В какой среде кислой или щелочной наиболее выражены окислительные свойства

Задача 1085. 
Для каких соединений хрома характерны окислительные свойства? Привести примеры реакций, в которых проявляются эти свойства.
Решение:
а) В соединениях хрома (II) атомы хрома находятся в своей степени окисления +2, поэтому они способны понижать степень окисления с +2 до 0, т.е. проявлять окислительные свойства.
Восстанавливается водородом до металлического хрома при 1000°С:

CrO + H2 ⇒ Cr + H2O

Также можно восстановить коксом:

CrO + C ⇒ Cr + CO

б) Соединения Cr3+ наиболее устойчивая степень окисления хрома. Для соединений хрома(III) характерны окислительные и восстановительные свойства, потому что он находится в своей промежуточной степени окисления +3. хром(III) способен уменьшать свою степень окисления с +3 до +2, например:
Реакция алюмотермии:

 2Al + Сг2О3 ⇒ 2Cr + Al2O3

Силикотермическое восстановление основано на реакции:

2Cr2O3 + 3Si + 3CaO = 4Cr + 3CaSiO3

Восстановлением безводного хлорида хрома(III) водородом при 450° С:

2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl

Восстановление хлорида хрома(III) цинком в присутствии соляной кислоты:

2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2H2↑

в) Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:

K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O.

В кислой среде хром восстанавливается сульфитом натрия от хрома (VI) до хрома (III):

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 4H2O.

Разложение дихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7  ⇒ Cr2O3 + N2↑ + 4H2O

В кислотной среде соединения Сr+6 переходят в соединения Сr+3 под действием восстановителей: H2S, SO2, FeSO4

K2Cr2O7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4  + 7Н2О

Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует с органическими веществами:

С2Н5ОН + 4СrО3 = 2СО2↑ + 2Сr2О3 + 3Н2О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

3S + 4CrO3 = 3SO2↑ + 2Cr2O3
 

Задача 1086. 
В какой среде — кислой или щелочной наиболее выражены окислительные свойства хрома (VI)? восстановительные свойства хрома (III)? Чем это объясняется?
Решение:
а) Соединения хрома (VI) в кислых растворах проявляют свойства сильных окислителей:

Сг2О72- + 14Н+ + 6  = 2Сг3+ + 7Н2О;      Е° = -1,33 В

Хроматы в щелочной среде являются менее энергичными окислителями, чем бихроматы в кислой среде:

СгО42- +  4Н2О + 3   = Сг(ОН)3↓ + 5ОН− ;   Е° = – 0,13 В

В щелочной среде образуются соединения хроматы (монохроматы), соли хромовой кислоты H2CrO4 в кислой среде – бихроматы (дихроматы) – соли H2Cr2O7. 

С уменьшением рН (с изменением щелочной среды на кислую) хромат ион СгО42-переходит в бихромат-ион Сг2О72-, который обладает большей окислительной способностью.

б) Степень окисления хрома +3 является самой устойчивой, поэтому соединения хрома (III) являются слабыми окислителями и восстановителями, в щелочной среде — восстановительные свойства выражены сильнее:

Cr3+ + 4H2O -3  = СгО42- + 8H+

При взаимодействии с сильными окислителями соединения Сг3+ окисляются с образованием веществ, содержащих хром в степени окисления +6. Например, при сплавлении Сг2О3 с нитратом калия и карбонатом натрия образуется хромат натрия:

 +3                  +5                                               +6                 +3
Сг2О3 + 3KNO3 + Na2CO3 ⇒ 2Na2СгО4 + 3KNO2 + 2СО2↑

При взаимодействии с сильными восстановителями соединения Сг3+ восстанавливаются в соединения Сг2+.

Таким образом, хром в своей промежуточной степени окисления +3 проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Восстановительные свойства Сг2+ выражены сильнее в щелочной среде, потому что гидролиз его солей протекает с образованием кислой среды.

