Лаб-3 Изделия из редких металлов

Тантал

Подробности

Категория: Справочная информация

Опубликовано 29.03.2019 12:03

Просмотров: 1416

Тантал-блестящий серебристо-серый металл; кристаллическая решетка кубическая объемноцентрированная, Т. пл. 3014°С, т. кип. ок. 5500°С; плотн. 16,60 г/см³ (20°С); Тантал парамагнитен, уд. магн. восприимчивость +9,49·10^-7 (18°С).

Примеси H, N, С и О снижают пластичность и повышают твердость тантала. Чистый тантал легко обрабатывается давлением на холоду; жаропрочен; твердость по Бринеллю чистого отожженного образца 500 МПа. Тантал не переходит в хрупкое состояние до — 211°С.

Химически тантал очень инертен. В компактном виде начинает окисляться на воздухе выше 300 °С, устойчив к действию сухих Вr₂ и I₂ при 150°С, взаимод. с Сl₂ выше 200 °С, с Н₂-выше 250 °С (интенсивно-при 300 °С), с Р₂-выше 250 °С, с С и углеводородами-при 800-1100 °С.

Ниже 150°С не растворяется в царской водке, при обычной температуре - в соляной, фосфорной и серной кислотах, не реагирует с большинством других кислот, водным раствором аммиака, водными растворами солей, органическими веществами. Не взаимодействует с разбавленными растворами щелочей, но медленно растворяется в их концентрированных горячих растворах. Устойчив к большинству расплавленных металлов (Li, Na, К, Си, Cd, Hg, Sn, Pb, Bi), но корродирует в расплавах Fe, Ni и Со. Растворим во фтористоводородной кислоте, ее смесях с HNO₃, в горячих конц. H₂SO₄ и Н₃РО₄, в расплавленных щелочах и NH₄HF₂.

На воздухе тантал покрывается тончайшей пленкой оксидов тантала. Обратимо поглощает водород с образованием твердого раствора внедрения (до 30 ат. %Н) и гидрида состава Та₂Н. Растворимость водорода (мг в 100 г тантала) меняется от 417 при 17 °С до 6,66 при 1300°С, выше 1500 °С-близка к нулевой. Макс. содержанию растворенного Н₂ соответствует фаза ТаН_0,78. Гидрирование и дегидрирование тантала при нагревании используют для получения мелкодисперсного тантала.

При взаимодействии с углем тантал дает карбиды Та₂С и ТаС. В системе Та-С установлено существование трех фаз: α (твердый р-р С в тантале) и с недостатком С (структуры вычитания)-β(Та₂С) и γ(ТаС).

В системе Ta-N существуют 4 фазы (нитриды): β(TaN_0,05), γ(TaN_0,40__0,45), δ(TaN_0,8__0,9) и ε (TaN). При нагревании до 2800-3000 °С нитриды тантала теряют азот, превращаясь в α-фазу (раствор азота в тантале). Нитриды тантала очень устойчивы к действию различных химических веществ. Нитриды TaN и Ta₂N образуют твердые растворыры  с ТаС и Та₂С. Описана фаза Ta₃N₅ (красного цвета), образующаяся при взаимодействии Та₂О₅ с NH₃ при 860-920 °С в присутствии Ti. Она кристаллизуется в тетрагональной сингонии; плотность 9,85 г/см³. При высоком давлении азота получают Ta₅N₆.

С фосфором тантал образует фосфиды ТаР и Та₂Р, с мышьяком - apсениды TaAs и TaAs₂, с сурьмой - антимониды Ta₃Sb, Ta₅Sb₄, TaSb₂, с серой - сульфиды TaS₃ и TaS₂.

Известно четыре устойчивых кристаллических силицида: TaSi₂ (т. пл. ок. 2200°С, гексагональная кристаллическая решетка, плотн. 9,14 г/см³), Ta₅Si₃ (т. пл. ок. 2500 °С, имеет две тетрагональных кристаллических модификации), Ta₂Si (т. пл. ок. 2450 °С, тетрагональная кристаллическая решетка,) и Ta₉Si₂ (т. пл. ок. 2500 °С, гексагональная кристаллическая решетка). Компактный TaSi₂ устойчив к окислению на воздухе до 1000 °С и выше. Силициды тантала взаимодействует с плавиковой кислотой и расплавленными щелочами, устойчивы к действию других минеральных кислот и разбавленных растворов щелочей.

