Диспропорциони́рование - в неорганической химии - реакция самоокисления-самовосстановления, например (над атомами приведены их степени окисления): . Диспропорционирование в органической химии - обычно перераспределение атомов или их группировок между двумя одинаковыми молекулами, например,

.

* * *

ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЕ - ДИСПРОПОРЦИОНИ́РОВАНИЕ (от дис- (см. ДИС..., ДИЗ... (приставка)) и «proportio» - соразмерность) (дисмутация), в неорганической химии реакции самоокисления-самовосстановления, приводящие к образованию соединений, имеющих в своем составе один и тот же элемент в разных степенях окисления: 4KCl⁺⁵O³ ® 3KCl⁺⁷O₄ + KCl^-1 (над атомами приведены их степени окисления (см. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ)). В органической химии - перераспределение атомов или их группировок между двумя одинаковыми молекулами, например, как в реакции Канниццаро (см. КАННИЦЦАРО Станислао): 2R-CHO ® R-COOH + R-CH₂OH, или двумя свободными радикалами (см. СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ) .

ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЕ - в неорганической химии - реакция самоокисления-самовосстановления, напр. (над атомами приведены их степени окисления): 4KCl+5O3 3KCl+7O4 + KCl-1. Диспропорционирование в органической химии - обычно перераспределение атомов или их группировок между двумя одинаковыми молекулами, напр. 2СH3CH = CH2 CH3CH = CHCH3 + CH2 = CH2.

диспропорциони́рование, -я

дис/пропорци/он/и́р/ова/ни/е [й/э].

- В неорганической химии - реакция самоокисления-самовосстановления.

Составить слова из слова диспропорционирование

прил., кол-во синонимов: 1

Составить слова из слова диспропорционированный

О́ЛОВО -а; ср. Химический элемент (Sn), мягкий ковкий серебристо-белый металл (применяется для пайки, лужения, приготовления сплавов и т.п.).

* * *

о́лово (лат. Stannum), Sn, химический элемент IV группы периодической системы. Серебристо-белый металл, мягкий и пластичный; t_пл 231,9°C. Полиморфно; так называемое белое олово (или β-Sn) с плотностью 7,28 г/см³ ниже 13,2°C переходит в серое олово (α-Sn) с плотностью 5,75 г/см³. На воздухе тускнеет, покрываясь плёнкой оксида, стойкой к химическим реагентам. Главные промышленные минералы - касситерит и станнин. Олово - компонент многих сплавов, например, подшипниковых (баббитов), типографских (гарт). Идёт на покрытие других металлов для защиты их от коррозии (лужение), на изготовление белой жести для консервных банок.

* * *

ОЛОВО - О́ЛОВО (лат. Stannum), Sn, химический элемент с атомным номером 50, атомная масса 118,710). Латинское «stannum» первоначально означало сплав серебра и свинца. «Оловом» в ряде славянских языков называли свинец. Химический символ олова Sn читается «станнум». Природное олово состоит из девяти стабильных нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 112 (в смеси 0,96% по массе), 114 (0,66%), 115 (0,35%), 116 (14,30%), 117 (7,61%), 118 (24,03%), 119 (8,58%), 120 (32,85%), 122 (4,72%), и одного слабо радиоактивного олова-124 (5,94%). ¹²⁴Sn - бета-излучатель, его период полураспада очень велик и составляет T_1/2 = 10¹⁶-10¹⁷ лет. Олово расположено в пятом периоде в IVА группе периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Конфигурация внешнего электронного слоя 5s²5p². В своих соединениях олово проявляет степени окисления +2 и +4 (соответственно валентности II и IV).

Металлический радиус нейтрального атома олова 0,158 нм, радиусы иона Sn²⁺ 0,118 нм и иона Sn⁴⁺ 0,069 нм (координационное число 6). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома олова равны 7,344 эВ, 14,632, 30,502, 40,73 и 721,3 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность олова 1,96, то есть олово находится на условной границе между металлами и неметаллами.

