ЭЛЕМЕНТЫ VIIБ ГРУППЫ. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА. Технеций, рений

Элементы и их символы: марганец Мn, технеций Тс, рений Rе, элемент 107. Элемент 107 (названия и символа пока не имеет) — радиоактивный эле­мент, искусственно полученный впервые в 1975 г. в лаборатории Объединен­ного института ядерных исследований (г. Дубна, СССР). Изотоп элемента 107 с массовым числом 261 образуется при бомбардировке ядер висмута-209 ядрами хрома-54: ²⁰⁹₈₃Bi + ⁵⁴₂₄Cr = ²⁶¹(107) + 2¹₀n.

Этот изотоп имеет период полураспада 2 мс. Более устойчив с периодом полураспада 0,115 с изотоп элемента 107 с массовым числом 262.

Свойства элементов VIIБ группы представлены в табл. 1. В отличие от элементов VБ и VIБ групп, элементы данной группы не обнаруживают склонности к образованию изополи- и гетерополисоединений.

Таблица 1.

Свойства элементов VIIБ группы

ТЕХНЕЦИЙ

Технеций Тс — искусственно полученный радиоактивный металл, который об­разуется как продукт распада урана в ядерном реакторе. Наиболее долгоживущий изотоп — технеций-98 имеет период полураспада более четырех миллионов лет. Впервые технеций синтезирован в 1937 г. (Сегре и Перье, Италия).

Свойства технеция очень похожи на свойства его аналога — рения. Наи­более устойчивы соединения технеция в степени окисления (+7). Оксид технеция (VII) Тс₂O₇ проявляет кислотные свойства. Ему соответствует технециевая кислота НТсО₄ (ее соли — пертехнетаты). Это сильная кислота.

РЕНИЙ

Рений Rе — один из наиболее редких элементов на Земле. Впервые выделен в 1925 г. (Ноддак, Такке и Берг, Германия). В природе рений встречается как спутник молибдена, платины и меди.

Рений — очень высокоплавкий металл, похожий на платину. Устойчив на воздухе. Используется в качестве катализатора и для получения кроющего слоя ламп накаливания.

В своих соединениях рений в основном имеет высшую степень окисления (+7). Оксид рения (VII) Rе₂O₇ — желтое легколетучее твердое вещество, т. пл. 301°С,т. кип. 362°С. Проявляет кислотные свойства. Ему соответствует рениевая кислота НRеО₄ (ее соли — перренаты). Это сильная кислота. Перренат калия КRеО₄ — белое твердое вещество, мало растворимое в воде.

2. МАРГАНЕЦ

Открытие. В свободном виде марганец Мn впервые был получен в 1774 г, (Ган, Швеция); минерал пиролюзит известен с глубокой древности.

Распространение в природе. Марганец—14-й элемент по распространенности на Земле, а после железа — второй тяжелый металл, содержащийся в земной коре. Сопутствует железу во многих его рудах, однако встречаются и самостоятельные месторождения марганца. Очень велики запасы марганца на дне мирового океана (в виде железо-марганцевых конкреций).

Минералы: пиролюзит МnО₂, гаусманит (Мn^IIМn₂^III)О₄, манганит (бурая марганцевая руда) Мn(ОН), родохрозит (марганцевый шпат, малиновый шпат) МnО₃, браунит 3Мn₂О₃*МnSiO₃.

Физиологическое действие. Марганец – полезный микроэлемент для выс­ших растений и животных. При дефиците марганца в почве снижается уро­жайность культурных растений. Марганец активирует многие ферменты, вхо­дит в состав крови.

Получение.

1. Из гаусманита или прокаленного пиролюзита (переходит в гаусманит) алюминотермическим методом: 3(Мn^IIМn^III)О₄ + 8А1 = 9Мn + 4А1₂О₃.

2. Восстановление железосодержащих оксидных руд марганца коксом. Этим способом в металлургии обычно получают ферромарганец.

Свойства. Твердый хрупкий неблагородный металл, имеет цвет железа, на воздухе принимает серую окраску вследствие обра­зования оксидного слоя. Реагирует с горячей водой и кислотами с образо­ванием соединений марганца (II).

