Руды цветных металлов

                Министерство Образования и Науки Российской Федерации

              Уфимский Государственный Нефтяной Технический Университет

      Кафедра "Геология и разведка нефтяных и газовых месторождений"

                                                  Реферат

                            на тему "Руды цветных металлов."

Выполнили: ст.гр. БГЛ-12-01                                                                        Филимонова А.Д., 
                                                                                                                        Хизабутдинова Э.Р.

Проверил:                                                                                                       Котенев Ю.А. 
                                          

                                                              Уфа 2012

                                            С О Д Е Р ЖА Н И Е

Введение…………………………………………………………...............3

1.Магний……………………………………...…........................................4

2.Олово...………………………...…………............................................…6

3.Никель………………………………….................. .................................9

4.Висмут…………………………………………...................................…11

Список используемой литературы………………… ……………...........13

Введение

Полезные ископаемые представляют собой образования минерального характера, находящиеся в земной коре. Химические и физические свойства этих образований дают возможность  применять их в различных сферах промышленности и жизнедеятельности. Полезные ископаемые представлены твердыми, жидкими и газообразными типами.

Полезные ископаемые в  виде минеральных образований залегают в земной коре скоплениями различного типа – это могут быть жилы, пласты, россыпи, штоки и тому подобное. Территории, где присутствует скопление полезных ископаемых, называют месторождениями. Территории, где имеется скопление  полезных ископаемых в больших количествах, образуют районы, провинции, бассейны.

Наука и специализация, которые  занимаются добычей полезных ископаемых, называется горным делом.

Полезные ископаемые по своим  техническим и практическим свойствам  могут иметь различное назначение в промышленности. Виды полезных ископаемых по назначению:

1. Полезные ископаемые горючего типа – к этим минеральным образованиям относят такие полезные ископаемые, как уголь, нефть, природный газ, сланцы, торф, то есть те полезные ископаемые, переработка которых позволяет получать тепловую энергию.
2. Полезные ископаемые нерудного типа – это всевозможные минеральные образования, которые используются в строительной отрасли. К ним относятся песок, известняк, глина и тому подобное.
3. Руды – это черные, цветные руды, а также руды благородных металлов.
4. Самоцветные и драгоценные камни
5. Воды гидроминерального характера – это полезные ископаемые в виде подземных минеральных и пресных вод.
6. Полезные ископаемые горно-химического вида: к ним относятся минеральные соли, фосфаты, бораты и другие вещества,  используемые в горно-химической промышленности.

Добыча полезных ископаемых на сегодняшний день является приоритетной отраслью человеческой жизнедеятельности, поскольку  полезные ископаемые являются необходимым сырьевым материалом для обеспечения функционирования различного рода систем, которые прочно вошли в современную жизнь и являются незаменимыми. Полезные ископаемые находятся в различных частях света. Добыча полезных ископаемых ведется при помощи специализированной техники и опытных квалифицированных специалистов./4/

Цветные металлы.

Железо и его «производные»— сталь и чугун —называют черными  металлами. Все остальные металлы  относятся к категории цветных. Золото, серебро, платина и другие благородные металлы тоже цветные. Все цветные металлы играют важную   роль в промышленности. Общей отличительной особенностью цветных металлов является способность образовывать окислительную пленку на поверхности. Эта пленка предотвращает дальнейшую коррозию металла. Если сравнивать цветные металлы с черными, то легко заметить, что цветные металлы встречаются в природе реже. Их содержание в руде значительно ниже, чем у черных металлов. Так, для того, чтобы получить 1 т цветного металла, необходимо переработать около десятка тысяч тонн сырья. Поэтому основной задачей современных технологий в цветной металлургии является повышения продуктивности добычи цветных металлов, разнообразие способов их получения./1/

1.Mg — Магний

МАГНИЙ (лат. Magnesium), химический элемент IIА группы третьего периода периодической системы Менделеева, атомный номер 12, атомная масса 24,305. Электронная конфигурация нейтрального атома 1s²2s²p⁶3s², согласно которой магний в стабильных соединениях двухвалентен (степень окисления +2). Простое вещество магний — легкий, серебристо-белый блестящий металл.

