Строение атома кадмия (cd), схема и примеры

Кадмий в таблице менделеева занимает 48 место, в 5 периоде.

Символ	Cd
Номер	48
Атомный вес	112.4140000
Латинское название	Cadmium
Русское название	Кадмий

Как самостоятельно построить электронную конфигурацию? Ответ здесь Cd: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 Короткая запись:

Cd: [Kr] 5s2 4d10

• Одинаковую электронную конфигурацию имеют атом кадмия и In+1, Sn+2, Sb+3, Te+4, I+5, Xe+6
• Порядок заполнения оболочек атома кадмия (Cd) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p.
• На подуровне ‘s’ может находиться до 2 электронов, на ‘s’ — до 6, на ‘d’ — до 10 и на ‘f’ до 14
• Кадмий имеет 48 электронов, заполним электронные оболочки в описанном выше порядке:
• 2 электрона на 1s-подуровне
• 2 электрона на 2s-подуровне
• 6 электронов на 2p-подуровне
• 2 электрона на 3s-подуровне
• 6 электронов на 3p-подуровне
• 2 электрона на 4s-подуровне
• 10 электронов на 3d-подуровне
• 6 электронов на 4p-подуровне
• 2 электрона на 5s-подуровне
• 10 электронов на 4d-подуровне

Степень окисления кадмия

Атомы кадмия в соединениях имеют степени окисления 2, 1.

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на разделении электронов, таким образом, если у атома виртуально увеличивается заряд, то степень окисления отрицательная (электроны несут отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Ионы кадмия

Валентность Cd

Атомы кадмия в соединениях проявляют валентность II, I.

Валентность кадмия характеризует способность атома Cd к образованию хмических связей. Валентность следует из строения электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений называются валентными электронами. Более обширное определение валентности это:

Число химических связей, которыми данный атом соединён с другими атомами

Валентность не имеет знака.

Квантовые числа Cd

Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома Cd эти числа имеют значение N = 4, L = 2, Ml = -2, Ms = ½

Видео заполнения электронной конфигурации (gif):

Источник: https://k-tree.ru/tools/chemistry/periodic.php?element=Cd&oxidation=1

Химические свойства элементов: кадмий

Ключевые слова:кадмий, история открытия,кадмий в природе,получение кадмия, применение кадмия, токсичность кадмия и его соединений, физические и химические свойства кадмия, соединения кадмия: оксид кадмия, гидроксид кадмия, карбонат кадмия, молибдат кадмия, нитрат кадмия, сульфат кадмия, сульфид кадмия.

Кадмий — серебристо-белый, с синеватым отливом, металл, по цвету ближе к стали, чем к олову, имеет несколько желтоватый оттенок. На воздухе кадмий быстро тускнеет из-за образования тонкой окисной пленки, но сохраняет металлический блеск; излом его острый, лучистый.

Тонкая кадмиевая фольга в проходящем свете имеет синевато-фиолетовую окраску. Пары кадмия оранжево-желтые; подобно большинству других металлов, состоят преимущественно из отдельных атомов (их молекулярный вес 114,1 при атомном весе кадмия 112,4). В Периодической системе элементов Д. И.

Менделеева кадмий находится в побочной подгруппе II группы (5-й период) между цинком и ртутью; его соседи по периоду — серебро и индий.

ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ

При инспекции аптек Штромейер обратил внимание на то, что при прокаливании некоторых образцов карбоната цинка образуется не белый, а оранжево-желтый или коричневый оксид, который, однако, не содержит ни железа, ни свинца.

Он предположил, что такая необычная окраска вызвана присутствием  какого-то постороннего элемента. Специальной обработкой Штромейер отделил  оксид неизвестного элемента от соединений меди и пинка, а затем восстановил его до металла.

    Независимо от Штромейера и почти в то же время кадмий в соединениях цинка открыли К. Херман из Шонебека и И. Ролофф из Магдебурга ( они обнаружили  новый элемент в оксиде цинка, раствор которого  давал с сероводородом вместо белого — желтый осадок), а также В. Мейсснер из Галле и С.

Карстен из Берлина. Более поздние исследования подтвердили наличие неизвестного элемента (кадмия) во многих образцах металлического цинка и его соединений и позволили получить из них оксид   металла и выделить его в чистом виде .

По свидетельству Гомера, цинковую руду, добавляемую к меди при выплавке латуни, именовали в Древней Греции к а д м е й я . Поэтому Штромейер открытому в соединениях цинка новому элементу дал название «кадмий» . В русской химической литературе первой половины XIX в.

кадмий нередко называли кадмом, за рубежом для него в первое время предлагали и другие названия: меллиний, клапротий и юноний .

  КАДМИЙ В ПРИРОДЕ.