История открытия

Когда человек впервые познакомился с оловом точно сказать нельзя. Олово и его сплавы известны человечеству с древнейших времен. Упоминание об олове есть в ранних книгах Ветхого Завета. Сплавы олова с медью, так называемые оловянные бронзы (см. БРОНЗА), по-видимому, стали использоваться более чем за 4000 лет до нашей эры. А с самим металлическим оловом человек познакомился значительно позже, примерно около 800 года до нашей эры. Из чистого олова в древности изготовляли посуду и украшения, очень широко применяли изделия из бронзы.

Нахождение в природе

Олово - редкий рассеянный элемент, по распространенности в земной коре олово занимает 47-е место. Содержание олова в земной коре составляет, по разным данным, от 2·10^-4 до 8·10^-3% по массе. Основной минерал олова - касситерит (см. КАССИТЕРИТ) (оловянный камень) SnO₂, содержащий до 78,8 % олова. Гораздо реже в природе встречается станнин (см. СТАННИН) (оловянный колчедан) - Cu₂FeSnS₄ (27,5 % Sn).

Получение

Для добычи олова в настоящее время используют руды, в которых его содержание равно или немного выше 0,1%. На первом этапе руду обогащают (методом гравитационной флотации или магнитной сепарации). Таким образом удается повысить содержание олова в руде до 40-70%. Далее проводят обжиг концентрата в кислороде для удаления примесей серы и мышьяка. Затем полученный таким образом оксид SnO₂ восстанавливают углем или алюминием (цинком) в электропечах:

SnO₂ + C = Sn + CO₂. Особо чистое олово полупроводниковой чистоты готовят электрохимическим рафинированием или методом зонной плавки.

Физические и химические свойства

Простое вещество олово полиморфно. В обычных условиях оно существует в виде бета-модификации (белое олово), устойчивой выше 13,2°C. Белое олово - это серебристо-белый, мягкий, пластичный металл, обладающий тетрагональной элементарной ячейкой, параметры a=0.5831, c=0.3181 нм. Координационное окружение каждого атома олова в нем - октаэдр. Плотность бета-Sn 7,29 г/см³ . Температура плавления 231,9°C, температура кипения 2270°C.

При охлаждении, например, при морозе на улице, белое олово переходит в альфа-модификацию (серое олово). Серое олово имеет структуру алмаза (кубическая кристаллическая решетка с параметром а = 0,6491 нм). В сером олове координационный полиэдр каждого атома - тетраэдр, координационное число 4. Фазовый переход бета-Sn ® альфа-Sn сопровождается увеличением удельного объема на 25,6%, что приводит к рассыпанию олова в порошок. В старые времена наблюдавшееся во время сильных холодов рассыпание оловянных изделий называли «оловянной чумой». В результате этой «чумы» пуговицы на обмундировании солдат, их пряжки, кружки, ложки рассыпались, и армия могла потерять боеспособность.

Из-за сильного различия структур двух модификаций олова разнятся и их электрофизические свойства. Так, бета-Sn - металл, а альфа-Sn относится к числу полупроводников (см. ПОЛУПРОВОДНИКИ). Ниже 3,72 К альфа-Sn переходит в сверхпроводящее состояние. Стандартный электродный потенциал E°Sn²⁺/Sn равен -0.136 В, а E пары °Sn⁴⁺/Sn²⁺ 0.151 В. При комнатной температуре олово, подобно соседу по группе германию, (см. ГЕРМАНИЙ) устойчиво к воздействию воздуха или воды. Такая инертность объясняется образованием поверхностной пленки оксидов. Заметное окисление олова на воздухе начинается при температурах выше 150°C:

Sn + O₂ = SnO₂.

