Характеристика вагонов 81-717(714) 39 страница

Чистый ванадий — серебристый ковкий металл, плотностью 5,96 г/см³, плавящийся при температуре около 1900 °С. Как и у ти­тана, механические свойства ванадия резко ухудшаются при нали­чии в нем примесей кислорода, азота, водорода.

Ванадий отличается высокой химической устойчивостью в воде, в морской воде, в растворах щелочей. Он растворяется в плавиковой кислоте, в концентрированных азотной и серной кислотах, в цар­ской водке.

Ванадий в основном используют в качестве добавки к сталям. Сталь, содержащая всего 0,1—0,3 % ванадия, отличается большой прочностью, упругостью и нечувствительностью к толчкам и уда­рам, что собенно важно, например, для автомобильных осей, кото­рые все время подвергаются сотрясению. -Как правило, ванадий вводят в сталь в комбинации с другими легирующими элементами: хромом, никелем, вольфрамом, молибденом. Наиболее широкое применение ванадий нашел в производстве инструментальных и конструкционных сталей (см. § 261). Он применяется также для легирования чугуна.

Ванадий образует четыре оксида: VO, V2O3, V0₂ и V2O5. Выс­ший оксид V2O5 обладает ясно выраженным кислотным харак­тером, диоксид V0₂ амфотерен; оба низших оксида проявляют только основные свойства. Наибольшее значение имеют V2O5 и его производные.

Оксид ванадия(М), или ванадиевый ангидрид, V2O5 — вещество оранжевого цвета, легко растворимое в щелочах с образованием солей метаванадиевой кислоты HVO3, называемых ванадатами.

Ванадиевый ангидрид и ванадаты применяются в химической промышленности в качестве катализаторов при контактном способе получения серной кислоты и при некоторых органических синтезах. Соединения ванадия используются также в стекольной промыш­ленности, в медицине, в фотографии.

227. Ниобий (Niobium). Тантал (Tantalum). В земной коре нио­бия содержится 0,002, а тантала 0,0002 % (масс). Оба элемента во многом сходны с ванадием. В свободном состоянии они пред­ставляют собой тугоплавкие металлы, твердые, но не хрупкие, хорошо поддающиеся механической обработке. Плотность ниобия 8,57 г/см³, тантала 16,6 г/см³; температуры плавления соответ­ственно 2500 °С и 3000 °С.

Оба металла, в особенности тантал, устойчивы во многих агрес­сивных средах. На них не действуют соляная, серная, азотная, хлорная кислоты и царская водка, так как на поверхности этих металлов образуется тонкая, но очень прочная и химически стой­кая оксидная пленка. У тантала, например, эта пленка представ­ляет собой оксид тантала (V) Ta₂Os. Поэтому на тантал действуют только такие реагенты, которые способны взаимодействовать с этим оксидом или проникать сквозь него. К подобным реагентам отно­сятся фтор, фтороводород и плавиковая кислота, расплавы ще­лочей.

Ниобий — один из основных компонентов многих жаропрочных и коррозионностойких сплавов. Особенно большое значение имеют жаропрочные сплавы ниобия, которые применяются в производстве газовых турбин, реактивных двигателей, ракет. Ниобий вводят также в нержавеющие стали. Он резко улучшает их механические

свойства и сопротивляемость коррозии. Стали, содержащие от L до 4 % ниобия, отличаются высокой жаропрочностью и исполь* зуются как материал для изготовления котлов высокого давления. Сталь с добавкой ниобия — превосходный материал для электро-» сварки стальных конструкций: ее применение обеспечивает необы­чайную прочность сварных швов.

Наиболее важные области применения тантала — электронная техника и машиностроение. В электронике он применяется для изготовления электролитических конденсаторов, анодов мощных ламп, сеток. В химическом аппаратостроении из него изготовляют детали аппаратов, применяемых в производстве кислот. В танта­ловых тиглях плавят металлы, например, редкоземельные. Из него изготовляют нагреватели высокотемпературных печей. Благодаря тому, что тантал не взаимодействует с живыми тканями организма человека и не вредит им, он применяется в хирургии для скрепле­ния костей при переломах.

Во многих областях применения тантала с ним конкурируют его сплавы с ниобием. Это дает большой экономический эффект, потому что ниобий дешевле тантала.