Применение. Используется для приготовления специальных сплавов. Сплавы ферромарганец и зеркальный чугун применяют в металлургии же­леза и стали. Сплавы:

ферромарганец (80 % Мn + 20 % Fе);

зеркальный чугун (Fе с 6—20 % Мn, 4—6 % С и до 1 % Si);

марганцевые стали (до 1—2 % Мn), марганцевые твердые стали (до 10—15 % Мn);

гейслеровы сплавы — ферромагнитные сплавы неферромагнитных метал­лов (например, 59 % Сu + 26,5 % Мn + 14,4 % А1);

манганин (82—84 % Сu + 12—15 % Мn + 2—4 % Ni).

3. СОЕДИНЕНИЯ МАРГАНЦА

В соединениях марганец проявляет степени окисления от (+7) до ( + 2). Оксиды и гидроксиды марганца (II) обладают основными свойствами, а ок­сиды и гидроксиды марганца (IV) и (VII)—кислотными свойствами.

Устойчивые состояния окисления марганца: (+2) и (+7) в кислотной среде, и (+4) и (+6) в щелочной среде.

Соединения марганца (П). Большинство этих соединений окрашено в ро­зовый цвет. Хлорид марганца (П) МnС1₂*4Н₂О — кристаллы, легко раствори­мые в воде. Сульфат марганца (П) МnSО₄*5Н₂О является удобрением для растений, его также добавляют в микроколичествах в корм для скота. Гидроксид марганца (II) Мn(ОН)₂ выпадает в инертной атмосфере в виде белого осадка из растворов солей марганца (II) при добавлении щелочей. Это неамфотерный гидроксид, и он не реагирует с избытком щелочи. На воздухе оса­док быстро принимает серую окраску в результате постепенно протекающего окисления гидроксида марганца (II) до соединений марганца (III) и даже до соединений марганца (IV). Сульфид марганца (II) МnS выпадает в виде ха­рактерно окрашенного (в «телесный» цвет) осадка из растворов солей мар­ганца (II) при добавлении сульфида аммония; при стоянии осадок «стареет» и приобретает зеленую окраску. Стеарат марганиа (II) Мn(С₁₇Н₃₅СОО)₂ ис­пользуется в качестве сиккатива для олифы.

Соединения марганца (III). Из этих соединений наиболее известен поли­гидрат оксида марганца (III) Мn₂О₃*nН₂О, который используется в качестве компонента коричневой малярной краски. Умбра — темно-коричневая худо­жественная краска, которую приготавливают прокаливанием природной смеси гидратированных оксидов марганца (III), железа(III) и алюминия.

Соединения марганца (IV). Самое известное и устойчивое (встречается в природе) соединение марганца (IV) — это его оксид МnО₂ (в минералогии называется пиролюзитом). Он представляет собой серо-черный порошок, ко­торый при 530 °С частично отщепляет кислород:

3Мn0₂ = (Мn^IIМn₂^III)O₄ + O₂.

Применяют в качестве деполяризатора в сухих гальванических батареях и белителя расплавленной стекольной массы.

Соединения марганца (V) и марганца (VI). При сплавлении оксида мар­ганца (IV) с нитратом и карбонатом натрия или при обработке раствора перманганата избытком щелочи образуются манганаты (VI) М^I₂МnО₄: 4КМnО₄ + 4КОН = 4К₂МnО₄ + 2Н₂О + О₂.

Все манганаты (VI) имеют зеленую окраску. На холоду в еще более сильной щелочной среде образуются голубые манганаты (V) М^I₃МnО₄, например К₃МnО₄. При подкислении раствора все манганаты в отсутствие хлоридов диспропорционируют на соответствующие перманганаты и оксид марганца (IV); 3К₂МnО₄ + 2Н₂SО₄ = 2КМnО₄ + МnО₂ + 2К₂SО₄ + 2Н₂О.

Кислоты, соответствующие манганатам (V) и (VI), неизвестны ни в инди­видуальном виде, ни в растворе.

Соединения марганца (VII). Это наиболее практически важные соедине­ния марганца. Оксид марганца (VII) Мn₂О₇ — черно-фиолетовая маслообразная жидкость (при комнатной температуре), образующаяся из перманганатов и концентрированной серной кислоты. Взрывоопасен. С водой образует марганцовую кислоту НМnО₄ темно-фиолетового цвета:

Мn₂O₇ + Н₂О = 2НМnО₄

Это сильная в водном растворе кислота, но в индивидуальном состоянии она не получена.