Магний относится к щелочноземельным металлам

Физические и  химические свойства: металлический магний обладает гексагональной кристаллической решеткой. Температура плавления 650°C, температура кипения 1105°C, плотность 1,74 г/см³ (магний — очень легкий металл, легче только кальций и щелочные металлы). Стандартный электродный потенциал магния Mg/Mg²⁺ равен –2,37В. В ряду стандартных потенциалов он расположен за натрием перед алюминием.

Поверхность магния покрыта  плотной пленкой оксида MgO, при  обычных условиях надежно защищающей металл от дальнейшего разрушения. Только при нагревании металла до температуры выше примерно 600°C он загорается на воздухе. Горит магний с испусканием  яркого света, по спектральному составу  близкого к солнечному. Поэтому раньше фотографы при недостаточной  освещенности проводили съемку в  свете горящей ленты магния.

При горении магния на воздухе  образуется рыхлый белый порошок  оксида магния MgO:

2Mg + O₂ = 2MgO.

 C холодной водой магний не реагирует (или, точнее, реагирует, но крайне медленно), а с горячей водой он вступает во взаимодействие, причем образуется рыхлый белый осадок гидроксида магния Mg(OH)₂:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂.

Если ленту магния поджечь  и опустить в стакан с водой, то горение металла продолжается. При  этом выделяющийся при взаимодействии магния с водой водород немедленно загорается на воздухе. Горение магния продолжается и в атмосфере углекислого  газа:

2Mg + CO₂ = 2MgO + C.

Способность магния гореть как в воде, так и в атмосфере  углекислого газа существенно усложняет  тушение пожаров, при которых  горят конструкции из магния или  его сплавов.

 Металлический магний при комнатной температуре реагирует с галогенами, например, с бромом:

Mg + Br₂ = MgBr₂.

История открытия: соединения магния были известны человеку с давних пор. Латинское название элемента происходит от названия древнего города Магнезия в Малой Азии, в окрестностях которого имеются залежи минерала магнезита. Металлический магний впервые получил в 1808 английский химик Г. Дэви. Как и в случае других активных металлов — натрия, калия, кальция, для получения металлического магния Дэви использовал электролиз. Электролизу он подвергал увлажненную смесь белой магнезии (в ее состав, судя по всему, входили оксид магния MgO и гидроксид магния Mg(OH)₂) и оксида ртути HgO. В результате Дэви получил амальгаму — сплав нового металла с ртутью. После отгонки ртути остался порошок нового металла, который Дэви назвал магнием.

Магний Дэви был довольно грязным, чистый металлический магний получен впервые в 1828 французским  химиком А. Бюсси.

Нахождение в  природе: магний — один из десяти наиболее распространенных элементов земной коры (8-е место). В ней содержится 2,35% магния по массе. Из-за высокой химической активности в свободном виде магний не встречается, а входит в состав множества минералов — силикатов, алюмосиликатов, карбонатов, хлоридов, сульфатов и др. Магний содержится в морской воде (4% Mg в сухом остатке), в природных рассолах, во многих подземных водах.

Получение: обычный промышленный метод получения металлического магния — это электролиз расплава смеси безводных хлоридов магния MgCl₂, натрия NaCl и калия KCl. В этом расплаве электрохимическому восстановлению подвергается хлорид магния:

MgCl₂ (электролиз) = Mg + Cl₂.

Расплавленный металл периодически отбирают из электролизной ванны, а  в нее добавляют новые порции магнийсодержащего сырья. Так как  полученный таким способом магний содержит сравнительно много — около 0,1% примесей, при необходимости «сырой» магний подвергают дополнительной очистке. С  этой целью используют электролитическое  рафинирование, переплавку в вакууме  с использованием специальных добавок  — флюсов, которые «отнимают» примеси  от магния, или перегонку (сублимацию) металла в вакууме. Чистота рафинированного  магния достигает 99,999% и выше.

