Электрохимический ряд активности металлов — Википедия

Электрохимический ряд активности металлов (ряд напряжений, ряд стандартных электродных потенциалов) — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов φ⁰, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Meⁿ⁺: Meⁿ⁺ + nē → Me

Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах.

Последовательность расположения металлов в порядке изменения их химической активности в общих чертах была известна уже алхимикам^[1]. Процессы взаимного вытеснения металлов из растворов и их поверхностное осаждение (например, вытеснение серебра и меди из растворов их солей железом) рассматривались как проявление трансмутации элементов.

Поздние алхимики вплотную подошли к пониманию химической стороны взаимного осаждения металлов из их растворов. Так, Ангелус Сала в работе «Anatomia Vitrioli» (1613) пришёл к выводу, что продукты химических реакций состоят из тех же «компонентов», которые содержались в исходных веществах. Впоследствии Роберт Бойль предложил гипотезу о причинах, по которым один металл вытесняет другой из раствора на основе корпускулярных представлений^[2].

В 1793 году Алессандро Вольта, конструируя гальванический элемент (Вольтов столб), установил относительную активность известных тогда металлов: Zn, Pb, Sn, Fe, Cu, Ag, Au. «Сила» гальванического элемента оказывалась тем больше, чем дальше стояли друг от друга металлы в этом ряду (ряд напряжений). Однако Вольта не связал этот ряд с химическими свойствами металлов.

В 1798 году Иоганн Вильгельм Риттер указал, что ряд Вольта эквивалентен ряду окисления металлов (то есть последовательности уменьшения их сродства с кислородом). Таким образом, Риттер высказал гипотезу о возникновении электрического тока вследствие протекания химической реакции

[3].

В эпоху становления классической химии способность элементов вытеснять друг друга из соединений стала важным аспектом понимания реакционной способности. Й. Берцелиус на основе электрохимической теории сродства построил классификацию элементов, разделив их на «металлоиды» (сейчас применяется термин «неметаллы») и «металлы» и поставив между ними водород.

Последовательность металлов по их способности вытеснять друг друга, давно известная химикам, была в 1860-е и последующие годы особенно основательно и всесторонне изучена и дополнена Н. Н. Бекетовым. Уже в 1859 году он сделал в Париже сообщение на тему «Исследование над явлениями вытеснения одних элементов другими». В эту работу Бекетов включил целый ряд обобщений о зависимости между взаимным вытеснением элементов и их атомным весом, связывая эти процессы с «

первоначальными химическими свойствами элементов — тем, что называется химическим сродством»^[4]. Открытие Бекетовым вытеснения металлов из растворов их солей водородом под давлением и изучение восстановительной активности алюминия, магния и цинка при высоких температурах (металлотермия) позволило ему выдвинуть гипотезу о связи способности одних элементов вытеснять другие из соединений с их плотностью: более лёгкие простые вещества способны вытеснять более тяжёлые (поэтому данный ряд часто также называют вытеснительный ряд Бекетова, или просто ряд Бекетова).

Не отрицая значительных заслуг Бекетова в становлении современных представлений о ряде активности металлов, следует считать ошибочным бытующее в отечественной популярной и учебной литературе представление о нём как единственном создателе этого ряда.^[5][6] Многочисленные экспериментальные данные, полученные в конце XIX века, опровергали гипотезу Бекетова. Так, Уильям Одлинг описал множество случаев «обращения активности». Например, медь вытесняет олово из концентрированного подкисленного раствора SnCl

2 и свинец — из кислого раствора PbCl₂; она же способна к растворению в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Медь, олово и свинец находятся в ряду правее кадмия, однако могут вытеснять его из кипящего слабо подкисленного раствора CdCl₂.

Бурное развитие теоретической и экспериментальной физической химии указывало на иную причину различий химической активности металлов. С развитием современных представлений электрохимии (главным образом в работах Вальтера Нернста) стало ясно, что эта последовательность соответствует «ряду напряжений» — расположению металлов по значению стандартных электродных потенциалов. Таким образом, вместо качественной характеристики — «склонности» металла и его иона к тем или иным реакциям — Нерст ввёл точную количественную величину, характеризующую способность каждого металла переходить в раствор в виде ионов, а также восстанавливаться из ионов до металла на электроде, а соответствующий ряд получил название

ряда стандартных электродных потенциалов.

Значения электрохимических потенциалов являются функцией многих переменных и поэтому обнаруживают сложную зависимость от положения металлов в периодической системе. Так, окислительный потенциал катионов растёт с увеличением энергии атомизации металла, с увеличением суммарного потенциала ионизации его атомов и с уменьшением энергии гидратации его катионов.

В самом общем виде ясно, что металлы, находящиеся в начале периодов, характеризуются низкими значениями электрохимических потенциалов и занимают места в левой части ряда напряжений. При этом чередование щелочных и щёлочноземельных металлов отражает явление диагонального сходства. Металлы, расположенные ближе к серединам периодов, характеризуются большими значениями потенциалов и занимают места в правой половине ряда. Последовательное увеличение электрохимического потенциала (от −3,395 В у пары Eu

2+/Eu^{[источник не указан 2824 дня]} до +1,691 В у пары Au⁺/Au) отражает уменьшение восстановительной активности металлов (свойство отдавать электроны) и усиление окислительной способности их катионов (свойство присоединять электроны). Таким образом, самым сильным восстановителем является металлический европий, а самым сильным окислителем — катионы золота Au⁺.

В ряд напряжений традиционно включается водород, поскольку практическое измерение электрохимических потенциалов металлов производится с использованием стандартного водородного электрода.

Практическое использование ряда напряжений[править | править код]

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной [относительной] оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

• Металлы, стоящие левее водорода, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей. Например, взаимодействие Zn + Cu
  2+ → Zn²⁺ + Cu возможно только в прямом направлении.
• Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) — и при взаимодействии с водой.
• Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.
• При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

Таблица электрохимических потенциалов металлов[править | править код]