При нагревании олово реагирует с большинством неметаллов. При этом образуются соединения в степени окисления +4, которая более характерна для олова, чем +2. Например:

Sn + 2Cl₂ = SnCl₄

С концентрированной соляной кислотой олово медленно реагирует:

Sn + 4HCl = SnCl₄ + H₂

Возможно также образование хлороловянных кислот составов HSnCl₃, H₂SnCl₄ и других, например:

Sn + 3HCl = HSnCl₃ + 2H₂

В разбавленной серной кислоте олово не растворяется, а с концентрированной реагирует очень медленно. Состав продукта реакции олова с азотной кислотой зависит от концентрации кислоты. В концентрированной азотной кислоте образуется оловянная кислота b-SnO₂·nH₂O (иногда ее формулу записывают как H₂SnO₃). При этом олово ведет себя как неметалл:

Sn + 4HNO_{3 конц.} = b-SnO₂·H₂OЇ + 4NO₂ + H₂O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой олово проявляет свойства металла. В результате реакции образуется соль нитрат олова(II):

3Sn + 8HNO_{3 разб.} = 3Sn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

При нагревании олово, подобно свинцу, может реагировать с водными растворами щелочей. При этом выделяется водород и образуется гидроксокомплекс Sn(II), например:

Sn + 2KOH +2H₂O = K₂[Sn(OH)₄] + H₂

Гидрид олова - станнан SnH₄ - можно получить по реакции:

SnCl₄ + Li[AlH₄] = SnH₄ + LiCl + AlCl₃.

Этот гидрид весьма нестоек и медленно разлагается уже при температуре 0°C. Олову отвечают два оксида SnO₂ (образующийся при обезвоживании оловянных кислот) и SnO. Последний можно получить при слабом нагревании гидроксида олова(II) Sn(OH)₂ в вакууме:

Sn(OH)₂ = SnO + H₂O

При сильном нагреве оксид олова(II) диспропорционирует:

2SnO = Sn + SnO₂

При хранении на воздухе монооксид SnO постепенно окисляется:

2SnO + O₂ = 2SnO₂.

При гидролизе растворов солей олова(IV) образуется белый осадок - так называемая альфа-оловянная кислота:

SnCl₄ + 4NH₃ + 6H₂O = H₂[Sn(OH)₆] + 4NH₄Cl.

H₂[Sn(OH)₆] = -SnO₂·nH₂OЇ + 3H₂O.

Свежеполученная альфа-оловянная кислота растворяется в кислотах и щелочах:

a-SnO₂·nH₂O + KOH = K₂[Sn(OH)₆],

a-SnO₂·nH₂O + HNO₃ = Sn(NO₃)₄ + H₂O.

При хранении альфа-оловянная кислота стареет, теряет воду и переходит в бета-оловянную кислоту, которая отличается большей химической инертностью. Данное изменение свойств связывают с уменьшением числа активных HO-Sn группировок при стоянии и замене их на более инертные мостиковые -Sn-O-Sn- связи. При действии на раствор соли Sn(II) растворами сульфидов выпадает осадок сульфида олова(II):

Sn²⁺ + S^2- = SnS

Этот сульфид может быть легко окислен до SnS₂ раствором полисульфида аммония:

SnS + (NH₄)₂S₂ = SnS₂ + (NH₄)₂S

Образующийся дисульфид SnS₂ растворяется в растворе сульфида аммония (NH₄)₂S:

SnS₂ + (NH₄)₂S = (NH₄)₂SnS₃. Четырехвалентное олово образует обширный класс оловоорганических соединений, используемых в органическом синтезе, в качестве пестицидов и других.

Применение

Важное применение олова - лужение железа и получение белой жести, которая используется в консервной промышленности. Для этих целей расходуется около 33% всего добываемого олова. До 60% производимого олова используется в виде сплавов с медью, медью и цинком, медью и сурьмой (подшипниковый сплав, или баббит (см. БАББИТЫ)), с цинком (упаковочная фольга) и в виде оловянно-свинцовых и оловянно-цинковых припоев (см. ПРИПОЙ). Олово способно прокатываться в тонкую фольгу - станиоль (см. СТАНИОЛЬ), такая фольга находит применение при производстве конденсаторов, органных труб, посуды, художественных изделий. Олово применяют для нанесения защитных покрытий на железо и другие металлы, а также на металлические изделия (лужение). Дисульфид олова SnS₂ применяют в составе красок, имитирующих позолоту («сусальное золото»). Искусственный радионуклид олова ¹¹⁹Sn - источник гамма-излучения в мессбауэровской спектроскопии.