Разработан и другой способ получения магния — термический. В этом случае для восстановления оксида магния при высокой температуре  используют кокс:

MgO + C = Mg + CO

или кремний. Применение кремния  позволяет получать магний из такого сырья, как доломит CaCO₃·MgCO₃, не проводя предварительного разделения магния и кальция. С участием доломита протекают реакции:

CaCO₃·MgCO₃ = CaO + MgO + 2CO₂,

2MgO + 2CaO + Si = Ca₂SiO₄ + 2Mg.

Преимущество термического способа состоит в том, что  он позволяет получать магний более  высокой чистоты. Для получения  магния используют не только минеральное  сырье, но и морскую воду.

Применение: основная часть добываемого магния используется для получения различных легких магниевых сплавов. В состав этих сплавов, кроме магния, входят, как правило, алюминий, цинк, цирконий. Такие сплавы достаточно прочны и находят применение в самолетостроении, приборостроении и для других целей.

Высокая химическая активность металлического магния позволяет использовать его при магниетермическом получении  таких металлов, как титан, цирконий, ванадий, уран и др.

Широкое применение находят  многие соединения магния, особенно его  оксид, карбонат и сульфат.

Биологическая роль: магний — биогенный элемент, постоянно присутствующий в тканях всех организмов. Он входит в состав молекулы зеленого пигмента растений — хлорофилла, участвует в минеральном обмене, активирует ферментные процессы в организме, повышает засухоустойчивость растений. Широкое практическое применение находят магниевые удобрения — доломитовая мука, жженая магнезия и др. В организм животных и человека магний поступает с пищей. Суточная потребность человека в магнии — 0,3-0,5 г. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится около 19 г магния. Нарушения обмена магния приводят к различным заболеваниям. В медицине применяют препараты магния — его сульфат, карбонат, жженую магнезию.

Интересные факты.

СЫРЬЕ НА МОСТОВОЙ. При желании магний можно добывать даже из... простого булыжника: ведь в каждом килограмме камня, исподьзуемого для мощения дорог, содержится примерно 20 грамм магния. В таком процессе, правда, пока нет необходимости — магний из дорожного камня был бы слишком дорогим удовольствием.

МАГНИЙ И... ИНФАРКТ. Опыты, проведенные венгерскими учеными на животных, показали, что недостаток магния в организме повышает предрасположенность к инфарктам. Одним собакам давали пищу, богатую солями этого элемента, другим — бедную. К концу эксперимента те собаки, в рационе которых было мало магния, "заработали" инфаркт миокарда./2,4,5/

2.Sn — Олово

ОЛОВО (лат. Stannum), Sn, химический элемент с атомным номером 50, атомная масса 118,710. О происхождении слов «stannum» и «олово» существуют различные догадки. Латинское «stannum», которое иногда производят от саксонского «ста» — прочный, твердый, первоначально означало сплав серебра и свинца. «Оловом» в ряде славянских языков называли свинец. Возможно, русское название связано со словами «ол», «оловина» — пиво, брага, мед: сосуды из олова использовались для их хранения. В англоязычной литературе для названия олова используется слово tin. 

Природное олово состоит  из девяти стабильных нуклидов с массовыми  числами. 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).

 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. 

Физические и химические свойства: простое вещество олово полиморфно. В обычных условиях оно существует в виде b-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 b-Sn 7,228 г/см³. Температура плавления 231,9°C, температура кипения 2270°C.

При охлаждении, например, при  морозе на улице, белое олово переходит  в a-модификацию (серое олово). Серое  олово имеет структуру алмаза (кубическая кристаллическая решетка  с параметром а = 0,6491 нм). 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. (Подробнее  об «оловянной чуме» см. интересные факты об олове, ссылка внизу этой страницы).

 При комнатной температуре  олово, подобно соседу по группе  германию, 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

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

При хранении на воздухе  монооксид SnO постепенно окисляется:

2SnO + O₂ = 2SnO₂.

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, 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 (оловянный камень) SnO₂, содержащий до 78,8 % олова. Гораздо реже в природе встречается 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.