 Содержание кадмия в литосфере составляет 1,5∙ 10-5весовых %, в метеоритах 1∙10-5%. Кадмий образует ограниченное число природных соединений. Основной его минерал — гринокит, гексагональный CdS (77,6% Cd) открыл в 1841 г. Кеткарт, лорд Гринок . Гринокит не образует естественных скоплений и встречается обычно лишь в виде землистой корочки на цинковых минералах.

В различных типах  пород  присутствует 1∙10-6—6∙10-5 % кадмия .

ПОЛУЧЕНИЕ КАДМИЯ.

Основное сырье для получения кадмия — отходы цинкового, свинцового и медного производств: пыли при обжиге цинковых концентратов, пыли свинцовоплавильных печей, медно-кадмиевые кеки цинковых электролитных заводов, остатки литопонного производства.

Содержание кадмия в этих продуктах может достигать  30—40% (например, в кадмиевой фракции при ректификации цинка).

Наряду с кадмием цинковые и свинцовые концентраты содержат  Ga, Ge, In, TI, Se и Те; содержание последних двух элементов в свинцовых концентратах достигает сотых (селена — даже десятых) долей процента.

Первые упоминания о промышленном производстве кадмия (в Верхней Силезии) относятся к 1829 г.; до 1870 г. оно не превышало 125 кг в год. В начале XX в. был разработан гидроэлектрометаллургический способ получения кадмия, и к 1925 г.

его выпуск возрос с десятков до сотен тонн.

Производство металлического кадмия обычно включает следующие основные стадии: выщелачивание сырья, очистку растворов от основной массы посторонних элементов, электролитическое осаждение кадмия или его цементацию на цинке, плавку выделенной губки, рафинирование и получение металла высокой чистоты.При извлечении кадмия из полу-продуктов свинцово-цинкового производства применяют амальгамные способы — цементацию амальгамой цинка и ее последующее анодное окисление, в результате чего получают продукт с содержанием 99,95%Cd.

ПРИМЕНЕНИЕ КАДМИЯ.

Основное техническое применение кадмия (более половины его мирового производства) заключается в антикоррозионном покрытии металлов; около 20% расходуется на антифрикционные сплавы, до 10% используют для производства солей кадмия.

Кадмирование стальных изделий предохраняет их от коррозии значительно эффективнее, чем никелирование, цинкование и лужение; подшипники с кадмийсодержащими сплавами имеют преимущества при работе в условиях больших скоростей вращения, высоких температур и давлений.

 Добавление кадмия в медные сплавы также повышает их механическую прочность, жароустойчивость и сопротивление коррозии; введение циркония увеличивает и твердость; такие сплавы используют в линиях высоковольтных передач. В платино-железных сплавах кадмий служит для изготовления часовых пружинок, а со свинцом и оловом — для типографских клише .

 Наряду с бором, гафнием, золотом и некоторыми редкоземельными элементами металлический кадмий высокой чистоты применяют в атомной промышленности в качестве поглотителя тепловых нейтронов.

Употребление в ювелирном деле основано на способности кадмия придавать изделиям из драгоценных металлов различные оттенки («зеленое» золото); он входит также в некоторые составы монетного серебра . Кадмиевые электроды используют в  элементах Вестона и в кислотных аккумуляторах, а с железом и никелем — в щелочных.

Металлический кадмий широко применяется в военном деле, входит в состав смесей для дымовых завес и добавляется к металлам цериевой группы в пирофорных сплавах .

Соли кадмия также широко применяют в стеклоделии, в фотографии, в производстве люминофоров и силиконовых каучуков, в качестве катализаторов в органическом синтезе, а так же красок различных цветов (от цвета слоновой кости до малинового).

Антимониды, арсениды, селениды, сульфиды и теллуриды кадмия (для синтеза используют 99,99999%-ный Cd) обладают полупроводниковыми свойствами и применяются в фотоэлектрических и электронно-оптических приборах, — в качестве материала для фототранзисторов и фотоэлементов.

ТОКСИЧНОСТЬ КАДМИЯ И ЕГО СОЕДИНЕНИЙ.

Соединения же кадмия, независимо от их агрегатного состояния (пыль, дым окиси кадмия, нары, туман), ядовиты. Отравления кадмием могут происходить при нагревании металла или его сплавов, плавке руд и при производстве и применении красок и сплавов, в состав которых он входит. По своей токсичности кадмий аналогичен ртути или мышьяку.

Симптомы отравления кадмием зависят от пути его поступления в организм .

Характерными ранними симптомами хронического отравления малыми дозами кадмия (обычно после двух лет работы с ним) являются снижение обоняния (вплоть до полной его потери) золотистое окрашивание десен в области зубных шеек («кадмиевая кайма»), головокружение, головная боль, нарушение аппетита и сна.

В городах, атмосфера которых содержит относительно больше кадмия, смертность среди страдающих сердечными заболеваниями выше . Механизм токсического действия кадмия заключается, по-видимому, в связывании карбоксильных, аминных и особенно сульфгидрильных групп белковых молекул, в результате чего угнетается активность ферментных систем. В связи с ядовитостью кадмия и его соединений их контакт с пищевыми продуктами недопустим .

ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КАДМИЯ

Плотность металлического кадмия при 0° К равняется 9,65 г/см3, в нормальных условиях .Кадмий существует в трех различных модификациях, неразличимых структурно при рентгенометрическом исследовании, но различающихся коэффициентами расширения и величиной электролитического потенциала растворения (но лишь на тысячные доли вольта).

При комнатной температуре кадмий устойчив и лишь незначительно тускнеет под действием воздуха и воды; поэтому его широко применяют в качестве антикоррозионных покрытий. При сильном нагревании на воздухе кадмий сгорает красным пламенем с образованием коричневого дыма оксида кадмия CdO (при этом образуются также следы перекиси ).

При нагревании кадмий легко соединяется с галогенами, но не реагирует ни с азотом, ни с водородом . Воду кадмий при комнатной температуре не разлагает. При перемешивании порошкообразного кадмия в воде в присутствии воздуха образуется водород и некоторое количество пергидроля.

Сухой хлористый водород реагирует с кадмием при 440° С; сухой сернистый газ при нагревании образует с кадмием сульфид и некоторое количество сульфата. Сероводород не действует на кадмий при комнатной температуре даже при длительном контакте в присутствии воздуха.Разбавленные серная и соляная кислоты при нагревании медленно растворяют кадмий с выделением водорода.

Растворение в серной кислоте при 160° С сопровождается выделением не водорода, а сернистого газа. При растворении кадмия в азотной кислоте образуется аммиак, количество которого зависит от концентрации кислоты (максимальное количество аммиака выделяется при действии 27,5%-ной кислоты). Горячая разбавленная азотная кислота энергично реагирует с выделением оксидов азота.

Кадмий не растворим в едких щелочах, но при нагревании легко соединяется с фосфором, серой, селеном и теллуром. Он образует твердые растворы с сульфидом железа; в полученных кристаллах (типа пирротина) содержится до одного атома кадмия на 6 молекул сульфида железа.

Алюминий, цинк и железо осаждают кадмий из растворов его солей; сам он выделяет медь и другие более благородные металлы из их растворов (однако из концентрированного раствора комплексного цианида кадмий осаждается медью).

Порошок железа при действии нейтральных растворов нитрата, сульфата, хлорида,, бромида или иодида (но не хлората) кадмия образует соответствующие растворимые соли железа. Цинк полностью осаждает кадмий из хлоридных растворов за 10—15 мин., также и в присутствии Fe (II); из азотнокислой среды кадмий выделяется цинком в виде дендритов. Алюминий энергично вытесняет кадмий из расплавленных солей и водных растворов; из этих последних,, содержащих следы нитрата хрома — количественно. При действии магния на водный раствор соли кадмия, последний осаждается в виде гидроксида с выделением водорода. В водных растворах кадмий находится в двухвалентном состоянии.

СОЕДИНЕНИЯ КАДМИЯ

Оксид  кадмия CdO получается при нагревании металла на воздухе или при прокаливании его гидроксида, карбоната, нитрата или сульфида.

Цвет оксида кадмия зависит от температуры: прокаливание  при 350—370° С дает зеленовато- желтую окраску, при нагревании до 800° С получается соединение густого сине-черного цвета; последнее образуется также при длительном кипячении  гидроксида с очень концентрированным раствором КОН.

При прокаливании карбоната кадмия получается аморфная коричневая, из нитрата кадмия — кристаллический черный  оксид. Продукты разного цвета различаются лишь величиной частиц. При нагревании на воздухе CdO очень устойчив, около 700° С, не плавясь, начинает возгоняться, при более высокой температуре (до 1000° С) отщепляет кислород.

Но в токе водорода легко восстанавливается уже при 270—300° С, а углеродом или  монооксидом углерода (угарный газ) — при 700° С. Нагреванием в токе хлора оксид кадмия  можно перевести в хлорид CdCl2. На воздухе коричневый CdO   поглощает СО2 и постепенно белеет, переходя в карбонат.

CdO нерастворим в воде и щелочах, в кислотах растворяется с образованием ионов Cd2+, а в аммиаке — комплексных катионов [Cd(NH3)4]2+.Оксид  кадмия использовали в гравиметрии в виде весовой формы после прокаливания CdS или CdCО3; но  при выполнении анализа необходимо учитывать ее способность легко восстанавливаться газами пламени и углем фильтровальной бумаги, что может привести к заниженным результатам.

Гидроксид  кадмия Cd(OH)2 выделяется из растворов солей кадмия при действии едких щелочей в виде белого студенистого осадка, практически нерастворимого в избытке реагента, но легко растворяющегося в кислотах, цианидах и аммиаке. При нагревании до 170°С  Cd(OH)2 не разлагается, при 371° С образуется CdO .