Карбиды ниобия и тантала отличаются исключительной твер­достью и применяются в металлообрабатывающей промышленно­сти для изготовления режущего инструмента.

ПОДГРУППА ХРОМА

Подгруппу хрома образуют металлы побочной подгруппы ше­стой группы — хром, молибден и вольфрам.

Наружный электронный слой атомов элементов подгруппы хрома содержит один или два электрона, что обусловливает ме­таллический характер этих элементов и их отличие от элементов главной подгруппы. Вместе с тем их максимальная степень окис­ленности равна -4-6, так как, помимо наружных электронов, в об­разовании связей может участвовать еще соответствующее число электронов нз недостроенного предпоследнего слоя.

Для хрома и его аналогов наиболее типичны производные выс­шей степени окисленности, во многом сходные с соответствующими соединениями серы.

228. Хром (Chromium). Хром содержится в земной коре в ко­личестве 0,02% (масс). В природе он встречается главным обра-зом в виде хромистого железняка FeO-Cr₂03, богатые месторожде» ния которого имеются в Казахстане и на Урале.

При восстановлении хромистого железняка углем получается сплав хрома с железом — феррохром, который непосредственно используется в металлургической промышленности при производ­стве хромистых сталей. Для получения чистого хрома сначала по­лучают оксид хрома (III), а затем восстанавливают его алюминон термическим способом,

Хром представляет собой твердый блестящий металл, плавя­щийся при 1890°С; плотность его 7,19 г/см³. При комнатной тем­пературе хром стоек и к воде и к воздуху. Разбавленные серная и соляная кислоты растворяют хром с выделением водорода. В хо­лодной концентрированной азотной кислоте хром нерастворим и после обработки ею становится пассивным.

Металлический хром используется для хромирования, а также в качестве одного из важнейших компонентов легированных ста­лей. Введение хрома в сталь повышает ее устойчивость против коррозии как в водных средах при обычных температурах, так и в газах при повышенных температурах. Кроме того, хромистые стали обладают повышенной твердостью. Хром входит в состав нержавеющих кислотоупорных, жаропрочных сталей (см. также стр. 537, 665).

Хром образует три оксида: оксид хрома(II), или закись хрома, СгО, имеющий основной характер, оксид хрома (111), или окись хрома, Сг₂0₃, проявляющий амфотерные свойства, и оксид хро-ма(У1), или хромовый ангидрид, СгОз — кислотный оксид. Соот­ветственно этим трем оксидам известны и три ряда соединений хрома.

Соединения хрома(П)\ При растворении хрома в соля­ной кислоте получается раствор голубого цвета, содержащий хло­рид хрома(\\) СгС1₂. Если к этому раствору прилить щелочи, то выпадает желтый осадок — гидроксид хрома(\\) Сг(ОН)₂. Соеди­нения хрома(II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха в соединения хрома(III).

Соединения хрома (III). Оксид хрома(Ш) Сг₂0₃ пред­ставляет собой тугоплавкое вещество зеленого цвета, применяемое под названием зеленого крона для приготовления клеевой и масля­ной красок. При сплавлении с силикатами оксид хрома (III) окра­шивает их в зеленый цвет и поэтому служит для окраски стекла и фарфора, Сг₂0₃ входит также в состав полирующих средств.

Гидроксид хрома(Ш) Сг(ОН)з выпадает в виде синевато-се­рого осадка при действии щелочей на соли хрома(III):

Сг³⁺ + ЗОН" = Сг(ОН)з!

Подобно гидроксидам алюминия и цинка, он имеет амфотерный характер и растворяется в кислотах с образованием солей хро­ма (III), а в щелочах — с образованием изумрудно-зеленых рас­творов хромитов, например:

Сг(ОН)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)_s]

ИЛИ

Сг(ОН)₃ + ЗОН" = [Сг(ОН)₆]³"

Хромиты, полученные сплавлением Сг₂0з с оксидами других металлов и известные главным образом для двухвалентных метал­лов, имеют состав, отвечающий формуле М(Сг0₂)2, и представ-

ляют собой соли метахромистой кислоты НСЮг. К ним относится и природный хромистый железняк Fe(Cr0₂h.

Из солей хрома(III) самой распространенной является двойная соль хрома и калия — хромокалиевые квасцы KCr^SC^h' 12Н₂0, образующие сине-фиолетовые кристаллы. Хромокалиевые квасцы применяются в кожевенной промышленности для дубления кож и в текстильной промышленности в качестве протравы при крашении.