Особо чистое олово  полупроводниковой чистоты готовят  электрохимическим рафинированием или методом зонной плавки.

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), с цинком (упаковочная фольга) и в виде оловянно-свинцовых и оловянно-цинковых припоев. Олово способно прокатываться в тонкую фольгу — 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»).

 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.

Интересные факты.

СО ДНА ОКЕАНА. В 1976 году начало работать необычное предприятие, которое сокращенно называют РЭП. Расшифровывается оно так: разведочно-эксплатуционное предприятие. Оно размещается в основном на кораблях. За Полярным кругом, в море Лаптевых, в районе Ванькиной губы РЭП добывает с морского дна оловоносный песок. Здесь же, на борту одного из судов, работает обогатительная фабрика.

"ОЛОВЯННАЯ ЧУМА". В 1912 году погибла отправившаяся на штурм Южного полюса экспедиция Скотта. Среди снежной пустыни люди остались без горючего, поскольку керосин вытек из разрушившихся по неизвестной причине жестяных баков. Оказалось, что олово паяных швов превратилось в серый порошок — его поразила "оловянная чума". Полиморфное превращение "белого олова" в "серое" было известно давно — на складах многих армий, бывало, не досчитывались то пуговиц на шинелях, то котелков. Однако далеко не сразу разобрались, что развивается это явление только в условиях низких температур — быстрее всего процесс идет при –33 °C. Причем, если пораженные вещи соседствуют с целыми, происходит заражение "здорового" металла, прямо как при настоящей "человеческой" чуме. "Оловянная чума" погубила многие ценнейшие коллекции оловянных солдатиков. Например, в запасниках питерского музея Александра Суворова превратились в труху десятки фигурок — в подвале, где они хранились, лопнули зимой батареи отопления./2,4,5/

3.Ni — Никель

НИКЕЛЬ (лат. Niссolum), Ni, химический элемент с атомным номером 28, атомная масса 58,69. В периодической системе Д. И. Менделеева никель входит в группу VIIIВ и вместе с железом и кобальтом образует в 4-м периоде в этой группе триаду близких по свойствам переходных металлов. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома никеля 3s²p⁶d⁸4s². Образует соединения чаще всего в степени окисления +2 (валентность II), реже — в степени окисления +3 (валентность III) и очень редко в степенях окисления +1 и +4 (соответственно валентности I и IV).

Простое вещество никель в  компактном виде — блестящий серебристо-белый  металл.

Физические и химические свойства: никель — ковкий и пластичный металл. Он обладает кубической гранецентрированной кристаллической решеткой. Температура плавления 1455°C, температура кипения около 2900°C, плотность 8,90 кг/дм³.

На воздухе компактный никель стабилен. Поверхность никеля покрыта тонкой пленкой оксида NiO, которая прочно предохраняет металл от дальнейшего окисления. С водой и парами воды, содержащимися в воздухе, никель тоже не реагирует. Практически не взаимодействует никель и с такими кислотами, как серная, фосфорная, плавиковая и некоторыми другими.

Металлический никель реагирует  с азотной кислотой, причем в результате образуется нитрат никеля (II) Ni(NO₃)₂ и выделяется соответствующий оксид азота, например:

3Ni + 8HNO₃ = 3Ni(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Только при нагревании на воздухе до температуры выше 800°C металлический никель начинает реагировать  с кислородом с образованием оксида NiO.

Оксид никеля обладает основными  свойствами.

При нагревании никель реагирует  со всеми галогенами с образованием дигалогенидов NiHal₂.