Карбонат кадмия CdCО3, выделяющийся в виде белого осадка карбонатами щелочных металлов, обычно загрязнен основной солью Cd2(ОH)2CО3. Соли аммония препятствуют выделению, но при кипячении аммиак удаляется в виде газа и происходит полное осаждение. При действии NaHCО3 осаждается не основная, а средняя соль.

Молибдат кадмия CdMoО4 — белый, мелкокристаллический порошок, выпадающий при действии молибдатов на раствор Cd2+ , при высушивании приобретает слабо-розовую окраску.

Обезвоживается при 82° С, может быть высушен без разложения при 120° С; при 500° С становится коричневым и теряет в весе.

Нитрат кадмия Cd(NО3)2∙4H2О — расплывающиеся лучистые иглы, получаются при растворении металла или карбоната в азотной кислоте. Осторожное обезвоживание тетрагидрата при 75—80° С (или в эксикаторе над H2SО4) дает безводную соль, плавящуюся при 360° С; при более высокой температуре разлагается с выделением CdO.

Сульфат кадмия 3CdSО4∙8H2О получают кристаллизацией раствора кадмия, его оксида или карбоната в разбавленной серной кислоте; при температурах ниже 70° С нерастворим в этаноле.

При нагревании соли между 80 и 120° С образуется моногидрат, а при 320° С — безводная соль, устойчивая до 906° С. Кадмий образует двойные соли с сульфатами щелочных металлов, меди и Fe(II). Из водных растворов, содержащих аммиак, кристаллизуется в виде аммиаката.

Сульфат кадмия — одна из наиболее распространенных весовых форм при определении кадмия, которую высушивают при 350—400° С.

 Если  исходят из CdS, то его сначала растворяют в соляной кислоте и выпаривают с серной; полное удаление ее происходит с большим трудом, поэтому прокаленный сульфат растворяют в воде, снова выпаривают, прокаливают, взвешивают и повторяют эти операции до достижения постоянного веса .

Сульфид кадмия образуется при действии на растворы кадмия растворимых сульфидов или газообразного сероводорода. Цвет осадка зависит от условий выделения и меняется от зеленовато-желтого через оранжевый до красного. Желтый сульфид получается при его осаждении из холодного щелочного раствора, красный — из кислого при нагревании.

Желтая форма при нагревании становится оранжево-красной, по охлаждении первоначальный желтый цвет восстанавливается; изменения цвета можно достигнуть также трением и давлением.

Свежеосажденный сульфид немного растворим в разбавленных кислотах с выделением сероводорода (в соляной значительно легче, чем в серной), растворяется в концентрированном растворе хлорида аммония, но нерастворим в растворах щелочных сульфидов и очень мало — в растворе сульфида аммония.

До сравнительно недавнего времени CdS, благодаря своей малой растворимости, служил основой для отделения кадмия от других элементов и использовался при его гравиметрическом, титриметрическом и колориметрическом определении. В настоящее время для этой цели используют образование других соединений кадмия .

Источник: https://www.chemanalytica.ru/khimicheskiye-svoystva-elementov-kadmiy

Химический элемент — кадмий

Содержание

1. История открытия                                                                                         3
2. Кадмий                                                                                                          4
3. Строение атома кадмия                                                                               4
4. Химические свойства кадмия                                                                     5
5. Физиологическое действие кадмия                                                             6
6. Применение кадмия                                                                                      8

История открытия кадмия

Слово кадмий известно с древнейших времен. Оно употреблялось античными писателями и алхимиками средневековья для обозначения различных веществ, обычно окисных и углекислых цинковых руд, сообщающих выплавляемой из руды меди золотистый цвет. Однако это скорее собирательное, а не определенно значащее название.

Само слово кадмий, согласно Липпману, происходит от имени финикийца Кадмоса, который будто бы первым нашел камень и открыл его способность изменять цвет меди при выплавке из руды.

Кадмос на семитских языках означает «восточный» и одновременно является именем легендарного героя-полубога, основателя Фив, победившего властителя этой области — Дракона. От греческого происходит арабское обозначение каламия (или каламина), в свою очередь послужившее исходным для образования слова галмей.

Металл кадмий, получивший свое название от древней кадмии, был открыт в 1817 г. Штомейером. Интересна история этого открытия.

Окружной врач Ролов ревизовал аптеки своего округа и в некоторых аптеках вблизи Магдебурга обнаружил окись цинка, внешний вид которой позволял заподозрить, что она содержит мышьяк: действительно, при действии сероводорода на кислый раствор этой окиси цинка появлялся желтый осадок. Продажа этого препарата, вырабатываемого на фабрике Германа в Шенебеке, была запрещена.

Владельцу фабрики это, естественно, не понравилось. Он сделал проверочные анализы своей окиси цинка, не обнаружил в ней никакого мышьяка и сообщил об этом Ролову и властям. От Германа потребовали образцы для анализа и послали их в Геттинген профессору Штомейеру, который был тогда генеральным инспектором аптек провинции Ганновер.