Физиологическое действие

О роли олова в живых организмах практически ничего не известно. В теле человека содержится примерно (1-2)· 10^-4% олова, а его ежедневное поступление с пищей составляет 0,2-3,5 мг. Олово представляет опасность для человека в виде паров и различных аэрозольных частиц, пыли. При воздействии паров или пыли олова может развиться станноз - поражение легких. Очень токсичны некоторые оловоорганические соединения. Временно допустимая концентрация соединений олова в атмосферном воздухе 0,05 мг/м³, ПДК олова в пищевых продуктах 200 мг/кг, в молочных продуктах и соках - 100 мг/кг. Токсическая доза олова для человека - 2 г.

Составить слова из слова олово

УРАН (химический элемент) - УРА́Н (лат. Uranium), U (читается «уран»), радиоактивный химический элемент с атомным номером 92, атомная масса 238,0289. Актиноид. Природный уран состоит из смеси трех изотопов: ²³⁸U, 99,2739%, с периодом полураспада Т_1/2 = 4,51·10⁹ лет, ²³⁵U, 0,7024%, с периодом полураспада Т_1/2 = 7,13·10⁸ лет, ²³⁴U, 0,0057%, с периодом полураспада Т_1/2 = 2,45·10⁵ лет. ²³⁸U (уран-I, UI) и ²³⁵U (актиноуран, АсU) являются родоначальниками радиоактивных рядов. Из 11 искусственно полученных радионуклидов с массовыми числами 227-240 долгоживущий ²³³U (Т_1/2 = 1,62·10⁵лет), он получается при нейтронном облучении тория (см. ТОРИЙ).

Конфигурация трех внешних электронных слоев 5s²p⁶d ¹⁰ f ³ 6s ² p ⁶ d ¹7 s², уран относится к f-элементам. Расположен в IIIB группе в 7 периоде периодической системы элементов. В соединениях проявляет степени окисления +2, +3, +4, +5 и +6, валентности II, III, IV, V и VI.

Радиус нейтрального атома урана 0,156 нм, радиус ионов: U³⁺ - 0,1024 нм, U⁴⁺ - 0,089 нм, U⁵⁺ - 0,088 нм и U⁶⁺- 0,083 нм. Энергии последовательной ионизации атома 6,19, 11,6, 19,8, 36,7 эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,22.

История открытия

Уран был открыт в 1789 немецким химиком М. Г. Клапротом (см. КЛАПРОТ Мартин Генрих) при исследовании минерала «смоляной обманки». Назван им в честь планеты Уран, открытой У. Гершелем (см. ГЕРШЕЛЬ) в 1781. В металлическом состоянии уран получен в 1841 французским химиком Э. Пелиго (см. ПЕЛИГО Эжен Мелькьор) при восстановлении UCl₄металлическим калием. Радиоактивные свойства урана обнаружил в 1896 француз А. Беккерель (см. БЕККЕРЕЛЬ Антуан Анри).

Первоначально урану приписывали атомную массу 116, но в 1871 Д. И. Менделеев (см. МЕНДЕЛЕЕВ Дмитрий Иванович) пришел к выводу, что ее надо удвоить. После открытия элементов с атомными номерами от 90 до 103 американский химик Г. Сиборг (см. СИБОРГ Гленн Теодор) пришел к выводу, что эти элементы (актиноиды) (см. АКТИНОИДЫ) правильнее располагать в периодической системе в одной клетке с элементом №89 актинием. Такое расположение связано с тем, что у актиноидов происходит достройка 5f-электоронного подуровня.