Соли хрома(III) во многом похожи на солн алюминия. В вод­ных растворах они сильно гидролизованы н легко превращаются в основные соли. Со слабыми кислотами хром(Ш), подобно алю­минию, солей не образует.

Растворы солей хрома (III) обычно имеют сине-фиолетовый цвет, но при нагревании становятся зелеными, а спустя некоторое время после охлаждения снова приобретают прежнюю окраску. Это изменение окраски объясняется образованием изомерных гидратов солей, представляющих собой комплексные соединения, в которых все или часть молекул воды координационно связаны во внутренней сфере комплекса. В некоторых случаях такие гидраты удалось выделить в твердом виде. Так, кристаллогидрат хлорида хрома(III) СгСЬ-• 6Н₂0 известен в трех изомерных формах: в виде сине-фиолетовых, темно-зеленых и светло-зеленых кристаллов одинакового состава. Строение этих изомеров можно установить на основании различного отношения их свеже­приготовленных растворов к нитрату серебра. При действии последнего на раствор сине-фиолетового гидрата осаждается весь хлор; из раствора темно-зеленого гидрата осаждается 2/3 хлора, а из раствора светло-зеленого гид­рата— только 1/3 хлора. Принимая во внимание эти данные, а также коорди­национное число хрома, равное шести, строение рассматриваемых кристалло­гидратов можно выразить следующими формулами:

[Сг(Н₂0)₆]С1_г [Сг(Н₂0)₅С1]С1₂-Н₂0 [Сг(Н₂0)₄С1₂]С1-2Н₂0

снне-фиолетовый темно-зеленый светло-зеленый

Таким образом, изомерия гидратов хлорида хрома (III) обусловлена раз­личным распределением одних и тех же групп (Н₂0 и С]^-) между внутрен­ней и внешней координационными сферами и может служить примером гид-ратной изомерии (стр. 574).

Соединения хрома(УТ). Важнейшими соединениями хро­ма (VI) являются триоксид хрома, или хромовый ангидрид, Сг0₃ и соли отвечающих ему кислот — хромовой Н2СЮ4 и двухромовой Н2СГ2О7. Обе кислоты существуют только в водном растворе и при попытках выделить их из раствора распадаются на хромовый ан­гидрид и воду; но соли их достаточно стойки. Соли хромовой кислоты называются хроматами, а двухромовой — бихрома* та ми или дихроматами.

Почти все хроматы имеют желтую окраску. Некоторые из них применяются в качестве красок. Например, нерастворимый в воде хромат свинца РЬСг0₄, под названием желтый крон, служит для приготовления желтой масляной краски.

При подкислении раствора какого-нибудь хромата, например хромата калия КгСг0₄, чисто-желтая окраска раствора сменяется на оранжевую вследствие перехода ионов СгО*~ в ионы Cr₂Oj~*

Из полученного раствора может быть выделена соль двухромовой кислоты — дихромат калия КгСг₂Ог — в виде оранжево-красных кристаллов. Реакция превращения хромата в дихромат выражает­ся уравнением:

2СЮГ + 2Н⁺ ч=* Сг_а0²" + Н₂0

Реакция обратима. Это значит, что при растворении дихромата в воде всегда образуется некоторое, хотя и незначительное, коли­чество ионов Н^т и Сг0₄~; поэтому раствор дихромата имеет кис­лую реакцию. Если к раствору дихромата прибавлять щелочь, то гкдрокснд-ионы будут связывать находящиеся в растворе ионы водорода, равновесие смещается влево и в результате дихромат превращается в хромат. Таким образом, в присутствии избытка гидроксид-ионов в растворе практически существуют только ионы СгО|~, т. е. хромат, а при избытке ионов водорода — ионы Сг₂0₇ ~, т. е. дихромат.

Хроматы щелочных металлов получаются путем окисления соединений хрома(III) в присутствии щелочи. Так, при действии брома на раствор хромита калия образуется хромат калия:

2К₃[Сг(ОН)_в] + 3Br₂ + 4КОН = 2К₂СЮ₄ + 6K.Br + 8Н_аО

О происходящем окислении можно судить по тому, что изум­рудно-зеленая окраска раствора хромита переходит в ярко-желтую.