Из ее солей — перманганатов — важнейшим является перманганат калия КМnО₄. Он представляет собой буро-фиолетовые кристаллы, которые, рас­творяясь в воде, окрашивает ее в интенсивно-фиолетовый цвет. При повы­шении температуры перманганат калия ступенчато разлагается с отщепле­нием кислорода:

2КМnО₄ = К₂МnО₄ + МnО₂ + О₂;

4КМnО₄ = 4МnО₂ + 2К₂О + 3О₂;

3МnO₂ = (Мn^IIМn₂^III)О₄ + О₂.

Перманганаты — очень сильные окислители и в растворе, и в расплаве. Так, перманганат калия окисляет конц. хлороводородную кислоту:

2КМnО₄ + 16НС1 = 2КС1 + 2МnС1₂ + 8Н₂О + 5С1₂.

Перманганат калия применяют в химическом анализе (перманганатометрия), как дезинфицирующее средство и противоядие для цианидов и боевых отравляющих веществ. Растворимые перманганаты оставляют на коже бурые пятна, которые удаляются смесью сульфита натрия и хлороводородной кис­лоты, поскольку образуется бесцветный дитионат марганиа (II).

Обнаружение. Соединения марганца при сплавлении со смесью карбо­ната и нитрата натрия образуют манганаты(VI), имеющие зеленую окраску. При подкислении концентрированного раствора манганата (VI) выделяется в виде бурого хлопьевидного осадка МnО₂ и цвет раствора меняется на фио­летовый.

ЭЛЕМЕНТЫ VIБ ГРУППЫ

1. Общая характеристика

2. Хром и его соединения.

3. Молибден, вольфрам и их соединения

1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА

Элементы и их символы: хром Сr, молибден Мо, вольфрам W, элемент 106.

Элемент 106 (названия и символа пока не имеет) – радиоактивный эле­мент, искусственно полученный впервые в 1974 г. в лаборатории Объединен­ного института ядерных исследований (г. Дубна, СССР), изотоп с массовым числом 263 имеет период полураспада, равный 0,9 с. Свойства элементов VIБ группы представлены в табл. 1.

Таблица 1.

Свойства элементов VIБ группы.

Изополисоединения. Оксиды хрома, молибдена и вольфрама в степени окисления (+6) проявляют в основном кислотные свойства. Кроме соответ­ствующих им мономерных кислот — хромовой Н₂СrО₄ (соли — хроматы), мо­либденовой Н₂МоО₄ (соли — молибдаты) и вольфрамовой Н₂WO₄ (соли — вольфраматы) известны изополикислоты и отвечающие им изополисоли, со­держащие в молекуле несколько атомов элементов VIБ группы, например дихромовая кислота Н₂Сr₂О₇ (соли — дихроматы).

Гетерополисоединения. Эти кислородные соединения включают несколько атомов Мо^VI или W^VI вместе со многими кислотообразующими элементами, например Р^V. Состав гетерополисоединений очень сложный, например вольфрамофосфорная кислота имеет формулу Н₃[Р(W₃О₁₀)₄].

2. Хром и его соединения.

Открытие. Хром впервые обнаружен в 1797 г. (Воклен, Франция) в минерале крокоите и получен в свободном виде путем восстановления углем.

Распространение в природе. Встречается только в связанном виде, иногда как спутник алюминия, например в минералах рубин и изумруд, в которых атомы алюминия в небольшой степени замещены на атомы хрома.

Минералы: хромит (Сr₂Fе^II)О₄, крокоит (красная свинцовая руда) РbСrО₄.

Физиологическое действие. Растворимые соединения хрома ядовиты, туман хромовой кислоты повреждает слизистые оболочки носа и дыхательных путей, хроматы и дихроматы разъедают кожу и вызывают экзему, а также повышенную чувствительность к аллергенам.

Получение.

1. Алюмотермический способ, сырьем служит хромит: Сr₂О₃ + 2А1 = А1₂О₃ + 2Сr.

С помощью этого способа получают чистый хром.

2. Восстановление хромита коксом в электропечах: (Сr₂Fе^II)О₄ + 4С = Fе + 2Сr + 4СО

Этим способом получают сплав феррохром.

Свойства. Голубовато-белый, блестящий, очень твердый и хрупкий металл, сохраняет блеск даже во влажном воздухе. Медленно взаимодействует с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с об­разованием солей хрома (II). Азотная кислота и царская водка на холоду полностью пассивируют хром, а при кипячении реагируют очень медленно.

