखता है, जंग के संपर्क में है।

टाइटेनियम

यह एक हल्की धातु है। वह चुंबकीय नहीं है। इसमें नीले रंग के साथ एक चांदी का रंग है। इसमें उच्च शक्ति और संक्षारण प्रतिरोध है। लेकिन टाइटेनियम में कम विद्युत और तापीय चालकता है। खो देता है यांत्रिक विशेषताएं 400 डिग्री के तापमान पर, 540 डिग्री पर भंगुर हो जाता है।

मोलिब्डेनम, मैंगनीज, एल्यूमीनियम, क्रोमियम और अन्य के साथ मिश्र धातुओं में टाइटेनियम के यांत्रिक गुणों में वृद्धि होती है। मिश्र धातु धातु के आधार पर, मिश्र धातुओं में अलग-अलग ताकत होती है, उनमें से उच्च शक्ति वाले होते हैं। इस तरह के मिश्र धातुओं का उपयोग विमान निर्माण, मैकेनिकल इंजीनियरिंग और जहाज निर्माण में किया जाता है। वे रॉकेट प्रौद्योगिकी, घरेलू उपकरणों और बहुत कुछ का उत्पादन करते हैं।

भारी धातुओं

भारी अलौह धातुएँ, जिनकी सूची बहुत विस्तृत है, सल्फाइड और ऑक्सीकृत पॉलीमेटेलिक अयस्कों से प्राप्त की जाती हैं। उनके प्रकार के आधार पर, धातु प्राप्त करने के तरीके उत्पादन की विधि और जटिलता में भिन्न होते हैं, जिसके दौरान कच्चे माल के मूल्यवान घटकों को पूरी तरह से निकाला जाना चाहिए।

इस समूह की धातुएं हाइड्रोमेटेलर्जिकल और पाइरोमेटालर्जिकल हैं। किसी भी विधि से प्राप्त धातुओं को खुरदरा कहा जाता है। वे एक शोधन प्रक्रिया से गुजरते हैं। तभी इनका उपयोग औद्योगिक उद्देश्यों के लिए किया जा सकता है।

तांबा

ऊपर सूचीबद्ध अलौह धातुओं का उद्योग में उपयोग नहीं किया जाता है। ऐसे में हम बात कर रहे हैं एक आम भारी धातु - कॉपर की। इसमें उच्च तापीय चालकता, विद्युत चालकता और लचीलापन है।

मैकेनिकल इंजीनियरिंग जैसे उद्योगों में कॉपर मिश्र धातुओं का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है, और सभी इस तथ्य के कारण कि यह भारी धातु दूसरों के साथ अच्छी तरह से मिश्रित है।

जस्ता

वह अलौह धातुओं का भी प्रतिनिधित्व करता है। शीर्षकों की सूची बड़ी है। हालांकि, सभी भारी अलौह धातुओं, जिनमें जस्ता शामिल है, का उद्योग में उपयोग नहीं किया जाता है। यह धातु भंगुर होती है। लेकिन अगर आप इसे एक सौ पचास डिग्री तक गर्म करते हैं, तो यह बिना किसी समस्या के जाली और आसानी से लुढ़क जाएगा। जिंक में उच्च जंग रोधी गुण होते हैं, लेकिन क्षार और अम्ल के संपर्क में आने पर यह नष्ट होने की आशंका होती है।

प्रमुख

अलौह धातुओं की सूची सीसे के बिना अधूरी होगी। वह ग्रे रंगनीले रंग के संकेत के साथ। गलनांक तीन सौ सत्ताईस डिग्री है। यह भारी और मुलायम होता है। यह एक हथौड़े से अच्छी तरह जाली है, जबकि यह सख्त नहीं होता है। इसके विभिन्न रूप उंडेले जाते हैं। एसिड प्रतिरोधी: हाइड्रोक्लोरिक, सल्फ्यूरिक, एसिटिक, नाइट्रिक।

पीतल

ये मैंगनीज, सीसा, एल्यूमीनियम और अन्य धातुओं के अतिरिक्त तांबे और जस्ता के मिश्र धातु हैं। पीतल की कीमत तांबे की तुलना में कम है, और ताकत, क्रूरता और जंग प्रतिरोध- के ऊपर। पीतल में अच्छे कास्टिंग गुण होते हैं। स्टैम्पिंग, रोलिंग, ड्रॉइंग, रोलिंग द्वारा इसके पुर्जे तैयार किए जाते हैं। इस धातु से गोले और बहुत कुछ के लिए गोले बनाए जाते हैं।

अलौह धातुओं का उपयोग

न केवल धातुओं को स्वयं अलौह कहा जाता है, बल्कि उनकी मिश्र धातु भी कहा जाता है। अपवाद तथाकथित "लौह धातु" है: लोहा और, तदनुसार, इसके मिश्र। यूरोपीय देशों में अलौह धातुओं को अलौह धातु कहा जाता है। अलौह धातुएं, जिनकी सूची काफी लंबी है, रूस सहित दुनिया भर के विभिन्न उद्योगों में व्यापक रूप से उपयोग की जाती हैं, जहां वे मुख्य विशेषज्ञता हैं। देश के सभी क्षेत्रों के क्षेत्रों में उत्पादित और खनन किया जाता है। हल्की और भारी अलौह धातुएँ, जिनकी सूची को विभिन्न प्रकार के नामों से दर्शाया जाता है, "धातुकर्म" नामक उद्योग बनाते हैं। इस अवधारणा में अयस्कों का निष्कर्षण, संवर्धन, धातुओं और उनके मिश्र धातुओं दोनों का गलाना शामिल है।

वर्तमान में, अलौह धातु उद्योग व्यापक हो गया है। अलौह धातुओं की गुणवत्ता बहुत अधिक है, वे टिकाऊ और व्यावहारिक हैं, उनका उपयोग निर्माण उद्योग में किया जाता है: वे इमारतों और संरचनाओं को खत्म करते हैं। प्रोफाइल धातु, तार, टेप, स्ट्रिप्स, पन्नी, चादरें, विभिन्न आकृतियों की छड़ें इनसे उत्पन्न होती हैं।

परिभाषा

प्रकृति में होना

धातु गुण

विशेषता गुण धातुओं

भौतिक गुण धातुओं

धातुओं के रासायनिक गुण

सूक्ष्म संरचना

क्षारीय धातु

क्षार धातुओं की सामान्य विशेषताएं

क्षार धातुओं के रासायनिक गुण

क्षार धातु प्राप्त करना

हाइड्रॉक्साइड

कार्बोनेट्स

रूबिडीयाम

क्षारीय पृथ्वी धातु

कैल्शियम

स्ट्रोंटियम

संक्रमण धातुओं

संक्रमण तत्वों की सामान्य विशेषताएं

धातुओं का अनुप्रयोग

निर्माण सामग्री

विद्युत सामग्री

उपकरण सामग्री

इतिहास

खुदाई धातुकर्म

धातु है(नाम लैटिन मेटलम से आया है - मेरा) - विशिष्ट धातु गुणों वाले तत्वों का एक समूह, जैसे उच्च तापीय और विद्युत चालकता, प्रतिरोध का सकारात्मक तापमान गुणांक, उच्च लचीलापन, आदि। सभी का लगभग 70% रासायनिक तत्व.

धातु (धातु) है

प्रकृति में होना

अधिकांश धातुएँ प्रकृति में अयस्कों और यौगिकों के रूप में मौजूद हैं। वे ऑक्साइड, सल्फाइड, कार्बोनेट और अन्य रासायनिक यौगिक बनाते हैं। शुद्ध धातुओं को प्राप्त करने और उनके आगे उपयोग के लिए, उन्हें अयस्कों से अलग करना और शुद्धिकरण करना आवश्यक है। यदि आवश्यक हो, मिश्र धातु और धातुओं का अन्य प्रसंस्करण किया जाता है। विज्ञान इसका अध्ययन कर रहा है। धातुकर्म. धातु विज्ञान लौह धातु अयस्कों को अलग करता है (के आधार पर) ग्रंथि) और रंगीन (वे शामिल नहीं हैं लोहा, कुल मिलाकर लगभग 70 तत्व)। , और प्लेटिनम भी कीमती धातुएं हैं। इसके अलावा, वे छोटी मात्रा में मौजूद हैं समुद्र का पानी, पौधे, जीवित जीव (महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हुए)।

यह ज्ञात है कि मानव शरीर का 3% धातु से बना है। हमारी कोशिकाओं में सबसे अधिक कैल्शियम और सोडियम होता है, जो लसीका तंत्र में केंद्रित होता है। मैग्नीशियम मांसपेशियों में जमा होता है और तंत्रिका प्रणाली, तांबाजिगर में, रक्त में।

धातु गुण

धातु (धातु) है

धातुओं के विशिष्ट गुण

धात्विक चमक (आयोडीन और ग्रेफाइट के रूप में कार्बन को छोड़कर। उनकी धात्विक चमक के बावजूद, क्रिस्टलीय आयोडीन और ग्रेफाइट अधातु हैं।)

अच्छी विद्युत चालकता (कार्बन को छोड़कर।)

प्रकाश मशीनिंग की संभावना।

उच्च घनत्व (आमतौर पर धातु गैर-धातुओं से भारी होती है।)

उच्च गलनांक (अपवाद: पारा, गैलियम और क्षार धातु।)

महान तापीय चालकता

प्रतिक्रियाओं में, वे हमेशा एजेंटों को कम कर रहे हैं।

धातुओं के भौतिक गुण

सभी धातुएं (पारा को छोड़कर और सशर्त रूप से) सामान्य परिस्थितियों में ठोस अवस्था में होती हैं, लेकिन उनकी कठोरता अलग होती है। तो, क्षार धातुओं को रसोई के चाकू से आसानी से काटा जाता है, और वैनेडियम, टंगस्टन और क्रोमियम जैसी धातुएं आसानी से सबसे कठोर और कांच को खरोंचती हैं। मोह पैमाने पर कुछ धातुओं की कठोरता नीचे दी गई है।

गलनांक −39°C (पारा) से लेकर 3410°C (टंगस्टन) तक होता है। अधिकांश धातुओं (क्षार के अपवाद के साथ) का गलनांक अधिक होता है, लेकिन कुछ "सामान्य" धातुएं, जैसे टिनऔर प्रमुख, एक पारंपरिक बिजली पर पिघलाया जा सकता है या गैस - चूल्हा.

घनत्व के आधार पर, धातुओं को प्रकाश (घनत्व 0.53 h 5 g/cm³) और भारी (5 h 22.5 g/cm³) में विभाजित किया जाता है। सबसे हल्की धातु लिथियम (घनत्व 0.53 g/cm³) है। वर्तमान में सबसे भारी धातु का नाम देना असंभव है, क्योंकि ऑस्मियम और इरिडियम के घनत्व - दो सबसे भारी धातुएं - लगभग बराबर हैं (लगभग 22.6 ग्राम / सेमी 3 - घनत्व से ठीक दोगुना प्रमुख), और उनके सटीक घनत्व की गणना करना बेहद मुश्किल है: इसके लिए आपको धातुओं को पूरी तरह से शुद्ध करने की आवश्यकता है, क्योंकि कोई भी अशुद्धता उनके घनत्व को कम करती है।

अधिकांश धातुएँ तन्य होती हैं, जिसका अर्थ है कि धातु के तार को बिना तोड़े मोड़ा जा सकता है। यह उनके बीच के बंधन को तोड़े बिना धातु के परमाणुओं की परतों के विस्थापन के कारण है। सबसे प्लास्टिक हैं सोना, चांदीऔर तांबा. से सोना 0.003 मिमी मोटी पन्नी बनाई जा सकती है, जिसका उपयोग व्यापार वस्तुओं को गिल्ड करने के लिए किया जाता है। हालांकि, सभी धातुएं प्लास्टिक नहीं होती हैं। से तार जस्ताया टिनमुड़े होने पर क्रंचेस; मैंगनीज और बिस्मथ विरूपण के दौरान बिल्कुल भी नहीं झुकते हैं, लेकिन तुरंत टूट जाते हैं। प्लास्टिसिटी भी धातु की शुद्धता पर निर्भर करती है; इस प्रकार, बहुत शुद्ध क्रोमियम बहुत नमनीय होता है, लेकिन मामूली अशुद्धियों से भी दूषित होने पर, यह भंगुर और कठोर हो जाता है।

सभी धातुएं बिजली का संचालन अच्छी तरह से करती हैं; यह उनके क्रिस्टल जाली में मोबाइल इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति के कारण होता है जो की क्रिया के तहत चलते हैं बिजली क्षेत्र. चांदी, तांबा और अल्युमीनियमउच्चतम विद्युत चालकता है; इस कारण से, अंतिम दो धातुओं को अक्सर तारों के लिए सामग्री के रूप में उपयोग किया जाता है। सोडियम में बहुत अधिक विद्युत चालकता भी होती है; प्रायोगिक उपकरणों में, पतली दीवारों वाले पाइपों के रूप में सोडियम कंडक्टरों का उपयोग करने के ज्ञात प्रयास हैं स्टेनलेस स्टील कासोडियम से भरा हुआ। सोडियम के कम विशिष्ट गुरुत्व के कारण, समान प्रतिरोध के साथ, सोडियम "तार" तांबे की तुलना में बहुत हल्के होते हैं और एल्यूमीनियम की तुलना में थोड़े हल्के भी होते हैं।

धातुओं की उच्च तापीय चालकता भी मुक्त इलेक्ट्रॉनों की गतिशीलता पर निर्भर करती है। इसलिए, तापीय चालकता की श्रृंखला विद्युत चालकता की श्रृंखला के समान है और बिजली की तरह गर्मी का सबसे अच्छा संवाहक है। सोडियम भी गर्मी के एक अच्छे संवाहक के रूप में उपयोग करता है; यह व्यापक रूप से जाना जाता है, उदाहरण के लिए, ऑटोमोबाइल इंजनों के वाल्वों में उनके शीतलन में सुधार के लिए सोडियम का उपयोग।

धातुओं की चिकनी सतह बहुत अधिक प्रकाश को परावर्तित करती है - इस घटना को धात्विक चमक कहा जाता है। हालाँकि, चूर्ण अवस्था में, अधिकांश धातुएँ अपनी चमक खो देती हैं; अल्युमीनियमऔर मैग्नीशियम, हालांकि, पाउडर में अपनी चमक बनाए रखते हैं। चांदी सबसे अच्छी तरह से प्रकाश को दर्शाती है, और इन धातुओं से दर्पण बनाए जाते हैं। रोडियम का उपयोग कभी-कभी दर्पण बनाने के लिए भी किया जाता है, इसकी असाधारण उच्च कीमत के बावजूद: चांदी या पैलेडियम की तुलना में इसकी बहुत अधिक कठोरता और रासायनिक प्रतिरोध के कारण, रोडियम की परत चांदी की तुलना में बहुत पतली हो सकती है।

अधिकांश धातुओं का रंग लगभग समान होता है - हल्के भूरे रंग के साथ नीले रंग का। , तांबा और सीज़ियम, क्रमशः पीला, लाल और हल्का पीला।

धातुओं के रासायनिक गुण

धातु (धातु) है

बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत पर, अधिकांश धातुओं में इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या (1-3) होती है, इसलिए अधिकांश प्रतिक्रियाओं में वे कम करने वाले एजेंटों के रूप में कार्य करते हैं (अर्थात, वे अपने इलेक्ट्रॉनों को "दूर" करते हैं)

1. सरल पदार्थों के साथ अभिक्रियाएँ

सोना और प्लेटिनम को छोड़कर सभी धातुएं ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं। चांदी के साथ प्रतिक्रिया उच्च तापमान पर होती है, लेकिन चांदी (II) ऑक्साइड व्यावहारिक रूप से नहीं बनता है, क्योंकि यह थर्मल रूप से अस्थिर है। धातु के आधार पर, आउटपुट ऑक्साइड, पेरोक्साइड, सुपरऑक्साइड हो सकता है:

4Li + O2 = 2Li2O लिथियम ऑक्साइड

2Na + O2 = Na2O2 सोडियम पेरोक्साइड

K + O2 = KO2 पोटेशियम सुपरऑक्साइड

पेरोक्साइड से ऑक्साइड प्राप्त करने के लिए, पेरोक्साइड को धातु से कम किया जाता है:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

मध्यम और निम्न-सक्रिय धातुओं के साथ, गर्म होने पर प्रतिक्रिया होती है:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

केवल सबसे सक्रिय धातुएं नाइट्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं, केवल लिथियम कमरे के तापमान पर बातचीत करता है, नाइट्राइड बनाता है:

6Li + N2 = 2Li3N

गर्म होने पर:

3Ca + N2 = Ca3N2

सोने को छोड़कर सभी धातुएं सल्फर के साथ अभिक्रिया करती हैं प्लैटिनम:

आयरन के साथ परस्पर क्रिया करता है धूसरगर्म करने पर सल्फाइड बनता है:

केवल सबसे सक्रिय धातुएं हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं, अर्थात, समूह IA और IIA की धातुएं, Be को छोड़कर। गर्म करने पर अभिक्रियाएँ होती हैं और हाइड्राइड बनते हैं। प्रतिक्रियाओं में, धातु एक कम करने वाले एजेंट के रूप में कार्य करता है, हाइड्रोजन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 होती है:

केवल सबसे सक्रिय धातुएं कार्बन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं। इस मामले में, एसिटिलीनाइड्स या मेथेनाइड्स बनते हैं। एसिटाइलाइड पानी के साथ क्रिया करके एसिटिलीन देता है, मेथेनाइड्स मीथेन देता है।

2Na + 2C = Na2C2

Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2

मिश्र धातु पिघल में परिचय है अतिरिक्त तत्वआधार सामग्री के यांत्रिक, भौतिक और रासायनिक गुणों को संशोधित करना।

सूक्ष्म संरचना

धातुओं के अभिलक्षणिक गुणों को उनकी आंतरिक संरचना से समझा जा सकता है। उन सभी का नाभिक के साथ बाहरी ऊर्जा स्तर (दूसरे शब्दों में, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों) के इलेक्ट्रॉनों का कमजोर संबंध है। इसके कारण, कंडक्टर में निर्मित संभावित अंतर क्रिस्टल जाली में इलेक्ट्रॉनों (चालन इलेक्ट्रॉन कहा जाता है) की हिमस्खलन जैसी गति की ओर जाता है। ऐसे इलेक्ट्रॉनों के संग्रह को अक्सर इलेक्ट्रॉन गैस के रूप में जाना जाता है। इलेक्ट्रॉनों के अलावा, तापीय चालकता में योगदान फोनन (जाली कंपन) द्वारा किया जाता है। प्लास्टिसिटी अव्यवस्थाओं की गति और क्रिस्टलोग्राफिक विमानों की शिफ्ट के लिए एक छोटे से ऊर्जा अवरोध के कारण है। कठोरता को बड़ी संख्या में संरचनात्मक दोषों (अंतरालीय परमाणु, आदि) द्वारा समझाया जा सकता है।

इलेक्ट्रॉनों की आसान वापसी के कारण, धातुओं का ऑक्सीकरण संभव है, जिससे जंग और गुणों का और क्षरण हो सकता है। ऑक्सीकरण करने की क्षमता को धातुओं की गतिविधि की मानक श्रृंखला द्वारा पहचाना जा सकता है। यह तथ्य अन्य तत्वों (एक मिश्र धातु, जिनमें से सबसे महत्वपूर्ण है) के संयोजन में धातुओं के उपयोग की आवश्यकता की पुष्टि करता है इस्पात), उनके मिश्र धातु और विभिन्न कोटिंग्स का उपयोग।

धातुओं के इलेक्ट्रॉनिक गुणों के अधिक सही विवरण के लिए, क्वांटम यांत्रिकी का उपयोग करना आवश्यक है। पर्याप्त समरूपता वाले सभी ठोस पदार्थों में, अलग-अलग परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के ऊर्जा स्तर ओवरलैप होते हैं और अनुमत बैंड बनाते हैं, और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा गठित बैंड को वैलेंस बैंड कहा जाता है। धातुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का कमजोर बंधन इस तथ्य की ओर जाता है कि धातुओं में वैलेंस बैंड बहुत चौड़ा हो जाता है, और सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉन इसे पूरी तरह से भरने के लिए पर्याप्त नहीं होते हैं।

इस तरह के आंशिक रूप से भरे हुए बैंड की मौलिक विशेषता यह है कि न्यूनतम लागू वोल्टेज पर भी, नमूने में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की पुनर्व्यवस्था शुरू हो जाती है, यानी एक विद्युत प्रवाह प्रवाहित होता है।

इलेक्ट्रॉनों की समान उच्च गतिशीलता उच्च तापीय चालकता की ओर ले जाती है, साथ ही साथ स्पेक्युलर रूप से प्रतिबिंबित करने की क्षमता भी होती है विद्युत चुम्बकीय विकिरण(जो धातु को एक विशिष्ट चमक देता है)।

क्षारीय धातु

धातु (धातु) है

क्षार धातुएं डी। आई। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के समूह I के मुख्य उपसमूह के तत्व हैं: लिथियम ली, सोडियम ना, पोटेशियम के, रूबिडियम आरबी, सीज़ियम सीएस और फ्रांसियम फ्र। इन धातुओं को क्षारीय इसलिए कहा जाता है क्योंकि इनके अधिकांश यौगिक जल में घुलनशील होते हैं। स्लाव में, "लीच" का अर्थ है "विघटित", और इसने धातुओं के इस समूह का नाम निर्धारित किया। जब क्षार धातुओं को पानी में घोला जाता है, तो घुलनशील हाइड्रॉक्साइड बनते हैं, जिन्हें क्षार कहा जाता है।

क्षार धातुओं की सामान्य विशेषताएं

आवर्त प्रणाली में, वे तुरंत अक्रिय गैसों का अनुसरण करते हैं, इसलिए क्षार धातु परमाणुओं की संरचनात्मक विशेषता यह है कि उनमें एक नए पर एक इलेक्ट्रॉन होता है। ऊर्जा स्तर: इनका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ns1 होता है। यह स्पष्ट है कि क्षार धातुओं के संयोजक इलेक्ट्रॉनों को आसानी से हटाया जा सकता है, क्योंकि यह परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन दान करने और एक अक्रिय गैस के विन्यास को प्राप्त करने के लिए ऊर्जावान रूप से अनुकूल है। इसलिए, सभी क्षार धातुओं को गुणों को कम करने की विशेषता है। इसकी पुष्टि उनकी आयनीकरण क्षमता (सीज़ियम परमाणु की आयनीकरण क्षमता सबसे कम में से एक है) और इलेक्ट्रोनगेटिविटी (ईओ) के निम्न मूल्यों से होती है।

इस उपसमूह की सभी धातुएँ सिल्वर-व्हाइट (चांदी-पीले सीज़ियम को छोड़कर) हैं, वे बहुत नरम हैं, उन्हें स्केलपेल से काटा जा सकता है। लिथियम, सोडियम और पोटेशियम पानी से हल्के होते हैं और इसके साथ प्रतिक्रिया करते हुए इसकी सतह पर तैरते हैं।

क्षार धातुएं प्राकृतिक रूप से एकल आवेशित धनायनों वाले यौगिकों के रूप में पाई जाती हैं। कई खनिजों में समूह I के मुख्य उपसमूह की धातुएँ होती हैं। उदाहरण के लिए, ऑर्थोक्लेज़, या फेल्डस्पार, में पोटेशियम एल्युमिनोसिलिकेट K2, के समान होता है खनिज, सोडियम युक्त - एल्बाइट - की संरचना Na2 है। समुद्र के पानी में सोडियम क्लोराइड NaCl होता है, और मिट्टी में पोटेशियम लवण होते हैं - सिल्विन KCl, सिल्विनाइट NaCl। केसीएल, कार्नेलाइट केसीएल। एमजीसीएल2. 6H2O, पॉलीहैलाइट K2SO4। एमजीएसओ4. सीएएसओ4. 2H2O.

क्षार धातुओं के रासायनिक गुण

धातु (धातु) है

पानी, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन के संबंध में क्षार धातुओं की उच्च रासायनिक गतिविधि के कारण, वे मिट्टी के तेल की एक परत के नीचे जमा हो जाते हैं। क्षार धातु के साथ अभिक्रिया करने के लिए, एक टुकड़ा सही आकारपरत के नीचे एक स्केलपेल के साथ सावधानी से काट लें मिटटी तेल, एक आर्गन वातावरण में, हवा के साथ बातचीत के उत्पादों से धातु की सतह को अच्छी तरह से साफ करें, और उसके बाद ही नमूना को प्रतिक्रिया पोत में रखें।

1. पानी के साथ बातचीत। महत्वपूर्ण संपत्तिक्षार धातु - पानी के संबंध में उनकी उच्च गतिविधि। लिथियम पानी के साथ सबसे शांति से (बिना विस्फोट के) प्रतिक्रिया करता है।

इसी तरह की प्रतिक्रिया करते समय, सोडियम एक पीली लौ के साथ जलता है और एक छोटा विस्फोट होता है। पोटेशियम और भी अधिक सक्रिय है: इस मामले में, विस्फोट अधिक मजबूत होता है, और लौ रंगीन होती है नील लोहित रंग का.

2. ऑक्सीजन के साथ बातचीत। हवा में क्षार धातुओं के दहन उत्पादों की धातु की गतिविधि के आधार पर एक अलग संरचना होती है।

केवल लीथियम हवा में जलकर स्टोइकोमीट्रिक संघटन का ऑक्साइड बनाता है।

सोडियम के दहन के दौरान, पेरोक्साइड Na2O2 मुख्य रूप से सुपरऑक्साइड NaO2 के एक छोटे से मिश्रण के साथ बनता है।

पोटेशियम, रूबिडियम और सीज़ियम के दहन उत्पादों में मुख्य रूप से सुपरऑक्साइड होते हैं।

सोडियम और पोटेशियम के ऑक्साइड प्राप्त करने के लिए, ऑक्सीजन की अनुपस्थिति में हाइड्रॉक्साइड, पेरोक्साइड या सुपरऑक्साइड के मिश्रण को धातु की अधिकता से गर्म किया जाता है।

क्षार धातुओं के ऑक्सीजन यौगिकों के लिए, निम्नलिखित नियमितता विशेषता है: जैसे-जैसे क्षार धातु के धनायन की त्रिज्या बढ़ती है, पेरोक्साइड आयन O22- और सुपरऑक्साइड आयन O2- युक्त ऑक्सीजन यौगिकों की स्थिरता बढ़ जाती है।

भारी क्षार धातुओं को EO3 संरचना के बल्कि स्थिर ओजोनाइड्स के गठन की विशेषता है। हर चीज़ ऑक्सीजन यौगिकअलग-अलग रंग होते हैं, जिनकी तीव्रता श्रृंखला में Li से Cs तक गहरी होती है।

क्षार धातु ऑक्साइड में मूल ऑक्साइड के सभी गुण होते हैं: वे पानी, अम्लीय ऑक्साइड और एसिड के साथ प्रतिक्रिया करते हैं।

पेरोक्साइड और सुपरऑक्साइड मजबूत ऑक्सीकरण एजेंटों के गुणों को प्रदर्शित करते हैं।

पेरोक्साइड और सुपरऑक्साइड पानी के साथ तीव्रता से प्रतिक्रिया करते हैं, जिससे हाइड्रॉक्साइड बनते हैं।

3. अन्य पदार्थों के साथ बातचीत। क्षार धातुएँ अनेक अधातुओं के साथ अभिक्रिया करती हैं। गर्म होने पर, वे हाइड्रोजन के साथ मिलकर हाइड्राइड बनाते हैं, हैलोजन के साथ, धूसर, नाइट्रोजन, फास्फोरस, कार्बन और सिलिकॉन क्रमशः हैलाइड, सल्फाइड, नाइट्राइड, फॉस्फाइड, कार्बाइड और सिलिकाइड बनाने के लिए।

गर्म होने पर, क्षार धातुएं अन्य धातुओं के साथ प्रतिक्रिया करने में सक्षम होती हैं, जिससे इंटरमेटेलिक यौगिक बनते हैं। क्षार धातुएं अम्ल के साथ सक्रिय रूप से (विस्फोट के साथ) प्रतिक्रिया करती हैं।

क्षार धातुएं तरल अमोनिया और उसके डेरिवेटिव - एमाइन और एमाइड में घुल जाती हैं।

तरल अमोनिया में घुलने पर, एक क्षार धातु एक इलेक्ट्रॉन खो देती है, जो अमोनिया के अणुओं द्वारा घुल जाता है और घोल को नीला रंग देता है। परिणामी एमाइड क्षार और अमोनिया के निर्माण के साथ पानी से आसानी से विघटित हो जाते हैं।

क्षार धातुएं कार्बनिक पदार्थों, अल्कोहल (अल्कोहल के निर्माण के साथ) और . के साथ परस्पर क्रिया करती हैं कार्बोक्जिलिक एसिड(लवण के गठन के साथ)।

4. क्षार धातुओं का गुणात्मक निर्धारण। चूंकि क्षार धातुओं की आयनीकरण क्षमता कम होती है, जब किसी धातु या उसके यौगिकों को ज्वाला में गर्म किया जाता है, तो एक परमाणु आयनित होता है, लौ को एक निश्चित रंग में रंग देता है।

क्षार धातु प्राप्त करना

1. क्षार धातुओं को प्राप्त करने के लिए, वे मुख्य रूप से अपने हैलाइडों के पिघलने के इलेक्ट्रोलिसिस का उपयोग करते हैं, अक्सर क्लोराइड, जो प्राकृतिक रूप से बनाते हैं खनिज पदार्थ:

कैथोड: ली+ + ई → ली

एनोड: 2Cl- - 2e → Cl2

2. कभी-कभी, क्षार धातुओं को प्राप्त करने के लिए, उनके हाइड्रॉक्साइड के गलनांक का इलेक्ट्रोलिसिस किया जाता है:

कैथोड: Na+ + e → Na

एनोड: 4OH- - 4e → 2H2O + O2

चूंकि क्षार धातुएं वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में हाइड्रोजन के बाईं ओर होती हैं, इसलिए नमक के घोल से उन्हें इलेक्ट्रोलाइटिक रूप से प्राप्त करना असंभव है; इस मामले में, संबंधित क्षार और हाइड्रोजन बनते हैं।

हाइड्रॉक्साइड

क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड के उत्पादन के लिए मुख्य रूप से इलेक्ट्रोलाइटिक विधियों का उपयोग किया जाता है। सबसे बड़े पैमाने पर आम नमक के एक केंद्रित जलीय घोल के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा सोडियम हाइड्रॉक्साइड का उत्पादन होता है।

पहले, क्षार एक विनिमय प्रतिक्रिया द्वारा प्राप्त किया गया था।

इस तरह से प्राप्त क्षार Na2CO3 सोडा से अत्यधिक दूषित हो गया था।

क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड सफेद हीड्रोस्कोपिक पदार्थ होते हैं जिनके जलीय घोल मजबूत आधार होते हैं। वे क्षारों की विशेषता वाली सभी प्रतिक्रियाओं में भाग लेते हैं - वे एसिड, अम्लीय और एम्फ़ोटेरिक ऑक्साइड, एम्फ़ोटेरिक हाइड्रॉक्साइड के साथ प्रतिक्रिया करते हैं।

लिथियम हाइड्रॉक्साइड के अपवाद के साथ, क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड गर्म होने पर बिना अपघटन के उदात्त हो जाता है, जो कि समूह II के मुख्य उपसमूह की धातुओं के हाइड्रॉक्साइड की तरह, कैलक्लाइंड होने पर ऑक्साइड और पानी में विघटित हो जाता है।

सोडियम हाइड्रॉक्साइड का उपयोग साबुन, सिंथेटिक डिटर्जेंट, कृत्रिम फाइबर, फिनोल जैसे कार्बनिक यौगिक बनाने के लिए किया जाता है।

कार्बोनेट्स

क्षार धातु युक्त एक महत्वपूर्ण उत्पाद सोडा Na2CO3 है। दुनिया भर में सोडा की मुख्य मात्रा 20 वीं शताब्दी की शुरुआत में प्रस्तावित सोल्वे पद्धति के अनुसार उत्पादित की जाती है। विधि का सार इस प्रकार है: NaCl का एक जलीय घोल, जिसमें अमोनिया मिलाया जाता है, 26 - 30 ° C के तापमान पर कार्बन डाइऑक्साइड से संतृप्त होता है। इस मामले में, एक खराब घुलनशील सोडियम बाइकार्बोनेट, जिसे बेकिंग सोडा कहा जाता है, बनता है।

अमोनिया को अम्लीय वातावरण को बेअसर करने के लिए जोड़ा जाता है जो तब होता है जब कार्बन डाइऑक्साइड को घोल में पारित किया जाता है और सोडियम बाइकार्बोनेट की वर्षा के लिए आवश्यक HCO3- बाइकार्बोनेट आयन प्राप्त करता है। बेकिंग सोडा को अलग करने के बाद, अमोनियम क्लोराइड युक्त घोल को चूने से गर्म किया जाता है और अमोनिया निकलता है, जो प्रतिक्रिया क्षेत्र में वापस आ जाता है।

इस प्रकार, सोडा बनाने की अमोनिया विधि के साथ, एकमात्र अपशिष्ट कैल्शियम क्लोराइड है, जो घोल में रहता है और इसका सीमित उपयोग होता है।

जब सोडियम बाइकार्बोनेट को कैल्सीन किया जाता है, तो सोडा ऐश, या धुलाई, Na2CO3 और कार्बन डाइऑक्साइड प्राप्त होते हैं, जिनका उपयोग सोडियम बाइकार्बोनेट प्राप्त करने की प्रक्रिया में किया जाता है।

सोडा का मुख्य खरीदार कांच है।

थोड़ा घुलनशील एसिड नमक NaHCO3 के विपरीत, पोटेशियम बाइकार्बोनेट KHCO3 पानी में अत्यधिक घुलनशील है, इसलिए पोटेशियम कार्बोनेट, या पोटाश, K2CO3 पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड के घोल पर कार्बन डाइऑक्साइड की क्रिया से प्राप्त होता है।

पोटाश का उपयोग कांच के निर्माण में किया जाता है और तरल साबुन.