С бором тантал образует бориды ТаВ₂ (т. пл. ок. 3200°С), ТаВ (т. пл. ок. 2000 °С), а также инконгруэнтно плавящиеся Та₂В, Та₃В₂, Та₃В₄.

Бесцветный сульфат Ta₂(SO₄)₅ гидролизуется водой, при нагревании выше 100°С разлагается с выделением SO₃. Выделены также Ta₂O₄SO₄·3H₂O и соли типа (NH₄)₃Та(SO₄)₄. Фосфаты тантала имеют состав Та₃(РО₄)₅ и ТаОРО₄. Возможно существование гидрофосфатов, а также пирофосфата (ТаО₂)₄Р₂О₇.

Тантал открыт в 1802 А. Экебергом. В виде пластичного металла впервые получен в 1905 В. Болтоном.

Лит.: Константинов В. И., Электролитическое получение тантала, ниобия и их сплавов, М., 1977;

Si, кремний

Подробности

Категория: Справочная информация

Опубликовано 17.07.2019 12:59

Просмотров: 1320

Кремний образует тёмно-серые с металлическим блеском кристаллы, имеющие кубическую гранецентрированную решётку типа алмаза, плотность 2,33 г/см³. Tпл.- 1417°С, Tкип.- 2600°С. Кремний хрупкий материал; заметная пластическая деформация начинается при температуре выше 800°С.

  Кремний — полупроводник, его электрические свойства очень сильно зависят от примесей. Собственное удельное объёмное электросопротивление  при комнатной температуре принимается равным 2,3×10⁵ ом.см.

  Полупроводниковый кремний с проводимостью р-типа (добавки В, Al, In или Ga) и n-типа (добавки Р, Bi, As или Sb) имеет значительно меньшее сопротивление.

На воздухе кремний устойчив даже при повышенных температурах. В кислороде окисляется начиная с 400°С, образуя двуокись SiO₂. Известна также моноокись SiO, устойчивая при высоких температурах в виде газа; в результате резкого охлаждения может быть получен твёрдый продукт, легко разлагающийся на тонкую смесь Si и SiO₂.

Кремний устойчив к кислотам и растворяется только в смеси азотной и фтористоводородной кислот; легко растворяется в горячих растворах щелочей с выделением водорода. Кремний реагирует с фтором при комнатной температуре, с остальными галогенами — при нагревании с образованием соединений общей формулы SiX₄.

Водород непосредственно не реагирует с кремнием, и кремневодороды (силаны) получают разложением силицидов. Известны кремневодороды от SiH₄ до Si₈H₁₈ (по составу аналогичны предельным углеводородам). 

С азотом кремний реагирует при температуре выше 1000°С. Важное практическое значение имеет нитрид Si₃N₄, не окисляющийся на воздухе даже при 1200°С, стойкий по отношению к кислотам (кроме азотной) и щелочам, а также к расплавленным металлам и шлакам, что делает его ценным материалом для химической промышленности, для производства огнеупоров и др.

Высокой твёрдостью, а также термической и химической стойкостью отличаются соединения кремния с углеродом (SiC) и с бором (SiB₃, SiB₆, SiB₁₂). При нагревании кремний реагирует (в присутствии металлических катализаторов, например меди) с хлорорганическими соединениями (например, с CH₃Cl) с образованием органогалосиланов [например, Si (CH₃)₃CI], служащих для синтеза многочисленных кремнийорганических соединений.

  Кремний образует соединения почти со всеми металлами — силициды (не обнаружены соединения только с Bi, Tl, Pb, Hg). Получено более 250 силицидов, состав которых (MeSi, MeSi₂, Me₅Si₃, Me₃Si, Me₂Si и др.) обычно не отвечает классическим валентностям. Силициды отличаются тугоплавкостью и твёрдостью; наибольшее практическое значение имеют ферросилиций (восстановитель при выплавке специальных сплавов) и силицид молибдена MoSi₂ (нагреватели электропечей, лопатки газовых турбин и т. д.).