При добавлении щелочи к  раствору соли никеля (II) выпадает зеленый  осадок гидроксида никеля:

Ni(NO₃)₂ + 2NaOH = Ni(OH)₂ + 2NaNO₃

История открытия: уже с 17 в. рудокопам Саксонии (Германия) была известна руда, которая по внешнему виду напоминала медные руды, но меди при выплавке не давала. Ее называли купферникель (нем. Kupfer — медь, а Nickel — имя гнома, подсовывавшего горнякам вместо медной руды пустую породу). Как оказалось впоследствии, купферникель — соединения никеля и мышьяка, NiAs. История открытия никеля растянулась почти на полвека. Первым вывод о присутствии в купферникеле нового «полуметалла» (то есть, по тогдашней терминологии, простого вещества, промежуточного по свойствам между металлами и неметаллами) сделал шведский металлург А. Ф. Кронстедт в 1751 году. Однако более двадцати лет это открытие оспаривалось и господствовала точка зрения, что Кронстедт получил не новое простое вещество, а какое-то соединение с серой то ли железа, то ли висмута, то ли кобальта, то ли какого-то другого металла.

Только в 1775 г., через 10 лет  после смерти Кронстедта, швед Т. Бергман  выполнил исследования, позволявшие  заключить, что никель — это простое  вещество. Но окончательно никель как  элемент утвердился только в начале 19-го века, в 1804 году, после скрупулезных исследований немецкого химика И. Рихтера, который для очистки провел 32 перекристаллизации никелевого купороса (сульфата никеля) и в результате восстановления получил чистый металл.

Нахождение в природе: в земной коре содержание никеля составляет около 8·10^–3 % по массе. Возможно, громадные количества никеля — около 17·10¹⁹ т — заключены в ядре Земли, которое, по одной из распространенных гипотез, состоит из железоникелевого сплава. Если это так, то Земля примерно на 3 % состоит из никеля, а среди составляющих планету элементов никель занимает пятое место — после железа, кислорода, кремния и магния. Никель содержится в некоторых метеоритах, которые по составу представляют собой сплав никеля и железа (так называемые железоникелевые метеориты). Разумеется, как практический источник никеля такие метеориты значения не имеют.В морской воде содержание никеля составляет примерно 1·10^–8–5·10^–8 %.

Получение: значительную часть никеля получают из сульфидных медно-никелевых руд. Из обогащенного сырья сначала готовят штейн — сульфидный материал, содержащий, кроме никеля, еще и примеси железа, кобальта, меди и ряда других металлов. Методом флотации получают никелевый концентрат. Далее штейн обычно подвергают обработке для отделения примесей железа и меди, а затем обжигают и образовавшийся оксид восстанавливают до металла. Существуют и гидрометаллургические методы получения никеля, в которых для его извлечения из руды используют раствор аммиака или серной кислоты. Для дополнительной очистки черновой никель подвергают электрохимическому рафинированию.

Применение: основная доля выплавляемого никеля (до 80%) расходуется на приготовление различных сплавов. Так, добавление никеля в стали позволяет повысить химическую стойкость сплава, и все нержавеющие стали обязательно содержат никель. Кроме того, сплавы никеля характеризуются высокой вязкостью и используются при изготовлении прочной брони. Сплав железа и никеля, содержащий 36-38% никеля, обладает удивительно низким коэффициентом термического расширения (это — так называемый сплав инвар), и его применяют при изготовлении ответственных деталей различных приборов.

При изготовлении сердечников  электромагнитов широкое применение находят сплавы под общим названием  пермаллои. Эти сплавы, кроме железа, содержат от 40 до 80 % никеля. Общеизвестны применяемые в различных нагревателях нихромовые спирали, которые состоят  из хрома (10-30 %) и никеля. Из никелевых  сплавов чеканятся монеты. Общее  число различных сплавов никеля, находящих практическое применение, достигает нескольких тысяч.

Высокая коррозионная стойкость  никелевых покрытий позволяет использовать тонкие никелевые слои для защиты различных металлов от коррозии путем  их никелирования. Одновременно никелирование  придает изделиям красивый внешний  вид. В этом случае для проведения электролиза используют водный раствор  двойного сульфата аммония и никеля (NH₄)₂Ni(SO₄)₂.

Никель широко используют при изготовлении различной химической аппаратуры, в кораблестроении, в  электротехнике, при изготовлении щелочных аккумуляторов, для многих других целей.

