Характеристика вагонов 81-717(714) 40 страница

В ряду напряжений марганец находится между алюминием и цинком: стандартный электродный потенциал системы Мп²+/Мп равен —1,18 В. На воздухе марганец покрывается тонкой оксид­ной пленкой, предохраняющей его от дальнейшего окисления даже при нагревании. Но в мелкораздробленном состоянии марганец окисляется довольно легко. Вода при комнатной температуре дей­ствует на марганец очень медленно, при нагревании — быстрее. Он растворяется в разбавленных соляной и азотной кислотах, а также в горячей концентрированной серной кислоте (в холодной H_ЈS04 он практически нерастворим); при этом образуются катионы Мп²+.

Марганец применяется главным образом в производстве леги­рованных сталей. Марганцовистая сталь, содержащая до 15 % Мп, обладает высокими твердостью и прочностью. Из нее изготовляют рабочие части дробильных машин, шаровых мельниц, железнодо­рожные рельсы. Кроме того, марганец входит в состав ряда спла­вов на основе магния; он повышает их стойкость против коррозии. Сплав меди с марганцем и никелем — манганин (см. § 200) обла­дает низким температурным коэффициентом электрического сопро­тивления. В небольших количествах марганец вводится во многие сплавы алюминия.

Марганец образует четыре простых оксида (МпО, Мп₂0₃, Мп0₂ и Мп₂0₇) и смешанный оксид Мп₃0₄ (или МпО-Мп₂0₃). Первые два оксида обладают основными свойствами, диоксид марганца Мп0₂ амфотерен, а высший оксид Мп₂0₇ является ангидридом марганцовой кислоты НМп0₄. Известны также производные мар­ганца (IV), но соответствующий оксид Мп0₃ не получен.

В практическом отношении наиболее важны соединения мар­ганца (II), диоксид марганца и соли марганцовой кислоты-—пер-манганаты, в которых марганец находится в степени окисленно­сти +7.

Соединения м а р г а н ц а (II). Соли марганца (II)' полу­чаются при растворении марганца в разбавленных кислотах или при действии кислот на различные природные соединения марган­ца. Так, из раствора, остающегося после получения хлора дей­ствием соляной кислоты на диоксид марганца, выкристаллизовы­вается хлорид марганца(\\) МпС1₂ в виде бледно-розовых кристал­лов. В твердом виде соли марганца (II) обычно розового цвета, растворы же их почти бесцветны.

При действии щелочей на растворы солей марганца (II) выпа­дает белый осадок — гидроксид марганца(\\) Мп(ОН)₂. Осадок легко растворяется в кислотах. На воздухе он быстро темнеет, окисляясь в бурый гидроксид MapraHHa(IV) Мп(ОН)₄.

Оксид марганца(И), или закись марганца, МпО получается в виде зеленого порошка при восстановлении других оксидов марганца водородом.

Соединения м а р г а н ц а (IV). Наиболее стойким соедине­нием марганца является темно-бурый диоксид марганца Мп0₂; он легко образуется как при окислении низших, так и при восста­новлении высших соединений марганца. Как уже указывалось, Мп0₂ — амфотерный оксид; однако и кислотные, и основные свой­ства выражены у него очень слабо.

В кислой среде диоксид марганца — довольно энергичный окис­литель. В качестве окислителя его применяют при получении хлора из соляной кислоты и в сухих гальванических элементах. Соли марганца (IV), например МпС1₄ и Mn(S0₄)₂, весьма нестойки.

Соединения MapraHua(VI) и (VII). При сплавлении диоксида марганца с карбонатом и нитратом калия получается зе­леный сплав, растворяющийся в воде с образованием красивого зеленого раствора. Из этого раствора можно выделить темно-зеле­ные кристаллы манганита калия КгМп0₄ — соли марганцовистой кислоты Н₂Мп0₄, очень нестойкой даже в растворе.

