Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Общая характеристика элементов
Электронная конфигурация хрома: Атом Cr имеет 6 неспаренных электронов: пять d -электронов на пяти d -орбиталях и 1 электрон на внешней s -орбитали. У атомов хрома и молибдена наблюдается «проскок» одного электрона с ns - на Таблица 11.1 Некоторые свойства d -элементов VI группы
Как и в других подгруппах d -элементов, в ряду Cr – Mo – W увеличивается энергия ионизации, следовательно, химическая активность металлов понижается. Вследствие лантаноидного сжатия атомные радиусы Мо и W близки, поэтому молибден и вольфрам по свойствам ближе друг к другу, чем к хрому. В соединениях хром, молибден, вольфрам проявляют все степени окисления от +2 до +6. Для хрома состояние +3 наиболее устойчиво. При переходе от хрома к вольфраму наблюдается тенденция к возрастанию устойчивости соединений с высшей степенью окислениия +6. Рост степени окисления сопровождается усилением кислотных и окислительных свойств и увеличением ковалентного характера связей. Cr, Mo, W – это очень твердые и тугоплавкие металлы. Вольфрам – самый тугоплавкий из металлов, он – лучший материал для нитей и спиралей ламп накаливания. Высокая температура плавления свидетельствует о заметном ковалентном вкладе в химическую связь. У d -элементов этот ковалентный вклад обусловлен наличием неспаренных электронов на d -подуровне. Наличие 6 неспаренных электронов в кристаллах d -элементов 6 группы обеспечивает максимальный ковалентный вклад и самые высокие t пл среди металлов. В природе хром и его аналоги в свободном состоянии не встречаются. Важнейшие минералы: Fe(CrO2)2 – хромит (хромистый железняк); PbCrO4 – крокоит; MoS2 – молибденит (молибденовый блеск); (Fe, Mn)WO4 – вольфрамит; CaWO4 – шеелит. Получение. Хром получают в виде феррохрома (сплава с железом), восстанавливая углем хромистый железняк в электрических печах:
Fe(CrO2)2 + 4C Fe + 2Cr + 4CO.
феррохром Выплавленный феррохром используют для получения нержавеющей стали. Чистый хром можно получить алюмотермическим путем из оксида Cr (III) или восстановлением кремнием в присутствии CaO: Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3; 2Cr2O3 + 3Si + 3CаO 4Cr + 3CaSiO3. Cr2O3 получают сплавлением хромистого железняка с содой в присутствии кислорода и последующим восстановлением углем: 4Fe(CrO2)2 + 7O2 + 8Na2CO3 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2; 2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O; Na2Cr2O7 + 2C Cr2O3 + Na2CO3 + CO. В гидрометаллургическом методе молибден извлекают путем флотации из различных руд, в которых содержатся соли молибденовой кислоты, и чаще всего в виде парамолибдата аммония (NH4)6Mo7O24 × 4H2O. Молибден и вольфрам получают восстановлением их оксидов или галогенидов водородом: 4MoS2 + 14O2 = 4MoO3 + 8SO2; MoO3 + 3H2 Mo + 3H2O; 4FeWO4 + 4Na2CO3 + O2 4Na2WO4 + 2Fe2O3 + 4CO2; Na2WO4 + 2HCl ® 2NaCl + H2WO4; H2WO4 WO3 + H2O; WO3 + 3H2 W + 3H2O. Металлы получают в виде порошков. Их переводят в слиток методом порошковой металлургии: подвергают холодному прессованию под высоким давлением, затем спекают в инертной атмосфере. Металлы высокой степени чистоты получают через карбонилы, которые легко чистят перегонкой и далее разлагают при нагревании: Ме + 6СО Ме(СО)6; Ме(СО)6 Ме + 6СО. Химические свойства. В компактном состоянии хром, молибден и вольфрам устойчивы, но порошки легко сгорают в кислороде при нагревании до 800°С, при этом образуются оксиды в характерных для этих металлов степенях окисления: 4Cr + 3O2 = 2Cr2+3O3; (W) 2Mo + 3O2 = 2Mo+6O3. При комнатной температуре хром, молибден и вольфрам взаимодействуют с фтором, а при нагревании с остальными галогенами: 2Cr + 3Г2 = 2CrГ3 (Г = F, Cl, Br); Cr + I2 = CrI2; (W) Mo + 3F2 = MoF6; 2Mo + 5Cl2 = 2MoCl5; W + 3Cl2 = WCl6. Сплавлением металлов с серой образуются сульфиды, кристаллические вещества переменного состава: 2Cr + 3S Cr2S3; (W) Mo + 2S MoS2 (дисульфид). При нагревании хром, молибден, вольфрам соединяются с азотом с образованием нитридов MeN, Me2N и др. (нитриды Мо и W можно получить взаимодействием металла с газообразным аммиаком). С углеродом образуют карбиды Cr3C2, Cr4C, Mo2C, W2C, MoC, WC. Нитриды и карбиды металлов VI В группы – сверхтвердые, тугоплавкие, химически инертные соединения. WC по твердости не уступает алмазу. Все они являются соединениями внедрения. Атомы неметаллов находятся в пустотах кристаллической решетки металлов.