लिथियम एकमात्र क्षार धातु है जिसके लिए कोई बाइकार्बोनेट प्राप्त नहीं किया गया है। इस घटना का कारण लिथियम आयन का बहुत छोटा त्रिज्या है, जो इसे एक बड़े HCO3- आयन को बनाए रखने की अनुमति नहीं देता है।

लिथियम

धातु (धातु) है

लिथियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की दूसरी अवधि डी.आई. मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच, परमाणु संख्या 3 के साथ। इसे ली (अक्षांश। लिथियम) प्रतीक द्वारा दर्शाया गया है। साधारण पदार्थ लिथियम (सीएएस संख्या: 7439-93-2) एक नरम, चांदी-सफेद क्षार धातु है।

लिथियम की खोज 1817 में स्वीडिश केमिस्ट और मिनरलोगिस्ट ए। अरफवेडसन ने की थी, पहले खनिज पेटलाइट (ली, ना) में, और फिर स्पोड्यूमिन लीअल में और लेपिडोलाइट केएलआई 1.5एएल1.5 (एफ, ओएच) 2 में। लिथियम धातु की खोज सबसे पहले हम्फ्री डेवी ने 1825 में की थी।

लिथियम को इसका नाम मिला क्योंकि यह "पत्थरों" (ग्रीक - पत्थर) में पाया गया था। मूल रूप से "लिथियन" कहा जाता है, आधुनिक नाम बर्ज़ेलियस द्वारा प्रस्तावित किया गया था।

लिथियम एक चांदी की सफेद धातु है, नरम और नमनीय, सोडियम से सख्त लेकिन सीसे की तुलना में नरम। इसे दबाकर और घुमाकर संसाधित किया जा सकता है।

कमरे के तापमान पर, धातु लिथियम में एक क्यूबिक बॉडी-केंद्रित जाली (समन्वय संख्या 8) होती है, जो ठंड में काम करने पर, एक घन क्लोज-पैक जाली में बदल जाती है, जहां प्रत्येक परमाणु में एक डबल क्यूबोक्टाहेड्रल समन्वय होता है जो 12 अन्य से घिरा होता है। 78 K से नीचे, स्थिर क्रिस्टलीय रूप एक हेक्सागोनल क्लोज-पैक संरचना है, जिसमें प्रत्येक लिथियम परमाणु में क्यूबोक्टाहेड्रोन के शीर्ष पर स्थित 12 निकटतम पड़ोसी होते हैं।

सभी क्षार धातुओं में, लिथियम का गलनांक और क्वथनांक उच्चतम (क्रमशः 180.54 और 1340 डिग्री सेल्सियस) होता है, और किसी भी धातु के कमरे के तापमान पर सबसे कम घनत्व (0.533 ग्राम / सेमी³, पानी का लगभग आधा) होता है।

लिथियम परमाणु का छोटा आकार धातु के विशेष गुणों की उपस्थिति की ओर जाता है। उदाहरण के लिए, यह केवल 380 डिग्री सेल्सियस से नीचे के तापमान पर सोडियम के साथ मिश्रित होता है और पिघला हुआ पोटेशियम, रूबिडियम और सीज़ियम के साथ मिश्रित नहीं होता है, जबकि क्षार धातुओं के अन्य जोड़े किसी भी अनुपात में एक दूसरे के साथ मिश्रित होते हैं।

क्षार धातु, हवा में अस्थिर। लिथियम सबसे कम सक्रिय क्षार धातु है; यह व्यावहारिक रूप से कमरे के तापमान पर शुष्क हवा (और यहां तक ​​कि शुष्क ऑक्सीजन) के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है।

नम हवा में, यह धीरे-धीरे ऑक्सीकरण करता है, Li3N नाइट्राइड, LiOH हाइड्रॉक्साइड और Li2CO3 कार्बोनेट में बदल जाता है। ऑक्सीजन में, गर्म होने पर, यह जलता है, ऑक्साइड Li2O में बदल जाता है। वहाँ है दिलचस्प विशेषताकि तापमान में 100 डिग्री सेल्सियस से 300 डिग्री सेल्सियस तक, लिथियम एक घने ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर किया जाता है और आगे ऑक्सीकरण नहीं करता है।

1818 में, जर्मन रसायनज्ञ लियोपोल्ड गमेलिन ने पाया कि लिथियम और उसके लवण कार्माइन की लौ को लाल रंग में रंगते हैं, जो लिथियम के निर्धारण के लिए एक गुणात्मक संकेत है। इग्निशन तापमान लगभग 300 डिग्री सेल्सियस है। दहन उत्पाद नासॉफिरिन्क्स के श्लेष्म झिल्ली को परेशान करते हैं।

शांति से, विस्फोट और प्रज्वलन के बिना, पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है, जिससे LiOH और H2 बनता है। यह एथिल अल्कोहल के साथ भी प्रतिक्रिया करता है, एक अल्कोहल बनाता है, अमोनिया के साथ और हलोजन के साथ (आयोडीन के साथ - केवल गर्म होने पर)।

लिथियम को पेट्रोलियम ईथर, पैराफिन, गैसोलीन और/या खनिज तेल में भली भांति बंद करके सील किए गए टिन में संग्रहित किया जाता है। लिथियम धातु त्वचा, श्लेष्मा झिल्ली और आंखों के संपर्क में जलने का कारण बनती है।

लौह और अलौह धातु विज्ञान में, लिथियम का उपयोग मिश्र धातुओं की लचीलापन और ताकत को डीऑक्सीडाइज करने और बढ़ाने के लिए किया जाता है। लिथियम का उपयोग कभी-कभी मेटलोथर्मिक विधियों द्वारा दुर्लभ धातुओं को कम करने के लिए किया जाता है।

एल्यूमीनियम के गलाने में लिथियम कार्बोनेट सबसे महत्वपूर्ण सहायक पदार्थ (इलेक्ट्रोलाइट में जोड़ा जाता है) है और इसकी खपत हर साल विश्व एल्यूमीनियम उत्पादन की मात्रा के अनुपात में बढ़ रही है (लिथियम कार्बोनेट की लागत 2.5-3.5 किलोग्राम प्रति टन गलाने की है। एल्यूमीनियम)।

चांदी और सोने के साथ-साथ कप्रम के साथ लिथियम मिश्र बहुत प्रभावी सोल्डर हैं। मैग्नीशियम, स्कैंडियम, कप्रम, कैडमियम और एल्यूमीनियम के साथ लिथियम के मिश्र विमानन और अंतरिक्ष विज्ञान में नई आशाजनक सामग्री हैं। लिथियम एल्यूमिनेट और सिलिकेट के आधार पर, सिरेमिक बनाए गए हैं जो कमरे के तापमान पर कठोर होते हैं और सैन्य उपकरणों, धातु विज्ञान और भविष्य में थर्मोन्यूक्लियर ऊर्जा में उपयोग किए जाते हैं। सिलिकॉन कार्बाइड फाइबर के साथ प्रबलित लिथियम-एल्यूमीनियम-सिलिकेट पर आधारित ग्लास में जबरदस्त ताकत होती है। सीसा मिश्र धातुओं को मजबूत करने और उन्हें लचीलापन और संक्षारण प्रतिरोध देने में लिथियम बहुत प्रभावी है।

लिथियम लवण का एक मनोदैहिक प्रभाव होता है और कई मानसिक बीमारियों की रोकथाम और उपचार के लिए दवा में उपयोग किया जाता है। इस क्षमता में लिथियम कार्बोनेट सबसे आम है। द्विध्रुवी विकार और बार-बार मिजाज से पीड़ित लोगों के मूड को स्थिर करने के लिए मनोचिकित्सा में उपयोग किया जाता है। यह उन्मत्त अवसाद को रोकने और आत्महत्या को कम करने में प्रभावी है। चिकित्सकों ने बार-बार देखा है कि कुछ लिथियम यौगिक (उचित खुराक में, निश्चित रूप से) उन्मत्त अवसाद से पीड़ित रोगियों पर सकारात्मक प्रभाव डालते हैं। इस प्रभाव को दो तरह से समझाया गया है। एक ओर, यह स्थापित किया गया है कि लिथियम इंटरसेलुलर तरल पदार्थ से मस्तिष्क कोशिकाओं में सोडियम और पोटेशियम आयनों के हस्तांतरण में शामिल कुछ एंजाइमों की गतिविधि को नियंत्रित करने में सक्षम है। दूसरी ओर, यह देखा गया है कि लिथियम आयन सीधे सेल के आयनिक संतुलन को प्रभावित करते हैं। और रोगी की स्थिति काफी हद तक सोडियम और पोटेशियम के संतुलन पर निर्भर करती है: कोशिकाओं में सोडियम की अधिकता अवसादग्रस्त रोगियों की विशेषता है, कमी - उन्माद से पीड़ित लोगों के लिए। सोडियम-पोटेशियम संतुलन को संरेखित करते हुए, लिथियम लवण का दोनों पर सकारात्मक प्रभाव पड़ता है।

सोडियम

धातु (धातु) है

सोडियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, तीसरा अवधिरासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली डी.आई. दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव, परमाणु संख्या 11 के साथ। प्रतीक Na (lat। Natrium) द्वारा निरूपित। साधारण पदार्थ सोडियम (CAS संख्या: 7440-23-5) एक नरम, चांदी-सफेद क्षार धातु है।

पानी में, सोडियम लगभग लिथियम के समान ही व्यवहार करता है: प्रतिक्रिया हाइड्रोजन के तेजी से रिलीज के साथ आगे बढ़ती है, समाधान में सोडियम हाइड्रॉक्साइड बनता है।

सोडियम (या बल्कि, इसके यौगिकों) का उपयोग प्राचीन काल से किया जाता रहा है। उदाहरण के लिए, सोडा (नैट्रॉन), मिस्र में सोडा झीलों के पानी में प्राकृतिक रूप से पाया जाता है। प्राचीन मिस्रवासियों ने प्राकृतिक सोडा का उपयोग उत्सर्जन, विरंजन कैनवास, खाना पकाने, पेंट और ग्लेज़ बनाने के लिए किया था। प्लिनी द एल्डर लिखते हैं कि नाइल डेल्टा में, सोडा (इसमें अशुद्धियों का पर्याप्त अनुपात था) को नदी के पानी से अलग किया गया था। कोयले के मिश्रण, भूरे या काले रंग के रंग के कारण यह बड़े टुकड़ों के रूप में बिक्री पर चला गया।

सोडियम को पहली बार अंग्रेजी रसायनज्ञ हम्फ्री डेवी ने 1807 में ठोस NaOH के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किया था।

नाम "सोडियम" (नैट्रियम) अरबी नैट्रन (ग्रीक - नाइट्रोन में) से आया है और मूल रूप से इसे प्राकृतिक सोडा कहा जाता है। तत्व को पहले सोडियम (lat। सोडियम) कहा जाता था।

सोडियम एक चांदी-सफेद धातु है, जो पतली परतों में होती है बैंगनी रंग, प्लास्टिक, यहां तक ​​कि नरम (आसानी से चाकू से काटा जाता है), सोडियम ग्लिस्टेंस का एक ताजा टुकड़ा। सोडियम का विद्युत और तापीय चालकता मान काफी अधिक है, घनत्व 0.96842 g/cm³ (19.7°C पर) है, गलनांक 97.86°C है, और क्वथनांक 883.15°C है।

क्षार धातु, हवा में आसानी से ऑक्सीकृत हो जाती है। वायुमंडलीय ऑक्सीजन से बचाने के लिए, धात्विक सोडियम को की एक परत के नीचे जमा किया जाता है मिटटी तेल. सोडियम लिथियम की तुलना में कम सक्रिय है, इसलिए यह गर्म होने पर ही नाइट्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करता है:

ऑक्सीजन की अधिकता से सोडियम परॉक्साइड बनता है

2Na + O2 = Na2O2

सोडियम धातु का व्यापक रूप से प्रारंभिक रसायन विज्ञान में उपयोग किया जाता है और उद्योगधातु विज्ञान सहित एक मजबूत कम करने वाले एजेंट के रूप में। सोडियम का उपयोग अत्यधिक ऊर्जा-गहन सोडियम-सल्फर बैटरी के उत्पादन में किया जाता है। इसका उपयोग ट्रक के निकास वाल्व में हीट सिंक के रूप में भी किया जाता है। कभी-कभी, धातु सोडियम का उपयोग बहुत अधिक धाराओं के लिए डिज़ाइन किए गए विद्युत तारों के लिए सामग्री के रूप में किया जाता है।

पोटेशियम के साथ मिश्र धातु में, साथ ही रूबिडियम और सीज़ियम के साथ, इसका उपयोग अत्यधिक कुशल शीतलक के रूप में किया जाता है। विशेष रूप से, सोडियम 12%, पोटैशियम 47%, सीज़ियम 41% के मिश्र धातु का रिकॉर्ड निम्न गलनांक −78 °C होता है और इसे आयनिक के कार्यशील द्रव के रूप में प्रस्तावित किया गया था। रॉकेट इंजनऔर परमाणु ऊर्जा संयंत्रों के लिए शीतलक।

सोडियम का उपयोग उच्च दबाव और कम दबाव वाले डिस्चार्ज लैंप (एचएलडी और एचएलडी) में भी किया जाता है। स्ट्रीट लाइटिंग में NLVD प्रकार DNaT (आर्क सोडियम ट्यूबलर) लैंप का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। वे एक चमकदार पीली रोशनी देते हैं। एचपीएस लैंप का सेवा जीवन 12-24 हजार घंटे है। इसलिए, DNaT प्रकार के गैस-डिस्चार्ज लैंप शहरी, वास्तुशिल्प और औद्योगिक प्रकाश व्यवस्था के लिए अपरिहार्य हैं। डीएनएस, डीएनएएमटी (आर्क सोडियम मैट), डीएनएजेड (आर्क सोडियम मिरर) और डीएनएएटीबीआर (मर्करी के बिना आर्क सोडियम ट्यूबलर) लैंप भी हैं।

सोडियम धातु का उपयोग कार्बनिक पदार्थों के गुणात्मक विश्लेषण में किया जाता है। सोडियम के एक मिश्र धातु और परीक्षण पदार्थ को इथेनॉल के साथ बेअसर किया जाता है, कुछ मिलीलीटर आसुत जल को जोड़ा जाता है और 3 भागों में विभाजित किया जाता है, जे। लासेन (1843), जिसका उद्देश्य नाइट्रोजन, सल्फर और हैलोजन का निर्धारण करना है ( कोशिश करोबीलस्टीन)

सोडियम क्लोराइड (सामान्य नमक) सबसे पुराना इस्तेमाल किया जाने वाला स्वाद और परिरक्षक है।

सोडियम एजाइड (Na3N) का उपयोग धातु विज्ञान में नाइट्राइडिंग एजेंट के रूप में और लेड एजाइड के उत्पादन में किया जाता है।

सोडियम साइनाइड (NaCN) का उपयोग चट्टानों से सोना निकालने के साथ-साथ स्टील नाइट्रोकार्बराइजिंग और इलेक्ट्रोप्लेटिंग (चांदी, गिल्डिंग) में हाइड्रोमेटालर्जिकल विधि में किया जाता है।

सोडियम क्लोरेट (NaClO3) का उपयोग रेलवे ट्रैक पर अवांछित वनस्पति को नष्ट करने के लिए किया जाता है।

पोटैशियम

पोटेशियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, चौथा अवधिपरमाणु संख्या 19 के साथ डी। आई। मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली का। इसे प्रतीक के (अव्य। कलियम) द्वारा दर्शाया गया है। साधारण पदार्थ पोटेशियम (सीएएस संख्या: 7440-09-7) एक नरम, चांदी-सफेद क्षार धातु है।

प्रकृति में, पोटेशियम केवल अन्य तत्वों के साथ यौगिकों में पाया जाता है, जैसे कि समुद्र के पानी में, साथ ही साथ कई खनिजों में। यह हवा में बहुत जल्दी ऑक्सीकरण करता है और बहुत आसानी से प्रतिक्रिया करता है, विशेष रूप से पानी के साथ, क्षार का निर्माण करता है। कई मायनों में, पोटेशियम के रासायनिक गुण सोडियम के समान होते हैं, लेकिन जैविक कार्य और जीवित जीवों की कोशिकाओं द्वारा उनके उपयोग के मामले में, वे अभी भी अलग हैं।

पोटेशियम (अधिक सटीक, इसके यौगिक) का उपयोग प्राचीन काल से किया जाता रहा है। तो, पोटाश का उत्पादन (जिसे डिटर्जेंट के रूप में इस्तेमाल किया जाता था) 11 वीं शताब्दी में पहले से ही मौजूद था। पुआल या लकड़ी के दहन के दौरान बनने वाली राख को पानी से उपचारित किया जाता था, और परिणामी घोल (शराब) को छानने के बाद वाष्पित हो जाता था। सूखे अवशेषों में पोटेशियम कार्बोनेट के अलावा, पोटेशियम सल्फेट K2SO4, सोडा और पोटेशियम क्लोराइड KCl होता है।

1807 में, अंग्रेजी रसायनज्ञ डेवी ने ठोस कास्टिक पोटाश (केओएच) के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा पोटेशियम को अलग किया और इसे "पोटेशियम" (लैट। पोटेशियम; यह नाम अभी भी आमतौर पर अंग्रेजी, फ्रेंच, स्पेनिश, पुर्तगाली और पोलिश में उपयोग किया जाता है) का नाम दिया। 1809 में, एल.वी. गिल्बर्ट ने "पोटेशियम" (अव्य। कलियम, अरबी अल-काली - पोटाश से) नाम का प्रस्ताव रखा। इस नाम ने जर्मन भाषा में प्रवेश किया, वहां से उत्तरी और पूर्वी यूरोप (रूसी समेत) की अधिकांश भाषाओं में और इस तत्व के लिए प्रतीक चुनते समय "जीता" - के।

पोटैशियम एक चांदी जैसा पदार्थ है जिसकी ताजा बनी सतह पर एक विशेष चमक होती है। बहुत हल्का और हल्का। पारा में अपेक्षाकृत अच्छी तरह से घुलनशील, अमलगम बनाते हैं। बर्नर की लौ में पेश होने के कारण, पोटेशियम (साथ ही इसके यौगिकों) लौ को एक विशिष्ट गुलाबी-बैंगनी रंग में रंग देता है।

पोटेशियम, अन्य क्षार धातुओं की तरह, विशिष्ट धातु गुणों को प्रदर्शित करता है और बहुत प्रतिक्रियाशील है, आसानी से इलेक्ट्रॉनों का दान करता है।

यह एक मजबूत कम करने वाला एजेंट है। यह ऑक्सीजन के साथ इतनी सक्रियता से जुड़ता है कि यह बनने वाला ऑक्साइड नहीं है, बल्कि पोटेशियम सुपरऑक्साइड KO2 (या K2O4) है। हाइड्रोजन वातावरण में गर्म करने पर पोटैशियम हाइड्राइड KH बनता है। यह सभी गैर-धातुओं के साथ अच्छी तरह से बातचीत करता है, जिससे हैलाइड, सल्फाइड, नाइट्राइड, फॉस्फाइड आदि बनते हैं, साथ ही साथ पानी जैसे जटिल पदार्थ (एक विस्फोट के साथ प्रतिक्रिया होती है), विभिन्न ऑक्साइड और लवण। इस मामले में, वे अन्य धातुओं को एक मुक्त अवस्था में कम करते हैं।

पोटेशियम को मिट्टी के तेल की एक परत के नीचे संग्रहित किया जाता है।

पोटेशियम और सोडियम का एक मिश्र धातु, कमरे के तापमान पर तरल, बंद प्रणालियों में शीतलक के रूप में प्रयोग किया जाता है, उदाहरण के लिए, तेजी से न्यूट्रॉन परमाणु ऊर्जा संयंत्रों में। इसके अलावा, रूबिडियम और सीज़ियम के साथ इसके तरल मिश्र धातुओं का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। रचना सोडियम 12%, पोटेशियम 47%, सीज़ियम 41% के मिश्र धातु में -78 डिग्री सेल्सियस का रिकॉर्ड निम्न गलनांक होता है।

पोटेशियम यौगिक सबसे महत्वपूर्ण बायोजेनिक तत्व हैं और इसलिए उर्वरकों के रूप में उपयोग किए जाते हैं।

पोटेशियम लवण का व्यापक रूप से इलेक्ट्रोप्लेटिंग में उपयोग किया जाता है, क्योंकि उनकी अपेक्षाकृत उच्च लागत के बावजूद, वे अक्सर संबंधित सोडियम लवण की तुलना में अधिक घुलनशील होते हैं, और इसलिए बढ़े हुए वर्तमान घनत्व पर इलेक्ट्रोलाइट्स का गहन संचालन सुनिश्चित करते हैं।

पोटेशियम एक आवश्यक पोषक तत्व है, खासकर में वनस्पति. मिट्टी में पोटेशियम की कमी के साथ, पौधे बहुत खराब विकसित होते हैं, यह कम हो जाता है, इसलिए निकाले गए पोटेशियम लवण का लगभग 90% उर्वरकों के रूप में उपयोग किया जाता है।

पोटेशियम, नाइट्रोजन और फास्फोरस के साथ, पौधों के मुख्य पोषक तत्वों में से हैं। पौधों में पोटेशियम का कार्य, साथ ही उनके लिए आवश्यक अन्य तत्व सख्ती से विशिष्ट हैं। पौधों में पोटेशियम आयनिक रूप में होता है। पोटेशियम मुख्य रूप से कोशिका द्रव्य और कोशिकाओं के रिक्तिका में पाया जाता है। सेल सैप में लगभग 80% पोटेशियम पाया जाता है।

पोटेशियम के कार्य बहुत विविध हैं। यह स्थापित किया गया है कि यह प्रकाश संश्लेषण के सामान्य पाठ्यक्रम को उत्तेजित करता है, पत्ती ब्लेड से अन्य अंगों में कार्बोहाइड्रेट के बहिर्वाह को बढ़ाता है, साथ ही साथ शर्करा का संश्लेषण भी करता है।

पोटेशियम फलों में मोनोसैकराइड के संचय को बढ़ाता है और सब्जियों की फसलें, जड़ फसलों में शर्करा की मात्रा को बढ़ाता है, आलू में स्टार्च, अनाज फसलों के भूसे की कोशिका भित्ति को मोटा करता है और रोटी के प्रतिरोध को बढ़ाता है, और सन और भांग में फाइबर की गुणवत्ता में सुधार करता है।

पौधों की कोशिकाओं में कार्बोहाइड्रेट के संचय को बढ़ावा देना, पोटेशियम सेल सैप के आसमाटिक दबाव को बढ़ाता है और इस तरह पौधों के ठंड प्रतिरोध और ठंढ प्रतिरोध को बढ़ाता है।

पोटेशियम को पौधों द्वारा उद्धरणों के रूप में अवशोषित किया जाता है और जाहिर है, इस रूप में कोशिकाओं में रहता है, सबसे महत्वपूर्ण जैव रासायनिक को सक्रिय करता है प्रक्रियाओंपौधों की कोशिकाओं में, पोटेशियम विभिन्न रोगों के लिए उनके प्रतिरोध को बढ़ाता है, बढ़ते मौसम और कटाई के बाद दोनों में, फलों और सब्जियों की गुणवत्ता में काफी सुधार होता है।

पोटेशियम की कमी से पौधों में कई चयापचय संबंधी विकार होते हैं, कई एंजाइमों की गतिविधि कमजोर होती है, कार्बोहाइड्रेट और प्रोटीन चयापचय में गड़बड़ी होती है, और लागतसांस कार्बोहाइड्रेट। नतीजतन, पौधों की उत्पादकता गिर जाती है, उत्पादों की गुणवत्ता कम हो जाती है।

रूबिडीयाम

रुबिडियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 37 के साथ डी। आई। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी की पांचवीं अवधि। इसे प्रतीक आरबी (लैट। रूबिडियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ रूबिडियम (सीएएस संख्या: 7440-17-7) एक नरम, चांदी-सफेद क्षार धातु है।

1861 में, जर्मन वैज्ञानिक रॉबर्ट विल्हेम बन्सन और गुस्ताव रॉबर्ट किरचॉफ ने . की मदद से अध्ययन किया वर्णक्रमीय विश्लेषणप्राकृतिक एल्युमिनोसिलिकेट्स, उनमें एक नया तत्व खोजा गया, जिसे बाद में स्पेक्ट्रम की सबसे मजबूत रेखाओं के रंग से रूबिडियम नाम दिया गया।

रूबिडियम चांदी-सफेद नरम क्रिस्टल बनाता है जिसमें ताजा कट पर धातु की चमक होती है। ब्रिनेल कठोरता 0.2 MN/m² (0.02 kgf/mm²)। रूबिडियम की क्रिस्टल जाली घन, शरीर-केंद्रित, a = 5.71 E (कमरे के तापमान पर) है। परमाणु त्रिज्या 2.48 , Rb+ आयन त्रिज्या 1.49 . घनत्व 1.525 g/cm³ (0 °C), mp 38.9 °C, tbp 703 °C। विशिष्ट ताप क्षमता 335.2 J/(kg K), रैखिक विस्तार का तापीय गुणांक 9.0 10-5 deg-1 (0-38 °C), लोच का मापांक 2.4 H/m² (240 kgf/mm²), विशिष्ट आयतन विद्युत प्रतिरोध 11.29 10-6 ओम सेमी (20 डिग्री सेल्सियस); रूबिडियम पैरामैग्नेटिक है।

क्षार धातु, हवा में बेहद अस्थिर (पानी के निशान, ज्वलनशील की उपस्थिति में हवा के साथ प्रतिक्रिया करता है)। सभी प्रकार के लवण बनाता है - अधिकतर आसानी से घुलनशील (क्लोरेट्स और पर्क्लोरेट्स कम घुलनशील होते हैं)। रूबिडियम हाइड्रॉक्साइड कांच और अन्य संरचनात्मक और कंटेनर सामग्री के लिए एक बहुत ही आक्रामक पदार्थ है, और पिघला हुआ अधिकांश धातुओं (यहां तक ​​कि प्लैटिनम) को नष्ट कर देता है।

रूबिडियम का उपयोग विविध है और इस तथ्य के बावजूद कि इसके आवेदन के कई क्षेत्रों में यह अपनी सबसे महत्वपूर्ण भौतिक विशेषताओं में सीज़ियम से नीच है, फिर भी, यह दुर्लभ क्षार धातु आधुनिक प्रौद्योगिकियों में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाती है। रूबिडियम के निम्नलिखित अनुप्रयोगों पर ध्यान दिया जा सकता है: कटैलिसीस, इलेक्ट्रॉनिक उद्योग, विशेष प्रकाशिकी, परमाणु, चिकित्सा।

रूबिडियम का उपयोग न केवल अपने शुद्ध रूप में किया जाता है, बल्कि कई मिश्र धातुओं और रासायनिक यौगिकों के रूप में भी किया जाता है। यह ध्यान रखना महत्वपूर्ण है कि रूबिडियम का एक बहुत अच्छा और अनुकूल कच्चा माल आधार है, लेकिन साथ ही, संसाधनों की उपलब्धता के साथ स्थिति सीज़ियम के मामले की तुलना में बहुत अधिक अनुकूल है, और रूबिडियम और भी अधिक खेलने में सक्षम है महत्वपूर्ण भूमिका, उदाहरण के लिए, कटैलिसीस में (जहां यह सफलतापूर्वक साबित हुआ)।

रूबिडियम -86 आइसोटोप का व्यापक रूप से गामा-रे दोष का पता लगाने, माप तकनीक के साथ-साथ कई महत्वपूर्ण दवाओं और खाद्य उत्पादों की नसबंदी में उपयोग किया जाता है। सीज़ियम के साथ रूबिडियम और इसके मिश्र उच्च तापमान टरबाइन इकाइयों के लिए एक बहुत ही आशाजनक शीतलक और कामकाजी माध्यम हैं (इस संबंध में, रूबिडियम और सीज़ियम हाल के वर्षों में महत्वपूर्ण हो गए हैं, और धातुओं की अत्यधिक उच्च लागत के संबंध में रास्ते से हट जाती है टरबाइन इकाइयों की दक्षता में नाटकीय रूप से वृद्धि करने की संभावनाएं, जिसका अर्थ है और कम करना खर्चईंधन और पर्यावरण प्रदूषण)। रूबिडियम-आधारित प्रणालियाँ जो शीतलक के रूप में सबसे व्यापक रूप से उपयोग की जाती हैं, वे हैं टर्नरी मिश्र धातु: सोडियम-पोटेशियम-रूबिडियम और सोडियम-रूबिडियम-सीज़ियम।

कटैलिसीस में, रूबिडियम का उपयोग कार्बनिक और अकार्बनिक संश्लेषण दोनों में किया जाता है। रूबिडियम की उत्प्रेरक गतिविधि मुख्य रूप से कई महत्वपूर्ण उत्पादों के लिए तेल शोधन में उपयोग की जाती है। रूबिडियम एसीटेट, उदाहरण के लिए, मेथनॉल और जल गैस से कई उच्च अल्कोहल को संश्लेषित करने के लिए उपयोग किया जाता है, जो बदले में भूमिगत कोयला गैसीकरण और कारों और जेट ईंधन के लिए कृत्रिम तरल ईंधन के उत्पादन के संबंध में अत्यंत महत्वपूर्ण है। कई रूबिडियम-टेल्यूरियम मिश्र धातुओं में सीज़ियम यौगिकों की तुलना में स्पेक्ट्रम के पराबैंगनी क्षेत्र में उच्च संवेदनशीलता होती है, और इस संबंध में, यह इस मामले में फोटोकॉन्टर के लिए सामग्री के रूप में सीज़ियम -133 के साथ प्रतिस्पर्धा करने में सक्षम है। विशेष स्नेहन रचनाओं (मिश्र धातुओं) के हिस्से के रूप में, रूबिडियम का उपयोग वैक्यूम (रॉकेट और अंतरिक्ष प्रौद्योगिकी) में अत्यधिक प्रभावी स्नेहक के रूप में किया जाता है।

रुबिडियम हाइड्रॉक्साइड का उपयोग कम तापमान सीपीएस के लिए इलेक्ट्रोलाइट तैयार करने के लिए किया जाता है, साथ ही कम तापमान पर इसके प्रदर्शन में सुधार करने और इलेक्ट्रोलाइट की विद्युत चालकता को बढ़ाने के लिए पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड समाधान के लिए एक योजक। हाइड्राइड में ईंधन कोशिकाएंधातु रूबिडियम का उपयोग करता है।

क्यूप्रम क्लोराइड के साथ मिश्र धातु में रुबिडियम क्लोराइड का उपयोग उच्च तापमान (400 डिग्री सेल्सियस तक) को मापने के लिए किया जाता है।

रुबिडियम प्लाज्मा का उपयोग लेजर विकिरण को उत्तेजित करने के लिए किया जाता है।

रूबिडियम क्लोराइड का उपयोग ईंधन कोशिकाओं में इलेक्ट्रोलाइट के रूप में किया जाता है, और रूबिडियम हाइड्रॉक्साइड के बारे में भी यही कहा जा सकता है, जो प्रत्यक्ष कोयला ऑक्सीकरण का उपयोग करके ईंधन कोशिकाओं में इलेक्ट्रोलाइट के रूप में बहुत प्रभावी है।

सीज़ियम

सीज़ियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 55 के साथ डी। आई। मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की छठी अवधि। इसे प्रतीक सीएस (अव्य। सीज़ियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ सीज़ियम (CAS संख्या: 7440-46-2) एक नरम, चांदी-पीली क्षार धातु है। सीज़ियम को इसका नाम उत्सर्जन स्पेक्ट्रम में दो चमकदार नीली रेखाओं की उपस्थिति के लिए मिला (लैटिन सीज़ियस - स्काई ब्लू से)।

सीज़ियम की खोज 1860 में जर्मन वैज्ञानिकों आर. डब्ल्यू. बन्सन और जी.आर. किरचॉफ ने जर्मनी गणराज्य में ऑप्टिकल स्पेक्ट्रोस्कोपी द्वारा डर्कहाइम खनिज वसंत के पानी में की थी, इस प्रकार वर्णक्रमीय विश्लेषण का उपयोग करके खोजा गया पहला तत्व बन गया। अपने शुद्ध रूप में, सीज़ियम को पहली बार 1882 में स्वीडिश रसायनज्ञ के। सेटरबर्ग द्वारा सीज़ियम साइनाइड (CsCN) और बेरियम के मिश्रण के पिघल के इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान अलग किया गया था।

मुख्य सीज़ियम खनिज प्रदूषक हैं और बहुत ही दुर्लभ एवोगैड्राइट (के, सीएस)। इसके अलावा, अशुद्धियों के रूप में, सीज़ियम को कई एल्युमिनोसिलिकेट्स में शामिल किया गया है: लेपिडोलाइट, फ़्लोगोपाइट, बायोटाइट, अमेज़ोनाइट, पेटलाइट, बेरिल, ज़िनवाल्डाइट, ल्यूसाइट, कार्नलाइट। प्रदूषण और लेपिडोलाइट का उपयोग औद्योगिक कच्चे माल के रूप में किया जाता है।

औद्योगिक उत्पादन में, खनिज प्रदूषण से यौगिकों के रूप में सीज़ियम निकाला जाता है। यह क्लोराइड या सल्फेट खोलने द्वारा किया जाता है। पहले में मूल खनिज को गर्म हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ इलाज करना, सीएस 3 यौगिक को दूर करने के लिए एंटीमनी क्लोराइड एसबीसीएल 3 जोड़ना, और सीज़ियम क्लोराइड सीएससीएल बनाने के लिए गर्म पानी या अमोनिया समाधान से धोना शामिल है। दूसरे मामले में, इसे सीज़ियम फिटकरी CsAl(SO4)2 12H2O बनाने के लिए गर्म सल्फ्यूरिक एसिड के साथ इलाज किया जाता है।

रूसी संघ में, यूएसएसआर के पतन के बाद, प्रदूषण का औद्योगिक उत्पादन नहीं किया गया था, हालांकि मरमंस्क के पास वोरोन्या टुंड्रा में वापस सोवियत कालखनिज के विशाल भंडार की खोज की गई। जब तक रूसी उद्योग अपने पैरों पर खड़ा हो पाया, यह पता चला कि इस क्षेत्र को विकसित करने का लाइसेंस कनाडाई द्वारा खरीदा गया था। वर्तमान में, ZAO रेयर मेटल्स प्लांट में नोवोसिबिर्स्क में प्रदूषण से सीज़ियम लवण का प्रसंस्करण और निष्कर्षण किया जाता है।

सीज़ियम प्राप्त करने के लिए कई प्रयोगशाला विधियाँ हैं। इसे प्राप्त किया जा सकता है:

ज़िरकोनियम के साथ सीज़ियम क्रोमेट या डाइक्रोमेट का मिश्रण निर्वात में गर्म करना;

निर्वात में सीज़ियम एजाइड का अपघटन;

सीज़ियम क्लोराइड और विशेष रूप से तैयार कैल्शियम के मिश्रण को गर्म करना।

सभी विधियां श्रम प्रधान हैं। दूसरी विधि उच्च शुद्धता वाली धातु प्राप्त करना संभव बनाती है, हालांकि, यह विस्फोटक है और इसे महसूस करने के लिए कई दिनों की आवश्यकता होती है।

सीज़ियम को 20वीं शताब्दी की शुरुआत में ही आवेदन मिला था, जब इसके खनिजों की खोज की गई थी और इसे शुद्ध रूप में प्राप्त करने की तकनीक विकसित की गई थी। वर्तमान में, सीज़ियम और इसके यौगिकों का उपयोग इलेक्ट्रॉनिक्स, रेडियो, इलेक्ट्रिकल, एक्स-रे इंजीनियरिंग, रसायन उद्योग, प्रकाशिकी, चिकित्सा, परमाणु ऊर्जा। स्थिर प्राकृतिक सीज़ियम-133 का मुख्य रूप से उपयोग किया जाता है, और एक सीमित सीमा तक - इसका रेडियोधर्मी आइसोटोप सीज़ियम-137, रिएक्टरों में यूरेनियम, प्लूटोनियम, थोरियम के विखंडन टुकड़ों के योग से पृथक परमाणु ऊर्जा संयंत्र.

क्षारीय पृथ्वी धातु

क्षारीय पृथ्वी धातुएं रासायनिक तत्व हैं: कैल्शियम सीए, स्ट्रोंटियम सीनियर, बेरियम बा, रेडियम रा (कभी-कभी बेरिलियम बी और मैग्नीशियम एमजी को भी गलती से क्षारीय पृथ्वी धातु कहा जाता है)। इसलिए नाम दिया गया क्योंकि उनके ऑक्साइड - "पृथ्वी" (कीमियागर की शब्दावली में) - पानी बताओ क्षारीय प्रतिक्रिया. रेडियम को छोड़कर क्षारीय मृदा धातुओं के लवण प्रकृति में खनिजों के रूप में व्यापक रूप से वितरित होते हैं।

कैल्शियम

कैल्शियम दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, डी। आई। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी की चौथी अवधि, परमाणु संख्या 20 के साथ। इसे प्रतीक सीए (अव्य। कैल्शियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ कैल्शियम (सीएएस संख्या: 7440-70-2) एक नरम, प्रतिक्रियाशील, चांदी-सफेद क्षारीय पृथ्वी धातु है।

कैल्शियम धातु दो एलोट्रोपिक संशोधनों में मौजूद है। 443 डिग्री सेल्सियस तक, α-Ca घन चेहरा-केंद्रित जाली के साथ स्थिर है (पैरामीटर a = 0.558 एनएम), β-Ca ऊपर α-Fe प्रकार के घन शरीर-केंद्रित जाली के साथ स्थिर है (पैरामीटर a = 0.448 एनएम)। α → β संक्रमण की मानक एन्थैल्पी H0 0.93 kJ/mol है।

कैल्शियम एक विशिष्ट क्षारीय पृथ्वी धातु है। कैल्शियम की रासायनिक गतिविधि अधिक है, लेकिन अन्य सभी क्षारीय पृथ्वी धातुओं की तुलना में कम है। यह हवा में ऑक्सीजन, कार्बन डाइऑक्साइड और नमी के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करता है, यही कारण है कि कैल्शियम धातु की सतह आमतौर पर सुस्त ग्रे होती है, इसलिए कैल्शियम आमतौर पर प्रयोगशाला में अन्य क्षारीय पृथ्वी धातुओं की तरह, एक परत के नीचे कसकर बंद जार में संग्रहीत किया जाता है। मिट्टी के तेल या तरल पैराफिन की।

मानक क्षमता की श्रृंखला में, कैल्शियम हाइड्रोजन के बाईं ओर स्थित है। Ca2+/Ca0 जोड़ी की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता -2.84 V है, ताकि कैल्शियम पानी के साथ सक्रिय रूप से प्रतिक्रिया करे, लेकिन बिना प्रज्वलन के:

सीए + 2 एच 2 ओ \u003d सीए (ओएच) 2 + एच 2 + क्यू।

सक्रिय अधातुओं (ऑक्सीजन, क्लोरीन, ब्रोमीन) के साथ, कैल्शियम सामान्य परिस्थितियों में प्रतिक्रिया करता है:

2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2।

हवा या ऑक्सीजन में गर्म करने पर कैल्शियम प्रज्वलित होता है। कम सक्रिय गैर-धातुओं (हाइड्रोजन, बोरॉन, कार्बन, सिलिकॉन, नाइट्रोजन, फास्फोरस और अन्य) के साथ, कैल्शियम गर्म होने पर बातचीत करता है, उदाहरण के लिए:

सीए + एच 2 = सीएएच 2, सीए + 6 बी = सीएबी 6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

3Ca + 2P = Ca3P2 (कैल्शियम फॉस्फाइड), CaP और CaP5 रचनाओं के कैल्शियम फॉस्फाइड भी ज्ञात हैं;

2Ca + Si = Ca2Si (कैल्शियम सिलसाइड), CaSi, Ca3Si4 और CaSi2 रचनाओं के कैल्शियम सिलिकाइड भी ज्ञात हैं।

उपरोक्त प्रतिक्रियाओं का कोर्स, एक नियम के रूप में, रिलीज के साथ है एक लंबी संख्याऊष्मा (अर्थात ये प्रतिक्रियाएँ ऊष्माक्षेपी होती हैं)। अधातुओं वाले सभी यौगिकों में कैल्शियम की ऑक्सीकरण अवस्था +2 होती है। गैर-धातुओं वाले अधिकांश कैल्शियम यौगिक पानी से आसानी से विघटित हो जाते हैं, उदाहरण के लिए:

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3।

Ca2+ आयन रंगहीन होता है। जब लौ में घुलनशील कैल्शियम लवण मिलाए जाते हैं, तो लौ ईंट लाल हो जाती है।

कैल्शियम लवण जैसे CaCl2 क्लोराइड, CaBr2 ब्रोमाइड, CaI2 आयोडाइड और Ca (NO3) 2 नाइट्रेट पानी में अत्यधिक घुलनशील होते हैं। CaF2 फ्लोराइड, CaCO3 कार्बोनेट, CaSO4 सल्फेट, Ca3 (PO4) 2 ऑर्थोफॉस्फेट, CaC2O4 ऑक्सालेट और कुछ अन्य पानी में अघुलनशील हैं।

बहुत महत्व का तथ्य यह है कि कैल्शियम कार्बोनेट CaCO3 के विपरीत, अम्लीय कैल्शियम कार्बोनेट (हाइड्रोकार्बोनेट) Ca(HCO3)2 पानी में घुलनशील है। प्रकृति में, यह निम्नलिखित प्रक्रियाओं की ओर जाता है। जब ठंडी बारिश या नदी का पानी, कार्बन डाइऑक्साइड से संतृप्त, भूमिगत में प्रवेश करता है और चूना पत्थर पर गिरता है, तो उनका विघटन देखा जाता है:

CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.

उन्हीं स्थानों पर जहां कैल्शियम बाइकार्बोनेट से संतृप्त पानी पृथ्वी की सतह पर आता है और सूर्य की किरणों से गर्म होता है, विपरीत प्रतिक्रिया होती है:

सीए (एचसीओ 3) 2 \u003d सीएसीओ 3 + सीओ 2 + एच 2 ओ।

तो प्रकृति में पदार्थों के बड़े पैमाने पर स्थानांतरण होता है। नतीजतन, विशाल अंतराल भूमिगत बन सकते हैं, और सुंदर पत्थर "आइकल्स" - स्टैलेक्टाइट्स और स्टैलेग्माइट्स - गुफाओं में बनते हैं।

पानी में घुले हुए कैल्शियम बाइकार्बोनेट की उपस्थिति काफी हद तक पानी की अस्थायी कठोरता को निर्धारित करती है। इसे अस्थायी कहा जाता है क्योंकि जब पानी उबाला जाता है, तो बाइकार्बोनेट विघटित हो जाता है, और CaCO3 अवक्षेपित हो जाता है। उदाहरण के लिए, यह घटना इस तथ्य की ओर ले जाती है कि समय के साथ केतली में पैमाना बनता है।

स्ट्रोंटियम

स्ट्रोंटियम दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 38 के साथ डी। आई। मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की पांचवीं अवधि। इसे प्रतीक सीन (लैट। स्ट्रोंटियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ स्ट्रोंटियम (CAS संख्या: 7440-24-6) एक नरम, निंदनीय और नमनीय चांदी-सफेद क्षारीय पृथ्वी धातु है। इसकी एक उच्च रासायनिक गतिविधि है, हवा में यह जल्दी से नमी और ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करता है, एक पीले ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर हो जाता है।

नए तत्व की खोज खनिज स्ट्रोंटियनाइट में हुई थी, जो 1764 में स्कॉटिश गांव स्ट्रोनशियन के पास एक सीसे की खदान में मिली थी, जिसने बाद में नए तत्व को नाम दिया। इस खनिज में एक नए धातु ऑक्साइड की उपस्थिति लगभग 30 साल बाद विलियम क्रुइशांक और एडर क्रॉफर्ड द्वारा स्थापित की गई थी। 1808 में सर हम्फ्री डेवी द्वारा अपने शुद्धतम रूप में पृथक।

स्ट्रोंटियम एक नरम, चांदी-सफेद धातु, निंदनीय और निंदनीय है, और इसे चाकू से आसानी से काटा जा सकता है।

पॉलीमॉर्फिन - इसके तीन संशोधन ज्ञात हैं। 215°C तक, घन चेहरा-केंद्रित संशोधन (α-Sr) स्थिर है, 215 और 605°C के बीच - हेक्सागोनल (β-Sr), 605°C से ऊपर - घन शरीर-केंद्रित संशोधन (γ-Sr)।

गलनांक - 768oC, क्वथनांक - 1390oC।

इसके यौगिकों में स्ट्रोंटियम हमेशा +2 संयोजकता प्रदर्शित करता है। गुणों से, स्ट्रोंटियम कैल्शियम और बेरियम के करीब है, उनके बीच एक मध्यवर्ती स्थिति पर कब्जा कर रहा है।

वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में, स्ट्रोंटियम सबसे अधिक है सक्रिय धातु(इसकी सामान्य इलेक्ट्रोड क्षमता -2.89 V है। यह पानी के साथ सख्ती से प्रतिक्रिया करता है, जिससे हाइड्रॉक्साइड बनता है:

सीनियर + 2H2O = सीनियर (OH)2 + H2

अम्लों के साथ क्रिया करता है, भारी धातुओं को उनके लवणों से विस्थापित करता है। यह सांद्र अम्लों (H2SO4, HNO3) के साथ कमजोर रूप से प्रतिक्रिया करता है।

स्ट्रोंटियम धातु हवा में तेजी से ऑक्सीकरण करती है, जिससे एक पीली फिल्म बनती है, जिसमें SrO ऑक्साइड के अलावा, SrO2 पेरोक्साइड और Sr3N2 नाइट्राइड हमेशा मौजूद होते हैं। हवा में गर्म होने पर, यह प्रज्वलित होता है; हवा में पाउडर स्ट्रोंटियम आत्म-प्रज्वलन के लिए प्रवण होता है।

गैर-धातुओं - सल्फर, फास्फोरस, हैलोजन के साथ जोरदार प्रतिक्रिया करता है। हाइड्रोजन (200 डिग्री सेल्सियस से ऊपर), नाइट्रोजन (400 डिग्री सेल्सियस से ऊपर) के साथ बातचीत करता है। व्यावहारिक रूप से क्षार के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है।

उच्च तापमान पर, यह कार्बाइड बनाने के लिए CO2 के साथ प्रतिक्रिया करता है:

5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO

आयनों Cl-, I-, NO3- के साथ स्ट्रोंटियम के आसानी से घुलनशील लवण। F-, SO42-, CO32-, PO43- आयनों वाले लवण विरल रूप से घुलनशील होते हैं।

स्ट्रोंटियम का उपयोग कप्रम और उसके कुछ मिश्र धातुओं को मिलाने के लिए, बैटरी लेड मिश्र धातुओं में पेश करने के लिए, कच्चा लोहा, कप्रम और डीसल्फराइजिंग के लिए किया जाता है। स्टील्स.