Реакцию образования манганата калия можно выразить урав­нением:

+iv +v +VI +ш

МпО_а + К₂СО_г + KN'Oa = K₂Mn0₄ -f KN 0,+ С0_2Т

Если раствор манганата оставить стоять иа воздухе, то окраска его по­степенно изменяется, переходя из зеленой в малиновую, причем образуется темно-бурый осадок. Это объясняется тем, что в водном растворе мапганаты самопроизвольно превращаются в соли марганцовой кислоты НМп0₄ (п е р -манганаты) с одновременным образованием диоксида марганца. Реакция выражается уравнением

3K₂Mn0₄ + 2Н₂0 2КМп0₄ + Mn0₂| + 4КОН

мапганат перманганат

калия калия

или в ионно-молекулярной форме:

ЗМп0₄" + 2Н₂0 2МпО: + Мп0₂; +40Н"

При этой реакции один ион Мп0₄" окисляет два других таких же иона в ионы MnOJ, а сам восстанавливается, образуя Мп0₂.

Процесс превращения манганата в перманганат обратим. Поэтому в при­сутствии избытка гидроксид-поиов зеленый раствор манганата долгое время может сохраняться без изменения. Если же прибавить кислоту, связывающую гидроксид-ионы, зеленая окраска почти мгновенно изменяется на малиновую.

При действии сильных окислителей (например, хлора) на рас­твор манганата последний полностью превращается в перман­ганат:

2К₂Мп0₄ + С1₂ = 2KMn0₄ + 2КС1

Перманганат калия КМп0₄ — наиболее широко применяемая соль марганцовой кислоты. Кристаллизуется он в виде красивых темно-фиолетовых, почти черных призм, умеренно растворимых в воде. Растворы КМп0₄ имеют темно-малиновый, а при больших концентрациях — фиолетовый цвет, свойственный ионам МпОГ-Как и все соединения марганца (VII), перманганат калия — силь­ный окислитель. Он легко окисляет многие органические вещества, превращает соли железа(II) в соли железа (III), сернистую кис­лоту окисляет в серную, из соляной кислоты выделяет хлор и т. д.

Вступая в окислительно-восстановительные реакции, КМп0₄ (ион МпОГ)может восстанавливаться в различной степени. В за­висимости от рН среды продукт восстановления может представ­лять собою ион Мп²+ (в кислой среде), МпОг (в нейтральной или в слабо щелочной среде) или ион Мп0₄^_ (в сильно щелочной среде).

Проиллюстрируем эти три случая реакциями взаимодействия КМп0₄ с растворимыми сульфитами. Если к подкисленному серной кислотой фиолетовому раствору КМп0₄ прибавить сульфит калия K2SO3, то жидкость становится почти бесцветной, так как образую­щаяся соль марганца (II) имеет бледно-розовую окраску. Реакция выражается уравнением

2КМп0₄ + 5K₂S0₃ + 3H₂S0₄ =?MnS0₄ + 6K₂S0₄ + 3H₂0

или в ионно-молекулярной форме:

2Mn0₄ + 5S0²₃- + 6Н⁺ = 2Mn²⁺ -f- 5S0₄- + ЗН₂0

При действии сульфита калия на нейтральный раствор перман-ганата калия тоже происходит обесцвечивание раствора, но, кроме того, выпадает бурый осадок диоксида марганца и раствор приоб­ретает щелочную реакцию

2KMn0₄ + 3K₂S0₃ + Н₂0 = 2Mn0₂| + 3K₂S0₄ + 2КОН

или в ионно-молекулярной форме:

2Mn0₄- + 3S0₃²" + Н₂0 = 2Мп0₂| + ЗвОГ + 20РГ

При большой концентрации щелочи и малом количестве восста­новителя образуются ионы мангаиата согласно уравнению:

2Mu0₄" + SO²/ + 20Ы = 2MnOf + SO²," + Н₂0

Как энергичный окислитель перманганат калия широко приме­няют в химических лабораториях и производствах; он служит также прекрасным дезинфицирующим средством.