Металлы VI В группы, как и остальные d -элементы, с водородом химически не взаимодействуют. Хром при высоких температурах растворяет водород, образуя твердые растворы внедрения. Молибден и вольфрам водород практически не поглощают. Хром, молибден, вольфрам стоят в ряду напряжений до водорода (хром находится между цинком и железом), однако они являются довольно инертными металлами. Это обусловлено пассивацией – образованием на поверхности тонкой, но плотной оксидной пленки. Наиболее сильно пассивируется хром. При температуре красного каления хром, молибден и вольфрам реагируют с парами воды, образуя оксиды: 2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2; Мо + 2Н2О МоО2 + 2Н2. В непассивном состоянии хром довольно активен и реагирует с кислотами-неокислителями HCl и H2SO4(разб), с образованием соединений Cr2+, поскольку в этих условиях пассивирующая пленка разрушается: Cr + 2HCl = CrCl2 + H2; Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2. Кислоты-окислители HNO3, H2SO4(конц) на хром не действуют, а еще больше пассивируют его. Молибден и вольфрам легко растворяются в горячей смеси HNO3 и HF: Mo + 6HNO3 + 8HF = H2[MoF8] + 6NO2 + 6H2O и в расплавах щелочей в присутствии окислителей: W + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2WO4 + 3NaNO2 + H2O. Соединения металлов VI В группы. Для всех элементов VI В группы известны кислородные соединения со степенями окисления +6, +4. Хром образует кислородные соединения в степенях окисления +2, +3, поэтому низшие оксиды получены только для хрома. Оксид хрома (II) CrO – основный оксид, черное, тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде. CrO реагирует с кислотами: CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O. CrO получают осторожным обезвоживанием Cr(OH)2 в восстановительной атмосфере: Cr(OH)2 = CrO + H2O. Гидроксид Cr (OH)2 – слабое нерастворимое основание коричневого цвета, взаимодействует с кислотами: Cr(OH)2 + 2HCl = CrCl2 + 2H2O. Получают гидроксид действием аммиака или щелочей на соли CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2¯ + 2NaCl. Соединения Cr (II) являются сильными восстановителями, так как степень окисления +2 для хрома не характерна. Cr(OH)2 легко окисляется кислородом воздуха, а CrO даже при растирании на воздухе окисляется до Cr2O3: 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3. Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 – самое устойчивое соединение хрома. Cr2O3 – темно-зеленое тугоплавкое вещество. Применяется в качестве абразивного материала (паста ГОИ) и добавки к корунду при выращивании кристаллов рубина. Cr2O3 в компактном состоянии инертен, не растворяется в воде, растворах кислот и щелочей. Амфотерные свойства этот оксид проявляет, взаимодействуя при сплавлении с дисульфатами и щелочами: Cr2O3 + 3K2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3K2SO4; Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO2 + H2O (метахромит натрия). В мелкодисперсном состоянии Cr2O3 растворяется в сильных кислотах и щелочах: Cr2O3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3H2O. Cr2O3 + 6KOH +3H2O = 2K3[Cr(OH)6] (гексагидроксохромат (III) калия). Оксид хрома (III) п олучают сжиганием мелкораздробленного металла, а также разложением гидроксида хрома (III) или дихромата аммония: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O. или при восстановлении соединений хрома (VI): K2Cr2O7 + 2C K2CO3 + Cr2O3 + CO; K2Cr2O7 + S Cr2O3 + K2SO4. Г идроксид Cr(OH)3. Формула Cr(OH)3 условна; соответствующий оксиду хрома (III) гидроксид представляет собой грязно-фиолетовый осадок гидратированного оксида Cr2O3 × n H2O.
