Презентация на тему Воронежский государственный университет инженерных технологийМеталлы побочной подгруппы 6 группы

хром Cr, молибден Мо и вольфрам W.
Cr 1s2|2s22p6|3s23p63d5|4s1

Mo…4d55s1 W …4f145d46s2
Проявляют максимальную степень окисления +6 и образуют оксиды типа RO3, кислоты - H2RO4. Сила кислот закономерно снижается от хрома к вольфраму. Большинство солей этих кислот в воде малорастворимы, хорошо растворяются только соли щелочных металлов и аммония.
По физическим и химическим свойствам молибден и вольфрам сходны между собой и несколько отличаются от хрома. Химическая активность металлов в ряду хром — молибден — вольфрам заметно понижается.

Общая характеристика.

+4, +3, +2. Но наиболее типичны соединения высшей степени

окисления, которые во многом весьма похожи на соответствующие соединения серы. С водородом элементы подгруппы хрома соединений не образуют.

В обычных условиях весьма устойчивы к воздействию воздуха и воды. При нагревании взаимодействуют с кислородом, галогенами, азотом, фосфором, углем, кремнием и др. Известны их многочисленные сплавы с другими металлами. Сплавы и сами металлы — весьма ценные материалы современной техники.

Леман описал новый минерал, найденный на Урале. Обрабатывая камень

соляной кислотой, Леман получил изумрудно-зеленый раствор, а в образовавшемся белом осадке обнаружил свинец.
Образец этого минерала был в конце XVIII века привезен Палласом в Париж. Им заинтересовался известный французский химик Л. Н. Воклен. В 1796 году он подверг минерал химическому анализу.
Один из друзей Воклена предложил ему назвать элемент хромом. Свое название хром получил от греческого слова «хрома» — краска за то, что все соединения хрома имеют яркие окраски.

Хром.

похож на сталь. Из металлов он самый твердый, его

плотность 7,19 г/см3, т. пл. 1855 °С. Природный хром состоит из смеси пяти изотопов с массовыми числами 50, 52, 53, 54 и 56. Радиоактивные изотопы получены искусственно.

Хром обладает всеми характерными свойствами металлов — хорошо проводит тепло, почти не оказывает сопротивления электрическому току, имеет присущий большинству металлов блеск. При температуре около 37°С многие его физические свойства резко, скачкообразно меняются.

Физические свойства.

образуется оксидная пленка Сr2О3. Поэтому хром в разбавленных серной

и соляной кислотах начинает растворяться не сразу, а после растворения оксидной пленки. Хром растворяется в разбавленных кислотах, в концентрированных – пассивируется:
 
Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2

С кислородом хром образует оксиды различного состава: CrO - оксид II хрома, твердое аморфное вещество красного цвета, получается восстановлением водородом при нагревании из оксида III хрома:
Cr2O3 + H2 = 2CrO + H2O

+ O2 + 2H2O =

4Cr(OH)3
При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид Cr2О3. Раскаленный хром реагирует с парами воды:
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
2Cr + ЗН2О = Cr2О3 + ЗН2 ­

Cr2O3 – аморфный порошок зеленого цвета, получается сжиганием хрома в кислороде, амфотерный оксид, которому соответствует амфотерный гидроксид Cr(OH)3,слабое, нерастворимое в воде основание, легко растворимо в кислотах и щелочах:
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

обладают окислительными и восстановительными свойствами:
Cr2(SO4)3 + Zn

= 2CrSO4 + ZnSO4 (окислитель)
2CrCl3 + 3KNO3 + 10KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2 +
+ 6KCl + 5H2O (восстан.)
CrO3 – хромовый ангидрид, твердое вещество красно-бурого цвета,хорошо растворимое в воде. Получается при взаимодействии хромата калия с концентрированной серной кислотой: 
K2CrO4 + H2SO4 = CrO3 + K2SO4 + H2O
Этому ангидриду соответствуют две кислоты,H2CrO4 – хромовая, соли носят название хроматы – желтого цвета и H2Cr2O7 – двуххромовая, соли бихроматы – оранжевого цвета. Хроматы и бихроматы сильнейшие окислители.
С возрастанием степени окисления основные свойства гидроксидов ослабляются, а кислотные усиливаются.

галогеноводородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием и бором. Например: Cr

+ 2HF=CrF2 + H2 ­ 2Cr + N2=2CrN 2Cr + 3S = Cr2S3      Cr + Si = CrSi
При одинаковых значениях степени окисления и близких значениях ионного радиуса химические свойства гидроксидов элементов оказываются сходными. Это мы и наблюдаем на гидроксидах хрома, учитывая близость численных значений радиусов ионов Сr2 и Mg2 ; Сr3 и А13; Сr6 и S6*.

для получения высококачественной стали, подшипников и др. данный процесс

называется хромированием.
Хромиты широко используют в огнеупорной промышленности.
Химики используют хромиты для получения бихроматов калия и натрия, а также хромовых квасцов, которые применяются для дубления кожи, придающего ей красивый блеск и прочность. Такую кожу называют «хромом», а сапоги из нее «хромовыми».
Хром принимает деятельное участие в производстве красителей для стекольной, керамической, текстильной
промышленности.

Применение.

в США изготовлена экспериментальная магнитофонная пленка, рабочий слой которой

содержит не частицы оксида железа, как обычно, а частицы оксида хрома. Замена оказалась удачной — качество звучания резко улучшилось, пленка стала надежнее в работе. Новинкой в первую очередь предполагается обеспечить блоки магнитной памяти электронно-вычислительных машин.
Научились наносить хромовую «броню» на изделия из пластмасс. Подвергнутый испытаниям широко известный полимер—полистирол, «одетый» в хром, стал прочнее, для него оказались менее страшными такие известные «враги» конструкционных материалов, как истирание, изгиб, удар. Само собой разумеется, возрос срок службы деталей.

тугоплавких материалов в металлургии. Самый тугоплавкий, при стандартных условиях

химически стоек.
Название Wolframium перешло на элемент с минерала вольфрамит, известного ещё в XVI в. под названием «волчья пена». Название было связано с тем, что вольфрам, сопровождая оловянные руды, мешал выплавке олова, переводя его в пену шлаков («пожирает олово как волк овцу»).
В 1781 знаменитый шведский химик Шееле , обрабатывая азотной кислотой минерал шеелит, получил желтый «тяжелый камень».

Вольфрам.

температуры плавления и кипения.



Физические свойства.

WO3 из рудных концентратов и последующем восстановлении до металлического

порошка водородом при температуре около 700 °C. Из-за высокой температуры плавления вольфрама для получения компактной формы используются методы порошковой металлургии: полученный порошок прессуют, спекают в атмосфере водорода при температуре 1200—1300 °C, затем пропускают через него электрический ток.
WO3 + 3H2 = W + 3H2O

Получение.

г/т. Его среднее содержание в горных породах, г/т: ультраосновных —

0,1, основных — 0,7, средних — 1,2, кислых — 1,9.
Вольфрам встречается в природе главным образом в виде окисленных сложных соединений, образованных трехокисью вольфрама WO3 с оксидами железа и марганца или кальция, а иногда свинца, меди, тория и редкоземельных элементов. Промышленное значение имеют вольфрамит (вольфрамат железа и марганца nFeWO4 * mMnWO4 — соответственно, ферберит и гюбнерит) и шеелит (вольфрамат кальция CaWO4).

Нахождение в природе.

хром, все реакции идут медленно, легко образуется при нагревании

только карбид (WC2).
В кислотах вольфрам почти нерастворим, кроме смеси азотной и плавиковой кислот.
W + 2HNO3 + 6HF = WF6 + 2NO + 4H2O
При прокаливании в кислороде W или его соединений образуется WO3. Это твердые вещества, плохо растворимые в воде, но легко растворимы в щелочах с образованием солей молибденовой и вольфрамовой кислот (H2MoO4 – белого цвета, H2WO4 – желтого цвета). Данные кислоты - твердые вещества, при нагревании отщепляют воду и переходят в соответствующие оксиды.
2W + 3O2 = 2WO3

Химические свойства.