बेरियम

बेरियम दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 56 के साथ डी। आई। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी की छठी अवधि। इसे प्रतीक बा (अव्य। बेरियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ बेरियम (CAS संख्या: 7440-39-3) एक नरम, निंदनीय, चांदी-सफेद क्षारीय पृथ्वी धातु है। उच्च रासायनिक गतिविधि रखता है।

बेरियम की खोज 1774 में कार्ल शीले द्वारा ऑक्साइड BaO के रूप में की गई थी। 1808 में, अंग्रेजी रसायनज्ञ हम्फ्री डेवी ने पारा कैथोड के साथ गीले बेरियम हाइड्रॉक्साइड के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किया मिश्रणबेरियम; पारा को गर्म करने पर वाष्पित करने के बाद उसने बेरियम धातु को अलग कर लिया।

बेरियम एक चांदी-सफेद निंदनीय धातु है। तेज प्रहार से टूट जाता है। बेरियम के दो एलोट्रोपिक संशोधन हैं: α-Ba घन शरीर-केंद्रित जाली के साथ 375 °C (पैरामीटर a = 0.501 nm) तक स्थिर है, β-Ba ऊपर स्थिर है।

खनिज पैमाने पर कठोरता 1.25; मोह पैमाने 2 पर।

बेरियम धातु को मिट्टी के तेल में या पैराफिन की एक परत के नीचे संग्रहित किया जाता है।

बेरियम एक क्षारीय पृथ्वी धातु है। यह हवा में तीव्रता से ऑक्सीकरण करता है, बेरियम ऑक्साइड BaO और बेरियम नाइट्राइड Ba3N2 बनाता है, और थोड़ा गर्म होने पर प्रज्वलित होता है। बेरियम हाइड्रॉक्साइड बा (OH) 2 बनाने के लिए पानी के साथ जोरदार प्रतिक्रिया करता है:

बा + 2H2O \u003d बा (OH) 2 + H2

तनु अम्लों के साथ सक्रिय रूप से क्रिया करता है। कई बेरियम लवण पानी में अघुलनशील या थोड़े घुलनशील होते हैं: बेरियम सल्फेट BaSO4, बेरियम सल्फाइट BaSO3, बेरियम कार्बोनेट BaCO3, बेरियम फॉस्फेट Ba3 (PO4)2। बेरियम सल्फाइड बीएएस, कैल्शियम सल्फाइड सीएएस के विपरीत, पानी में अत्यधिक घुलनशील है।

हलोजन के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करके हैलाइड बनाते हैं।

जब हाइड्रोजन के साथ गर्म किया जाता है, तो यह बेरियम हाइड्राइड BaH2 बनाता है, जो बदले में, लिथियम हाइड्राइड LiH के साथ Li कॉम्प्लेक्स देता है।

अमोनिया के साथ गर्म करने पर अभिक्रिया:

6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2

गर्म होने पर, बेरियम नाइट्राइड Ba3N2 साइनाइड बनाने के लिए CO के साथ प्रतिक्रिया करता है:

Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO

तरल अमोनिया के साथ, यह एक गहरा नीला घोल देता है, जिससे अमोनिया को अलग किया जा सकता है, जिसमें एक सुनहरी चमक होती है और NH3 के उन्मूलन के साथ आसानी से विघटित हो जाती है। प्लैटिनम उत्प्रेरक की उपस्थिति में, अमोनिया बेरियम एमाइड बनाने के लिए विघटित होता है:

बा(NH2)2 + 4NH3 + H2

एक चाप भट्टी में कोयले के साथ BaO को गर्म करके बेरियम कार्बाइड BaC2 प्राप्त किया जा सकता है।

फास्फोरस के साथ, यह फॉस्फाइड Ba3P2 बनाता है।

बेरियम कई धातुओं के ऑक्साइड, हैलाइड और सल्फाइड को संबंधित धातु में कम कर देता है।

बेरियम धातु, अक्सर एल्यूमीनियम के साथ मिश्र धातु में, उच्च-वैक्यूम इलेक्ट्रॉनिक उपकरणों में गेट्टर (गेट्टर) के रूप में प्रयोग किया जाता है, और ज़िरकोनियम के साथ तरल धातु शीतलक (सोडियम, पोटेशियम, रूबिडियम, लिथियम, सीज़ियम के मिश्र) में भी जोड़ा जाता है। पाइपलाइनों और धातु विज्ञान में आक्रामकता को कम करें।

संक्रमण धातुओं

संक्रमण धातु (संक्रमण तत्व) डी। आई। मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के साइड उपसमूह के तत्व हैं, जिनके परमाणुओं में इलेक्ट्रॉन डी- और एफ-ऑर्बिटल्स पर दिखाई देते हैं। में सामान्य रूप से देखेंसंक्रमण तत्वों की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है: एनएस-ऑर्बिटल में एक या दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, शेष वैलेंस इलेक्ट्रॉन -ऑर्बिटल में होते हैं। चूँकि संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या कक्षकों की संख्या से काफी कम होती है, संक्रमण तत्वों द्वारा बनने वाले साधारण पदार्थ धातु होते हैं।

संक्रमण तत्वों की सामान्य विशेषताएं

सभी संक्रमण तत्वों में निम्नलिखित सामान्य गुण होते हैं:

वैद्युतीयऋणात्मकता के छोटे मूल्य।

परिवर्तनीय ऑक्सीकरण राज्य। लगभग सभी डी-तत्वों के लिए, जिनके परमाणुओं में बाहरी एनएस-उप-स्तर पर 2 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, ऑक्सीकरण अवस्था +2 ज्ञात होती है।

डी। आई। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के समूह III के डी-तत्वों से शुरू होकर, निम्नतम ऑक्सीकरण अवस्था में तत्व ऐसे यौगिक बनाते हैं जो मूल गुणों को प्रदर्शित करते हैं, उच्चतम में - अम्लीय, मध्यवर्ती में - एम्फ़ोटेरिक

लोहा

आयरन डी। आई। मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच, परमाणु संख्या 26 के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की चौथी अवधि के आठवें समूह के एक माध्यमिक उपसमूह का एक तत्व है। इसे प्रतीक Fe (lat। Ferrum) द्वारा नामित किया गया है। पृथ्वी की पपड़ी में सबसे आम धातुओं में से एक (एल्यूमीनियम के बाद दूसरा स्थान)।

साधारण पदार्थ लोहा (सीएएस संख्या: 7439-89-6) उच्च रासायनिक प्रतिक्रियाशीलता के साथ एक लचीला चांदी-सफेद धातु है: लौह उच्च तापमान पर या तेजी से खराब हो जाता है उच्च आर्द्रताहवा में। शुद्ध ऑक्सीजन में, लोहा जलता है, और सूक्ष्म रूप से बिखरी हुई अवस्था में, यह हवा में स्वतः प्रज्वलित होता है।

वास्तव में, लोहे को आमतौर पर अशुद्धियों की कम सामग्री (0.8% तक) के साथ मिश्र धातु कहा जाता है, जो शुद्ध धातु की कोमलता और लचीलापन बनाए रखता है। लेकिन व्यवहार में, कार्बन के साथ लोहे की मिश्र धातुओं का अधिक बार उपयोग किया जाता है: (2% कार्बन तक) और (2% से अधिक कार्बन), साथ ही स्टेनलेस (मिश्र धातु) स्टील मिश्र धातु (क्रोमियम, मैंगनीज, नी) के अतिरिक्त , आदि।)। लोहे और उसके मिश्र धातुओं के विशिष्ट गुणों का संयोजन इसे "धातु नंबर 1" मनुष्यों के लिए महत्वपूर्ण बनाता है।

प्रकृति में, लोहा शायद ही कभी अपने शुद्ध रूप में पाया जाता है, अक्सर यह लोहे-निकल उल्कापिंडों के हिस्से के रूप में होता है। पृथ्वी की पपड़ी में लोहे की व्यापकता 4.65% (O, Si, Al के बाद चौथा स्थान) है। यह भी माना जाता है कि लोहा पृथ्वी के अधिकांश भाग का निर्माण करता है।

लोहा एक विशिष्ट धातु है, मुक्त अवस्था में यह भूरे रंग के साथ चांदी-सफेद रंग का होता है। शुद्ध धातु नमनीय है, विभिन्न अशुद्धियाँ (विशेष रूप से, कार्बन) इसकी कठोरता और भंगुरता को बढ़ाती हैं। इसने चुंबकीय गुणों का उच्चारण किया है। तथाकथित "लौह त्रय" को अक्सर प्रतिष्ठित किया जाता है - तीन धातुओं का एक समूह (लौह Fe, कोबाल्ट सह, नी Ni), जिसमें समान भौतिक गुण, परमाणु त्रिज्या और विद्युत ऋणात्मकता मान होते हैं।

लोहे को बहुरूपता की विशेषता है, इसमें चार क्रिस्टलीय संशोधन हैं:

769 डिग्री सेल्सियस तक शरीर-केंद्रित क्यूबिक जाली के साथ α-Fe (फेराइट) होता है और फेरोमैग्नेट के गुण (769 डिग्री सेल्सियस ≈ 1043 के लोहे के लिए क्यूरी बिंदु है)

तापमान रेंज में 769-917 डिग्री सेल्सियस, β-Fe मौजूद है, जो केवल शरीर-केंद्रित क्यूबिक जाली के पैरामीटर और पैरामैग्नेट के चुंबकीय गुणों में α-Fe से भिन्न होता है।

तापमान सीमा 917-1394 डिग्री सेल्सियस में, चेहरे-केंद्रित घन जाली के साथ γ-Fe (ऑस्टेनाइट) होता है

1394 डिग्री सेल्सियस से ऊपर, -Fe एक शरीर-केंद्रित घन जाली के साथ स्थिर है

धातु विज्ञान β-Fe को एक अलग चरण के रूप में अलग नहीं करता है, और इसे विभिन्न प्रकार के α-Fe के रूप में मानता है। जब लोहे या स्टील को क्यूरी पॉइंट (769 °C ≈ 1043 K) से ऊपर गर्म किया जाता है। तापीय गतिआयन इलेक्ट्रॉनों के स्पिन चुंबकीय क्षणों के उन्मुखीकरण को परेशान करते हैं, एक फेरोमैग्नेट एक पैरामैग्नेट बन जाता है - एक दूसरे क्रम का चरण संक्रमण होता है, लेकिन क्रिस्टल के बुनियादी भौतिक मापदंडों में बदलाव के साथ एक प्रथम-क्रम चरण संक्रमण नहीं होता है।

सामान्य दबाव पर शुद्ध लोहे के लिए, धातु विज्ञान की दृष्टि से, निम्नलिखित स्थिर संशोधन हैं:

निरपेक्ष शून्य से 910 C तक, शरीर-केंद्रित घन (बीसीसी) क्रिस्टल जाली के साथ α-संशोधन स्थिर है। -आयरन में कार्बन का एक ठोस विलयन फेराइट कहलाता है।

910 से 1400 C तक, चेहरे-केंद्रित घन (fcc) क्रिस्टल जाली के साथ -संशोधन स्थिर है। -लोहे में कार्बन का एक ठोस विलयन ऑस्टेनाइट कहलाता है।

910 से 1539 C तक, शरीर-केंद्रित घन (बीसीसी) क्रिस्टल जाली के साथ -संशोधन स्थिर है। -आयरन (साथ ही α-iron) में कार्बन का एक ठोस घोल फेराइट कहलाता है। कभी-कभी उच्च-तापमान -फेराइट और निम्न-तापमान α-फेराइट (या केवल फेराइट) के बीच अंतर किया जाता है, हालांकि उनकी परमाणु संरचना समान होती है।

स्टील में कार्बन और मिश्र धातु तत्वों की उपस्थिति चरण संक्रमण के तापमान को महत्वपूर्ण रूप से बदल देती है।

उच्च दबाव (104 एमपीए, 100 हजार एटीएम से अधिक) के क्षेत्र में, हेक्सागोनल क्लोज-पैक (एचसीपी) जाली के साथ ε-लोहे का एक संशोधन दिखाई देता है।

इस्पात धातु विज्ञान के लिए बहुरूपता की घटना अत्यंत महत्वपूर्ण है। यह क्रिस्टल जाली के α-γ संक्रमणों के लिए धन्यवाद है कि स्टील का ताप उपचार होता है। इस घटना के बिना, स्टील के आधार के रूप में लोहे का इतना व्यापक उपयोग नहीं होता।

लोहा दुर्दम्य है, मध्यम गतिविधि की धातुओं से संबंधित है। लोहे का गलनांक 1539 °C होता है, क्वथनांक लगभग 3200 °C होता है।

लोहा सबसे अधिक उपयोग की जाने वाली धातुओं में से एक है, जिसका दुनिया के धातुकर्म उत्पादन का 95% तक हिस्सा है।

लोहा स्टील्स और कच्चा लोहा का मुख्य घटक है - सबसे महत्वपूर्ण निर्माण सामग्री.

अन्य धातुओं, जैसे निकल के आधार पर मिश्र धातुओं में लोहा शामिल किया जा सकता है।

चुंबकीय लौह ऑक्साइड (मैग्नेटाइट) - महत्वपूर्ण सामग्रीलंबी अवधि के कंप्यूटर मेमोरी उपकरणों के उत्पादन में: हार्ड ड्राइव, फ्लॉपी डिस्क, आदि।

अल्ट्राफाइन मैग्नेटाइट पाउडर का उपयोग ब्लैक एंड व्हाइट लेजर प्रिंटर में टोनर के रूप में किया जाता है।

कई लौह-आधारित मिश्र धातुओं के अद्वितीय फेरोमैग्नेटिक गुण ट्रांसफार्मर और इलेक्ट्रिक मोटर्स के चुंबकीय कोर के लिए इलेक्ट्रिकल इंजीनियरिंग में उनके व्यापक उपयोग में योगदान करते हैं।

आयरन (III) क्लोराइड (फेरिक क्लोराइड) का उपयोग शौकिया रेडियो अभ्यास में मुद्रित सर्किट बोर्डों की नक़्क़ाशी के लिए किया जाता है।

बागवानी और निर्माण में हानिकारक कवक को नियंत्रित करने के लिए कॉपर सल्फेट के साथ मिश्रित फेरस सल्फेट (आयरन सल्फेट) का उपयोग किया जाता है।

आयरन-निकल बैटरी, आयरन-एयर बैटरी में एनोड के रूप में आयरन का उपयोग किया जाता है।

तांबा

कॉपर पहले समूह के एक पक्ष उपसमूह का एक तत्व है, डी। आई। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी की चौथी अवधि, परमाणु संख्या 29 के साथ। इसे प्रतीक Cu (lat। Cuprum) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ तांबा (सीएएस संख्या: 7440-50-8) एक सुनहरा गुलाबी रंग (ऑक्साइड फिल्म की अनुपस्थिति में गुलाबी) के साथ एक लचीला संक्रमण धातु है। यह प्राचीन काल से ही मनुष्य द्वारा व्यापक रूप से उपयोग किया जाता रहा है।

कॉपर एक सुनहरा-गुलाबी तन्य धातु है, जो जल्दी से हवा में एक ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर किया जाता है, जो इसे एक विशिष्ट तीव्र पीले-लाल रंग का रंग देता है। तांबे में उच्च तापीय और विद्युत चालकता होती है (चांदी के बाद विद्युत चालकता में दूसरे स्थान पर)। इसमें दो स्थिर समस्थानिक हैं, 63Cu और 65Cu, और कई रेडियोधर्मी समस्थानिक. इनमें से सबसे लंबे समय तक रहने वाले, 64Cu का आधा जीवन 12.7 घंटे और विभिन्न उत्पादों के साथ दो क्षय है।

घनत्व - 8.94*10 किलो/mі

20 डिग्री सेल्सियस पर विशिष्ट ताप क्षमता - 390 जे / किग्रा * के

20-100 डिग्री सेल्सियस पर विद्युत प्रतिरोधकता - 1.78 10−8 ओम एम

गलनांक - 1083 डिग्री सेल्सियस

क्वथनांक - 2600 डिग्री सेल्सियस

कई कप्रम मिश्र धातुएँ हैं: पीतल - जस्ता के साथ कप्रम का एक मिश्र धातु, - टिन के साथ कप्रम का एक मिश्र धातु, निकल चांदी - कप्रम और निकल का एक मिश्र धातु, और कुछ अन्य।

जस्ता

जिंक दूसरे समूह के एक पक्ष उपसमूह का एक तत्व है, डी। आई। मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी की चौथी अवधि, परमाणु संख्या 30 के साथ। यह प्रतीक Zn (lat। Zinkum) द्वारा दर्शाया गया है। सामान्य परिस्थितियों में एक साधारण पदार्थ (सीएएस संख्या: 7440-66-6) एक भंगुर नीली-सफेद संक्रमण धातु है (हवा में धूमिल हो जाती है, जिंक ऑक्साइड की एक पतली परत से ढक जाती है)।

अपने शुद्ध रूप में, यह एक नमनीय चांदी-सफेद धातु है। इसमें मापदंडों के साथ एक हेक्सागोनल जाली है = 0.26649 एनएम, सी = 0.49468 एनएम। यह कमरे के तापमान पर भंगुर होता है; जब प्लेट मुड़ी हुई होती है, तो क्रिस्टलीय घर्षण (आमतौर पर "टिन क्राई" से अधिक मजबूत) से एक कर्कश ध्वनि सुनाई देती है। 100-150 डिग्री सेल्सियस पर, जस्ता प्लास्टिक है। अशुद्धियाँ, यहाँ तक कि मामूली भी, जस्ता की नाजुकता को तेजी से बढ़ाती हैं।

एक विशिष्ट उभयधर्मी धातु। मानक इलेक्ट्रोड क्षमता -0.76 वी है, मानक क्षमता की श्रृंखला में यह लोहे से पहले स्थित है।

हवा में, जिंक ZnO ऑक्साइड की एक पतली फिल्म से ढका होता है। जब जोर से गर्म किया जाता है, तो यह उभयधर्मी सफेद ऑक्साइड ZnO के निर्माण के साथ जल जाता है:

2Zn + O2 = 2ZnO।

जिंक ऑक्साइड दोनों अम्ल विलयनों के साथ अभिक्रिया करता है:

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

और क्षार:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O,

साधारण शुद्धता का जिंक अम्ल विलयनों के साथ सक्रिय रूप से अभिक्रिया करता है:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

Zn + H2SO4(dil.) = ZnSO4 + H2

और क्षार समाधान:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,

हाइड्रोक्सो-जिंकेट्स का निर्माण। बहुत शुद्ध जस्ता अम्ल और क्षार के समाधान के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है। संपर्क कप्रम सल्फेट CuSO4 के घोल की कुछ बूंदों को मिलाने से शुरू होता है।

गर्म होने पर, जिंक हैलोजन के साथ प्रतिक्रिया करके ZnHal2 हैलाइड बनाता है। फास्फोरस के साथ जिंक फास्फाइड Zn3P2 और ZnP2 बनाता है। सल्फर और इसके एनालॉग्स के साथ - सेलेनियम और टेल्यूरियम - विभिन्न चाकोजेनाइड्स, ZnS, ZnSe, ZnSe2 और ZnTe।

जिंक हाइड्रोजन, नाइट्रोजन, कार्बन, सिलिकॉन और बोरॉन के साथ सीधे प्रतिक्रिया नहीं करता है। 550-600°C पर अमोनिया के साथ जिंक की अभिक्रिया से नाइट्राइड Zn3N2 प्राप्त होता है।

जलीय घोलों में, जिंक आयन Zn2+ एक्वाकॉम्प्लेक्स 2+ और 2+ बनाते हैं।

शुद्ध धातु जस्ता का उपयोग भूमिगत लीचिंग (सोना, चांदी) द्वारा खनन की गई कीमती धातुओं को पुनर्प्राप्त करने के लिए किया जाता है। इसके अलावा, जस्ता-चांदी-सोना इंटरमेटेलिक यौगिकों (तथाकथित "सिल्वर फोम") के रूप में कच्चे सीसा से चांदी, सोना (और अन्य धातु) निकालने के लिए जस्ता का उपयोग किया जाता है, जिसे बाद में पारंपरिक शोधन विधियों द्वारा संसाधित किया जाता है।

इसका उपयोग स्टील को जंग से बचाने के लिए किया जाता है (सतहों की जस्ता कोटिंग यांत्रिक तनाव के अधीन नहीं है, या धातुकरण - पुलों, टैंकों, धातु संरचनाओं के लिए)। रासायनिक वर्तमान स्रोतों, यानी बैटरी और संचयकों में नकारात्मक इलेक्ट्रोड सामग्री के रूप में भी उपयोग किया जाता है, उदाहरण के लिए: मैंगनीज-जस्ता सेल, चांदी-जस्ता बैटरी डीएमआई, कम प्रतिरोध और विशाल निर्वहन धाराएं, पारा-जस्ता तत्व (ईएमएफ 1.35 वी, 135 डब्ल्यू एच / किग्रा, 550-650 डब्ल्यू एच/डीएमआई), डाइऑक्साइसल्फेट-पारा तत्व, आयोडेट-जिंक तत्व, कॉपर ऑक्साइड गैल्वेनिक सेल (ईएमएफ 0.7-1.6 वोल्ट, 84-127 डब्ल्यूएच/किग्रा, 410-570 डब्ल्यूएच/डीएमआई), क्रोमियम-जिंक सेल, जिंक-सिल्वर क्लोराइड सेल, निकल-जिंक बैटरी (EMF 1, 82 वोल्ट, 95-118 Wh/kg, 230-295 Wh/dmi), लेड-जिंक सेल, जिंक-क्लोरीन बैटरी, जिंक-ब्रोमाइन बैटरी, आदि ।) जिंक-एयर बैटरियों में जिंक की भूमिका बहुत महत्वपूर्ण है, हाल के वर्षों में उन्हें जिंक-एयर सिस्टम के आधार पर गहन रूप से विकसित किया गया है - कंप्यूटर (लैपटॉप) के लिए बैटरी और इस क्षेत्र में महत्वपूर्ण सफलता हासिल की गई है (लिथियम से बड़ी) बैटरी, क्षमता और संसाधन, लागत से 3 गुना कम), यह प्रणाली इंजन शुरू करने के लिए भी बहुत आशाजनक है (लीड बैटरी - 55 डब्ल्यू एच / किग्रा, जिंक-एयर - 220-300 डब्ल्यू एच / किग्रा) और इलेक्ट्रिक वाहनों के लिए ( 900 किमी तक का माइलेज)। कई टांकना मिश्र धातुओं में उनके गलनांक को कम करने के लिए उपयोग किया जाता है। जस्ता पीतल का एक महत्वपूर्ण घटक है। जिंक ऑक्साइड व्यापक रूप से एक एंटीसेप्टिक और विरोधी भड़काऊ एजेंट के रूप में दवा में उपयोग किया जाता है। जिंक ऑक्साइड का उपयोग पेंट के उत्पादन के लिए भी किया जाता है - जिंक व्हाइट।

जिंक क्लोराइड टांका लगाने वाली धातुओं और फाइबर उत्पादन में एक घटक के लिए एक महत्वपूर्ण प्रवाह है।

टेलुराइड, सेलेनाइड, फॉस्फाइड, जिंक सल्फाइड व्यापक रूप से अर्धचालक हैं।

जिंक सेलेनाइड का उपयोग मध्य-अवरक्त श्रेणी में बहुत कम अवशोषण वाले ऑप्टिकल ग्लास बनाने के लिए किया जाता है, जैसे कार्बन डाइऑक्साइड लेज़रों में।

बुध

बुध दूसरे समूह के एक पक्ष उपसमूह का एक तत्व है, डी। आई। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी की छठी अवधि, परमाणु संख्या 80 के साथ। यह प्रतीक एचजी (अव्य। हाइड्रार्गिरम) द्वारा दर्शाया गया है। साधारण पदार्थ पारा (सीएएस संख्या: 7439-97-6) एक संक्रमण धातु है, कमरे के तापमान पर यह एक भारी, चांदी-सफेद, विशेष रूप से अस्थिर तरल है, जिसके वाष्प बेहद जहरीले होते हैं। पारा दो रासायनिक तत्वों (और एकमात्र धातु) में से एक है, जिसके साधारण पदार्थ सामान्य परिस्थितियों में एकत्रीकरण की तरल अवस्था में होते हैं (दूसरा तत्व ब्रोमीन है)। प्रकृति में, यह देशी रूप में पाया जाता है और कई खनिजों का निर्माण करता है। सबसे अधिक बार, पारा अपने सबसे सामान्य खनिज - सिनेबार से कम करके प्राप्त किया जाता है। इसका उपयोग माप उपकरणों के निर्माण के लिए किया जाता है, वैक्यूम पंप, प्रकाश स्रोत और विज्ञान और प्रौद्योगिकी के अन्य क्षेत्रों में।

पारा एकमात्र ऐसी धातु है जो कमरे के तापमान पर तरल होती है। इसमें एक हीरे के गुण हैं। कई धातुओं के साथ तरल मिश्र धातु बनाता है अमलगम्स. केवल लोहा, मैंगनीज और नी.

बुध एक निष्क्रिय धातु है।

जब 300 °C तक गर्म किया जाता है, तो पारा ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करता है: 2Hg + O2 → 2HgO लाल पारा (II) ऑक्साइड बनता है। यह प्रतिक्रिया प्रतिवर्ती है: जब 340 डिग्री सेल्सियस से ऊपर गरम किया जाता है, तो ऑक्साइड सरल पदार्थों में विघटित हो जाता है। पारा ऑक्साइड की अपघटन प्रतिक्रिया ऐतिहासिक रूप से ऑक्सीजन का उत्पादन करने के पहले तरीकों में से एक है।

जब पारा को सल्फर के साथ गर्म किया जाता है, तो पारा (II) सल्फाइड बनता है।

पारा एसिड के घोल में नहीं घुलता है जिसमें ऑक्सीकरण गुण नहीं होते हैं, लेकिन एक्वा रेजिया में घुल जाता है और नाइट्रिक एसिड, द्विसंयोजक पारा के लवण बनाते हैं। जब ठंड में अतिरिक्त पारा नाइट्रिक एसिड में घुल जाता है, तो Hg2(NO3)2 नाइट्रेट बनता है।

समूह IIB के तत्वों में से, यह पारा है जिसमें एक बहुत ही स्थिर 6d10 - इलेक्ट्रॉन शेल को नष्ट करने की संभावना है, जिससे पारा यौगिकों (+4) के अस्तित्व की संभावना होती है। तो, पानी के साथ थोड़ा घुलनशील Hg2F2 और HgF2 विघटित होने के अलावा, पारा परमाणुओं की बातचीत और 4K के तापमान पर नियॉन और फ्लोरीन के मिश्रण से प्राप्त HgF4 भी होता है।

पारा का उपयोग थर्मामीटर के निर्माण में किया जाता है, पारा वाष्प पारा-क्वार्ट्ज और फ्लोरोसेंट लैंप से भरा होता है। पारा संपर्क स्थिति सेंसर के रूप में कार्य करते हैं। इसके अलावा, धातु पारा का उपयोग कई महत्वपूर्ण मिश्र धातुओं को प्राप्त करने के लिए किया जाता है।

पहले, विभिन्न धातु मिश्रण, विशेष रूप से सोने और चांदी के मिश्रण, गहनों में, दर्पण और दंत भरने के उत्पादन में व्यापक रूप से उपयोग किए जाते थे। इंजीनियरिंग में, पारा का व्यापक रूप से बैरोमीटर और मैनोमीटर के लिए उपयोग किया जाता था। पारा यौगिकों का उपयोग एक एंटीसेप्टिक (उच्च बनाने की क्रिया), एक रेचक (कैलोमेल), टोपी उत्पादन, आदि के रूप में किया जाता था, लेकिन इसकी उच्च विषाक्तता के कारण, 20 वीं शताब्दी के अंत तक, उन्हें व्यावहारिक रूप से इन क्षेत्रों (समामेलन के प्रतिस्थापन) से बाहर कर दिया गया था। धातुओं के छिड़काव और इलेक्ट्रोडेशन द्वारा, दंत चिकित्सा में पॉलिमरिक फिलिंग)।

थैलियम के साथ पारा का एक मिश्र धातु निम्न तापमान थर्मामीटर के लिए प्रयोग किया जाता है।

संदर्भ वोल्टेज स्रोतों (वेस्टन तत्व) में कुछ रासायनिक वर्तमान स्रोतों (उदाहरण के लिए, पारा-जस्ता-प्रकार आरटी) में, धातु पारा कई सक्रिय धातुओं, क्लोरीन और क्षार के इलेक्ट्रोलाइटिक उत्पादन के लिए कैथोड के रूप में कार्य करता है। पारा-जस्ता तत्व (ईएमएफ 1.35 वोल्ट) में मात्रा और द्रव्यमान (130 डब्ल्यू/एच/किग्रा, 550 डब्ल्यू/एच/डीएम) के मामले में बहुत अधिक ऊर्जा होती है।

पारा का उपयोग द्वितीयक एल्यूमीनियम और सोने के खनन के पुनर्चक्रण के लिए किया जाता है (देखें अमलगम)।

पारा को कभी-कभी भारी भारित हाइड्रोडायनामिक बियरिंग्स में काम करने वाले तरल पदार्थ के रूप में भी प्रयोग किया जाता है।

समुद्र के पानी में जहाजों के पतवारों को खराब होने से बचाने के लिए कुछ बायोसाइडल पेंट्स में पारा एक घटक है।

पारा-203 (T1/2 = 53 सेकंड) का उपयोग रेडियोफार्मास्यूटिक्स में किया जाता है।

पारा लवण का भी उपयोग किया जाता है:

मरकरी आयोडाइड का उपयोग अर्धचालक विकिरण संसूचक के रूप में किया जाता है।

मर्करी फुलमिनेट ("विस्फोटक पारा") लंबे समय से एक दीक्षा विस्फोटक (डेटोनेटर) के रूप में इस्तेमाल किया गया है।

मरकरी ब्रोमाइड का उपयोग पानी के थर्मोकेमिकल अपघटन में हाइड्रोजन और ऑक्सीजन (परमाणु हाइड्रोजन ऊर्जा) में किया जाता है।

कुछ पारा यौगिकों का उपयोग दवाओं के रूप में किया जाता है (उदाहरण के लिए, टीकों के संरक्षण के लिए मेरथिओलेट), लेकिन मुख्य रूप से विषाक्तता के कारण, पारा को दवा से बाहर कर दिया गया था (उदात्त, पारा ऑक्सीसायनाइड - एंटीसेप्टिक्स, कैलोमेल - रेचक, आदि)। 20 वीं सदी के अंत।

अल्युमीनियम

एल्युमिनियम डी। आई। मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच, परमाणु संख्या 13 के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की तीसरी अवधि के तीसरे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है। इसे प्रतीक अल (लैट। एल्युमिनियम) द्वारा नामित किया गया है। प्रकाश धातुओं के समूह के अंतर्गत आता है। पृथ्वी की पपड़ी में सबसे आम धातु और तीसरा सबसे आम (ऑक्सीजन और सिलिकॉन के बाद) रासायनिक तत्व।

एक साधारण पदार्थ एल्युमिनियम (CAS संख्या: 7429-90-5) एक हल्की, गैर-चुंबकीय चांदी-सफेद धातु है जिसे आसानी से ढाला, कास्ट और मशीनीकृत किया जाता है। एल्यूमीनियम में एक उच्च तापीय और विद्युत चालकता है, मजबूत ऑक्साइड फिल्मों के तेजी से गठन के कारण जंग का प्रतिरोध है जो सतह को आगे की बातचीत से बचाते हैं।

कुछ जैविक अध्ययनों के अनुसार, मानव शरीर में एल्युमीनियम का सेवन अल्जाइमर रोग के विकास का एक कारक माना जाता था, लेकिन बाद में इन अध्ययनों की आलोचना की गई और एक के दूसरे के साथ संबंध के निष्कर्ष का खंडन किया गया।

चांदी-सफेद धातु, प्रकाश, घनत्व 2.7 ग्राम / सेमी², तकनीकी ग्रेड 658 डिग्री सेल्सियस के लिए पिघलने बिंदु, उच्च शुद्धता एल्यूमीनियम 660 डिग्री सेल्सियस, उबलते बिंदु 2500 डिग्री सेल्सियस, कास्ट 10-12 किलो / मिमी² की तन्य शक्ति, विकृत 18 -25 किग्रा/मिमी2, मिश्र धातु 38-42 किग्रा/मिमी²।

ब्रिनेल कठोरता 24-32 किग्रा / मिमी², उच्च प्लास्टिसिटी: तकनीकी 35%, शुद्ध 50%, एक पतली शीट और यहां तक ​​​​कि पन्नी में लुढ़का।

एल्युमीनियम में उच्च विद्युत और तापीय चालकता है, क्यूप्रम की विद्युत चालकता का 65%, उच्च प्रकाश परावर्तन है।

एल्युमीनियम लगभग सभी धातुओं के साथ मिश्रधातु बनाता है।

सामान्य परिस्थितियों में, एल्यूमीनियम एक पतली और मजबूत ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर किया जाता है और इसलिए शास्त्रीय ऑक्सीकरण एजेंटों के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है: एच 2 ओ (टी डिग्री) के साथ; ओ 2, एचएनओ 3 (बिना गर्म किए)। इसके कारण, एल्यूमीनियम व्यावहारिक रूप से जंग के अधीन नहीं है और इसलिए आधुनिक उद्योग द्वारा व्यापक रूप से मांग की जाती है। हालांकि, जब ऑक्साइड फिल्म नष्ट हो जाती है (उदाहरण के लिए, अमोनियम लवण NH4 + के घोल के संपर्क में आने पर, गर्म क्षार, या समामेलन के परिणामस्वरूप), एल्युमिनियम एक सक्रिय अपचायक धातु के रूप में कार्य करता है।

सरल पदार्थों के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करता है:

ऑक्सीजन के साथ:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

हलोजन के साथ:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

गर्म करने पर अन्य अधातुओं के साथ अभिक्रिया करता है:

एल्युमिनियम सल्फाइड बनाने के लिए सल्फर के साथ:

2Al + 3S = Al2S3

नाइट्रोजन के साथ, एल्यूमीनियम नाइट्राइड बनाना:

कार्बन के साथ, एल्यूमीनियम कार्बाइड बनाने:

4Al + 3С = Al4С3

एल्यूमीनियम सल्फाइड और एल्यूमीनियम कार्बाइड पूरी तरह से हाइड्रोलाइज्ड हैं:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4

जटिल पदार्थों के साथ:

पानी के साथ (सुरक्षात्मक ऑक्साइड फिल्म को हटाने के बाद, उदाहरण के लिए, समामेलन या गर्म क्षार समाधान द्वारा):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

क्षार के साथ (टेट्राहाइड्रोक्सालुमिनेट्स और अन्य एल्यूमिनेट्स के निर्माण के साथ):

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2

2(NaOH.H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2

हाइड्रोक्लोरिक और तनु सल्फ्यूरिक एसिड में आसानी से घुलनशील:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2SO4(razb) = Al2(SO4)3 + 3H2

गर्म होने पर, यह एसिड में घुल जाता है - ऑक्सीकरण एजेंट जो घुलनशील एल्यूमीनियम लवण बनाते हैं:

2Al + 6H2SO4(conc) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

अल + 6HNO3(conc) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

धातुओं को उनके ऑक्साइड (एल्यूमिनोथर्मी) से पुनर्स्थापित करता है:

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

व्यापक रूप से एक संरचनात्मक सामग्री के रूप में उपयोग किया जाता है। इस गुणवत्ता में एल्यूमीनियम के मुख्य लाभ हैं हल्कापन, मुद्रांकन के लिए लचीलापन, संक्षारण प्रतिरोध (हवा में, एल्यूमीनियम तुरंत एक मजबूत Al2O3 फिल्म के साथ कवर किया जाता है, जो इसके आगे ऑक्सीकरण को रोकता है), उच्च तापीय चालकता, और इसके यौगिकों की गैर-विषाक्तता। विशेष रूप से, इन गुणों ने एल्युमिनियम को खाद्य उद्योग में कुकवेयर, एल्युमिनियम फॉयल के उत्पादन और पैकेजिंग के लिए बेहद लोकप्रिय बना दिया है।

एक संरचनात्मक सामग्री के रूप में एल्यूमीनियम का मुख्य दोष इसकी कम ताकत है, इसलिए इसे आमतौर पर कम मात्रा में कप्रम और मैग्नीशियम (मिश्र धातु को ड्यूरालुमिन कहा जाता है) के साथ मिश्रित किया जाता है।

एल्युमिनियम की विद्युत चालकता क्यूप्रम की तुलना में केवल 1.7 गुना कम है, जबकि एल्युमिनियम लगभग 2 गुना सस्ता है। इसलिए, यह इलेक्ट्रिकल इंजीनियरिंग में तारों के निर्माण, उनके परिरक्षण और यहां तक ​​कि चिप्स में कंडक्टर के निर्माण के लिए माइक्रोइलेक्ट्रॉनिक में भी व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। क्यूप्रम (63 1/ओम) की तुलना में एल्युमिनियम (37 1/ओम) की कम विद्युत चालकता की भरपाई क्रॉस सेक्शन में वृद्धि से होती है एल्यूमीनियम कंडक्टर. विद्युत सामग्री के रूप में एल्यूमीनियम का नुकसान एक मजबूत ऑक्साइड फिल्म है जो सोल्डरिंग को मुश्किल बनाती है।

गुणों के परिसर के कारण, इसका व्यापक रूप से थर्मल उपकरण में उपयोग किया जाता है।

एल्युमीनियम और इसके मिश्र धातु अति-निम्न तापमान पर ताकत बनाए रखते हैं। इस वजह से, क्रायोजेनिक तकनीक में इसका व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।

कम लागत और जमा करने में आसानी के साथ संयुक्त उच्च परावर्तन एल्यूमीनियम बनाता है आदर्श सामग्रीदर्पण बनाने के लिए।

उत्पादन में निर्माण सामग्रीगैस पैदा करने वाले एजेंट के रूप में।

एल्युमिनाइजिंग स्टील और अन्य मिश्र धातुओं को जंग और स्केल प्रतिरोध देता है, उदाहरण के लिए, पिस्टन आंतरिक दहन इंजन वाल्व, टर्बाइन ब्लेड, तेल रिग, हीट एक्सचेंज उपकरण, और गैल्वनाइजिंग की जगह भी लेता है।

एल्युमिनियम सल्फाइड का उपयोग हाइड्रोजन सल्फाइड के उत्पादन के लिए किया जाता है।

एल्यूमीनियम फोम को विशेष रूप से मजबूत और हल्के पदार्थ के रूप में विकसित करने के लिए अनुसंधान चल रहा है।

जब एल्युमिनियम बहुत महंगा होता था तो उससे तरह-तरह के गहने बनाए जाते थे। उनके लिए फैशन तुरंत पारित हो गया जब इसके उत्पादन के लिए नई प्रौद्योगिकियां (विकास) दिखाई दीं, जिसने इसे कई गुना कम कर दिया। अब एल्युमिनियम का उपयोग कभी-कभी पोशाक के गहनों के निर्माण में किया जाता है।

