Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор, который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.
Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.
Классификация оксидов
Все оксиды, по способности образовать соли, можно разделить на две группы:
- Солеобразующие оксиды (CO2, N2O5,Na2O, SO3 и т. д.)
- Несолеобразующие оксиды(CO, N2O,SiO, NO и т. д.)
В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:
- Основные оксиды — (Оксиды металлов — Na2O, CaO, CuO и т д)
- Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления V-VII — Mn2O7,CO2, N2O5, SO2, SO3 и т д)
- Амфотерные оксиды (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)
Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты.
Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:
Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:
Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность.
CO2 – оксид углерода (IV)
N2O3 – оксид азота (III)
Физические свойства оксидов
Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н2О), так и газами (СО2, SO3) или твёрдыми веществами (Al2O3, Fe2O3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н2О, СО) и белой (ZnO, TiO2) до зелёной (Cr2O3) и даже чёрной (CuO).
Химические свойства оксидов
- Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:
Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:
Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:
- Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:
Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями. - Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:
Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:
Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды: - Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:
Получение оксидов
Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.
Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований :Взаимодействие некоторых металлов с водой:
Применение оксидов
Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.
Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.
Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.
Оксид кремния SiO2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr2O3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).
Оксид углерода CO2, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.
Источник: https://in-chemistry.ru/oksidy-klassifikatsiya-svojstva-poluchenie-primenenie
Соединения неметаллов. Оксиды, гидроксиды, водородные соединения
Оксиды неметаллов делят на несолеобразующие и солеобразующие. К несолеобразующим
относят оксид кремния два, оксид азота один, оксид азота два, оксид углерода два.
Все остальные оксиды являются солеобразующими. Например, оксид фосфора пять,
оксид хлора семь, оксид серы шесть, оксид серы четыре. Эти солеобразующие оксиды
являются кислотными.
Среди них есть газообразные, как оксид углерода четыре,
оксид серы четыре, оксид азота четыре и другие, а также жидкие, как оксид серы шесть,
оксид азота три и другие; твёрдые, как оксид фосфора пять, оксид кремния четыре
и другие.
Все кислотные оксиды – это ангидриды кислот. Например,
оксид углерода четыре – ангидрид угольной кислоты, оксид фосфора пять – ангидрид
фосфорной кислоты.
Все кислотные оксиды, кроме оксида кремния четыре, растворяются
в воде с образованием гидроксидов, которые по характеру являются кислотами.
При растворении оксида фосфора пять в воде образуется фосфорная кислота.
В оксидах неметаллов элемент-неметалл имеет положительные степени
окисления, причём этих степеней окисления может быть несколько и тогда неметалл
может образовывать несколько оксидов.
Например, сера в степени окисления плюс четыре образует оксид
серы четыре, в степени окисления плюс шесть – оксид серы шесть, азот также имеет
несколько степеней окисления.
Так, азот в степени окисления плюс один образует оксид
азота один, азот в степени окисления плюс два образует оксид азота два, азот в степени
окисления плюс три – оксид азота три, в степени окисления плюс четыре – оксид азота
четыре, в степени окисления плюс пять – оксид азота пять.
Чем выше степень окисления элемента-неметалла в оксиде, тем сильнее
кислотный характер оксида.
Так кислотные свойства оксида серы шесть выражены сильнее, чем оксида серы четыре.
Тоже самое наблюдается в ряду оксидов азота: начиная с оксида азота
один до оксида азота пять идёт усиление кислотных свойств оксидов, так как увеличивается
степень окисления элемента-неметалла.
Оксиды неметаллов – это соединения с полярной ковалентной связью. Кристаллические
решётки у этих оксидов могут быть молекулярные, как у оксида углерода четыре, оксида
серы шесть, и атомные, как у оксида кремния четыре.
По периоду слева направо усиливается кислотный характер оксида. Так
у оксида серы шесть кислотные свойства выражены сильнее, чем у оксида кремния четыре,
так как по периоду также увеличивается высшая степень окисления элементов-неметаллов
в соединениях.
В группах главных подгруппах сверху вниз кислотный характер оксидов
ослабевает, поэтому в пятой A группе кислотные свойства оксида азота пять
будут выражены сильнее, чем у оксида мышьяка пять. Так как в группе сверху вниз
увеличивается радиус иона неметалла, но степень окисления не изменяется.
Таким образом, все солеобразующие оксиды, образованные неметаллами,
обладают кислотными свойствами, а сила кислотного оксида зависит от степени окисления
неметалла и его радиуса атома.
Оксидам неметаллов соответствуют гидроксиды – кислородсодержащие кислоты. Изменение
силы кислоты зависит от степени окисления неметалла, радиуса атома.