  Чистый полупроводниковый кремний получают в двух видах: поликристаллический (восстановлением SiCI₄ или SiHCl₃ цинком или водородом, термическим разложением Sil₄ и SiH₄) и монокристаллический (бестигельной зонной плавкой и «вытягиванием» монокристалла из расплавленного кремния — метод Чохральского).

C, графит

Подробности

Категория: Справочная информация

Опубликовано 17.07.2019 09:12

Просмотров: 1293

   Графит - жирное на ощупь вещество черного или серо-черного цвета с металлическим блеском. Кристаллическая решетка графита гексагональная, теоретическая плотность 2,267 г/см³. Известна также модификация с ромбоэдрической решеткой  В природном графите содержание ромбоэдрической структуры доходит до 30%, в искусственно полученных графитах наблюдается только гексагональная модификация. При 2230-3030^oС ромбоэдрический графит полностью переходит в гексагональный.

  Искусственно графит получают следующими способами:

 -   нагреванием смеси кокса или каменного угля с пеком (т. наз. ачесоновский графит);

- термомеханической  обработкой смеси, содержащей кокс, пек, природный графит и карбидообразующие элементы (рекристаллизованный графит);

-   пиролизом газообразных углеводородов (пирографит).

-  к разновидностям искусственно полученного графита относят также доменный графит, который выделяется при медленном охлаждении больших масс чугуна и карбидный графит, который образуется при термическом  разложении карбидов.

   При атмосферном давлении выше 2000 °С графит возгоняется. При высоких давлениях и нагревании образуется алмаз

   Высокая анизотропия свойств монокристаллов графита обусловлена строением его кристаллической решетки.

   В направлении базисных плоскостей тепловое расширение графита до 427 °С отрицательно (т.е. графит сжимается), выше этой температуры тепловое расширение становится положительным, в перпендикулярных направлениях, тепловое расширение положительно, температурный коэффициент линейного расширения практически не зависит от температуры и превышает более чем в 20 раз среднее абсолютное значение этого коэфициента для базисных плоскостей.

   Для монокристаллов графита отношение значений теплопроводности в направлениях, параллельном и перпендикулярном базисным плоскостям, может достигать 5 и более.

  Электрическая проводимость монокристаллов графита в направлении, параллельном базисной плоскости близка к металлической, в перпендикулярном - в сотни раз меньше, чем у металлов.   Наивысшую электрич. проводимость имеет рекристаллизованный графит.

     Монокристаллы графита диамагнитны,

   Графит инертен при нормальных условиях. Окисляется кислородом воздуха до СО₂ выше 400°С. Окисление графита ускоряется в присутствии металлов и замедляется в присутствии хлора, соединений фосфора и бора. С молекулярным азотом графит практически не реагирует, с атомарным при обычной температуре образует цианоген C₂N₂

   С большинством металлов и их оксидов, а также со многими неметаллами графит дает карбиды. Со всеми щелочными металлами, некоторыми галогенидами, оксифторидами, галогеноксидами, оксидами и сульфидами металлов образует соединения включения, с нитридами металлов выше 1000 °С- твердые растворы нитридов и карбидов, с боридами и карбидами - эвтектические смеси с температурами плавления 1800-3200°С.

   Графит стоек к действию кислот, растворов солей, расплавов фторидов, сульфидов, теллуридов, органических соединений, жидких углеводородов и др., реагирует с растворами щелочей, жидкими окислителями и рядом хлор- и фторорганических соединений.

   Наиболее химически и термически стоек пирографит. Он практически непроницаем для газов и жидкостей, при 600 °С его стойкость к окислению во много раз выше, чем у других графитов. В инертной среде пирографит работоспособен при 2000 °С в течение длительного времени.

Sn, олово

Подробности

Категория: Справочная информация

Опубликовано 19.07.2019 08:48

Просмотров: 1363

Олово имеет две полиморфные модификации. Кристаллическая решётка обычного β-Sn (белого олова) тетрагональная; плотность 7,29 г/см³. При температурах ниже 13,2 °С устойчиво α-Sn (серое олово) кубической структуры типа алмаза; плотность 5,85 г/см³. Переход β → α сопровождается превращением металла в порошок, t_пл 231,9 °С, t_kип 2270 °С. Твёрдость по Бринеллю 38,3—41,2 Мн/м² (3,9—4,2 кгс/мм²). При изгибании прутков олова слышен характерный хруст от взаимного трения кристаллитов.