Металл	Катион	φ0, В	Реакционная способность	Электролиз (на катоде):
Li	Li+	-3,0401	реагирует с водой	выделяется водород
Cs	Cs+	-3,026
Rb	Rb+	-2,98
K	K+	-2,931
Fr	Fr+	-2,92
Ra	Ra2+	-2,912
Ba	Ba2+	-2,905
Sr	Sr2+	-2,899
Ca	Ca2+	-2,868
Eu	Eu2+	-2,812
Na	Na+	-2,71
Sm	Sm2+	-2,68
Md	Md2+	-2,40	реагирует с водными растворами кислот
La	La3+	-2,379
Y	Y3+	-2,372
Mg	Mg2+	-2,372
Ce	Ce3+	-2,336
Pr	Pr3+	-2,353
Nd	Nd3+	-2,323
Er	Er3+	-2,331
Ho	Ho3+	-2,33
Tm	Tm3+	-2,319
Sm	Sm3+	-2,304
Pm	Pm3+	-2,30
Fm	Fm2+	-2,30
Dy	Dy3+	-2,295
Lu	Lu3+	-2,28
Tb	Tb3+	-2,28
Gd	Gd3+	-2,279
Es	Es2+	-2,23
Ac	Ac3+	-2,20
Dy	Dy2+	-2,2
Pm	Pm2+	-2,2
Cf	Cf2+	-2,12
Sc	Sc3+	-2,077
Am	Am3+	-2,048
Cm	Cm3+	-2,04
Pu	Pu3+	-2,031
Er	Er2+	-2,0
Pr	Pr2+	-2,0
Eu	Eu3+	-1,991
Lr	Lr3+	-1,96
Cf	Cf3+	-1,94
Es	Es3+	-1,91
Th	Th4+	-1,899
Fm	Fm3+	-1,89
Np	Np3+	-1,856
Be	Be2+	-1,847
U	U3+	-1,798
Al	Al3+	-1,700
Md	Md3+	-1,65
Ti	Ti2+	-1,63		конкурирующие реакции: и выделение водорода, и выделение металла в чистом виде
Hf	Hf4+	-1,55
Zr	Zr4+	-1,53
Pa	Pa3+	-1,34
Ti	Ti3+	-1,208
Yb	Yb3+	-1,205
No	No3+	-1,20
Ti	Ti4+	-1,19
Mn	Mn2+	-1,185
V	V2+	-1,175
Nb	Nb3+	-1,1
Nb	Nb5+	-0,96
V	V3+	-0,87
Cr	Cr2+	-0,852
Zn	Zn2+	-0,763
Cr	Cr3+	-0,74
Ga	Ga3+	-0,560
Ga	Ga2+	-0,45
Fe	Fe2+	-0,441
Fe	Fe3+	-0,425
Cd	Cd2+	-0,404
In	In3+	-0,3382
Tl	Tl+	-0,338
Co	Co2+	-0,28
In	In+	-0,25
Ni	Ni2+	-0,234
Mo	Mo3+	-0,2
Sn	Sn2+	-0,141
Pb	Pb2+	-0,126
H2	H+	0
W	W3+ (?)	+0,11 (?)	низкая реакционная способность	выделение металла в чистом виде
Ge	Ge4+	+0,124
Sb	Sb3+	+0,240
Ge	Ge2+	+0,24
Re	Re3+	+0,300
Bi	Bi3+	+0,317
Cu	Cu2+	+0,338
Po	Po2+	+0,37
Тс	Тс2+	+0,400
Ru	Ru2+	+0,455
Cu	Cu+	+0,522
Te	Te4+	+0,568
Rh	Rh+	+0,600
W	W6+	+0,68
Tl	Tl3+	+0,718
Rh	Rh3+	+0,758
Po	Po4+	+0,76
Hg	Hg22+	+0,7973
Ag	Ag+	+0,799
Pb	Pb4+	+0,80
Os	Os2+	+0,850
Hg	Hg2+	+0,851
Pt	Pt2+	+0,963
Pd	Pd2+	+0,98
Ir	Ir3+	+1,156
Au	Au3+	+1,498
Au	Au+	+1,691

• Корольков Д. В. Основы неорганической химии. — М.:Просвещение, 1982. — 271 с.

1. ↑ Рабинович В. Л. Алхимия как феномен средневековой культуры. — М.: Наука, 1979
2. ↑ Пути познания / Головнер В. Н. Взгляд на мир глазами химика
3. ↑ Штрубе В. Пути развития химии: в 2-х томах. Том 2. От начала промышленной революции до первой четверти XX века
4. ↑ Беляев А. И. Николай Николаевич Бекетов — выдающийся русский физико-химик и металлург. М., 1953
5. ↑ Леенсон И. А. Ряд активности металлов Бекетова: миф или реальность? // Химия в школе. — 2002. — № 9. — С. 90-96.
6. ↑ Мчедлов-Петросян Н. О.Труды Н. Н. Бекетова и ряд активности металлов // Вестник Харьковского национального университета. — 2003. — № 596. — Химия. Вып. 10 (33). — С. 221—225.

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu, Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H2, W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

Переходные металлы — Википедия

Перехо́дные мета́ллы (перехо́дные элеме́нты) — элементы побочных подгрупп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в атомах которых появляются электроны на d- и f-орбиталях^[1]. В общем виде электронное строение переходных элементов можно представить следующим образом: (n−1)dxnsy{\displaystyle (n-1)d^{x}ns^{y}}. На ns-орбитали содержится один или два электрона, остальные валентные электроны находятся на (n−1)d{\displaystyle (n-1)d}-орбитали. Поскольку число валентных электронов заметно меньше числа орбиталей, то простые вещества, образованные переходными элементами, являются металлами.

Общая характеристика переходных элементов[править | править код]

Все переходные элементы имеют следующие общие свойства:^[2]

• Для всех переходных элементов характерно образование комплексных соединений.

Подгруппа меди, или побочная подгруппа I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, включает в себя элементы: медь Cu, серебро Ag и золото Au.

Свойства металлов подгруппы меди^[3]

Атомный номер	Название, символ	Электронная конфигурация	Степени окисления	p, г/см³	tпл, °C	tкип, °C
29	Медь Cu	[Ar] 3d104s1	0, +1, +2	8,96[4][5]	1083[4][5]	2543[4][5]
47	Серебро Ag	[Kr] 4d105s1	0, +1, +3	10,5[6]	960,8[6]	2167[6]
79	Золото Au	[Xe] 4f145d106s1	0, +1, +3, +5	19,3[7]	1063,4[7]	2880[7]

Для всех металлов характерны высокие значения плотности, температур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность.^[8]

Особенностью элементов подгруппы меди является наличие заполненного предвнешнего (n−1)d{\displaystyle (n-1)d}-подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют благородными металлами.^[9]

Медь[править | править код]

Медь представляет собой довольно мягкий металл красно-жёлтого цвета^[10]. В электрохимическом ряду напряжений металлов она стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах-окислителях (в азотной кислоте любой концентрации и в концентрированной серной кислоте):

Cu+2h3SO4⟶CuSO4+SO2↑+2h3O{\displaystyle \mathrm {Cu+2H_{2}SO_{4}\longrightarrow CuSO_{4}+SO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }

Cu+4HNO3⟶Cu(NO3)2+2NO2↑+2h3O{\displaystyle \mathrm {Cu+4HNO_{3}\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }

3Cu+8HNO3⟶3Cu(NO3)2+2NO↑+4h3O{\displaystyle \mathrm {3Cu+8HNO_{3}\longrightarrow 3Cu(NO_{3})_{2}+2NO\uparrow +4H_{2}O} }

В отличие от серебра и золота, медь окисляется с поверхности кислородом воздуха уже при комнатной температуре. В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основный карбонат меди(II).

Для меди наиболее характерна степень окисления +2^[11], однако существует целый ряд соединений, в которых она проявляет степень окисления +1.

Оксид меди(II)[править | править код]

Оксид меди(II) CuO — вещество чёрного цвета. Под действием восстановителей при нагревании он превращается в металлическую медь:

CuO+CO⟶Cu+CO2↑{\displaystyle \mathrm {CuO+CO\longrightarrow Cu+CO_{2}\uparrow } }

CuO+h3⟶Cu+h3O{\displaystyle \mathrm {CuO+H_{2}\longrightarrow Cu+H_{2}O} }

Растворы всех солей двухвалентной меди окрашены в голубой цвет, который им придают гидратированные ионы [Cu(h3O)6]2+{\displaystyle [Cu(H_{2}O)_{6}]^{2+}}.