При нагревании в сухом виде перманганат калия уже при тем­пературе около 200 °С разлагается согласно уравнению:

2KMn0₄ = К₂Мп0₄ + Мп0₂ + 0₂f

Этой реакцией иногда пользуются в лаборатории для получения кислорода.

Соответствующая перманганатам свободная марганцовая кис­лота ИМпС>4 в безводном состоянии ие получена и известна только в растворе. Концентрацию ее раствора можно довести до 20%. Это очень сильная кислота, в водном растворе полностью диссо­циированная на ионы: ее кажущаяся степень диссоциации в 0,1 н. растворе равна 93 %.

Оксид марганца (VII), или марганцовый ангидрид, Мп₂С>7 мо­жет быть получен действием концентрированной серной кислоты на перманганат калия:

2КМп0₄ + H₂S0₄ = Mn₂0₇ + K₂S0₄ + Н₂0

Марганцовый ангидрид — зеленовато-бурая маслянистая жид­кость. Он очень неустойчив: при нагревании или при соприкоснове­нии с горючими веществами он со взрывом разлагается на диоксид марганца и кислород.

232. Рений (Rhenium). Рений не образует самостоятельных ми­нералов. В ничтожных количествах он содержится в молибденовых рудах и некоторых редких минералах. Общее содержание рения в земной коре составляет 0,0000001 % (масс).

Рений был открыт только в 1925 г., однако существование его было предсказано еще в 1871 г. Менделеевым, который назвал его двимарганцем.

В свободном состоянии рений — светло-серый металл. Плот­ность его равна 21,0 г/см³, температура плавления около 3190 °С,

Он не растворяется в соляной и в плавиковой кислотах, азотная и горячая концентрированная серная кислоты растворяют его с об­разованием рениевой кислоты HRe0₄.

Рений и его сплавы с вольфрамом и молибденом применяются в производстве электрических ламп и электровакуумных приборов; они имеют больший срок службы и являются более прочными, чем вольфрам. Из сплавов вольфрама с рением изготовляют термо­пары, которые можно использовать в интервале температур от О до 2500 °С. Жаропрочные и тугоплавкие сплавы рения с вольфра­мом, молибденом, танталом применяются для изготовления неко­торых ответственных деталей. Рений и его соединения служат ка­тализаторами прн окислении аммиака, окислении метана, гидриро­вании этилена.

Рений образует несколько оксидов, из которых наиболее стой­ким и характерным для рения является оксид рения(УИ), или рснневый ангидрид, Re₂0₇ (желтовато-бурые пластинки). При вза­имодействии его с водой получается бесцветный раствор рениевой кислоты HRe0₄, соли которой называются перренатами. В от­личие от марганцовой кислоты и ее солей, окислительные свойства для рениевой кислоты и перренатов не характерны.

Глава ВОСЬМАЯ ГРУППА
ХХН ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ

233. Общая характеристика благородных газов. Главную под­группу восьмой группы периодической системы составляют благо­родные газы — гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Эти элементы характеризуются очень низкой химической активностью, что и дало основание назвать их благородными, или и н е р т -н ы м и, газами. Они лишь с трудом образуют соединения с дру­гими элементами или веществами; химические соединения гелия, неона и аргона не получены. Атомы благородных газов не соеди­нены в молекулы, иначе говоря, их молекулы одноатомны.

Благородные газы заканчивают собой каждый период системы элементов. Кроме гелия, все они имеют в наружном электронном слое атома восемь электронов, образующих очень устойчивую си­стему. Также устойчива и электронная оболочка гелия, состоящая из двух электронов. Поэтому атомы благородных газов характери­зуются высокими значениями энергии ионизации и, как правило, отрицательными значениями энергии сродства к электрону.

В табл. 38 приведены некоторые свойства благородных газов, а также их содержание в воздухе. Видно, что температуры сжиже­ния и затвердевания благородных газов тем ниже, чем меньше их атомные массы или порядковые номера: самая низкая температура сжижения у гелия, самая высокая — у радона.