अन्य धातु

प्रमुख

लीड चौथे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 82 के साथ डी। आई। दिमित्री इवानोविच मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की छठी अवधि। इसे प्रतीक पीबी (लैट। प्लंबम) द्वारा दर्शाया गया है। साधारण पदार्थ लेड (CAS संख्या: 7439-92-1) एक निंदनीय, अपेक्षाकृत कम पिघलने वाली ग्रे धातु है।

लेड में 0°C पर 35.1 W/(m K) की अपेक्षाकृत कम तापीय चालकता होती है। धातु नरम और चाकू से काटने में आसान होती है। सतह पर, यह आमतौर पर आक्साइड की अधिक या कम मोटी फिल्म के साथ कवर किया जाता है; जब कट जाता है, तो एक चमकदार सतह खुल जाती है, जो हवा में समय के साथ फीकी पड़ जाती है।

गलनांक: 327.4 °C

क्वथनांक: 1740 डिग्री सेल्सियस

लेड नाइट्रेट का उपयोग शक्तिशाली मिश्रित विस्फोटकों के उत्पादन के लिए किया जाता है। लेड एजाइड का उपयोग सबसे व्यापक रूप से इस्तेमाल किए जाने वाले डेटोनेटर (विस्फोटक शुरू करने वाले) के रूप में किया जाता है। लीड परक्लोरेट का उपयोग अयस्कों के प्लवनशीलता लाभकारी में उपयोग किए जाने वाले भारी तरल (घनत्व 2.6 ग्राम / सेमी 3) को तैयार करने के लिए किया जाता है; इसे कभी-कभी शक्तिशाली मिश्रित विस्फोटकों में ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में उपयोग किया जाता है। अकेले लेड फ्लोराइड, साथ ही बिस्मथ, कप्रम, सिल्वर फ्लोराइड के साथ, रासायनिक वर्तमान स्रोतों में कैथोड सामग्री के रूप में उपयोग किया जाता है। लिथियम स्टोरेज बैटरियों में कैथोड सामग्री के रूप में लेड बिस्मथेट, लेड सल्फाइड PbS, लेड आयोडाइड का उपयोग किया जाता है। लीड क्लोराइड PbCl2 स्टैंडबाय करंट स्रोतों में कैथोड सामग्री के रूप में। लेड टेलुराइड PbTe व्यापक रूप से थर्मोइलेक्ट्रिक सामग्री (350 μV / K के साथ थर्मो-ईएमएफ) के रूप में उपयोग किया जाता है, थर्मोइलेक्ट्रिक जनरेटर और थर्मोइलेक्ट्रिक रेफ्रिजरेटर के उत्पादन में सबसे व्यापक रूप से उपयोग की जाने वाली सामग्री है। लेड डाइऑक्साइड PbO2 व्यापक रूप से न केवल एक लेड बैटरी में उपयोग किया जाता है, बल्कि इसके आधार पर कई बैकअप रासायनिक वर्तमान स्रोत भी उत्पन्न होते हैं, उदाहरण के लिए, एक लेड-क्लोरीन तत्व, एक लेड-फ्लोरीन तत्व, आदि।

सफेद लेड, बेसिक कार्बोनेट Pb(OH)2.PbCO3, एक घना सफेद पाउडर, कार्बन डाइऑक्साइड और एसिटिक एसिड की क्रिया के तहत हवा में लेड से प्राप्त किया जाता है। सीसा सफेद का उपयोग के रूप में रंग वर्णकहाइड्रोजन सल्फाइड H2S की क्रिया द्वारा उनके अपघटन के कारण अब उतना सामान्य नहीं है जितना पहले हुआ करता था। सीमेंट और लेड-कार्बोनेट पेपर की तकनीक में पोटीन के उत्पादन के लिए लेड व्हाइट का भी उपयोग किया जाता है।

लेड आर्सेनेट और आर्सेनाइट का उपयोग कृषि कीटों (जिप्सी मोथ और कॉटन वीविल) के विनाश के लिए कीटनाशकों की तकनीक में किया जाता है। लेड बोरेट Pb(BO2)2 H2O, एक अघुलनशील सफेद पाउडर, का उपयोग पेंटिंग और वार्निश को सुखाने के लिए किया जाता है, और अन्य धातुओं के साथ, कांच और चीनी मिट्टी के बरतन पर कोटिंग के रूप में। लेड क्लोराइड PbCl2, सफेद क्रिस्टलीय पाउडर, में घुलनशील गर्म पानी, अन्य क्लोराइड और विशेष रूप से अमोनियम क्लोराइड NH4Cl के समाधान। इसका उपयोग ट्यूमर के उपचार में मलहम की तैयारी के लिए किया जाता है।

लेड क्रोमेट PbCrO4, जिसे क्रोम येलो के रूप में जाना जाता है, पोर्सिलेन और वस्त्रों की रंगाई के लिए पेंट की तैयारी के लिए एक महत्वपूर्ण वर्णक है। उद्योग में, क्रोमेट का उपयोग मुख्य रूप से पीले रंग के पिगमेंट के उत्पादन में किया जाता है। लेड नाइट्रेट Pb(NO3)2 - सफेद क्रिस्टलीय पदार्थ, पानी में अत्यधिक घुलनशील। यह सीमित उपयोग का बंधन है। उद्योग में, इसका उपयोग मंगनी, कपड़ा रंगाई और भराई, एंटलर रंगाई और उत्कीर्णन में किया जाता है। लेड सल्फेट Pb(SO4)2, एक पानी में अघुलनशील सफेद पाउडर है, जिसका उपयोग बैटरी, लिथोग्राफी और मुद्रित कपड़े प्रौद्योगिकी में वर्णक के रूप में किया जाता है।

लेड सल्फाइड पीबीएस, एक काला, पानी में अघुलनशील पाउडर, मिट्टी के बर्तनों की फायरिंग में और लेड आयनों का पता लगाने के लिए उपयोग किया जाता है।

चूंकि सीसा गामा विकिरण को अच्छी तरह से अवशोषित करता है, इसलिए इसका उपयोग एक्स-रे मशीनों और परमाणु रिएक्टरों में विकिरण सुरक्षा के लिए किया जाता है। इसके अलावा, उन्नत फास्ट न्यूट्रॉन परमाणु रिएक्टरों की परियोजनाओं में सीसा को शीतलक के रूप में माना जाता है।

सीसा मिश्र काफी अनुप्रयोग पाते हैं। पेवर (टिन-लेड मिश्र धातु), जिसमें 85-90% टिन धातु और 15-10% पीबी होता है, मोल्ड करने योग्य, सस्ता और घरेलू बर्तनों के निर्माण में उपयोग किया जाता है। इलेक्ट्रिकल इंजीनियरिंग में 67% Pb और 33% टिन धातु वाले सोल्डर का उपयोग किया जाता है। एंटीमनी के साथ लेड के मिश्र का उपयोग बुलेट और टाइपोग्राफिक प्रकार के उत्पादन में किया जाता है, और सीसा, सुरमा और टिन के मिश्र धातुओं का उपयोग फिगर कास्टिंग और बियरिंग्स के लिए किया जाता है। सुरमा के साथ सीसा की मिश्रधातुओं का उपयोग आमतौर पर विद्युत संचायकों की केबलों और प्लेटों को ढकने के लिए किया जाता है। सीसा यौगिकों का उपयोग रंजक, पेंट, कीटनाशक, कांच के उत्पादन में किया जाता है व्यापार आइटमऔर टेट्राएथिल लेड (C2H5) 4Pb के रूप में गैसोलीन में एडिटिव्स के रूप में (मामूली वाष्पशील तरल, छोटी सांद्रता में वाष्प में एक मीठी फल गंध होती है, बड़ी सांद्रता में, एक अप्रिय गंध; Tm = 130 ° C, Tbp = 80 ° C / 13 मिमी Hg .st.; घनत्व 1.650 g/cm³; nD2v = 1.5198; पानी में अघुलनशील, कार्बनिक सॉल्वैंट्स के साथ गलत; अत्यधिक विषाक्त, आसानी से त्वचा के माध्यम से प्रवेश करता है; MPC = 0.005 mg/m³; LD50 = 12.7 mg/m³ किग्रा ( चूहों, मौखिक)) ओकटाइन संख्या बढ़ाने के लिए।

टिन

टिन चौथे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 50 के साथ डी। आई। मेंडेलीव दिमित्री इवानोविच के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की पांचवीं अवधि। इसे टिन धातु (अव्य। स्टैनम) के प्रतीक द्वारा नामित किया गया है। सामान्य परिस्थितियों में, एक साधारण पदार्थ एक चांदी-सफेद रंग की प्लास्टिक, निंदनीय और फ्यूज़िबल चमकदार धातु है। टिन कई एलोट्रोपिक संशोधन करता है: 13.2 डिग्री सेल्सियस से नीचे स्थिर α-tin (ग्रे टिन) एक क्यूबिक डायमंड-प्रकार की जाली के साथ, 13.2 डिग्री सेल्सियस से ऊपर स्थिर β-टिन (सफेद टिन) एक टेट्रागोनल क्रिस्टल जाली के साथ।

टिन का उपयोग मुख्य रूप से अपने शुद्ध रूप में या अन्य धातुओं के साथ मिश्र धातुओं में एक सुरक्षित, गैर विषैले, संक्षारण प्रतिरोधी कोटिंग के रूप में किया जाता है। टिन के मुख्य औद्योगिक अनुप्रयोग खाद्य कंटेनरों के निर्माण के लिए टिनप्लेट (टिनिड आयरन) में, इलेक्ट्रॉनिक्स के लिए सेलर्स में, हाउस प्लंबिंग में, बियरिंग एलॉय में और टिन और उसके मिश्र धातुओं के कोटिंग्स में हैं। टिन का सबसे महत्वपूर्ण मिश्र धातु है पीतल(क्यूप्रम के साथ)। टेबलवेयर बनाने के लिए एक अन्य प्रसिद्ध मिश्र धातु, पेवर का उपयोग किया जाता है। हाल ही में, धातु के उपयोग में रुचि का पुनरुद्धार हुआ है, क्योंकि यह भारी अलौह धातुओं में सबसे "पर्यावरण के अनुकूल" है। Nb3Sn इंटरमेटेलिक कंपाउंड पर आधारित सुपरकंडक्टिंग वायर बनाने के लिए उपयोग किया जाता है।

कीमतों 2006 में धातु टिन के लिए औसत $12-18/किग्रा, उच्च शुद्धता वाले टिन डाइऑक्साइड लगभग $25/किग्रा, एकल-क्रिस्टल उच्च-शुद्धता टिन के बारे में $210/किग्रा।

टिन और जिरकोनियम के इंटरमेटेलिक यौगिकों में उच्च गलनांक (2000 डिग्री सेल्सियस तक) और हवा में गर्म होने पर ऑक्सीकरण का प्रतिरोध होता है और इसमें कई अनुप्रयोग होते हैं।

टिन संरचनात्मक टाइटेनियम मिश्र धातुओं के उत्पादन में सबसे महत्वपूर्ण मिश्र धातु घटक है।

टिन डाइऑक्साइड एक बहुत प्रभावी अपघर्षक पदार्थ है जिसका उपयोग ऑप्टिकल ग्लास की सतह के "परिष्करण" में किया जाता है।

टिन लवण का मिश्रण - "पीली संरचना" - पहले ऊन के लिए डाई के रूप में उपयोग किया जाता था।

टिन का उपयोग रासायनिक वर्तमान स्रोतों में एनोड सामग्री के रूप में भी किया जाता है, उदाहरण के लिए: मैंगनीज-टिन तत्व, ऑक्साइड-पारा-टिन तत्व। लेड-टिन बैटरी में टिन का उपयोग आशाजनक है; इसलिए, उदाहरण के लिए, एक लीड बैटरी के साथ एक समान वोल्टेज पर, एक लीड-टिन बैटरी में 2.5 गुना अधिक क्षमता और प्रति यूनिट वॉल्यूम 5 गुना अधिक ऊर्जा घनत्व होता है, इसका आंतरिक प्रतिरोध बहुत कम होता है।

धातु टिन गैर विषैले है, जो इसे खाद्य उद्योग में उपयोग करने की अनुमति देता है। भंडारण और उपयोग की सामान्य परिस्थितियों में टिन में निहित हानिकारक अशुद्धियाँ, जिसमें 600 ° C तक के तापमान पर पिघलना शामिल है, को कार्य क्षेत्र की हवा में GOST के अनुसार अधिकतम स्वीकार्य एकाग्रता से अधिक मात्रा में नहीं छोड़ा जाता है। लंबे समय तक (15-20 वर्ष) टिन की धूल के संपर्क में आने से फेफड़ों पर फाइब्रोजेनिक प्रभाव पड़ता है और श्रमिकों में न्यूमोकोनियोसिस हो सकता है।

धातुओं का अनुप्रयोग

निर्माण सामग्री

धातुएँ और उनकी मिश्रधातुएँ आधुनिक सभ्यता की मुख्य संरचनात्मक सामग्रियों में से एक हैं। यह मुख्य रूप से तरल पदार्थ और गैसों के लिए उनकी उच्च शक्ति, एकरूपता और अभेद्यता से निर्धारित होता है। इसके अलावा, मिश्र धातुओं के निर्माण को बदलकर, बहुत व्यापक रेंज में उनके गुणों को बदला जा सकता है।

विद्युत सामग्री

धातुओं का उपयोग दोनों अच्छे चालक के रूप में किया जाता है बिजली(कॉपर, एल्युमिनियम), और प्रतिरोधों और विद्युत ताप तत्वों (निक्रोम, आदि) के लिए उच्च प्रतिरोध वाली सामग्री के रूप में।

उपकरण सामग्री

धातुओं और उनके मिश्र धातुओं का व्यापक रूप से औजारों (उनके काम करने वाले भाग) के निर्माण के लिए उपयोग किया जाता है। ये मुख्य रूप से टूल स्टील्स और हार्ड मिश्र धातु हैं। हीरा, बोरॉन नाइट्राइड और चीनी मिट्टी की चीज़ें भी उपकरण सामग्री के रूप में उपयोग की जाती हैं।

धातुकर्म

धातु विज्ञान या धातु विज्ञान सामग्री विज्ञान का एक क्षेत्र है जो धातुओं, इंटरमेटेलिक यौगिकों और मिश्र धातुओं के भौतिक और रासायनिक व्यवहार का अध्ययन करता है। धातु विज्ञान में धातुओं के बारे में मौजूदा ज्ञान का व्यावहारिक अनुप्रयोग भी शामिल है - कच्चे माल के निष्कर्षण से लेकर पैसे के मुद्दे तक। तैयार उत्पाद.

संरचना का अध्ययन और भौतिक और रासायनिक गुणधातु और ऑक्साइड पिघलता है और ठोस समाधान, पदार्थ की संघनित अवस्था के सिद्धांत का विकास;

थर्मोडायनामिक्स, कैनेटीक्स और धातुकर्म प्रतिक्रियाओं के तंत्र का अध्ययन;

पर्यावरणीय समस्याओं के समाधान के साथ पॉलीमेटेलिक खनिज कच्चे माल और मानव निर्मित कचरे के एकीकृत उपयोग के लिए वैज्ञानिक और तकनीकी और आर्थिक नींव का विकास;

पाइरोमेटेलर्जिकल, इलेक्ट्रोथर्मल, हाइड्रोमेटेलर्जिकल और गैस-चरण की नींव के सिद्धांत का विकास प्रक्रियाओंधातु, मिश्र धातु, धातु पाउडर और मिश्रित सामग्री और कोटिंग्स का उत्पादन।

लौह धातुओं में लोहा, मैंगनीज, क्रोमियम, वैनेडियम शामिल हैं। अन्य सभी रंगीन हैं। उनके भौतिक गुणों और उद्देश्य के अनुसार, अलौह धातुओं को सशर्त रूप से भारी (तांबा, सीसा, जस्ता, टिन, नी) और प्रकाश (एल्यूमीनियम, मैग्नीशियम) में विभाजित किया जाता है।

मुख्य तकनीकी प्रक्रिया के अनुसार, इसे पायरोमेटैलर्जी (गलाने) और हाइड्रोमेटैलर्जी (रासायनिक समाधानों में धातुओं का निष्कर्षण) में विभाजित किया गया है। पाइरोमेटैलर्जी की एक भिन्नता प्लाज्मा धातु विज्ञान है।

प्लाज्मा धातुकर्म - प्लाज्मा के प्रभाव में अयस्कों से निष्कर्षण, गलाने और धातुओं और मिश्र धातुओं का प्रसंस्करण।

अयस्कों (ऑक्साइड, आदि) का प्रसंस्करण प्लाज्मा में उनके थर्मल अपघटन द्वारा किया जाता है। रिवर्स प्रतिक्रियाओं को रोकने के लिए, एक कम करने वाले एजेंट (कार्बन, हाइड्रोजन, मीथेन, आदि) का उपयोग किया जाता है, या प्लाज्मा प्रवाह का तेज शीतलन, जो थर्मोडायनामिक संतुलन का उल्लंघन करता है।

प्लाज्मा धातुकर्म अयस्क से धातु की प्रत्यक्ष वसूली की अनुमति देता है, धातुकर्म प्रक्रियाओं को काफी तेज करता है, प्राप्त करता है स्वच्छ सामग्री, ईंधन (रिडक्टेंट) की लागत कम करें। प्लाज्मा धातुकर्म का नुकसान प्लाज्मा उत्पन्न करने के लिए उपयोग की जाने वाली बिजली की उच्च खपत है।

इतिहास

पहला सबूत है कि एक व्यक्ति धातु विज्ञान में लगा हुआ था 5-6 सहस्राब्दी ईसा पूर्व का है। इ। और सर्बिया में मजदानपेक, प्लोसनिक और अन्य साइटों (5500 ईसा पूर्व विन्का तांबे की कुल्हाड़ी सहित), बुल्गारिया (5000 ईसा पूर्व), पामेला (), स्पेन, स्टोनहेंज () में पाए गए हैं। हालांकि, जैसा कि इस तरह की लंबे समय से चली आ रही घटनाओं के मामले में होता है, उम्र हमेशा सटीक रूप से निर्धारित नहीं की जा सकती है।

प्रारंभिक संस्कृति में, चांदी, तांबा, टिन और उल्कापिंड लोहा मौजूद हैं, जिससे सीमित धातु का काम होता है। इस प्रकार, "स्वर्गीय खंजर" अत्यधिक मूल्यवान थे - मिस्र के हथियार उल्कापिंड आयरन 3000 ईसा पूर्व से बनाए गए थे। इ। लेकिन, तांबे और टिन को निकालना सीख लिया है पत्थर का गठनऔर 3500 ईसा पूर्व में कांस्य नामक मिश्र धातु प्राप्त करते हैं। इ। कांस्य युग में प्रवेश किया।

अयस्क से लोहा प्राप्त करना और धातु को गलाना अधिक कठिन था। माना जाता है कि इस तकनीक का आविष्कार हित्तियों ने लगभग 1200 ईसा पूर्व में किया था। ई।, जिसने लौह युग की शुरुआत को चिह्नित किया। पलिश्तियों के डोमिनियन में खनन और लोहा बनाने का रहस्य एक महत्वपूर्ण कारक बन गया।

कई पिछली संस्कृतियों और सभ्यताओं में काले धातु विज्ञान के विकास के निशान का पता लगाया जा सकता है। इसमें मध्य पूर्व और निकट पूर्व के प्राचीन और मध्ययुगीन साम्राज्य और साम्राज्य शामिल हैं, प्राचीन मिस्रऔर अनातोलिया (), कार्थेज, यूनानी और प्राचीन और मध्यकालीन रोमन यूरोप, चीन, आदि। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि धातु विज्ञान के कई तरीकों, उपकरणों और प्रौद्योगिकियों का मूल रूप से प्राचीन चीन में आविष्कार किया गया था, और फिर यूरोपीय लोगों ने इस शिल्प में महारत हासिल की (विस्फोट भट्टियों का आविष्कार, कच्चा लोहा, स्टील, हाइड्रोलिक हथौड़ों, आदि)। हालाँकि, हाल के शोध से पता चलता है कि रोमन तकनीक पहले की तुलना में बहुत अधिक उन्नत थी, खासकर खनन और फोर्जिंग में।

खनन धातुकर्म

खनन धातुकर्म में अयस्क से मूल्यवान धातुओं को निकालने और निकाले गए कच्चे माल को शुद्ध धातु में गलाने में शामिल है। धातु ऑक्साइड या सल्फाइड को शुद्ध धातु में बदलने के लिए, अयस्क को भौतिक, रासायनिक या इलेक्ट्रोलाइटिक तरीकों से अलग किया जाना चाहिए।

धातुकर्मी तीन मुख्य घटकों के साथ काम करते हैं: कच्चा माल, सांद्र (मूल्यवान धातु ऑक्साइड या सल्फाइड) और अपशिष्ट। खनन के बाद, अयस्क के बड़े हिस्से को इस हद तक कुचला जाता है कि प्रत्येक कण या तो एक मूल्यवान सांद्रण या अपशिष्ट बन जाता है।

पहाड़ काम करता हैयदि अयस्क और पर्यावरण लीचिंग की अनुमति देते हैं तो इसकी आवश्यकता नहीं है। इस तरह खनिज से समृद्ध घोल को घोलना और प्राप्त करना संभव है।

अक्सर, अयस्क में कई मूल्यवान धातुएँ होती हैं। ऐसे मामले में, एक प्रक्रिया के कचरे को दूसरी प्रक्रिया के लिए कच्चे माल के रूप में इस्तेमाल किया जा सकता है।

मिश्र धातु

मिश्र धातु दो या दो से अधिक रासायनिक तत्वों का एक मैक्रोस्कोपिक रूप से सजातीय मिश्रण है जिसमें धातु के घटकों की प्रबलता होती है। मिश्र धातु का मुख्य या एकमात्र चरण, एक नियम के रूप में, धातु में मिश्र धातु तत्वों का एक ठोस समाधान है, जो मिश्र धातु का आधार है।

मिश्र धातुओं में धात्विक गुण होते हैं, जैसे धात्विक चमक, उच्च विद्युत और तापीय चालकता। कभी-कभी मिश्र धातु के घटक न केवल रासायनिक तत्व हो सकते हैं, बल्कि धात्विक गुणों वाले रासायनिक यौगिक भी हो सकते हैं। उदाहरण के लिए, कठोर मिश्र धातुओं के मुख्य घटक टंगस्टन या टाइटेनियम कार्बाइड हैं। मिश्र धातुओं के मैक्रोस्कोपिक गुण हमेशा उनके घटकों के गुणों से भिन्न होते हैं, और धातु मैट्रिक्स में अशुद्धता चरणों के समान वितरण के कारण मल्टीफ़ेज़ (विषम) मिश्र धातुओं की मैक्रोस्कोपिक समरूपता प्राप्त की जाती है।

मिश्र धातु आमतौर पर पिघली हुई अवस्था में घटकों को मिलाकर प्राप्त की जाती है, इसके बाद ठंडा किया जाता है। घटकों के उच्च पिघलने वाले तापमान पर, धातु के पाउडर को सिंटरिंग के बाद मिलाकर मिश्र धातुओं का उत्पादन किया जाता है (इस तरह, उदाहरण के लिए, कई टंगस्टन मिश्र प्राप्त होते हैं)।

मिश्र मुख्य संरचनात्मक सामग्रियों में से एक हैं। इनमें आयरन और एल्युमिनियम पर आधारित मिश्र धातुओं का सर्वाधिक महत्व है। गैर-धातुओं, जैसे कार्बन, सिलिकॉन, बोरॉन, आदि को भी कई मिश्र धातुओं की संरचना में पेश किया जा सकता है। प्रौद्योगिकी में 5 हजार से अधिक मिश्र धातुओं का उपयोग किया जाता है।

सूत्रों का कहना है

http://ru.wikipedia.org/

निवेशक का विश्वकोश. 2013 .

समानार्थी शब्द:

• तकनीकी अनुवादक की हैंडबुक अधिक

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रासायनिक तत्वों के गुण उन्हें उपयुक्त समूहों में संयोजित करने की अनुमति देते हैं। इस सिद्धांत पर, एक आवधिक प्रणाली बनाई गई थी, जिसने मौजूदा पदार्थों के विचार को बदल दिया और नए, पहले अज्ञात तत्वों के अस्तित्व को ग्रहण करना संभव बना दिया।

संपर्क में

मेंडलीफ की आवर्त प्रणाली

रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी को 19वीं शताब्दी के उत्तरार्ध में डी.आई. मेंडेलीव द्वारा संकलित किया गया था। यह क्या है, और इसकी आवश्यकता क्यों है? यह बढ़ते हुए परमाणु भार के क्रम में सभी रासायनिक तत्वों को जोड़ती है, और उन सभी को व्यवस्थित किया जाता है ताकि उनके गुण समय-समय पर बदलते रहें।

मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली ने सभी मौजूदा तत्वों को एक ही प्रणाली में लाया, जिन्हें पहले केवल अलग पदार्थ माना जाता था।

अपने अध्ययन के आधार पर नवीन रासायनिक पदार्थ. विज्ञान के लिए इस खोज के महत्व को कम करके आंका नहीं जा सकता है।, यह अपने समय से बहुत आगे था और कई दशकों तक रसायन विज्ञान के विकास को गति दी।

तीन सबसे आम तालिका विकल्प हैं, जिन्हें पारंपरिक रूप से "लघु", "लंबा" और "अतिरिक्त लंबा" कहा जाता है। ». मुख्य तालिका को एक लंबी तालिका माना जाता है, यह आधिकारिक रूप से स्वीकृत।उनके बीच का अंतर तत्वों का लेआउट और अवधियों की लंबाई है।

एक अवधि क्या है

सिस्टम में 7 पीरियड होते हैं. उन्हें रेखांकन द्वारा क्षैतिज रेखाओं के रूप में दर्शाया जाता है। इस मामले में, अवधि में एक या दो रेखाएँ हो सकती हैं, जिन्हें पंक्तियाँ कहा जाता है। प्रत्येक बाद वाला तत्व परमाणु आवेश (इलेक्ट्रॉनों की संख्या) को एक से बढ़ाकर पिछले एक से भिन्न होता है।

सीधे शब्दों में कहें, आवर्त आवर्त सारणी में एक क्षैतिज पंक्ति है। उनमें से प्रत्येक एक धातु से शुरू होता है और एक अक्रिय गैस के साथ समाप्त होता है। दरअसल, इससे आवधिकता पैदा होती है - तत्वों के गुण एक अवधि के भीतर बदलते हैं, अगले में फिर से दोहराते हैं। पहला, दूसरा और तीसरा आवर्त अधूरा है, उन्हें छोटा कहा जाता है और इसमें क्रमशः 2, 8 और 8 तत्व होते हैं। शेष पूर्ण हैं, उनमें प्रत्येक में 18 तत्व हैं।

एक समूह क्या है

समूह एक लंबवत स्तंभ है, समान इलेक्ट्रॉनिक संरचना वाले तत्व या, अधिक सरलता से, समान उच्च के साथ। आधिकारिक रूप से स्वीकृत लंबी तालिका में 18 समूह होते हैं जो क्षार धातुओं से शुरू होते हैं और अक्रिय गैसों के साथ समाप्त होते हैं।

प्रत्येक समूह का अपना नाम होता है, जिससे तत्वों को खोजना या वर्गीकृत करना आसान हो जाता है। ऊपर से नीचे की दिशा में तत्व की परवाह किए बिना धातु के गुणों को बढ़ाया जाता है। यह परमाणु कक्षाओं की संख्या में वृद्धि के कारण है - जितने अधिक होते हैं, इलेक्ट्रॉनिक बंधन उतने ही कमजोर होते हैं, जो क्रिस्टल जाली को अधिक स्पष्ट बनाता है।

आवर्त सारणी में धातु

तालिका में धातुमेंडेलीव की एक प्रमुख संख्या है, उनकी सूची काफी व्यापक है। उन्हें सामान्य विशेषताओं की विशेषता है, वे गुणों में विषम हैं और समूहों में विभाजित हैं। उनमें से कुछ में धातुओं के साथ बहुत कम समानता है शारीरिक भावना, जबकि अन्य केवल एक सेकंड के अंशों के लिए मौजूद हो सकते हैं और प्रकृति में (कम से कम ग्रह पर) बिल्कुल नहीं पाए जाते हैं, क्योंकि वे कृत्रिम रूप से प्रयोगशाला स्थितियों में अधिक सटीक, गणना और पुष्टि की जाती हैं। प्रत्येक समूह की अपनी विशेषताएं होती हैं, नाम दूसरों से काफी अलग है। यह अंतर विशेष रूप से पहले समूह में स्पष्ट है।

धातुओं की स्थिति

आवर्त सारणी में धातुओं का स्थान क्या है? वस्तुओं को आरोही क्रम में व्यवस्थित किया जाता है। परमाणु भारया इलेक्ट्रॉनों और प्रोटॉन की संख्या। उनके गुण समय-समय पर बदलते रहते हैं, इसलिए तालिका में कोई साफ-सुथरा एक-से-एक स्थान नहीं है। धातुओं का निर्धारण कैसे करें, और क्या आवर्त सारणी के अनुसार ऐसा करना संभव है? प्रश्न को सरल बनाने के लिए, एक विशेष चाल का आविष्कार किया गया था: सशर्त रूप से, तत्वों के जंक्शनों पर बोर से पोलोनियस (या एस्टैटिन) तक एक विकर्ण रेखा खींची जाती है। जो बाईं ओर हैं वे धातु हैं, जो दाईं ओर हैं वे अधातु हैं। यह बहुत ही सरल और महान होगा, लेकिन इसके अपवाद हैं - जर्मेनियम और सुरमा।

इस तरह की "विधि" एक तरह की चीट शीट है, इसका आविष्कार केवल याद रखने की प्रक्रिया को सरल बनाने के लिए किया गया था। अधिक सटीक प्रतिनिधित्व के लिए, याद रखें कि अधातुओं की सूची में केवल 22 तत्व हैं,इसलिए, इस सवाल का जवाब देते हुए कि आवर्त सारणी में कितनी धातुएँ हैं

आकृति में, आप स्पष्ट रूप से देख सकते हैं कि कौन से तत्व अधातु हैं और उन्हें समूहों और आवर्तों द्वारा तालिका में कैसे व्यवस्थित किया जाता है।

सामान्य भौतिक गुण

धातुओं के सामान्य भौतिक गुण होते हैं। इसमें शामिल है:

• प्लास्टिक।
• विशेषता चमक।
• विद्युत चालकता।
• उच्च तापीय चालकता।
• पारा को छोड़कर सब कुछ ठोस अवस्था में है।

यह समझा जाना चाहिए कि धातुओं के गुण उनके रासायनिक या भौतिक प्रकृति के संबंध में बहुत भिन्न होते हैं। उनमें से कुछ शब्द के सामान्य अर्थों में धातुओं से बहुत कम मिलते जुलते हैं। उदाहरण के लिए, पारा एक विशेष स्थान रखता है। सामान्य परिस्थितियों में, यह एक तरल अवस्था में होता है, इसमें क्रिस्टल जाली नहीं होती है, जिसकी उपस्थिति अन्य धातुओं के गुणों के कारण होती है। इस मामले में उत्तरार्द्ध के गुण सशर्त हैं, पारा रासायनिक विशेषताओं द्वारा उनसे काफी हद तक संबंधित है।

दिलचस्प!पहले समूह के तत्व, क्षार धातु, विभिन्न यौगिकों की संरचना में होने के कारण अपने शुद्ध रूप में नहीं होते हैं।

प्रकृति में मौजूद सबसे नरम धातु - सीज़ियम - इसी समूह से संबंधित है। वह, अन्य क्षारीय समान पदार्थों की तरह, अधिक विशिष्ट धातुओं के साथ बहुत कम है। कुछ स्रोतों का दावा है कि वास्तव में, सबसे नरम धातु पोटेशियम है, जो विवाद या पुष्टि करना मुश्किल है, क्योंकि न तो एक और न ही अन्य तत्व अपने आप मौजूद हैं - रासायनिक प्रतिक्रिया के परिणामस्वरूप जारी होने के कारण, वे जल्दी से ऑक्सीकरण या प्रतिक्रिया करते हैं।

धातुओं का दूसरा समूह - क्षारीय पृथ्वी - मुख्य समूहों के बहुत करीब है। "क्षारीय पृथ्वी" नाम प्राचीन काल से आता है, जब ऑक्साइड को "पृथ्वी" कहा जाता था क्योंकि उनके पास एक ढीली संरचना होती है। कमोबेश परिचित (रोजमर्रा के अर्थ में) गुण तीसरे समूह से शुरू होने वाली धातुओं के पास होते हैं। जैसे-जैसे समूह संख्या बढ़ती है, धातुओं की मात्रा घटती जाती है।

धातु की परिभाषा, धातुओं के भौतिक और रासायनिक गुण

धातु की परिभाषा, धातुओं के भौतिक और रासायनिक गुण, धातुओं का अनुप्रयोग

परिभाषा

प्रकृति में होना

धातु गुण

धातुओं के विशिष्ट गुण

धातुओं के भौतिक गुण

धातुओं के रासायनिक गुण

सूक्ष्म संरचना

क्षारीय धातु

क्षार धातुओं की सामान्य विशेषताएं

क्षार धातुओं के रासायनिक गुण

क्षार धातु प्राप्त करना

हाइड्रॉक्साइड

कार्बोनेट्स

रूबिडीयाम

क्षारीय पृथ्वी धातु

कैल्शियम

स्ट्रोंटियम

संक्रमण धातुओं

संक्रमण तत्वों की सामान्य विशेषताएं

अल्युमीनियम

अन्य धातु

धातुओं का अनुप्रयोग

निर्माण सामग्री

विद्युत सामग्री

उपकरण सामग्री

धातुकर्म

इतिहास

खनन धातु विज्ञान

धातु है(नाम लैटिन मेटलम से आया है - मेरा) - विशिष्ट धातु गुणों वाले तत्वों का एक समूह, जैसे उच्च तापीय और विद्युत चालकता, प्रतिरोध का सकारात्मक तापमान गुणांक, उच्च लचीलापन, आदि। सभी रासायनिक तत्वों का लगभग 70% धातुओं से संबंधित है। .

