• Жить без еды высшая ступень развития
• Коллективизация в ссср: причины, сущность, ход и последствия Сущность и итоги коллективизации
• Процесс социализации человека, его периоды, стадии
• Эпигенетика: что управляет нашим генетическим кодом?
• Что такое митоз и какой в профазе митоза происходит процесс?
• Химия всё что нужно знать для ОГЭ
• Форма японской поэзии. Японские стихи. Как правильно писать в японском стиле. В качестве обязательного элемента текста используется киго, "сезонное слово" - повествование ведется в настоящем времени
• К чему может привести глобальное загрязнение окружающей среды Последствия загрязнений
• Феодор студит. Формы общения с ересью
• Святая мученица наталия Акафист святой наталье

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «ВОРОНЕЖСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ VIII ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ

Учебное пособие

Издательско-полиграфический центр Воронежского государственного университета

Утверждено научно-методическим советом химического факультета 12 декабря 2012 г., протокол № 9

Составители: И.Я. Миттова, Е.В. Томина, Б.В. Сладкопевцев, Д.О. Солодухин

Рецензент д-р хим. наук, профессор В.Н. Семенов

Учебное пособие подготовлено на кафедре материаловедения и индустрии наносистем химического факультета Воронежского государственного университета.

Для направлений: 020300 – Химия, физика и механика материалов, 020100 – Химия

ПРЕДИСЛОВИЕ

Данное учебное пособие является продолжением первых трех частей, в которых были рассмотрены Периодический закон как основа неорганической химии, химия элементов I–VI групп Периодической системы. В четвертой части рассматривается химия элементов VIII группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Пособие призвано помочь студенту-первокурснику в изучении дисциплины «Неорганическая химия» и по сути дела является конспектом лекционного курса, где отображены все основные ключевые моменты, которые необходимо учесть при ее изучении.

Являясь продолжением цикла пособий по курсу «Неорганическая химия», данное издание в целом сохраняет структуру и последовательность изложения материала. Описание начинается с общей характеристики простых веществ, их распространенности в природе, способов получения и химических свойств, в отдельных подразделах рассматриваются свойства соединений элементов группы. Особое внимание уделено применению химических элементов и их соединений в качестве разнообразных современных материалов.

Для реализации принципа наглядности в пособии приведено большое количество иллюстративного материала и таблиц, которые позволяют в компактном виде представить обширные объемы материала и отразить основные закономерности в изменении свойств химических элементов и их соединений.

При написании использованы современные литературные источники, список которых приведен в конце пособия. Иллюстративный материал большей частью взят из учебников «Неорганическая химия» (под ред. Ю.Д. Третьякова, М. : Асаdemia, 2004) и «Химия элементов» (Н. Гринвуд, А. Эрншо. М. : БИНОМ. Лаб. знаний, 2008).

Настоящее пособие прежде всего предназначено для студентов первого курса химического факультета, однако оно может быть полезным и студентам старших курсов, в частности магистрам, изучающим дисциплины «Современная неорганическая химия» и «Современные проблемы неорганической химии», для актуализации полученных ранее знаний.

ГЛАВА 1. VIII-A ГРУППА

1.1. Простые вещества

1.1.1. Свойства элементов

Элементы VIII-A группы: гелий 2 Не, неон 10 Ne, аргон 18 Аr, криптон 36 Kr, ксенон 54 Хе и радон 86 Rn – называют благородными газами. Электрон-

ная конфигурация первого представителя группы, гелия – 1s 2 . Атомы остальных благородных газов на внешнем уровне имеют восемь валентных электронов (табл. 1), что отвечает устойчивой электронной конфигурации.

Таблица 1

Свойства элементов VIII-A группы

Свойство
Заряд ядра Z
Электронная конфигу-										4f 14
рация восновном со-		[Не]2s 2р	3s 3p
				4 s 4 p			5 s 5 p			5p 6
Атомный радиус, нм
Первая энергия иони-
зации I 1 , кДж/моль
Энергия возбуждения
ns2 np6 →ns2 np5 (n + 1) s1 ,
Электроотрицатель-

Полностью завершенная конфигурация внешнего электронного слоя (в случае гелия и неона) или наличие октета электронов обусловливает высокие значения энергий ионизации атомов благородных газов и, как следствие, их низкую химическую активность. Способность атомов этих элементов вступать в химические реакции возрастает с ростом атомного радиуса вследствие ослабления притяжения валентных электронов к ядру. К настоящему времени получены химические соединения лишь тяжелых благородных газов: криптона, ксенона и радона.

1.1.2. Нахождение в природе, получение

Гелий – второй (после водорода) элемент по распространенности во Вселенной. В то же время масса «земного» гелия составляет лишь одну миллионную массы земной коры. На Солнце значительное количество ядер гелия образуется при ядерном «горении» водорода, поэтому содержание этого элемента во Вселенной постепенно возрастает. Гелий образуется также при α-распаде радионуклидов. Он заполняет пустоты в радиоактивных горных породах и минералах, а оттуда попадает в атмосферу. В виде примеси гелий сопутствует метану. Основным источником гелия является природный газ.

Все благородные газы содержатся в воздухе, являющемся сырьем для их промышленного получения.

Радон – радиоактивный элемент. Наиболее долгоживущий изотоп 222 Rn, образующийся при α-распаде 226 Ra, имеет период полураспада 3,82 дня. Один грамм радия-226 за сутки выделяет 6,6 · 10–4 мл радона. В минералах тория присутствует некоторое количество изотопа 220 Rn.

1.1.3. Физические свойства

Все благородные газы не имеют цвета, вкуса и запаха, обладают низкими температурами плавления и кипения. Их молекулы одноатомные. Аргон, криптон и ксенон образуют клатраты на основе воды и гидрохинона, например Хе · 3С6 Н4 (ОН)2 , в которых атомы благородного газа расположены в полостях структуры вещества-«хозяина». Меньшие по размерам атомы гелия и аргона не способны удерживаться в полостях. Основные физические свойства простых веществ приведены в табл. 2.

		Свойства простых веществ					Таблица 2
	Свойство
	Стандартная эн-
	тальпия испаре-
	ния, кДж/моль
	t пл , ° С
	t кип, ° С
		5,2 · 10–4	1,8 · 10–3		1,1 · 10–3	8,7 · 10–6	6,0 ·10–18
	в воздухе, %
	Растворимость в
	воде при 20 °С,

1.2. Химические свойства

Истинные химические соединения получены лишь для криптона, ксенона и радона. Лучше всего изучена химия ксенона, так как соединения криптона крайне неустойчивы, а радон радиоактивен.

Взаимодействие ксенона со фтором приводит к образованию смеси фторидов. Удобным методом синтеза дифторида, позволяющим избежать прямого фторирования, является окисление ксенона фторидом серебра (II) в присутствии кислоты Льюиса:

2AgF2 + 2BF3 + Хе = XeF2 + 2AgBF4.

Фториды ксенона представляют собой бесцветные летучие кристаллические вещества, легко гидролизующиеся. Дифторид ксенона образует устойчивые растворы, которые в течение нескольких часов разлагаются:

2XeF2 + 2Н2 O = 2Xe + 4HF + O2 .

Тетра- и гексафторид ксенона гораздо более чувствительны к влаге воздуха – при попадании в воду они мгновенно гидролизуются с образованием ХeO3 :

6XeF4 + 12H2 O = 2ХеO3 + 4Xe + 3O2 + 24HF, XeF6 + 3H2 O = XeO3 + 6HF.