Штомейер прокалил окись цинка, имевшую блестящий серый цвет, и увидел, что она пожелтела. На фабрике в Шенебеке это явление ему объяснили тем, что в цинке, мол, содержится небольшая примесь железа. Штомейер не удовлетворился этим объяснением и, произведя полный анализ препарата, обнаружил в нем новый металл, легко отделяемый от цинка с помощью сероводорода.

Он назвал новый металл кадмием, так как нашел его в результате прокаливания cadmia furnacum, и в 1818 г. опубликовал подробные данные о новом металле. Приоритет Штомейера оспаривал Ролов, тоже сделавший анализ продажной окиси цинка, но его претензии были отвергнуты.

Независимо от Штомейера, но позднее его, кадмий был открыт Керстеном, который назвал металл мелинумом (melinus — желтый, как айва) из-за цвета осадка при действии сероводорода. В 1821 г. Джон предложил именовать кадмий клапротием (Klaprothium), а Гильберт — юнонием (Junonium), но общее признание завоевало название кадмий. В русской литературе первой половины XIX в. Страхов называл металл кадмом.

Кадмий

Кадмий относится к редким, рассеянным элементам: он содержится в виде изоморфной примеси во многих минералах и всегда в минералах цинка. Известно всего лишь 6 кадмиевых минералов. Основная масса кадмия рассеяна в большом числе минералов (более 50), преимущественно в сульфидах цинка, свинца, меди, железа, марганца и ртути. Максимальная концентрация отмечена в минералах цинка.

Строение атома

Кадмий расположен в одной группе периодической системы с цинком и ртутью, занимая промежуточное место между ними, поэтому некоторые химические свойства этих элементов сходны. Так, сульфиды и оксиды этих элементов практически нерастворимы в воде. С углеродом кадмий не взаимодействует, отсюда следует, что кадмий карбидов не образует.

В соответствии с внешней электронной конфигурацией атома 4d10 5s2 валентность Кадмия в соединениях равна 2. На воздухе Кадмий тускнеет, покрываясь тонкой пленкой оксида CdO, которая защищает металл от дальнейшего окисления.

При сильном нагревании на воздухе Кадмий сгорает в оксид CdO — кристаллический порошок от светло-коричневого до темно-бурого цвета, плотность 8,15 г/см3; при 700°C CdO возгоняется, не плавясь.

Кадмий непосредственно соединяется с галогенами; эти соединения бесцветны; CdCl2, CdBr2 и CdI2 очень легко растворимы в воде (около 1 части безводной соли в 1 части воды при 20 °C), CdF2 растворим труднее (1 часть в 25 частях воды).

С серой Кадмий образует сульфид CdS от лимонно-желтого до оранжево-красного цвета, нерастворимый в воде и разбавленных кислотах. Кадмий легко растворяется в азотной кислоте с выделением оксидов азота и образованием нитрата, который дает гидрат Cd(NOa)2·4H2O.

• Химические свойства
• В сухой атмосфере кадмий устойчив, во влажной постепенно покрывается пленкой оксида CdO. Выше температуры плавления кадмий горит на воздухе с образованием оксида CdO бурого цвета:
• 2Cd+O2=2CdO
• Пары кадмия реагируют с парами воды с образованием водорода:
• Cd+H2O=CdCl2+H2↑
• Кадмий медленно реагирует с кислотами:
• Cd+2HCl=CdCl2+H2↑
• Легче всего реакция протекает с азотной кислотой:
• 3Cd+8HNO3=3Cd(NO3)2+2NO↑+4H2O
• Со щелочами кадмий не реагирует.
• В реакциях может выступать в качестве мягкого восстановителя, например, в концентрированных растворах он способен восстанавливать нитрат аммония до нитрита NH4NO2:
• NH4NO3+Cd=NH4NO2+CdO
• Выше температуры плавления кадмий реагирует с галогенами с образованием галогенидов:
• Cd+Cl2=CdCl2
• Физиологическое действие кадмия

Потенциальная опасность для здоровья.  
   Кадмий — один из самых токсичных тяжелых металлов и поэтому Российским СанПиНом он отнесен ко 2-му классу опасности — «высокоопасные вещества». Некоторые источники даже называют кадмий «наиболее опасным экотоксикантом на рубеже тысячелетий» (см., например, бюллетень «Проблемы химической безопасности» от 29.04.1999 г.).

  
   Как и многие другие тяжелые металлы, кадмий имеет отчетливую тенденцию к накоплению в организме — период его полувыведения составляет 10-35 лет. К 50 годам его общее весовое содержание в теле человека может достигать 30-50 мг. Главным «хранилищем» кадмия в организме служат почки (30-60% всего количества) и печень (20-25%).