Например, оксидам азота три и пять соответствуют кислоты – азотистая
и азотная. Азотная кислота является более сильной, чем азотистая и-за того, что
в азотной кислоте степень окисления азота плюс пять, а в азотистой плюс три.
Кислотные свойства оксидов хлора также усиливаются с увеличение степени
окисления атома хлора, поэтому и сила кислоты, которой соответствует данный оксид,
также будет увеличиваться. Поэтому в ряду от хлорноватистой до хлорной кислоты идёт
увеличение силы кислоты.
Таким образом, в периодах слева направо идёт увеличение заряда ядра атома неметалла,
поэтому наблюдается усиление кислотных свойств гидроксидов, образованных оксидами
неметаллов.
Например, хлорная кислота является более сильной, чем кремниевая, потому
что степень окисления хлора в хлорной кислоте плюс семь, а кремния в кремниевой
кислоте плюс четыре, а радиус иона неметалла уменьшается от кремниевой до хлорной
кислоты.
В группах сверху вниз кислотный характер гидроксидов, образованных
оксидами неметаллов, ослабевает. Например, серная кислота является более сильной, чем тэллуровая,
так как радиус иона неметалла в этом ряду возрастает, а степень окисления неметалла
не изменяется, и остаётся плюс шесть.
Все оксиды и гидроксиды, образованные элементами в максимальной степени
окисления всегда окислители.
Так, в реакции оксида серы шесть с сероводородом сера в степени окисления плюс шесть
понижает свою степень окисления до плюс четырёх, поэтому оксид серы шесть выступает
в роли окислителя, в реакции серной кислоты с медью, серная кислота также является
окислителем, потому что сера понижает свою степень окисления с плюс шести до плюс
четырёх.
- Если же в оксиде или гидроксиде элемент-неметалл проявляет промежуточную
степень окисления, то эти соединения могут быть и окислителями, и восстановителями.
Так, в реакции оксида серы четыре с кислородом образуется оксид серы
шесть.
Оксид серы четыре в данной реакции является восстановителем, так как сера
повышает свою степень окисления с плюс четырёх до плюс шести. В реакции оксида серы
четыре с сероводородом, образуется сера и вода.
В этой реакции оксид серы четыре
является окислителем, так как сера понижает свою степень окисления с плюс четырёх
до нуля.
Водородные соединения
неметаллов
представляют собой газообразные соединения, кроме воды. Они летучие и легкоподвижные,
быстроиспаряемые.
Электроотрицательность
неметаллов больше электроотрицательности водорода, поэтому в водородных соединениях
неметаллы проявляют минимальную отрицательную степень окисления: углерод — минус четыре, азот —
минус три, фосфор — минус три и так далее.
Водородные соединения
неметаллов проявляют основные, кислотные или амфотэрные свойства. Водородные соединения
неметаллов являются, как правило, сильными восстановителями.
Так, углероду соответствует
водородное соединение цэ-аш-четыре – метан, кремнию – силан, азоту – аммиак, фосфору
– фосфин, мышьяку – арсин, кислороду – вода, сере – сероводород, селену – селеноводород,
тэллуру – тэллуроводород, фтору – фтороводород, хлору – хлороводород, брому – бромоводород,
йоду – йодоводород.
Водородные соединения
неметаллов
можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом. Сероводород
можно получить реакцией водорода с серой, хлороводород – реакцией водорода с хлором,
воду – реакцией водорода и кислорода, аммиак – реакцией водорода и азота.
- В водородных соединениях
присутствует ковалентная полярная связь, они имеют молекулярную кристаллическую
решётку. - Как известно, электроотрицательность
усиливается по периоду слева направо, поэтому полярность связи в водородных соединениях
возрастает, а в группах сверху вниз электроотрицательность уменьшается, поэтому
и полярность связи будет уменьшаться. - Если рассмотреть третий
период, то от силена до хлороводорода будет наблюдаться усиление полярности связи
из-за увеличения электроотрицательности неметаллов. - В седьмой A группе сверху вниз
будет идти уменьшение полярности связи от фтороводорода к йодоводороду, потому что
идёт уменьшение электрооотрицательности элемента-неметалла в водородном соединении.
Полярность связи влияет на растворимость водородного соединения в воде.
Например, так как молекула воды сильно полярна, то возникает сильное межмолекулярное
взаимодействие с образованием водородных связей.