нестехиометрический вольфрамат натрия, носящий название «вольфрамовая бронза»:

WO3 + xNa = NaxWO3
Высший хлорид вольфрама WCl6 образуется при взаимодействии оксида вольфрама с хлором или тетрахлоридом углерода. Он отличается от других соединений вольфрама низкой температурой кипения (347° С). По своей химической природе хлорид является хлорангидридом вольфрамовой кислоты, поэтому при взаимодействии с водой образуются неполные хлорангидриды, при взаимодействии со щелочами – соли. В результате восстановления хлорида вольфрама алюминием в присутствии монооксида углерода образуется карбонил вольфрама:
WCl6 + 2Al + 6CO = [W(CO)6] + 2AlCl3 (в эфире)

незаменимым для нитей накаливания в осветительных приборах, в кинескопах

и других вакуумных трубках.
Благодаря высокой плотности вольфрам используется для противовесов, бронебойных сердечников подкалиберных и стреловидных оперенных снарядов артиллерийских орудий, сердечников бронебойных пуль и сверхскоростных роторов гироскопов для стабилизации полёта баллистических ракет.
Сплавы вольфрама, отличаются жаропрочностью, кислотостойкостью, твердостью и устойчивостью к истиранию. Из них изготовляют хирургические инструменты, танковую броню, оболочки торпед и снарядов, наиболее важные детали самолетов и двигателей, контейнеры для хранения радиоактивных веществ. Вольфрам — важный компонент лучших марок инструментальных сталей.

Применение.

сварки.
5. Вольфрам применяется в высокотемпературных вакуумных печах сопротивления в

качестве нагревательных элементов. Сплав вольфрама и рения применяется в таких печах в качестве термопары.
Соединения вольфрама:
Для механической обработки металлов и неметаллических конструкционных материалов в машиностроении (точение, фрезерование, строгание, долбление), бурения скважин, в горнодобывающей промышленности широко используются твёрдые сплавы и композитные материалы на основе карбида вольфрама. Широко используется в качестве легирующего элемента в сталях и сплавах на основе железа.

500 °C) смазка.
3. Трехокись вольфрама применяется для производства твердого

электролита высокотемпературных топливных элементов.
4.Соединения вольфрама применяются как катализаторы и пигменты.
5. Монокристаллы вольфраматов используются как сцинтилляционные детекторы рентгеновского излучения и других ионизирующих излучений в ядерной физике и ядерной медицине.
6. Дителлурид вольфрама WTe2 применяется для преобразования тепловой энергии в электрическую (термо-ЭДС около 57 мкВ/К).
7. Оксид вольфрама(VI) полупродукт в производстве вольфрама и его соединений. Является компонентом некоторых промышленно важных катализаторов гидрирования и пигментов для керамики.

Главное применение находит в метеллургии.
Открыт в 1778 году шведским

химиком Карлом Шееле, который прокаливая молибденовую кислоту, получил оксид МоО3. В металлическом состоянии впервые получен П. Гьельмом в 1782 г. восстановлением оксида углём: он получил молибден, загрязненный углеродом и карбидом молибдена. Чистый молибден в 1817 году получил Й. Берцелиус.
Название происходит от греч. μολνβδος, означающего «свинец». Оно дано из-за внешнего сходства молибденита (MoS2), минерала из которого впервые удалось выделить оксид молибдена, со свинцовым блеском (PbS). Вплоть до XVIII в. молибденит не отличали от графита и свинцового блеска, эти минералы носили общее название «молибден».