Нахождение в природе

Уран - характерный элемент для гранитного слоя и осадочной оболочки земной коры. Содержание в земной коре 2,5·10^-4% по массе. В морской воде концентрация урана менее 10^-9 г/л, всего в морской воде содержится от 10⁹ до 10¹⁰ тонн урана. В свободном виде уран в земной коре не встречается. Известно около 100 минералов урана, важнейшие из них настуран U₃O₈, уранинит (см. УРАНИНИТ) (U,Th)O₂, урановая смоляная руда (содержит оксиды урана переменного состава) и тюямунит Ca[(UO₂)₂(VO₄)₂]·8H₂O.

Получение

Уран получают из урановых руд, содержащих 0,05-0,5% U. Извлечение урана начинается с получения концентрата. Руды выщелачивают растворами серной, азотной кислот или щелочью. В полученном растворе всегда содержатся примеси других металлов. При отделении от них урана, используют различия в их окислительно-восстановительных свойствах. Окислительно-восстановительные процессы сочетают с процессами ионного обмена и экстракции.

Из полученного раствора уран извлекают в виде оксида или тетрафторида UF₄, методом металлотермии:

UF₄+ 2Mg = 2MgF₂+ U

Образовавшийся уран содержит в незначительных количествах примеси бор (см. БОР (химический элемент)), кадмий (см. КАДМИЙ) и некоторых других элементов, так называемых реакторных ядов. Поглощая образующиеся при работе ядерного реактора нейтроны, они делают уран непригодным для использования в качестве ядерного горючего.

Чтобы избавиться от примесей, металлический уран растворяют в азотной кислоте, получая уранилнитрат UO₂(NO₃)₂. Уранилнитрат экстрагируют из водного раствора трибутилфосфатом. Продукт очистки из экстракта снова переводят в оксид урана или в тетрафторид, из которых вновь получают металл.

Часть урана получают регенерацией отработавшего в реакторе ядерного горючего. Все операции по регенерации урана проводят дистанционно.

Физические и химические свойства

Уран - серебристо-белый блестящий металл. Металлический уран существует в трех аллотропических (см. АЛЛОТРОПИЯ) модификациях. До 669°C устойчива a-модификация с орторомбической решеткой, параметры а = 0,2854нм, в = 0,5869 нм и с = 0,4956 нм, плотность 19,12 кг/дм³. От 669°C до 776°C устойчива b-модификация с тетрагональной решеткой (параметры а = 1,0758 нм, с = 0,5656 нм). До температуры плавления 1135°C устойчива g-модификация с кубической объемно-центрированной решеткой (а = 0,3525 нм). Температура кипения 4200°C.

Химическая активность металлического урана высока. На воздухе он покрывается пленкой оксида. Порошкообразный уран пирофорен, при сгорании урана и термическом разложении многих его соединений на воздухе образуется оксид урана U₃O₈. Если этот оксид нагревать в атмосфере водорода (см. ВОДОРОД) при температуре выше 500°C, образуется диоксид урана UO₂:

U₃O₈ + Н₂ = 3UO₂ + 2Н₂О

Если уранилнитрат UO₂(NO₃)₂ нагреть при 500°C, то, разлагаясь, он образует триоксид урана UO₃. Кроме оксидов урана стехиометрического состава UO₂, UO₃ и U₃О₈, известен оксид урана состава U₄O₉ и несколько метастабильных оксидов и оксидов переменного состава.

При сплавлении оксидов урана с оксидами других металлов образуются уранаты: К₂UO₄ (уранат калия), СаUO₄ (уранат кальция), Na₂U₂O₇ (диуранат натрия).