Фториды ксенона имеют молекулярное строение (рис. 1). XeF2 – линейная молекула с тремя неподелеными электронными парами, лежащими в экваториальной плоскости (тип АВ2 Е3 ); XeF4 имеет форму квадрата с двумя неподелеными парами (тип АВ4 Е2 ), a XeF6 – искаженного октаэдра с одной неподеленой парой электронов (тип АВ6 Е). Свободные молекулы ХеF6 известны в паре.

Рис. 1. Строение молекул XeF2 (а), XeF4 (б), ХeF6 (динамическая модель с мигрирующей электронной парой) (в)

Метод молекулярных орбиталей описывает образование фторидов ксенона с позиций трехцентровых четырехэлектронных связей. Например, в образовании молекулы XeF2 участвуют p x -орбитали атома ксенона и двух атомов фтора (рис. 2). Их взаимодействие приводит к возникновению тpex молекулярных σ-орбиталей: связывающей, несвязывающей и разрыхляющей, первые две из которых заполнены электронами. Порядок связи, таким образом, оказывается равным единице. Соединения, содержащие трехцентровые четырехэлектронные связи, называют гипервалентными.

Рис. 2. Схема молекулярных орбиталей молекулы XeF2 . Справа показаны комбинации атомных орбиталей, участвующих в формировании каждой из молекулярных орбиталей молекулы

Фториды ксенона являются сильными окислителями. Они превращают броматы в перброматы, иодаты в периодаты, серу в гексафторид, соли марганца (II) в перманганаты:

3XeF2 + S = 3Хе + SF6 ,

5XeF2 + 2Mn(NO3 )2 + 16КОН = 2KMnO4 + 10KF + 4KNO3 + 8H2 O + 5Xe.

На этом основано использование фторидов ксенона в синтезе высших фторидов переходных металлов:

XeF2 + 2CeF3 → Xe + 2CeF4 .

Другим важным свойством фторидов ксенона является их способность выступать как донорами, так и акцепторами фторид-ионов. Донорные свойства убывают в ряду XeF2 > XeF6 > XeF4 . С типичными кислотами Льюиса PF5 , AsF5 , SbF5 , PtF5 и другими наиболее легко взаимодействует дифторид ксенона, образуя соли + – , + – :

XeF2 + AsF5 = + – .

Взаимодействием XeF2 с избытком пентафторида сурьмы при давлении 3 атм удалось получить темно-зеленые кристаллы, содержащие парамагнитный катион диксенона Хе2 + :

4XeF2 + 8SbF5 = 2Xe2 + – + 3F2 .

Расстояние Хе–Хе в катионе составляет 0,309 нм, что свидетельствует лишь об очень слабом взаимодействии.

Акцепторные свойства убывают в ряду XeF6 > XeF4 > ХeF2 . Они наиболее характерны для гексафторида ксенона, который легко вступает в реакции с фторидами тяжелых щелочных металлов (рубидия и цезия):

XeF6 + CsF = Cs+ – .

Для криптона известны лишь соединения со фтором в степени окисления +2. Фторид KrF2 образуется из простых веществ при температуре жид-

кого азота. Его обычно получают, пропуская электрический разряд через смесь криптона с фтором в реакторе, охлаждаемом жидким азотом. По строению и свойствам KrF2 напоминает дифторид ксенона, являясь по сравнению с ним еще более сильным окислителем. KrF2 окисляет трифторид золота до пентафторида и пентафторид хлора до иона + , превращает металлическое золото в золото (V):

7KrF2 + 2Au = 2KrF+ – + 5Kr.

Интересно, что свободный фтор в отличие от дифторида криптона не способен окислить золото доAuF5 .

Кислородные соединения известны лишь для ксенона. Ксенон образует два оксида: ХеО3 и ХеO4 (рис. 3), оба чрезвычайно неустойчивы и легко взрываются от малейшего сотрясения. Оксид ХеO3 образуется при гидролизе тетра- и гексафторидов или при действии гексафторида на оксид кремния:

2XeF6 + 3SiO2 = 2ХеO3 + 3SiF4 .

В свободном виде он представляет собой бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Рис. 3. Строение молекул XeO3 (а) и XeO4 (б)

Удалось выделить лишь кислые ксенаты щелочных металлов (М) состава МНХеO4 , которые при добавлении избытка щелочи диспропорционируют:

2NaHXeO4 + 2NaOH = Na4 XeO6 + Хе + O2 + 2Н2 O.

Так получают перксенаты – соли перксеноновой кислоты Н4 ХеО6 . Они содержат ион [ХеO6 ]4– , имеющий октаэдрическое строение.

Действием на перксенаты 100%-й серной кислоты получают высший оксид ксенона ХеO4 :

Na4 XeO6 + 2H2 SO4 = 2Na2 SO4 + XeO4 + 2H2 O.

Он представляет собой бесцветный газ, самопроизвольно взрывающийся, более устойчивы его растворы в донорных растворителях (BrF5 , HF), их можно хранить при температуре –33 °С. Тетраоксид ксенона и перксенаты – одни из самых сильных окислителей.

1.3. Применение

Первоначальное применение гелия как негорючего газа для наполнения аэростатов (его подъемная сила составляет приблизительно 1 кг/м3 ) потеря-

ло свое значение, хотя его все еще используют для метеорологических зондов. Гелий применяется в качестве криогенной жидкости для поддержания температур порядка 4,2 К и ниже (на эти цели идет 30 % получаемого Не); 2/3 расходуются на спектрометры и томографы ЯМР. Другие важные области применения – электродуговая сварка (21 %), герметизация и очистка (11 %). Выбор между Аr и Не для этих целей определяется стоимостью газа, и везде, кроме США, обычно предпочитают использовать аргон. Небольшие по объему, но важные области применения гелия таковы:

а) для замены N2 в искусственных газовых смесях при дыхании на большой глубине (низкая растворимость гелия в крови сводит к минимуму газовыделение, которое происходит в случае азота – когда водолаз проходит декомпрессию – и иногда приводит к смертельному исходу);

б) как рабочая среда в детекторах утечки газа; в) как теплоноситель в системе охлаждения высокотемпературных

ядерных реакторов; г) как газ-носитель в газожидкостной хроматографии;

д) для деаэрации растворов и вообще как инертный разбавитель или инертная атмосфера.

Аr применяют главным образом в качестве инертной газовой среды при высокотемпературных металлургических процессах и в меньшем количестве – для заполнения ламп накаливания. Вместе с Ne, Кr и Хе, которые получают в значительно меньших количествах, Аr также используют в разрядных трубках – получаемый цвет трубки зависит от того, какой состав имеет смесь газов. Благородные газы также используются в флуоресцентных трубках, хотя в этом случае цвет зависит не от газа, наполняющего трубку, а от фосфора, покрывающего изнутри стенки трубки. Еще одна важная область применения – лазеры, хотя по сравнению с другими областями применения количество газа, который здесь используется, незначительно.

Другие благородные газы существенно дороже, поэтому их применение ограничено только узкоспециальными областями. Радон использовали в лечении раковых заболеваний и в качестве источника радиоактивности в дефектоскопии металлического литья, однако из-за короткого периода полураспада (3,824 суток) его вытеснили другие материалы. То небольшое количество радона, которое требуется в практике, получают как продукт распада 226 Ra (1 г которого в течение 30 суток дает 0,64 см3 радона).