Если рассмотреть водородные соединения неметаллов третьего периода,
то здесь можно проследить следующую закономерность: при растворении в воде силана
не наблюдается проявление кислотно-основного характера соединения, он сразу сгорает
в кислороде, фосфин в воде даёт слабую основную среду, сероводород – слабую кислую
среду, а хлороводород – сильнокислую среду. Это объясняется тем, что от силана до
хлороводорода радиус иона неметалла уменьшается, а заряд ядра увеличивается, полярность
связи в молекулах возрастает, поэтому усиливаются кислотные свойства.
В группах сверху вниз кислотные свойства водородных соединений неметаллов
усиливаются, так как прочность связи водород-элемент уменьшается, из-за увеличения
длины связи.
Например, водородные соединения седьмой A группы: хлороводород,
бромоводород, йодоводород в воде – это сильные кислоты, которые полностью диссоциируют.
Из этих кислот самой слабой является фтороводородная. Это объясняется тем, что у
фтора самый маленький радиус, кроме этого, в этой молекуле присутствуют межмолекулярные
водородные связи.
Таким образом, в периодах и группах главных подгруппах с увеличением
заряда ядер элементов-неметаллов усиливаются кислотные свойства, а ослабевают основные
свойства.
Например, водный раствор хлороводорода – проявляет кислотные свойства,
поэтому реагирует со щелочами. Так, в реакции соляной кислоты с гидроксидом натрия
образуется соль – хлорид натрия и вода. Водный раствор аммиака проявляет основные
свойства, поэтому реагирует с кислотами. Так, в реакции аммиака с серной кислотой
образуется сульфат аммония и вода.
Как было сказано, водородные соединения неметаллов проявляют восстановительные
свойства, так как элемент-неметалл здесь в минимальной степени окисления. Например,
в реакции сероводорода с хлором сероводород является восстановителем, потому что
сера повышает свою степень окисления с минус двух до нуля.
Таким
образом, все солеобразующие оксиды, образованные неметаллами,
обладают кислотными свойствами, а сила кислотного оксида зависит от степени окисления
неметалла и радиуса иона. В периодах слева направо кислотный характер гидроксидов,
образованных оксидами неметаллов усиливается, а в группах сверху вниз кислотный
характер гидроксидов ослабевает.
В периодах слева направо кислотные свойства
летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются. В группах
сверху кислотные свойства водородных соединений увеличиваются. Водородные соединения
неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами.
Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами,
реагируют с кислотами.
Источник: https://videouroki.net/video/35-soedineniya-nemetallov-oksidy-gidroksidy-vodorodnye-soedineniya.html
Ниобий. Свойства ниобия. Применение ниобия
Описание и свойства ниобия
Ниобий – элемент, относящийся к пятой группе периодической таблицы, атомный номер – 41. Электронная формула ниобия — Nb 4d45sl. Графическая формула ниобия — Nb — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 4 5s 1. Открыт в 1801 г. – первоначально назван “колумбием”, по названию реки, в которой был обнаружен. В дальнейшем переименован.
Ниобий – металл бело-стального оттенка, имеет пластичность – легко прокатывается в листы. Электронное строение ниобия наделяет его определёнными характеристиками.
Отмечается показание большого температурного режима при плавке и точки кипения металла. За счёт этого, как особенность отмечается электронный исход электронов. Сверхпроводимость проявляется только при большой температуре.
Для окисления металлу требуется минимальная температура около 300º С и выше. При этом образуется специфичный оксид ниобия Nb2O5.
Ниобий, свойства которого активно взаимодействовать с некоторыми газами. Это водород, кислород и азот, под их воздействием может поменять определённые характеристики.
Чем выше температура, тем интенсивнее поглощается водород, делающий ниобий более хрупким, при достижении контрольной отметки 600º С, начинает происходить обратное выделение, и металл восстанавливает утраченные показатели.
После этого начинается образование нитрида NbN, для плавления которого требуется 2300º С.
Углерод и содержащие его газы, начинают своё взаимодействие с ниобием при необходимой температуре свыше 1200º С, в результате образуется карбид NbC – t плавления — 3500º С. В результате взаимодействия кремния и бора с металлом ниобием образуется борид NbB2 – t плавления — 2900º С.
Элемент ниобий устойчив почти ко всем известным кислотам, кроме плавиковой кислоты, а особенно её смеси с азотной кислотой. Металл подвержен воздействию щелочей, особенно, горячих. При растворении в них, происходит процесс окисления, и образуется ниобиевая кислота.
Добыча и происхождение ниобия
Содержание металла на тонну заемной породы сравнительно невелико – всего 18 г на тонну. Содержание увеличено в более кислых породах.
Наиболее часто в одном залеже встречаются ниобий и тантал, за счёт их близких химических свойств, которые позволяют находится им в одном минерале, и участвовать в общих процессах.