Применение. Хром используют для нанесения защитных покрытий на поверхности других металлов. Компонент специальных легированных сталей; даже небольшое количество хрома сильно повышает механическую прочность и коррозионную устойчивость стали. Так, стали с содержанием хрома более чем 12 % по коррозионной устойчивости не уступают благородным металлам, например, сталь с 18 % Сr и 8 % Ni ведет себя как молибден, ванадий ила титан.

Хромирование. При так называемом твердом хромировании создают износостойкий и коррозионно-устойчивый слой хрома толщиной до 500 мкм непосредственно на по­верхности стали.

Соединения хрома

Для хрома распространенные степени окисления (+3) и (+4), известны также соединения хрома (II) и (IV).

Большинство соединений хрома (III) образуют кристаллогидраты, чаща зеленого цвета, они легко переводятся гипохлоритом натрия в соединения хрома (VI). При восстановлении соединений хрома (III) цинком в хлоро­водородной кислоте образуются очень неустойчивые соединения хрома (II) синего цвета.

Оксид хрома (III) Сr₂О₃ — зеленый порошок, не реагирует с водой, кис­лотами и щелочами. Применяют как малярный пигмент и материал, поли­рующий твердые металлы (и сам хром). Гидроксид хрома (III) Сr(ОН)₃ выпадает в виде серо-голубовато-зеленого осадка из растворов солей хро­ма (III) при добавлении щелочей. Обладает амфотерными свойствами и при избытке щелочи в водном растворе переходит в соответствующие гексагидроксохроматы(III), например Nа₃[Сr(ОН)₆]. Сульфат хрома (III) калия обра­зует кристаллогидрат КСr(SО₄)₂*12Н₂О фиолетовой окраски, известный под названием хромокалиевых квасцов. Раствор этого соединения в зависимости от концентрации, температуры и толщины слоя окрашивается в темно-крас­ный, фиолетовый или зеленый цвет. Квасцы применяют в процессе дубления кож.

Оксид хрома (IV) СrО₂ — черный ферромагнитный порошок, который ис­пользуется для изготовления видео и звукомагнитных лент.

Оксид хрома (VI) СrO₃ существует в виде красных очень гигроскопичных кристаллов, легко разрушающих органические материалы. Сильный окислитель; метанол и многие другие органические вещества воспламеняются при соприкосновении с СrO₃. Оксид хрома (VI) применяют как компонент гальванических ванн.

Хромовая кислота Н₂СrО₄ и дихромовая кислота Н₂Сr₂О₇ могут быть по­лучены из СrО₃ добавлением соответственно большого и малого количества воды. Хромовая кислота и ее соли — хроматы — имеют желтый цвет, а дихро­мовая кислота и ее соли — дихроматы — оранжевый цвет. Хроматы при подкислении переходят в дихроматы, наоборот, дихроматы при подщелачивании переходят в хроматы: 2NaCrO₄ + Н₂SО₄ = Nа₂Сг₂О₇ + Н₂О + Nа₂SО₄,

NaCrO₄ + 2NаОН = 2Nа₂СrO₄ + Н₂О

Дихромат калия К₂Сr₂О₇ и дихромат натрия Nа₂Сr₂О₇ образуются в виде оранжево-красных кристаллов, легко растворимых в воде; натриевая соль гигроскопична. Применяют в качестве окислителей, например, в производстве антрахинона из антрацена, для получения хромовых пигментов, оксида хро­ма (VI) и других соединений хрома. Дихроматы калия и натрия используют также для задубливания желатины (и других коллоидов), для чего пропи­тывают желатину в темноте раствором дихромата, в результате желатина становится светочувствительной. На свету такая желатина отвердевает и ста­новится не растворимой в воде, на чем основано ее использование в репро­дукционной технике.

В технике используется процесс хроматирования — образование на цин­ковых и кадмиевых покрытиях ярко-желтого хроматного слоя путем погру­жения изделий в сернокислый раствор дихромата натрия.

Хромовая смесь представляет собой раствор дихромата калия (или СrО₃) в концентрированной серной кислоте, используется в химической лаборатории для очистки, в частности обезжиривания стеклянной химической посуды и приборов.