Хроматы могут быть получены также сплавлением Сг₂0₃ со щелочью в присутствии какого-нибудь окислителя, например хло­рата калия:

Сг₂0₃ + 4КОН + КСЮ₃ = 2К₂СЮ₄ + КС1 + 2Н₂0

Хроматы и дихроматы — сильные окислители. Поэтому ими широко пользуются для окисления различных веществ. Окисление производится в кислом растворе и обычно сопровождается резким изменением окраски (дихроматы окрашены в оранжевый цвет, а соли хрома(Ш)—в зеленый или зеленовато-фиолетовый).

Мы видели, что в кислых и в щелочных растворах соединения хрома(III) и хрома(VI) существуют в разных формах: в кислой среде в виде ионов Сг³⁺ или Сг₂0₇^_,а в щелочной — в виде ионов [Сг (ОН)₆]^3_ или Сг0₄~- Поэтому взаимопревращение соединений хрома(III) и хрома(VI) протекает по-разному в зависимости от реакции раствора. В кислой среде устанавливается равновесие

Сг₂0²" + 14Н⁺ + 6е" ч=± 2Сг^,+ + 7Н₂0

а в щелочной

[Cr(OH)₆]³- + 20Н" ч=> СЮ₄" + 4Н₂0 + Зе"

Однако и в кислой, и в щелочной среде окисление хрома(III) приводит к уменьшению рН раствора; обратный же процесс — вос­становление хрома (VI)—сопровождается увеличением рН. По­этому, в соответствии с принципом Ле Шателье, при повышении кислотности среды равновесие смещается в направлении восста­новления хрома (VI), а при уменьшении кислотности — в направле­нии окисления хрома (III). Иначе говоря, окислительные свойства соединений хрома (VI) наиболее сильно выражены в кислой среде, а восстановительные свойства соединений хрома (III)—в щелоч­ной. Именно поэтому, как указывалось выше, окисление хромитов в хроматы осуществляют в присутствии щелочи, а соединения хро­ма (VI) применяют в качестве окислителей в кислых растворах.

Приведем несколько примеров окислительно-восстановительных реакций, протекающих при участии дихроматов.

1. При пропускании сероводорода через подкисленный серной
кислотой раствор дихромата оранжевая окраска раствора пере-
ходит в зеленую и одновременно жидкость становится мутной
вследствие выделения серы:

К₂Сг₂<Э₇ + 3H₂S + 4H₂S0₄ = Cr₂(S0₄)₃ + 3S| + K2SO4 + 7H₂0

2. При действии концентрированной соляной кислоты на ди-
хромат калия выделяется хлор и получается зеленый раствор, со-
держащий хлорид хрома (III):

К₂Сг₂<Э₇ + I4HC1 = 2СгС1₃ + 3Cl₂f + 2КС1 + 7Н₂0

3. Если пропускать диоксид серы через концентрированный
раствор дихромата калия, содержащий достаточное количество
серной кислоты, то образуются эквимолекулярные количества суль-
фатов калия и хрома (III):

К₂Сг₂<э₇ + 3S0₂ + H₂S0₄ = Cr₂(S0₄)₃ + k₂so₄ + н₂о

При выпаривании раствора из него выделяются хромокалиевые квасцы КСг^С^Ь' 12Н₂0. Этой реакцией пользуются для получе­ния хромокалиевых квасцов в промышленности.

Наиболее важными из дихроматов являются дихромат калия К2СГ2О7 и дихромат натрия Na₂Cr₂07-2H20, образующие оранже­во-красные кристаллы. Обе соли, известные также под названием хромпиков, широко применяются в качестве окислителей при производстве многих органических соединений, в кожевенной про­мышленности при дублении кож, в спичечной и текстильной про­мышленности. Смесь концентрированной серной кислоты с водным раствором дихромата калия или натрия под названием «хромовой смеси» часто применяется для энергичного окисления и для очист­ки химической посуды.

Все соли хромовых кислот ядовиты.

Триоксид хрома, или хромовый ангидрид, Сг0₃ выпадает в виде темно-красных игольчатых кристаллов при действии концентриро­ванной серной кислоты на насыщенный раствор дихромата калия или натрия:

К₂Сг₂0₇ -f H₂S0₄ = 2Cr0₃| + K₂S0₄ + Н₂0

Хромовый ангидрид принадлежит к числу наиболее сильных окислителей. Например, этиловый спирт при соприкосновении с ним воспламеняется. Производя окисление, хромовый ангидрид превращается в оксид хрома (III).Сг₂0₃.