ГЛАВА 2. VIII-B ГРУППА

2.1. Простые вещества

2.1.1. Электронное строение

VIII-B группа включает сразу девять элементов: железо 26 Fe, рутений 44 Ru, осмий 76 Os, кобальт 27 Со, родий 45 Rh, иридий 77 Ir, никель 28 Ni, палладий 46 Pd и платину 78 Pt.

Свойства химических элементов VIII-B группы различаются не слишком сильно, что послужило причиной их объединения в триады. Сходство в свойствах обусловлено сохранением состава и строения наружной электронной оболочки атомов при последовательном увеличении атомного номера элемента и соответственно общего числа электронов в изолированном атоме. У элементов триад при неизменной структуре внешней электронной оболочки (главное квантовое число n = 4, 5, 6) достраивается (при росте атомного номера) соответствующий d -подуровень (электронный n – 1-слой), степень заполнения которого не оказывает определяющего влияния на размеры атомов и ионов, а также на свойства соединений – по крайней мере, если химическая связь в них имеет преимущественно ионный характер.

В то же время свойства соединений элементов триады железа отличаются от свойств аналогичных по составу соединений элементов триад палладия и платины (семейство платиновых элементов) очень существенно.

Одной из причин большего сходства между собой соединений платиновых элементов (ПЭ) по сравнению с соединениями триады железа является влияние лантанидного сжатия. Так, атомные радиусы элементов триад палладия и платины почти одинаковы, но значительно отличаются от радиусов атомов элементов триады железа.

При движении сверху вниз по группе возрастает устойчивость соединений, содержащих элемент в высшей степени окисления (см. схему ниже). Если для железа наиболее характерными являются степени окисления +2 и +3, а состояния +6 и особенно +8 неустойчивы, то для осмия вполне стабильны соединения, содержащие элемент в наиболее высокой из возможных степеней окисления +8. Аналогичная закономерность наблюдается при переходе от Со и Ni к их тяжелым аналогам. Так, для никеля наиболее устойчивы соединения, где он имеет степень окисления +2, а для палладия и особенно для платины характерна степень окисления +4.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru//

Размещено на http://www.allbest.ru//

Министерство здравоохранения и социального развития Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Первый московский государственный медицинский университет

имени И.М.Сеченова

Кафедра Общей Химии

Тема: «Химия элементов VIII Б группы Периодической системы Д.И. Менделеева»

Выполнила студентка

Кириллова Анастасия Александровна

2 курса педиатрического факультета

Преподаватель: Гарнова Н.Ю.

Москва 2015

Общая характеристика химических элементов VIIIБ-группы

К VIII группе побочной подгруппе относятся элементы триад железа (железо, кобальт, никель), рутения (рутений, родий, палладий) и осмия (осмий, иридий, платина). Большинство элементов рассматриваемой подгруппы имеют два электрона в наружном электронном слое атома; все они представляют собой металлы. Кроме наружных электронов в образовании химических связей принимают участие также электроны из предыдущего недостроенного слоя. Для этих элементов характерны степени окисления, равные 2, 3, 4. Более высокие степени окисления проявляются реже.

Сравнение физических и химических свойств элементов восьмой группы показывает, что железо, кобальт и никель, находящиеся в первом большом периоде, очень сходны между собой и в то же время сильно отличаются от элементов двух других триад. Поэтому их обычно выделяют в семейство железа. Остальные шесть элементов восьмой группы объединяются под общим названием платиновых металлов.

Атомы триады железа на последнем уровне содержат по 2 электрона, однако число электронов на 3d-подуровне у них различно. Fe - 3d 6,4s 2; Co-3d 7,4s 2; Ni -3d 8,4s 2 . Атомы элементов семейства железа в отличие от атомов платиновых металлов не имеют свободного f-подуровня, поэтому их свойства сильно отличаются от свойств элементов других триад (Ru, Rh, Pd и Os,Ir, Pt) В своих соединениях Fe, Co, Ni проявляют степень окисления +2 и +3. Железо может проявлять также степень окисления +6, кобальт +5, никель +4. Все элементы трех триад сильные комплексообразователями.

История открытия химических элементов VIIIБ-группы

Подгруппа железа.

Железо как инструментальный материал известно с древнейших времён. История производства и использования железа берёт свое начало в доисторической эпохе, скорее всего, с использования метеоритного железа. Выплавка в сыродутной печи применялась в 12 веке до н. э. в Индии, Анатолии и на Кавказе. Также отмечается использование железа при выплавке и изготовлении орудий и инструментов в 1200 году до н. э. В Африке южнее Сахары.

Рутений открыт профессором Казанского Университета Карлом Клаусом в 1844 году. Клаус выделил его из уральской платиновой руды в чистом виде и указал на сходство между триадами рутений--родий--палладий и осмий--иридий--платина. Он назвал новый элемент рутением в честь Руси (Ruthenia -- латинское название Руси).

Осмий открыт в 1804 году английским химиком Смитсоном Теннантом в осадке, остающемся после растворения платины в царской водке.

Подгруппа кобальта.

Соединения кобальта известны человеку с глубокой древности, синие кобальтовые стёкла, эмали, краски находят в гробницах Древнего Египта. В 1735 году шведский минералог Георг Бранд сумел выделить из этого минерала неизвестный ранее металл, который он назвал кобальтом. Он выяснил также, что соединения именно этого элемента окрашивают стекло в синий цвет -- этим свойством пользовались ещё в древних Ассирии и Вавилоне.

Родий открыт в Англии в 1803 году Уильямом Гайдом Волластоном. Название произошло от др.греч.-- роза, типичные соединения родия имеют глубокий тёмно-красный цвет.

Иридий был открыт в 1803 г. английским химиком С. Теннантом одновременно с осмием, которые в качестве примесей присутствовали в природной платине, доставленной из Южной Америки. Название (др.греч.-- радуга) получил благодаря разнообразной окраске своих солей.

Подгруппа никеля.

Никель открыт в 1751 г. Однако задолго до этого саксонские горняки хорошо знали руду, которая внешне походила на медную руду и применялась в стекловарении для окраски стёкол в зелёный цвет.

Палладий открыт английским химиком Уильямом Волластоном в 1803 году. Волластон выделил его из платиновой руды, привезённой из Южной Америки.

Платина была неизвестна в Европе до XVIII века. Впервые в чистом виде из руд платина была получена английским химиком У. Волластоном в 1803 году. В России ещё в 1819 году в россыпном золоте, добытом на Урале, был обнаружен «новый сибирский металл». Сначала его называли белым золотом, платина встречалась на Верх-Исетских, а затем и на Невьянских и Билимбаевских приисках. Богатые россыпи платины были открыты во второй половине1824 года, а на следующий год в России началась её добыча.

Распространение в природе

Подгруппа железа.

Железо -- самый распространенный после алюминия металл на земном шаре: оно составляет 4% (масс.) земной коры. Встречается железо в виде различных соединений: оксидов,сульфидов,силикатов. В свободном состоянии железо находят только в метеоритах.

К важнейшим рудам железа относятся магнитный железняк FeO·Fe2O3 , красный железняк Fe2O3, бурый железняк 2Fe2O3* 3H2O и шпатовый железняк FeCO3.

Встречающийся в больших количествах пирит, или железный колчедан FeS2, редко применяется в металлургии, так как чугун из него получается очень низкого качества из-за большого содержания серы. Тем не менее железный колчедан имеет важнейшее применение -- он служит исходным сырьем для получения серной кислоты.