प्रकृति में होना

अधिकांश धातुएँ प्रकृति में अयस्कों और यौगिकों के रूप में मौजूद हैं। वे ऑक्साइड, सल्फाइड, कार्बोनेट और अन्य रासायनिक यौगिक बनाते हैं। शुद्ध धातुओं को प्राप्त करने और उनके आगे उपयोग के लिए, उन्हें अयस्कों से अलग करना और शुद्धिकरण करना आवश्यक है। यदि आवश्यक हो, मिश्र धातु और धातुओं का अन्य प्रसंस्करण किया जाता है। इसका अध्ययन धातु विज्ञान का विज्ञान है। धातु विज्ञान लौह धातु अयस्कों (लौह पर आधारित) और अलौह अयस्कों के बीच अंतर करता है (लौह उनकी संरचना में शामिल नहीं है, केवल लगभग 70 तत्व हैं)। सोना, चांदी और प्लेटिनम भी कीमती धातुएं हैं। इसके अलावा, वे समुद्र के पानी, पौधों, जीवित जीवों (महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हुए) में कम मात्रा में मौजूद होते हैं।

यह ज्ञात है कि मानव शरीर का 3% धातु से बना है। हमारी कोशिकाओं में सबसे अधिक कैल्शियम और सोडियम होता है, जो लसीका तंत्र में केंद्रित होता है। मैग्नीशियम मांसपेशियों और तंत्रिका तंत्र में जमा होता है, तांबा - यकृत में, लोहा - रक्त में।

धातु गुण

धातुओं के विशिष्ट गुण

धात्विक चमक (आयोडीन और ग्रेफाइट के रूप में कार्बन को छोड़कर। उनकी धात्विक चमक के बावजूद, क्रिस्टलीय आयोडीन और ग्रेफाइट अधातु हैं।)

अच्छी विद्युत चालकता (कार्बन को छोड़कर।)

प्रकाश मशीनिंग की संभावना।

उच्च घनत्व (आमतौर पर धातु गैर-धातुओं से भारी होती है।)

उच्च गलनांक (अपवाद: पारा, गैलियम और क्षार धातु।)

महान तापीय चालकता

प्रतिक्रियाओं में, वे हमेशा एजेंटों को कम कर रहे हैं।

धातुओं के भौतिक गुण

सभी धातुएं (पारा और, सशर्त रूप से, फ्रांस को छोड़कर) सामान्य परिस्थितियों में ठोस अवस्था में होती हैं, लेकिन उनकी कठोरता अलग होती है। तो, क्षार धातुओं को रसोई के चाकू से आसानी से काटा जाता है, और वैनेडियम, टंगस्टन और क्रोमियम जैसी धातुएं सबसे कठोर स्टील और कांच को आसानी से खरोंच देती हैं। मोह पैमाने पर कुछ धातुओं की कठोरता नीचे दी गई है।

गलनांक −39°C (पारा) से लेकर 3410°C (टंगस्टन) तक होता है। अधिकांश धातुओं (क्षार के अपवाद के साथ) का गलनांक अधिक होता है, लेकिन कुछ "सामान्य" धातुएं, जैसे टिन और सीसा, को पारंपरिक इलेक्ट्रिक या गैस स्टोव पर पिघलाया जा सकता है।

घनत्व के आधार पर, धातुओं को प्रकाश (घनत्व 0.53 5 ग्राम/सेमी³) और भारी (5 22.5 ग्राम/सेमी³) में विभाजित किया जाता है। सबसे हल्की धातु लिथियम (घनत्व 0.53 g/cm³) है। वर्तमान में सबसे भारी धातु का नाम देना असंभव है, क्योंकि ऑस्मियम और इरिडियम के घनत्व - दो सबसे भारी धातुएं - लगभग बराबर हैं (लगभग 22.6 ग्राम / सेमी³ - सीसे के घनत्व से बिल्कुल दोगुना), और उनकी सटीक गणना करना बेहद मुश्किल है। घनत्व: इसके लिए आपको पूरी तरह से साफ धातुओं की आवश्यकता होती है, क्योंकि कोई भी अशुद्धता उनके घनत्व को कम कर देती है।

अधिकांश धातुएँ तन्य होती हैं, जिसका अर्थ है कि धातु के तार को बिना तोड़े मोड़ा जा सकता है। यह उनके बीच के बंधन को तोड़े बिना धातु के परमाणुओं की परतों के विस्थापन के कारण है। सबसे अधिक प्लास्टिक सोना, चांदी और तांबा हैं। सोने का उपयोग 0.003 मिमी की मोटाई के साथ पन्नी बनाने के लिए किया जा सकता है, जिसका उपयोग गिल्डिंग उत्पादों के लिए किया जाता है। हालांकि, सभी धातुएं प्लास्टिक नहीं होती हैं। झुकने पर जिंक या टिन के तार टूट जाते हैं; मैंगनीज और बिस्मथ विरूपण के दौरान बिल्कुल भी नहीं झुकते हैं, लेकिन तुरंत टूट जाते हैं। प्लास्टिसिटी भी धातु की शुद्धता पर निर्भर करती है; इस प्रकार, बहुत शुद्ध क्रोमियम बहुत नमनीय होता है, लेकिन मामूली अशुद्धियों से भी दूषित होने पर, यह भंगुर और कठोर हो जाता है।

सभी धातुएं बिजली का संचालन अच्छी तरह से करती हैं; यह एक विद्युत क्षेत्र की क्रिया के तहत चलने वाले मोबाइल इलेक्ट्रॉनों के उनके क्रिस्टल जाली में उपस्थिति के कारण है। चांदी, तांबा और एल्यूमीनियम में सबसे अधिक विद्युत चालकता होती है; इस कारण से, अंतिम दो धातुओं को अक्सर तारों के लिए सामग्री के रूप में उपयोग किया जाता है। सोडियम में बहुत अधिक विद्युत चालकता भी होती है; प्रयोगात्मक उपकरणों में सोडियम से भरी पतली दीवार वाली स्टेनलेस स्टील ट्यूब के रूप में सोडियम कंडक्टर का उपयोग करने के प्रयासों को जाना जाता है। सोडियम के कम विशिष्ट गुरुत्व के कारण, समान प्रतिरोध के साथ, सोडियम "तार" तांबे की तुलना में बहुत हल्के होते हैं और एल्यूमीनियम की तुलना में थोड़े हल्के भी होते हैं।

धातुओं की उच्च तापीय चालकता भी मुक्त इलेक्ट्रॉनों की गतिशीलता पर निर्भर करती है। इसलिए, तापीय चालकता की श्रृंखला विद्युत चालकता की श्रृंखला के समान है और बिजली की तरह गर्मी का सबसे अच्छा संवाहक चांदी है। सोडियम भी गर्मी के एक अच्छे संवाहक के रूप में उपयोग करता है; यह व्यापक रूप से जाना जाता है, उदाहरण के लिए, ऑटोमोबाइल इंजनों के वाल्वों में उनके शीतलन में सुधार के लिए सोडियम का उपयोग।

धातुओं की चिकनी सतह प्रकाश के एक बड़े प्रतिशत को दर्शाती है - इस घटना को धात्विक चमक कहा जाता है। हालाँकि, चूर्ण अवस्था में, अधिकांश धातुएँ अपनी चमक खो देती हैं; हालांकि, एल्यूमीनियम और मैग्नीशियम पाउडर में अपनी चमक बरकरार रखते हैं। एल्युमिनियम, सिल्वर और पैलेडियम प्रकाश को सबसे अच्छी तरह से परावर्तित करते हैं - इन धातुओं से दर्पण बनाए जाते हैं। रोडियम का उपयोग कभी-कभी दर्पण बनाने के लिए भी किया जाता है, इसकी असाधारण उच्च कीमत के बावजूद: चांदी या पैलेडियम की तुलना में इसकी बहुत अधिक कठोरता और रासायनिक प्रतिरोध के कारण, रोडियम की परत चांदी की तुलना में बहुत पतली हो सकती है।

अधिकांश धातुओं का रंग लगभग समान होता है - हल्के भूरे रंग के साथ नीले रंग का। सोना, तांबा और सीज़ियम क्रमशः पीले, लाल और हल्के पीले रंग के होते हैं।

धातुओं के रासायनिक गुण

बाहरी इलेक्ट्रॉनिक परत पर, अधिकांश धातुओं में इलेक्ट्रॉनों की एक छोटी संख्या (1-3) होती है, इसलिए अधिकांश प्रतिक्रियाओं में वे कम करने वाले एजेंटों के रूप में कार्य करते हैं (अर्थात, वे अपने इलेक्ट्रॉनों को "दूर" करते हैं)

1. सरल पदार्थों के साथ अभिक्रियाएँ

सोना और प्लेटिनम को छोड़कर सभी धातुएं ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं। चांदी के साथ प्रतिक्रिया उच्च तापमान पर होती है, लेकिन चांदी (II) ऑक्साइड व्यावहारिक रूप से नहीं बनता है, क्योंकि यह थर्मल रूप से अस्थिर है। धातु के आधार पर, आउटपुट ऑक्साइड, पेरोक्साइड, सुपरऑक्साइड हो सकता है:

4Li + O2 = 2Li2O लिथियम ऑक्साइड

2Na + O2 = Na2O2 सोडियम पेरोक्साइड

K + O2 = KO2 पोटेशियम सुपरऑक्साइड

पेरोक्साइड से ऑक्साइड प्राप्त करने के लिए, पेरोक्साइड को धातु से कम किया जाता है:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

मध्यम और निम्न-सक्रिय धातुओं के साथ, गर्म होने पर प्रतिक्रिया होती है:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

केवल सबसे सक्रिय धातुएं नाइट्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं, केवल लिथियम कमरे के तापमान पर बातचीत करता है, नाइट्राइड बनाता है:

6Li + N2 = 2Li3N

गर्म होने पर:

3Ca + N2 = Ca3N2

सोने और प्लेटिनम को छोड़कर सभी धातुएं सल्फर के साथ प्रतिक्रिया करती हैं:

लोहे को गर्म करने पर सल्फर के साथ अभिक्रिया करके सल्फाइड बनता है:

केवल सबसे सक्रिय धातुएं हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं, अर्थात, समूह IA और IIA की धातुएं, Be को छोड़कर। गर्म करने पर अभिक्रियाएँ होती हैं और हाइड्राइड बनते हैं। प्रतिक्रियाओं में, धातु एक कम करने वाले एजेंट के रूप में कार्य करता है, हाइड्रोजन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 होती है:

केवल सबसे सक्रिय धातुएं कार्बन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं। इस मामले में, एसिटिलीनाइड्स या मेथेनाइड्स बनते हैं। एसिटाइलाइड्स, जब पानी के साथ प्रतिक्रिया करते हैं, तो एसिटिलीन, मेथेनाइड्स - मीथेन देते हैं।

2Na + 2C = Na2C2

Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2

मिश्र धातु पिघल में अतिरिक्त तत्वों का परिचय है जो आधार सामग्री के यांत्रिक, भौतिक और रासायनिक गुणों को संशोधित करता है।

सूक्ष्म संरचना

धातुओं के अभिलक्षणिक गुणों को उनकी आंतरिक संरचना से समझा जा सकता है। उन सभी का नाभिक के साथ बाहरी ऊर्जा स्तर (दूसरे शब्दों में, वैलेंस इलेक्ट्रॉनों) के इलेक्ट्रॉनों का कमजोर संबंध है। इसके कारण, कंडक्टर में निर्मित संभावित अंतर क्रिस्टल जाली में इलेक्ट्रॉनों (चालन इलेक्ट्रॉन कहा जाता है) की हिमस्खलन जैसी गति की ओर जाता है। ऐसे इलेक्ट्रॉनों के संग्रह को अक्सर इलेक्ट्रॉन गैस के रूप में जाना जाता है। इलेक्ट्रॉनों के अलावा, तापीय चालकता में योगदान फोनन (जाली कंपन) द्वारा किया जाता है। प्लास्टिसिटी अव्यवस्थाओं की गति और क्रिस्टलोग्राफिक विमानों की शिफ्ट के लिए एक छोटे से ऊर्जा अवरोध के कारण है। कठोरता को बड़ी संख्या में संरचनात्मक दोषों (अंतरालीय परमाणुओं, रिक्तियों, आदि) द्वारा समझाया जा सकता है।

इलेक्ट्रॉनों की आसान वापसी के कारण, धातुओं का ऑक्सीकरण संभव है, जिससे जंग और गुणों का और क्षरण हो सकता है। ऑक्सीकरण करने की क्षमता को धातुओं की गतिविधि की मानक श्रृंखला द्वारा पहचाना जा सकता है। यह तथ्य अन्य तत्वों (एक मिश्र धातु, जिनमें से सबसे महत्वपूर्ण स्टील है), उनके मिश्र धातु और विभिन्न कोटिंग्स के उपयोग के संयोजन में धातुओं का उपयोग करने की आवश्यकता की पुष्टि करता है।

धातुओं के इलेक्ट्रॉनिक गुणों के अधिक सही विवरण के लिए, क्वांटम यांत्रिकी का उपयोग करना आवश्यक है। पर्याप्त समरूपता वाले सभी ठोस पदार्थों में, अलग-अलग परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के ऊर्जा स्तर ओवरलैप होते हैं और अनुमत बैंड बनाते हैं, और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा गठित बैंड को वैलेंस बैंड कहा जाता है। धातुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का कमजोर बंधन इस तथ्य की ओर जाता है कि धातुओं में वैलेंस बैंड बहुत चौड़ा हो जाता है, और सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉन इसे पूरी तरह से भरने के लिए पर्याप्त नहीं होते हैं।

इस तरह के आंशिक रूप से भरे हुए बैंड की मौलिक विशेषता यह है कि न्यूनतम लागू वोल्टेज पर भी, नमूने में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की पुनर्व्यवस्था शुरू हो जाती है, यानी एक विद्युत प्रवाह प्रवाहित होता है।

इलेक्ट्रॉनों की समान उच्च गतिशीलता उच्च तापीय चालकता की ओर ले जाती है, साथ ही विद्युत चुम्बकीय विकिरण को प्रतिबिंबित करने की क्षमता (जो धातुओं को एक विशिष्ट चमक देती है)।

क्षारीय धातु

क्षार धातुएं डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के समूह I के मुख्य उपसमूह के तत्व हैं: लिथियम ली, सोडियम ना, पोटेशियम के, रूबिडियम आरबी, सीज़ियम सीएस और फ्रांसियम फ्र। इन धातुओं को क्षारीय इसलिए कहा जाता है क्योंकि इनके अधिकांश यौगिक जल में घुलनशील होते हैं। स्लाव में, "लीच" का अर्थ है "विघटित", और इसने धातुओं के इस समूह का नाम निर्धारित किया। जब क्षार धातुओं को पानी में घोला जाता है, तो घुलनशील हाइड्रॉक्साइड बनते हैं, जिन्हें क्षार कहा जाता है।

क्षार धातुओं की सामान्य विशेषताएं

आवर्त सारणी में, वे तुरंत अक्रिय गैसों का अनुसरण करते हैं, इसलिए क्षार धातु परमाणुओं की संरचनात्मक विशेषता यह है कि उनमें एक नए ऊर्जा स्तर पर एक इलेक्ट्रॉन होता है: उनका इलेक्ट्रॉनिक विन्यास ns1 होता है। यह स्पष्ट है कि क्षार धातुओं के संयोजक इलेक्ट्रॉनों को आसानी से हटाया जा सकता है, क्योंकि यह परमाणु के लिए एक इलेक्ट्रॉन दान करने और एक अक्रिय गैस के विन्यास को प्राप्त करने के लिए ऊर्जावान रूप से अनुकूल है। इसलिए, सभी क्षार धातुओं को गुणों को कम करने की विशेषता है। इसकी पुष्टि उनकी आयनीकरण क्षमता (सीज़ियम परमाणु की आयनीकरण क्षमता सबसे कम में से एक है) और इलेक्ट्रोनगेटिविटी (ईओ) के निम्न मूल्यों से होती है।

इस उपसमूह की सभी धातुएँ सिल्वर-व्हाइट (चांदी-पीले सीज़ियम को छोड़कर) हैं, वे बहुत नरम हैं, उन्हें स्केलपेल से काटा जा सकता है। लिथियम, सोडियम और पोटेशियम पानी से हल्के होते हैं और इसके साथ प्रतिक्रिया करते हुए इसकी सतह पर तैरते हैं।

क्षार धातुएं प्राकृतिक रूप से एकल आवेशित धनायनों वाले यौगिकों के रूप में पाई जाती हैं। कई खनिजों में समूह I के मुख्य उपसमूह की धातुएँ होती हैं। उदाहरण के लिए, ऑर्थोक्लेज़, या फेल्डस्पार, में पोटेशियम एल्युमिनोसिलिकेट K2 होता है, सोडियम युक्त एक समान खनिज - एल्बाइट - की संरचना Na2 है। समुद्र के पानी में सोडियम क्लोराइड NaCl होता है, और मिट्टी में पोटेशियम लवण होते हैं - सिल्विन KCl, सिल्विनाइट NaCl KCl, कार्नेलाइट KCl MgCl2 6H2O, पॉलीहैलाइट K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O।

क्षार धातुओं के रासायनिक गुण

पानी, ऑक्सीजन, नाइट्रोजन के संबंध में क्षार धातुओं की उच्च रासायनिक गतिविधि के कारण, वे मिट्टी के तेल की एक परत के नीचे जमा हो जाते हैं। क्षार धातु के साथ प्रतिक्रिया करने के लिए, आवश्यक आकार का एक टुकड़ा मिट्टी के तेल की एक परत के नीचे एक स्केलपेल के साथ सावधानीपूर्वक काट दिया जाता है, धातु की सतह को आर्गन वातावरण में हवा के साथ बातचीत के उत्पादों से अच्छी तरह से साफ किया जाता है, और केवल तब नमूना प्रतिक्रिया पोत में रखा जाता है।

1. पानी के साथ बातचीत। क्षार धातुओं का एक महत्वपूर्ण गुण पानी के संबंध में उनकी उच्च गतिविधि है। लिथियम पानी के साथ सबसे शांति से (बिना विस्फोट के) प्रतिक्रिया करता है।

इसी तरह की प्रतिक्रिया करते समय, सोडियम एक पीली लौ के साथ जलता है और एक छोटा विस्फोट होता है। पोटेशियम और भी अधिक सक्रिय है: इस मामले में, विस्फोट अधिक मजबूत होता है, और लौ का रंग बैंगनी होता है।

2. ऑक्सीजन के साथ बातचीत। हवा में क्षार धातुओं के दहन उत्पादों की धातु की गतिविधि के आधार पर एक अलग संरचना होती है।

केवल लीथियम हवा में जलकर स्टोइकोमीट्रिक संघटन का ऑक्साइड बनाता है।

सोडियम के दहन के दौरान, पेरोक्साइड Na2O2 मुख्य रूप से सुपरऑक्साइड NaO2 के एक छोटे से मिश्रण के साथ बनता है।

पोटेशियम, रूबिडियम और सीज़ियम के दहन उत्पादों में मुख्य रूप से सुपरऑक्साइड होते हैं।

सोडियम और पोटेशियम के ऑक्साइड प्राप्त करने के लिए, ऑक्सीजन की अनुपस्थिति में हाइड्रॉक्साइड, पेरोक्साइड या सुपरऑक्साइड के मिश्रण को धातु की अधिकता से गर्म किया जाता है।

क्षार धातुओं के ऑक्सीजन यौगिकों के लिए, निम्नलिखित नियमितता विशेषता है: जैसे-जैसे क्षार धातु के धनायन की त्रिज्या बढ़ती है, पेरोक्साइड आयन O22- और सुपरऑक्साइड आयन O2- युक्त ऑक्सीजन यौगिकों की स्थिरता बढ़ जाती है।

भारी क्षार धातुओं को EO3 संरचना के बल्कि स्थिर ओजोनाइड्स के गठन की विशेषता है। सभी ऑक्सीजन यौगिकों के अलग-अलग रंग होते हैं, जिनकी तीव्रता श्रृंखला में Li से Cs तक गहरी होती है।

क्षार धातु ऑक्साइड में मूल ऑक्साइड के सभी गुण होते हैं: वे पानी, अम्लीय ऑक्साइड और एसिड के साथ प्रतिक्रिया करते हैं।

पेरोक्साइड और सुपरऑक्साइड मजबूत ऑक्सीकरण एजेंटों के गुणों को प्रदर्शित करते हैं।

पेरोक्साइड और सुपरऑक्साइड पानी के साथ तीव्रता से प्रतिक्रिया करते हैं, जिससे हाइड्रॉक्साइड बनते हैं।

3. अन्य पदार्थों के साथ बातचीत। क्षार धातुएँ अनेक अधातुओं के साथ अभिक्रिया करती हैं। गर्म होने पर, वे हाइड्रोजन के साथ मिलकर हाइड्राइड बनाते हैं, हैलोजन, सल्फर, नाइट्रोजन, फास्फोरस, कार्बन और सिलिकॉन के साथ क्रमशः हैलाइड, सल्फाइड, नाइट्राइड, फॉस्फाइड, कार्बाइड और सिलिकाइड बनाते हैं।

गर्म होने पर, क्षार धातुएं अन्य धातुओं के साथ प्रतिक्रिया करने में सक्षम होती हैं, जिससे इंटरमेटेलिक यौगिक बनते हैं। क्षार धातुएं अम्ल के साथ सक्रिय रूप से (विस्फोट के साथ) प्रतिक्रिया करती हैं।

क्षार धातुएं तरल अमोनिया और उसके डेरिवेटिव - एमाइन और एमाइड में घुल जाती हैं।

तरल अमोनिया में घुलने पर, एक क्षार धातु एक इलेक्ट्रॉन खो देती है, जो अमोनिया के अणुओं द्वारा घुल जाता है और घोल को नीला रंग देता है। परिणामी एमाइड क्षार और अमोनिया के निर्माण के साथ पानी से आसानी से विघटित हो जाते हैं।

क्षार धातुएं कार्बनिक पदार्थों, अल्कोहल (अल्कोहल के निर्माण के साथ) और कार्बोक्जिलिक एसिड (लवण के निर्माण के साथ) के साथ परस्पर क्रिया करती हैं।

4. क्षार धातुओं का गुणात्मक निर्धारण। चूंकि क्षार धातुओं की आयनीकरण क्षमता कम होती है, जब किसी धातु या उसके यौगिकों को ज्वाला में गर्म किया जाता है, तो एक परमाणु आयनित होता है, लौ को एक निश्चित रंग में रंग देता है।

क्षार धातु प्राप्त करना

1. क्षार धातुओं को प्राप्त करने के लिए, वे मुख्य रूप से अपने हलाइड्स के पिघलने के इलेक्ट्रोलिसिस का उपयोग करते हैं, अक्सर क्लोराइड, जो प्राकृतिक खनिज बनाते हैं:

कैथोड: ली+ + ई → ली

एनोड: 2Cl- - 2e → Cl2

2. कभी-कभी, क्षार धातुओं को प्राप्त करने के लिए, उनके हाइड्रॉक्साइड के गलनांक का इलेक्ट्रोलिसिस किया जाता है:

कैथोड: Na+ + e → Na

एनोड: 4OH- - 4e → 2H2O + O2

चूंकि क्षार धातुएं वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में हाइड्रोजन के बाईं ओर होती हैं, इसलिए नमक के घोल से उन्हें इलेक्ट्रोलाइटिक रूप से प्राप्त करना असंभव है; इस मामले में, संबंधित क्षार और हाइड्रोजन बनते हैं।

हाइड्रॉक्साइड

क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड के उत्पादन के लिए मुख्य रूप से इलेक्ट्रोलाइटिक विधियों का उपयोग किया जाता है। सबसे बड़े पैमाने पर आम नमक के एक केंद्रित जलीय घोल के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा सोडियम हाइड्रॉक्साइड का उत्पादन होता है।

पहले, क्षार एक विनिमय प्रतिक्रिया द्वारा प्राप्त किया गया था।

इस तरह से प्राप्त क्षार Na2CO3 सोडा से अत्यधिक दूषित हो गया था।

क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड सफेद हीड्रोस्कोपिक पदार्थ होते हैं, जिनके जलीय घोल मजबूत आधार होते हैं। वे क्षारों की विशेषता वाली सभी प्रतिक्रियाओं में भाग लेते हैं - वे एसिड, अम्लीय और एम्फ़ोटेरिक ऑक्साइड, एम्फ़ोटेरिक हाइड्रॉक्साइड के साथ प्रतिक्रिया करते हैं।

लिथियम हाइड्रॉक्साइड के अपवाद के साथ, क्षार धातु हाइड्रॉक्साइड गर्म होने पर बिना अपघटन के उदात्त हो जाता है, जो कि समूह II के मुख्य उपसमूह की धातुओं के हाइड्रॉक्साइड की तरह, कैलक्लाइंड होने पर ऑक्साइड और पानी में विघटित हो जाता है।

सोडियम हाइड्रॉक्साइड का उपयोग साबुन, सिंथेटिक डिटर्जेंट, कृत्रिम फाइबर, फिनोल जैसे कार्बनिक यौगिक बनाने के लिए किया जाता है।

कार्बोनेट्स

क्षार धातु युक्त एक महत्वपूर्ण उत्पाद सोडा Na2CO3 है। दुनिया भर में सोडा की मुख्य मात्रा 20 वीं शताब्दी की शुरुआत में प्रस्तावित सोल्वे पद्धति के अनुसार उत्पादित की जाती है। विधि का सार इस प्रकार है: NaCl का एक जलीय घोल, जिसमें अमोनिया मिलाया जाता है, 26 - 30 ° C के तापमान पर कार्बन डाइऑक्साइड से संतृप्त होता है। इस मामले में, एक खराब घुलनशील सोडियम बाइकार्बोनेट, जिसे बेकिंग सोडा कहा जाता है, बनता है।

अमोनिया को अम्लीय वातावरण को बेअसर करने के लिए जोड़ा जाता है जो तब होता है जब कार्बन डाइऑक्साइड को घोल में पारित किया जाता है और सोडियम बाइकार्बोनेट की वर्षा के लिए आवश्यक HCO3- बाइकार्बोनेट आयन प्राप्त करता है। बेकिंग सोडा को अलग करने के बाद, अमोनियम क्लोराइड युक्त घोल को चूने से गर्म किया जाता है और अमोनिया निकलता है, जो प्रतिक्रिया क्षेत्र में वापस आ जाता है।

इस प्रकार, सोडा बनाने की अमोनिया विधि के साथ, एकमात्र अपशिष्ट कैल्शियम क्लोराइड है, जो घोल में रहता है और इसका सीमित उपयोग होता है।

जब सोडियम बाइकार्बोनेट को कैल्सीन किया जाता है, तो सोडा ऐश, या धुलाई, Na2CO3 और कार्बन डाइऑक्साइड प्राप्त होते हैं, जिनका उपयोग सोडियम बाइकार्बोनेट प्राप्त करने की प्रक्रिया में किया जाता है।

सोडा का मुख्य उपभोक्ता कांच उद्योग है।

थोड़ा घुलनशील एसिड नमक NaHCO3 के विपरीत, पोटेशियम बाइकार्बोनेट KHCO3 पानी में अत्यधिक घुलनशील है, इसलिए पोटेशियम कार्बोनेट, या पोटाश, K2CO3 पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड के घोल पर कार्बन डाइऑक्साइड की क्रिया से प्राप्त होता है।

पोटाश का उपयोग कांच और तरल साबुन के निर्माण में किया जाता है।

लिथियम एकमात्र क्षार धातु है जिसके लिए कोई बाइकार्बोनेट प्राप्त नहीं किया गया है। इस घटना का कारण लिथियम आयन का बहुत छोटा त्रिज्या है, जो इसे एक बड़े HCO3- आयन को बनाए रखने की अनुमति नहीं देता है।

लिथियम

लिथियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की दूसरी अवधि, परमाणु संख्या 3 के साथ। यह प्रतीक ली (लैट। लिथियम) द्वारा नामित है। साधारण पदार्थ लिथियम (सीएएस संख्या: 7439-93-2) एक नरम, चांदी-सफेद क्षार धातु है।

लिथियम की खोज 1817 में स्वीडिश केमिस्ट और मिनरलोगिस्ट ए। अरफवेडसन ने की थी, पहले खनिज पेटलाइट (ली, ना) में, और फिर स्पोड्यूमिन लीअल में और लेपिडोलाइट केएलआई 1.5एएल1.5 (एफ, ओएच) 2 में। लिथियम धातु की खोज सबसे पहले हम्फ्री डेवी ने 1825 में की थी।

लिथियम को इसका नाम मिला क्योंकि यह "पत्थरों" (ग्रीक - पत्थर) में पाया गया था। मूल रूप से "लिथियन" कहा जाता है, आधुनिक नाम बर्ज़ेलियस द्वारा प्रस्तावित किया गया था।

लिथियम एक चांदी की सफेद धातु है, नरम और नमनीय, सोडियम से सख्त लेकिन सीसे की तुलना में नरम। इसे दबाकर और घुमाकर संसाधित किया जा सकता है।

कमरे के तापमान पर, धातु लिथियम में एक क्यूबिक बॉडी-केंद्रित जाली (समन्वय संख्या 8) होती है, जो ठंड में काम करने पर, एक घन क्लोज-पैक जाली में बदल जाती है, जहां प्रत्येक परमाणु में एक डबल क्यूबोक्टाहेड्रल समन्वय होता है जो 12 अन्य से घिरा होता है। 78 K से नीचे, स्थिर क्रिस्टलीय रूप एक हेक्सागोनल क्लोज-पैक संरचना है, जिसमें प्रत्येक लिथियम परमाणु में क्यूबोक्टाहेड्रोन के शीर्ष पर स्थित 12 निकटतम पड़ोसी होते हैं।

सभी क्षार धातुओं में, लिथियम का गलनांक और क्वथनांक उच्चतम (क्रमशः 180.54 और 1340 डिग्री सेल्सियस) होता है, और किसी भी धातु के कमरे के तापमान पर सबसे कम घनत्व (0.533 ग्राम / सेमी³, पानी का लगभग आधा) होता है।

लिथियम परमाणु का छोटा आकार धातु के विशेष गुणों की उपस्थिति की ओर जाता है। उदाहरण के लिए, यह केवल 380 डिग्री सेल्सियस से नीचे के तापमान पर सोडियम के साथ मिश्रित होता है और पिघला हुआ पोटेशियम, रूबिडियम और सीज़ियम के साथ मिश्रित नहीं होता है, जबकि क्षार धातुओं के अन्य जोड़े किसी भी अनुपात में एक दूसरे के साथ मिश्रित होते हैं।

क्षार धातु, हवा में अस्थिर। लिथियम सबसे कम सक्रिय क्षार धातु है; यह व्यावहारिक रूप से कमरे के तापमान पर शुष्क हवा (और यहां तक ​​कि शुष्क ऑक्सीजन) के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है।

नम हवा में, यह धीरे-धीरे ऑक्सीकरण करता है, Li3N नाइट्राइड, LiOH हाइड्रॉक्साइड और Li2CO3 कार्बोनेट में बदल जाता है। ऑक्सीजन में, गर्म होने पर, यह जलता है, ऑक्साइड Li2O में बदल जाता है। एक दिलचस्प विशेषता यह है कि तापमान में 100 डिग्री सेल्सियस से 300 डिग्री सेल्सियस तक, लिथियम एक घने ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर किया जाता है और आगे ऑक्सीकरण नहीं करता है।

1818 में, जर्मन रसायनज्ञ लियोपोल्ड गमेलिन ने पाया कि लिथियम और उसके लवण कार्माइन की लौ को लाल रंग में रंगते हैं, जो लिथियम के निर्धारण के लिए एक गुणात्मक संकेत है। इग्निशन तापमान लगभग 300 डिग्री सेल्सियस है। दहन उत्पाद नासॉफिरिन्क्स के श्लेष्म झिल्ली को परेशान करते हैं।

शांति से, विस्फोट और प्रज्वलन के बिना, पानी के साथ प्रतिक्रिया करता है, जिससे LiOH और H2 बनता है। यह एथिल अल्कोहल के साथ भी प्रतिक्रिया करता है, एक अल्कोहल बनाता है, अमोनिया के साथ और हलोजन के साथ (आयोडीन के साथ - केवल गर्म होने पर)।

लिथियम को पेट्रोलियम ईथर, पैराफिन, गैसोलीन और/या खनिज तेल में भली भांति बंद करके सील किए गए टिन में संग्रहित किया जाता है। लिथियम धातु त्वचा, श्लेष्मा झिल्ली और आंखों के संपर्क में जलने का कारण बनती है।

लौह और अलौह धातु विज्ञान में, लिथियम का उपयोग मिश्र धातुओं की लचीलापन और ताकत को डीऑक्सीडाइज करने और बढ़ाने के लिए किया जाता है। लिथियम का उपयोग कभी-कभी मेटलोथर्मिक विधियों द्वारा दुर्लभ धातुओं को कम करने के लिए किया जाता है।

एल्यूमीनियम गलाने में लिथियम कार्बोनेट सबसे महत्वपूर्ण सहायक पदार्थ (इलेक्ट्रोलाइट में जोड़ा जाता है) है और इसकी खपत हर साल विश्व एल्यूमीनियम उत्पादन की मात्रा के अनुपात में बढ़ रही है (लिथियम कार्बोनेट की खपत 2.5-3.5 किलोग्राम प्रति टन स्मेल्टेड एल्यूमीनियम है)।

चांदी और सोने के साथ-साथ तांबे के साथ लिथियम मिश्र बहुत प्रभावी सोल्डर हैं। मैग्नीशियम, स्कैंडियम, तांबा, कैडमियम और एल्यूमीनियम के साथ लिथियम के मिश्र विमानन और अंतरिक्ष विज्ञान में नई आशाजनक सामग्री हैं। लिथियम एल्यूमिनेट और सिलिकेट के आधार पर, सिरेमिक बनाए गए हैं जो कमरे के तापमान पर कठोर होते हैं और सैन्य उपकरणों, धातु विज्ञान और भविष्य में थर्मोन्यूक्लियर ऊर्जा में उपयोग किए जाते हैं। सिलिकॉन कार्बाइड फाइबर के साथ प्रबलित लिथियम-एल्यूमीनियम-सिलिकेट पर आधारित ग्लास में जबरदस्त ताकत होती है। सीसा मिश्र धातुओं को मजबूत करने और उन्हें लचीलापन और संक्षारण प्रतिरोध देने में लिथियम बहुत प्रभावी है।

लिथियम लवण का एक मनोदैहिक प्रभाव होता है और कई मानसिक बीमारियों की रोकथाम और उपचार के लिए दवा में उपयोग किया जाता है। इस क्षमता में लिथियम कार्बोनेट सबसे आम है। द्विध्रुवी विकार और बार-बार मिजाज से पीड़ित लोगों के मूड को स्थिर करने के लिए मनोचिकित्सा में उपयोग किया जाता है। यह उन्मत्त अवसाद को रोकने में प्रभावी है और आत्महत्या के जोखिम को कम करता है। चिकित्सकों ने बार-बार देखा है कि कुछ लिथियम यौगिक (उचित खुराक में, निश्चित रूप से) उन्मत्त अवसाद से पीड़ित रोगियों पर सकारात्मक प्रभाव डालते हैं। इस प्रभाव को दो तरह से समझाया गया है। एक ओर, यह स्थापित किया गया है कि लिथियम इंटरसेलुलर तरल पदार्थ से मस्तिष्क कोशिकाओं में सोडियम और पोटेशियम आयनों के हस्तांतरण में शामिल कुछ एंजाइमों की गतिविधि को नियंत्रित करने में सक्षम है। दूसरी ओर, यह देखा गया है कि लिथियम आयन सीधे सेल के आयनिक संतुलन को प्रभावित करते हैं। और रोगी की स्थिति काफी हद तक सोडियम और पोटेशियम के संतुलन पर निर्भर करती है: कोशिकाओं में सोडियम की अधिकता अवसादग्रस्त रोगियों की विशेषता है, कमी - उन्माद से पीड़ित लोगों के लिए। सोडियम-पोटेशियम संतुलन को संरेखित करते हुए, लिथियम लवण का दोनों पर सकारात्मक प्रभाव पड़ता है।

सोडियम

सोडियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 11 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की तीसरी अवधि। इसे प्रतीक ना (लैट। नैट्रियम) द्वारा दर्शाया गया है। साधारण पदार्थ सोडियम (CAS संख्या: 7440-23-5) एक नरम, चांदी-सफेद क्षार धातु है।

पानी में, सोडियम लगभग लिथियम के समान ही व्यवहार करता है: प्रतिक्रिया हाइड्रोजन के तेजी से रिलीज के साथ आगे बढ़ती है, समाधान में सोडियम हाइड्रॉक्साइड बनता है।

सोडियम (या बल्कि, इसके यौगिकों) का उपयोग प्राचीन काल से किया जाता रहा है। उदाहरण के लिए, सोडा (नैट्रॉन), मिस्र में सोडा झीलों के पानी में प्राकृतिक रूप से पाया जाता है। प्राचीन मिस्रवासियों ने प्राकृतिक सोडा का उपयोग उत्सर्जन, विरंजन कैनवास, खाना पकाने, पेंट और ग्लेज़ बनाने के लिए किया था। प्लिनी द एल्डर लिखते हैं कि नाइल डेल्टा में, सोडा (इसमें अशुद्धियों का पर्याप्त अनुपात था) को नदी के पानी से अलग किया गया था। कोयले के मिश्रण, भूरे या काले रंग के रंग के कारण यह बड़े टुकड़ों के रूप में बिक्री पर चला गया।

सोडियम को पहली बार अंग्रेजी रसायनज्ञ हम्फ्री डेवी ने 1807 में ठोस NaOH के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किया था।

नाम "सोडियम" (नैट्रियम) अरबी नैट्रन (ग्रीक - नाइट्रोन में) से आया है और मूल रूप से इसे प्राकृतिक सोडा कहा जाता है। तत्व को पहले सोडियम (lat। सोडियम) कहा जाता था।

सोडियम एक चांदी-सफेद धातु है, पतली परतों में एक बैंगनी रंग के साथ, प्लास्टिक, यहां तक ​​​​कि नरम (आसानी से चाकू से काटा जाता है), सोडियम ग्लिस्टेंस का एक ताजा कट। सोडियम की विद्युत चालकता और तापीय चालकता का मान काफी अधिक है, घनत्व 0.96842 g / cm³ (19.7 ° C पर) है, गलनांक 97.86 ° C है, क्वथनांक 883.15 ° C है।

क्षार धातु, हवा में आसानी से ऑक्सीकृत हो जाती है। वायुमंडलीय ऑक्सीजन से बचाने के लिए, धात्विक सोडियम को मिट्टी के तेल की एक परत के नीचे जमा किया जाता है। सोडियम लिथियम की तुलना में कम सक्रिय है, इसलिए यह गर्म होने पर ही नाइट्रोजन के साथ प्रतिक्रिया करता है:

ऑक्सीजन की अधिकता से सोडियम परॉक्साइड बनता है

2Na + O2 = Na2O2

धात्विक सोडियम का व्यापक रूप से प्रारंभिक रसायन विज्ञान और उद्योग में धातु विज्ञान सहित एक मजबूत कम करने वाले एजेंट के रूप में उपयोग किया जाता है। सोडियम का उपयोग अत्यधिक ऊर्जा-गहन सोडियम-सल्फर बैटरी के उत्पादन में किया जाता है। इसका उपयोग ट्रक के निकास वाल्व में हीट सिंक के रूप में भी किया जाता है। कभी-कभी, धातु सोडियम का उपयोग बहुत अधिक धाराओं के लिए डिज़ाइन किए गए विद्युत तारों के लिए सामग्री के रूप में किया जाता है।

पोटेशियम के साथ मिश्र धातु में, साथ ही रूबिडियम और सीज़ियम के साथ, इसका उपयोग अत्यधिक कुशल शीतलक के रूप में किया जाता है। विशेष रूप से, सोडियम 12%, पोटैशियम 47%, सीज़ियम 41% के मिश्र धातु में रिकॉर्ड निम्न गलनांक −78 °C होता है और इसे आयन रॉकेट इंजनों के लिए कार्यशील द्रव के रूप में और परमाणु ऊर्जा संयंत्रों के लिए शीतलक के रूप में प्रस्तावित किया गया था।

सोडियम का उपयोग उच्च दबाव और कम दबाव वाले डिस्चार्ज लैंप (एचएलडी और एचएलडी) में भी किया जाता है। स्ट्रीट लाइटिंग में NLVD प्रकार DNaT (आर्क सोडियम ट्यूबलर) लैंप का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। वे एक चमकदार पीली रोशनी देते हैं। एचपीएस लैंप का सेवा जीवन 12-24 हजार घंटे है। इसलिए, DNaT प्रकार के गैस-डिस्चार्ज लैंप शहरी, वास्तुशिल्प और औद्योगिक प्रकाश व्यवस्था के लिए अपरिहार्य हैं। डीएनएस, डीएनएएमटी (आर्क सोडियम मैट), डीएनएजेड (आर्क सोडियम मिरर) और डीएनएएटीबीआर (मर्करी के बिना आर्क सोडियम ट्यूबलर) लैंप भी हैं।

सोडियम धातु का उपयोग कार्बनिक पदार्थों के गुणात्मक विश्लेषण में किया जाता है। सोडियम के मिश्र धातु और परीक्षण पदार्थ को इथेनॉल के साथ बेअसर किया जाता है, कुछ मिलीलीटर आसुत जल को जोड़ा जाता है और 3 भागों में विभाजित किया जाता है, जे। लासेन (1843) का नमूना, जिसका उद्देश्य नाइट्रोजन, सल्फर और हैलोजन (बीलस्टीन परीक्षण) का निर्धारण करना है।

सोडियम क्लोराइड (सामान्य नमक) सबसे पुराना इस्तेमाल किया जाने वाला स्वाद और परिरक्षक है।

सोडियम एजाइड (Na3N) का उपयोग धातु विज्ञान में नाइट्राइडिंग एजेंट के रूप में और लेड एजाइड के उत्पादन में किया जाता है।

सोडियम साइनाइड (NaCN) का उपयोग चट्टानों से सोना निकालने के साथ-साथ स्टील नाइट्रोकार्बराइजिंग और इलेक्ट्रोप्लेटिंग (चांदी, गिल्डिंग) में हाइड्रोमेटालर्जिकल विधि में किया जाता है।

सोडियम क्लोरेट (NaClO3) का उपयोग रेलवे ट्रैक पर अवांछित वनस्पति को नष्ट करने के लिए किया जाता है।

पोटैशियम

पोटेशियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 19 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की चौथी अवधि। इसे प्रतीक के (लैट। कलियम) द्वारा दर्शाया गया है। साधारण पदार्थ पोटेशियम (सीएएस संख्या: 7440-09-7) एक नरम, चांदी-सफेद क्षार धातु है।

प्रकृति में, पोटेशियम केवल अन्य तत्वों के साथ यौगिकों में पाया जाता है, जैसे कि समुद्र के पानी में, साथ ही साथ कई खनिजों में। यह हवा में बहुत जल्दी ऑक्सीकरण करता है और बहुत आसानी से प्रतिक्रिया करता है, विशेष रूप से पानी के साथ, क्षार का निर्माण करता है। कई मायनों में, पोटेशियम के रासायनिक गुण सोडियम के समान होते हैं, लेकिन जैविक कार्य और जीवित जीवों की कोशिकाओं द्वारा उनके उपयोग के मामले में, वे अभी भी अलग हैं।

पोटेशियम (अधिक सटीक, इसके यौगिक) का उपयोग प्राचीन काल से किया जाता रहा है। तो, पोटाश का उत्पादन (जिसे डिटर्जेंट के रूप में इस्तेमाल किया जाता था) 11 वीं शताब्दी में पहले से ही मौजूद था। पुआल या लकड़ी के दहन के दौरान बनने वाली राख को पानी से उपचारित किया जाता था, और परिणामी घोल (शराब) को छानने के बाद वाष्पित हो जाता था। सूखे अवशेषों में पोटेशियम कार्बोनेट के अलावा, पोटेशियम सल्फेट K2SO4, सोडा और पोटेशियम क्लोराइड KCl होता है।

1807 में, अंग्रेजी रसायनज्ञ डेवी ने ठोस कास्टिक पोटाश (केओएच) के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा पोटेशियम को अलग किया और इसे "पोटेशियम" (लैट। पोटेशियम; यह नाम अभी भी आमतौर पर अंग्रेजी, फ्रेंच, स्पेनिश, पुर्तगाली और पोलिश में उपयोग किया जाता है) का नाम दिया। 1809 में, एल.वी. गिल्बर्ट ने "पोटेशियम" (अव्य। कलियम, अरबी अल-काली - पोटाश से) नाम का प्रस्ताव रखा। इस नाम ने जर्मन भाषा में प्रवेश किया, वहां से उत्तरी और पूर्वी यूरोप (रूसी समेत) की अधिकांश भाषाओं में और इस तत्व के लिए प्रतीक चुनते समय "जीता" - के।

पोटैशियम एक चांदी जैसा पदार्थ है जिसकी ताजा बनी सतह पर एक विशेष चमक होती है। बहुत हल्का और हल्का। पारा में अपेक्षाकृत अच्छी तरह से घुलनशील, अमलगम बनाते हैं। बर्नर की लौ में पेश होने के कारण, पोटेशियम (साथ ही इसके यौगिकों) लौ को एक विशिष्ट गुलाबी-बैंगनी रंग में रंग देता है।

पोटेशियम, अन्य क्षार धातुओं की तरह, विशिष्ट धातु गुणों को प्रदर्शित करता है और बहुत प्रतिक्रियाशील है, आसानी से इलेक्ट्रॉनों का दान करता है।