Дихромат аммония (NН₄)₂Сr₂О₇ интенсивно разлагается при соприкос­новении с нагретыми предметами с образованием зеленого объемистого по­рошка оксида хрома (III):

(NH₄)₂Сr₂О₇ = Сr₂О₃ + N₂ + 4Н₂О

В этой реакции дихромат-ион окисляет катионы аммония до азота.

Хромовые пигменты: хромовый желтый – хромат свинца (II) РbСrО₄; хромовый красный – оксид-хромат свинца (II), приблизительная формула РbО*РbСrO₄; хромовый зеленый – смесь хромового желтого и берлинской лазури; хромовый оксидный зеленый – оксид хрома (Ш) Сr₂О₃; хромовый оксидный гидратный зеленый – гидрат 2Сr₂О₃*3Н₂O; цинковый желтый – хромат цинка (П) переменного состава; цинковый зеленый — цинковый желтый + берлинская лазурь.

Обнаружение. Соединения хрома при сплавлении со смесью карбоната и нитрата натрия образуют желтые хроматы, при растворении которых в воде с добавлением солей свинца (II) получается хромат свинца (II): Na₂CrO₄ + Рb(NО₃)₂ = РbСrO₄ + 2NaNO₃.

Хромат свинца РbСrО₄ выпадает в виде темно-желтого осадка.

3. МОЛИБДЕН, вольфрам И их СОЕДИНЕНИЯ

Открытие. В свободном виде молибден Мо был впервые получен в 1782 г, (Хелм, Швеция) из оксида молибдена (VI), синтезированного впервые в 1778 г. (Шееле, Швеция) окислением минерала молибденита азотной кис­лотой.

Распространение в природе. Молибден относительно редкий и рассеян­ный элемент. Для многих растений молибден — жизненно важный микро­элемент, поскольку он входит в состав некоторых ферментов.

Минералы:

молибденит (молибденовый блеск) МоS₂, вульфенит (желтая свинцовая руда) РbМоО₄.

Получение. Обжиг молибденита с переводом его в МоО₃ и восстановление оксида алюминотермическим методом или водородом: МоО₃+ 2А1 = Мо+ А1₂О₃, 2МоО₃+ 3Н₂ = 2Мо+ 3Н₂О.

Свойства. Молибден представляет собой серебристо-белый блестящий металл. При высоких температурах хорошо подвергается ковке и сварке. Устойчив на воздухе. Очень слабо реагирует с кислотами, в раствор молибден можно перевести с помощью концентрированной азотной кислоты, царской водки и кипящей концентрированной серной кислоты.

Применение. Сплав ферромолибден (60 — 80 % Мо) идет на производство специальных сталей; чистый молибден используется для изготовления держа­телей спиралей ламп накаливания.

Применение. Сплав ферромолибден (60 — 80 % Мо) идет на производство специальных сталей; чистый молибден используется для изготовления держа­телей спиралей ламп накаливания.

Соединения молибдена. В соединениях молибден проявляет степень окис­ления (+6), реже (+5), (+4) и (+3). Оксид молибдена (VI) МоО₃ – белый кристаллический порошок, т. пл. 791 °С. Слабо реагирует с водой. В щелочном растворе легко образует различные молибдаты (VI), которые яв­ляются солями изополикислот сложного состава. Формула молибдата аммо­ния (NН₄)₆МоО₄, хотя точнее его состав следует записать (NН₄)₆Мо₇О₂₄•4Н₂О, представляет собой белые, растворимые в воде кристаллы. Исполь­зуется как аналитический реактив на фосфаты, поскольку в концентриро­ванном азотнокислом растворе при действии этого реактива выпадает жел­тый порошкообразный осадок гетерополисоли – молибдофосфата аммония состава (NН₄)₃[Р(Мо₃О₁₀)₄]*6Н₂О. При подкислении молибдатных растворов выпадает белый осадок полигидрата МоO₃*xН₂О (молибденовая кислота), переходящий в раствор при сильном подкислении в результате изополиконденсации. Сульфид молибдена (IV) МоS₂ (природный молибденит и синтези­рованный искусственно продукт) – серые графитоподобные по свойствам пластинчатые кристаллы. В измельченном виде используются как сухая смаз­ка и присадка к моторным маслам.

Открытие. Вольфрам выделен впервые в виде оксида WО₃ из минерала шее­лита в 1781г. (Шееле, Швеция); в виде металла получен в 1783 г. (братья Д'Эльхуяр, Испания). Некоторые руды вольфрама известны со средних веков.