Зачастую в некоторых минералах содержащих титан, происходит замещающее явление – «ниобий – титан».
Известно около ста различных минералов содержащих ниобий. Но в промышленности используются единицы. Это пирохлор, лопарит, торолит и т.д. В ультраосновных и щелочных породах ниобий встречается в перовските и эвдиалите.
Месторождения ниобия имеются в Бразилии, Австралии, Канаде, Конго, Нигерии и Руанде.
Производство ниобия довольно сложный процесс, имеющий три основных стадии. Для начала вскрывается концентрат, потом разделяются ниобий и тантал на чистые соединения. Завершающей стадией является восстановительные процессы и рафинирование металла. Из наиболее распространенных способов можно отметить – карботермические, алюмотермические и натриетермические методы.
К примеру, смешивая оксид ниобия и сажу при высоких температурах в водородной среде получают карбид, затем смешав карбид и оксид ниобия при тех же температурах, но уже в полном вакууме получают металл, из которого в дальнейшем выплавляют различные сплавы ниобия. Не исключено получение сплавов ниобия, используя методы порошковой металлургии, с применением вакуумных и электроннолучевых способов дуговой плавки.
Применение ниобия
В связи с уникальными свойствами, ниобий находит применение во многих областях промышленности. Сплавы ниобия обладают тугоплавкостью, жаропрочностью, сверхпроводимостью, геттерными и антикоррозийными свойствами.
К тому же он довольно легко обрабатывается и сваривается. Он широко применяется в космических и авиационных технологиях, радио и электротехнике, химической отрасли и атомной энергетике. В генераторных лампах многие нагревательные элементы, выполнены с его применением.
Также для этих целей применяются его сплав с танталом.
Электрические выпрямители и электролитические конденсаторы тоже содержат определённое количество этого металла. Его применение в этих устройствах обусловлено характерными ему пропускными и окислительными свойствами.
Конденсаторы, включающие в свой состав данный металл, при сравнительно небольших габаритах, обладают большим сопротивлением. Все элементы конденсаторов, выполняются из специальной фольги. Она прессуется из порошка ниобия.
Стойкость к воздействию различных кислот, высокая теплопроводность и податливость структуры, обуславливают его популярность в химии и металлургии , при создании различной аппаратов и конструкций. Сочетание положительных свойств этого важного металла, востребовано даже в атомной энергетике.
За счёт слабого воздействия ниобия с промышленным ураном, при сравнительно невысоких температурах ( 900º С), металл годен для создания защитного слоя на атомных реакторах.
При такой оболочке становиться возможным применение натриевых теплоносителей, с которыми он также почти не взаимодействует.
Ниобий значительно продлевает срок службы урановых элементов, создавая на их поверхности защитную окись, от пагубного влияния водяного пара.
Улучшить жаростойкие свойства некоторых сплавов, можно посредством легирования с помощью ниобия. Также довольно хорошо себя зарекомендовали сплавы из ниобия.
К примеру, это сплав ниобий – цирконий, отличающийся примечательными свойствами. Из подобных сплавов изготовляются различные детали для космических аппаратов и самолётов, а также их обшивки.
Рабочая температура такого сплава может доходить до 1200º С.
В состав некоторых сплавов для обработки стали имеется карбид ниобия, усиливающий свойства сплава.
Сравнительно небольшая прибавка ниобия, в нержавеющую сталь, усиливает её антикоррозийные свойства и улучшает качество получаемых сварных швов. Многие инструментальные стали также имеют примесь ниобия.
Как катализ его различные соединения участвуют в процессах искусственного органического синтеза.
Цена ниобия
Основной формой для продажи на мировом рынке является ниобий в слитках, но вполне возможны и другие формы хранения. В мире всегда имелся спрос на ниобий, цена которого до начала 2000 года держалась на стабильном уровне.
Уверенный рост спроса, связанный с развитием экономики многих стран, и увеличением объёма производства в области инновационных технологий, металлургических и химических отраслях, способствовало резкому взлёту цен к 2007 году с 12 $ до 32 $ за килограмм метала.
В последующих годах, в связи с мировым кризисом в экономической отрасли, вплоть до 2012 года, отмечалось их некоторое падение. Темпы товарооборота соответственно снизились.
Но уже к 2012 году цены снова поползли вверх, и уже тогда ниобий купить можно было только по 60 $ за килограмм, и рост пока не остановился. Уже давно стоит вопрос о равноценных, но более доступных заменителях.
И они имеются, но по свойствам явно уступают ниобию. Поэтому он пока находится в цене.
