Кадмій

Проста речовина — кадмій. М'який ковкий метал, алотропнихмодифікацій не має..Густина 8,65, т-ра плавлення 321,1 °C, температура кипіння — 766,5 °C. Кларк К. — 1,35·10-35 %. Реагує з кислотами. Розчинні сполуки отруйні. Утворює рідкісні мінерали: гринокіт CdS (77,7 % Cd), отавіт CdCO₃, кадмоселіт CdSe, монтепоніт CdO (87,5 % Cd). Входить у вигляді ізоморфної домішки до мінералів цинку, особливо до сфалериту. Домішка Cd (тисячні частки %) є в гідротермальних рудах, де він присутній у сфалериті, галеніті та ін., головним чином сульфідних мінералах. Підвищений вміст кадмію до 1,5 % характерний для малозалізистих сфалеритів.

У вологому повітрі покривається захисною оксидаційною плівкою з CdO, при сильному нагріванні згорає доCdO. Галогенами легко оксидується до галідів. Розчиняється в мінеральних кислотах, у лугах не розчинний. Реагує з киснем при нагріванні, а також з кислотами.

Кадмій (лат. cadmia, грец. kadmeia означає цинкова руда) був відкритий в Німеччині в 1817 Фрідріхом Штрогмеєром. Штронгмеєр знайшов новий елемент у забрудненні оксиду цинку, і близько 100 років Німеччина залишалася єдиною країною, що імпортувала цей метал. Вчений назвав метал кадмієм, підкресливши його «родинні зв'язки» з цинком: грецьке слово «кадмія» означало «цинкова руда».

Кадмій належить до числа рідкісних розсіяних елементів, його кларк (відсоток вмісту за масою) в земній корі становить 1,3·10⁻⁵%. Для кадмію характерна міграція в гарячих підземних водах разом з цинком та іншими халькофільними елементами (тобто хімічними елементами, схильними до утворення природних сульфідів, селенідів, телуридів, сульфосолей, що іноді зустрічаються в самородному стані) і концентрація в гідротермальних відкладеннях. Вулканічні породи містять до 0,2 мг кадмію на кг, серед осадових порід найбільш багаті кадмієм глини — до 0,3 мг/кг, вапняки містять 0,035 мг/кг, пісковики — 0,03 мг/кг. Середній вміст кадмію в ґрунті — 0,06 мг/кг.

Хоча відомі самостійні мінерали кадмію — гринокіт (CdS), отавіт (CdCO₃), монтепоніт (CdO) і селенід (CdSe), своїх покладів вони не утворюють, а присутні у вигляді домішок у цинкових, свинцевих, мідних і поліметалічних рудах, що і є основним джерелом промислового добування кадмію.

В певній мірі кадмій присутній і в повітрі. Вміст кадмію в повітрі становить 0,1⁻⁵ нг/м³ в сільській місцевості (1 нг чи 10⁻⁹ г), 2-15 нг/м³ — в містах і від 15 до 150 нг/м³ — в промислових районах. Пов'язано це з тим, що багато видів вугілля містять кадмій у вигляді домішок і, при спалювання на теплоелектростанціях, він потрапляє в атмосферу. При цьому велика його частина осідає на ґрунт. Також збільшенню вмісту кадмію в ґрунті сприяє використання мінеральних добрив, бо всі вони містять незначні домішки кадмію.

Кадмій може накопичуватись в рослинах (більш всього в грибах) і живих організмах (особливо у водних) і далі харчовим ланцюгом може «постачатись» людині. Багато кадмію в сигаретному димі.

Природний кадміум складається з 6 стійких ізотопів. Було виявлено 27 найстійкіших радіоізотопів: ¹¹³Cd з періодом напіврозпаду 7,7 квадрильйонів років, ¹⁰⁹Cd з періодом напіврозпаду 462,6 днів і ¹¹⁵Cd з періодом напіврозпаду 53,46 годин. Всі інші радіоактивні ізотопи мають період напіврозпаду менше 2,5 годин і більшість з них мають період напіврозпаду менше 5 хвилин. Цей елемент має 8 метастабільних станів, найстійкіші з них: ¹¹³Cd (t_½ 14,1 років), ¹¹⁵Cd (t_½ 44,6 днів) і ¹¹⁷Cd (t_½ 3,36 годин).

Ізотопи кадмію мають атомну масу в межах від 96,935 Дн (Cd-97) до 129,934 Дн (Cd-138).Основний вид розпаду найбільш розповсюдженого стійкого ізотопу ¹¹²Cd — це захоплення електрона і його бета-випромінювання. Продуктом розпаду до операції є елемент 47 (срібло), а після — елемент 49 (індій).

Світове виробництво кадмію на початку XXI ст. становить бл. 20 млн т. З них країни Азії дають 45 %, Америки — 25 %, Європи — 27 %.

Основні джерела кадмію — проміжні продукти цинкового виробництва, пил свинцевих і мідеплавильних заводів. Сировину обробляють концентрованою сірчаною кислотою і одержують CdSO₄ в розчині. З розчину Cd виділяють, використовуючи цинковий пил:

${\displaystyle \mathrm {CdSO_{4}+Zn\rightarrow Cd+ZnSO_{4}} }$

Отриманий метал очищають переплавкою під шаром лугу для видалення домішок цинку і свинцю. Кадмій високої чистоти отримують електрохімічним рафінуванням з проміжним очищенням електроліту.