Задача 1085. 
Для каких соединений хрома характерны окислительные свойства? Привести примеры реакций, в которых проявляются эти свойства.
Решение:
а) В соединениях хрома (II) атомы хрома находятся в своей степени окисления +2, поэтому они способны понижать степень окисления с +2 до 0, т.е. проявлять окислительные свойства.
Восстанавливается водородом до металлического хрома при 1000°С:

CrO + H2 ⇒ Cr + H2O

Также можно восстановить коксом:

CrO + C ⇒ Cr + CO

б) Соединения Cr3+ наиболее устойчивая степень окисления хрома. Для соединений хрома(III) характерны окислительные и восстановительные свойства, потому что он находится в своей промежуточной степени окисления +3. хром(III) способен уменьшать свою степень окисления с +3 до +2, например:
Реакция алюмотермии:

 2Al + Сг2О3 ⇒ 2Cr + Al2O3

Силикотермическое восстановление основано на реакции:

2Cr2O3 + 3Si + 3CaO = 4Cr + 3CaSiO3

Восстановлением безводного хлорида хрома(III) водородом при 450° С:

2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl

Восстановление хлорида хрома(III) цинком в присутствии соляной кислоты:

2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2H2↑

в) Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:

K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O.

В кислой среде хром восстанавливается сульфитом натрия от хрома (VI) до хрома (III):

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 4H2O.

Разложение дихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7  ⇒ Cr2O3 + N2↑ + 4H2O

В кислотной среде соединения Сr+6 переходят в соединения Сr+3 под действием восстановителей: H2S, SO2, FeSO4

K2Cr2O7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4  + 7Н2О

Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует с органическими веществами:

С2Н5ОН + 4СrО3 = 2СО2↑ + 2Сr2О3 + 3Н2О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

3S + 4CrO3 = 3SO2↑ + 2Cr2O3
 

Задача 1086. 
В какой среде — кислой или щелочной наиболее выражены окислительные свойства хрома (VI)? восстановительные свойства хрома (III)? Чем это объясняется?
Решение:
а) Соединения хрома (VI) в кислых растворах проявляют свойства сильных окислителей:

Сг2О72- + 14Н+ + 6  = 2Сг3+ + 7Н2О;      Е° = -1,33 В

Хроматы в щелочной среде являются менее энергичными окислителями, чем бихроматы в кислой среде:

СгО42- +  4Н2О + 3   = Сг(ОН)3↓ + 5ОН− ;   Е° = – 0,13 В

В щелочной среде образуются соединения хроматы (монохроматы), соли хромовой кислоты H2CrO4 в кислой среде – бихроматы (дихроматы) – соли H2Cr2O7. 

С уменьшением рН (с изменением щелочной среды на кислую) хромат ион СгО42-переходит в бихромат-ион Сг2О72-, который обладает большей окислительной способностью.

б) Степень окисления хрома +3 является самой устойчивой, поэтому соединения хрома (III) являются слабыми окислителями и восстановителями, в щелочной среде — восстановительные свойства выражены сильнее:

Cr3+ + 4H2O -3  = СгО42- + 8H+

При взаимодействии с сильными окислителями соединения Сг3+ окисляются с образованием веществ, содержащих хром в степени окисления +6. Например, при сплавлении Сг2О3 с нитратом калия и карбонатом натрия образуется хромат натрия:

 +3                  +5                                               +6                 +3
Сг2О3 + 3KNO3 + Na2CO3 ⇒ 2Na2СгО4 + 3KNO2 + 2СО2↑

При взаимодействии с сильными восстановителями соединения Сг3+ восстанавливаются в соединения Сг2+.

Таким образом, хром в своей промежуточной степени окисления +3 проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Восстановительные свойства Сг2+ выражены сильнее в щелочной среде, потому что гидролиз его солей протекает с образованием кислой среды.