Рутений является самым распространенным платиновым металлом в человеке, но почти самым редким из всех. Не выполняет биологической роли. Концентрируется в основном в мышечной ткани. Высший оксид рутения крайне ядовит и, будучи сильным окислителем, может вызвать возгорание пожароопасных веществ. Осмий, возможно, тоже существует в человеке в неощутимо малых количествах.

В самородном состоянии осмий встречается в виде твёрдых растворов с иридием, содержащих от 10 до 50 % осмия. Осмий встречается в полиметаллических рудах,содержащих также платину и палладий (сульфидные медно-никелевые и медно-молибденовые руды), в минералах платины и отходах от переработки золотосодержащих руд. Основные минералы осмия-- относящиеся к классу твердых растворов природные сплавы осмия и иридия (невьянскит и сысертскит). Невьянскит образует плотные (с = 17000--22000 кг/м3) белые или светло-серые пластинчатые кристаллы гексагональной сингонии с твёрдостью 6--7 баллов по шкале Мооса. Содержание осмия в невьянските может достигать 21--49,3 %.

Подгруппа кобальта.

Массовая доля кобальта в земной коре 4·10?3%. Всего известно около 30 кобальтосодержащих минералов. Содержание в морской воде приблизительно (1,7)·10?10%. Родий содержится в платиновых рудах, в некоторых золотых песках Южной Америки и других стран. Содержание в земной коре родия и иридия -- 10?11%.

Кобальт -- один из микроэлементов, жизненно важных организму. Он входит в состав витамина В12 (кобаламин). Кобальт участвует в кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. Потребность человека в кобальте 0,007-0,015 мг, ежедневно. В теле человека содержится 0,2 мг кобальта на каждый килограмм массы человека. При отсутствии кобальта развивается акобальтоз.

Избыток кобальта для человека тоже вреден.

Родий и иридий, возможно, являются самыми редкими элементами в организме человека (пока полностью не доказано, что они вообще там существуют).

Родий очень редкий и рассеянный элемент. В природе встречается только изотоп 103Rh. Среднее содержание родия в земной коре 1·10?7% по массе, в каменных метеоритах 4,8·10?5%. Содержание родия повышено в ультраосновных изверженных породах. Собственных минералов не имеет. Содержится в некоторых золотых песках Южной Америки. Содержится в никелевых и платиновых рудах в виде простого соединения. До 43% родия приходится на мексиканские золотые месторождения. Также содержится в изоморфной примеси минералов группы осмистого иридия (до 3,3%), в медноникелевых рудах. Редкая разновидность осмистого иридия-- родиевый невьянскит -- самый богатый родием минерал (до 11,3%).

Иридий относительно часто встречается в метеоритах. Не исключено, что реальное содержание металла на планете гораздо выше: его высокая плотность и высокое сродство к железу (сидерофильность) могли привести к смещению иридия вглубь Земли, в ядро планеты, в процессе её формирования из протопланетарного диска. Небольшое количество иридия было обнаружено в фотосфере Солнца.

Подгруппа никеля.

Никель довольно распространён в природе -- его содержание в земной коре составляет ок. 0,01%(масс.). В земной коре встречается только в связанном виде, в железных метеоритах содержится самородный никель (до 8%). Содержание его в ультраосновных породах примерно в 200 раз выше, чем в кислых (1,2 кг/т и 8г/т). В ультраосновных породах преобладающее количество никеля связано с оливинами, содержащими 0,13-- 0,41% Ni. Он изоморфно замещает железо и магний. Небольшая часть никеля присутствует в виде сульфидов. Никель проявляет сидерофильные и халькофильные свойства. При повышенном содержании в магме серы возникают сульфиды никеля вместе с медью, кобальтом, железом и платиноидами. В гидротермальном процессе совместно с кобальтом, мышьяком и серой и иногда с висмутом, ураном и серебром, никель образует повышенные концентрации в виде арсенидов и сульфидов никеля. Никель обычно содержится в сульфидных и мышьяк-содержащих медно-никелевых рудах.

никелин (красный никелевый колчедан, купферникель) NiAs

хлоантит(белый никелевый колчедан) (Ni, Co, Fe)As2

гарниерит(Mg, Ni)6(Si4O11)(OH)6*H2O и другие силикаты

магнитный колчедан (Fe, Ni, Cu)S

мышьяково-никелевый блеск (герсдорфит) NiAsS,

пентландит(Fe,Ni)9S8

В растениях в среднем 5·10?5 весовых процентов никеля, в морских животных-- 1,6·10?4, в наземных-- 1·10?6, в человеческом организме -- 1…2·10?6. О никеле в организмах известно уже немало. Установлено, например, что содержание его в крови человека меняется с возрастом, что у животных количество никеля в организме повышено, наконец, что существуют некоторые растения и микроорганизмы--«концентраторы» никеля, содержащие в тысячи и даже в сотни тысяч раз больше никеля, чем окружающая среда.

Палладий и платина в неощутимо малых количествах и не выполняя никакой роли, по некоторым данным, существуют в живых организмах.

Природная платина встречается в виде смеси из шести изотопов: 190Pt (0,014%), 192Pt (0,782%), 194Pt (32,967%), 195Pt (33,832%), 196Pt (25,242%), 198Pt (7,163%). Один из них слабо радиоактивен. Предсказывается существование очень слабой радиоактивности ещё двух природных изотопов платины: альфа-распад 192Pt?188Os и двойной бета-распад 198Pt?198Hg, однако пока экспериментально эти распады не зарегистрированы; установлено лишь, что периоды полураспада превышают соответственно 4,7Ч1016 лет и 3,2Ч1014 лет.

Общие свойства подгруппы железа.

Изменение величина радиусов атомов и ионов.

Атомный радиус Fe=0,126нм, Радиус ионов Fe2+ =0,80Е, Fe3+ =0.67Е

Ru=0,134нм Ru=0.68Е

Os=0,135нм Os=0.63Е

Атомный радиус Co=0,125нм Радиус ионов Co2+ =0,78Е и Co3+ =0,64Е

Rh=0,1342нм Rh=0.68Е

Ir=0,136нм Ir=0.625Е

Атомный радиус Ni=0,124нм Радиус ионов Ni=0.69Е

Pd=0,137нм Pd=0.86Е

Pt=0,138нм Pt=0.625Е

Изменение потенциала ионизации.

В периодах, как правило, ионизационный потенциал увеличивается слева направо.

Потенциал ионизации при последоват. переходе от Fe0 к Fe5+ = 7,893; 16,183; 30,65; 57,79 эВ соответственно

Потенциал ионизации Ru0:Ru1+:Ru2+:Ru3+ соотв. = 7,366; 16,763 и 28,46 эВ

Потенциал ионизации Os0 к Os2+ = 8,5 эВ, 17 эВ

Потенциал послед. ионизации атома кобальта 7,865, 17,06, 33,50, 53,2 и 82,2 эВ

Потенциал ионизации Rh0:Rh+ : Rh2+ : Rh3+ соотв. 7,46, 18,077 и 31,04 эВ

Потенциал ионизации при послед. переходе от Ir0 к Ir5+ равны соотв. 9,1, 17,0, (27), (39), (57) эВ

Потенциал ионизации никеля 7,635; 18,15; 35,17; 56,0 и 79 эВ

Потенциал ионизации палладия Pd0 ? Pd+ ? Pd2+ ? Pd3+ соотв. равна 8,336, 19,428 и 32,92 эВ

Потенциал ионизации платины Pt0 ? Pt+ ? Pt2+ ? Pt3+соотв. равна 9,0, 18,56 и 23,6 эВ

Химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 26, атомная масса 55,847.Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s2p6d64s2. Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивы соединения 2- и 3-валентного Железа). С кислородом Железо образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe2O3 и оксид (II,III) Fe3O4.