Хромовый ангидрид легко растворяется в воде с образованием хромовой и двухромозой кислот.

229. Молибден (Moilbdenium). Главным природным соедине­нием молибдена является молибденит, или молибденовый блеск, MoS₂ — минерал, очень похожий по внешнему виду на графит и долгое время считавшийся таковым. В 1778 г. Шееле, показал, что при обработке молибденового блеска азотной кислотой получается белый остаток, обладающий свойствами кислоты. Шееле назвал его молибденовой кислотой и сделал заключение, что сам минерал представляет собой сульфид нового элемента. Пять лет спустя этот элемент был получен в свободном состоянии путем прокаливания молибденовой кислоты с древесным углем.

Общее содержание молибдена в земной коре составляет 0,001 % (масс). Залежи молибденовых руд имеются в СССР, Чили, Мексике, Норвегии и Марокко. Большие запасы молибдена содер­жатся в сульфидных медных рудах.

Для получения металлического молибдена из молибденового блеска последний переводят обжигом в Мо0₃, из которого металл восстанавливают водородом. При этом молибден получается в виде порошка.

Компактный молибден получают главным образом методом порошковой металлургии. Этот способ состоит из прес­сования порошка в заготовку и спекания заготовки.

При прессовании порошка из него получают заготовки — тела определенной формы, обычно — бруски (штабики). Штабики мо­либдена получают в стальных пресс-формах при давлении до 300 МПа. Спекание штабиков в атмосфере водорода проводят в две стадии. Первая из них — предварительное спекание — прово­дится при 1100—1200°С и имеет целью повысить прочность и элек­трическую проводимость штабиков. Вторая стадия — высокотемпе­ратурное спекание — осуществляется пропусканием электрического тока, постепенно нагревающего штабики до 2200—2400 °С. При этом получается компактный металл. Спеченные штабики посту­пают на механическую обработку — ковку, протяжку.

Для получения крупных заготовок молибдена применяют ду­говую плавку, позволяющую получать слитки массой до 2000 кг. Плавку в дуговых печах ведут в вакууме. Между катодом (пакет спеченных штабиков молибдена) и анодом (охлаждаемый медный тигель) зажигают дугу. Металл катода плавится и соби­рается в тигле. Вследствие высокой теплопроводности меди и быстрого отвода теплоты молибден затвердевает.

Для получения особо чистого молибдена и других тугоплавких металлов применяется плавка в электронном пучке (электронно-лучевая плав-

к а). Нагревание металла электронным пучком основано на превращении в теплоту большей части кинетической энергии электронов при их столкнове­нии с поверхностью металла. Установка для электронно-лучевой плавки со­стоит из электронной пушки, создающей управляемый поток электронов, я плавильной камеры. Плавку ведут в высоком вакууме, что обеспечивает уда­ление примесей, испаряющихся при температуре плавки (О, N, Р, As, Fe, Си, Ni и др.). Кроме того, высокое разрежение необходимо для предотвращения столкновений электронов с молекулами воздуха, что приводило бы к потере электронами энергии. После электронно-лучевой плавки чистота молибдена повышается до 99,9 %.

Кроме компактных тугоплавких металлов методами порошко­вой металлургии получают ряд других материалов. Важнейшими из них являются карбидные твердые сплавы, ферриты, пористые материалы, керметы.

О карбидных твердых сплавах рассказывается в § 230, о ферритах — в § 242. К изделиям из пористых материалов относятся пористые подшипники и металлические фильтры. Пористые подшипники изготовляют спеканием по­рошков бронзы и графита. Поры таких подшипников пропитывают смазочным материалом, что дает возможность использовать их в условиях затрудненной смазки и при опасности загрязнения продукции (например, в пищевой или текстильной промышленности). Металлические фильтры изготовляют спека­нием порошков меди, никеля, нержавеющей стали. Они служат для очистки различных жидкостей, масел, жидкого топлива, обладают длительным сроком службы, устойчивы при повышенных температурах и могут быть изготовлены в широком диапазоне пористости.