Источник: https://tvoi-uvelirr.ru/niobij-svojstva-niobiya-primenenie-niobiya/
2.3 Оксиды ниобия, кислоты и соли
Число
соединений с кислородом у ниобия
невелико, объясняется это тем, что в
соединениях, соответствующих степени
окисления
+4, +3 и
+2, ниобий
крайне неустойчив. Если атом этого
элемента начал отдавать электроны, то
он стремится отдавать все пять, чтобы
обнажить стабильную электронную
конфигурацию.
Если
сравнивать ионы одной и той же степени
окисления двух соседей по группе —
ванадия и
ниобия, то обнаруживается усиление
свойств в сторону металлов. Кислотный
характер оксида Nb2O5заметно
слабее, чем у оксида ванадия
(V). Кислоту
при растворении он не образует. Лишь
при сплавлении со щелочами или карбонатами
проявляются его кислотные свойства:
Nb2O5
+ 3Nа2СО3
= 2Nа3NbO4
+ ЗС02 (4)
Эта
соль —
ортониобат
натрия — похожа на
такие же соли ортофосфорной и ортованадиевой
кислот. Однако у фосфора и мышьяка
ортоформа самая устойчивая, а попытка
получить ортониобат в чистом виде не
удается.
При обработке сплава водой
выделяется не соль Nа3NbO4,
а метаниобат NaNbO3.
Это бесцветный труднорастворимый в
холодной воде мелкокристаллический
порошок.
Следовательно, у ниобия в высшей
степени окисления более устойчива не
орто- , а мета-форма соединений.
Из
других соединений оксида ниобия
(V) с
основными оксидами известны диниобаты
K4Nb2O7,
напоминающие о пирокислотах, и полиниобаты
(как тень полифосфорных и поливанадиевых
кислот) с примерными формулами
K7Nb5O16.nH2O
и K8Nb6O19.mH2O.
Упомянутые соли, отвечающие высшему
оксиду ниобия, содержат этот элемент в
составе аниона. Форма этих солей позволяет
считать их производными ниобиевых.
кислот. В чистом виде эти кислоты получить
нельзя, так как их скорее можно
рассматривать как оксиды, имеющие связь
с молекулами воды.
Например, мета-форма
— это
Nb2O5.
H2O,
а орто-форма Nb2O5.
3H2O.
Наряду с такого рода соединениями у
ниобия есть и другие, где он уже входит
в состав катиона. Ниобий не образует
простых солей типа сульфатов, нитратов
и т. д.
При взаимодействии с гидросульфатом
натрия NaHSО4
или с оксидом азота N2О4
появляются вещества со сложным катионом: Nb2О2(SО4)3. Катионы в этих солях напоминают
катион ванадия с той лишь разницей, что
здесь ион пятизарядный, а у ванадия
степень окисления в ионе ванадила равна
четырем.
Такой же катион NbO3+
входит, в состав некоторых комплексных
солей. Оксид Nb2O5
довольно легко растворяется в водной
фтористоводородной кислоте. Из таких
растворов можно выделить комплексную
соль K2[NbOF6].
H2O.
На основании
рассмотренных реакций можно сделать
вывод, что ниобий в своей высшей степени
окисления может входить как в состав
анионов, так и в состав катиона. Это
значит, что пятивалентный ниобий
амфотерен, но все же со значительным
преобладанием кислотных свойств.
Существует
несколько способов получения Nb2O5.
Во-первых, взаимодействие ниобия с
кислородом при нагревании. Во-вторых,
прокаливание на воздухе солей ниобия:
сульфида, нитрида или карбида. В-третьих
— наиболее
обычный метод —
обезвоживание
гидратов.
Из водных растворов солей
концентрированными кислотами осаждается
гидратированный оксид Nb2O5.
xH2O.
Затем при разбавлении растворов
происходит выпадение белого осадка
оксида. Обезвоживание осадка Nb2O5
. xH2O
сопровождается выделением теплоты.
Вся масса накаляется. Происходит это
из-за превращения аморфного оксида
в кристаллическую форму. Оксид ниобия
может быть двух цветов. В обычных условиях
белый, но при нагревании приобретает
желтую окраску. Стоит, однако, охладить
оксид, как цвет исчезает.
Оксид тугоплавок
(tпл.
=1460°С)
и нелетуч.
Более
низким степеням окисления ниобия
соответствуют NbО2
и NbО.
Первый из этих двух представляет собой
черный с голубым отливом порошок.
Получают NbO2
из Nb2O5,
отбирая кислород магнием или водородом
при температуре около тысячи градусов:
Nb2O5
+ Н2
= 2NbО2
+ Н2О (5)
На
воздухе это соединение легко переходит
обратно в высший оксид Nb2O5.