Сухим и влажным воздухом при температуре до 100 °С олово практически не окисляется: его предохраняет тонкая, прочная и плотная плёнка SnO₂. По отношению к холодной и кипящей воде олово устойчиво. Из разбавленных HCl и H₂SO₄ на холоду олово медленно вытесняет водород, образуя соответственно хлорид SnCl₂ и сульфат SnSO₄. В горячей концентрированной H₂SO₄ при нагревании олово растворяется, образуя Sn (SO₄)₂ и SO₂. Холодная (0 °С) разбавленная азотная кислота действует на олово по реакции:

  4Sn + 10HNO₃ = 4Sn (NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

  При нагревании с концентрированной HNO₃ (плотность 1,2—1,42 г/см³) олово окисляется с образованием осадка метаоловянной кислоты H₂SnO₃, степень гидратации которой переменна:

3Sn+ 4HNO₃ + n H₂O = 3H₂SnO₃·n H₂O + 4NO.

  При нагревании олова в концентрированных растворах щелочей выделяется водород и образуется гексагидростаннат:

Sn + 2КОН + 4Н₂О = K₂[Sn (OH) ₆] + 2H₂.

  Кислород воздуха пассивирует олово, оставляя на его поверхности плёнку SnO₂. Химически двуокись SnO₂ очень устойчива, а окись SnO быстро окисляется, её получают косвенным путём. SnO₂ проявляет преимущественно кислотные свойства, SnO — основные.

  С водородом олово непосредственно не соединяется; гидрид SnH₄ образуется при взаимодействии Mg₂Sn и соляной кислоты:

Mg₂Sn + 4HCl = 2MgCl₂ + SnH₄.

  Это бесцветный ядовитый газ, t_kип —52 °С; он очень непрочен, при комнатной температуре разлагается на Sn и H₂ в течение нескольких суток, а выше 150 °С — мгновенно. Образуется также при действии водорода в момент выделения на соли олова, например:

SnCl₂ + 4HCl + 3Mg = 3MgCl₂ + SnH₄.

  С галогенами олово даёт соединения состава SnX₂ и SnX₄. Первые солеобразны и в растворах дают ионы Sn²⁺, вторые (кроме SnF₄) гидролизуются водой, но растворимы в неполярных органических жидкостях. Взаимодействием олова с сухим хлором (Sn + 2Cl₂ = SnCl₄) получают тетрахлорид SnCl₄; это бесцветная жидкость, хорошо растворяющая серу, фосфор, йод. Раньше по приведённой реакции удаляли олово с вышедших из строя лужёных изделий. Сейчас способ мало распространён из-за токсичности хлора и высоких потерь олова.

  Тетрагалогениды SnX₄ образуют комплексные соединения с H₂O, NH₃, окислами азота, PCl₅, спиртами, эфирами и многими органическими соединениями. С галогеноводородными кислотами галогениды олово дают комплексные кислоты, устойчивые в растворах, например H₂SnCl₄ и H₂SnCl₆. При разбавлении водой или нейтрализации растворы простых или комплексных хлоридов гидролизуются, давая белые осадки Sn (OH) ₂ или H₂SnO₃·n H₂O. С серой олово даёт нерастворимые в воде и разбавленных кислотах сульфиды: коричневый SnS и золотисто-жёлтый SnS₂.

   Токсичность самого олова и большинства его неорганических соединений невелика. Острых отравлений, вызываемых широко используемым в промышленности элементарным оловом, практически не встречается. Сильный судорожный яд — это оловянистый водород (станнометан, SnH₄), но вероятность образования его в производственных условиях ничтожна. Тяжёлые отравления при употреблении в пищу давно изготовленных консервов могут быть связаны с образованием в консервных банках SnH₄ (за счёт действия на полуду банок органических кислот содержимого). Для острых отравлений оловянистым водородом характерны судороги, нарушение равновесия.