Таблица 38. Некоторые свойства благородных газов и их содержание в воздухе

	.Не	Ne	Аг	Кг	Хе	Rn
Радиус атома, нм	0,122	0,160	0,192	0,198	0,218
Энергия ионизации	24,59	21,56 ~	15,76	14,00	12,13	10,75
Э->Э+, эВ
Плотность при нор-	0,18	1,90	1,78	3,71	5,85	9,73
мальных условиях,
г/л
Температура сжиже-	-268,9	-246,0	— 185,9	-153,2	-108,1	-61,9
ния при нормаль-
пом атмосферном давлении, °С
	-V.
Температура затвер-	-271,4*	-248,6	' — 189,3	-157,4	-111,85	-71
девания, °С
Содержание в возду-	0,0005	0,0016	0,93	Пример-	Пример-	Пример-
хе, % (об.)				но ю-^4	но ю-^5	но ю-'*

* При давлении 3,0 МПа.

До конца XIX века полагали,- что воздух состоит только из кислорода и азота. Но в 1894 г. английский физик Дж. Рэлей установил, что плотность азота, полученного из воздуха (1,2572 г/л), несколько больше, чем плотность азота, полученного из его соединений (1,2505 г/л). Профессор химии У. Рам-зай предположил, что разница в плотности вызвана присутствием в атмо­сферном азоте примеси какого-то более тяжелого газа. Связывая азот с рас­каленным магнием (Рамзай) или вызывая действием электрического разряда его соединение с кислородом (Рэлей), оба ученых выделили из атмосферного азота небольшие количества химически инертного газа. Так был открыт неиз­вестный до того времени элемент, названный аргоном. Вслед за аргоном были выделены гелий, неон, криптон и ксенон, содержащиеся в воздухе в ничтож­ных количествах. Последний элемент подгруппы — радон — был открыт при изучении радиоактивных превращений.

Следует отметить, что существование благородных газов было предска­зано еще в 1883 г., т. е. за 11 лет до открытия аргона, русским ученым Н. А. Морозовым (1854—1946), который за участие в революционном движе­нии был в 1882 г. заключен царским правительством в Шлиссельбургскую крепость. Н. А. Морозов правильно определил место благородных газов в пе­риодической системе, выдвинул представления о сложном строении атома, о возможности синтеза элементов и использования внутриатомной энергии. Из заключения Н. А. Морозов был освобожден в 1905 г., и его замечательные предвидения стали известны только в 1907 г. после издания его книги «Пе­риодические системы строения вещества», написанной в одиночном заклю­чении.

В 1926 г. Н. А. Морозов был избран почетным членом Академии наук СССР.

Долгое время считалось, что атомы благородных газов вообще неспособны к образованию химических связей с атомами других элементов. Были известны лишь сравнительно нестойкие моле­кулярные соединения благородных газов — например, гидраты

Аг-6Н₂0, Кг-6Н₂0, Хе-6Н₂0, образующиеся при действии сжатых благородных газов на кристаллизующуюся переохлажденную воду. Эти гидраты принадлежат к типу клатратов (см. § 72); валент­ные связи при образовании подобных соединений не возникают. Образованию клатратов с водой благоприятствует наличие в кри­сталлической структуре льда многочисленных полостей (см. § 70).

Однако в течение последних десятилетий было установлено, что криптон, ксенон и радон способны вступать в соединение с другими элементами и прежде всего с фтором. Так,; прямым взаимодей­ствием благородных газов с фтором (при нагревании или в элек­трическом разряде) получены фториды KrF₂, XeF₂, KrF₄, XeF₄ и RnF₄. Все они представляют собой кристаллы, устойчивые при обычных условиях. Получены также производные ксенона в сте­пени окисленности;+6 — гексафторид XeF₆, триоксид ХеОз, гидр­оксид Хе(ОН)б. Последние два соединения проявляют кислотные свойства; так, реагируя со щелочами, они образуют соли ксеноно-вой кислоты, например: Хе0₃ + Ва(ОН)₂ — ВаХе0₄ + Н₂0.