Характер его довольно скрытный, так как
оксид нерастворим ни в воде, ни в кислотах.
Все же ему приписывают кислотный характер
на основании взаимодействия с горячей
водной щелочью; при этом, однако, идет
окисление до пятизарядного иона.
Казалось
бы, разница в один электрон не так уж
велика, но в отличие от Nb2O5,
оксид NbO2
проводит электрический ток. Очевидно,
в этом соединении существует связь
металл —
металл.
Если воспользоваться этим качеством,
то при нагревании сильным переменным
током можно заставить NbO2
отдать свой кислород.
При
потере кислорода NbO2
переходит в оксид NbO,
в дальнейшем довольно быстро отщепляется
и весь кислород. О низшем оксиде
ниобия NbО
известно немного.
Он имеет металлический
блеск и по виду схож с металлом.
Прекрасно проводит электрический ток.
Словом, ведет себя так, будто кислорода
в его составе вовсе и нет.
Даже, подобно
типичному металлу, бурно реагирует с
хлором при нагревании и превращается
в оксихлорид:
- 2NbO
+ 3Cl2=2NbOCl3 (6) -
Из
соляной кислоты вытесняет водород
(будто и не оксид он вовсе, а металл
вроде цинка): - 2NbO
+ 6HCl
= 2NbOCl3
+ 3H2 (7) -
Получить
в чистом виде NbО
можно прокаливанием уже упоминавшейся
комплексной соли K2[NbOF5]
с металлическим натрием: - К2[NbOF5]
+
3Na
=
NbO
+
2KF
+
3NaF (8)
Оксид
NbO
имеет самую высокую из всех ниобиевых
оксидов температуру плавления
1935°С.
Чтобы очистить ниобий от кислорода,
температуру повышают до
2300 — 2350°С,
тогда одновременно с испарением
происходит распад
NbO на
кислород и металл. Происходит рафинирование
(очистка) металла.
2.4 Соединения ниобия
Рассказ об элементе
был бы не полным без упоминания о его
соединениях с галогенами, карбидами и
нитридами. Это важно по двум причинам.
Во-первых, благодаря фторидным
комплексам удается отделить ниобий от
его вечного спутника тантала. Во-вторых,
эти соединения приоткрывают нам качества
ниобия как металла.
-
Взаимодействие
галогенов с металлическим ниобием: - 2Nb
+ 5Cl2
= 2NbCl5 (9) - могут быть получены,
все возможные пентагалогениды ниобия.
Пентафторид
NbF5
(tпл.
= 76
°С) в жидком состоянии и в парах
бесцветен. Подобно пятифтористому
ванадию, в жидком состоянии он
полимерен. Атомы ниобия соединены друг
с другом через атомы фтора. В твердом
виде имеет структуру, состоящую из
четырех молекул (рис. 2).
Рис.
2.
Структура NbF5
и TaF5
в твердом виде состоит из четырех
молекул.
-
Растворы
в фтористоводородной кислоте
H2F2
содержат различные комплексные ионы: - NbF5
+
H2F2
=
Н2
[NbF7]; (10) - NbF5
+
H2O
= H2[NbOF5] (11)
Калиевая
соль K2[NbOF5]
.
H2O
важна для отделения ниобия от тантала,
так как в отличие от соли тантала она
хорошо растворима.
Остальные
пентагалогениды ниобия ярко окрашены:
NbCl5
желтый, NbBr5 пурпурно-красный,
NbI2
коричневый. Все они возгоняются без
разложения в атмосфере соответствующего
галогена; в паре они мономеры. Температуры
их плавления и кипения возрастают при
переходе от хлора к брому и иоду.
Некоторые из способов получения
пентагалогенидов таковы:
- 2Nb+5I22NbI5; (12)
- Nb2O5+5C+5Cl22NbCl5+5CO; (13)
- 2NbCl5+5F22NbF5+5Cl2 (14)
Пентагалогениды
хорошо растворяются в органических
растворителях: эфире, хлороформе, спирте.
Водой, однако, полностью разлагаются
— гидролизуются.
В результате гидролиза получаются две
кислоты —
галогеноводородная
и ниобиевая. Например,
NbCl5
+ 4H2О
= 5HCl
+ H3NbО4 (15)
Когда
гидролиз нежелателен, то вводят какую-либо
сильную кислоту и равновесие
написанного выше процесса смещается в
сторону NbCl5.
В таком случае пентагалогенид растворяется,
не подвергаясь гидролизу,
Особую
признательность у металлургов заслужил
карбид ниобия. В любой стали, есть
углерод; ниобий, связывая его в карбид,
повышает качества легированной стали.