Cr(OH)3 – слабый нерастворимый амфотерный гидроксид ( = Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O; Cr(OH)3 + 3KOH = K3[Cr(OH)6]. Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена из солей: Cr2(SO4)3 + 6KOH = 2Cr(OH)3¯ + 3K2SO4. При хранении Cr(ОН)3 его реакционная способность снижается за счет постепенной замены связей Cr–OH на связи Cr–O–Cr. При нагревании Cr(ОН)3 переходит сначала в метагидроксид CrО(ОН), а затем в оксид Cr2O3. Оксиды МеО3 представляют собой твердые кристаллические вещества. МеО3 – типичные кислотные оксиды. CrO 3 – термически неустойчивое красного цвета вещество, разлагается при нагревании: 4CrO3 2Cr2O3 + 3O2. MoO3 (белый, желтеющий при нагревании), WO3 (лимонно-желтый) – термически устойчивы и испаряются без разложения в виде полимеров (МеО3) n, где n = 2–6. CrO3 жадно впитывает влагу, хорошо растворяется в воде с образованием хромовых кислот Н2Cr n O3 n +1 (n = 1, 2, 3, 4); чем концентрированнее раствор, тем больше степень конденсации: H2O Н2СrO4 Н2Cr2O7 Н2Cr3О10 CrO3 – очень сильный окислитель. МоО3 и WO3 малорастворимы в воде, их кислотный характер проявляется при взаимодействии со щелочами. Могут образовывать полимолибдаты и поливольфраматы. МеО3 легко растворяются в щелочах, образуя соответствующие соли: CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О. Оксидам МеО3 соответствуют кислоты H 2 MeO 4. Хромовая кислота H2CrO4 – кислота средней силы, существует только в водных растворах ( = 1,82 × 10–1; = 3,24 × 10–7). Молибденовая H2MoO4 и вольфрамовая H2WO4 кислоты – слабые, малорастворимые кислоты. Из растворов они выделяются в виде гидратов соответствующих оксидов MoO3 × 2H2O, WO3 × 2H2O. Перечисленным кислотам соответствуют соли: хроматы (желтые), дихроматы (оранжевые), молибдаты (бесцветные), вольфраматы (бесцветные). Между хромат- и дихромат-ионами устанавливается равновесие, которое может быть смещено изменением кислотности среды: OH– Cr2O + H2O ⇄ 2CrO42– + 2H+. H+ В кислых средах устойчивы дихроматы, в щелочных – хроматы. Благодаря этому из хроматов легко получить дихроматы и наоборот: K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O; оранжевый желтый 2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O. желтый оранжевый Хроматы и дихроматы при сильном нагревании разлагаются: 4K2Cr2O7 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2. Поскольку для хрома наиболее характерна степень окисления +3, то соединения хрома (VI) являются сильными окислителями. Дихроматы в кислой среде восстанавливаются до хрома +3:
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O; Cr2O + 14H+ +6 е – = 2Cr3+ + 7H2O; E = 1,33 B. Взаимодействие ионов Cl– и Cr2O не является окислительно-восстановительным процессом. При смешивании на холоду концентрированных растворов K2Cr2O7 и НCl выделяются крупные игольчатые оранжевые кристаллы хлорхромата калия: K2Cr2O7 +2НCl = 2KCrO3Cl + H2O. При нагревании смеси K2Cr2O7 и НCl выделяется диоксид-дихлорид хрома: K2Cr2O7 + 6НCl 2KCl + 2CrCl2O2 + 3H2O. Хроматы в щелочной и нейтральной средах – менее энергичные восстановители. Производные хрома +6 могут быть восстановлены в нейтральной и слабощелочной средах действием только сильных восстановителей: 2K2CrO4 + 3(NH4)2S + 8H2О = 2Cr(OH)3 + 3S +4KOH + 6NH4OH; CrO + 4H2O + 3 e – = Cr(OH)3 + 5OH–; E = –0,13 B. Соединения, содержащие Mo и W в степени окисления +6, находятся в устойчивом состоянии, поэтому окислительные свойства проявляют лишь при взаимодействии с наиболее сильными восстановителями. Таким образом, при переходе сверху вниз по группе стабилизируются высшие степени окисления. Оксид CrO3 получают по реакции: K2Cr2O7 + H2SO4(конц) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O. MoO3 и WO3 получают окислением металла или его соединений кислородом воздуха, а также прокаливанием молибдатов или вольфраматов аммония: 2Mo + 3O2 = 2MoO3; 2WS3+ 9O2 = 2WO3 + 6SO2. H2CrO4 получают растворением CrO3: CrO3 + H2O = H2CrO4. H2MoO4 и H2WO4 получают реакцией обмена из солей: Na2MoO4 + H2SO4 = Na2SO4 + H2MoO4¯. Хроматы