Распространение в природе. Вольфрам относится к редким металлам. Образует ряд минералов. Минералы: вольфрамит (Мn, Fе)WO₄, шеелит СаWO₄, штольцит PbWO₄.

Применение. Сплав ферромолибден (60 – 80 % Мо) идет на производство специальных сталей; чистый молибден используется для изготовления держа­телей спиралей ламп накаливания.

Соединения молибдена. В соединениях молибден проявляет степень окис­ления (+6), реже (+5), (+4) и (+3). Оксид молибдена (VI) МоО₃ – белый кристаллический порошок, т. пл. 791 °С. Слабо реагирует с водой. В щелочном растворе легко образует различные молибдаты (VI), которые яв­ляются солями изополикислот сложного состава. Формула молибдата аммо­ния (NН₄)₆МоО₄, хотя точнее его состав следует записать (NН₄)₆Мо₇О₂₄•4Н₂О, представляет собой белые, растворимые в воде кристаллы. Исполь­зуется как аналитический реактив на фосфаты, поскольку в концентриро­ванном азотнокислом растворе при действии этого реактива выпадает жел­тый порошкообразный осадок гетерополисоли – молибдофосфата аммония состава (NН₄)₃[Р(Мо₃О₁₀)₄]*6Н₂О. При подкислении молибдатных растворов выпадает белый осадок полигидрата МоO₃•xН₂О (молибденовая кислота), переходящий в раствор при сильном подкислении в результате изополиконденсации. Сульфид молибдена (IV) МоS₂ (природный молибденит и синтези­рованный искусственно продукт) — серые графитоподобные по свойствам пластинчатые кристаллы. В измельченном виде используются как сухая смаз­ка и присадка к моторным маслам.

Открытие. Вольфрам выделен впервые в виде оксида WО₃ из минерала шее­лита в 1781 г. (Шееле, Швеция); в виде металла получен в 1783 г. (братья Д'Эльхуяр, Испания). Некоторые руды вольфрама известны со средних веков.

Распространение в природе. Вольфрам относится к редким металлам. Образует ряд минералов. Минералы: вольфрамит (Мn, Fе)WO₄, шеелит СаWO₄, штольцит PbWO₄.

Свойства. Серый порошок; получают восстановле­нием WО₃ водородом. В компактном виде — серебристо-белый, блестящий тяжелый металл, устойчивый на воздухе. Имеет наибольшую температуру плавления из всех металлов. Не реагирует почти ни с какими кисло­тами, с трудом переводится в раствор смесью азотной и фтороводородной кислот.

Применение. Вольфрам — материал для изготовления спиралей ламп на­каливания, прерывателей системы зажигания карбюраторных двигателей, анодов рентгеновских аппаратов и катодов для электронно-лучевой и плаз­менной сварки; указанные изделия изготавливают методом порошковой ме­таллургии. Сплав ферровольфрам (80 % W) идет на производство твердых, эластичных и устойчивых к растяжению вольфрамовых сталей. Так называе­мые быстрорежущие вольфрамовые стали (15 – 18 % W, 2 – 5 % Сr, 0,6 – 0,8 % С) не размягчаются даже при температуре красного каления.

Соединения вольфрама. Устойчивы соединения вольфрама в степени окис­ления (+4), известны также соединения вольфрама в степенях окисления от (+2) до (+5).

Оксид вольфрама (VI) WО₃— ярко-желтый порошок, т. пл. 1200 °С. С во­дой не реагирует, в щелочном растворе переходит в бесцветные вольфраматы (VI), например вольфрамат натрия Nа₂WО₄. При подкислении растворов вольфраматов выпадает белый, желтеющий при нагревании осадок полигид­рата WO₃*nН₂О (вольфрамовая кислота Н₂WО₄), при избытке кислоты по­лигидрат в раствор не переходит (в отличие от МоO₃*nН₂О). Карбид воль­фрама WС – серый очень твердый порошок, при спекании которого с кобальтом образуется также очень твер­дый металлокерамический сплав победит, применяемый для изготовления быстрорежущих и других инструментов, нитей накаливания и фильер для волочения других металлов.

ЭЛЕМЕНТЫ VБ ГРУППЫ

Общая характеристика. Ванадий и его соединения. Ниобий, тантал и их соединения

Элементы и их символы: ванадий V, ниобий Nb, тантал Та, нильсборий Ns.