При высоких температурах(700-900) реагирует с парами воды:

3Fe+4H2O ? Fe3O4+4H2

Реагирует с разбавленными кислотами HCl и H2SO4 c образованием соли железа два и водородом:

Fe+2HCl= FeCl2+H2

Fe+H2SO4(разб.)=FeSO4+H2

В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании и сразу переходит в катион Fe3+:

2Fe+6H2SO4(конц)=Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O

Fe+6HNO3(конц)=Fe(NO3)3+3NO2+3H2O

(на холоде конц. азотная и серная кислоты пассивируют железо)

В разб. азотной кислоте железо окисляется и на холоду и при нагревании, глубоко восстанавливая ее.

10Fe + 36HNO3разб. = 10Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H20

На воздухе в присутствии воды легко окисляется (ржавеет)

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Железо при нагревании реагирует с галогенами. При взаимодействии железа и иода 1 образуется иодид Fe3I8.

2Fe+3Cl2=2FeCl3 при нагревании

При нагревании железо реагирует с азотом, образуя нитрид железа Fe3N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P, с углеродом, образуя карбид Fe3C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi.

Качественная реакция на ион железа (II) - реакция с красной кровяной солью.

В присутствии ионов железа (II) образуется темно-синий осадок. Это - турнбуллева синь комплексная соль железа KFe).

2 К3+3 Fe SO4= KFe)? + 3K2SO4

Качественная реакция на ион железа (II) - реакция со щелочью.

Образуется серо-зеленый осадок.

Fe SO4+2 NaOH = Fe(OH)2? + Na2SO4

Качественная реакция на ион железа (III)- реакция со щелочью.

Бурый осадок указывает на присутствие в исходном растворе ионов железа (III).

FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3?+ 3 NaCl

Качественная реакция на ион железа (III) - реакция с желтой кровяной солью.

Желтая кровяная соль - это гексацианоферрат калия K4.

3К4 +4 FeCl3= KFe)? + 12 KCl

Качественная реакция на ион железа (III) - реакция с роданидом калия.

Образуется вещество красного цвета. Это роданид железа (III).

FeCl3 + 3 КCNS= Fe(CNS)3 + 3KCl

При взаимодействии ионов 4? с катионами Fe3+ образуется темно-синий осадок - берлинская лазурь:

3Fe(CN)6]4? + 4Fe3+ = Fe43?

ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ЖЕЛЕЗА (III)

1. 2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl

2. CuS + Fe2(SO4)3 = CuSO4 + 2FeSO4 + S

3. 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

4. 2FeCl3 + Na2SO3 + H2O = Na2SO4 + 2HCl + 2FeCl2

5. 2CuI + 2Fe2(SO4)3 = I2 + 2CuSO4 + 4FeSO4

6. SnCl2 + 2FeCl3 = SnCl4 + 2FeCl2

7. 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 8. Cu2S + 2Fe2(SO4)3 = 4FeSO4 + 2CuSO4 + S

Соединения железа.

Пентакарбонилжелезо-- неорганическое соединение, карбонильный комплекс железа состава Fe(CO)5. Светло-жёлтая жидкость, не смешивается с водой. При повышенном давлении металлическое железо реагирует с монооксидом углерода СО, причем образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)5. Известны также карбонилы железа составов Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава .

Получение:

Действие монооксида углерода под давлением на порошок железа:

Действие монооксида углерода под давлением на иодид железа(II) и меди:

Разложение при нагревании нонакарбонилжелеза:

Разлагается при нагревании:

Реагирует с горячей водой:

Реагирует с кислотами (в диэтиловом эфире):

Окисляется кислородом:

Реагирует с иодистоводородной кислотой:

При облучении утльтрафиолетовым светом раствора в уксусной кислоте образуются высшие карбонилы:

Под действием катализатора алкоголята натрия на раствор в этаноле образуются высшие карбонилы:

Реагирует с основаниями в метаноле:

Реагирует с натрием в жидком аммиаке:

Реагирует с монооксидом азота под давлением:

Оксид железа (II) FeО обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(ОН)2. Оксид железа (III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает еще более слабое, чем Fe(ОН)2, основание Fe(ОН)3, которое реагирует с кислотами:

2Fe(ОН)3+ 3H2SO4= Fe2(SO4)3 + 6H2O

Гидроксид железа (III) Fe(ОН)3проявляет слабо амфотерные свойства; он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe(ОН)3 + КОН = К

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причем в осадок выпадает гидроксид железа (III) Fe(OH)3.

Из солей железа (II) в водных растворах устойчива соль Мора -- двойной сульфат аммония и железа (II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2О.

Железо (III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, Kfe(SO4)2 -- железокалиевые квасцы,(NH4)Fe(SO4)2 -- железоаммонийные квасцы и т.д.

Получают путем охлаждения подкисленной смеси насыщенных растворов сульфата железа и аммония:

В медицине применяются в качестве вяжущего, прижигающего, кровоостанавливающего средства; в качестве антперспиранта.

Соединения двухвалентного железа.

Оксид железа (II) FeO. Диамагнитный черный неустойчивый кристаллический порошок. Превращается в при нагревании на воздухе. Мало растворим в воде и щелочах. Растворяется в кислотах. Разлагает при нагревании воду. Получают окислением металлического железа, восстановлением оксида железа (III) СО или водородом, прокаливанием смеси Fe2O3 и порошка железа.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2.Образуется в виде хлопьевидного желтовато-белого осадка при обработке растворов солей железа (II) щелочами без доступа воздуха. Мало растворим в щелочах. Растворяется в кислотах. Проявляет основные свойства. В присутствии окислителей мгновенно превращается в Fe(ОН)3.

Сульфат железа (II) FeSO4. Токсичные, очень гигроскопичные парамагнитные орторомбические кристаллы белого цвета. При нагревании на воздухе превращается в Fe2O3. Получают прокаливанием пирита, нагреванием PbSO4 с железом, дегидратацией кристаллогидрата FeSО4.7Н2О.

В медицине используется в качестве лекарственного средства для лечения и профилактики железодефицитной анемии.

Ортофосфат железа (II) Fe3(PO4)2.8H2O. Встречается в природе в виде минерала вивианита. Голубовато-белые моноклинные кристаллы. Растворяется в минеральных кислотах.

Карбонат железа (II) FeCO3. Встречается в природе в виде минерала сидерита или железного шпата. Мало растворим в воде, растворяется в минеральных кислотах и растворах гидрокарбоната натрия. Окисляется во влажном воздухе. Разлагается при нагревании на FeO и CO2. Восстанавливается водородом при нагревании. Получают обработкой растворов солей железа (II) растворами карбоната или бикарбоната натрия.

Гексацианоферрат (II) железа K4.3H2O. Диамагнитные желтые моноклинные кристаллы, нетоксичные, соленые и горькие на вкус. Растворяется в воде, этиламине, ацетоне. Получают действием КCN на Fe(CN)2. Применяют для изготовления фотобумаги, как химический реактив для определения железа, цинка, меди, урана, метиленовой сини и в производстве минеральных красителей.

CОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III)

Оксид железа (III) - Fe2O3 - малорастворимое вещество краснобурого цвета, проявляет амфотерные свойства. Взаимодействует с кислотами и сплавляется со щелочами и карбонатами с образованием ферритов. Ферриты имеют сильные магнитные свойства и используются в электромагнитах.