Производные; ксенона (VI)—сильные окислители. Однако при действии на них еще более сильных окислителей можно получить соединения, в которых ксенон имеет степень окисленности -4-8. Из подобных соединений известны октафторид ■ XeF₈, тетраоксид Хе0₄ и оксогексафторид XeOF6.

Более высокая химическая активность криптона, ксенона и ра­дона по сравнению с первыми членами группы благородных;газов объясняется относительно низкими потенциалами ионизации их атомов (см. табл. 38). Для криптона, ксенона и радона эти вели­чины близки к потенциалам ионизации некоторых других элемен­тов (например, потенциал ионизации атома азота равен 14,53 В, атома хлора— 12,97 В).

Наибольшее практическое применение находят аргон, неон и гелий.

234. Гелий (Helium). История открытия гелия может служить блестящим примером могущества науки. Гелий был открыт в> 1868 г. двумя астрономами — французом П. Жансеном и англи­чанином Д. Н. Локьером при изучении спектров Солнца. В этих спектрах обнаружилась ярко-желтая линия, которая не встреча­лась в спектрах известных в то время элементов. Эта линия была приписана существованию на Солнце нового элемента, не извест­ного на Земле, который получил название гелий [15]. Спустя почти 30 лет после этого, Рамзай при нагревании минерала клевеита по­лучил газ, спектр которого оказался тождественным со спектром гелия. Таким образом, гелий был открыт на Солнце раньше, чем его нашли на Земле.

После водорода гелий — самый легкий из всех газов. Он более
чем в 7 раз легче воздуха. I

Долгое время гелий оставался единственным газом, который не поддавался сжижению. Наконец, в 1908 г. удалось превратить j ге­лий в жидкость, кипящую при температуре —268,9 °С. При испа­рении жидкого гелия была получена температура всего на не­сколько десятых градуса выше абсолютного нуля. В 1926 г. гелий был впервые обращен в твердое состояние. Твердый гелий — про­зрачное вещество, плавящееся при —271,4°С под давлением 3,0 МПа.

На Земле гелий встречается не только в атмосфере. Значитель­ные количества его выделяются в некоторых местах из недр Земли вместе с природными газами. Воды многих минеральных источни­ков тоже выделяют гелий.

Хотя содержание гелия в воздухе невелико, во Вселенной он занимает второе место по распространенности;(после водорода). Спектральный анализ показывает присутствие этого элемента во всех звездах. К накоплению его во Вселенной приводит термоядер­ная реакция'превращения водорода в гелий (см. § 115).

Гелий получают из некоторых природных газов, в которых он содержится как продукт распада радиоактивных элементов. Он находит применение для создания инертной >среды при автогенной сварке металлов, а также в атомной энергетике, где используется его химическая инертность и низкая способность к захвату;ней­тронов. Гелий широко применяется в физических лабораториях в качестве хладоносителя и при работах по < физике низких темпе­ратур. Он служит также термометрическим веществом в термомет­рах, работающих в интервале температур от 1 до;80К. Изотоп ге­лия ³Не — единственное вещество, пригодное для измерения тем­ператур ниже 1 К-

235. Неон. Аргон. Эти газы, а также криптон и ксенон полу­чают из воздуха путем его > разделения при глубоком охлаждении. Аргон, в связи с его сравнительно высоким содержанием в воздухе, получают в значительных количествах, остальные газы — в мень­ших. 1 Неон и аргон имеют широкое применение. Как тот, так и дру­гой применяются для заполнения ламп накаливания. Кроме того, ими заполняют газосветные трубки; для неона характерно красное свечение, для аргона— сине-голубое. Аргон как наиболее'доступ­ный из благородных газов применяется также в металлургических и химических процессах, требующих инертной среды, в частности при-аргонно-дуговой сварке алюминиевых и алюминиевомагниевых сплавов.