методом. Полученный концентрат обжигают до образования оксида МоО3:

2MoS2 + 7O2 → 2MoO3 + 4SO2,
который подвергают дополнительной очистке. Далее МоО3 восстанавливают водородом:
MoO3 + 3H2 → Mo + 3H2O
Полученные заготовки обрабатывают давлением (ковка, прокатка, протяжка).

Получение.

свободном виде молибден не встречается. Концентрация молибдена в породах

повышается по мере увеличения SiO2. Молибден находится также в морской и речной воде, в золе растений, в углях и нефти. Содержание молибдена в морской воде колеблется от 8,9 до 12,2 мкг/л. Основная масса Мо заключена в полевых шпатах и меньше в кварце. Молибден в породах находится в следующих формах: молибдатной и сульфидной в виде микроскопических и субмикроскопических выделений, изоморфной и рассеянной. Молибден обладает большим сродством с серой, чем с кислородом, и в рудных телах образуется сульфид четырёхвалентного молибдена — молибденит. В поверхностных условиях образуются преимущественно кислородные соединения Мо6+.
Известно около 20 минералов молибдена. Важнейшие из них: молибденит MoS2 (60 % Mo), повеллит СаМоО4 (48 % Мо), молибдит Fe(MoO4)3·nH2O (60 % Mo) и вульфенит PbMoO4.

Нахождение в природе.

хром, все реакции идут медленно, легко образуется при нагревании

только карбид (MoC).
Mo + C = MoC
Молибден взаимодействует с концентрированной серной кислотой при нагревании:
Mo + 3H2SO4 = H2MoO7 + 3SO2 + 2H2O

С серой образуются сульфиды состава MeS3 в виде порошков коричневого или черного цвета. При нагревании на воздухе они окисляются до MeO3, при прокаливании без кислорода отщепляют серу и переходят в сульфиды состава MeS2.
Mo + S = MoS3

Химические свойства.

соединения образуется оксид MoO3 , это твердое вещество, плохо

растворимое в воде, но легко растворимое в щелочах с образованием солей молибденовой кислоты (H2MoO4 – белого цвета). Данная кислота - твердые вещество, при нагревании отщепляет воду и переходит в соответствующие оксиды.
2Mo + 3O2 = 2MoO3
При взаимодействии с фтором образуется гексафторид молибдена (MoF6), легко летучая жидкость, при взаимодействии с водой образуюе оксосоединение типа МеOF4, MeO2F2.

и коррозионностойких сплавов. Молибденовая проволока (лента) служит для изготовления

высокотемпературных печей, вводов электрического тока в лампочках. Соединения молибдена — сульфид, оксиды, молибдаты — являются катализаторами, пигментами красителей, компонентами глазурей. Гексафторид молибдена применяется при нанесении металлического Mo на различные материалы, MoS2 используется как твердая высокотемпературная смазка. Mo входит в состав микроудобрений.
Молибден-99 используется для получения технеция-99, который используется в медицине при диагностике онкологических и некоторых других заболеваний.

Применение.

для мощных газодинамических лазеров. Теллурид Мо является хорошим термоэлектрическим

материалом для производства термоэлектрогенераторов. Молибденовый ангидрид широко применяется в качестве положительного электрода в литиевых источниках тока.
Дисилицид молибдена применяется в качестве нагревателей в печах с окислительной атмосферой, работающих до 1800 °С.

и человека было впервые показано в 1953 г, с

открытием влияния этого элемента на активность фермента ксантиноксидазы. Молибден делает более эффективной работу антиокислителей, в том числе витамина С. Важный компонент системы тканевого дыхания. Усиливает синтез аминокислот, улучшает накопление азота. Молибден входит в состав ряда ферментов, выполняющих важные физиологические функции. Молибденоэнзимы катализируют гидроксилирование различных субстратов. Альдегидоксидаза окисляет и нейтрализует различные пиримидины, пурины, птеридины.
При недостатке молибдена страдают анаболические процессы, наблюдается ослабление иммунной системы. Тиомолибдат аммония (растворимая соль молибдена), является антагонистом меди и нарушает ее утилизацию в организме.