Задача 1085. 
Для каких соединений хрома характерны окислительные свойства? Привести примеры реакций, в которых проявляются эти свойства.
Решение:
а) В соединениях хрома (II) атомы хрома находятся в своей степени окисления +2, поэтому они способны понижать степень окисления с +2 до 0, т.е. проявлять окислительные свойства.
Восстанавливается водородом до металлического хрома при 1000°С:

CrO + H2 ⇒ Cr + H2O

Также можно восстановить коксом:

CrO + C ⇒ Cr + CO

б) Соединения Cr3+ наиболее устойчивая степень окисления хрома. Для соединений хрома(III) характерны окислительные и восстановительные свойства, потому что он находится в своей промежуточной степени окисления +3. хром(III) способен уменьшать свою степень окисления с +3 до +2, например:
Реакция алюмотермии:

 2Al + Сг2О3 ⇒ 2Cr + Al2O3

Силикотермическое восстановление основано на реакции:

2Cr2O3 + 3Si + 3CaO = 4Cr + 3CaSiO3

Восстановлением безводного хлорида хрома(III) водородом при 450° С:

2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl

Восстановление хлорида хрома(III) цинком в присутствии соляной кислоты:

2CrCl3 + 3Zn + 4HCl = 2CrCl2 + 3ZnCl2 + 2H2↑

в) Соединения хрома(VI) — сильные окислители, например:

K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2↑ + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O.

В кислой среде хром восстанавливается сульфитом натрия от хрома (VI) до хрома (III):

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 4H2O.

Разложение дихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7  ⇒ Cr2O3 + N2↑ + 4H2O

В кислотной среде соединения Сr+6 переходят в соединения Сr+3 под действием восстановителей: H2S, SO2, FeSO4

K2Cr2O7 + 3Н2S +4Н2SО4 = 3S + Сr2(SО4)3 + K2SO4  + 7Н2О

Оксид хрома (VI) – очень сильный окислитель, поэтому энергично взаимодействует с органическими веществами:

С2Н5ОН + 4СrО3 = 2СО2↑ + 2Сr2О3 + 3Н2О

Окисляет также иод, серу, фосфор, уголь:

3S + 4CrO3 = 3SO2↑ + 2Cr2O3
 

Задача 1086. 
В какой среде — кислой или щелочной наиболее выражены окислительные свойства хрома (VI)? восстановительные свойства хрома (III)? Чем это объясняется?
Решение:
а) Соединения хрома (VI) в кислых растворах проявляют свойства сильных окислителей:

Сг2О72- + 14Н+ + 6  = 2Сг3+ + 7Н2О;      Е° = -1,33 В

Хроматы в щелочной среде являются менее энергичными окислителями, чем бихроматы в кислой среде:

СгО42- +  4Н2О + 3   = Сг(ОН)3↓ + 5ОН− ;   Е° = – 0,13 В

В щелочной среде образуются соединения хроматы (монохроматы), соли хромовой кислоты H2CrO4 в кислой среде – бихроматы (дихроматы) – соли H2Cr2O7. 

С уменьшением рН (с изменением щелочной среды на кислую) хромат ион СгО42-переходит в бихромат-ион Сг2О72-, который обладает большей окислительной способностью.

б) Степень окисления хрома +3 является самой устойчивой, поэтому соединения хрома (III) являются слабыми окислителями и восстановителями, в щелочной среде — восстановительные свойства выражены сильнее:

Cr3+ + 4H2O -3  = СгО42- + 8H+

При взаимодействии с сильными окислителями соединения Сг3+ окисляются с образованием веществ, содержащих хром в степени окисления +6. Например, при сплавлении Сг2О3 с нитратом калия и карбонатом натрия образуется хромат натрия:

 +3                  +5                                               +6                 +3
Сг2О3 + 3KNO3 + Na2CO3 ⇒ 2Na2СгО4 + 3KNO2 + 2СО2↑

При взаимодействии с сильными восстановителями соединения Сг3+ восстанавливаются в соединения Сг2+.

Таким образом, хром в своей промежуточной степени окисления +3 проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Восстановительные свойства Сг2+ выражены сильнее в щелочной среде, потому что гидролиз его солей протекает с образованием кислой среды.

Любая реакция окисления-восстановления может протекать в трех возможных условиях:

• pH<7 – в кислой среде присутствует избыток катионов водорода (H+);
• pH=7 – нейтральная среда положительные и отрицательные ионы сбалансированы (H2O);
• pH>7 – в щелочной среде преобладают гидроксид-ионы (OH-).