यह एक मजबूत कम करने वाला एजेंट है। यह ऑक्सीजन के साथ इतनी सक्रियता से जुड़ता है कि यह बनने वाला ऑक्साइड नहीं है, बल्कि पोटेशियम सुपरऑक्साइड KO2 (या K2O4) है। हाइड्रोजन वातावरण में गर्म करने पर पोटैशियम हाइड्राइड KH बनता है। यह सभी गैर-धातुओं के साथ अच्छी तरह से बातचीत करता है, जिससे हैलाइड, सल्फाइड, नाइट्राइड, फॉस्फाइड आदि बनते हैं, साथ ही साथ पानी जैसे जटिल पदार्थ (एक विस्फोट के साथ प्रतिक्रिया होती है), विभिन्न ऑक्साइड और लवण। इस मामले में, वे अन्य धातुओं को एक मुक्त अवस्था में कम करते हैं।

पोटेशियम को मिट्टी के तेल की एक परत के नीचे संग्रहित किया जाता है।

पोटेशियम और सोडियम का एक मिश्र धातु, कमरे के तापमान पर तरल, बंद प्रणालियों में शीतलक के रूप में प्रयोग किया जाता है, उदाहरण के लिए, तेजी से न्यूट्रॉन परमाणु ऊर्जा संयंत्रों में। इसके अलावा, रूबिडियम और सीज़ियम के साथ इसके तरल मिश्र धातुओं का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। रचना सोडियम 12%, पोटेशियम 47%, सीज़ियम 41% के मिश्र धातु में -78 डिग्री सेल्सियस का रिकॉर्ड निम्न गलनांक होता है।

पोटेशियम यौगिक सबसे महत्वपूर्ण बायोजेनिक तत्व हैं और इसलिए उर्वरकों के रूप में उपयोग किए जाते हैं।

पोटेशियम लवण का व्यापक रूप से इलेक्ट्रोप्लेटिंग में उपयोग किया जाता है, क्योंकि उनकी अपेक्षाकृत उच्च लागत के बावजूद, वे अक्सर संबंधित सोडियम लवण की तुलना में अधिक घुलनशील होते हैं, और इसलिए बढ़े हुए वर्तमान घनत्व पर इलेक्ट्रोलाइट्स का गहन संचालन सुनिश्चित करते हैं।

पोटेशियम सबसे महत्वपूर्ण बायोजेनिक तत्व है, खासकर पौधों के साम्राज्य में। मिट्टी में पोटेशियम की कमी के साथ, पौधे बहुत खराब विकसित होते हैं, उपज कम हो जाती है, इसलिए निकाले गए पोटेशियम लवण का लगभग 90% उर्वरकों के रूप में उपयोग किया जाता है।

पोटेशियम, नाइट्रोजन और फास्फोरस के साथ, पौधों के मुख्य पोषक तत्वों में से हैं। पौधों में पोटेशियम का कार्य, साथ ही उनके लिए आवश्यक अन्य तत्व सख्ती से विशिष्ट हैं। पौधों में पोटेशियम आयनिक रूप में होता है। पोटेशियम मुख्य रूप से कोशिका द्रव्य और कोशिकाओं के रिक्तिका में पाया जाता है। सेल सैप में लगभग 80% पोटेशियम पाया जाता है।

पोटेशियम के कार्य बहुत विविध हैं। यह स्थापित किया गया है कि यह प्रकाश संश्लेषण के सामान्य पाठ्यक्रम को उत्तेजित करता है, पत्ती ब्लेड से अन्य अंगों में कार्बोहाइड्रेट के बहिर्वाह को बढ़ाता है, साथ ही साथ शर्करा का संश्लेषण भी करता है।

पोटेशियम फलों और सब्जियों की फसलों में मोनोसैकराइड के संचय को बढ़ाता है, जड़ वाली फसलों में शर्करा की मात्रा को बढ़ाता है, आलू में स्टार्च, अनाज फसलों के भूसे की कोशिका की दीवारों को मोटा करता है और रोटी के प्रतिरोध को बढ़ाता है, और सन और में फाइबर की गुणवत्ता में सुधार करता है। भांग

पौधों की कोशिकाओं में कार्बोहाइड्रेट के संचय को बढ़ावा देना, पोटेशियम सेल सैप के आसमाटिक दबाव को बढ़ाता है और इस तरह पौधों के ठंड प्रतिरोध और ठंढ प्रतिरोध को बढ़ाता है।

पोटेशियम को पौधों द्वारा उद्धरणों के रूप में अवशोषित किया जाता है और जाहिर है, इस रूप में कोशिकाओं में रहता है, पौधों की कोशिकाओं में सबसे महत्वपूर्ण जैव रासायनिक प्रक्रियाओं को सक्रिय करता है, पोटेशियम बढ़ते मौसम के दौरान और फसल के बाद दोनों में विभिन्न रोगों के प्रतिरोध को बढ़ाता है। अवधि, फलों और सब्जियों की गुणवत्ता में उल्लेखनीय सुधार करती है।

पोटेशियम की कमी से पौधों में कई चयापचय संबंधी विकार होते हैं, कई एंजाइमों की गतिविधि कमजोर हो जाती है, कार्बोहाइड्रेट और प्रोटीन चयापचय गड़बड़ा जाता है, और श्वसन के लिए कार्बोहाइड्रेट की लागत बढ़ जाती है। नतीजतन, पौधों की उत्पादकता गिर जाती है, उत्पादों की गुणवत्ता कम हो जाती है।

रूबिडीयाम

रूबिडियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 37 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की पांचवीं अवधि। इसे प्रतीक आरबी (lat। रुबिडियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ रूबिडियम (CAS संख्या: 7440-17-7) एक नरम चांदी-सफेद क्षार धातु है।

1861 में, जर्मन वैज्ञानिक रॉबर्ट विल्हेम बन्सन और गुस्ताव रॉबर्ट किरचॉफ ने वर्णक्रमीय विश्लेषण का उपयोग करते हुए प्राकृतिक एल्युमिनोसिलिकेट्स का अध्ययन करते हुए, उनमें एक नए तत्व की खोज की, जिसे बाद में स्पेक्ट्रम की सबसे मजबूत रेखाओं के रंग से रूबिडियम कहा जाता है।

रूबिडियम चांदी-सफेद नरम क्रिस्टल बनाता है जिसमें ताजा कट पर धातु की चमक होती है। ब्रिनेल कठोरता 0.2 Mn/m² (0.02 kgf/mm²)। रूबिडियम की क्रिस्टल जाली घन, शरीर-केंद्रित, a = 5.71 (कमरे के तापमान पर) है। परमाणु त्रिज्या 2.48 है, Rb+ आयन की त्रिज्या 1.49 है। घनत्व 1.525 ग्राम/सेमी³ (0 डिग्री सेल्सियस), एमपी 38.9 डिग्री सेल्सियस, बीपी 703 डिग्री सेल्सियस। विशिष्ट ताप क्षमता 335.2 j/(kg K), रैखिक विस्तार का तापीय गुणांक 9.0 10-5 deg-1 (0-38 °C), लोच का मापांक 2.4 H/m² (240 kgf/mm²), विशिष्ट आयतन विद्युत प्रतिरोध 11.29 10-6 ओम सेमी (20 डिग्री सेल्सियस); रूबिडियम पैरामैग्नेटिक है।

क्षार धातु, हवा में बेहद अस्थिर (पानी के निशान, ज्वलनशील की उपस्थिति में हवा के साथ प्रतिक्रिया करता है)। सभी प्रकार के लवण बनाता है - अधिकतर आसानी से घुलनशील (क्लोरेट्स और पर्क्लोरेट्स कम घुलनशील होते हैं)। रूबिडियम हाइड्रॉक्साइड कांच और अन्य संरचनात्मक और कंटेनर सामग्री के लिए एक बहुत ही आक्रामक पदार्थ है, और पिघला हुआ अधिकांश धातुओं (यहां तक ​​​​कि सोना और प्लैटिनम) को नष्ट कर देता है।

रूबिडियम का उपयोग विविध है और इस तथ्य के बावजूद कि इसके आवेदन के कई क्षेत्रों में यह अपनी सबसे महत्वपूर्ण भौतिक विशेषताओं में सीज़ियम से नीच है, फिर भी, यह दुर्लभ क्षार धातु आधुनिक प्रौद्योगिकियों में एक महत्वपूर्ण भूमिका निभाती है। रूबिडियम के आवेदन के निम्नलिखित क्षेत्रों पर ध्यान दिया जा सकता है: कटैलिसीस, इलेक्ट्रॉनिक उद्योग, विशेष प्रकाशिकी, परमाणु उद्योग, चिकित्सा।

रूबिडियम का उपयोग न केवल अपने शुद्ध रूप में किया जाता है, बल्कि कई मिश्र धातुओं और रासायनिक यौगिकों के रूप में भी किया जाता है। यह ध्यान रखना महत्वपूर्ण है कि रूबिडियम का एक बहुत अच्छा और अनुकूल कच्चा माल आधार है, लेकिन साथ ही, संसाधनों की उपलब्धता के साथ स्थिति सीज़ियम के मामले की तुलना में बहुत अधिक अनुकूल है, और रूबिडियम और भी अधिक खेलने में सक्षम है महत्वपूर्ण भूमिका, उदाहरण के लिए, कटैलिसीस में (जहां यह सफलतापूर्वक साबित हुआ)।

रूबिडियम -86 आइसोटोप का व्यापक रूप से गामा-रे दोष का पता लगाने, माप तकनीक के साथ-साथ कई महत्वपूर्ण दवाओं और खाद्य उत्पादों की नसबंदी में उपयोग किया जाता है। सीज़ियम के साथ रूबिडियम और इसके मिश्र उच्च तापमान टरबाइन इकाइयों के लिए एक बहुत ही आशाजनक शीतलक और कामकाजी माध्यम हैं (इस संबंध में, रूबिडियम और सीज़ियम हाल के वर्षों में महत्वपूर्ण हो गए हैं, और धातुओं की अत्यधिक उच्च लागत के संबंध में रास्ते से हट जाती है टरबाइन इकाइयों की दक्षता में नाटकीय रूप से वृद्धि करने की क्षमता, जिसका अर्थ है और ईंधन की खपत और पर्यावरण प्रदूषण को कम करना)। रूबिडियम-आधारित प्रणालियाँ जो शीतलक के रूप में सबसे व्यापक रूप से उपयोग की जाती हैं, वे हैं टर्नरी मिश्र धातु: सोडियम-पोटेशियम-रूबिडियम और सोडियम-रूबिडियम-सीज़ियम।

कटैलिसीस में, रूबिडियम का उपयोग कार्बनिक और अकार्बनिक संश्लेषण दोनों में किया जाता है। रूबिडियम की उत्प्रेरक गतिविधि मुख्य रूप से कई महत्वपूर्ण उत्पादों में तेल शोधन के लिए उपयोग की जाती है। रूबिडियम एसीटेट, उदाहरण के लिए, मेथनॉल और जल गैस से कई उच्च अल्कोहल को संश्लेषित करने के लिए उपयोग किया जाता है, जो बदले में भूमिगत कोयला गैसीकरण और कारों और जेट ईंधन के लिए कृत्रिम तरल ईंधन के उत्पादन के संबंध में अत्यंत महत्वपूर्ण है। कई रूबिडियम-टेल्यूरियम मिश्र धातुओं में सीज़ियम यौगिकों की तुलना में स्पेक्ट्रम के पराबैंगनी क्षेत्र में उच्च संवेदनशीलता होती है, और इस संबंध में, यह इस मामले में फोटोकॉन्टर के लिए सामग्री के रूप में सीज़ियम -133 के साथ प्रतिस्पर्धा करने में सक्षम है। विशेष स्नेहन रचनाओं (मिश्र धातुओं) के हिस्से के रूप में, रूबिडियम का उपयोग वैक्यूम (रॉकेट और अंतरिक्ष प्रौद्योगिकी) में अत्यधिक प्रभावी स्नेहक के रूप में किया जाता है।

रुबिडियम हाइड्रॉक्साइड का उपयोग कम तापमान सीपीएस के लिए इलेक्ट्रोलाइट तैयार करने के लिए किया जाता है, साथ ही कम तापमान पर इसके प्रदर्शन में सुधार करने और इलेक्ट्रोलाइट की विद्युत चालकता को बढ़ाने के लिए पोटेशियम हाइड्रॉक्साइड समाधान के लिए एक योजक। धात्विक रूबिडियम का उपयोग हाइड्राइड ईंधन कोशिकाओं में किया जाता है।

कॉपर क्लोराइड के साथ मिश्र धातु में रूबिडियम क्लोराइड का उपयोग उच्च तापमान (400 डिग्री सेल्सियस तक) को मापने के लिए किया जाता है।

रुबिडियम प्लाज्मा का उपयोग लेजर विकिरण को उत्तेजित करने के लिए किया जाता है।

रूबिडियम क्लोराइड का उपयोग ईंधन कोशिकाओं में इलेक्ट्रोलाइट के रूप में किया जाता है, और रूबिडियम हाइड्रॉक्साइड के बारे में भी यही कहा जा सकता है, जो प्रत्यक्ष कोयला ऑक्सीकरण का उपयोग करके ईंधन कोशिकाओं में इलेक्ट्रोलाइट के रूप में बहुत प्रभावी है।

सीज़ियम

सीज़ियम पहले समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 55 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की छठी अवधि। इसे प्रतीक सीएस (लैट। सीज़ियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ सीज़ियम (CAS संख्या: 7440-46-2) एक नरम, चांदी-पीली क्षार धातु है। सीज़ियम को इसका नाम उत्सर्जन स्पेक्ट्रम में दो चमकदार नीली रेखाओं की उपस्थिति के लिए मिला (लैटिन सीज़ियस - स्काई ब्लू से)।

सीज़ियम की खोज 1860 में जर्मन वैज्ञानिकों आर. डब्ल्यू. बन्सन और जी. आर. किरचॉफ ने जर्मनी में ऑप्टिकल स्पेक्ट्रोस्कोपी द्वारा डर्कहाइम खनिज वसंत के पानी में की थी, इस प्रकार वर्णक्रमीय विश्लेषण का उपयोग करके खोजा जाने वाला पहला तत्व बन गया। अपने शुद्ध रूप में, सीज़ियम को पहली बार 1882 में स्वीडिश रसायनज्ञ के। सेटरबर्ग द्वारा सीज़ियम साइनाइड (CsCN) और बेरियम के मिश्रण के पिघल के इलेक्ट्रोलिसिस के दौरान अलग किया गया था।

मुख्य सीज़ियम खनिज प्रदूषक हैं और बहुत ही दुर्लभ एवोगैड्राइट (के, सीएस)। इसके अलावा, अशुद्धियों के रूप में, सीज़ियम को कई एल्युमिनोसिलिकेट्स में शामिल किया गया है: लेपिडोलाइट, फ़्लोगोपाइट, बायोटाइट, अमेज़ोनाइट, पेटलाइट, बेरिल, ज़िनवाल्डाइट, ल्यूसाइट, कार्नलाइट। प्रदूषण और लेपिडोलाइट का उपयोग औद्योगिक कच्चे माल के रूप में किया जाता है।

औद्योगिक उत्पादन में, खनिज प्रदूषण से यौगिकों के रूप में सीज़ियम निकाला जाता है। यह क्लोराइड या सल्फेट खोलने द्वारा किया जाता है। पहले में मूल खनिज को गर्म हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ इलाज करना, सीएस 3 यौगिक को दूर करने के लिए एंटीमनी क्लोराइड एसबीसीएल 3 जोड़ना, और सीज़ियम क्लोराइड सीएससीएल बनाने के लिए गर्म पानी या अमोनिया समाधान से धोना शामिल है। दूसरे मामले में, सीज़ियम फिटकरी CsAl(SO4)2 12H2O बनाने के लिए खनिज को गर्म सल्फ्यूरिक एसिड से उपचारित किया जाता है।

रूस में, यूएसएसआर के पतन के बाद, प्रदूषण का औद्योगिक उत्पादन नहीं किया गया था, हालांकि सोवियत काल में मुरमान्स्क के पास वोरोन्या टुंड्रा में खनिज के विशाल भंडार की खोज की गई थी। जब तक रूसी उद्योग अपने पैरों पर खड़ा हो पाया, यह पता चला कि एक कनाडाई कंपनी ने इस क्षेत्र को विकसित करने के लिए लाइसेंस खरीदा था। वर्तमान में, ZAO रेयर मेटल्स प्लांट में नोवोसिबिर्स्क में प्रदूषण से सीज़ियम लवण का प्रसंस्करण और निष्कर्षण किया जाता है।

सीज़ियम प्राप्त करने के लिए कई प्रयोगशाला विधियाँ हैं। इसे प्राप्त किया जा सकता है:

ज़िरकोनियम के साथ सीज़ियम क्रोमेट या डाइक्रोमेट का मिश्रण निर्वात में गर्म करना;

निर्वात में सीज़ियम एजाइड का अपघटन;

सीज़ियम क्लोराइड और विशेष रूप से तैयार कैल्शियम के मिश्रण को गर्म करना।

सभी विधियां श्रम प्रधान हैं। दूसरी विधि उच्च शुद्धता वाली धातु प्राप्त करना संभव बनाती है, हालांकि, यह विस्फोटक है और इसे महसूस करने के लिए कई दिनों की आवश्यकता होती है।

सीज़ियम को 20वीं शताब्दी की शुरुआत में ही आवेदन मिला था, जब इसके खनिजों की खोज की गई थी और इसे शुद्ध रूप में प्राप्त करने की तकनीक विकसित की गई थी। वर्तमान में, सीज़ियम और इसके यौगिकों का उपयोग इलेक्ट्रॉनिक्स, रेडियो, इलेक्ट्रिकल, एक्स-रे इंजीनियरिंग, रसायन उद्योग, प्रकाशिकी, चिकित्सा और परमाणु ऊर्जा में किया जाता है। ज्यादातर स्थिर प्राकृतिक सीज़ियम -133 का उपयोग किया जाता है, और एक सीमित सीमा तक - इसका रेडियोधर्मी आइसोटोप सीज़ियम -137, परमाणु ऊर्जा संयंत्र रिएक्टरों में यूरेनियम, प्लूटोनियम, थोरियम के विखंडन टुकड़ों के योग से पृथक।

क्षारीय पृथ्वी धातु

क्षारीय पृथ्वी धातु - रासायनिक तत्व: कैल्शियम सीए, स्ट्रोंटियम सीन, बेरियम बा, रेडियम रा (कभी-कभी बेरिलियम बी और मैग्नीशियम एमजी को भी गलती से क्षारीय पृथ्वी धातु कहा जाता है)। उनका नाम इसलिए रखा गया है क्योंकि उनके ऑक्साइड - "पृथ्वी" (कीमियागर की शब्दावली में) - पानी के लिए एक क्षारीय प्रतिक्रिया प्रदान करते हैं। रेडियम को छोड़कर क्षारीय मृदा धातुओं के लवण प्रकृति में खनिजों के रूप में व्यापक रूप से वितरित होते हैं।

कैल्शियम

कैल्शियम दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की चौथी अवधि, परमाणु संख्या 20 के साथ। इसे प्रतीक सीए (लैट। कैल्शियम) द्वारा दर्शाया गया है। साधारण पदार्थ कैल्शियम (सीएएस संख्या: 7440-70-2) एक नरम, प्रतिक्रियाशील, चांदी-सफेद क्षारीय पृथ्वी धातु है।

कैल्शियम धातु दो एलोट्रोपिक संशोधनों में मौजूद है। 443 डिग्री सेल्सियस तक, α-Ca घन चेहरा-केंद्रित जाली के साथ स्थिर है (पैरामीटर a = 0.558 एनएम), β-Ca ऊपर α-Fe प्रकार के घन शरीर-केंद्रित जाली के साथ स्थिर है (पैरामीटर a = 0.448 एनएम)। α → β संक्रमण की मानक एन्थैल्पी H0 0.93 kJ/mol है।

कैल्शियम एक विशिष्ट क्षारीय पृथ्वी धातु है। कैल्शियम की रासायनिक गतिविधि अधिक है, लेकिन अन्य सभी क्षारीय पृथ्वी धातुओं की तुलना में कम है। यह हवा में ऑक्सीजन, कार्बन डाइऑक्साइड और नमी के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करता है, यही कारण है कि कैल्शियम धातु की सतह आमतौर पर सुस्त ग्रे होती है, इसलिए कैल्शियम आमतौर पर प्रयोगशाला में अन्य क्षारीय पृथ्वी धातुओं की तरह, एक परत के नीचे कसकर बंद जार में संग्रहीत किया जाता है। मिट्टी के तेल या तरल पैराफिन की।

मानक क्षमता की श्रृंखला में, कैल्शियम हाइड्रोजन के बाईं ओर स्थित है। Ca2+/Ca0 जोड़ी की मानक इलेक्ट्रोड क्षमता -2.84 V है, ताकि कैल्शियम पानी के साथ सक्रिय रूप से प्रतिक्रिया करे, लेकिन बिना प्रज्वलन के:

सीए + 2 एच 2 ओ \u003d सीए (ओएच) 2 + एच 2 + क्यू।

सक्रिय अधातुओं (ऑक्सीजन, क्लोरीन, ब्रोमीन) के साथ, कैल्शियम सामान्य परिस्थितियों में प्रतिक्रिया करता है:

2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2।

हवा या ऑक्सीजन में गर्म करने पर कैल्शियम प्रज्वलित होता है। कम सक्रिय गैर-धातुओं (हाइड्रोजन, बोरॉन, कार्बन, सिलिकॉन, नाइट्रोजन, फास्फोरस और अन्य) के साथ, कैल्शियम गर्म होने पर बातचीत करता है, उदाहरण के लिए:

सीए + एच 2 = सीएएच 2, सीए + 6 बी = सीएबी 6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

3Ca + 2P = Ca3P2 (कैल्शियम फॉस्फाइड), CaP और CaP5 रचनाओं के कैल्शियम फॉस्फाइड भी ज्ञात हैं;

2Ca + Si = Ca2Si (कैल्शियम सिलसाइड), CaSi, Ca3Si4 और CaSi2 रचनाओं के कैल्शियम सिलिकाइड भी ज्ञात हैं।

उपरोक्त प्रतिक्रियाओं का कोर्स, एक नियम के रूप में, बड़ी मात्रा में गर्मी की रिहाई के साथ होता है (यानी, ये प्रतिक्रियाएं एक्ज़ोथिर्मिक हैं)। अधातुओं वाले सभी यौगिकों में कैल्शियम की ऑक्सीकरण अवस्था +2 होती है। गैर-धातुओं वाले अधिकांश कैल्शियम यौगिक पानी से आसानी से विघटित हो जाते हैं, उदाहरण के लिए:

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3।

Ca2+ आयन रंगहीन होता है। जब लौ में घुलनशील कैल्शियम लवण मिलाए जाते हैं, तो लौ ईंट लाल हो जाती है।

कैल्शियम लवण जैसे CaCl2 क्लोराइड, CaBr2 ब्रोमाइड, CaI2 आयोडाइड और Ca (NO3) 2 नाइट्रेट पानी में अत्यधिक घुलनशील होते हैं। CaF2 फ्लोराइड, CaCO3 कार्बोनेट, CaSO4 सल्फेट, Ca3 (PO4) 2 ऑर्थोफॉस्फेट, CaC2O4 ऑक्सालेट और कुछ अन्य पानी में अघुलनशील हैं।

बहुत महत्व का तथ्य यह है कि कैल्शियम कार्बोनेट CaCO3 के विपरीत, अम्लीय कैल्शियम कार्बोनेट (हाइड्रोकार्बोनेट) Ca(HCO3)2 पानी में घुलनशील है। प्रकृति में, यह निम्नलिखित प्रक्रियाओं की ओर जाता है। जब ठंडी बारिश या नदी का पानी, कार्बन डाइऑक्साइड से संतृप्त, भूमिगत में प्रवेश करता है और चूना पत्थर पर गिरता है, तो उनका विघटन देखा जाता है:

CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.

उन्हीं स्थानों पर जहां कैल्शियम बाइकार्बोनेट से संतृप्त पानी पृथ्वी की सतह पर आता है और सूर्य की किरणों से गर्म होता है, विपरीत प्रतिक्रिया होती है:

सीए (एचसीओ 3) 2 \u003d सीएसीओ 3 + सीओ 2 + एच 2 ओ।

तो प्रकृति में पदार्थों के बड़े पैमाने पर स्थानांतरण होता है। नतीजतन, विशाल अंतराल भूमिगत बन सकते हैं, और सुंदर पत्थर "आइकल्स" - स्टैलेक्टाइट्स और स्टैलेग्माइट्स - गुफाओं में बनते हैं।

पानी में घुले हुए कैल्शियम बाइकार्बोनेट की उपस्थिति काफी हद तक पानी की अस्थायी कठोरता को निर्धारित करती है। इसे अस्थायी कहा जाता है क्योंकि जब पानी उबाला जाता है, तो बाइकार्बोनेट विघटित हो जाता है, और CaCO3 अवक्षेपित हो जाता है। उदाहरण के लिए, यह घटना इस तथ्य की ओर ले जाती है कि समय के साथ केतली में पैमाना बनता है।

स्ट्रोंटियम

स्ट्रोंटियम दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 38 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की पांचवीं अवधि। इसे प्रतीक सीन (लैट। स्ट्रोंटियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ स्ट्रोंटियम (CAS संख्या: 7440-24-6) एक नरम, निंदनीय और नमनीय चांदी-सफेद क्षारीय पृथ्वी धातु है। इसकी एक उच्च रासायनिक गतिविधि है, हवा में यह जल्दी से नमी और ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करता है, एक पीले ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर हो जाता है।

नए तत्व की खोज खनिज स्ट्रोंटियनाइट में हुई थी, जो 1764 में स्कॉटिश गांव स्ट्रोनशियन के पास एक सीसे की खदान में मिली थी, जिसने बाद में नए तत्व को नाम दिया। इस खनिज में एक नए धातु ऑक्साइड की उपस्थिति लगभग 30 साल बाद विलियम क्रुइशांक और एडर क्रॉफर्ड द्वारा स्थापित की गई थी। 1808 में सर हम्फ्री डेवी द्वारा अपने शुद्धतम रूप में पृथक।

स्ट्रोंटियम एक नरम, चांदी-सफेद धातु, निंदनीय और निंदनीय है, और इसे चाकू से आसानी से काटा जा सकता है।

पॉलीमॉर्फिन - इसके तीन संशोधन ज्ञात हैं। 215°C तक, घन चेहरा-केंद्रित संशोधन (α-Sr) स्थिर है, 215 और 605°C के बीच - हेक्सागोनल (β-Sr), 605°C से ऊपर - घन शरीर-केंद्रित संशोधन (γ-Sr)।

गलनांक - 768oC, क्वथनांक - 1390oC।

इसके यौगिकों में स्ट्रोंटियम हमेशा +2 संयोजकता प्रदर्शित करता है। गुणों से, स्ट्रोंटियम कैल्शियम और बेरियम के करीब है, उनके बीच एक मध्यवर्ती स्थिति पर कब्जा कर रहा है।

वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में, स्ट्रोंटियम सबसे सक्रिय धातुओं में से एक है (इसकी सामान्य इलेक्ट्रोड क्षमता -2.89 V है। यह पानी के साथ सख्ती से प्रतिक्रिया करता है, जिससे हाइड्रॉक्साइड बनता है:

सीनियर + 2H2O = सीनियर (OH)2 + H2

अम्लों के साथ क्रिया करता है, भारी धातुओं को उनके लवणों से विस्थापित करता है। यह सांद्र अम्लों (H2SO4, HNO3) के साथ कमजोर रूप से प्रतिक्रिया करता है।

स्ट्रोंटियम धातु हवा में तेजी से ऑक्सीकरण करती है, जिससे एक पीली फिल्म बनती है, जिसमें SrO ऑक्साइड के अलावा, SrO2 पेरोक्साइड और Sr3N2 नाइट्राइड हमेशा मौजूद होते हैं। हवा में गर्म होने पर, यह प्रज्वलित होता है; हवा में पाउडर स्ट्रोंटियम आत्म-प्रज्वलन के लिए प्रवण होता है।

गैर-धातुओं - सल्फर, फास्फोरस, हैलोजन के साथ जोरदार प्रतिक्रिया करता है। हाइड्रोजन (200 डिग्री सेल्सियस से ऊपर), नाइट्रोजन (400 डिग्री सेल्सियस से ऊपर) के साथ बातचीत करता है। व्यावहारिक रूप से क्षार के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है।

उच्च तापमान पर, यह कार्बाइड बनाने के लिए CO2 के साथ प्रतिक्रिया करता है:

5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO

आयनों Cl-, I-, NO3- के साथ स्ट्रोंटियम के आसानी से घुलनशील लवण। F-, SO42-, CO32-, PO43- आयनों वाले लवण विरल रूप से घुलनशील होते हैं।

स्ट्रोंटियम का उपयोग तांबे और उसके कुछ मिश्र धातुओं को मिश्रधातु बनाने के लिए, बैटरी लेड मिश्र धातुओं में पेश करने के लिए, कच्चा लोहा, तांबा और स्टील को डीसल्फराइज़ करने के लिए किया जाता है।

बेरियम

बेरियम दूसरे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 56 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की छठी अवधि। इसे प्रतीक बा (अव्य। बेरियम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ बेरियम (सीएएस संख्या: 7440-39-3) एक नरम, लचीला, चांदी-सफेद क्षारीय पृथ्वी धातु है। उच्च रासायनिक गतिविधि रखता है।

बेरियम की खोज 1774 में कार्ल शीले द्वारा ऑक्साइड BaO के रूप में की गई थी। 1808 में, अंग्रेजी रसायनज्ञ हम्फ्री डेवी ने पारा कैथोड के साथ गीले बेरियम हाइड्रॉक्साइड के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा बेरियम अमलगम का उत्पादन किया; पारा को गर्म करने पर वाष्पित करने के बाद उसने बेरियम धातु को अलग कर लिया।

बेरियम एक चांदी-सफेद निंदनीय धातु है। तेज प्रहार से टूट जाता है। बेरियम के दो एलोट्रोपिक संशोधन हैं: α-Ba घन शरीर-केंद्रित जाली के साथ 375 °C (पैरामीटर a = 0.501 nm) तक स्थिर है, β-Ba ऊपर स्थिर है।

खनिज पैमाने पर कठोरता 1.25; मोह पैमाने 2 पर।

बेरियम धातु को मिट्टी के तेल में या पैराफिन की एक परत के नीचे संग्रहित किया जाता है।

बेरियम एक क्षारीय पृथ्वी धातु है। यह हवा में तीव्रता से ऑक्सीकरण करता है, बेरियम ऑक्साइड BaO और बेरियम नाइट्राइड Ba3N2 बनाता है, और थोड़ा गर्म होने पर प्रज्वलित होता है। बेरियम हाइड्रॉक्साइड बा (OH) 2 बनाने के लिए पानी के साथ जोरदार प्रतिक्रिया करता है:

बा + 2H2O \u003d बा (OH) 2 + H2

तनु अम्लों के साथ सक्रिय रूप से क्रिया करता है। कई बेरियम लवण पानी में अघुलनशील या थोड़े घुलनशील होते हैं: बेरियम सल्फेट BaSO4, बेरियम सल्फाइट BaSO3, बेरियम कार्बोनेट BaCO3, बेरियम फॉस्फेट Ba3 (PO4)2। बेरियम सल्फाइड बीएएस, कैल्शियम सल्फाइड सीएएस के विपरीत, पानी में अत्यधिक घुलनशील है।

हलोजन के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करके हैलाइड बनाते हैं।

जब हाइड्रोजन के साथ गर्म किया जाता है, तो यह बेरियम हाइड्राइड BaH2 बनाता है, जो बदले में, लिथियम हाइड्राइड LiH के साथ Li कॉम्प्लेक्स देता है।

अमोनिया के साथ गर्म करने पर अभिक्रिया:

6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2

गर्म होने पर, बेरियम नाइट्राइड Ba3N2 साइनाइड बनाने के लिए CO के साथ प्रतिक्रिया करता है:

Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO

तरल अमोनिया के साथ, यह एक गहरा नीला घोल देता है, जिससे अमोनिया को अलग किया जा सकता है, जिसमें एक सुनहरी चमक होती है और NH3 के उन्मूलन के साथ आसानी से विघटित हो जाती है। प्लैटिनम उत्प्रेरक की उपस्थिति में, अमोनिया बेरियम एमाइड बनाने के लिए विघटित होता है:

बा(NH2)2 + 4NH3 + H2

एक चाप भट्टी में कोयले के साथ BaO को गर्म करके बेरियम कार्बाइड BaC2 प्राप्त किया जा सकता है।

फास्फोरस के साथ, यह फॉस्फाइड Ba3P2 बनाता है।

बेरियम कई धातुओं के ऑक्साइड, हैलाइड और सल्फाइड को संबंधित धातु में कम कर देता है।

बेरियम धातु, अक्सर एल्यूमीनियम के साथ मिश्र धातु में, उच्च-वैक्यूम इलेक्ट्रॉनिक उपकरणों में गेट्टर (गेट्टर) के रूप में प्रयोग किया जाता है, और ज़िरकोनियम के साथ तरल धातु शीतलक (सोडियम, पोटेशियम, रूबिडियम, लिथियम, सीज़ियम के मिश्र) में भी जोड़ा जाता है। पाइपलाइनों और धातु विज्ञान में आक्रामकता को कम करें।

संक्रमण धातुओं

संक्रमण धातु (संक्रमण तत्व) - डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली के पार्श्व उपसमूहों के तत्व, जिनमें से परमाणु डी- और एफ-ऑर्बिटल्स पर दिखाई देते हैं। सामान्य तौर पर, संक्रमण तत्वों की इलेक्ट्रॉनिक संरचना को निम्नानुसार दर्शाया जा सकता है: एनएस-ऑर्बिटल में एक या दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, शेष वैलेंस इलेक्ट्रॉन -ऑर्बिटल में होते हैं। चूँकि संयोजकता इलेक्ट्रॉनों की संख्या कक्षकों की संख्या से काफी कम होती है, संक्रमण तत्वों द्वारा बनने वाले साधारण पदार्थ धातु होते हैं।

संक्रमण तत्वों की सामान्य विशेषताएं

सभी संक्रमण तत्वों में निम्नलिखित सामान्य गुण होते हैं:

वैद्युतीयऋणात्मकता के छोटे मूल्य।

परिवर्तनीय ऑक्सीकरण राज्य। लगभग सभी डी-तत्वों के लिए, जिनके परमाणुओं में बाहरी एनएस-उप-स्तर पर 2 वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं, ऑक्सीकरण अवस्था +2 ज्ञात होती है।

डी. आई. मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के समूह III के डी-तत्वों से शुरू होकर, निम्नतम ऑक्सीकरण अवस्था में तत्व ऐसे यौगिक बनाते हैं जो मूल गुणों को प्रदर्शित करते हैं, उच्चतम में - अम्लीय, मध्यवर्ती - उभयचर में

लोहा

आयरन डी। आई। मेंडेलीव, परमाणु संख्या 26 के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की चौथी अवधि के आठवें समूह के एक पक्ष उपसमूह का एक तत्व है। इसे प्रतीक Fe (lat। Ferrum) द्वारा नामित किया गया है। पृथ्वी की पपड़ी में सबसे आम धातुओं में से एक (एल्यूमीनियम के बाद दूसरा स्थान)।

साधारण पदार्थ लोहा (सीएएस संख्या: 7439-89-6) एक उच्च रासायनिक प्रतिक्रिया के साथ एक लचीला चांदी-सफेद धातु है: लोहा हवा में उच्च तापमान या उच्च आर्द्रता पर जल्दी से खराब हो जाता है। शुद्ध ऑक्सीजन में, लोहा जलता है, और सूक्ष्म रूप से बिखरी हुई अवस्था में, यह हवा में स्वतः प्रज्वलित होता है।

वास्तव में, लोहे को आमतौर पर अशुद्धियों की कम सामग्री (0.8% तक) के साथ मिश्र धातु कहा जाता है, जो शुद्ध धातु की कोमलता और लचीलापन बनाए रखता है। लेकिन व्यवहार में, कार्बन के साथ लोहे की मिश्र धातुओं का अधिक बार उपयोग किया जाता है: स्टील (2% कार्बन तक) और कच्चा लोहा (2% से अधिक कार्बन), साथ ही स्टेनलेस (मिश्र धातु) स्टील मिश्र धातु (क्रोमियम, मैंगनीज) के अतिरिक्त के साथ , निकल, आदि)। लोहे और उसके मिश्र धातुओं के विशिष्ट गुणों का संयोजन इसे "धातु नंबर 1" मनुष्यों के लिए महत्वपूर्ण बनाता है।

प्रकृति में, लोहा शायद ही कभी अपने शुद्ध रूप में पाया जाता है, अक्सर यह लोहे-निकल उल्कापिंडों के हिस्से के रूप में होता है। पृथ्वी की पपड़ी में लोहे की व्यापकता 4.65% (O, Si, Al के बाद चौथा स्थान) है। यह भी माना जाता है कि लोहा पृथ्वी के अधिकांश भाग का निर्माण करता है।

लोहा एक विशिष्ट धातु है, मुक्त अवस्था में यह भूरे रंग के साथ चांदी-सफेद रंग का होता है। शुद्ध धातु नमनीय है, विभिन्न अशुद्धियाँ (विशेष रूप से, कार्बन) इसकी कठोरता और भंगुरता को बढ़ाती हैं। इसने चुंबकीय गुणों का उच्चारण किया है। तथाकथित "आयरन ट्रायड" को अक्सर प्रतिष्ठित किया जाता है - तीन धातुओं (लौह Fe, कोबाल्ट सह, निकल नी) का एक समूह जिसमें समान भौतिक गुण, परमाणु त्रिज्या और इलेक्ट्रोनगेटिविटी मान होते हैं।

लोहे को बहुरूपता की विशेषता है, इसमें चार क्रिस्टलीय संशोधन हैं:

769 डिग्री सेल्सियस तक शरीर-केंद्रित क्यूबिक जाली के साथ α-Fe (फेराइट) होता है और फेरोमैग्नेट के गुण (769 डिग्री सेल्सियस ≈ 1043 के लोहे के लिए क्यूरी बिंदु है)

769-917 डिग्री सेल्सियस के तापमान रेंज में, β-Fe होता है, जो केवल शरीर-केंद्रित क्यूबिक जाली के मापदंडों और पैरामैग्नेट के चुंबकीय गुणों में α-Fe से भिन्न होता है।

तापमान सीमा में 917-1394 डिग्री सेल्सियस चेहरे-केंद्रित घन जाली के साथ γ-Fe (ऑस्टेनाइट) है

1394 डिग्री सेल्सियस से ऊपर, -Fe एक शरीर-केंद्रित घन जाली के साथ स्थिर है

धातु विज्ञान β-Fe को एक अलग चरण के रूप में अलग नहीं करता है, और इसे विभिन्न प्रकार के α-Fe के रूप में मानता है। जब लोहे या स्टील को क्यूरी बिंदु (769 °C ≈ 1043 K) से ऊपर गर्म किया जाता है, तो आयनों की तापीय गति इलेक्ट्रॉनों के स्पिन चुंबकीय क्षणों के उन्मुखीकरण को खराब कर देती है, फेरोमैग्नेट एक पैरामैग्नेट बन जाता है - एक दूसरे क्रम का चरण संक्रमण होता है, लेकिन क्रिस्टल के बुनियादी भौतिक मापदंडों में बदलाव के साथ प्रथम-क्रम चरण संक्रमण नहीं होता है।

सामान्य दबाव पर शुद्ध लोहे के लिए, धातु विज्ञान की दृष्टि से, निम्नलिखित स्थिर संशोधन हैं:

निरपेक्ष शून्य से 910 C तक, शरीर-केंद्रित घन (बीसीसी) क्रिस्टल जाली के साथ α-संशोधन स्थिर है। -आयरन में कार्बन का एक ठोस विलयन फेराइट कहलाता है।

910 से 1400 C तक, चेहरे-केंद्रित घन (fcc) क्रिस्टल जाली के साथ -संशोधन स्थिर है। -लोहे में कार्बन का एक ठोस विलयन ऑस्टेनाइट कहलाता है।