Взаимодействуя с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ), уран дает галогениды урана. Среди них гексафторид UF₆ представляет собой желтое кристаллическое вещество, легко сублимирующееся даже при слабом нагревании (40-60°C) и столь же легко гидролизующееся водой. Важнейшее практическое значение имеет гексафторид урана UF₆. Получают его взаимодействием металлического урана, оксидов урана или UF₄ с фтором или фторирующими агентами BrF₃, СCl₃F (фреон-11) или ССl₂F₂ (фреон-12):

U₃O₈+ 6CCl₂F₂ = UF₄ + 3COCl₂ + CCl₄ + Cl₂

UF₄+ F₂= UF₆

или

U₃O₈+ 9F₂ = 3UF₆+ 4O₂

Известны фториды и хлориды, отвечающие степеням окисления урана +3, +4, +5 и +6. Получены бромиды урана UBr₃, UBr₄ и UBr₅, а также иодиды урана UI₃ и UI₄. Синтезированы такие оксигалогениды урана, как UO₂Cl₂ UOCl₂ и другие.

При взаимодействии урана с водородом образуется гидрид урана UH₃, обладающий высокой химической активностью. При нагревании гидрид разлагается, образуя водород и порошкообразный уран. При спекании урана с бором возникают, в зависимости от молярного отношения реагентов и условий проведения процесса, бориды UB₂, UB₄ и UB₁₂.

С углеродом (см. УГЛЕРОД) уран образует три карбида UC, U₂C₃ и UC₂.

Взаимодействием урана с кремнием (см. КРЕМНИЙ) получены силициды U₃Si, U₃Si₂, USi, U₃Si₅, USi₂ и U₃Si₂.

Получены нитриды урана (UN, UN₂, U₂N₃) и фосфиды урана (UP, U₃P₄, UP₂). С серой (см. СЕРА) уран образует ряд сульфидов: U₃S₅, US, US₂, US₃ и U₂S₃.

Металлический уран растворяется в HCl и HNO₃, медленно реагирует с H₂SO₄ и H₃PO₄. Возникают соли, содержащие катион уранила UO₂²⁺.

В водных растворах существуют соединения урана в степенях окисления от +3 до +6. Стандартный окислительный потенциал пары U(IV)/U(III) - 0,52 B, пары U(V)/U(IV) 0,38 B, пары U(VI)/U(V) 0,17 B, пары U(VI)/U(IV) 0,27. Ион U³⁺ в растворе неустойчив, ион U⁴⁺ стабилен в отсутствие воздуха. Катион UO₂⁺ нестабилен и в растворе диспропорционирует на U⁴⁺и UO₂²⁺. Ионы U³⁺ имеют характерную красную окраску, ионы U⁴⁺ - зеленую, ионы UO₂²⁺ - желтую.

В растворах наиболее устойчивы соединения урана в степени окисления +6. Все соединения урана в растворах склонны к гидролизу и комплексообразованию, наиболее сильно - катионы U⁴⁺ и UO₂²⁺.

Применение

Металлический уран и его соединения используются в основном в качестве ядерного горючего в ядерных реакторах. Малообогащенная смесь изотопов урана применяется в стационарных реакторах атомных электростанций. Продукт высокой степени обогащения - в ядерных реакторах, работающих на быстрых нейтронах. ²³⁵U яыляется источником ядерной энергии в ядерном оружии. ²³⁸U служит источником вторичного ядерного горючего - плутония.

Физиологическое действие

В микроколичествах (10^-5-10^-8 %) обнаруживается в тканях растений, животных и человека. В наибольшей степени накапливается некоторыми грибами и водорослями. Соединения урана всасываются в желудочно-кишечном тракте (около 1%), в легких - 50%. Основные депо в организме: селезенка, почки, скелет, печень, легкие и бронхо-легочные лимфатические узлы. Содержание в органах и тканях человека и животных не превышает 10^-7 гг.

Уран и его соединения высокотоксичны. Особенно опасны аэрозоли урана и его соединений. Для аэрозолей растворимых в воде соединений урана ПДК в воздухе 0,015 мг/м³, для нерастворимых форм урана ПДК 0,075 мг/м³. При попадании в организм уран действует на все органы, являясь общеклеточным ядом. Молекулярный механизм действия урана связан с его способностью подавлять активность ферментов. В первую очередь поражаются почки (появляются белок и сахар в моче, олигурия). При хронической интоксикации возможны нарушения кроветворения и нервной системы.