Обычно при сварке нержавеющей стали,
шов имеет меньшую прочность. Введение
ниобия в количестве
200 г на
тонну помогает исправить этот недостаток.
При нагревании ниобий раньше всех
других металлов стали образует соединение
с углеродом
— карбид.
Это соединение достаточно пластичное
и в то же время способно выдерживать
температуру до
3500°С.
Слоя карбида толщиной всего в полмиллиметра
достаточно, чтобы оградить от коррозии
металлы и, что особенно ценно, графит.
Карбид может получаться при нагревании
металла или оксид ниобия
(V) с углеродом
или углеродсодержащими газами (СН4,
СО).
Нитрид
ниобия —
соединение,
на которое не действуют никакие кислоты
и даже «царская водка» при кипячении;
устойчив по отношению к воде. Единственное,
с чем его можно заставить вступить во
взаимодействие, —
кипящая
щелочь. В этом случае он разлагается с
выделением аммиака.
Нитрид
NbN
светло-серый с желтоватым оттенком. Он
тугоплавок (тем. пл.
2300°С), имеет
замечательную особенность —
при
температуре, близкой к абсолютному нулю
(15,6 К, или -267,4 °С),
обладает сверхпроводимостью.
Из
соединений, содержащих ниобий в более
низкой степени окисления, более всего
известны галогениды. Все низшие галогениды
—
твердые
кристаллические вещества темного цвета
(от темно-красного до черного). Устойчивость
их уменьшается по мере понижения степени
окисления металла.
В честь древнего
героя Тантала назван металл, значение
которого в наши дни неизменно растет.
С каждым годом расширяется круг его
применений, а вместе с этим и потребность
в нем. Однако руды его редки и содержание
в них тантала невысокое.
Одним из сырьевых
источников тантала являются шлаки
оловянных концентратов. Промышленность
поистине испытывает «танталовы муки»
по поводу нехватки тантала.
Источник: https://studfile.net/preview/6178356/page:3/
Оксиды: классификация, получение и свойства
Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород со степенью окисления -2. При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.
В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).
Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.
Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.
Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.
Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.
Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO.
Классификация оксидов
Тренировочные тесты по теме Классификация оксидов.
Получение оксидов
Общие способы получения оксидов:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:
1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.
- Например, алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
- 4Al + 3O2 → 2Al2O3
- Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.
- Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na2O2,
- 2Na + O2 → 2Na2O2
- Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO2:
- K + O2 → KO2
- Примечания: металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):
- 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
- 4Cr + 3O2 → 2Cr2O3
- Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):
- 3Fe + 2O2 → Fe3O4
1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.
- Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.
- Например, фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):
- 4P + 5O2(изб.) → 2P2O5
- 4P + 3O2(нед.) → 2P2O3
- Но есть некоторые исключения.
- Например, сера сгорает только до оксида серы (IV):
- S + O2 → SO2
- Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:
- 2SO2 + O2 = 2SO3
- Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000оС), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):
- N2 + O2 = 2NO
Не окисляется кислородом фтор F2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl2, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).
2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.
- При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.
- Например, при сжигании пирита FeS2 образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):
- 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
- Сероводород горит с образованием оксида серы (IV) при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:
- 2H2S + 3O2(изб.) → 2H2O + 2SO2
- 2H2S + O2(нед.) → 2H2O + 2S
А вот аммиак горит с образованием простого вещества N2, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:
- 4NH3 + 3O2 →2N2 + 6H2O
- А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):
- 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).
- гидроксид → оксид + вода
- Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):
- H2CO3 → H2O + CO2
- H2SO3 → H2O + SO2
- NH4OH → NH3 + H2O
- 2AgOH → Ag2O + H2O
- 2CuOH → Cu2O + H2O
- При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:
- H2SiO3 → H2O + SiO2
- 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей.
- Например, нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:
- Li2CO3 → H2O + Li2O
- CaCO3 → CaO + CO2
- Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:
- 2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2
- Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.
Химические свойства оксидов
Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.
Химические свойства основных оксидов
- Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:
- Химические свойства основных оксидов.
- Химические свойства кислотных оксидов.
- Химические свойства амфотерных оксидов.
Источник: https://chemege.ru/oxides/
Тугоплавкий металл ниобий
Калькулятор металлопроката
| Ниобий сочетает в себе множество полезных физических, механических и технологических свойств, которые определяют его применение от металлургии до ядерной физики. На странице представлено описание данного металла: физические, химические свойства, области применения, марки, виды продукции. |
Ниобий (Nb) — химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 41, атомная масса 92,90. Блестящий серебристо-серый металл, относящийся к классу тугоплавких. Имеет плотность 8,57 г/см3, температуру плавления tпл. = 2468 °С, температуру кипения tкип. = 4742 °С. Обладает хорошей прочностью, твердостью и пластичностью.