Остальной кадмий находится в поджелудочной железе, селезенке, трубчатых костях, других органах и тканях. В основном кадмий находится в организме в связанном состоянии — в комплексе с белком-металлотионеином (являющимся, таким образом естественной защитой организма, по последним данным альфа-2 глобулин также связывает кадмий), и в таком виде он менее токсичен, хотя и далеко не безвреден.

Даже «связанный» кадмий, накапливаясь годами способен привести к неприятностям со здоровьем, в частности к нарушению работы почек и повышенной вероятности образования почечных камней. К тому же часть кадмия остается в более токсичной ионной форме.

Поэтому недостаток в организме цинка, железа и кальция может привести к 2-3 кратному повышению усвояемости кадмия из желудочно-кишечного тракта (до 15-20%).

  
   Классическим примером хронического отравления кадмием является заболевание, впервые описанное в Японии в 50-е годы ХХ века и получившее название «итай-итай» (если переводить художественно, то получится что-то типа: «Ох-ох, как больно!»).

Болезнь сопровождалась сильными болями в поясничной области, миалгией (болью в мышцах), а также остеомаляцией (размягчением костей), проявлявшейся хрупкостью и ломкостью костей и деформацией скелета. Налицо были и характерные признаки поражения почек, носившие необратимый характер. Были зафиксированы сотни смертельных исходов «итай-итай».

Это заболевание приняло массовый характер в силу высокой загрязненности окружающей среды в Японии в то время и специфики питания японцев — преимущественно рисом и морепродуктами. Оба продукта способны накапливать кадмий в высоких концентрациях. Исследования показали, что заболевшие «итай-итай» потребляли в сутки до 600 мкг кадмия.

В дальнейшем, в результате мероприятий по охране окружающей среды, частота и острота синдромов, подобных «итай-итай» заметно снизилась.  
   Острое пищевое отравление кадмием наступает при поступлении больших разовых доз с пищей (15-30 мг) или с водой (13-15 мг). При этом наблюдаются признаки острого гастроэнтерита — рвота, боли и судороги в эпигастральной области. Летальная разовая доза для кадмия не определена, но по оценкам ВОЗ может составлять 350-3500 мг. Гораздо опаснее отравление кадмием при вдыхании его паров или кадмий, содержащей пыли (как правило, на связанных с использованием кадмия производствах). Симптомами такого отравления являются отек легких, головная боль, подташнивание или рвота, озноб, слабость и диарея. В результате таких отравлений были зафиксированы смертельные случаи.  

   Экспертами совместной комиссии ФАО (Продовольственной и сельскохозяйственной организацией ООН) и ВОЗ установлен показатель Временного Переносимого Недельного Потребления (ВПНП) для кадмия на уровне 7мкг/кг массы тела человека (т.е. в среднем 1мкг/сутки на 1 кг собственного веса).  

   Данные о канцерогенности кадмия ограничены. В опытах на животных не было зафиксировано возрастание числа опухолей при употреблении кадмия внутрь. Такая тенденция наблюдалась только при вдыхании частиц пыли, содержащих неорганические соединения кадмия. Международным Агентством по Изучению Рака (МАИР) кадмий был отнесен к Группе 2А — «агенты, вероятно являющиеся канцерогенными для человека».

Физиологическое значение.  
   Несмотря на то, что кадмий обнаруживается в организме практически у всех животных (у наземных в на уровне в среднем около 0.5 мг/кг веса, а у морских — от 0.15 до 3 мг/кг), его специфическое физиологическое значение достоверно не установлено.

На основании такого рода фактов некоторые ученые относят кадмий к условно-эссенциальным микроэлементам

Применение кадмия

Кадмий обрёл популярность в 40-е годы 20-го столетия. Именно в это время кадмий превратился в стратегический материал – из него стали делать регулирующие и аварийные стержни атомных реакторов.

Кадмий на первых порах оказался главным «стержневым» материалом прежде всего потому, что он хорошо поглощает тепловые нейтроны. Все реакторы начала «атомного века» (а первый из них был построен Энрико Ферми в 1942 г.

) работали на тепловых нейтронах. Лишь спустя много лет выяснилось, что реакторы на быстрых нейтронах более перспективны и для энергетики, и для получения ядерного горючего – плутония-239.

А против быстрых нейтронов кадмий бессилен, он их не задерживает.

Однако не следует преувеличивать роль кадмия в реакторостроении, т.к. физико-химические свойства этого металла (прочность, твердость, термостойкость – его температура плавления всего 321°C) оставляют желать лучшего. Кадмий был первым стержневым материалом. Затем на первые роли стали выдвигаться бор и его соединения. Но кадмий легче получать в больших количествах.

Кадмиевые сплавы

На производство сплавов расходуется примерно десятая часть мирового производства кадмия. Кадмиевые сплавы используют главным образом как антифрикционные материалы и припои.