При действии на растворимые соли меди раствором питьевой соды образуется малорастворимый основной карбонат меди (II) — малахит:

2CuSO4+2Na2CO3+h3O⟶(CuOH)2CO3↓+2Na2SO4+CO2↑{\displaystyle \mathrm {2CuSO_{4}+2Na_{2}CO_{3}+H_{2}O\longrightarrow (CuOH)_{2}CO_{3}\downarrow +2Na_{2}SO_{4}+CO_{2}\uparrow } }

Гидроксид меди(II)[править | править код]

Гидроксид меди(II) Cu(OH)₂ образуется при действии щелочей на растворимые соли меди(II)^[12]:

CuSO4+2NaOH⟶Cu(OH)2↓+Na2SO4{\displaystyle \mathrm {CuSO_{4}+2NaOH\longrightarrow Cu(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}} }

Это малорастворимое в воде вещество голубого цвета. Гидроксид меди(II) — амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. При сильном нагревании или стоянии под маточным раствором он разлагается:

Cu(OH)2⟶CuO+h3O{\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}\longrightarrow CuO+H_{2}O} }

При добавлении аммиака Cu(OH)₂ растворяется с образованием ярко-синего комплекса:

Cu(OH)2+4Nh4⟶[Cu(Nh4)4](OH)2{\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+4NH_{3}\longrightarrow [Cu(NH_{3})_{4}](OH)_{2}} }

Соединения одновалентной меди[править | править код]

Соединения одновалентной меди крайне неустойчивы, поскольку медь стремится перейти либо в Cu²⁺, либо в Cu⁰. Стабильными являются нерастворимые соединения CuCl, CuCN, Cu₂S и комплексы типа [Cu(Nh4)2]+{\displaystyle [Cu(NH_{3})_{2}]^{+}}.^[13]

Серебро[править | править код]

Серебро более инертно, чем медь^[14] , но при хранении на воздухе оно чернеет из-за образования сульфида серебра:

2Ag+h3S⟶Ag2S+h3↑{\displaystyle \mathrm {2Ag+H_{2}S\longrightarrow Ag_{2}S+H_{2}\uparrow } }

Серебро растворяется в кислотах-окислителях:

2Ag+2h3SO4⟶Ag2SO4+SO2↑+2h3O{\displaystyle \mathrm {2Ag+2H_{2}SO_{4}\longrightarrow Ag_{2}SO_{4}+SO_{2}\uparrow +2H_{2}O} }

Ag+2HNO3⟶AgNO3+NO2↑+h3O{\displaystyle \mathrm {Ag+2HNO_{3}\longrightarrow AgNO_{3}+NO_{2}\uparrow +H_{2}O} }

3Ag+4HNO3⟶3AgNO3+NO↑+2h3O{\displaystyle \mathrm {3Ag+4HNO_{3}\longrightarrow 3AgNO_{3}+NO\uparrow +2H_{2}O} }

Наиболее устойчивая степень окисления серебра +1. В аналитической химии широкое применение находит растворимый нитрат серебра AgNO₃, который используют как реактив для качественного определения ионов Cl⁻, Br⁻, I⁻:

Ag++Cl−⟶AgCl↓{\displaystyle \mathrm {Ag^{+}+Cl^{-}\longrightarrow AgCl\downarrow } }

При добавлении к раствору AgNO₃раствора щёлочи образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag₂O:

2AgNO3+2NaOH⟶Ag2O↓+2NaNO3+h3O{\displaystyle \mathrm {2AgNO_{3}+2NaOH\longrightarrow Ag_{2}O\downarrow +2NaNO_{3}+H_{2}O} }

Многие малорастворимые соединения серебра растворяются в веществах-комплексообразователях, например, аммиаке и тиосульфате натрия:

AgCl+2Nh4⟶[Ag(Nh4)2]Cl{\displaystyle \mathrm {AgCl+2NH_{3}\longrightarrow [Ag(NH_{3})_{2}]Cl} }

Ag2O+4Nh4+h3O⟶2[Ag(Nh4)2]OH{\displaystyle \mathrm {Ag_{2}O+4NH_{3}+H_{2}O\longrightarrow 2[Ag(NH_{3})_{2}]OH} }

AgBr+2Na2S2O3⟶Na3[Ag(S2O3)2]+NaBr{\displaystyle \mathrm {AgBr+2Na_{2}S_{2}O_{3}\longrightarrow Na_{3}[Ag(S_{2}O_{3})_{2}]+NaBr} }

Золото[править | править код]

Кристаллы чистого золота, выращенные методом химического транспорта.

Золото представляет собой металл, сочетающий высокую химическую инертность и красивый внешний вид, что делает его незаменимым в производстве ювелирных украшений^[15]. В отличие от меди и серебра, золото крайне инертно по отношению к кислороду и сере, но реагирует с галогенами при нагревании:

2Au+3Cl2⟶Au2Cl6{\displaystyle \mathrm {2Au+3Cl_{2}\longrightarrow Au_{2}Cl_{6}} }

Чтобы перевести золото в раствор, необходим сильный окислитель, поэтому золото растворимо в смеси концентрированных соляной и азотной кислот («царской водке»):

Au+HNO3+4HCl⟶H[AuCl4]+NO↑+2h3O{\displaystyle \mathrm {Au+HNO_{3}+4HCl\longrightarrow H[AuCl_{4}]+NO\uparrow +2H_{2}O} }

Платиновые металлы — семейство из 6 химических элементов побочной подгруппы VIII группы Периодической системы, включающее рутений Ru, родий Rh, палладий Pd, осмий Os, иридий Ir и платину Pt. Эти металлы подразделяются на две триады: лёгкие — триада палладия (Ru, Rh, Pd) и тяжёлые — триада платины (Os, Ir, Pt).

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
• Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 17. Переходные элементы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 250-275. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0.
• Кузьменко Н.

Полуметаллы — Википедия

Полумета́ллы (металлоиды) — химические элементы, расположенные в периодической системе на границе между металлами и неметаллами. Для них характерно наличие ковалентной кристаллической решётки и металлической проводимости.

В физике твёрдого тела полуметаллами называются различные вещества, занимающие по электрическим свойствам промежуточное положение между металлами и полупроводниками.

К полуметаллам относят кремний, бор, германий, мышьяк, сурьму, теллур, иногда — висмут, полоний^[1][2] и астат, а также олово, имеющее полупроводниковую форму, и аллотропные модификации углерода — графит и фосфора — металлический фосфор. Вероятно, теннессин также является полуметаллом^[3].

По своим химическим свойствам элементы бор, кремний, мышьяк и теллур являются неметаллами, но германий и сурьма наряду с неметаллическими свойствами обладают и металлическими (например, реагируют с кислотами с образованием солей). По типу проводимости бор, кремний, германий и теллур относятся к полупроводникам, а мышьяк и сурьма обладают металлической проводимостью. Расплавы германия и кремния также обладают металлической проводимостью. По своим внешним характеристикам ярко выраженными признаками металлов (характерный блеск, цвет) обладают германий, сурьма и теллур, у бора, кремния и мышьяка они выражены гораздо слабее. Для всех простых веществ данных элементов характерно кристаллическое строение, высокая твёрдость и хрупкость.

В отличие от полупроводников полуметаллы обладают электрической проводимостью вблизи абсолютного нуля температуры, в то время как полупроводники (тем более диэлектрики) в этих условиях — изоляторы^[4].