Описываемый химический элемент относится к редким тугоплавким металлам. В рудах всегда присутствует совместно с танталом. Основные минералы — колумбит-танталит, лопарит, пирохлор.
Открытие ниобия было сделано английским ученым Чарльзом Хэтчетом в 1801 г. Тогда этот металл получил название “колумбий”. До 1844 г. считалось, что Ta и Nb являются одним и тем же элементом. Получить Nb в чистом виде удалось лишь в конце XIX века. Это было сделано французским химиком Анри Муассаном путем восстановления оксида ниобия углеродом в электропечи.
| Атомный номер | 41 |
| Атомная масса, а.е.м | 92,90 |
| Радиус атома, пм | 146 |
| Плотность, г/см³ | 8,57 |
| Молярная теплоемкость, Дж/(K·моль) | 22,44 |
| Теплопроводность, Вт/(м·K) | 53,7 |
| Температура плавления, °С | 2468 |
| Температура кипения, °С | 4742 |
| Теплота плавления, кДж/моль | 26,8 |
| Теплота испарения, кДж/моль | 680 |
| Молярный объем, см³/моль | 10,8 |
| Группа металлов | Тугоплавкий металл |
| Ковалентный радиус, пм | 164 |
| Радиус иона, пм | (+5e) 69 |
| Электроотрицательность (по Полингу) | 1,6 |
| Электродный потенциал | 0 |
| Степени окисления | 5, 4, 3, 2, 1 |
Промышленное применение находит ка чистый ниобий, не содержащий никаких легирующих элементов, так и сплавы на его основе.
- Нб1 — ниобий высокой чистоты с количеством Nb — 99,84%; поставляется в виде слитков.
- НбШ00, НбШ0, НбШ1 — чистый ниобий в виде штабиков, содержание Nb составляет 99,77%, 99,56%, 99,37% соответственно.
- НбП, НбП-а, НбП-б — чистый ниобий в виде порошка.
- ВН1, ВН2, ВН2АЭ — сплавы ниобия с молибденом; молибденом и цирконием. Первая марка содержит в своем составе 3,8-52% Mo, вторая — 3,5-4,7% Mo и 0,5-0,9% Zr.
- НбЦ, НбЦУ, Нб5В2МЦ, Нб10В2МЦ, Нб10В5МЦУ — группа сплавов на основе ниобия, в состав которых в разных количествах входят вольфрам, молибден, цирконий, углерод.
- Достоинства:
- имеет высокую температуру плавления;
- стоек к коррозии во многих химически агрессивных средах;
- имеет хорошие технологические и механические свойства — хорошая пластичность и свариваемость, прочность.
- Недостатки:
- относительно небольшой процент содержания в земной коре;
- достаточно высокая стоимость (дешевле, чем тантал, но существенно дороже вольфрама и молибдена).
Основные направления использования металла следующие:
- химическая и атомная промышленность;
- металлургия;
- электроника;
- ядерная физика;
- авиастроение.
Высокая прочность и хорошая стойкость к коррозии в том числе и при высоких температурах позволяют применять ниобий в качестве конструкционного материала. Подобное использование характерно для изготовления деталей летательных аппаратов, труб и контейнеров для передачи и хранения жидких металлов, оболочек для радиоактивных тепловыделяющих элементов. Nb — распространенный легирующий элемент, который позволяет существенно улучшать свойства содержащих его сталей и сплавов. Nb передает в легируемые материалы прочность, коррозионную стойкость, тугоплавкость. Рассматриваемый металл также применяется в изготовлении конденсаторов — важных элементов электронной промышленности. По своим характеристикам ниобиевые конденсаторы уступают танталовым, однако имеют существенно меньшую цену.
Соединения ниобия Nb3Sn, Nb3Ge, NbN и NbTi применяются для производства сверхпроводников. Такие свойства востребованы в научном оборудовании, используемом, например, в физических экспериментах.
Современное промышленное производство предлагает практически полный спектр стандартных заготовок, активно используемых в различных областях. Из круглого проката можно выделить ниобиевую проволоку, пруток и трубу. Плоский прокат представляет ниобиевая фольга и лента, листы, полосы. К исходному сырью можно отнести порошок ниобия, который занимает основополагающее место в цепочке производства изделий из данного металла.
Источник: https://www.metotech.ru/niobiy-opisanie.htm
Загрузка...