Известный сплав состава 99% Cd и 1% Ni применяют для изготовления подшипников, работающих в автомобильных, авиационных и судовых двигателях в условиях высоких температур.

Поскольку кадмий недостаточно стоек к действию кислот, в том числе и содержащихся в смазочных материалах органических кислот, иногда подшипниковые сплавы на основе кадмия покрывают индием.

Припои, содержащие элемент №48, довольно устойчивы к температурным колебаниям.

Сплав кадмия с золотом имеет зеленоватый цвет. Сплав кадмия с вольфрамом, рением и 0,15 % урана 235 — небесно-голубого цвета был получен испанскими учеными в 1998 году.

Защитные покрытия с помощью кадмия

Всем известна оцинкованная жесть, но далеко не все знают, что для предохранения железа от коррозии применяют не только цинкование, но и кадмирование. Кадмиевое покрытие сейчас наносят только электролитически, чаще всего в промышленных условиях применяют цианидовые ванны. Раньше кадмировали железо и другие металлы погружением изделий в расплавленный кадмий.

Несмотря на сходство свойств кадмия и цинка, у кадмиевого покрытия есть несколько преимуществ: оно более устойчиво к коррозии, его легче сделать ровным и гладким. К тому же кадмий, в отличие от цинка, устойчив в щелочной среде.

Кадмированную жесть применяют довольно широко, закрыт ей доступ только в производство тары для пищевых продуктов, потому что кадмий токсичен. У кадмиевых покрытий есть еще одна любопытная особенность: в атмосфере сельских местностей они обладают значительно большей коррозийной устойчивостью, чем в атмосфере промышленных районов.

Особенно быстро такое покрытие выходит из строя, если в воздухе повышено содержание сернистого или серного ангидридов.

Кадмий в производстве химических источников тока

Важнейшей областью применения кадмия является производство химических источников тока. Кадмиевые электроды используются в батареях и аккумуляторах.

Отрицательные пластины никель-кадмиевых аккумуляторов изготовлены из железных сеток с губчатым кадмием в качестве активного агента. Положительные пластины покрыты гидроксидом никеля. Электролитом служит раствор гидроксида калия.

На основе кадмия и никеля изготавливают и компактные аккумуляторы для управляемых ракет, только в этом случае в качестве основы устанавливают не железные, а никелевые сетки.

Никель-кадмиевые щелочные аккумуляторы более надежны, чем свинцовые (кислотные).

Эти источники тока отличаются высокими электрическими характеристиками, стабильностью работы, длительным сроком эксплуатации. Их можно зарядить всего за один час.

1. Около 20 % кадмия идет на изготовление кадмиевых электродов, применяемых в аккумуляторах (никель-кадмиевых и серебряно-кадмиевых), нормальных элементах Вестона, в резервных батареях (свинцово-кадмиевый элемент, ртутно-кадмиевый элемент и др.
2. Пигменты
3. Около 20 % кадмия используется для производства неорганических красящих веществ (сульфиды и селениды, смешанные соли, например, сульфид кадмия — кадмий лимонный).

Источник: https://student.zoomru.ru/him/himicheskij-jelement—kadmij/298758.3517301.s1.html

23. Кадмий и его соединения

Кадмий
(Cd) —
переходный металл 2 группы таблицы
Менделеева.

Электронная
конфигурация [Kr]
4d10 5s2

Получение Основные
источники кадмия — промежуточные
продукты цинкового производства, пыль
свинцовых и медеплавильных заводов.
Сырье обрабатывают концентрированной
серной кислотой и получают CdSO4 в
растворе. Из раствора Cd выделяют,
используя цинковую пыль:

​ CdSO4+Zn→Cd+ZnSO4CdSO4+Zn→Cd+ZnSO4

Полученный
металл очищают переплавкой под слоем
щелочи для удаления примесей цинка и
свинца. Кадмий высокой чистоты получают
электрохимическим рафинированием с
промежуточным очисткой электролита.

Физические
свойства Кадмий
— это мягкий, тягучий, гибкий,
серебристо-белый двухвалентный металл,
который можно легко разрезать. Во многом
он похож на цинк, но он способен
образовывать сложные соединения.

Применение Благодаря
своим физическим свойствам, кадмий
нашел широкое применение в технике и
промышленности (особенно, начиная с
50-х годов XX века).

Основные сферы применения
его использования: для антикоррозийного
покрытия (так называемого кадмирование)
черных металлов, особенно в тех случаях,
когда они контактируют с морской водой,
а также для производства никель-кадмиевых
электрических аккумуляторов и батарей.

Кадмий входит в состав многих сплавов,
как легкоплавких, применяемых в качестве
припоев (например, сплав Вуда (Wood’s
metal) — 50 % Bi, 25 % Pb, 12,5 % Sn, 12,5 % Cd), так и
тугоплавких износостойких (например,
с никелем).