ПОБОЧНАЯ ПОДГРУППА ВОСЬМОЙ ГРУППЫ

Побочная подгруппа восьмой группы периодической системы охватывает три триады d-элементов. Первую триаду образуют эле­менты Iжелезо, кобальт и никель, вторую триаду — рутений, родий и палладий и третью триаду — осмий, иридий и платина,

Большинство элементов рассматриваемой подгруппы имеют два электрона в наружном электронном слое атома; все они•представ­ляют собой металлы. Кроме наружных электронов в образовании химических связей принимают участие также электроны из преды­дущего недостроенного слоя. Для этих элементов характерны сте­пени окисленности, равные 2, 3, 4. Более высокие степени окислен­ности проявляются реже.

Сравнение физических и химических свойств элементов восьмой группы показывает, что железо, кобальт и никель, находящиеся в первом большом периоде, очень сходны между собой и в то же время сильно отличаются от элементов двух других триад. Поэтому их обычно выделяют в семейство железа. Остальные шесть элементов восьмой группы объединяются под общим названием платиновых металлов.

Семейство железа

В табл.'39 приведены некоторые свойства элементов семейства железа.

Таблица 39. Некоторые свойства железа, кобальта и никеля

	Fe	Со	Ni
Радиус атома, нм	0,126	.0,125	0,124
Энергия ионизации		7,87	7,63
Э-»-Э+, эВ	7,89
Э+->-Э^2+, эВ	16,2	17,1	18,15
Э^2+,-э-Э^3+, эВ	30,6	33,5	35,16
Радиус иона Э^2+, нм	0,080	0,078	0,074
Радиус иона Э^3+, нм	0,067	0,064
Стандартная энтальпия ато-	417,0	428,4	428,8
мизации металла при 25 "С,
кДж на 1 моль атомов		8,84	8,91
Плотность, г/см^3	7,87
Температура плавления, °С
Температура кипения, "С
Стандартный электродный по-	—0,440	—0,277	—0,250
тенциал процесса Э^2+ +
+ 2е- = Э, В

236. Железо (Ferrum). Нахождение в природе. Железо — самый распространенный после алюминия металл на земном шаре: оно составляет 4 % (масс.) земной коры. Встречается железо в виде различных соединений: оксидов, сульфидов,'силикатов. В свобод­ном состоянии железо находят только в метеоритах.

К важнейшим рудам железа относятся магнитный железняк Fe₃0₄, красный железняк Fe₂0₃, бурый железняк 2Fe₂0₃-3H₂0 и шпатовый железняк FeC0₃. Встречающийся в больших количествах пирит, или железный колчедан, FeS₂ редко применяется в метал­лургии, так как чугун из него получается очень низкого качества из-за большого содержания серы. Тем не менее железный колчедан имеет важнейшее применение — он служит исходным сырьм для получения серкой кислоты (см. § 131).

В пределах СССР месторождения железных руд находятся на Урале, где целые горы (например, Магнитная, Качканар, Высокая и др.) образованы магнитным железняком превосходного качества. Не менее богатые залежи находятся в Криворожском районе и на Керченском полуострове. Криворожские руды состоят из красного железняка,'керченские — из бурого железняка. Большие залежи железных руд имеются вблизи Курска, на Кольском полуострове, в Западной н Восточной Сибири и па Дальнем Востоке. Общее количество железных руд в СССР составляет больше половины мировых запасов.

237. Значение железа и его сплавов в технике. Развитие метал­лургии в СССР. Из всех добываемых металлов железо имеет наибольшее значение. Вея современная техника связана с приме­нением железа и его сплавов. Насколько важную роль играет железо, видно уже из того, что количество добываемого железа примерно в 15 раз превосходит добычу всех остальных металлов вместе взятых.