Fe2O3 + 6HCl = FeCl 3 + 3H2O;

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H 2 O;

Fe2O3 + Na 2CO3 = 2NaFeO2 + CO2:

Fe2 O 3 + CaCO3 = Ca(FeO2)2 + CO2

Оксид железа (III) получают прокаливанием гидроксида или солей железа.

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

4Fe(NO3)3 = 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

4FeCO3 + O2 = 2Fe2O3 + 4CO2

Гидроксид железа (III) - Fe(OH)3 - малорастворимое бурого цвета вещество, получают действием щелочей или карбонатов на соли железа (III), так как Fe2O3 с водой не взаимодействует. Вообще говоря, этот гидроксид - полимерное соединение с переменным составом Fe2O3 .nH2O

FeCl3 + 3КOH = Fe(OH)3 + 3КCl

Fe(OH)3 нестойкое соединение и постепенно теряет воду, превращаясь в Fe2O3. Обладает слабыми амфотерными свойствами (взаимодействует с кислотами, реагирует со щелочами в растворах или при сплавлении).

Fe(OH)3 = FeO(OH) + H2O;

2FeO(OH) = Fe2O3 + H2O

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O;

Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O;

Fe(OH)3 + NaOH = Na - тетрагидроксиферрит натрия

Соли железа (III)

FeCl3 .6H2O - протравливании радиомонтажных плат, очистка воды Fe2(SO4)3 *9H2O - коагулянт при очистке воды

Fe(NO3)3 - протрава при окраске тканей

Фосфаты и сульфиды железа (III) нерастворимы в воде. Соли железа (III) гидролизуются и их растворы имеют кислую реакцию:

FeCl3 + Na2HPO4 + CH3COONa = FePO4 + 2NaCl + CH3COOH

2FeCl3 + 3(NH4)2S = Fe2S3 + 6NH4Cl (при нагревании или подкислении выделяется элементарная сера)

FeCl3 + H2O = Fe(OH)Cl2 + Hcl;

Fe(OH)Cl2 + H2O = Fe(OH)2Cl + Hcl

Fe(OH)2Cl + H2O = Fe(OH)3 + Hcl;

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 6NaCl + 3CO2

СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (VI)

Соли железной кислоты - ферраты получают окислением соединений железа(III).

2Fe(OH)3 + 10KOH + Br2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

Fe2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2CO2

Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

Fe2O3 + KClO3 + 4KOH = 2K2FeO4 + KCl + 2H2O

Ферраты - сильные окислители: CrCl3 + K2FeO4 = K2CrO4 + FeCl3

2NH4OH + 2K2FeO4 = N2 + 2Fe(OH)3 + 4KOH

Железо так же входит в структуру гема. Гем является простетической группой многих белков: гемоглобина, миоглобина, цитохромов митохондриальной ЦПЭ, цитохрома Р450, участвующего в микросомальном окислении. Ферменты каталаза, пероксидаза, цитохромоксидаза содержат гем в качестве кофермента.

Гем состоит из иона двухвалентного железа и порфирина. В основе структуры порфиринов находится порфин. Порфин представляет собой четыре пиррольных кольца, связанных между собой метеновыми мостиками. В зависимости от структуры заместителей в кольцах пирролов различают несколько типов порфиринов: протопорфирины, этиопорфирины, мезо-порфирины и копропорфирины. Протопорфирины - предшественники всех других типов порфиринов.

Гемы разных белков могут содержать разные типы порфиринов. Железо в геме находится в восстановленном состоянии (Fe+2) и связано двумя ковалентными и двумя координационными связями с атомами азота пиррольных колец. При окислении железа гем превращается в гематин (Fe3+). Наибольшее количество гема содержат эритроциты, заполненные гемоглобином, мышечные клетки, имеющие миоглобин, и клетки печени из-за высокого содержания в них цитохрома Р450.

Строение порфина (А), протопорфирина IX (Б) и гема гемоглобина (В). Порфин - циклическая структура, состоящая из четырёх пиррольных колец, связанных между собой метановыми мостиками.

Миоглобин--кислородосвязывающий белок скелетных мышц и мышцы сердца. Миоглобин содержит небелковую часть (гем) и белковую часть (апомиоглобин).

Апомиоглобин - белковая часть миоглобина; первичная структура представлена последовательностью из 153 аминокислот, которые во вторичной структуре уложены в 8 ?-спиралей. ?-Спирали обозначают латинскими буквами от А до Н, начиная с N-конца полипептидной цепи, и содержат от 7 до 23 аминокислот. Для обозначения индивидуальных аминокислот в первичной структуре апомиоглобина используют либо написание их порядкового номера от N-конца (например, Гис64, Фен138), либо букву?-спирали и порядковый номер данной аминокислоты в этой спирали, начиная с N-конца (например, Гис F8).

Третичная структура имеет вид компактной глобулы (внутри практически нет свободного места), образованной за счёт петель и поворотов в области неспирализованных участков белка. Внутренняя часть молекулы почти целиком состоит из гидрофобных радикалов, за исключением двух остатков Гис, располагающихся в активном центре.

Цитохром Р450-зависимые монооксигеназы катализиуют расщепление различных веществ посредством гидроксилирования с участием донора электрона НАДН и молекулярного кислорода. В этой реакции один атом кислорода присоединяется к субстрату, а второй восстанавливается до воды.

Ферменты семейства цитохрома P450, в отличие от остальных гемопротеинов, как правило, обладающих одним типом активности и строго определённой функцией, достаточно разнообразны по функциям, типам ферментативной активности, зачастую обладают малой субстратной специфичностью. P450 могут проявлять как монооксигеназную, так и оксигеназную активность, поэтому иногда относятся к оксидазам со смешанной функцией.

*функциональное (в составе гемоглобина, миоглобина, энзимов и коферментов);

*транспортное(трансферрин,лактоферрин,мобилферрин);

*депонированное(ферритин,гемосидерин);

* железо, образующее свободный пул.

Электронная формула 4s24p64d75s1

Степень окисления: +2, +3, +4, +5, +6, +7, +8; валентность: 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8

Физические свойства: серебристо-белый хрупкий металл, tпл=2250оС, tкип=4200оС, плотность 12,4 г/см3

Распространенность в природе: содержание в земной коре 5,0.10-6%(масс.)

Основной минерал: лаурит RuS2

Получение: в результате сложной переработке руд получают RuО4, который восстанавливают водородом

Химические свойства: малоактивный металл. В ряду напряжений стоит после водорода. Не реагирует с кислотами. Взаимодействует при нагревании с галогенами. Реагирует с окислительно-щелочными смесями.

Соединения двухвалентного рутения.

Гидроксид рутения (II) Ru(OH)2. Коричневый осадок, образующийся при обработке щелочью раствора хлорида рутения (II). Мало устойчив и легко окисляется, превращаясь в Ru(ОН)3.

Хлорид рутения (II) RuCl2. Коричневый порошок, мало растворим в холодной воде, кислотах, щелочах и хорошо растворим в спирте. Получают действием хлора на порошкообразный металлический рутений, нагретый до 250оС.

Соединения трехвалентного рутения.

Гидроксид рутения (III) Ru(OH)3. Образуется в виде черной осадка при обработке растворов солей рутения щелочами или окислением гидроксида рутения (II).

Хлорид рутения (III) RuCl3. Блестящий коричнево-черный кристаллический порошок. Мало растворим в воде и кислотах.