Кислотность среды влияет на изменение степеней окисления атомов, поэтому, меняется характер взаимодействия между одними и теми же веществами.

Ниже будут рассмотрены примеры составления уравнений ОВР методом полуреакций в средах с различной кислотностью. Составление уравнений будет приведено в кратком виде. Более подробно о составлении уравнений методом полуреакций рассмотрено на странице “Метод полуреакций”.

Варианты восстановления иона MnO4- (малиновый цвет) в различных средах:

• pH<7: MnO4- → Mn2+ (бесцветный раствор)
• pH=7: MnO4- → MnO2 (бурый цвет осадка)
• pH>7: MnO4- → MnO42- (зеленый цвет)

Для подкисления раствора лучше всего подходит серная кислота (соляная кислота может окисляться, азотная кислота – сильный окислитель).

Для ощелачивания раствора применяют гидроксид натрия или калия.

Рассмотрим, в качестве примера, варианты взаимодействия сульфита натрия и перманганата калия в средах с различной кислотностью.

Кислая среда:

• Na2SO3+KMnO4+H2SO4
• SO32- → SO42- – процесс окисления восстановителя;
• MnO4- → Mn2+ – процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO32-+MnO4- → SO42-+Mn2++…
• Составляем уравнения полуреакций:

  5| SO32-+H2O-2e- = SO42-+2H+
  2| MnO4-+8H++5e- = Mn2++4H2O
  ————————
  5SO32-+2MnO4-+6H+ = 5SO42-+2Mn2++3H2O

• Молекулярное уравнение:

  5Na2SO3+2KMnO4+3H2SO4 = 5Na2SO4+2MnSO4+K2SO4+3H2O

Нейтральная среда:

• Na2SO3+KMnO4+H2O
• SO32- → SO42- – процесс окисления восстановителя;
• MnO4- → MnO2 – процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO32-+MnO4- → SO42-+MnO2+…
• Составляем уравнения полуреакций:

  3| SO32-+H2O-2e- = SO42-+2H+
  2| MnO4-+2H2O+3e- = MnO2+4OH-
  ————————
  3SO32-+2MnO4-+H2O = 3SO42-+2MnO2+2OH-

• Молекулярное уравнение:

  3Na2SO3+2KMnO4+H2O = 3Na2SO4+2MnO2+2KOH

Щелочная среда:

• Na2SO3+KMnO4+NaOH
• SO32- → SO42- – процесс окисления восстановителя;
• MnO4- → MnO42- – процесс восстановления окислителя;
• Схема реакции:
  SO32-+MnO4- → SO42-+MnO42-+…
• Составляем уравнения полуреакций:

  1| SO32-+H2O-2e- = SO42-+2H+
  2| MnO4-+1e- = MnO42-
  ————————
  SO32-+2MnO4-+2OH- = SO42-+2MnO42-+H2O

• Молекулярное уравнение:

  Na2SO3+KMnO4+NaOH = Na2SO4+K2MnO4+Na2MnO4+H2O

У хрома имеется две устойчивых степени окисления (+3 и +6). Те соединения, где хром проявляется степень окисления +3, выступают в роли восстановителя, где +6 – в роли окислителя. В кислой среде ионы Cr2O72- являются сильными окислителями, восстанавливаясь до Cr3+. В щелочной среде ионы [Cr(OH)6]3- являются восстановителями, окисляясь до CrO42-.