910 से 1539 C तक, शरीर-केंद्रित घन (बीसीसी) क्रिस्टल जाली के साथ -संशोधन स्थिर है। -आयरन (साथ ही α-iron) में कार्बन का एक ठोस घोल फेराइट कहलाता है। कभी-कभी उच्च-तापमान -फेराइट और निम्न-तापमान α-फेराइट (या केवल फेराइट) के बीच अंतर किया जाता है, हालांकि उनकी परमाणु संरचना समान होती है।

स्टील में कार्बन और मिश्र धातु तत्वों की उपस्थिति चरण संक्रमण के तापमान को महत्वपूर्ण रूप से बदल देती है।

उच्च दबाव (104 एमपीए, 100 हजार एटीएम से अधिक) के क्षेत्र में, हेक्सागोनल क्लोज-पैक (एचसीपी) जाली के साथ ε-लोहे का एक संशोधन दिखाई देता है।

इस्पात धातु विज्ञान के लिए बहुरूपता की घटना अत्यंत महत्वपूर्ण है। यह क्रिस्टल जाली के α-γ संक्रमणों के लिए धन्यवाद है कि स्टील का ताप उपचार होता है। इस घटना के बिना, स्टील के आधार के रूप में लोहे का इतना व्यापक उपयोग नहीं होता।

लोहा दुर्दम्य है, मध्यम गतिविधि की धातुओं से संबंधित है। लोहे का गलनांक 1539 °C होता है, क्वथनांक लगभग 3200 °C होता है।

लोहा सबसे अधिक उपयोग की जाने वाली धातुओं में से एक है, जिसका दुनिया के धातुकर्म उत्पादन का 95% तक हिस्सा है।

लोहा स्टील्स और कच्चा लोहा का मुख्य घटक है - सबसे महत्वपूर्ण संरचनात्मक सामग्री।

लोहा अन्य धातुओं के आधार पर मिश्र धातुओं का हिस्सा हो सकता है - उदाहरण के लिए, निकल।

मैग्नेटिक आयरन ऑक्साइड (मैग्नेटाइट) लंबी अवधि के कंप्यूटर मेमोरी उपकरणों के निर्माण में एक महत्वपूर्ण सामग्री है: हार्ड ड्राइव, फ्लॉपी डिस्क, आदि।

अल्ट्राफाइन मैग्नेटाइट पाउडर का उपयोग ब्लैक एंड व्हाइट लेजर प्रिंटर में टोनर के रूप में किया जाता है।

कई लौह-आधारित मिश्र धातुओं के अद्वितीय फेरोमैग्नेटिक गुण ट्रांसफार्मर और इलेक्ट्रिक मोटर्स के चुंबकीय कोर के लिए इलेक्ट्रिकल इंजीनियरिंग में उनके व्यापक उपयोग में योगदान करते हैं।

आयरन (III) क्लोराइड (फेरिक क्लोराइड) का उपयोग शौकिया रेडियो अभ्यास में मुद्रित सर्किट बोर्डों की नक़्क़ाशी के लिए किया जाता है।

बागवानी और निर्माण में हानिकारक कवक को नियंत्रित करने के लिए कॉपर सल्फेट के साथ मिश्रित फेरस सल्फेट (आयरन सल्फेट) का उपयोग किया जाता है।

आयरन-निकल बैटरी, आयरन-एयर बैटरी में एनोड के रूप में आयरन का उपयोग किया जाता है।

तांबा

कॉपर पहले समूह के एक पक्ष उपसमूह का एक तत्व है, डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की चौथी अवधि, परमाणु संख्या 29 के साथ। इसे प्रतीक Cu (lat। Cuprum) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ तांबा (सीएएस संख्या: 7440-50-8) एक नमनीय सुनहरा-गुलाबी संक्रमण धातु (ऑक्साइड फिल्म की अनुपस्थिति में गुलाबी) है। यह प्राचीन काल से ही मनुष्य द्वारा व्यापक रूप से उपयोग किया जाता रहा है।

कॉपर एक सुनहरा-गुलाबी तन्य धातु है, जो जल्दी से हवा में एक ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर किया जाता है, जो इसे एक विशिष्ट तीव्र पीला-लाल रंग देता है। तांबे में उच्च तापीय और विद्युत चालकता होती है (चांदी के बाद विद्युत चालकता में दूसरे स्थान पर)। इसके दो स्थिर समस्थानिक हैं - 63Cu और 65Cu, और कई रेडियोधर्मी समस्थानिक। इनमें से सबसे लंबे समय तक रहने वाले, 64Cu का आधा जीवन 12.7 घंटे और विभिन्न उत्पादों के साथ दो क्षय है।

घनत्व - 8.94*10³ किग्रा/वर्ग मीटर

20 डिग्री सेल्सियस पर विशिष्ट ताप क्षमता - 390 जे / किग्रा * के

20-100 डिग्री सेल्सियस पर विद्युत प्रतिरोधकता - 1.78 10−8 ओम एम

गलनांक - 1083 °C

क्वथनांक - 2600 °C

तांबे के कई मिश्र धातु हैं: पीतल - तांबा और जस्ता का मिश्र धातु, कांस्य - तांबा और टिन का मिश्र धातु, कप्रोनिकेल - तांबा और निकल का मिश्र धातु, और कुछ अन्य।

जस्ता

जस्ता दूसरे समूह के एक पक्ष उपसमूह का एक तत्व है, डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की चौथी अवधि, परमाणु संख्या 30 के साथ। इसे प्रतीक Zn (lat। Zinkum) द्वारा दर्शाया गया है। सामान्य परिस्थितियों में साधारण पदार्थ जस्ता (सीएएस संख्या: 7440-66-6) एक भंगुर नीली-सफेद संक्रमण धातु है (हवा में धूमिल हो जाती है, जिंक ऑक्साइड की एक पतली परत से ढक जाती है)।

अपने शुद्ध रूप में, यह एक नमनीय चांदी-सफेद धातु है। इसमें मापदंडों के साथ एक हेक्सागोनल जाली है = 0.26649 एनएम, सी = 0.49468 एनएम। यह कमरे के तापमान पर भंगुर होता है; जब प्लेट मुड़ी हुई होती है, तो क्रिस्टलीय घर्षण (आमतौर पर "टिन क्राई" से अधिक मजबूत) से एक कर्कश ध्वनि सुनाई देती है। 100-150°C पर जिंक प्लास्टिक होता है। अशुद्धियाँ, यहाँ तक कि मामूली भी, जस्ता की नाजुकता को तेजी से बढ़ाती हैं।

एक विशिष्ट उभयधर्मी धातु। मानक इलेक्ट्रोड क्षमता -0.76 वी है, मानक क्षमता की श्रृंखला में यह लोहे से पहले स्थित है।

हवा में, जिंक ZnO ऑक्साइड की एक पतली फिल्म से ढका होता है। जब जोर से गर्म किया जाता है, तो यह उभयधर्मी सफेद ऑक्साइड ZnO के निर्माण के साथ जल जाता है:

2Zn + O2 = 2ZnO।

जिंक ऑक्साइड दोनों अम्ल विलयनों के साथ अभिक्रिया करता है:

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

और क्षार:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O,

साधारण शुद्धता का जिंक अम्ल विलयनों के साथ सक्रिय रूप से अभिक्रिया करता है:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

Zn + H2SO4(dil.) = ZnSO4 + H2

और क्षार समाधान:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,

हाइड्रोक्सो-जिंकेट्स का निर्माण। बहुत शुद्ध जस्ता अम्ल और क्षार के समाधान के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है। कॉपर सल्फेट CuSO4 के घोल की कुछ बूंदों को मिलाने से बातचीत शुरू होती है।

गर्म होने पर, जिंक हैलोजन के साथ प्रतिक्रिया करके ZnHal2 हैलाइड बनाता है। फास्फोरस के साथ जिंक फास्फाइड Zn3P2 और ZnP2 बनाता है। सल्फर और इसके एनालॉग्स के साथ - सेलेनियम और टेल्यूरियम - विभिन्न चाकोजेनाइड्स, ZnS, ZnSe, ZnSe2 और ZnTe।

जिंक हाइड्रोजन, नाइट्रोजन, कार्बन, सिलिकॉन और बोरॉन के साथ सीधे प्रतिक्रिया नहीं करता है। 550-600°C पर अमोनिया के साथ जिंक की अभिक्रिया से नाइट्राइड Zn3N2 प्राप्त होता है।

जलीय घोलों में, जिंक आयन Zn2+ एक्वाकॉम्प्लेक्स 2+ और 2+ बनाते हैं।

शुद्ध धातु जस्ता का उपयोग भूमिगत लीचिंग (सोना, चांदी) द्वारा खनन की गई कीमती धातुओं को पुनर्प्राप्त करने के लिए किया जाता है। इसके अलावा, जस्ता-चांदी-सोना इंटरमेटेलिक यौगिकों (तथाकथित "सिल्वर फोम") के रूप में कच्चे सीसा से चांदी, सोना (और अन्य धातु) निकालने के लिए जस्ता का उपयोग किया जाता है, जिसे बाद में पारंपरिक शोधन विधियों द्वारा संसाधित किया जाता है।

इसका उपयोग स्टील को जंग से बचाने के लिए किया जाता है (सतहों की जस्ता कोटिंग यांत्रिक तनाव के अधीन नहीं है, या धातुकरण - पुलों, टैंकों, धातु संरचनाओं के लिए)। रासायनिक वर्तमान स्रोतों, यानी बैटरी और संचायक में नकारात्मक इलेक्ट्रोड सामग्री के रूप में भी उपयोग किया जाता है, जैसे: मैंगनीज-जिंक सेल, सिल्वर-जिंक बैटरी dm³, कम प्रतिरोध और भारी निर्वहन धाराएं, पारा-जस्ता तत्व (EMF 1.35 V, 135 W h / किग्रा) , 550-650 W h / dm³), डाइऑक्साइसल्फेट-पारा तत्व, आयोडेट-जिंक तत्व, कॉपर ऑक्साइड गैल्वेनिक सेल (EMF 0.7-1.6 वोल्ट, 84-127 Wh/kg, 410-570 Wh/dm³), क्रोमियम-जिंक सेल , जिंक-सिल्वर क्लोराइड सेल, निकल-जिंक बैटरी (EMF 1, 82 वोल्ट, 95-118 Wh/kg, 230-295 Wh/dm³), लेड-जिंक सेल, जिंक-क्लोरीन बैटरी, जिंक-ब्रोमाइन बैटरी, आदि। ) जिंक-एयर बैटरियों में जिंक की भूमिका बहुत महत्वपूर्ण है, हाल के वर्षों में उन्हें जिंक-एयर सिस्टम के आधार पर गहन रूप से विकसित किया गया है - कंप्यूटर (लैपटॉप) के लिए बैटरी और इस क्षेत्र में महत्वपूर्ण सफलता हासिल की गई है (लिथियम से बड़ी) बैटरी, क्षमता और संसाधन, लागत से 3 गुना कम), यह प्रणाली इंजन शुरू करने के लिए भी बहुत आशाजनक है (लीड बैटरी - 55 डब्ल्यू एच / किग्रा, जिंक-एयर - 220-300 डब्ल्यू एच / किग्रा) और इलेक्ट्रिक वाहनों के लिए ( 900 किमी तक का माइलेज)। कई टांकना मिश्र धातुओं में उनके गलनांक को कम करने के लिए उपयोग किया जाता है। जस्ता पीतल का एक महत्वपूर्ण घटक है। जिंक ऑक्साइड व्यापक रूप से एक एंटीसेप्टिक और विरोधी भड़काऊ एजेंट के रूप में दवा में उपयोग किया जाता है। इसके अलावा, जिंक ऑक्साइड का उपयोग पेंट के उत्पादन के लिए किया जाता है - जिंक व्हाइट।

जिंक क्लोराइड टांका लगाने वाली धातुओं और फाइबर उत्पादन में एक घटक के लिए एक महत्वपूर्ण प्रवाह है।

टेलुराइड, सेलेनाइड, फॉस्फाइड, जिंक सल्फाइड व्यापक रूप से अर्धचालक हैं।

जिंक सेलेनाइड का उपयोग मध्य-अवरक्त श्रेणी में बहुत कम अवशोषण वाले ऑप्टिकल ग्लास बनाने के लिए किया जाता है, जैसे कार्बन डाइऑक्साइड लेज़रों में।

बुध

पारा दूसरे समूह के द्वितीयक उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 80 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की छठी अवधि। इसे प्रतीक एचजी (लैट। हाइड्रार्जिरम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ पारा (सीएएस संख्या: 7439-97-6) एक संक्रमण धातु है, कमरे के तापमान पर यह एक भारी, चांदी-सफेद, विशेष रूप से अस्थिर तरल है, जिसके वाष्प बेहद जहरीले होते हैं। पारा दो रासायनिक तत्वों (और एकमात्र धातु) में से एक है, जिसके साधारण पदार्थ सामान्य परिस्थितियों में एकत्रीकरण की तरल अवस्था में होते हैं (दूसरा तत्व ब्रोमीन है)। प्रकृति में, यह देशी रूप में पाया जाता है और कई खनिजों का निर्माण करता है। सबसे अधिक बार, पारा अपने सबसे सामान्य खनिज - सिनेबार से कम करके प्राप्त किया जाता है। इसका उपयोग माप उपकरणों, वैक्यूम पंपों, प्रकाश स्रोतों और विज्ञान और प्रौद्योगिकी के अन्य क्षेत्रों के निर्माण के लिए किया जाता है।

पारा एकमात्र ऐसी धातु है जो कमरे के तापमान पर तरल होती है। इसमें एक हीरे के गुण हैं। कई धातुओं के साथ तरल मिश्र धातु - अमलगम्स। केवल लोहा, मैंगनीज और निकल का मिश्रण नहीं होता है।

बुध एक निष्क्रिय धातु है।

जब 300 °C तक गर्म किया जाता है, तो पारा ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करता है: 2Hg + O2 → 2HgO लाल पारा (II) ऑक्साइड बनता है। यह प्रतिक्रिया प्रतिवर्ती है: जब 340 डिग्री सेल्सियस से ऊपर गरम किया जाता है, तो ऑक्साइड सरल पदार्थों में विघटित हो जाता है। पारा ऑक्साइड की अपघटन प्रतिक्रिया ऐतिहासिक रूप से ऑक्सीजन का उत्पादन करने के पहले तरीकों में से एक है।

जब पारा को सल्फर के साथ गर्म किया जाता है, तो पारा (II) सल्फाइड बनता है।

पारा एसिड के घोल में नहीं घुलता है जिसमें ऑक्सीकरण गुण नहीं होते हैं, लेकिन एक्वा रेजिया और नाइट्रिक एसिड में घुल जाता है, जिससे द्विसंयोजक पारा लवण बनता है। जब ठंड में अतिरिक्त पारा नाइट्रिक एसिड में घुल जाता है, तो Hg2(NO3)2 नाइट्रेट बनता है।

समूह IIB के तत्वों में से, यह पारा है जिसमें एक बहुत ही स्थिर 6d10 - इलेक्ट्रॉन शेल को नष्ट करने की संभावना है, जिससे पारा यौगिकों (+4) के अस्तित्व की संभावना होती है। तो, पानी के साथ थोड़ा घुलनशील Hg2F2 और HgF2 विघटित होने के अलावा, पारा परमाणुओं की बातचीत और 4K के तापमान पर नियॉन और फ्लोरीन के मिश्रण से प्राप्त HgF4 भी होता है।

पारा का उपयोग थर्मामीटर के निर्माण में किया जाता है, पारा वाष्प पारा-क्वार्ट्ज और फ्लोरोसेंट लैंप से भरा होता है। पारा संपर्क स्थिति सेंसर के रूप में कार्य करते हैं। इसके अलावा, धातु पारा का उपयोग कई महत्वपूर्ण मिश्र धातुओं को प्राप्त करने के लिए किया जाता है।

पहले, विभिन्न धातु मिश्रण, विशेष रूप से सोने और चांदी के मिश्रण, गहनों में, दर्पण और दंत भरने के उत्पादन में व्यापक रूप से उपयोग किए जाते थे। इंजीनियरिंग में, पारा का व्यापक रूप से बैरोमीटर और मैनोमीटर के लिए उपयोग किया जाता था। पारा यौगिकों का उपयोग एक एंटीसेप्टिक (उच्च बनाने की क्रिया), एक रेचक (कैलोमेल), टोपी उत्पादन, आदि के रूप में किया जाता था, लेकिन इसकी उच्च विषाक्तता के कारण, 20 वीं शताब्दी के अंत तक, उन्हें व्यावहारिक रूप से इन क्षेत्रों (समामेलन के प्रतिस्थापन) से बाहर कर दिया गया था। धातुओं के छिड़काव और इलेक्ट्रोडेशन द्वारा, दंत चिकित्सा में पॉलिमरिक फिलिंग)।

थैलियम के साथ पारा का एक मिश्र धातु निम्न तापमान थर्मामीटर के लिए प्रयोग किया जाता है।

संदर्भ वोल्टेज स्रोतों (वेस्टन तत्व) में कुछ रासायनिक वर्तमान स्रोतों (उदाहरण के लिए, पारा-जस्ता-प्रकार आरटी) में, धातु पारा कई सक्रिय धातुओं, क्लोरीन और क्षार के इलेक्ट्रोलाइटिक उत्पादन के लिए कैथोड के रूप में कार्य करता है। पारा-जस्ता तत्व (ईएमएफ 1.35 वोल्ट) में मात्रा और द्रव्यमान (130 डब्ल्यू/एच/किग्रा, 550 डब्ल्यू/एच/डीएम) के मामले में बहुत अधिक ऊर्जा होती है।

पारा का उपयोग द्वितीयक एल्यूमीनियम और सोने के खनन के पुनर्चक्रण के लिए किया जाता है (देखें अमलगम धातु विज्ञान)।

पारा को कभी-कभी भारी भारित हाइड्रोडायनामिक बियरिंग्स में काम करने वाले तरल पदार्थ के रूप में भी प्रयोग किया जाता है।

पारा का उपयोग पनडुब्बियों में गिट्टी के रूप में और कुछ वाहनों के रोल और ट्रिम को विनियमित करने के लिए किया जाता है। यह आयन इंजनों में अत्यधिक कुशल कार्यशील द्रव के रूप में सीज़ियम के साथ मिश्र धातुओं में पारा का उपयोग करने का वादा कर रहा है।

समुद्र के पानी में जहाजों के पतवारों को खराब होने से बचाने के लिए कुछ बायोसाइडल पेंट्स में पारा एक घटक है।

पारा-203 (T1/2 = 53 सेकंड) का उपयोग रेडियोफार्मास्यूटिक्स में किया जाता है।

पारा लवण का भी उपयोग किया जाता है:

मरकरी आयोडाइड का उपयोग अर्धचालक विकिरण संसूचक के रूप में किया जाता है।

मर्करी फुलमिनेट ("विस्फोटक पारा") लंबे समय से एक दीक्षा विस्फोटक (डेटोनेटर) के रूप में इस्तेमाल किया गया है।

मरकरी ब्रोमाइड का उपयोग पानी के थर्मोकेमिकल अपघटन में हाइड्रोजन और ऑक्सीजन (परमाणु हाइड्रोजन ऊर्जा) में किया जाता है।

कुछ पारा यौगिकों का उपयोग दवाओं के रूप में किया जाता है (उदाहरण के लिए, टीकों के संरक्षण के लिए मेरथिओलेट), लेकिन मुख्य रूप से विषाक्तता के कारण, पारा को दवा से बाहर कर दिया गया था (उदात्त, पारा ऑक्सीसायनाइड - एंटीसेप्टिक्स, कैलोमेल - रेचक, आदि)। 20 वीं सदी के अंत।

अल्युमीनियम

एल्युमिनियम डी। आई। मेंडेलीव, परमाणु संख्या 13 के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की तीसरी अवधि के तीसरे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है। इसे प्रतीक अल (लैट। एल्युमिनियम) द्वारा नामित किया गया है। प्रकाश धातुओं के समूह के अंतर्गत आता है। पृथ्वी की पपड़ी में सबसे आम धातु और तीसरा सबसे आम (ऑक्सीजन और सिलिकॉन के बाद) रासायनिक तत्व।

एक साधारण पदार्थ एल्यूमीनियम (सीएएस संख्या: 7429-90-5) चांदी-सफेद रंग की एक हल्की, गैर-चुंबकीय धातु है, जिसे आसानी से ढाला, कास्ट, मशीनीकृत किया जाता है। एल्यूमीनियम में एक उच्च तापीय और विद्युत चालकता है, मजबूत ऑक्साइड फिल्मों के तेजी से गठन के कारण जंग का प्रतिरोध है जो सतह को आगे की बातचीत से बचाते हैं।

कुछ जैविक अध्ययनों के अनुसार, मानव शरीर में एल्युमीनियम का सेवन अल्जाइमर रोग के विकास का एक कारक माना जाता था, लेकिन बाद में इन अध्ययनों की आलोचना की गई और एक के दूसरे के साथ संबंध के निष्कर्ष का खंडन किया गया।

चांदी-सफेद धातु, प्रकाश, घनत्व 2.7 ग्राम / सेमी³, तकनीकी ग्रेड 658 डिग्री सेल्सियस के लिए पिघलने बिंदु, उच्च शुद्धता एल्यूमीनियम 660 डिग्री सेल्सियस, उबलते बिंदु 2500 डिग्री सेल्सियस, कास्ट 10-12 किलो / मिमी² की तन्य शक्ति, विकृत 18 -25 किग्रा/मिमी2, मिश्र धातु 38-42 किग्रा/मिमी2।

ब्रिनेल कठोरता 24-32 किग्रा / मिमी², उच्च प्लास्टिसिटी: तकनीकी 35%, शुद्ध 50%, एक पतली शीट और यहां तक ​​​​कि पन्नी में लुढ़का।

एल्यूमीनियम में उच्च विद्युत और तापीय चालकता होती है, तांबे की विद्युत चालकता का 65%, उच्च प्रकाश परावर्तन होता है।

एल्युमीनियम लगभग सभी धातुओं के साथ मिश्रधातु बनाता है।

सामान्य परिस्थितियों में, एल्यूमीनियम एक पतली और मजबूत ऑक्साइड फिल्म के साथ कवर किया जाता है और इसलिए शास्त्रीय ऑक्सीकरण एजेंटों के साथ प्रतिक्रिया नहीं करता है: एच 2 ओ (टी डिग्री) के साथ; ओ 2, एचएनओ 3 (बिना गर्म किए)। इसके कारण, एल्यूमीनियम व्यावहारिक रूप से जंग के अधीन नहीं है और इसलिए आधुनिक उद्योग द्वारा व्यापक रूप से मांग की जाती है। हालांकि, जब ऑक्साइड फिल्म नष्ट हो जाती है (उदाहरण के लिए, अमोनियम लवण NH4 + के घोल के संपर्क में आने पर, गर्म क्षार, या समामेलन के परिणामस्वरूप), एल्यूमीनियम एक सक्रिय कम करने वाली धातु के रूप में कार्य करता है।

सरल पदार्थों के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करता है:

ऑक्सीजन के साथ:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

हलोजन के साथ:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

गर्म करने पर अन्य अधातुओं के साथ अभिक्रिया करता है:

सल्फर के साथ, एल्यूमीनियम सल्फाइड बनाने:

2Al + 3S = Al2S3

एल्यूमीनियम नाइट्राइड बनाने के लिए नाइट्रोजन के साथ:

कार्बन के साथ, एल्यूमीनियम कार्बाइड बनाने:

4Al + 3С = Al4С3

एल्यूमीनियम सल्फाइड और एल्यूमीनियम कार्बाइड पूरी तरह से हाइड्रोलाइज्ड हैं:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4

जटिल पदार्थों के साथ:

पानी के साथ (सुरक्षात्मक ऑक्साइड फिल्म को हटाने के बाद, उदाहरण के लिए, समामेलन या गर्म क्षार समाधान द्वारा):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

क्षार के साथ (टेट्राहाइड्रोक्सालुमिनेट्स और अन्य एल्यूमिनेट्स के निर्माण के साथ):

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2

2(NaOH H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2

हाइड्रोक्लोरिक और तनु सल्फ्यूरिक एसिड में आसानी से घुलनशील:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2SO4(razb) = Al2(SO4)3 + 3H2

गर्म होने पर, यह एसिड में घुल जाता है - ऑक्सीकरण एजेंट जो घुलनशील एल्यूमीनियम लवण बनाते हैं:

2Al + 6H2SO4(conc) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

अल + 6HNO3(conc) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

धातुओं को उनके ऑक्साइड (एल्यूमिनोथर्मी) से पुनर्स्थापित करता है:

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

व्यापक रूप से एक संरचनात्मक सामग्री के रूप में उपयोग किया जाता है। इस क्षमता में एल्यूमीनियम के मुख्य लाभ हैं हल्कापन, मुद्रांकन के लिए लचीलापन, संक्षारण प्रतिरोध (हवा में, एल्यूमीनियम तुरंत एक मजबूत Al2O3 फिल्म के साथ कवर किया जाता है, जो इसके आगे ऑक्सीकरण को रोकता है), उच्च तापीय चालकता, इसके यौगिकों की गैर-विषाक्तता। विशेष रूप से, इन गुणों ने एल्यूमीनियम को कुकवेयर के निर्माण, खाद्य उद्योग में एल्यूमीनियम पन्नी और पैकेजिंग के लिए बेहद लोकप्रिय बना दिया है।

संरचनात्मक सामग्री के रूप में एल्यूमीनियम का मुख्य नुकसान इसकी कम ताकत है, इसलिए इसे आमतौर पर तांबे और मैग्नीशियम की एक छोटी मात्रा के साथ मिश्रित किया जाता है (मिश्र धातु को ड्यूरलुमिन कहा जाता है)।

एल्यूमीनियम की विद्युत चालकता तांबे की तुलना में केवल 1.7 गुना कम है, जबकि एल्यूमीनियम लगभग 2 गुना सस्ता है। इसलिए, यह इलेक्ट्रिकल इंजीनियरिंग में तारों के निर्माण, उनके परिरक्षण और यहां तक ​​कि चिप्स में कंडक्टर के निर्माण के लिए माइक्रोइलेक्ट्रॉनिक में भी व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। तांबे (63 1/ओम) की तुलना में एल्यूमीनियम (37 1/ओम) की कम विद्युत चालकता की भरपाई एल्यूमीनियम कंडक्टरों के क्रॉस सेक्शन में वृद्धि से होती है। विद्युत सामग्री के रूप में एल्यूमीनियम का नुकसान एक मजबूत ऑक्साइड फिल्म है जो सोल्डरिंग को मुश्किल बनाती है।

गुणों के परिसर के कारण, इसका व्यापक रूप से थर्मल उपकरण में उपयोग किया जाता है।

एल्युमीनियम और इसके मिश्र धातु अति-निम्न तापमान पर ताकत बनाए रखते हैं। इस वजह से, क्रायोजेनिक तकनीक में इसका व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है।

कम लागत और जमा करने में आसानी के साथ संयुक्त उच्च परावर्तन एल्यूमीनियम को दर्पण बनाने के लिए एक आदर्श सामग्री बनाता है।

गैस बनाने वाले एजेंट के रूप में निर्माण सामग्री के उत्पादन में।

एल्युमिनाइजिंग स्टील और अन्य मिश्र धातुओं जैसे पिस्टन इंजन वाल्व, टरबाइन ब्लेड, तेल प्लेटफॉर्म, हीट एक्सचेंज उपकरण को जंग और स्केल प्रतिरोध देता है, और गैल्वनाइजिंग की जगह भी लेता है।

एल्युमिनियम सल्फाइड का उपयोग हाइड्रोजन सल्फाइड के उत्पादन के लिए किया जाता है।

फोमयुक्त एल्यूमीनियम को विशेष रूप से मजबूत और हल्के पदार्थ के रूप में विकसित करने के लिए अनुसंधान चल रहा है।

जब एल्युमीनियम बहुत महंगा होता था तो उससे तरह-तरह के गहने बनाए जाते थे। उनके लिए फैशन तुरंत पारित हो गया जब इसके उत्पादन के लिए नई प्रौद्योगिकियां दिखाई दीं, जिससे लागत कई गुना कम हो गई। अब कभी-कभी अल्युमीनियम का उपयोग गहनों के निर्माण में किया जाता है।

अन्य धातु

प्रमुख

लीड चौथे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 82 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की छठी अवधि। इसे प्रतीक पीबी (लैट। प्लंबम) द्वारा नामित किया गया है। साधारण पदार्थ सीसा (CAS संख्या: 7439-92-1) एक निंदनीय, अपेक्षाकृत कम पिघलने वाली ग्रे धातु है।

लेड में 0°C पर 35.1 W/(m K) की अपेक्षाकृत कम तापीय चालकता होती है। धातु नरम और चाकू से काटने में आसान होती है। सतह पर, यह आमतौर पर आक्साइड की अधिक या कम मोटी फिल्म के साथ कवर किया जाता है; जब कट जाता है, तो एक चमकदार सतह खुल जाती है, जो हवा में समय के साथ फीकी पड़ जाती है।

गलनांक: 327.4 °C

क्वथनांक: 1740 डिग्री सेल्सियस

लेड नाइट्रेट का उपयोग शक्तिशाली मिश्रित विस्फोटक बनाने के लिए किया जाता है। लेड एजाइड का उपयोग सबसे व्यापक रूप से इस्तेमाल किए जाने वाले डेटोनेटर (विस्फोटक शुरू करने वाले) के रूप में किया जाता है। लीड परक्लोरेट का उपयोग भारी तरल (घनत्व 2.6 ग्राम / सेमी³) तैयार करने के लिए किया जाता है जिसका उपयोग अयस्कों के प्लवनशीलता लाभकारी में किया जाता है, इसे कभी-कभी शक्तिशाली मिश्रित विस्फोटकों में ऑक्सीकरण एजेंट के रूप में उपयोग किया जाता है। अकेले लेड फ्लोराइड, साथ ही बिस्मथ, कॉपर, सिल्वर फ्लोराइड के साथ, रासायनिक वर्तमान स्रोतों में कैथोड सामग्री के रूप में उपयोग किया जाता है। लिथियम बैटरी में कैथोड सामग्री के रूप में लेड बिस्मथ, लेड सल्फाइड PbS, लेड आयोडाइड का उपयोग किया जाता है। बैकअप वर्तमान स्रोतों में कैथोड सामग्री के रूप में लेड क्लोराइड PbCl2। लेड टेलुराइड PbTe व्यापक रूप से थर्मोइलेक्ट्रिक सामग्री (350 μV / K के साथ थर्मो-ईएमएफ) के रूप में उपयोग किया जाता है, थर्मोइलेक्ट्रिक जनरेटर और थर्मोइलेक्ट्रिक रेफ्रिजरेटर के उत्पादन में सबसे व्यापक रूप से उपयोग की जाने वाली सामग्री है। लेड डाइऑक्साइड PbO2 व्यापक रूप से न केवल एक लेड बैटरी में उपयोग किया जाता है, बल्कि इसके आधार पर कई बैकअप रासायनिक वर्तमान स्रोत भी उत्पन्न होते हैं, उदाहरण के लिए, एक लेड-क्लोरीन तत्व, एक लेड-फ्लोरीन तत्व, आदि।

सफेद लेड, मूल कार्बोनेट Pb (OH) 2 PbCO3, घने सफेद पाउडर, कार्बन डाइऑक्साइड और एसिटिक एसिड की क्रिया के तहत हवा में लेड से प्राप्त किया जाता है। हाइड्रोजन सल्फाइड H2S की क्रिया द्वारा उनके अपघटन के कारण रंग वर्णक के रूप में सफेद लेड का उपयोग अब उतना सामान्य नहीं है जितना पहले हुआ करता था। सीमेंट और लेड-कार्बोनेट पेपर की तकनीक में पोटीन के उत्पादन के लिए लेड व्हाइट का भी उपयोग किया जाता है।

लेड आर्सेनेट और आर्सेनाइट का उपयोग कृषि कीटों (जिप्सी मोथ और कॉटन वीविल) के विनाश के लिए कीटनाशकों की तकनीक में किया जाता है। लेड बोरेट Pb(BO2)2 H2O, एक अघुलनशील सफेद पाउडर, का उपयोग पेंटिंग और वार्निश को सुखाने के लिए किया जाता है, और अन्य धातुओं के साथ, कांच और चीनी मिट्टी के बरतन पर कोटिंग के रूप में। लेड क्लोराइड PbCl2, सफेद क्रिस्टलीय पाउडर, गर्म पानी में घुलनशील, अन्य क्लोराइड के घोल और विशेष रूप से अमोनियम क्लोराइड NH4Cl। इसका उपयोग ट्यूमर के उपचार में मलहम की तैयारी के लिए किया जाता है।

लेड क्रोमेट PbCrO4, जिसे क्रोम येलो के रूप में जाना जाता है, पोर्सिलेन और वस्त्रों की रंगाई के लिए पेंट की तैयारी के लिए एक महत्वपूर्ण वर्णक है। उद्योग में, क्रोमेट का उपयोग मुख्य रूप से पीले रंग के पिगमेंट के उत्पादन में किया जाता है। लेड नाइट्रेट Pb(NO3)2 एक सफेद क्रिस्टलीय पदार्थ है, जो पानी में अत्यधिक घुलनशील है। यह सीमित उपयोग का बंधन है। उद्योग में, इसका उपयोग मंगनी, कपड़ा रंगाई और भराई, एंटलर रंगाई और उत्कीर्णन में किया जाता है। लेड सल्फेट Pb(SO4)2, एक पानी में अघुलनशील सफेद पाउडर है, जिसका उपयोग बैटरी, लिथोग्राफी और मुद्रित कपड़े प्रौद्योगिकी में वर्णक के रूप में किया जाता है।

लेड सल्फाइड पीबीएस, एक काला, पानी में अघुलनशील पाउडर, मिट्टी के बर्तनों की फायरिंग में और लेड आयनों का पता लगाने के लिए उपयोग किया जाता है।

चूंकि सीसा γ-विकिरण का एक अच्छा अवशोषक है, इसलिए इसका उपयोग एक्स-रे मशीनों और परमाणु रिएक्टरों में विकिरण परिरक्षण के लिए किया जाता है। इसके अलावा, उन्नत फास्ट न्यूट्रॉन परमाणु रिएक्टरों की परियोजनाओं में सीसा को शीतलक के रूप में माना जाता है।

लीड मिश्र धातुओं का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। पेवर (टिन-लेड मिश्र धातु), जिसमें 85-90% एसएन और 15-10% पीबी होता है, मोल्ड करने योग्य, सस्ता और घरेलू बर्तनों के निर्माण में उपयोग किया जाता है। इलेक्ट्रिकल इंजीनियरिंग में 67% Pb और 33% Sn युक्त सोल्डर का उपयोग किया जाता है। एंटीमनी के साथ सीसा की मिश्र धातुओं का उपयोग बुलेट और टाइपोग्राफिक प्रकार के उत्पादन में किया जाता है, और सीसा, सुरमा और टिन के मिश्र धातुओं का उपयोग फिगर कास्टिंग और बियरिंग्स के लिए किया जाता है। लीड-एंटीमनी मिश्र धातुओं का उपयोग आमतौर पर केबल जैकेट और इलेक्ट्रिक बैटरी प्लेट के लिए किया जाता है। लेड यौगिकों का उपयोग रंगों, पेंट, कीटनाशकों, कांच उत्पादों के उत्पादन में और टेट्राएथिल लेड (C2H5) 4Pb (मामूली वाष्पशील तरल, छोटी सांद्रता में वाष्पों में एक मीठी फल गंध, बड़ी सांद्रता में) के रूप में गैसोलीन में एडिटिव्स के रूप में किया जाता है। एक अप्रिय गंध; Tm = 130 °C, bp = 80°С/13 mmHg; घनत्व 1.650 g/cm³; nD2v = 1.5198; पानी में अघुलनशील, कार्बनिक सॉल्वैंट्स के साथ गलत; अत्यधिक विषाक्त, आसानी से त्वचा के माध्यम से प्रवेश; एमपीसी = 0.005 mg/m³ LD50 = 12.7 mg/kg (चूहों, मौखिक)) ओकटाइन संख्या को बढ़ाने के लिए।

टिन

टिन चौथे समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व है, परमाणु संख्या 50 के साथ डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली की पांचवीं अवधि। इसे प्रतीक एसएन (अव्य। स्टैनम) द्वारा दर्शाया गया है। सामान्य परिस्थितियों में, साधारण पदार्थ टिन चांदी-सफेद रंग की एक नमनीय, निंदनीय और गलने योग्य चमकदार धातु है। टिन कई एलोट्रोपिक संशोधन करता है: 13.2 डिग्री सेल्सियस से नीचे स्थिर α-टिन (ग्रे टिन) एक घन हीरे की तरह जाली के साथ, 13.2 डिग्री सेल्सियस से ऊपर स्थिर β-टिन (सफेद टिन) एक टेट्रागोनल क्रिस्टल जाली के साथ।

टिन का उपयोग मुख्य रूप से अपने शुद्ध रूप में या अन्य धातुओं के साथ मिश्र धातुओं में एक सुरक्षित, गैर विषैले, संक्षारण प्रतिरोधी कोटिंग के रूप में किया जाता है। टिन के मुख्य औद्योगिक अनुप्रयोग खाद्य पैकेजिंग के लिए टिनप्लेट (टिनिड आयरन), इलेक्ट्रॉनिक्स के लिए सोल्डर, हाउस प्लंबिंग, बियरिंग एलॉय और टिन और इसके मिश्र धातुओं के कोटिंग्स में हैं। टिन का सबसे महत्वपूर्ण मिश्र धातु कांस्य (तांबे के साथ) है। टेबलवेयर बनाने के लिए एक अन्य प्रसिद्ध मिश्र धातु, पेवर का उपयोग किया जाता है। हाल ही में, धातु के उपयोग में रुचि का पुनरुद्धार हुआ है, क्योंकि यह भारी अलौह धातुओं में सबसे "पर्यावरण के अनुकूल" है। Nb3Sn इंटरमेटेलिक कंपाउंड पर आधारित सुपरकंडक्टिंग वायर बनाने के लिए उपयोग किया जाता है।

2006 में धातु के टिन की कीमतें औसतन $12-18/किग्रा, उच्च शुद्धता वाले टिन डाइऑक्साइड के बारे में $25/किग्रा, उच्च-शुद्धता एकल-क्रिस्टल टिन के बारे में $210/किग्रा थी।

टिन और जिरकोनियम के इंटरमेटेलिक यौगिकों में उच्च गलनांक (2000 डिग्री सेल्सियस तक) और हवा में गर्म होने पर ऑक्सीकरण का प्रतिरोध होता है और इसमें कई अनुप्रयोग होते हैं।

टिन संरचनात्मक टाइटेनियम मिश्र धातुओं के उत्पादन में सबसे महत्वपूर्ण मिश्र धातु घटक है।

टिन डाइऑक्साइड एक बहुत प्रभावी अपघर्षक है जिसका उपयोग ऑप्टिकल ग्लास की सतह को "परिष्करण" करने में किया जाता है।

टिन लवण का मिश्रण - "पीली रचना" - पहले ऊन के लिए डाई के रूप में उपयोग किया जाता था।

टिन का उपयोग रासायनिक वर्तमान स्रोतों में एनोड सामग्री के रूप में भी किया जाता है, उदाहरण के लिए: मैंगनीज-टिन तत्व, ऑक्साइड-पारा-टिन तत्व। लेड-टिन बैटरी में टिन का उपयोग आशाजनक है; इसलिए, उदाहरण के लिए, एक लीड बैटरी के साथ एक समान वोल्टेज पर, एक लीड-टिन बैटरी में 2.5 गुना अधिक क्षमता और प्रति यूनिट वॉल्यूम 5 गुना अधिक ऊर्जा घनत्व होता है, इसका आंतरिक प्रतिरोध बहुत कम होता है।