RuCl3+ 2KCl (конц.) + H2O = K2

С концентрированной соляной кислотой образует хлорокомплексы:

С концентрированными раствора хлоридов щелочных металлов образует комплексные соли:

При нагревании окисляется кислородом воздуха:

Восстанавливается водородом:

Бромид рутения (III) RuBr3. Черный кристаллический порошок.Получают прямым взаимодействием элементов или обработкой гидроксида рутения (III) бромоводородом.

Иодид рутения (III) RuI3. Черный кристаллический порошок, разлагающийся на элементы при нагревании до 127оС. Получают прямым взаимодействием элементов при нагревании или обработкой гидроксида рутения (III) иодоводородом.

Реакция хлорида рутения (III) и иодида калия:

Соединения четырехвалентного рутения.

Оксид рутения (IV) RuO2.Очень устойчив. Мало растворим в воде и спирте. Растворяется в кислотах. Получают нагреванием порошкообразного рутения в кислороде или прокаливанием сульфида рутения (IV) в токе кислорода.

Разложение при нагревании оксида рутения(VIII):

Реакция оксида рутения(VIII) и перекиси водорода:

Сульфид рутения (IV) RuS2. Встречается в природе в виде минерала лаурита. Получают нагреванием смеси порошкообразного рутения с серой или действием сероводорода на растворы солей рутения (IV).

Соединения пятивалентного рутения.

Фторид рутения (V) RuF5. Прозрачные темно-зеленые кристаллы.Разъедает стекло. Разлагается водой и восстанавливается иодом до фторида рутения (III). Получают действием фтора на нагретый до 300°С металлический рутений.

4RuF5+10H2O =3RuO2+ RuO4 + 20 HF

Соединения шестивалентного рутения.

Рутенат калия K2RuO4. Темно-зеленые тетраэдрические кристаллы. Восстанавливается водородом до оксида рутения (IV) или металлического рутения. Получают действием окислительно-щелочной смеси на порошок металлического рутения.

Реагирует с разбавленными кислотами:

Реагирует с концентрированными кислотами:

Реагирует с хлором:

Соединения семивалентного рутения.

Перрутенат калия KruO4. Черные тетрагональные кристаллы.Получают окислением рутената калия газообразным хлором или жидким бромом.

Соединения восьмивалентного рутения.

Оксид рутения (VIII) RuO4.Разлагается со взрывом на оксид рутения (IV) и кислород при нагревании ниже температуры кипения. Превращается в рутенаты под действием щелочей. Пары имеют сильный запах озона, токсичны. Обладает окислительными свойствами. Получают прокаливанием рутения в кислороде при температуре выше 1000оС.

Электронная конфигурация внеш. электронных оболочек 5s25p65d66s2

Осмий выделяют из обогащённого сырья платиновых металлов путём прокаливания этого концентрата на воздухе при температурах 800--900 °C. При этом количественно сублимируют пары весьма летучего тетраоксида осмия OsO4, которые далее поглощают раствором NaOH.

Упариванием раствора выделяют соль -- перосмат натрия, который далее восстанавливают водородом при 120 °C до осмия:

Соединения двухвалентного осмия.

Оксид осмия (II) OsO. Серовато-черный порошок, мало растворимый в воде и кислотах. Получают нагреванием смеси осмия, сульфита осмия (II) и карбоната натрия в токе диоксида углерода.

Хлорид осмия (II) OsCl2. Растворяется в спирте, эфире и азотной кислоте. Получают нагреванием хлорида осмия (III) при 500оС и пониженном давлении. химический элемент железо кобальт никель

Иодид осмия (II) OsI2. Зеленое твердое вещество, которое образуется при обработке кислых растворов солей осмия (IV) иодидом калия.

Соединения трехвалентного осмия.

Оксид осмия (III) Os2O3. Темно-коричневый порошок (или медно-красные чешуйки), мало растворимый в воде. Получают восстановлением OsO4 металлическим осмием при нагревании или нагреванием солей осмия (III) с карбонатом натрия в токе диоксида углерода.

Хлорид осмия (III) OsCl3. Гигроскопичные коричневые кубические кристаллы. Легко растворяется в воде и спирте. Разлагается на OsCl2 и Cl2 выше 500оС.Известен кристаллогидрат OsCl3.3Н2О.

Соединения четырехвалентного осмия.

Оксид осмия (IV) OsO2. Мало растворим в воде и кислотах. Получают нагреванием тонкодисперсного металлического осмия в парах OsO4.

Фторид осмия (IV) OsF4. Коричневый порошок, который разлагается водой или при нагревании. Получают пропусканием фтора над нагретым до 280°С металлическим осмием.

Хлорид осмия (IV) OsCl4. Коричнево-красные игольчатые кристаллы, которые водой медленно переводятся в OsO2.2Н2О. Получают обработкой OsО4 концентрированной HCl или охлаждением коричнево-желтых паров, образующихся при пропускании хлора над нагретым до 650-700оС металлическим осмием.

Сульфид осмия (IV) OsS2. Черные кубические кристаллы. Мало растворим в воде и спирте. При нагревании на воздухе превращается в OsO4. Восстанавливается водородом до металла.

Соединения щестивалентного осмия.

Фторид осмия (VI) OsF6.Разъедает стекло. Гидролизуется водой. Пары фторида осмия (VI) бесцветны и токсичны. Получают вместе с OsF4 и OsF8 при нагревании осмия в среде фтора.

Осмат калия K2OsO4.Фиолетовые октаэдрические кристаллы. При нагревании превращается в OsO4. Разлагается кислотами. Получают восстановлением нитритом калия или спиртом OsO4 в растворе едкого кали.

Соединения восьмивалентного осмия.

Оксид осмия (VIII) OsO4.Обладает резким запахом. Растворяется в воде, спирте, эфире. Пары очень токсичны. Проявляет окислительные свойства. Применяют во многих реакциях в качестве катализатора.

Фторид осмия (VIII) OsF8. Желтые кристаллы. Разлагается при нагревании выше 225оС. Обладает окислительными свойствами. При попадании на кожу образует ожоги. Взаимодействует с водой с образованием OsО4 и плавиковой кислоты.

Сульфид осмия (VIII) OsS4. Темно-коричневый порошок. Получают пропусканием сероводорода через подкисленный раствор OsO4 или действием сульфидов аммония или натрия на щелочные растворы OsO4.

Ко?бальт (лат. Сobaltum, Со) -- химический элемент с атомным номером 27, атомная масса 58,9332. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома кобальта 3s2 3p6 3d7 4s2 . Кобальт образует соединения чаще всего в степени окисления +2 (валентность II), реже -- в степени окисления +3 (валентность III) и очень редко в степенях окисления +1, +4 и +5 (валентности, соответственно, I, IV, V).

Простые вещества Co в порошкообразном виде проявляют достаточно высокую активность по отношению к кислотам. В результате их взаимодействия с кислотами образуются соли со степенью окисления +2. Соли кобальта окрашены в розовый цвет, вследствие образования аквакомплекса 2-.

Co + 2HCl = CoCl2 + H2?

Co + H2SO4 = CoSO4 + H2?