Керметы, или керамикометаллические материалы, получают спеканием смесей порошков металлов и неметаллических компонентов — тугоплавких ок­сидов, карбидов, боридов и др. В качестве металлической составляющей ис­пользуют, главным образом, металлы подгрупп хрома и железа. Эти мате­риалы сочетают в себе тугоплавкость, твердость и жаростойкость керамики с проводимостью, пластичностью и другими свойствами металлов.

Молибден — серебристо-белый металл плотностью 10,2 г/см³, плавящийся при 2620 °С. При комнатной температуре он не изме­няется на воздухе, но при накаливании окисляется в белый три­оксид МоОз. Соляная и разбавленная серная кислоты при комнат­ной температуре не действуют на молибден; он растворяется в азотной кислоте или горячей концентрированной серной кислоте.

Около 80 % всего добываемого молибдена расходуется иа про­изводство специальных сортов стали. Он входит в состав многих нержавеющих сталей; кроме того, его введение способствует уве­личению их жаропрочности.

Из сплава молибдена с танталом изготовляют лабораторную посуду, применяемую в химических лабораториях вместо платино­вой. Из чистого молибдена изготовляют детали электронных ламп и ламп накаливания — аноды, сетки, катоды, вводы тока, держа­тели нитей накала.

В своих соединениях молибден проявляет положительные сте­пени окисленности: шесть, пять, четыре, три и два. Наиболее стой­кими являются соединения молибдена (VI). Важнейшие из них—• соли молибденовой кислоты Н2М0О4 (молибдаты), часто имею­щие сложный состав.

Молибдат аммония (NH₄)₆Mo₇0₂r4H₂0 применяется в анализе для открытия и количественного определения фосфорной кислоты, с которой он образует характерный желтый осадок состава (NH₄)₃P0₄- 12Мо0₃-6Н₂0. Последний представляет собою аммо­нийную соль комплексной фосфорномолибденовой кислоты, отно­сящейся к классу гетерополикислот (см. § 204).

230. Вольфрам (Wolfram). По распространенности в земной коре [0,007 % (масс.)] вольфрам уступает хрому, но превосходит молибден. Природные соединения вольфрама в большинстве слу­чаев представляют собой вольфраматы — соли вольфрамовой кислоты H₂W0₄. Так, важнейшая вольфрамовая руда — вольфра­мит— состоит из вольфраматов железа и марганца. Часто встре­чается также минерал шеелит CaW0₄.

Для выделения вольфрама из вольфрамита последний сплавляют в при­сутствии воздуха с содой. Вольфрам переходит в вольфрамат натрия Na₂W0₄, который извлекают из полученного сплава водой, а железо и марганец пре­вращаются в нерастворимые в воде соединения FejOs и Мп₃0(.

Из водного раствора действием соляной кислоты выделяют свободную вольфрамовую кислоту в виде аморфного желтого осадка:

Na₂W0₄ + 2НС1 = H₂WQ₄| + 2NaCI

При прокаливании вольфрамовая кислота переходит в триоксид воль­фрама W0₃. Восстанавливая его водородом или углеродом (для чего исполь­зуют чистые сорта сажи), получают порошок металлического вольфрама, под­вергаемый в дальнейшем для получения компактного металла такой же обра­ботке, как и порошок молибдена.

Вольфрам — тяжелый белый металл плотностью 19,3 г/см³. Его температура плавления (около 3400°С) выше, чем температура плавления всех других металлов. Вольфрам можно сваривать и вытягивать в тонкие нити.

На воздухе вольфрам окисляется только при температуре крас­ного каления. Он очень стоек по отношению к кислотам, даже к царской водке, но растворяется в смеси азотной кислоты и фторо­водорода.

Большая часть добываемого вольфрама расходуется в метал­лургии для приготовления специальных сталей и сплавов. Быстро­режущая инструментальная сталь содержит до 20 % вольфрама н обладает способностью самозакаливаться. Такая сталь не теряет Своей твердости даже при нагревании докрасна. Поэтому примене­ние резцов, сделанных из вольфрамовой стали, позволяет значи­тельно увеличить скорость резания металлов.

Кроме быстрорежущих широко применяются другие вольфра­мовые и хромовольфрамовые стали. Например, сталь, содержащая от 1 до 6 % вольфрама и до 2 % хрома, применяется для изготов­ления пил, фрез, штампов.