धातुई टिन गैर-विषाक्त है, जो इसे खाद्य उद्योग में उपयोग करने की अनुमति देता है। भंडारण और उपयोग की सामान्य परिस्थितियों में टिन में निहित हानिकारक अशुद्धियाँ, जिसमें 600 तक के तापमान पर पिघलना शामिल है, को कार्य क्षेत्र की हवा में GOST के अनुसार अधिकतम स्वीकार्य एकाग्रता से अधिक मात्रा में नहीं छोड़ा जाता है। लंबे समय तक (15-20 साल तक) टिन की धूल के संपर्क में रहने से फेफड़ों पर फाइब्रोजेनिक प्रभाव पड़ता है और श्रमिकों में न्यूमोकोनियोसिस हो सकता है।

धातुओं का अनुप्रयोग

निर्माण सामग्री

धातुएँ और उनकी मिश्रधातुएँ आधुनिक सभ्यता की मुख्य संरचनात्मक सामग्रियों में से एक हैं। यह मुख्य रूप से तरल पदार्थ और गैसों के लिए उनकी उच्च शक्ति, एकरूपता और अभेद्यता से निर्धारित होता है। इसके अलावा, मिश्र धातुओं के निर्माण को बदलकर, बहुत व्यापक रेंज में उनके गुणों को बदला जा सकता है।

विद्युत सामग्री

धातुओं का उपयोग बिजली (तांबा, एल्यूमीनियम) के अच्छे संवाहक के रूप में और प्रतिरोधों और विद्युत ताप तत्वों (निक्रोम, आदि) के लिए उच्च प्रतिरोध वाली सामग्री के रूप में किया जाता है।

उपकरण सामग्री

धातुओं और उनके मिश्र धातुओं का व्यापक रूप से औजारों (उनके काम करने वाले भाग) के निर्माण के लिए उपयोग किया जाता है। ये मुख्य रूप से टूल स्टील्स और हार्ड मिश्र धातु हैं। हीरा, बोरॉन नाइट्राइड और चीनी मिट्टी की चीज़ें भी उपकरण सामग्री के रूप में उपयोग की जाती हैं।

धातुकर्म

धातु विज्ञान या धातु विज्ञान सामग्री विज्ञान का एक क्षेत्र है जो धातुओं, इंटरमेटेलिक यौगिकों और मिश्र धातुओं के भौतिक और रासायनिक व्यवहार का अध्ययन करता है। धातु विज्ञान में धातुओं के बारे में मौजूदा ज्ञान का व्यावहारिक अनुप्रयोग भी शामिल है - कच्चे माल के निष्कर्षण से लेकर तैयार उत्पादों के उत्पादन तक।

धातु और ऑक्साइड के पिघलने और ठोस समाधानों की संरचना और भौतिक-रासायनिक गुणों का अध्ययन, पदार्थ की संघनित अवस्था के सिद्धांत का विकास;

थर्मोडायनामिक्स, कैनेटीक्स और धातुकर्म प्रतिक्रियाओं के तंत्र का अध्ययन;

पर्यावरणीय समस्याओं के समाधान के साथ पॉलीमेटेलिक खनिज कच्चे माल और मानव निर्मित कचरे के एकीकृत उपयोग के लिए वैज्ञानिक और तकनीकी और आर्थिक नींव का विकास;

धातुओं, मिश्र धातुओं, धातु पाउडर और मिश्रित सामग्री और कोटिंग्स के उत्पादन के लिए पाइरोमेटलर्जिकल, इलेक्ट्रोथर्मल, हाइड्रोमेटालर्जिकल और गैस-चरण प्रक्रियाओं की नींव के सिद्धांत का विकास।

लौह धातुओं में लोहा, मैंगनीज, क्रोमियम, वैनेडियम शामिल हैं। अन्य सभी रंगीन हैं। उनके भौतिक गुणों और उद्देश्य के अनुसार, अलौह धातुओं को सशर्त रूप से भारी (तांबा, सीसा, जस्ता, टिन, निकल) और प्रकाश (एल्यूमीनियम, टाइटेनियम, मैग्नीशियम) में विभाजित किया जाता है।

मुख्य तकनीकी प्रक्रियाइसे पायरोमेटैलर्जी (गलाने) और हाइड्रोमेटैलर्जी (रासायनिक विलयनों में धातुओं का निष्कर्षण) में विभाजित किया गया है। पाइरोमेटैलर्जी की एक भिन्नता प्लाज्मा धातु विज्ञान है।

प्लाज्मा धातु विज्ञान - प्लाज्मा के प्रभाव में अयस्कों से निष्कर्षण, धातुओं और मिश्र धातुओं का गलाने और प्रसंस्करण।

अयस्कों (ऑक्साइड, आदि) का प्रसंस्करण प्लाज्मा में उनके थर्मल अपघटन द्वारा किया जाता है। रिवर्स प्रतिक्रियाओं को रोकने के लिए, एक कम करने वाले एजेंट (कार्बन, हाइड्रोजन, मीथेन, आदि) का उपयोग किया जाता है, या प्लाज्मा प्रवाह का तेज शीतलन, जो थर्मोडायनामिक संतुलन का उल्लंघन करता है।

प्लाज्मा धातु विज्ञान अयस्क से धातु की प्रत्यक्ष कमी की अनुमति देता है, धातुकर्म प्रक्रियाओं को काफी तेज करता है, शुद्ध सामग्री प्राप्त करता है, और ईंधन (रिडक्टेंट) की खपत को कम करता है। प्लाज्मा धातु विज्ञान का नुकसान प्लाज्मा उत्पन्न करने के लिए उपयोग की जाने वाली बिजली की उच्च खपत है।

इतिहास

पहला सबूत है कि एक व्यक्ति धातु विज्ञान में लगा हुआ था 5-6 सहस्राब्दी ईसा पूर्व का है। इ। और सर्बिया में मजदानपेक, प्लोसनिक और अन्य साइटों (विंका संस्कृति से संबंधित 5500 ईसा पूर्व तांबे की कुल्हाड़ी सहित), बुल्गारिया (5000 ईसा पूर्व), पामेला (पुर्तगाल), स्पेन, स्टोनहेंज (यूके) में पाए गए हैं। हालांकि, जैसा कि इस तरह की लंबे समय से चली आ रही घटनाओं के मामले में होता है, उम्र हमेशा सटीक रूप से निर्धारित नहीं की जा सकती है।

प्रारंभिक काल की संस्कृति में, चांदी, तांबा, टिन और उल्कापिंड लोहा मौजूद हैं, जो सीमित धातु की अनुमति देता है। इस प्रकार, "स्वर्गीय खंजर" अत्यधिक मूल्यवान थे - मिस्र के हथियार 3000 ईसा पूर्व उल्कापिंड लोहे से बनाए गए थे। इ। लेकिन, चट्टान से तांबे और टिन की खान सीखना और कांस्य नामक मिश्र धातु प्राप्त करना, लोगों ने 3500 ईसा पूर्व में। इ। कांस्य युग में प्रवेश किया।

अयस्क से लोहा प्राप्त करना और धातु को गलाना अधिक कठिन था। माना जाता है कि इस तकनीक का आविष्कार हित्तियों ने लगभग 1200 ईसा पूर्व में किया था। ई।, जिसने लौह युग की शुरुआत को चिह्नित किया। खनन और लोहा बनाने का रहस्य पलिश्तियों की शक्ति का एक प्रमुख कारक बन गया।

लौह धातु विज्ञान के विकास के निशान कई पिछली संस्कृतियों और सभ्यताओं में पाए जा सकते हैं। इसमें मध्य पूर्व और निकट पूर्व के प्राचीन और मध्ययुगीन साम्राज्य और साम्राज्य, प्राचीन मिस्र और अनातोलिया (तुर्की), कार्थेज, प्राचीन और मध्ययुगीन यूरोप के यूनानी और रोमन, चीन, भारत, जापान आदि शामिल हैं। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि कई विधियों, उपकरणों और धातु विज्ञान प्रौद्योगिकियों का आविष्कार मूल रूप से प्राचीन चीन में किया गया था, और फिर यूरोपीय लोगों ने इस शिल्प में महारत हासिल की (ब्लास्ट फर्नेस, कच्चा लोहा, स्टील, हाइड्रोलिक हथौड़ों, आदि का आविष्कार)। हालाँकि, हाल के शोध से पता चलता है कि रोमन तकनीक पहले की तुलना में बहुत अधिक उन्नत थी, खासकर खनन और फोर्जिंग में।

खनन धातु विज्ञान

खनन धातु विज्ञान अयस्क से मूल्यवान धातुओं का निष्कर्षण और निकाले गए कच्चे माल को शुद्ध धातु में पिघलाना है। धातु ऑक्साइड या सल्फाइड को शुद्ध धातु में बदलने के लिए, अयस्क को भौतिक, रासायनिक या इलेक्ट्रोलाइटिक तरीकों से अलग किया जाना चाहिए।

धातुकर्मी तीन मुख्य घटकों के साथ काम करते हैं: कच्चा माल, सांद्र (मूल्यवान धातु ऑक्साइड या सल्फाइड) और अपशिष्ट। खनन के बाद, अयस्क के बड़े हिस्से को इस हद तक कुचला जाता है कि प्रत्येक कण या तो एक मूल्यवान सांद्रण या अपशिष्ट बन जाता है।

यदि अयस्क और पर्यावरण लीचिंग की अनुमति देते हैं तो खनन आवश्यक नहीं है। इस तरह, आप खनिज को भंग कर सकते हैं और खनिज समृद्ध समाधान प्राप्त कर सकते हैं।

अक्सर, अयस्क में कई मूल्यवान धातुएँ होती हैं। ऐसे मामले में, एक प्रक्रिया के कचरे को दूसरी प्रक्रिया के लिए फीडस्टॉक के रूप में इस्तेमाल किया जा सकता है।

मिश्र धातु

मिश्र धातु दो या दो से अधिक रासायनिक तत्वों का एक मैक्रोस्कोपिक रूप से सजातीय मिश्रण है जिसमें धातु के घटकों की प्रबलता होती है। मिश्र धातु का मुख्य या एकमात्र चरण, एक नियम के रूप में, धातु में मिश्र धातु तत्वों का एक ठोस समाधान है, जो मिश्र धातु का आधार है।

मिश्र धातुओं में धात्विक गुण होते हैं, जैसे धात्विक चमक, उच्च विद्युत और तापीय चालकता। कभी-कभी मिश्र धातु के घटक न केवल रासायनिक तत्व हो सकते हैं, बल्कि धात्विक गुणों वाले रासायनिक यौगिक भी हो सकते हैं। उदाहरण के लिए, कठोर मिश्र धातुओं के मुख्य घटक टंगस्टन या टाइटेनियम कार्बाइड हैं। मिश्र धातुओं के मैक्रोस्कोपिक गुण हमेशा उनके घटकों के गुणों से भिन्न होते हैं, और धातु मैट्रिक्स में अशुद्धता चरणों के समान वितरण के कारण मल्टीफ़ेज़ (विषम) मिश्र धातुओं की मैक्रोस्कोपिक समरूपता प्राप्त की जाती है।

मिश्र धातु आमतौर पर पिघली हुई अवस्था में घटकों को मिलाकर प्राप्त की जाती है, इसके बाद ठंडा किया जाता है। घटकों के उच्च पिघलने वाले तापमान पर, बाद के सिंटरिंग के साथ धातु के पाउडर को मिलाकर मिश्र धातुओं का उत्पादन किया जाता है (उदाहरण के लिए, कितने टंगस्टन मिश्र प्राप्त होते हैं)।

मिश्र मुख्य संरचनात्मक सामग्रियों में से एक हैं। इनमें लौह और एल्युमिनियम पर आधारित मिश्रधातुओं का सर्वाधिक महत्व है। गैर-धातुओं, जैसे कार्बन, सिलिकॉन, बोरॉन, आदि को भी कई मिश्र धातुओं की संरचना में पेश किया जा सकता है। प्रौद्योगिकी में 5 हजार से अधिक मिश्र धातुओं का उपयोग किया जाता है।

सूत्रों का कहना है

प्रकृति में होना

अधिकांश धातुएँ प्रकृति में अयस्कों और यौगिकों के रूप में मौजूद हैं। वे ऑक्साइड, सल्फाइड, कार्बोनेट और अन्य रासायनिक यौगिक बनाते हैं। शुद्ध धातुओं को प्राप्त करने और उनके आगे उपयोग के लिए, उन्हें अयस्कों से अलग करना और शुद्धिकरण करना आवश्यक है। यदि आवश्यक हो, मिश्र धातु और धातुओं का अन्य प्रसंस्करण किया जाता है। धातु विज्ञान इसका अध्ययन करता है। धातु विज्ञान लौह धातु अयस्कों (लौह पर आधारित) और अलौह अयस्कों के बीच अंतर करता है (लौह उनकी संरचना में शामिल नहीं है, केवल लगभग 70 तत्व हैं)। सोना, चांदी और प्लेटिनम भी हैं कीमती (महान) धातु. इसके अलावा, वे समुद्र के पानी, पौधों, जीवित जीवों (महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हुए) में कम मात्रा में मौजूद होते हैं।

यह ज्ञात है कि मानव शरीर 3% धातुओं से बना है। हमारी कोशिकाओं में सबसे अधिक कैल्शियम और सोडियम होता है, जो लसीका तंत्र में केंद्रित होता है। मैग्नीशियम मांसपेशियों और तंत्रिका तंत्र में जमा होता है, तांबा - यकृत में, लोहा - रक्त में।

खुदाई

धातुओं को अक्सर खनन उद्योग के माध्यम से पृथ्वी से निकाला जाता है, परिणाम - खनन अयस्क - आवश्यक तत्वों के अपेक्षाकृत समृद्ध स्रोत के रूप में कार्य करते हैं। अयस्कों के स्थान का पता लगाने के लिए, विशेष खोज विधियों का उपयोग किया जाता है, जिसमें अयस्कों की खोज और जमा की खोज शामिल है। जमा को आमतौर पर खदानों (सतह पर अयस्कों का विकास) में विभाजित किया जाता है, जिसमें भारी उपकरणों के साथ-साथ भूमिगत खानों का उपयोग करके मिट्टी निकालकर खनन किया जाता है।

खनन अयस्क से, धातुओं को एक नियम के रूप में, रासायनिक या इलेक्ट्रोलाइटिक कमी का उपयोग करके निकाला जाता है। पायरोमेटैलर्जी में, अयस्क को धात्विक कच्चे माल में परिवर्तित करने के लिए उच्च तापमान का उपयोग किया जाता है; हाइड्रोमेटैलर्जी में, जल रसायन का उपयोग उसी उद्देश्य के लिए किया जाता है। उपयोग की जाने वाली विधियाँ धातु के प्रकार और संदूषण के प्रकार पर निर्भर करती हैं।

जब एक धातु अयस्क एक धातु और एक गैर-धातु का आयनिक यौगिक होता है, तो इसे आमतौर पर गलाने के अधीन किया जाता है - शुद्ध धातु को निकालने के लिए इसे कम करने वाले एजेंट के साथ गर्म किया जाता है। कई सामान्य धातुएँ, जैसे कि लोहा, कार्बन (कोयले को जलाने से प्राप्त) को कम करने वाले एजेंट के रूप में उपयोग करके पिघलाया जाता है। कुछ धातुओं, जैसे एल्यूमीनियम और सोडियम में कोई आर्थिक रूप से व्यवहार्य कम करने वाला एजेंट नहीं होता है और इलेक्ट्रोलिसिस का उपयोग करके पुनर्प्राप्त किया जाता है।

मोह पैमाने पर कुछ धातुओं की कठोरता:

कठोरता	धातु
0.2	सीज़ियम
0.3	रूबिडीयाम
0.4	पोटैशियम
0.5	सोडियम
0.6	लिथियम
1.2	ईण्डीयुम
1.2	थालियम
1.25	बेरियम
1.5	स्ट्रोंटियम
1.5	गैलियम
1.5	टिन
1.5	प्रमुख
1.5
1.75	कैल्शियम
2.0	कैडमियम
2.25	विस्मुट
2.5	मैगनीशियम
2.5	जस्ता
2.5	लेण्टेनियुम
2.5	चांदी
2.5	सोना
2.59	yttrium
2.75	अल्युमीनियम
3.0	तांबा
3.0	सुरमा
3.0	थोरियम
3.17	स्कैंडियम
3.5	प्लैटिनम
3.75	कोबाल्ट
3.75	दुर्ग
3.75	zirconium
4.0	लोहा
4.0	निकल
4.0	हेफ़नियम
4.0	मैंगनीज
4.5	वैनेडियम
4.5	मोलिब्डेनम
4.5	रोडियाम
4.5	टाइटेनियम
4.75	नाइओबियम
5.0	इरिडियम
5.0	दयाता
5.0	टैंटलम
5.0	टेक्नेटियम
5.0	क्रोमियम
5.5	फीरोज़ा
5.5	आज़मियम
5.5	रेनीयाम
6.0	टंगस्टन
6.0	β-यूरेनियम

इलेक्ट्रॉनों की आसान वापसी के कारण, धातुओं का ऑक्सीकरण संभव है, जिससे जंग और गुणों का और क्षरण हो सकता है। ऑक्सीकरण करने की क्षमता को धातुओं की गतिविधि की मानक श्रृंखला द्वारा पहचाना जा सकता है। यह तथ्य अन्य तत्वों (मिश्र धातु, जिनमें से सबसे महत्वपूर्ण स्टील है), उनके मिश्र धातु और विभिन्न कोटिंग्स के उपयोग के संयोजन में धातुओं का उपयोग करने की आवश्यकता की पुष्टि करता है।

धातुओं के इलेक्ट्रॉनिक गुणों के अधिक सही विवरण के लिए, क्वांटम यांत्रिकी का उपयोग करना आवश्यक है। पर्याप्त समरूपता वाले सभी ठोस पदार्थों में, अलग-अलग परमाणुओं के इलेक्ट्रॉनों के ऊर्जा स्तर ओवरलैप होते हैं और अनुमत बैंड बनाते हैं, और वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा गठित बैंड को वैलेंस बैंड कहा जाता है। धातुओं में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का कमजोर बंधन इस तथ्य की ओर जाता है कि धातुओं में वैलेंस बैंड बहुत चौड़ा हो जाता है, और सभी वैलेंस इलेक्ट्रॉन इसे पूरी तरह से भरने के लिए पर्याप्त नहीं होते हैं।

ऐसे आंशिक रूप से भरे हुए क्षेत्र की मूलभूत विशेषता यह है कि न्यूनतम लागू वोल्टेज पर भी, नमूने में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों की पुनर्व्यवस्था शुरू हो जाती है, यानी विद्युत प्रवाह।

इलेक्ट्रॉनों की समान उच्च गतिशीलता उच्च तापीय चालकता की ओर ले जाती है, साथ ही विद्युत चुम्बकीय विकिरण को प्रतिबिंबित करने की क्षमता (जो धातुओं को एक विशिष्ट चमक देती है)।

कुछ धातु

1. फेफड़े:
2. अन्य:

धातुओं का अनुप्रयोग

निर्माण सामग्री

उपकरण सामग्री

धातुओं के बारे में विचारों के विकास का इतिहास

धातुओं के साथ मनुष्य का परिचय सोने, चांदी और तांबे से शुरू हुआ, यानी पृथ्वी की सतह पर मुक्त अवस्था में पाई जाने वाली धातुओं से; बाद में, वे धातुओं से जुड़ गए जो प्रकृति में व्यापक रूप से वितरित होते हैं और आसानी से उनके यौगिकों से अलग हो जाते हैं: टिन, सीसा और लोहा। ये सात धातुएं प्राचीन काल में मानव जाति से परिचित थीं। प्राचीन मिस्र की कलाकृतियों में सोने और तांबे की वस्तुएं हैं, जो कुछ स्रोतों के अनुसार, ईसा पूर्व से 3000-4000 साल बाद हटाए गए युग से संबंधित हैं। इ।

जस्ता, बिस्मथ, सुरमा को केवल मध्य युग में सात ज्ञात धातुओं में जोड़ा गया था, और जल्दी XVIIIशताब्दी आर्सेनिक। 18वीं शताब्दी के मध्य से, खोजी गई धातुओं की संख्या तेजी से बढ़ रही है और 20वीं सदी की शुरुआत तक 65 और 21वीं सदी की शुरुआत तक 96 तक पहुंच गई है।

किसी भी रासायनिक उद्योग ने रासायनिक ज्ञान के विकास में इतना योगदान नहीं दिया है जितना कि धातुओं के उत्पादन और प्रसंस्करण से जुड़ी प्रक्रियाओं ने; रसायन विज्ञान के इतिहास में सबसे महत्वपूर्ण क्षण उनके इतिहास से जुड़े हुए हैं। धातुओं के गुण इतने विशिष्ट हैं कि पहले से ही प्राचीन काल में सोना, चांदी, तांबा, सीसा, टिन, लोहा और पारा सजातीय पदार्थों के एक प्राकृतिक समूह का गठन करते थे, और "धातु" की अवधारणा सबसे प्राचीन रासायनिक अवधारणाओं से संबंधित है। हालाँकि, कमोबेश निश्चित रूप में उनकी प्रकृति पर विचार केवल मध्य युग में कीमियागरों के बीच दिखाई देते हैं। सच है, प्रकृति के बारे में अरस्तू के विचार: चार तत्वों (अग्नि, पृथ्वी, जल और वायु) से मौजूद हर चीज का निर्माण पहले से ही धातुओं की जटिलता का संकेत देता है; लेकिन ये विचार बहुत अस्पष्ट और अमूर्त थे। कीमियागरों के लिए, धातुओं की जटिलता की अवधारणा और, इसके परिणामस्वरूप, एक धातु को दूसरे में बदलने की क्षमता में विश्वास, उन्हें कृत्रिम रूप से बनाने के लिए, उनके विश्वदृष्टि की मुख्य अवधारणा है। यह अवधारणा उस समय तक संचित धातुओं के रासायनिक परिवर्तनों से संबंधित तथ्यों के द्रव्यमान से एक प्राकृतिक निष्कर्ष है। वास्तव में, एक धातु का ऑक्साइड में परिवर्तन जो हवा में साधारण कैल्सीनेशन और ऑक्साइड से धातु के विपरीत उत्पादन से पूरी तरह से अलग है, कुछ धातुओं को दूसरों से अलग करना, मूल रूप से ली गई अन्य गुणों के साथ मिश्र धातुओं का निर्माण धातु, और इसी तरह - यह सब उनकी प्रकृति की जटिलता का संकेत दे रहा था।

जहां तक ​​धातुओं के सोने में वास्तविक परिवर्तन का संबंध है, इसकी संभावना में विश्वास कई दृश्यमान तथ्यों पर आधारित था। सबसे पहले, कीमियागरों की नज़र में सोने के रंग के समान मिश्र धातुओं का बनना, उदाहरण के लिए, तांबे और जस्ता से, पहले से ही सोने में उनका परिवर्तन था। उन्हें ऐसा लग रहा था कि केवल रंग बदलने की जरूरत है, और धातु के गुण भी अलग हो जाएंगे। विशेष रूप से, बुरी तरह से किए गए प्रयोगों ने इस विश्वास में बहुत योगदान दिया, जब इस सोने के मिश्रण वाले पदार्थों को आधार धातु को सोने में बदलने के लिए लिया गया था। उदाहरण के लिए, पहले से ही 18वीं शताब्दी के अंत में, एक कोपेनहेगन फार्मासिस्ट ने आश्वासन दिया कि रासायनिक रूप से शुद्ध चांदी, आर्सेनिक के साथ मिश्रित होने पर, आंशिक रूप से सोने में बदल जाती है। इस तथ्य की पुष्टि प्रसिद्ध रसायनज्ञ गिटोन डी मोरवो ने की और बहुत शोर मचाया। इसके तुरंत बाद यह दिखाया गया कि प्रयोग के लिए इस्तेमाल किए गए आर्सेनिक में सोने के साथ चांदी के निशान थे।

चूंकि ज्ञात सात धातुओं में से कुछ को रासायनिक परिवर्तनों से गुजरना आसान था, अन्य अधिक कठिन थे, कीमियागरों ने उन्हें महान - परिपूर्ण, और आग्नेय - अपूर्ण में विभाजित किया। पहले में सोना और चांदी, दूसरे में तांबा, टिन, सीसा, लोहा और पारा शामिल थे। उत्तरार्द्ध, महान धातुओं के गुणों के साथ, लेकिन एक ही समय में सभी धातुओं से इसकी तरल अवस्था और अस्थिरता में तेजी से भिन्न, तत्कालीन वैज्ञानिकों पर अत्यधिक कब्जा कर लिया, और कुछ ने इसे एक विशेष समूह में प्रतिष्ठित किया; इसकी ओर ध्यान इतना अधिक आकर्षित हुआ कि पारा को उन तत्वों में माना जाने लगा, जिनसे धातुएँ स्वयं बनती हैं, और यह ठीक यही था कि उन्होंने इसमें धात्विक गुणों का वाहक देखा। कुछ धातुओं के दूसरों के लिए संक्रमण की प्रकृति में अस्तित्व को स्वीकार करते हुए, अपूर्ण से परिपूर्ण, रसायनविदों ने माना कि सामान्य परिस्थितियों में यह परिवर्तन सदियों से बेहद धीमी गति से आगे बढ़ता है, और शायद, स्वर्गीय निकायों की रहस्यमय भागीदारी के बिना नहीं, जिसमें इस तरह के एक उस समय और मनुष्य के भाग्य में बड़ी भूमिका को जिम्मेदार ठहराया गया था। संयोग से, उस समय ज्ञात सात धातुओं के साथ-साथ ग्रहों को भी जाना जाता था, और इसने उनके बीच एक रहस्यमय संबंध को और भी अधिक इंगित किया। कीमियागरों में, धातुओं को अक्सर ग्रह कहा जाता है; सोना सूर्य, चाँदी - चन्द्रमा, ताँबा - शुक्र, टिन - बृहस्पति, सीसा - शनि, लोहा - मंगल और बुध - बुध कहलाता है। जब जस्ता, बिस्मथ, सुरमा और आर्सेनिक की खोज की गई, तो शरीर जो सभी तरह से धातुओं के समान होते हैं, लेकिन जिसमें धातु के सबसे विशिष्ट गुणों में से एक, लचीलापन, खराब विकसित होता है, उन्हें एक विशेष समूह में विभाजित किया गया था - अर्धधातु. धातुओं का धातुओं में विभाजन उचित और अर्धधातुओं में 18 वीं शताब्दी के मध्य में ही अस्तित्व में था।

धातु की संरचना का निर्धारण शुरू में विशुद्ध रूप से सट्टा था। सबसे पहले, कीमियागर ने स्वीकार किया कि वे दो तत्वों से बने हैं - और सल्फर। इस दृष्टिकोण की उत्पत्ति अज्ञात है, यह पहले से ही 8 वीं शताब्दी में मौजूद है। गेबर के अनुसार, धातुओं में पारे की उपस्थिति का प्रमाण यह है कि यह उन्हें घोल देता है, और इन समाधानों में उनका व्यक्तित्व गायब हो जाता है, पारा द्वारा अवशोषित हो जाता है, जो कि यदि पारा के साथ एक समान सिद्धांत नहीं होता तो ऐसा नहीं होता। इसके अलावा, सीसा के साथ पारा ने टिन के समान कुछ दिया। सल्फर के लिए, यह हो सकता है कि इसे इसलिए लिया गया क्योंकि सल्फर यौगिकों को जाना जाता था दिखावटधातुओं के समान। भविष्य में, ये सरल विचार, संभवतः कृत्रिम रूप से धातुओं को प्राप्त करने के असफल प्रयासों के कारण, अत्यंत जटिल और भ्रमित हो जाते हैं। कीमियागर की अवधारणाओं में, उदाहरण के लिए, X-XIII सदियों में, पारा और सल्फर, जिनसे धातुएँ बनती हैं, वही पारा और सल्फर नहीं थे जो कीमियागरों के हाथों में थे। यह उनके जैसा ही कुछ था, विशेष गुणों के साथ; कुछ ऐसा जो वास्तव में साधारण सल्फर और पारा में मौजूद था, उनमें अन्य निकायों की तुलना में अधिक हद तक व्यक्त किया गया था। पारा के तहत, जो धातुओं का हिस्सा है, उन्होंने कुछ ऐसी चीज का प्रतिनिधित्व किया जो उनकी अपरिवर्तनीयता, धातु की चमक, एक शब्द में, वाहक की लचीलापन निर्धारित करती है। मैटेलिक लुक; सल्फर का अर्थ था धातुओं की परिवर्तनशीलता, अपघटनशीलता, ज्वलनशीलता का वाहक। ये दो तत्व धातुओं में विभिन्न अनुपातों में पाए जाते थे और, जैसा कि उन्होंने कहा, विभिन्न तरीकों से स्थिर; इसके अलावा, वे शुद्धता की अलग-अलग डिग्री के हो सकते हैं। गेबर के अनुसार, उदाहरण के लिए, सोने में बड़ी मात्रा में पारा होता है और एक छोटी राशिउच्चतम शुद्धता का सल्फर और सबसे स्थिर; टिन में, इसके विपरीत, उन्होंने बहुत अधिक सल्फर और थोड़ा पारा ग्रहण किया, जो शुद्ध नहीं थे, खराब रूप से स्थिर थे, और इसी तरह। इस सब के द्वारा, निश्चित रूप से, वे उस समय के एकमात्र शक्तिशाली रासायनिक एजेंट - आग के लिए धातुओं के विभिन्न दृष्टिकोणों को व्यक्त करना चाहते थे। इन विचारों के आगे विकास के साथ, दो तत्व - पारा और सल्फर - कीमियागरों को धातुओं की संरचना की व्याख्या करने के लिए पर्याप्त नहीं लग रहे थे; उनमें नमक और कुछ आर्सेनिक मिला दिया गया। इसके द्वारा वे यह संकेत देना चाहते थे कि धातुओं के सभी परिवर्तनों के साथ, कुछ गैर-वाष्पशील, स्थायी, बना रहता है। यदि प्रकृति में "आधार धातुओं को महान धातुओं में बदलने में सदियाँ लगती हैं", तो कीमियागरों ने ऐसी परिस्थितियाँ बनाने की कोशिश की जिसमें सुधार की यह प्रक्रिया, परिपक्वता जल्दी और आसानी से हो जाए। समकालीन चिकित्सा और समकालीन जीव विज्ञान के साथ रसायन विज्ञान के घनिष्ठ संबंध के कारण, धातुओं के परिवर्तन के विचार को स्वाभाविक रूप से संगठित निकायों के विकास और विकास के विचार से पहचाना गया: संक्रमण, उदाहरण के लिए, सोने में सीसा का , जमीन में फेंके गए अनाज से एक पौधे का निर्माण और, जैसा कि यह था, विघटित, किण्वन, एक व्यक्ति में एक रोगग्रस्त अंग का उपचार - ये सभी एक सामान्य रहस्यमय जीवन प्रक्रिया, सुधार की निजी घटनाएं थीं, और इसके कारण थे एक ही उत्तेजना। इससे यह बिना कहे चला जाता है कि रहस्यमय शुरुआत, जो सोना प्राप्त करना संभव बनाती है, रोगों को ठीक करने, पुराने मानव शरीर को एक युवा में बदलने, और इसी तरह की थी। इस तरह चमत्कारी दार्शनिक के पत्थर की अवधारणा का निर्माण हुआ।

जहां तक ​​आधार धातुओं के महान धातुओं में परिवर्तन में दार्शनिक के पत्थर की भूमिका का सवाल है, तो उनके सोने में परिवर्तन के बारे में सभी संकेत मिलते हैं, चांदी प्राप्त करने के बारे में बहुत कम कहा जाता है। कुछ लेखकों के अनुसार, एक ही दार्शनिक का पत्थर धातुओं को चांदी और सोने में बदल देता है; दूसरों के अनुसार, इस पदार्थ के दो प्रकार हैं: एक पूर्ण है, दूसरा कम परिपूर्ण है, और इस अंतिम का उपयोग चांदी प्राप्त करने के लिए किया जाता है। परिवर्तन के लिए आवश्यक दार्शनिक पत्थर की मात्रा के संबंध में, निर्देश भी भिन्न हैं। कुछ के अनुसार, इसका 1 भाग धातु के 10,000,000 भागों को सोने में बदलने में सक्षम है, अन्य के अनुसार - 100 भाग और यहाँ तक कि केवल 2 भाग। सोना प्राप्त करने के लिए, कुछ आधार धातु को पिघलाया जाता था, या पारा लिया जाता था और उसमें दार्शनिक का पत्थर फेंका जाता था; कुछ ने आश्वासन दिया कि परिवर्तन तुरंत होता है, जबकि अन्य - थोड़ा-थोड़ा करके। धातुओं की प्रकृति और उनके परिवर्तन की क्षमता पर ये विचार सामान्य रूप से कई शताब्दियों तक 17 वीं शताब्दी तक आयोजित किए जाते हैं, जब वे इस सब का तीखा खंडन करना शुरू करते हैं, और भी अधिक इसलिए क्योंकि इन विचारों ने कई चार्लटनों की उपस्थिति का कारण बना, जिन्होंने इसका शोषण किया। भोले-भाले को सोना मिलने की आस। बॉयल विशेष रूप से कीमियागरों के विचारों के साथ संघर्ष करते थे: "मैं जानना चाहूंगा," वे एक जगह कहते हैं, "आप सोने को पारा, सल्फर और नमक में कैसे विघटित कर सकते हैं; मैं इस अनुभव की कीमत चुकाने को तैयार हूं; जहां तक ​​मेरी बात है, मैं इसे कभी हासिल नहीं कर पाया।"

धातुओं के कृत्रिम उत्पादन में सदियों के निष्फल प्रयासों के बाद और 17 वीं शताब्दी तक जमा हुए तथ्यों की मात्रा के साथ, उदाहरण के लिए, दहन में हवा की भूमिका के बारे में, ऑक्सीकरण के दौरान धातु के वजन में वृद्धि, हालांकि, , गेबर पहले से ही 8 वीं शताब्दी में जानता था, धातु की प्राथमिक संरचना का प्रश्न लग रहा था, अंत के बहुत करीब था; लेकिन रसायन विज्ञान में एक नई प्रवृत्ति दिखाई दी, जिसका परिणाम फ्लॉजिस्टन सिद्धांत था, और इस समस्या का समाधान अभी भी लंबे समय तक विलंबित था।

उस समय के वैज्ञानिक दहन की घटनाओं में बहुत व्यस्त थे। तत्कालीन दर्शन के मूल विचार के आधार पर कि निकायों के गुणों में समानता शुरुआत की समानता से आनी चाहिए, जो तत्व उन्हें बनाते हैं, यह माना जाता था कि दहनशील निकाय निष्कर्ष निकालते हैं सामान्य तत्व. जलने की क्रिया को तत्वों में विघटन, विघटन का कार्य माना जाता था; इस मामले में, ज्वलनशीलता तत्व एक लौ के रूप में जारी किया गया था, जबकि अन्य बने रहे। तीन तत्वों पारा, सल्फर और नमक से धातुओं के निर्माण पर कीमियागर के दृष्टिकोण को स्वीकार करते हुए, धातु में उनके वास्तविक अस्तित्व को स्वीकार करते हुए, सल्फर को एक ज्वलनशील सिद्धांत के रूप में पहचानना आवश्यक था। फिर, जाहिर है, धातु के कैल्सीनेशन से अवशेषों को पहचानना आवश्यक था - "पृथ्वी", जैसा कि उन्होंने तब कहा था, धातु के एक अन्य घटक के रूप में; इसलिए, पारा का इससे कोई लेना-देना नहीं है। दूसरी ओर, सल्फर सल्फ्यूरिक एसिड में जलता है, जो कि जो कहा गया है, उसके आधार पर कई लोगों ने सल्फर की तुलना में एक सरल शरीर माना, और प्राथमिक निकायों में शामिल किया। भ्रम और विरोधाभास था। बीचर ने पुरानी अवधारणाओं को नए के साथ सामंजस्य स्थापित करने के लिए, धातु में तीन प्रकार की पृथ्वी के अस्तित्व को स्वीकार किया: "पृथ्वी" उचित, "दहनशील पृथ्वी" और "पारा पृथ्वी"। इन शर्तों के तहत, स्टाल ने अपने सिद्धांत का प्रस्ताव रखा। उनकी राय में, ज्वलनशीलता की शुरुआत सल्फर या कोई अन्य ज्ञात पदार्थ नहीं है, बल्कि कुछ अज्ञात है, जिसे उन्होंने फ्लॉजिस्टन कहा। धातुएँ फ्लॉजिस्टन और पृथ्वी से बनती हुई प्रतीत होती हैं; हवा में धातु का कैल्सीनेशन फ्लॉजिस्टन की रिहाई के साथ होता है; कोयले की मदद से उसकी पृथ्वी से धातुओं को वापस प्राप्त करना - फ्लॉजिस्टन से भरपूर पदार्थ - पृथ्वी के साथ फ्लॉजिस्टन के संयोजन का कार्य है। यद्यपि कई धातुएं थीं, और उनमें से प्रत्येक ने, जब कैलक्लाइंड किया, अपनी पृथ्वी दी, बाद वाला, एक तत्व के रूप में, एक था, जिससे धातु का यह घटक फ्लॉजिस्टन के समान काल्पनिक प्रकृति का था; हालांकि, स्टाल के अनुयायियों ने कभी-कभी धातु के रूप में कई "मौलिक भूमि" स्वीकार कर लीं। जब कैवेंडिश, एसिड में धातुओं को घोलते हुए, हाइड्रोजन प्राप्त करता है और इसके गुणों (दहन को बनाए रखने में असमर्थता, हवा के साथ मिश्रण में इसकी विस्फोटकता, आदि) का अध्ययन करता है, तो उसने इसमें स्टाल के फ्लॉजिस्टन को पहचाना; धातुओं, उनकी अवधारणाओं के अनुसार, हाइड्रोजन और "पृथ्वी" से मिलकर बनता है। इस दृष्टिकोण को फ्लॉजिस्टन सिद्धांत के कई अनुयायियों ने स्वीकार किया था।

फ्लॉजिस्टन सिद्धांत के स्पष्ट सामंजस्य के बावजूद, ऐसे प्रमुख तथ्य थे जिन्हें किसी भी तरह से इससे जोड़ा नहीं जा सकता था। गेबर को यह भी पता था कि जलाने पर धातुओं का वजन बढ़ जाता है; इस बीच, स्टाल के अनुसार, उन्हें फ्लॉजिस्टन खोना चाहिए: जब फ्लॉजिस्टन को "पृथ्वी" से जोड़ा जाता है, तो परिणामी धातु का वजन "पृथ्वी" के वजन से कम होता है। इस प्रकार, यह पता चला कि फ्लॉजिस्टन के पास कुछ विशेष गुण होना चाहिए - नकारात्मक गुरुत्वाकर्षण। इस घटना की व्याख्या करने के लिए सभी सरल परिकल्पनाओं के बावजूद, यह समझ से बाहर और हैरान करने वाला था।

जब लैवोज़ियर ने दहन के दौरान हवा की भूमिका को स्पष्ट किया और दिखाया कि फायरिंग के दौरान धातुओं के वजन में वृद्धि हवा से धातुओं में ऑक्सीजन के योग से होती है, और इस तरह यह स्थापित होता है कि धातुओं को जलाने का कार्य तत्वों में विघटन नहीं है, बल्कि, इसके विपरीत, संयोजन का एक कार्य, धातुओं की जटिलता का प्रश्न नकारात्मक रूप से तय किया गया था। धातुओं को सरल रासायनिक तत्वों के रूप में वर्गीकृत किया गया था, लैवोज़ियर के मूल विचार के कारण कि सरल निकाय वे हैं जिनसे अन्य निकायों को अलग करना संभव नहीं था। मेन्डेलीफ द्वारा रासायनिक तत्वों की आवधिक प्रणाली के निर्माण के साथ, धातुओं के तत्वों ने इसमें अपना सही स्थान ले लिया।

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• एस. पी. वुकोलोव: // ब्रोकहॉस और एफ्रॉन का विश्वकोश शब्दकोश: 86 खंडों में (82 खंड और 4 अतिरिक्त)। - सेंट पीटर्सबर्ग। , 1890-1907।(ऐतिहासिक हिस्सा)

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