Специально приготовленный дисперсный никель (так называемый никель Ренея) находит широкое применение как катализатор самых разных химических реакций. Оксиды никеля используют при производстве ферритных материалов и как пигмент для стекла, глазурей и керамики; оксиды и некоторые  соли служат катализаторами различных  процессов.

Биологическая роль: никель относится к числу микроэлементов, необходимых для нормального развития живых организмов. Однако о его роли в живых организмах известно немного. Известно, что никель принимает участие в ферментативных реакциях у животных и растений. В организме животных он накапливается в ороговевших тканях, особенно в перьях. Повышенное содержание никеля в почвах приводят к эндемическим заболеваниям — у растений появляются уродливые формы, у животных — заболевания глаз, связанные с накоплением никеля в роговице. Токсическая доза (для крыс) — 50 мг. Особенно вредны летучие соединения никеля, в частности, его тетракарбонил Ni(CO)₄. ПДК соединений никеля в воздухе составляет от 0,0002 до 0,001 мг/м³ (для различных соединений)./2,3/

4.Bi — Висмут

ВИСМУТ (лат. Bismuthum), химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 83, атомная масса 208,9804.

Серебристо-серый металл с розоватым оттенком. Природный  висмут состоит из одного нуклида  ²⁰⁹Bi. Конфигурация внешнего электронного слоя 6s²p³. Висмут образует соединения в степенях окисления +3, +5, –3 (валентности III и V) и очень редко +1 и +2.

В периодической системе  висмут — последний стабильный (не радиоактивный) элемент. По некоторым  данным, ²⁰⁹Bi слабо радиоактивен, но его период полураспада столь велик (около 10¹⁷ лет), что этот нуклид можно считать стабильным.

Название: введен в химическую номенклатуру в 1819 году шведским химиком Й. Берцелиусом. Происхождение названия элемента однозначного объяснения не имеет.

Свойства: при обычном давлении существует только одна ромбоэдрическая модификация висмута. Температура плавления 271,4°C (висмут — один из самых легкоплавких металлов), температура кипения 1564°C, плотность 9,80 кг/дм³. При плавлении висмут уменьшается в объеме (как лед), т.е. твердый висмут легче жидкого. При высоких давлениях существуют другие модификации металлического висмута. Висмут хрупок, легко растирается в порошок. Висмут — самый сильный диамагнетик среди металлов.

В сухом воздухе висмут не окисляется, во влажной атмосфере  постепенно покрывается пленкой  оксидов. При нагревании выше 1000°С сгорает  с образованием основного оксида Bi₂O₃.

Растворимые соли висмута  ядовиты.

История открытия: висмут известен с 15 века, но его долго принимали за разновидность олова, свинца или сурьмы. В 1529 году немецкий ученый в области горного дела и металлургии Г. Агрикола дал первые сведения о металлическом висмуте, его добыче и переработке. Химическую индивидуальность висмута первым установил в 1739 году И. Потт.

Получение: источником висмута служат свинцовые, оловянные и другие руды, где он содержится как примесь. При промышленном получении висмута сначала из свинцовых и медных руд (содержание висмута в которых обычно составляет десятые и даже сотые доли процента) готовят концентрат. Концентраты перерабатывают гидрометаллургическим путем, иногда их подвергают металлотермической обработке (с использованием в качестве восстановителей кальция (Ca) или магния (Mg)). На заключительной стадии очистки висмута применяют экстракцию, различные химические и электрохимические методы. В России первые килограммы металлического висмута получил в 1918 году К. А. Ненадкевич, разработавший технологию его выплавки.

Нахождение в природе: содержание висмута в земной коре очень мало и составляет всего 9·10^–7% (71-е место среди всех элементов). В природе иногда встречается в свободном виде. Важнейшие минералы: висмутин, или висмутовый блеск, Bi₂S₃ (81,3% Bi), козалит Pb₂Bi₂S₅ (42% Bi), бисмит Bi₂O₃(89,7% Bi) и некоторые другие. Висмут — редкий рассеянный элемент, его собственные минералы (например, висмутин, бисмит) очень редки.