Кадмій — це м'який, тягучий, гнучкий, сріблясто-білий двовалентний метал, який можна легко розрізати. Багато в чому він схожий на цинк, але він здатний утворювати складніші сполуки.

За хімічними властивостями кадмій подібний до цинку, однак є менш активним. При звичайній температурі на повітрі поверхня металевого кадмію вкривається оксидною плівкою, яка ускладнює проведення реакцій — більшість взаємодій проходять при нагріванні.При спаленні кадмію у струмені кисню утворюється його оксид:

${\displaystyle \mathrm {2Cd+O_{2}{\xrightarrow {325-350^{o}C}}2CdO} }$

При контакті з водою кадмій пасивується через появу гідроксидної плівки Cd(OH)₂, однак він активно розкладає перегріту водну пару:

${\displaystyle \mathrm {Cd+H_{2}O{\xrightarrow {>350^{o}C}}CdO+H_{2}} }$

Окрім кисню, металевий кадмій взаємодіє також із галогенами, сіркою, селеном, фосфором (з утворенням домішок):

${\displaystyle \mathrm {Cd+Cl_{2}{\xrightarrow {450-500^{o}C}}CdCl_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {Cd+S{\xrightarrow {>350^{o}C}}CdS} }$

${\displaystyle \mathrm {3Cd+2P{\xrightarrow {600-680^{o}C}}Cd_{3}P_{2}} }$

Відновні властивості у кадмію слабші, ніж у цинку, але він так само відновлює деякі неметали з оксидів та метали в їхніх солях (у розчинах):

${\displaystyle \mathrm {3Cd+SO_{2}{\xrightarrow {600-800^{o}C}}CdS+2CdO} }$

${\displaystyle \mathrm {Cd+CuSO_{4}\rightarrow CdSO_{4}+Cu} }$

${\displaystyle \mathrm {Cd+2FeCl_{3}\rightarrow CdCl_{2}+2FeCl_{2}} }$

Кадмій може виступати як комплексоутворювач, координуючи 3, 4 або 6 лігандів:

${\displaystyle \mathrm {2Cd+8NaCN(conc.)+2H_{2}O+O_{2}\rightarrow 2Na_{2}[Cd(CN)_{4}]+4NaOH} }$

${\displaystyle \mathrm {2Cd+8NH_{4}OH(conc.)+O_{2}\rightarrow 2[Cd(H_{2}O)_{2}(NH_{3})_{4}](OH)_{2}+2H_{2}O} }$

Завдяки своїм фізичним властивостям, кадмій знайшов широке застосування в техніці та промисловості (особливо, починаючи з 50-х років XX століття). Основні сфери застосування його використання: для антикорозійного покриття (так званого кадміювання) чорних металів, особливо в тих випадках, коли вони контактують з морською водою, а також для виробництва нікеле-кадмієвих електричних акумуляторів і батарей. Кадмій входить до складу багатьох сплавів, як легкоплавких, що застосовуються як припої (наприклад, сплав Вуда (Wood's metal) — 50 % Bi, 25 % Pb, 12,5 % Sn, 12,5 % Cd), так і тугоплавких зносостійких (наприклад, з нікелем). Кадмій використовується в стержнях-сповільнювачах атомних реакторів, деякі сполуки кадмію мають напівпровідникові властивості тощо. Досить довго кадмій використовувався для виробництва барвників (пігментів) і як стабілізатор у виробництві пластмас (наприклад, поліхлорвінілу), однак нині, через токсичність, в цих цілях він практично не використовується.

Кадмій — один з небагатьох елементів, що не виконує конструктивних функцій в людському організмі. Цей елемент і його сполуки є надзвичайно токсичними, навіть, у незначних концентраціях. Має властивість накопичуватись в організмах і екосистемах.

Вдихання кадмієвого пилу швидко призводить до захворювань, часто смертельних, дихальних шляхів і нирок (найчастіше — ниркова недостатність). Поглинення будь-якої значної кількості кадмію викликає негайне ураження печінки і нирок. Сполуки, що містять кадмій, є також канцерогенними. Дані про канцерогенність кадмію обмежені. В дослідах на тваринах не було зафіксовано зростання числа пухлин із вживання кадмію. Таку тенденцію спостерігали лише із вдиханням частинок пилу, що містив неорганічні сполуки кадмію.

Отруєння кадмієм є причиною хвороби, яку вперше описали в Японії в 50-х роках XX століття і яку назвали «Ітай-ітай» (що дослівно означає «боляче-боляче»).

• Сполуки кадмію
• Мінерали кадмію

• Глосарій термінів з хімії / уклад. Й. Опейда, О. Швайка ; Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Дон. : Вебер, 2008. — 738 с. — ISBN 978-966-335-206-0.
• Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Донбас, 2004. — Т. 1 : А — К. — 640 с. — ISBN 966-7804-14-3.
• Р. Рипан, И. Чертяну. Неорганическая химия: Химия металлов: В 2 т. — М.: Изд. «Мир», 1971. — Т. 1. — 561 с.
• Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. 3-е изд., испр./Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева; Под ред. Р. А. Лидина. — М.: Химия, 2000. 480 с.: ил. — ISBN 5-7245-1163-0.
• U.S. Geological Survey, 2020, Mineral commodity summaries 2020: U.S. Geological Survey, 200 p. [Архівовано 7 серпня 2020 у Wayback Machine.], https://doi.org/10.3133/mcs2020.