Составить слова из слова уран (химический элемент)

Амери́ций (лат. Americium), химический элемент III группы периодической системы, относится к актиноидам. Радиоактивен, наиболее устойчивый изотоп ²⁴³Am (период полураспада 7370 лет). Название от слова «Америка» (по месту открытия). Серебристый металл, плотность 13,67 г/см³, t_пл 1173ºC. Получен искусственно. Смесь ²⁴¹Am и ⁹Ве - источник нейтронов в дефектоскопии.

* * *

АМЕРИЦИЙ - АМЕРИ́ЦИЙ (лат. Americium), Am (читается «америций»), радиоактивный искусственно полученный химический элемент с атомным номером 95. Актиноид. Расположен в группе IIIB периодической системы, в 7-м периоде. Наиболее долгоживущие нуклиды: ²⁴³Am (период полураспада T_1/2= 7370 лет), ^242mAm(T_1/2= 141 год) и ²⁴¹Am (432,1 года). Электронная конфигурация трех внешних слоев невозбужденного атома америция 5s²p⁶d¹⁰f⁷6s² p ⁶ 7s ². В соединениях проявляет степени окисления от +2 до +7, наиболее характерна +3 (валентность III).

Радиус нейтрального атома америция 0,174 нм, радиус ионов: Am³⁺, Am⁴⁺, Am ⁵⁺и Am⁶⁺- 0,0962, 0,0888, 0.0860 и 0,0800 нм. Энергия ионизации нейтрального атома америция 5,99эВ. Электроотрицательность по Полингу (см. ПОЛИНГ Лайнус) 1,2.

История открытия

Америций впервые получен в 1944-45 группой американских исследователей (Г. Сиборг (см. СИБОРГ Гленн Теодор), Р. Джеймс, Л. Морган и А. Гиорсо) за счет облучения нейтронами плутония-239. Ядро плутония-239 после захвата нейтрона испытывает b- превращение, в результате которого образуется америций-240. Название получил от слова «Америка» по аналогии с европием в семействе лантаноидов, где европий занимает такое же, шестое, место, как и америций в семействе актиноидов (см. АКТИНОИДЫ).

Получение

Америций (нуклид ²⁴¹Am) в килограммовых количествах ежегодно извлекают из отработанного ядерного горючего.

Физические и химические свойства

Америций - высокорадиоактивный серебристый металл. Светится в темноте за счет собственного a-излучения. Температура плавления 1173 °C, температура кипения 2607 °C, плотность 13,76 г/см³. Ниже 600 °C устойчива a-модификация с двойной гексагональной решеткой, выше - b-модификация с кубической решеткой. При высоких давлениях получены еще две модификации америция.

По химическим свойствам америций подобен лантаноидам. Окисляется кислородом, при его недостатке давая оксид AmO. При прокаливании многих соединений америция (III) на воздухе [Am(OH)₃, Am(NO₃)₃ и других] образуется черный диоксид AmO₂. Восстановление этого соединения водородом приводит к образованию Am₂O₃. Взаимодействуя с разбавленными кислотами, образуют соли Am³⁺. В растворах америций может существовать в виде катионов Am³⁺, Am⁴⁺, AmO₂⁺ и AmО₂²⁺. Все эти катионы образуют большое число различных соединений. Для америция (IV) и америция (V) в водных растворах характерны процессы диспропорционирования. Так, америций (IV) диспропорционирует на америций (III) и америций (V) плюс америций (VI). Америций (V) и америций (VI) в водных растворах выступают как окислители и легко восстанавливаются до америция (III).

Применение

Америций используют при синтезе более тяжелых элементов. В смеси с бериллием ²⁴¹Am применяют в качестве источников нейтронов.

Физиологическое действие

Америций высоко токсичен. Значение ПДК для америция в воздухе около 1·10^-4 Бк/л, в воде водоемов около 70-80 Бк/л.

Составить слова из слова америций