Характерной особенностью полуметаллов является слабое перекрытие валентной зоны и зоны проводимости, что приводит, с одной стороны, к тому, что полуметаллы остаются проводниками электрического тока вплоть до абсолютного нуля температуры, а с другой стороны — с повышением температуры число носителей тока (электронов и дырок) возрастает, но всё-таки остаётся небольшим, достигая концентрации 10¹⁸—10²⁰ см⁻³, или 10⁻³ на атом.

Носители тока в полуметаллах отличаются большой подвижностью и малой эффективной массой. Благодаря этому полуметаллы — наиболее подходящие объекты для наблюдения размерных эффектов, фазовых переходов полуметалл — диэлектрик в сильных магнитных полях и ряда других явлений.

Полуметаллы бывают разных типов: элементы, более близкие по свойствам к металлам (германий, сурьма, полоний), элементы, средние по свойствам, то есть имеющие металлические внешние признаки, а по химическим реакциям более близкие к неметаллам (бор, кремний, мышьяк, теллур), элементы, почти полностью являющиеся металлами, но проявляющие слегка заметные неметаллические признаки (бериллий, алюминий, висмут, олово, галлий, цинк) и элементы, проявляющие неметаллические свойства, но по некоторым аллотропным модификациям сходные с металлами (водород (неметалл полностью по всем внешним признакам, но в химических реакциях ведёт себя как металл), углерод (мод. графит), фосфор (мод. чёрный фосфор), селен (мод. серый селен) и йод). Получается, что к классу «неметаллы» полностью относятся только азот, кислород, фтор, сера, хлор, бром и все инертные газы.

Тяжёлые металлы — Википедия

Тяжёлые мета́ллы — химические элементы со свойствами металлов (в том числе и полуметаллы) и значительным атомным весом либо плотностью.

Понятие «тяжёлые металлы» было предложено немецким химиком Леопольдом Гмелиным в 1817 году^[1].

Известно около сорока различных определений термина тяжёлые металлы, и невозможно указать на одно из них, как наиболее принятое. Соответственно, список тяжёлых металлов согласно разным определениям будет включать разные элементы. Используемым критерием может быть относительная атомная масса свыше 50, и тогда в список попадают все металлы, начиная с ванадия, независимо от плотности. Другим часто используемым критерием является плотность, примерно равная или большая плотности железа (8 г/см³), тогда в список попадают такие элементы как свинец, ртуть, медь, кадмий, кобальт, а, например, более легкое олово выпадает из списка. Существуют классификации, основанные и на других значениях пороговой плотности (например — плотность 5 г/см^3[2][3]) или атомного веса. Некоторые классификации делают исключения для благородных и редких металлов, не относя их к тяжёлым, некоторые исключают нецветные металлы (железо, марганец).

Термин тяжёлые металлы чаще всего рассматривается не с химической, а с медицинской и природоохранной точек зрения^[4] и, таким образом, при включении в эту категорию учитываются не только химические и физические свойства элемента, но и его биологическая активность и токсичность, а также объём использования в хозяйственной деятельности^[5].

Многие тяжёлые металлы, такие как железо, медь, цинк, молибден, участвуют в биологических процессах и в определённых количествах являются необходимыми для функционирования растений, животных и человека микроэлементами. С другой стороны, тяжёлые металлы и их соединения могут оказывать вредное воздействие на организм человека, способны накапливаться в тканях, вызывая ряд заболеваний. Не имеющие полезной роли в биологических процессах металлы, такие как свинец и ртуть, определяются как токсичные металлы. Некоторые элементы, такие как ванадий или кадмий, обычно имеющие токсичное влияние на живые организмы, могут быть полезны для некоторых видов^[6].

Среди разнообразных загрязняющих веществ тяжёлые металлы (в том числе ртуть, свинец, кадмий, цинк) и их соединения выделяются распространенностью, высокой токсичностью, многие из них — также способностью к накоплению в живых организмах. Они широко применяются в различных промышленных производствах, поэтому, несмотря на очистительные мероприятия, содержание соединений тяжёлых металлов в промышленных сточных водах довольно высокое. Они также поступают в окружающую среду с бытовыми стоками, с дымом и пылью промышленных предприятий. Многие металлы образуют стойкие органические соединения, хорошая растворимость этих комплексов способствует миграции тяжёлых металлов в природных водах. К тяжёлым металлам относят более 40 химических элементов, но при учёте токсичности, стойкости, способности накапливаться во внешней среде и масштабов распространения токсичных соединений, контроля требуют примерно в четыре раза меньшее число элементов.

Загрязнение океана[править | править код]

Помимо сточных вод, большие массы соединений тяжёлых металлов поступают в океан через атмосферу и с захоронением разнообразных отходов в Мировом океане. Для морских биоценозов наиболее опасны ртуть, свинец и кадмий.

Ртуть[править | править код]

Ртуть переносится в океан с материковым стоком (прежде всего — из стока промышленных вод) и через атмосферу. В составе атмосферной пыли содержится около 12 тыс. т ртути. До трети от этого количества образуется при выветривании пород, содержащих ртуть (киноварь). Ртуть антропогенного происхождения попадает в атмосферу в первую очередь при сжигании угля на электростанциях. Около половины годового промышленного производства этого металла (910 тыс. т) попадает в океан. Некоторые бактерии переводят токсичные хлориды ртути в ещё более токсичную метилртуть^[7] (CH₃Hg⁺). Соединения ртути накапливается многими морскими и пресноводными организмами в концентрациях, во много раз превышающих содержание её в воде.

Употребление в пищу рыбы и морепродуктов неоднократно приводило к ртутному отравлению населения. Так, к 1977 году насчитывалось 2800 жертв болезни Минамата, причиной которой послужило поступление в залив Минамата со сточными водами отходов предприятий, на которых в качестве катализатора использовалась хлористая ртуть. Соединения ртути высокотоксичны для человека в очень больших количествах.

Свинец[править | править код]

Свинец — рассеянный элемент, содержащийся во всех компонентах окружающей среды: в горных породах, почвах, природных водах, атмосфере, живых организмах. Помимо того, свинец поступает в окружающую среду в результате хозяйственной деятельности человека. До запрета на использование в топливе тетраэтилсвинца в начале XXI века, выхлопные газы транспорта были заметным источником свинца в атмосфере. С континентальной пылью в атмосфере океан получает 20—30 тысяч тонн свинца в год^[7].

В организм человека свинец попадает как с пищей и водой, так и из воздуха. Свинец может выводиться из организма, однако малая скорость выведения может приводить к накоплению в костях, печени и почках.

Кадмий[править | править код]

Кадмий является относительно редким и рассеянным элементом, в природе концентрируется в минералах цинка. Поступает в природные воды в результате смыва почв, выветривания полиметаллических и медных руд, и со сточными водами рудообогатительных, металлургических и химических производств. Кадмий в норме присутствует в организме человека в микроскопических количествах. При накоплении организмом соединений кадмия поражается нервная система, нарушается фосфорно-кальциевый обмен. Хроническое отравление приводит к анемии и разрушению костей.