Как самый тугоплавкий металл вольфрам входит в состав ряда жаропрочных сплавов. В частности, его сплавы с кобальтом и хро­мом— стел л ит ы — обладают высокими твердостью, износо-

₍ устойчивостью, жаростойкостью. Сплавы вольфрама с медью и с серебром сочетают в себе высокие электрическую проводимость, теплопроводность и износоустойчивость. Они применяются для из­готовления рабочих частей рубильников, выключателей, электро­дов для точечной сварки.

Чистый вольфрам в виде проволоки, ленты и различных деталей применяют в производстве электрических ламп, в радиоэлектро­нике, в рентгенотехнике. Вольфрам — лучший материал для нитей ламп накаливания: высокая рабочая температура (2200—2500°С) обеспечивает большую светоотдачу, а очень малое испарение — длительный срок службы нитей из вольфрама. Вольфрамовую про­волоку и прутки применяют также в качестве нагревательных эле­ментов высокотемпературных печей (до 3000 °С).

Карбид вольфрама WC обладает очень высокой твердостью (близкой к твердости алмаза), износоустойчивостью и тугоплав­костью. На основе этого вещества созданы самые производитель­ные инструментальные твердые сплавы. В их состав входит 85— 95 % WC и 5—15 °/о кобальта, придающего сплаву необходимую прочность. Некоторые сорта таких сплавов содержат кроме кар­бида вольфрама карбиды титана, тантала и ниобия. Все эти сплавы получают методами порошковой металлургии и применяют главным образом для изготовления рабочих частей режущих и буровых инструментов.

Соединения вольфрама очень сходны с соединениями молиб­дена. Из них наибольшее значение имеют вольфрамовая кислота H2WO4 и ее соли.

ПОДГРУППА МАРГАНЦА

В состав этой подгруппы входят элементы побочной подгруппы седьмой группы: марганец, технеций и рений. Отношение между ними и элементами главной подгруппы седьмой группы — галоге­нами— приблизительно такое же, как и между элементами глав­ной и побочной подгрупп шестой группы. Имея в наружном элек­тронном слое атома всего два электрона, марганец и его аналоги не способны присоединять электроны и, в отличие от галогенов, соединений с водородом не образуют. Однако высшие кислородные соединения этих элементов до некоторой степени сходны с соот­ветствующими соединениями галогенов, так как в образовании связей с кислородом у них, как и у галогенов, могут участво­вать семь электронов. Поэтому их высшая степень окисленности равна +7.

Из элементов подгруппы марганца наибольшее практическое значение имеет сам марганец. Рений, открытый в 1925 г., — редкий элемент, однако, благодаря ряду ценных свойств, находит приме­нение в технике. Технеций в земной коре не встречается. Он был получен в 1937 г. искусственно, бомбардировкой ядер атомов молибдена ядрами тяжелого изотопа водорода — дейтронами (см. § 37). Технеций был первым элементом, полученным искусствен­ным, «техническим» путем, что и послужило основанием для его названия.

231. Марганец (Manganinn). Марганец принадлежит к доволь­но распространенным элементам, составляя 0,1 % (масс.) земной коры. Из соединений, содержащих марганец, наиболее часто встре­чается минерал пиролюзит, представляющий собой диоксид мар­ганца Мп0₂. Большое значение имеют также минералы гаусманит Мп₃0₄ и браунит Мп₂0₃.

СССР располагает большими запасами марганца. По запасам руд с высоким содержанием марганца СССР занимает первое ме­сто в мире.

Марганец получают либо электролизом раствора MnS0₄, либо восстановлением из его оксидов кремнием в электрических печах. Второй (силикотермический) метод более экономичен, но дает менее чистый продукт. При электролитическом методе руду вос­станавливают до соединений марганца со степенью окисленности ■4-2, а затем растворяют в смеси серной кислоты с сульфатом ам­мония. Получающийся раствор подвергают электролизу. Снятые с катодов осадки металла переплавляют в слитки.

Марганец — серебристо-белый твердый хрупкий металл. Его плотность 7,44 г/см³, температура плавления 1245°С. Известны че­тыре кристаллические модификации марганца, каждая из которых термодинамически устойчива в определенном интервале темпера­тур. Ниже 707°С устойчив сх-марганец, имеющий сложную струк­туру— в его элементарную ячейку входят 58 атомов. Сложность структуры марганца при температурах ниже 707°С обусловливает его хрупкость.

Дата добавления: 2014-11-16