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
Марганец Мn | Технеций Тс | Рений Rе | |
Порядковый номер элемента | |||
Относительная атомная масса | 54,938 | 97,907 | 186,207 |
Содержание в земной коре, % | 8,5*10-2 | 6*10-17 | 1*10-7 |
Температура плавления, °С | |||
Плотность при 20°С, г/см3 | 7,4 | 11,49 | 21,0 |
Степень окисления | +7, +6 (+5), +4, +3, +2, +1 | +7, +6, +5, +4, +3, +2, +1 | +7( +6, +5, +4, +3) |
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 (МnIIМn2III)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(МnIIМnIII)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 = (МnIIМn2III)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) МI2МnО4: 4КМnО4 + 4КОН = 4К2МnО4 + 2Н2О + О2.
Все манганаты (VI) имеют зеленую окраску. На холоду в еще более сильной щелочной среде образуются голубые манганаты (V) МI3МnО4, 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 = (МnIIМn2III)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.
Хром Cr | Молибден Mo | Вольфрам W | |
Порядковый номер элемента | |||
Относительная атомная масса | 51,96 | 95,94 | 183,85 |
Содержание в земной коре, % | 1,9*10-2 | 1,4*10-3 | 6,4*10-3 |
Температура плавления, °С | |||
Плотность при 20, °С | 7,2 | 10,2 | 19,3 |
Степень окисления | +4, +3, +2 | +6 (+5, 4+, +3) | +6 (+5, +4, +3, +2) |
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 МоVI или WVI вместе со многими кислотообразующими элементами, например РV. 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 (Сr2FеII)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: (Сr2FеII)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
Ванадий V | Ниобий Nb | Тантал Та | |
Порядковый номер элемента | |||
Относительная атомная масса | 50,942 | 92,906 | 180,948 |
Содержание в земной коре, % | 1,4*10-2 | 1,9*10-3 | 8*10-4 |
Температура плавления, °С | |||
Плотность при 20°С | 5,98 | 8,56 | 16,69 |
Степень окисления | +5 (+4, +3, +2) | +5 (+4, +3) | +5 (+4, +3) |
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 VS2+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) (Nb2FеII)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 (Та2МnII)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).
<== предыдущая лекция | | | следующая лекция ==> |
Закон действующих масс | | | Общая характеристика Салической правды как одного из источников права Франкского государства |
Дата добавления: 2021-09-07; просмотров: 172;