1. ↑ Титов А. Ф., Казнина Н. М., Таланова В. В. Тяжелые металлы и растения.. — Петрозаводск: Карельский научный центр РАН, 2014. — С. 7. — 194 с. — ISBN 978-5-9274-0641-8.
2. ↑ Металлы // Энциклопедический словарь юного химика. 2-е изд. / Сост. В. А. Крицман, В. В. Станцо. — М.: Педагогика, 1990. — с. 141—144. — 320 с. — ISBN 5-7155-0292-6
3. ↑ А. Т. Пилипенко, В. Я. Починок, И. П. Середа, Ф. Д. Шевченко. Металлы. Общие свойства металлов // Справочник по элементарной химии / под ред. академика АН УССР А. Т. Пилипенко. — К.: Наукова думка, 1985. — С. 341—342. — 560 с.
4. ↑ «Heavy metals» a meaningless term? — доклад ИЮПАК (англ.)
5. ↑ Тяжёлые металлы // Справочник по гидрохимии
6. ↑ A biological function for cadmium in marine diatoms. Lane TW, Morel FM.
7. ↑ ^{1 2} Ветошкин, 2004.

• Тяжёлые металлы — статья в Большом Энциклопедическом словаре
• Тяжёлые металлы — статья в Экологическом словаре
• Юркова Т. И. Тяжёлые металлы // Экономика цветной металлургии. — Красноярск, 2004.
• А. Г. Ветошкин. Источники загрязнения гидросфер // Процессы и аппараты защиты гидросфер. — Пенза, 2004.
• Н. К. Чертко и др. Биологическая функция химических элементов. — Справочное пособие. — Минск, 2012. — 172 с. — ISBN 978-985-7026-39-5.
• Присутствие макрофитов в водной системе ускоряет снижение концентраций меди, свинца и других тяжёлых металлов в воде. // Водное хозяйство России. 2009. No. 2. с. 58—67.

D-элементы — Википедия

D-элементы — группа атомов в периодической таблице элементов (d-блок), в электронной оболочке которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают d-орбиталь.

Данный блок представляет собой часть периодической таблицы; в него входят элементы от 3 до 12 группы^[1][2]. Элементы данного блока заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается s²d¹ (третья группа) и заканчивается s²d¹⁰ (двенадцатая группа). Однако существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома s¹d⁵ (но не s²d⁴) вся одиннадцатая группа имеет конфигурацию s¹d¹⁰ (но не s²d⁹). Двенадцатая группа имеет заполненные s- и d-электроны.

Элементы d-блока также известны как переходные металлы или переходные элементы. Однако точные границы, отделяющие переходные металлы от остальных групп химических элементов, ещё не проведены. Хотя некоторые авторы считают, что элементы, входящие в d-блок, являются переходными элементами^[1], в которых d-электроны являются частично заполненными либо в нейтральных атомах или ионах, где степень окисления равна нулю^[2][3]. ИЮПАК в данное время принимает такие исследования как достоверные и сообщает, что это относится только к 3—12 группам химических элементов^[4]. Металлы 12^ой вследствие полного заполнения d-оболочки не соответствуют классическому определению d-элементов, поэтому их можно считать и постпереходными металлами. Также было пересмотрено историческое применение термина «переходные элементы» и d-блока^[5].

В s-блоке и p-блоке периодической таблицы аналогичные свойства, через периоды, как правило, не наблюдаются: самые важные свойства усиливаются по вертикали у нижних элементов данных групп. Примечательно, что различия элементов входящих в d-блок по горизонтали, через периоды, становятся более выраженными.

Лютеций и лоуренсий находятся в d-блоке, и они считаются не переходными металлами, но лантаноидами и актиноидами, что примечательно, таковыми считаются с точки зрения ИЮПАК^[6]. Двенадцатая группа химических элементов хоть и находится в d-блоке, однако считается, что входящие в неё элементы являются постпереходными элементами^[6].

Являются в организме человека в основном микроэлементами.Наряду с ферментами,гормонами,витаминами и другими биологически активными веществами микроэлементы участвуют в процессах обмена нуклеиновых кислот, белков,жиров и углеводов.Из d-элементов важную роль в организме играют железо,кобальт,цинк и молибден.Биологические функции микроэлементов в живом организме связаны главным образом с процессом комплексообразования между аминокислотами,белками, нуклеиновыми кислотами и ионами соответствующих металлов.Соединения d-элементов используются в качестве лекарственных препаратов, в избыточных концентрациях они ядовиты(это связано с тем, что d-элементы образуют с белками нерастворимые соединения).

Цинк входит в состав большого числа ферментов и гормона инсулина.Он необходим для нормальной концентрации витамина А в плазме.Влияет на синтез нуклеинвых кислот и участвует в передаче генетической информации.Соли цинка обладают антисептическим действием.

Марганец в организме содержится в количестве 0,36 ммоль.Входит в состав ферментов,катализирующих ОВР.Соединения марганца участвуют в синтезе витамина С в организме.Перманганат калия является окислителем и обладает антисептическим действием.

Железо в организме содержится в количестве равном приблизительно 5 граммам.Входит в состав гемоглобина.Избыток железа может привести к нарушению деятельности сердечно-сосудистой системы,печени,лёгких.

Кобальт входит в состав важных белковых молекул,активирует действие ряда ферментов.Дефицит кобальта в тканях снижает способность организма защищаться от различных инфекций.

Медь содержится в организме в количестве 1,1 ммоль.Активирует синтез гемоглобина,участвует в процессах клеточного дыхания,синтезе белка,образовании костной ткани и пигмента кожных покровов.Ионы медь входят в состав медьсодержащих ферментов(оксидаз), которые катализируют ОВР. Накопление меди в организме способствует развитию хронического гепатита.Избыток меди откладывается печени,мозге,почках,глазах, вызывает тяжелые заболевания-болезнь Вильсона.Все соли меди ядовиты.Токсичное действие обуславливается тем, что медь образует с белками нерастворимые альбуминаты, образуя прочную связь с аминным азотом и группой SH-белков.

Серебро-примесный микроэлемент, в организме содержится 7,3 ммоль.В медицине препараты серебра используют наружно, как вяжущее, прижигающее, бактерицидное средство.Серебро используется для получения «серебряной воды», которую используют для лечения ран,язв.Нитрат серебра в комплексе с органическими соединениями образует альбуминаты и вследствие денатурации белков бактериальных клеток оказывают бактерицидное действие.Нитрат серебра применяют при начальном, поверхностном,среднем кариесе, гиперестезии твёрдых тканей зуба и для стерилизации канала корня зуба.

Колларгол(серебро коллоидное) содержит 70% серебра.1-2 % раствор используют как антисептическое средство для полоскания полости рта при воспалительных процессах

Протаргол содержит 8% серебра, применяется как вяжущее, антисептическое и противовоспалительное средство.Используется в виде 1-5 % раствора для смазывания слизистой оболочки и для полоскания полости рта при воспалительных процессах.^[7]

1. ↑ ^{1 2} R.H. Petrucci, W.S. Harwood, F.G. Herring. «General Chemistry». — 8-е изд. — Prentice-Hall, 2002. — С. 341—342.
2. ↑ ^{1 2} C.E. Housecroft и A.G. Sharpe. «Inorganic Chemistry». — 2-е изд. — Pearson Prentice-Hall, 2005. — С. 20—21.
3. ↑ F.A. Cotton и G. Wilkinson. «Advanced Inorganic Chemistry». — 5-е изд. — John Wiley, 1988. — С. 625.
4. ↑ Международный союз теоретической и прикладной химии. Transition element (неопр.). Compendium of Chemical Terminology. — Internet edition. Дата обращения 29 сентября 2011. Архивировано 8 мая 2012 года.
5. ↑ Jensen, William B. «The Place of Zinc, Cadmium, and Mercury in the Periodic Table» (англ.) 952—961. Journal of Chemical Education (2003). Дата обращения 29 сентября 2011. Архивировано 8 мая 2012 года.
6. ↑ ^{1 2} IUPAC Provisional Recommendations for the Nomenclature of Inorganic Chemistry (англ.) (2004). — online draft of an updated version of the «Red Book» IR 3—6. Дата обращения 29 сентября 2011. Архивировано 27 октября 2006 года.
7. ↑ Кунцевич З.С., Морозова Э.Я. Учебно-методические разработки по самоподготовке к занятиям и выполнению лабораторных работ по общей химии для студентов лечебного факультета. — Витебск: ВГМУ, 2004. — С. 23-28. — 102 с.

• Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии: В 2-х томах. Пер. с англ. — М.: Мир, 1982. 652 с., ил. — Т. 1. — С. 437–451.

Постпереходные металлы — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 24 февраля 2017; проверки требуют 6 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 24 февраля 2017; проверки требуют 6 правок.

В химии термин постпереходные металлы используется для описания категории химических элементов, элементы которых напоминают по своим свойствам металлы. Постпереходные металлы располагаются справа от переходных металлов в периодической системе^[1][2]. ИЮПАК определяет нахождение переходных металлов в 3—11 группах или 3—12^[3]. В соответствии с первым утверждением, постпереходные металлы включают в себя 12-ю группу — цинк, кадмий и ртуть. В эту группу иногда включают и германий, сурьму и/или полоний, хотя они, как правило, являются металлоидами. Согласно второму определению данных элементов, двенадцатая группа не может быть включена в данную группу металлов. Изучение учебников и монографий в 2003 году показывает, что оба утверждения использовались с примерно одинаковой частотой^[4].

В 1950-м году большинство учебников по неорганической химии определяли переходные металлы 11^ой группы — медь, серебро и золото как дополнение к 12^ой группе^[4]. Данное определение постпереходных металлов, указанных выше, ИЮПАК не рекомендует для использования^[3], однако оно ещё до сих пор используется^[5].

Согласно второму утверждению, переходные элементы имеют либо незаконченную d-подоболочку, либо имеют способность к формированию незаконченной d-подоболочки. В 2007-м году был синтезирован фторид ртути(IV)^[6][7]. Это соединение содержит в себе атом ртути с незаконченной d-подоболочкой. По аналогии с этим коперницию предсказано существование такого же свойства, то есть у него предположительно должна формироваться аналогичная электронная конфигурация. В этом случае постпереходные металлы включают в себя только цинк и кадмий.

Существует определение, не данное ИЮПАК, которое приравнивает постпереходные металлы к элементам d-блока. В этом случае вся 12-я группа может содержать переходные элементы. Это определение не принято и не обговорено^[8].

Сурьма считается металлоидом, металлом, а иногда и постпереходным элементом^[8]. Алюминий не является ни переходным, ни постпереходным металлом, так как он не имеет d-подоболочки и расположен выше переходных элементов в таблице.

Тривиальное название лёгкие металлы иногда описывает металлы, которые расположены в p-блоке в периодической таблице. Их температуры плавления и температуры кипения отличаются от переходных металлов. Их электроотрицательность выше по сравнению с переходными металлами; лёгкие металлы являются менее твёрдыми по сравнению с ними. Они отличаются от металлоидов, однако, по их значительно большей температуре кипения они находятся в одной строке расширенной таблицы.

Термин «лёгкие металлы» не утверждён номенклатурой ИЮПАК. В данную группу принято включать алюминий, галлий, индий, олово, таллий, свинец и висмут. Иногда сюда включают германий, сурьму и полоний, хоть они и считаются металлоидами или «полуметаллами». Нихоний, флеровий, московий и ливерморий, возможно, будут иметь те же характеристики. Синтезировать данные химические элементы в весовых количествах для изучения их химических свойств пока не представляется возможным.

1. ↑ James E. Brady. General Chemistry: Principles and Structure. — 5-е изд. — Wiley, 1990. — С. 96. — ISBN 0471621315, 9780471621317.
2. ↑ Cox P.A. Instant Notes in Inorganic Chemistry. — 2-е изд. — Garland Science/BIOS Scientific Publishers, 2004. — С. 185—186. — ISBN 1859962890, 9781859962893.
3. ↑ ^{1 2} Nomenclature of Inorganic Chemistry, IUPAC Recommendations (неопр.) (недоступная ссылка) 51 (2005). — IR 3—6.2. Дата обращения 28 августа 2010. Архивировано 22 декабря 2014 года.
4. ↑ ^{1 2} William B. Jensen. The Place of Zinc, Cadmium, and Mercury in the Periodic Table. — Journal of Chemical Education, 2003. — С. 952—961.
5. ↑ H.P. Myers. Introductory solid state physics. — 2-е изд. — Taylor & Francis, 1997. — С. 216. — ISBN 074840659X, 9780748406593.
6. ↑ Xuefang Wang; Lester Andrews; Sebastian Riedel и Martin Kaupp. Mercury Is a Transition Metal: The First Experimental Evidence for HgF₄. — Angew. Chem. Int. Ed., 2007. — С. 8371—8375.
7. ↑ Elusive Hg(IV) species has been synthesized under cryogenic conditions (неопр.) (2007). Дата обращения 28 августа 2010. Архивировано 8 мая 2012 года.
8. ↑ ^{1 2} Post Transition Metal Chemistry, Lecture 1. — Michaelmas Term, 2007. Архивная копия от 3 декабря 2007 на Wayback Machine WebLearn — Oxford Campus, Department of Chemistry, public anonymous access

Тугоплавкие металлы — Википедия

H																		He
Li	Be												B	C	N	O	F	Ne
Na	Mg												Al	Si	P	S	Cl	Ar
K	Ca	Sc		Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
Rb	Sr	Y		Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Cs	Ba	La	*	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Fr	Ra	Ac	**	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg
			*	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
			**	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr

Тугоплавкие металлы

Расширенная группа тугоплавких металлов[1]

Тугоплавкие металлы — класс химических элементов (металлов), имеющих очень высокую температуру плавления и стойкость к изнашиванию. Выражение тугоплавкие металлы чаще всего используется в таких дисциплинах как материаловедение, металлургия и в технических науках. Определение тугоплавких металлов относится к каждому элементу группы по-разному. Основными представителями данного класса элементов являются элементы пятого периода — ниобий и молибден; шестого периода — тантал, вольфрам и рений. Все они имеют температуру плавления выше 2000 °C, химически относительно инертны и обладают повышенным показателем плотности. Благодаря порошковой металлургии из них можно получать детали для разных областей промышленности.

Большинство определений термина тугоплавкие металлы определяют их как металлы имеющие высокие температуры плавления. По этому определению, необходимо, чтобы металлы имели температуру плавления выше 4,000 °F (2,200 °C). Это необходимо для их определения как тугоплавких металлов^[2]. Пять элементов — ниобий, молибден, тантал, вольфрам и рений входят в этот список как основные^[3], в то время как более широкое определение этих металлов позволяет включить в этот список ещё и элементы имеющие температуру плавления 2123 K (1850 °C) — титан, ванадий, хром, цирконий, гафний, рутений, родий, иридий и осмий. Трансурановые элементы (которые находятся за ураном, все изотопы которых нестабильны и на земле их найти очень трудно) никогда не будут относиться к тугоплавким металлам^[4].