Пример окислительно-восстановительной реакции, в которой хром является окислителем:

• Na2SO3+K2Cr2O7+H2SO4 → ?
• Схема: SO32-+Cr2O72- → SO42-+Cr3++…
• SO32- → SO42- – окисление восстановителя;
• Cr2O72- → Cr3+ – восстановление окислителя;
• Ионные уравнения полуреакций и суммарное уравнение:

  3| SO32-+H2O-2e- = SO42-+2H+
  1| Cr2O72-+14H++6e- = Cr3++7H2O
  —————–
  3SO32-+Cr2O72-+8H+ = 3SO42-+Cr3++4H2O

Пример окислительно-восстановительной реакции, в которой хром является восстановителем:

• K3[Cr(OH)6]+Br2+KOH → ?
• Схема: [Cr(OH)6]3-+Br2 → CrO42-+H2O+..
• [Cr(OH)6]3- → CrO42- – окисление восстановителя.
• Br2 – окислитель.
• Уравнения полуреакций:

  2| [Cr(OH)6]3-+2OH–3e- = CrO42-+4H2O
  3| Br2+2e- = 2Br-
  ————————
  2[Cr(OH)6]3-+3Br2+4OH- = CrO42-+6Br-+8H2O

В обратимых реакциях кислотностью среды можно изменять направление реакции. Нижеприведенная реакция в щелочной среде идет в прямом направлении (слева-направо), в кислой – в обратном (справа-налево):

3I2+3H2O ↔ HIO3+5HI
1| I+3H2O-5e- = IO3-+6H+
5| I+e- = I-
——————-
3I2+3H2O ↔ IO3-+6H++5I-

Влияние на протекание ОВР природы реагирующих веществ

Пример ОВР, в которой пероксид водорода является окислителем:

2KI+H2O2 = I2+2KOH
1| 2I–2e- = I2
1| H2O2+2e- = 2OH-
—————-
2I-+H2O2 = I2+2OH-

Пример ОВР, в которой пероксид водорода является восстановителем:

5H2O2+2KMnO4+3H2SO4 = 5O2+2MnSO4+K2SO4+8H2O
5| H2O2-2e- = O2+2H+
2| MnO4-+8H++5e- = Mn2++4H2O
—————–
5H2O2+2MnO4-+6H+ = 5O2+2Mn2++8H2O

Влияние на протекание ОВР концентрации и температуры

В разбавленном растворе щелочи, на холоде хлор с водой образует гипохлориты и хлориды:

Cl2+2NaOH = NaClO+NaCl+H2O
1| Cl+2OH–e- = ClO-+H2O
1| Cl+e- = Cl-
———————-
Cl2+2OH- = ClO-+H2O+Cl-

В концентрированном растворе щелочи, при нагревании до 100°C, хлор с водой образует хлораты и хлориды:

3Cl2+6NaOH = NaClO3+5NaCl+3H2O
1| Cl+6OH–2e- = ClO3-+3H2O
5| Cl+e- = Cl-
———————
3Cl2+6OH- = ClO3-+3H2O+5Cl-

Влияние на протекание ОВР катализатора

Уравнение реакции тиосульфата натрия с пероксидом водорода в присутствии анионов йода I-, играющих роль катализатора:

2Na2S2+2O3+H2O2-1 = Na2S4+2,5O6+2NaO-2H

Уравнение той же реакции, но в присутствии другого катализатора – молибденовой кислоты H2MoO4:

Na2S2O3+4H2O2-1 = Na2S+6O4+H2SO4+3H2O-2

Общая химия

Автор Н.Л.Глинка

ся равновесие

Сг20|” + 14Н+ + 6е~ +=± 2Сг3+ + 7Н20

а в щелочной

[Сг(ОН)6]3′ 4- 20Н” CrOj” + 4Н20 4-3Однако и в кислой, и в щелочной среде окисление хрома(III) приводит к уменьшению рН раствора; обратный же процесс — восПриведем несколько примеров окислительно-восстановительных реакций, протекающих при участии дихроматов.