получают обжигом на воздухе смеси хромистого железняка с содой или поташем 4Fe(CrO2)2 + 7O2 + 8Na2CO3 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2. Галогениды Мо2+ являются тугоплавкими малорастворимыми кластерами состава Ме6Cl12 или (Мо6Г8)Г4 (Г = Cl, Br, I). Соединения представляют собой многоядерные комплексы с непосредственными связями Ме–Ме. Высшие галогениды в силу высокой доли ковалентности связи MoCl6 + H2O = MoOCl4 + 2HCl. Галогениды образуются при взаимодействии простых веществ: W + 3Cl2 = WCl6; Mo + 3F2 = MoF6. Соли. Соединения, содержащие катион Ме+2 известны только для хрома. Галогениды Cr+2 – твердые кристаллические вещества, неустойчивы, легко окисляются до соединений Cr+3, восстанавливают воду до Н2: 2CrCl2 + 2H2O = 2CrOHCl2 + H2; Сr3+ + е – = Сr2+; Е = –0,41 В. Окисляются кислородом воздуха: 4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O. В водных растворах соединения хрома (III) обладают высокой устойчивостью, поэтому хром (III) образует соли со многими известными кислотами. Ионы хрома (III) в водных растворах существуют в виде гидратных комплексов [Cr(H2O)6]3+. Из растворов соли хрома (III) выделяют в виде кристаллогидратов CrCl3 × 6H2O, Cr(NO3)3 × 9H2O и др. Сульфат хрома (III) с сульфатами щелочных металлов образует двойные соли KCr(SO4)2 × 12H2O – хромкалиевые квасцы, по составу и структуре аналогичные алюмокалиевым квасцам. Растворимы практически все соли хрома (III), кроме CrPO4, CrAsO4. Т.к. соли хрома (III) образованы слабым основанием, в растворе они подвергаются гидролизу: Cr2(SO4)3 + 2H2O ⇄ 2CrOHSO4 + H2SO4;
Cr3+ + H2O ⇄ CrOH2+ + H+; 2KCr(SO4)2 + 2H2O ⇄ 2CrOHSO4 + K2SO4 +H2SO4. Соли хрома (III) с анионами слабых кислот из водных растворов получить нельзя, поскольку протекает совместный гидролиз: Cr2(SO4)3 + 3K2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 3K2SO4. Под действием окислителей соли хрома (III) в щелочной среде окисляются до хроматов: 2KCrO2 + 3Br2 +8KOH = 2K2CrO4 + 6KBr + 4H2O. Для хрома (VI), молибдена (VI), вольфрама (VI) характерно образование пероксосоединений:
K2Cr2O7 + 2H2O2 + H2SO4 2CrO5 + K2SO4 + 3H2O. Этой реакцией пользуются для обнаружения малых количеств хрома. Графическая формула пероксида хрома CrO5:
Из солей двухвалентного хрома относительно устойчивы сульфат CrSO4 (при кристаллизации из раствора образует хромовый купорос CrSO4 × 7H2O), цианидный комплекс K4[Cr(CN)6] – аналог желтой кровяной соли. Комплексные соединения. Хром и его аналоги образуют многочисленные комплексные соединения с лигандами: NH3, F–, Cl–, OH–, H2O, CN–. Во всех соединениях хром имеет координационное число 6, d 2 sp 3-гибридизацию, которой соответствует октаэдрическое расположение лигандов. 3 d -электроны иона Cr+3 в октаэдрическом поле занимают три d -орбитали с низкой энергией, поэтому комплексы Cr (III) прочны. Для аквакомплексов хрома (III) характерна гидратная изомерия. Гидратная (сольватная) изомерия заключается в различном распределении молекул растворителя между внутренней и внешней сферами комплексного соединения, в различном характере химической связи молекул воды с комплексообразователем. Примером гидратной изомерии является существование трех изомерных гидратов хлорида хрома (III) с общей формулой CrCl3 × 6H2O. Первый изомер, [Cr(H2O)6]Cl3 – хлорид гексааквахрома (III) представляет собой кристаллы серо-сиреневого цвета, которые при растворении в воде образуют фиолетовый раствор. Такую окраску раствору придают катионы [Cr(H2O)6]3+. Из раствора под действием ионов Ag+ осаждаются все три хлорид-аниона: [Cr(H2O)6]Cl3 + 3AgNO3 = [Cr(H2O)6](NO3)3 + 3AgCl. Второй изомер – [Cr(H2O)5Cl]Cl2 × H2O, моногидрат хлорида хлоропентааквахрома (III), придает раствору голубовато-зеленый цвет, а ионы Ag+ осаждают только два хлорид-иона: [Cr(H2O)5Cl]Cl2 + 2AgNO3 = [Cr(H2O)5Cl](NO3)2 + 2AgCl. Наконец, третий изомер – [Cr(H2O)4Cl2]Cl × 2H2O, дигидрат хлорида дихлоротетрааквахрома (III), окрашивает раствор в темно-зеленый цвет, а ионы Ag+ осаждают из его раствора только один хлорид-ион: [Cr(H2O)4Cl2]Cl + AgNO3 = [Cr(H2O)4Cl2]NO3 + AgCl. При высушивании два последних изомера теряют внешнесферную воду. Можно добиться постепенного взаимного перехода изомеров, изменяя pH либо температуру раствора. При этом введение избытка кислоты и охлаждение способствуют образованию первого изомера, а нагревание – переходу ко второму и третьему изомеру. изомерия аммиачных аквакомплексов хрома: CrCl3 + 6NH3 = [Cr(NH3)6]Cl3 – хлорид гексаамминхрома(III); желтый и изомерный ему [Cr(NH3)5Cl]Cl2 – хлорид хлоропентаамминхрома(III). красный Для молибдена и вольфрама характерны комплексы с фтором и кислородом: 2KF + WF6 = K2[WF8]. Cr, Mo, W образуют гексакарбонилы Ме(СО)6, бесцветные твердые вещества. Их получают восстановительным карбонилированием галогенидов металлов: CrCl3 + Al + 6CO = Cr(CO)6 + AlCl3. Разложением карбонилов при нагревании получают тонкие порошки чистых металлов: Cr(CO)6 = Cr + 6CO. В ряде свойств соединений Э+6 наблюдается заметная аналогия со свойствами S+6, и эта аналогия иногда выражается сильнее, чем у S+6 с Se+6 и Те+6. Так, в ряду H2SO4‒H2CrO4‒H2MoO4‒H2WO4 сила кислот монотонно снижается, в то время как в ряду H2SO4‒H2SeO4‒H6TeO6 две первые кислоты приблизительно одинаково сильные, а третья – слабая. Хроматы по растворимости сходны с сульфатами: SO3 и CrO3 легко реагируют с водой, образуя кислоты; SO2Cl2 и CrO2Cl2– жидкости; SF6, MoF6, WF6 легколетучи и т. д. Вместе с тем, соединения Cr+6, Мо+6, W+6 и S+6 обнаруживают и различия. Гексафториды металлов VI Б группы, например МоF6, в отличие от SF6, очень реакционноспособны. Гидролиз SO2Cl2 протекает до конца, a CrO2Cl2 гидролизуется обратимо: SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2НCl, Δ G = –385 кДж; CrO2Cl2 + 2H2O ⇄ Н2CrO4 + 2НCl, Δ G = –25 кДж. Биогенная роль d -элементов VI Б группы Хром ‒ микроэлемент, необходимый для нормального развития и функционирования человеческого организма. Установлено, что в биохимических процессах принимает участие только трехвалентный хром. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови. Хром является составной частью низкомолекулярного комплекса – фактора толерантности к глюкозе, который облегчает взаимодействие клеточных рецепторов с инсулином, уменьшая тем самым потребность в нем организма. Фактор толерантности усиливает действие инсулина во всех метаболических процессах с его участием. Кроме того, хром принимает участие в регуляции обмена холестерина и является активатором некоторых ферментов. Содержание хрома в организме взрослого человека составляет около 6 г. Физиологическая потребность человека в этом элементе сильно зависит от характера питания (например, сильно возрастает при избытке сахара в рационе). По разным оценкам норма ежедневного поступления хрома в организм составляет 20–300 мкг. Концентрация элемента в растительной пище на порядок меньше его концентрации в тканях млекопитающих. Особенно высоко содержание хрома в пивных дрожжах, кроме того, в заметных количествах он есть в мясе, печени, бобовых, цельном зерне. Дефицит хрома в организме может вызвать состояние, подобное диабету, способствовать развитию атеросклероза и нарушению высшей нервной деятельности. Растворимые соединения шестивалентного хрома опасны, обладают аллергическим, мутагенным и канцерогенным действием. В биохимических процессах молибден участвует в высших степенях окисления (+5, +6). Mo создает устойчивые оксокомплексы (например, [МоО3(ОН)2]), входит в состав ферментов, обеспечивающих перенос оксогрупп. Избыточное содержание молибдена в пище нарушает метаболизм Са2+ и РО , вызывая снижение прочности костей – остеопорозы. Молибден является важнейшим микроэлементом растений, так как биологически активные вещества с его участием обеспечивают мягкую фиксацию азота: превращают в аммиак или азотсодержащие продукты. По сравнению с другими промышленно важными металлами молибден малотоксичен.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2022-09-03; просмотров: 36; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.223.119.17 (0.1 с.) |