Физические свойства[править | править код]

Температура плавления этих простых веществ самая высокая, исключая углерод и осмий. Данное свойство зависит не только от их свойств, но и от свойств их сплавов. Металлы имеют кубическую сингонию, исключая рений, у которого она принимает вид гексагональной плотнейшей упаковки. Большинство физических свойств элементов в этой группе существенно различается, потому что они являются членами различных групп^[5][6].

Сопротивление к деформации ползучести является определяющим свойством тугоплавких металлов. У обычных металлов деформация начинается с температуры плавления металла, а отсюда деформация ползучести в алюминиевых сплавах начинается от 200 °C, в то время как у тугоплавких металлов она начинается от 1500 °C. Это сопротивление к деформации и высокая температура плавления позволяет тугоплавким металлам быть использованными, например, в качестве деталей реактивных двигателей или при ковке различных материалов^[7][8].

Химические свойства[править | править код]

На открытом воздухе подвергаются окислению. Эта реакция замедляется в связи с формированием пассивированного слоя. Оксид рения является очень неустойчивым, потому что при пропускании плотного потока кислорода его оксидная плёнка испаряется. Все они относительно устойчивы к воздействию кислот.^[5]

Тугоплавкие металлы используются в качестве источников света, деталей, смазочных материалов, в ядерной промышленности в качестве АРК, в качестве катализатора. Из-за того, что они имеют высокие температуры плавления, они никогда не используются в качестве материала для выплавки на открытом месте. В порошкообразном виде материал уплотняют с помощью плавильных печей. Тугоплавкие металлы можно переработать в проволоку, слиток, арматуру, жесть или фольгу.

Вольфрам и его сплавы[править | править код]

Вольфрам был найден в 1781 г. Шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле. Вольфрам имеет самую высокую температуру плавления среди всех металлов — 3422 °C (6170 °F)

Рений используется в сплавах с вольфрамом в концентрации до 22 %, что позволяет повысить тугоплавкость и устойчивость к коррозии. Торий применяется в качестве легирующего компонента вольфрама. Благодаря этому повышается износостойкость материалов. В порошковой металлургии компоненты могут быть использованы для спекания и последующего применения. Для получения тяжёлых сплавов вольфрама применяются никель и железо или никель и медь. Содержание вольфрама в данных сплавах как правило не превышает 90 %. Смешивание легирующего материала с ним низкое даже при спекании^[9].

Вольфрам и его сплавы по-прежнему используются там, где присутствуют высокие температуры, но нужна однако высокая твёрдость и где высокой плотностью можно пренебречь^[10]. Нити накаливания, состоящие из вольфрама, находят своё применение в быту и в приборостроении. Лампы более эффективно преобразуют электроэнергию в свет с повышением температуры^[9]. В вольфрамовой газодуговой сварке (англ.) оборудование используется постоянно, без плавления электрода. Высокая температура плавления вольфрама позволяет ему быть использованным при сварке без затрат^[11][12]. Высокая плотность и твёрдость позволяют вольфраму быть использованным в артиллерийских снарядах^[13]. Его высокая температура плавления применяется при строении ракетных сопел, примером может служить ракета «Поларис»^[14]. Иногда он находит своё применение благодаря своей плотности. Например, он находит своё применение в производстве клюшек для гольфа^[15][16]. В таких деталях применение не ограничивается вольфрамом, так как более дорогой осмий тоже может быть использован.

Сплавы молибдена[править | править код]

Широкое применение находят сплавы молибдена. Наиболее часто используемый сплав — титан-цирконий-молибден — содержит в себе 0,5 % титана, 0,08 % циркония и остальное молибден. Сплав обладает повышенной прочностью при высоких температурах. Рабочая температура для сплава — 1060 °C. Высокое сопротивление сплава вольфрам-молибден (Mo 70 %, W 30 %) делает его идеальным материалом для отливки деталей из цинка, например, клапанов^[17].

Молибден используется в ртутных герконовых реле, так как ртуть не формирует амальгамы с молибденом^[18][19].

Молибден является самым часто используемым тугоплавким металлом. Наиболее важным является его использование в качестве усилителя сплавов стали. Применяется при изготовлении трубопроводов вместе с нержавеющей сталью. Высокая температура плавления молибдена, его сопротивляемость к износу и низкий коэффициент трения делают его очень полезным материалом для легирования. Его прекрасные показатели трения приводят его к использованию в качестве смазки где требуется надежность и производительность. Применяется при производстве ШРУСов в автомобилестроении. Большие месторождения молибдена находятся в Китае, США, Чили и Канаде^{[20][21][22][23]}.

Сплавы ниобия[править | править код]

Тёмная часть сопла Apollo CSM сделана из сплава титан-ниобий.

Ниобий почти всегда находится вместе с танталом; ниобий был назван в честь Ниобы, дочери Тантала в греческой мифологии. Ниобий находит множество путей для применения, некоторые он разделяет с тугоплавкими металлами. Его уникальность заключается в том, что он может быть разработан путём отжига для того, чтобы достичь широкого спектра показателей твёрдости и упругости; его показатель плотности самый малый по сравнению с остальными металлами данной группы. Он может применяться в электролитических конденсаторах и является самым частым металлом в суперпроводниковых сплавах. Ниобий может применяться в газовых турбинах воздушного судна, в электронных лампах и ядерных реакторах.

Сплав ниобия C103, который состоит из 89 % ниобия, 10 % гафния и 1 % титана, находит своё применение при создании сопел в жидкостных ракетных двигателях, например таких как Apollo CSM (англ.)^[24]. Применявшийся сплав не позволяет ниобию окисляться, так как реакция происходит при температуре от 400 °C^[24].

Тантал[править | править код]

Тантал является самым стойким к коррозии металлом из всех тугоплавких металлов.

Важное свойство тантала было выявлено благодаря его применению в медицине — он способен выдерживать кислую среду (организма). Иногда он используется в электролитических конденсаторах. Применяется в конденсаторах сотовых телефонов и компьютера.

Сплавы рения[править | править код]

Рений является самым последним открытым тугоплавким элементом из всей группы. Он находится в низких концентрациях в рудах других металлов данной группы — платины или меди. Может применяться в качестве легирующего компонента с другими металлами и придает сплавам хорошие характеристики — ковкость и увеличивает предел прочности. Сплавы с рением могут применяться в компонентах электронных приборов, гироскопах и ядерных реакторах. Самое главное применение находит в качестве катализатора. Может применяться при алкилировании, деалкилировании, гидрогенизации и окислении. Его столь редкое присутствие в природе делает его самым дорогим из всех тугоплавких металлов^[25].

Общие свойства тугоплавких металлов[править | править код]

Тугоплавкие металлы и их сплавы привлекают внимание исследователей из-за их необычных свойств и будущих перспектив в применении.

Физические свойства тугоплавких металлов, таких как молибден, тантал и вольфрам, их показатели твёрдости и стабильность при высоких температурах делает их используемым материалом для горячей металлообработки материалов как в вакууме, так и без него. Многие детали основаны на их уникальных свойствах: например, вольфрамовые нити накаливания способны выдерживать температуры вплоть до 3073 K.