Кадмий используется в
стержнях-замедлителях атомных реакторов,
некоторые соединения кадмия имеют
полупроводниковые свойства и тому
подобное. Довольно долго кадмий
использовался для производства красителей
(пигментов) и в качестве стабилизатора
в производстве пластмасс, однако сейчас,
из-за токсичности, в этих целях он
практически не используется.

Опасность
для здоровья Кадмий
— один из немногих элементов, не
выполняющий конструктивных функций в
человеческом организме. Этот элемент
и его соединения являются чрезвычайно
токсичными даже в незначительных
концентрациях. Имеет свойство накапливаться
в организмах и экосистемах.

Вдыхание
кадмиевой пыли быстро приводит к
заболеваниям, часто смертельным,
дыхательных путей и почек (чаще всего
— почечная недостаточность). Поглощение
любой значительного количества кадмия
вызывает немедленное поражение печени
и почек. Соединения, содержащие кадмий
также канцерогенными. Данные о
канцерогенности кадмия ограничены.

В
опытах на животных не было зафиксировано
роста числа опухолей из употребления
кадмия. Такая тенденция наблюдалась
только с вдыханием частиц пыли, содержащий
неорганические соединения кадмия.

Отравление
кадмием является причиной болезни,
которая впервые была описана в Японии
в 50-х годах XX века и получила название
«Итай-итай» (что дословно означает
«больно-больно»).

• СОЕДИНЕНИЯ
• Гидроксид
  кадмия

Гидроокись
кадмияпредставляет собой мелкокристаллическое
вещество. Ее мелкокристаллическоестроение
является результатом очень большой
скорости зарождения центровкристаллизации
и очень малой скорости роста кристаллов.

1.  Едкие
   щелочи осаждают израстворов солей
   кадмия мелкокристалический студенистый,
   белый осадокгидроксида, не растворимый
   в избытке реагента. Гидроокись хорошо
   растворяется вкислотах, аммиаке и в
   растворах цианидов щелочных металлов:
2. Cd(OH)2+4NH3(OH)=[Cd(NH3)4](OH)2+4H2O
3. Гидроксид
   кадмия относится к числутруднорастворимых
   соединений.
4. Оксид
   кадмия (II)

При
нагревании на воздухе кадмий загорается,
образуя оксидкадмия CdO (молекулярный
вес 128,41). Окисьможно получить также
прокаливанием азотнокислой или углекислой
солей кадмия.Этим путем оксид получается
в виде бурого порошка, имеющего две
модификации:аморфную и кристаллическую.

• Оксид
  кадмиявосстанавливается водородом,
  углеродом и окисью углерода. Водород
  начинаетвосстанавливать CdO при 250-260°по
  обратимой реакции:
• CdO+H2        
  Cd+H2O,
• Которая
  быстро заканчивается при 300°.
• Оксид
  кадмия хорошорастворяется в кислотах
  и в растворе сульфата цинка по обратимой
  реакции:
• CdO
  + H2O+ZnSO4    CdSO4+Zn(OH)2.
• Сульфид
  кадмия

Сульфид
(CdS, молекулярный вес 144,7) является одним
из важных соединений кадмия.

Он
растворяется в концентрированных
растворах соляной и азотной кислот, в
кипящей разбавленной серной кислоте и
врастворах трехвалентного железа; на
холоду в кислотах растворяется плохо
а вразбавленной серной кислоте
нерастворим. Присплавлении металлического
кадмия с серой развитие реакции
сульфидообразованиятормозится
предохранительными пленками CdS. Реакция

2CdO+3S=2CdS+SO2

начинается
при 283° и при 424° проходитс большой
скоростью.

Известны
три модификации CdS: аморфный (желтый) и
две кристаллических(красный и
желтый).Красная разновидность
кристаллического сульфида тяжелее(уд.
вес 4,5) желтой (уд. вес 3). Аморфный CdS при
нагревании до 450° переходит в
кристаллический.

Сульфид
кадмия принагревании в окислительной
атмосфере окисляется до сульфата или
окиси взависимости от температуры
обжига.

Сульфат
кадмия

Сульфат
кристаллизуется из водного раствора в
моноклиннойсистеме с 8/3 молекулами воды
(CdSO4·8/3H2O), устойчив до 74°, но при более
высокой температуре переходитв одноводный
сульфат (CdSO4·H2O).

С повышением температуры
растворимость сульфата нескольковозрастает,
но при дальнейшем повышении температуры
снижается

Было
установленосуществование трех модификаций
сульфата: α, β и γ.

После выделенияпоследней
молекулы воды при 200° из кристаллогидрата
3CdSO4·8H2O образуется  α-модификация,
устойчивая до 500°; придальнейшем повышении
температуры возникает β-модификация,
которая притемпературе выше 735° переходит
в γ-модификацию. Высокотемпературныемодификации
(β и γ) при охлаждении переходят в
α-модификацию.

Источник: https://studfile.net/preview/6830816/page:12/