Йод 2

Йод знают все. Порезав палец, мы тянемся к склянке с йодом, точнее, с его спиртовым раствором. Но не все знают, насколько важно содержание йода в нашем организме. Йод является очень сильным антисептическим препаратом. Однако йод служит не только для смазывания ссадин и царапин. Хотя йода в человеческом организме всего 25 мг, он играет важную роль. Большая часть "человеческого йода" находится в щитовидной железе: он входит в состав вещества, которое регулирует обмен веществ в организме. При недостатке йода задерживается физическое и умственное развитие и возникает болезнь, называющаяся эндемический зоб. Это чаще случается в высокогорных районах, где естественное содержание йода в воздухе, воде и пище очень низкое.

Йод — химический элемент VII группы периодической системы Менделеева. Атомный номер — 53. Относительная атомная масса — 126,9045 ± 0,0001. Галоген. Из имеющихся в природе галогенов — самый тяжёлый, если, конечно, не считать радиоактивный короткоживущий астат. Практически весь природный йод состоит из атомов одного-единственного изотопа с массовым числом 127, его содержание в земной коре — 4х10-5% по массе. Радиоактивный йод-125 образуется в ходе естественных радиоактивных превращений. Из искусственных изотопов йода важнейшие — йод-131 и йод-133, их в основном используют в медицине.

I2 — галоген. Темно-серые кристаллы с металлическим блеском. Летуч. Плохо растворяется в воде, хорошо — в органических растворителях (с фиолетовым или коричневым окрашиванием раствора) или в воде с добавкой солей-йодидов. Слабый окислитель и восстановитель. Реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, металлами, неметаллами, щелочами, сероводородом. Образует соединения с другими галогенами.

Молекула элементного йода, как и прочих галогенов, состоит из двух атомов. Йод — единственный из галогенов — находится в твёрдом состоянии при нормальных условиях. Красивые тёмно-синие кристаллы йода больше всего похожи на графит. Отчётливо выраженное кристаллическое строение, способность проводить электрический ток — все эти "металлические" свойства характерны для чистого йода.

Кальций

Соединения кальция — известняк, мрамор, гипс (а также известь — продукт известняка) — уже в глубокой древности применялись в строительном деле. Вплоть до конца 18 века химики считали известь простым телом. В 1789 А. Лавуазье предположил, что известь, магнезия, барит, глинозём и кремнезём — вещества сложные. В 1808 году Дэви, подвергая электролизу с ртутным катодом смесь влажной гашеной извести с окисью ртути, приготовил амальгаму кальция, а отогнав из неё ртуть, получил металл, названный "кальций" (от лат. Calх, род. падеж calcis — известь).

Кристаллическая решетка

Кристаллические решётки металлов могут быть различных типов, однако для кальция характерна гранецентрированная кубическая решётка.

Размеры, форму и взаимное расположение кристаллов в металлах изучают металлографическими методами. Наиболее полную оценку структуры металла в этом отношении даёт микроскопический анализ его шлифа. Из испытуемого металла вырезают образец, и его плоскость шлифуют, полируют и протравливают специальным раствором (травителем). В результате травления выделяется структура образца, которую рассматривают или фотографируют с помощью металлографического микроскопа.

Кальций — лёгкий металл (d = 1,55), серебристо-белого цвета. Он более твёрд и плавится при более высокой температуре (851 °С) по сравнению с натрием, который расположен рядом с ним в периодической системе. Это объясняется тем, что на один ион кальция в металле приходится два электрона. Поэтому химическая связь между ионами и электронным газом у него более прочная, чем у натрия. При химических реакциях валентные электроны кальция переходят к атомам других элементов. При этом образуются двухзарядные ионы.