Однако, их сопротивляемость к окислению вплоть до 500 °C делает их одним из главных недостатков этой группы. Контакт с воздухом может существенно повлиять на их высокотемпературные характеристики. Именно поэтому их используют в материалах, в которых они изолированы от кислорода (например лампочка).

Сплавы тугоплавких металлов — молибдена, тантала и вольфрама — применяются в деталях космических ядерных технологий. Эти компоненты были специально созданы в качестве материала способного выдержать высокие температуры (от 1350 K до 1900 K). Как было указано выше, они не должны контактировать с кислородом.

1. ↑ H. Ortner. International Journal of Refractory Metals and Hard Materials (англ.). Elsevier. Дата обращения 26 сентября 2010. Архивировано 20 июня 2012 года.
2. ↑ Michael Bauccio. Refractory metals // ASM metals reference book / American Society for Metals. — ASM International, 1993. — С. 120—122. — ISBN 9780871704788.
3. ↑ Wilson, J. W. General Behaviour of Refractory Metals // Behavior and Properties of Refractory Metals. — Stanford University Press, 1965. — С. 1—28. — 419 с. — ISBN 9780804701624.
4. ↑ Joseph R. Davis. Alloying: understanding the basics. — ASM International, 2001. — С. 308—333. — 647 с. — ISBN 9780871707444.
5. ↑ ^{1 2} Borisenko, V. A. Investigation of the temperature dependence of the hardness of molybdenum in the range of 20-2500 °C // Журнал Soviet Powder Metallurgy and Metal Ceramics. — 1963. — С. 182. — DOI:10.1007/BF00775076.
6. ↑ Fathi, Habashi. Historical Introduction to Refractory Metals // Журнал Mineral Processing and Extractive Metallurgy Review. — 2001. — С. 25—53. — DOI:10.1080/08827509808962488.
7. ↑ Schmid, Kalpakjian. Creep // Manufacturing engineering and technology. — Pearson Prentice Hall, 2006. — С. 86—93. — 1326 с. — ISBN 9787302125358.
8. ↑ Weroński, Andrzej; Hejwowski, Tadeusz. Creep-Resisting Materials // Thermal fatigue of metals. — CRC Press, 1991. — С. 81—93. — 366 с. — ISBN 9780824777265.
9. ↑ ^{1 2} Erik Lassner, Wolf-Dieter Schubert. Tungsten: properties, chemistry, technology of the element, alloys, and chemical compounds. — Springer, 1999. — С. 255—282. — 422 с. — ISBN 9780306450532.
10. ↑ National Research Council (U.S.), Panel on Tungsten, Committee on Technical Aspects of Critical and Strategic Material. Trends in Usage of Tungsten: Report. — National Research Council, National Academy of Sciences-National Academy of Engineering, 1973. — С. 1—3. — 90 с.
11. ↑ Michael K. Harris. Welding Health and Safety // Welding health and safety: a field guide for OEHS professionals. — AIHA, 2002. — С. 28. — 222 с. — ISBN 9781931504287.
12. ↑ William L. Galvery, Frank M. Marlow. Welding essentials: questions & answers. — Industrial Press Inc., 2001. — С. 185. — 469 с. — ISBN 9780831131517.
13. ↑ W. Lanz, W. Odermatt, G. Weihrauch (7—11 мая 2001). «KINETIC ENERGY PROJECTILES: DEVELOPMENT HISTORY, STATE OF THE ART, TRENDS» in 19th International Symposium of Ballistics.. 
14. ↑ P. Ramakrishnan. Powder metallurgyfor Aerospace Applications // Powder metallurgy: processing for automotive, electrical/electronic and engineering industry. — New Age International, 2007. — С. 38. — 381 с. — ISBN 8122420303.
15. ↑ Arora, Arran. Tungsten Heavy Alloy For Defence Applications // Журнал Materials Technology. — 2004. — Вып. 19. — № 4. — С. 210—216.
16. ↑ V. S. Moxson, F. H. Froes. Fabricating sports equipment components via powder metallurgy // Журнал JOM. — 2001. — Вып. 53. — С. 39. — DOI:10.1007/s11837-001-0147-z.
17. ↑ Robert E. Smallwood. TZM Moly Alloy // ASTM special technical publication 849: Refractory metals and their industrial applications: a symposium. — ASTM International, 1984. — С. 9. — 120 с. — ISBN 9780803102033.
18. ↑ Kozbagarova, G. A.; Musina, A. S.; Mikhaleva, V. A. Corrosion Resistance of Molybdenum in Mercury // Журнал Protection of Metals. — 2003. — Вып. 39. — С. 374—376. — DOI:10.1023/A:1024903616630.
19. ↑ Gupta, C. K. Electric and Electronic Industry // Extractive Metallurgy of Molybdenum. — CRC Press, 1992. — С. 48—49. — 404 с. — ISBN 9780849347580.
20. ↑ Michael J. Magyar. Commodity Summary 2009:Molybdenum (неопр.). United States Geological Survey. Дата обращения 26 сентября 2010. Архивировано 20 июня 2012 года.
21. ↑ D.R. Ervin, D.L. Bourell, C. Persad, L. Rabenberg. Structure and properties of high energy, high rate consolidated molybdenum alloy TZM // Журнал Materials Science and Engineering: A. — 1988. — Вып. 102. — С. 25.
22. ↑ Neikov Oleg D. Properties of Molybdenum and Molybdenum Alloys powder // Handbook of Non-Ferrous Metal Powders: Technologies and Applications. — Elsevier, 2009. — С. 464—466. — 621 с. — ISBN 9781856174220.
23. ↑ Joseph R. Davis. Refractory Metalls and Alloys // ASM specialty handbook: Heat-resistant materials. — ASM International, 1997. — С. 361—382. — 591 с. — ISBN 9780871705969.
24. ↑ ^{1 2} John Hebda. Niobium alloys and high Temperature Applications // Журнал Niobium Science & Technology: Proceedings of the International Symposium Niobium 2001 (Orlando, Florida, USA). — Companhia Brasileira de Metalurgia e Mineração, 2001. Архивировано 17 декабря 2008 года.
25. ↑ J. W. Wilson. Rhenium // Behavior and Properties of Refractory Metals. — Stanford University Press, 1965. — ISBN 9780804701624.

• Levitin, Valim. High Temperature Strain of Metals and Alloys: Physical Fundamentals. — WILEY-VCH, 2006. — ISBN 978-3-527-31338-9.
• Brunner, T. Chemical and structural analyses of aerosol and fly-ash particles from fixed-bed biomass combustion plants by electron microscopy, 1st World Conference on Biomass for Energy and Industry: proceedings of the conference held in Sevilla, Spain, 5–9 June 2000, London: James & James Ltd (2000). Дата обращения 26 сентября 2010.
• Donald Spink. Reactive Metals. Zirconium, Hafnium, and Titanium // Журнал Industrial & Engineering Chemistry. — 1961. — Вып. 53. — № 2. — С. 97—104. — DOI:10.1021/ie50614a019.
• Earl Hayes. Chromium and Vanadium // Журнал Industrial & Engineering Chemistry. — 1961. — Вып. 53. — № 2. — С. 105—107. — DOI:10.1021/ie50614a020.