Нильсборий Ns (порядковый номер 105) — радиоактивный элемент, ис­кусственно полученный впервые в 1974 г. в лаборатории Объединенного ин­ститута ядерных исследований (г. Дубна, СССР); период полураспада нуклида ²⁶²Ns составляет 34 с. Свойства элементов УБ группы представлены в табл. 1.

Таблица 1

Свойства элементов Vб группы

Открытие. Ванадий V открыт в 1830 г. (Сефстрём, Швеция); выделен в сво­бодном виде в 1869 г. (Роско, Англия).

Распространение в природе. Ванадий — сильно рассеянный элемент; в свя­занном виде встречается в большинстве месторождений бокситов, бурых же­лезняков и медистых сланцев. Входит в состав вещества, определяющего окраску крови морских хордовых животных — оболочников (туникаты, ли-чиночнохордовые).

Минералы: патронит VS_2+x, карнотит 2К(UO₂)VО₄*3Н₂О, (содержит также Nа, Са, Сu, Рb), ванадинит Рb₅(VО₄)₃С1.

Получение. Алюмотермический способ, основанный на реакции:

3V₂О₅ + 10А1 = 6V + 5А1₂О₃

Оксид ванадия (V) выделяют из руд или из ванадийсодержащих шлаков. При наличии в рудах оксидов железа получается феррованадий (обычно до 30 % V).

Свойства. Технический ванадий – металл серо-сталь­ного цвета, при комнатной температуре твердый и хрупкий; чистый ва­надий тягучий и ковкий. Устойчив на воздухе, подвергается действию только азотной и фтороводородной кислот; хорошо реагирует с царской водкой.

Применение. Используется для получения особо твердых и прокатных ва­надиевых сталей (до 1 % V).

Соединения ванадия. В соединениях ванадий проявляет степень окис­ления (+5), реже (+4), (+3), (+2). Оксид ванадия (V) V₂О₅ — оран­жево-желтый порошок, т. пл. 660°С. Почти не растворим в воде. Используют как катализатор в производстве серной кислоты. Этот оксид обладает кис­лотными свойствами, из водного раствора выпадает в виде полигидрата V₂О₅*nН₂0 (ванадиевая кислота). Самым известным производным от V₂О₃ является метаванадат аммония NН₄VО₃; известно много других, сложных по составу ванадатов (V).

При восстановлении соединений ванадия (V) в кислом растворе цинком последовательно образуются окрашенные соединения: голубые —для ванадия (IV), зеленые —для ванадия (III) и бледно-фиолетовые — для ванадия (II). Сульфат ванадила (VО)SО₄*5Н₂О — интенсивно-синие кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Ниобий Nb впервые получен в 1844 г. (Розе, Германия). Относительно ред­кий элемент, в природе находится (с примесью тантала) в виде минерала колумбита (ниобита) (Nb₂Fе^II)О₆.

В свободном виде ниобий — белый блестящий металл. Устойчив на воздухе. Реагирует только с фтороводородной кислотой и с расплавлен­ными щелочами. Используется как легирующая добавка к специальным сталям.

Соединения ниобия очень похожи по свойствам на соединения тантала, так что разделение ниобия и тантала — весьма трудная задача. Оксид ниобия (V) Nb₂О₅ — белый порошок, т. пл. 1460°С. Не реагирует с водой; обла­дает кислотными свойствами. Известны многие производные от Nb₂O₅ слож­ного состава — ниобаты (V).

Тантал Та, открыт в 1802 г. (Экеберг, Швеция). По свойствам похож на ниобий; в природе находится (с примесью ниобия) в виде минерала танта­лита (Та₂Мn^II)О₆. В свободном виде тантал — металл серого цвета с высокой .температурой плавления. Относительно твердый, но легко прокатывающийся материал. Устойчив по отношению ко всем кислотам, кроме фтороводородной, с щелочами также не реагирует. Исключительно коррозионностоек и поэтому используется в химической технологии как конструкционный ма­териал. Из тантала готовят некоторые медицинские инструменты, нагрева­тельные змеевики и перья для авторучек.

Оксид тантала (V) Та₂O₅ — белый порошок. Не реагирует с водой; обла­дает кислотными свойствами. Известны многочисленные производные Та₂О₅ сложного состава — танталаты (V).