1. При пропускании сероводорода через подкисленный серной

кислотой раствор дихромата оранжевая окраска раствора пере-

ходит в зеленую и одновременно жидкость становится мутной

вследствие выделения серы:

K2Cr207 -f 3H2S + 4H2S04 = Cr2(S04)3 + 3S| + K2S04 + 7H2G

2. При действии концентрированной соляной кислоты на ди-

хромат калия выделяется хлор и получается зеленый раствор, со-

держащий хлорид хрома(III):

К2Сг207 + I4HC1 = 2СгС13 + ЗС12| + 2КХ1 + 7Н20

3. Если пропускать диоксид серы через концентрированный

раствор дихромата калия, содержащий достаточное количество

серной кислоты, то образуются эквимолекулярные количества суль-

фатов калия и хрома (III):

K2Cr207 -f 3SOa + H2S04 = Cr2(S04)3 + K2so4 + н2о

При выпаривании раствора из него выделяются хромокалиевые квасцы KCr(S04h* 12Н20. Этой реакцией пользуются для получения хромокалиевых квасцов в промышленности.

Наиболее важными из дихроматов являются дихромат калия К2О2О7 и дихромат натрия Na2Cr207*2H20, образующие оранжево-красные кристаллы. Обе соли, известные также под названием хромпиков, широко применяются в качестве окислителей при производстве многих органических соединений, в кожевенной промышленности при дублении кож, в спичечной и текстильной промышленности. Смесь концентрированной серной кислоты с водным раствором дихромата калия или натрия под названием «хромовой смеси» часто применяется для энергичного окисления и для очистки химической посуды.

Все соли хромовых кислот ядовиты.

Триоксид хрома, или хромовый ангидрид, Сг03 выпадает в виде темно-красных игольчатых кристаллов при действии концентрированной серной кислоты на насыщенный раствор дихромата калия или натрия:

К2Сг207 -f H2S04 = 2Сг03| 4- K2S04 4- Н20

Хромовый ангидрид принадлежит к числу наиболее сильных окислителей. Например, этиловый спирт при соприкосновении с ним воспламеняется. Производя окисление, хромовый ангидрид превращается в оксид хрома (III) .Сг203.

Хромовый ангидрид легко растворяется в воде с образованием хромовой и двухромовой кислот.

229. Молибден (Moiibdenium). Главным природным соединением молибдена является молибденит, или молибденовый блеск, M0S2 — минерал, очень похожий по внешнему виду на графит и долгое время считавшийся таковым. В 1778 г. Шееле, показал, что при обработке молибденового блеска азотной кислотой получается белый остаток, обладающий свойствами кислоты. Шееле назвал его молибденовой кислотой и сделал заключение, что сам минерал представляет собой сульфид нового элемента. Пять лет спустя этот элемент был получен в свободном состоянии путем прокаливания молибденовой кислоты с древесным углем.

Общее содержание молибдена в земной коре составляет 0,001 % (масс.). Залежи молибденовых руд имеются в СССР, Чили, Мексике, Норвегии и Марокко. Большие запасы молибдена содержатся в сульфидных медных рудах.

Для получения металлического молибдена из молибденового блеска последний переводят обжигом в Мо03, из которого металл восстанавливают водородом. При этом молибден получается в виде порошка.

Компактный молибден получают главным образом методом порошковой металлургии. Этот способ состоит из прессования порошка в заготовку и спекания заготовки.

При прессовании порошка из него получают заготовки — тела определенной формы, обычно — бруски (штабики). Штабики молибдена получают в стальных пресс-формах при давлении до 300 МПа. Спекание штабиков в атмосфере водорода проводят в две стадии. Первая из них — предварительное спекание — проводится при 1100—1200 °С и имеет целью повысить прочность и электрическую проводимость штабиков. Вторая стадия — высокотемпературное спекание — осуществляется пропусканием электрического тока, постепенно нагревающего штабики до 2200—2400 °С. При этом получается компактный металл. Спеченные штабики поступают на механическую обработку — ковку, протяжку.

Для получения крупных заготовок молибдена применяют дуговую плавку, позволяющую получать слитки массой до 2000 кг. Плавку в дуговых печах ведут в вакууме. Между катодом (пакет спеченных штабиков молибдена) и анодом (

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей
среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги
заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в
разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности.
Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и
атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на
химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах.
Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии
университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга
читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов
химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии
лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во
второй
части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана,
лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В

третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия,
тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание
уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В
технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика
рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов
производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие
составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по
1972 год включительно.