До XIX века из сплавов'железа были известны в основном его сплавы с углеродом, получившие названия стали и чугуна. Однако в дальнейшем были созданы новые сплавы на основе железа, со­держащие хром, никель и другие элементы. В настоящее время сплавы железа подразделяют на углеродистые стали, чугуны, ле­гированные стали и стали с особыми свойствами (см. § 241).

В технике сплавы железа принято называть черными метал­лами, а их производство — черной металлургией.

Добыча железа особенно быстро росла в прошлом столетии. В начале XIX века мировая выплавка чугуна равнялась всего 0,8 млн. т в год, а к концу она составила уже 66 млн. т в год. В 1962 г. в капиталистических странах было выплавлено 176 млн. т чугуна и ферросплавов и 245 млн. т стали.

По выплавке черных металлов царская Россия сильно отста­вала от промышленно развитых стран. Русская металлургическая промышленность выпустила в 1913 г. всего 4,2 млн. т чугуна и столько же стали. После первой мировой войны производство чу­гуна резко упало и составляло в 1920 г. всего 2,7 % от выпуска 1913 г. Восстановление черной металлургии, осуществлявшееся в исключительно тяжелых условиях, потребовало огромных усилий и продолжительного времени: только в 1929 г. выплавка стали до­стигла уровня 1913 г.

Быстрое развитие советской металлургии началось в годы пер­вых пятилеток. Была полностью реконструирована металлургиче­екая промышленность на юге европейской части СССР и создана новая угольно-металлургическая база в восточных районах нашей страны. Были построены крупнейшие металлургические заводы — Магнитогорский, Кузнецкий и др. Уже к концу первой пятилетки выплавка чугуна достигла 147% по сравнению с уровнем 1913 г. Восстановив дореволюционный уровень выплавки чугуна в 1929 г., советские. металлурги в следующие восемь лет увеличили выпуск чугуна почти в 3,5 раза. Для такого прироста металлургии США потребовалось в свое время 20 лет, Германии — 23 года.

Рост производства стали характеризуют следующие данные:

_ Выплавка стали, „ Выплавка стали,

Годы _млн. _т I оды _шш. _т

1949 23,3 1969 ПО

1959 60,0 1.985 155

Такие темпы роста обусловливались как строительством новых заводов, так и интенсификацией производства за счет все более расширяющегося использования в черной металлургии природного газа и кислорода.

Значительно выросла за последние годы и рудная база метал­лургии— осваивались новые железорудные месторождения в Ка­захстане, Сибири и в районе Курской магнитной аномалии. До­быча железной руды в 1985 г. достигла 248 млн. т.

238. Физические свойства железа. Диаграмма состояния системы железо — углерод. В 30-х годах XIX века русский инженер П. П. Аносов впервые применил микроскоп для изучения структуры стали и ее изменения после ковки и термической обработки. В 60-х годах XIX века подобные исследова­ния стали проводиться и за границей.

В 1868 г. Д. К. Чернов впервые указал на существование определенных температур («критических точек»), зависящих от содержания углерода в стали и характеризующих превращения одной микроструктуры стали в другую. Этим было положено начало изучению диаграммы состояния Fe—С, а 1868 г. стал годом возникновения металловедения — науки о строении и свойствах металлов и сплавов. Французский исследователь Ф. Осмонд стал пользоваться только что изобретенным Ле Шателье пирометром и уточнил значения «кри­тических точек». Он описал характер микроструктурных изменений, наблюдае­мых при переходе через эти точки, и дал названия важнейшим структурам железоуглеродистых сплавов; эти названия употребляются до сих пор. С тех пор учеными различных стран было выполнено огромное количество работ, посвященных изучению сплавов железа с углеродом и диаграммы состояния системы Fe — С. Такого рода работы проводятся и в настоящее время. В них уточняются положения линий на диаграмме состояния в связи с применением более чистых веществ и более точных и современных методов.

Дата добавления: 2014-11-16