3 Co + 8HNO3(разб.) = 3Co(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует Co . При нагревании защитная пленка разрушается и металл реагирует с концентрированной азотной кислотой:

Co + 4HNO3(конц.) = Co(NO3)2 + 2NO2? + 2H2O

С кислородом кобальт образует оксиды ЭО с основными свойствами. Эти оксиды не растворяются в воде, не взаимодействуют со щелочами, но легко реагируют с кислотами, образуя соли Co(II). Соли Co(II) наиболее часто используются для синтеза соответствующих гидроксидов, например: CoCl2 + NaOH = Co(OH)2? + NaCl

При получении гидроксида кобальта (II) из солей сначала образуется синий осадок малорастворимых основных солей Co(OH)nX2-n? xH2O, а затем розовый гидроксид Co(OH)2. Появление синего окрашивания можно также объяснить образованием гидроксида кобальта состава 3Co(OH)2?2H2O, который образуется вместе с основными солями. При дальнейшем добавлении щёлочи в результате дегидратации и старения он меняет окраску от синей до розовой. Гидроксид кобальта (II) проявляет незначительные признаки амфотерности с преимущественно основными свойствами. Он легко растворяется в кислотах (с образованием солей Co(II), а растворение в щёлочи идёт с большим трудом. Однако, наличие кислотных свойств Co(OH)2 подтверждается существованием гидроксокомплекса 2-. Гидроксид Co(II) очень медленно окисляется кислородом воздуха и переходит в гидроксида Co(III), окрашенный в коричневый цвет: 4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3

В присутствии более сильных окислителей, например пероксида водорода, процесс окисления Co(II) идёт значительно быстрее: 2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3

Качественной реакцией на ион Co(II) является реакция образования его нитро-комплекса жёлтого цвета.

CoCl2 + 7KNO2 + 2CH3COOH = K3 ? + NO + 2CH3COOK + 2KCl

Качественная реакция на катионы кобальта (II) Co2+

Особенность этих катионов в образовании с молекулами аммиака комплексных солей -- аммиакатов: Co2+ + 4NH3 = 2+ Аммиакаты окрашивают растворы в яркие цвета. Аммиакат кобальта(II) жёлто-бурого цвета постепенно окисляется кислородом воздуха в аммиакат кобальта(III) вишнёво-красного цвета. В присутствии окислителей эта реакция протекает мгновенно.

Степень окисления (III) является неустойчивой для кобальта, поэтому гидроксид Co(III) проявляет окислительные свойства, даже под воздействием такого слабого восстановителя, как ион Cl- : 2Co(OH)3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2? + 6H2O

Кобальт образует большое количество нерастворимых солей, многие из которых, например фосфаты, можно синтезировать с помощью обменных реакций в водных растворах:

3 CoCl2 + 4Na2HPO4 = 2 Co3(PO)4 + 8NaCl + HCl

Средние карбонаты Co(II) добавлением карбоната щелочного металла к растворам их солей получить невозможно. Вследствие усиления гидролиза в присутствии карбонат ионов, идут процессы образованием плохо растворимых основных, а не средних карбонатов:

2CoCl2 + Na2CO3 + 2H2O ? (CoOH)2CO3? + 2NaCl + 2HCl

В середине XX века из печени животных был выделен кобаламин - витамин В12, и только в этом витамине есть кобальт - его в нём всего 4%, и он там находится в активной форме.

Кобальт принимает участие во многих процессах в организме: он активирует процесс кроветворения - благодаря ему в костном мозге вырабатываются эритроциты, лучше усваивается железо, и состав крови постоянно остаётся в норме. Микрофлора кишечника, «ответственная» за всасывание железа, нуждается в кобальте - для этих бактерий он является питанием, поэтому, если кобальта не хватает, то часто развиваются различные виды анемий; процесс кровообращения при недостатке кобальта тоже не может протекать нормально.

Принимая участие в обменных процессах, кобальт нормализует деятельность эндокринной системы, активирует выработку ферментов, и участвует в процессах синтеза белков, углеводов и жиров. Взаимодействуя с другими веществами, кобальт запускает процесс обновления всех клеток организма, участвуя также и в синтезе РНК и ДНК.

Для нормального развития и сохранения структуры костной ткани тоже важно, чтобы кобальта в организме было достаточно, поэтому продукты с кобальтом особенно необходимы детям, женщинам и пожилым людям.

Кобальт важен для поддержания здорового состояния сосудов - он предупреждает развитие атеросклероза, так как не только снижает количество «плохого» холестерина в крови, но и помогает организму вывести его, поэтому в сосудах он откладываться не успевает.

Иммуностимулирующее действие кобальта проявляется его способностью повышать фагоцитарную активность лейкоцитов - это означает, что лейкоциты активнее связывают, поглощают и переваривают попадающие в организм болезнетворные микроорганизмы. Деятельность поджелудочной железы тоже зависит от количества кобальта в организме - при его нехватке этот орган не может работать нормально.

Кобальт вместе с другими веществами помогает организму сохранять молодость - например, вместе с медью и марганцем предупреждает раннее поседение волос и ускоряет выздоровление после тяжёлых болезней.

Электронная формула 4s24p64d85s1.

Степень окисления:+1, +2, +3, +4, +6; валентность: 1, 2, 3, 4, 6

Химические свойства: малоактивный металл. Растворяется в царской водке и в концентрированных серной и хлороводородной кислотах в присутствии кислорода. Окисляется окислительно-щелочными смесями.

Оксид родия (II) RhO. Черно-коричневое вещество, мало растворимое в воде и кислотах.

Хлорид родия (II) RhCl2. Порошок, который может быть окрашен в различные цвета - от темно-коричневого до фиолетово-красного. Получают нагреванием хлорида родия (III) при 950оС.

Сульфид родия (II) RhS. Темно-серые кристаллы. Мало растворим в воде и царской водке. Получают нагреванием металлического родия до красного каления в парах серы.

Соединения трехвалентного родия.

Оксид родия (III) Rh2O3. Мало растворим в воде, кислотах и царской водке. Восстанавливается до металлического родия водородом при нагревании. Получают нагреванием порошкообразного родия, нитрата родия (III) или хлорида родия (III) на воздухе при 800°С.

Гидроксид родия (III) Rh(OH)3. Желтый студнеобразный осадок, получаемый обработкой солей родия (III) щелочами или карбонатами щелочных металлов. Растворяется в кислотах или избытке щелочи. При обезвоживании превращается в Rh2О3.

Фторид родия (III) RhF3. Красные ромбические кристаллы. Получают пропусканием фтора над нагретым до 500-600°С металлическим родием.

Хлорид родия (III) RhCl3.Расплывающийся на воздухе красновато-коричневый порошок. Плохо растворяется в воде и кислотах. Выше 948оС разлагается на элементы. Известен кристаллогидрат RhCl3.4Н2О. Получают действием хлора на нагретый до 250-300оС родий или дегидратацией RhCl3.4Н2О.

Иодид родия (III) RhI3. Черное вещество, плохо растворимое в воде. Разлагается при 327°С. Получают действием иодида калия на растворы солей родия (III) при кипячении.

Сульфид родия (III) Rh2S3. Серовато-черный порошок, устойчивый до 500°С. Выше этой температуры на воздухе или в кислороде он воспламеняется и горит с образованием металлического родия. Получают действием сероводорода на хлорид родия (III).

Соединения четырехвалентного родия.

Оксид родия (IV) RhO2. Твердое черное вещество. Получают сплавлением металлического родия с гидроксидом и нитратом калия.

Гидратированный оксид родия (IV) RhO2.nH2O. Оливково-зеленое твердое вещество. Растворяется в кислотах. Превращается в Rh2О3 при нагревании. Получают электролитическим окислением Rh(ОН)3 в избытке щелочи или окислением растворов солей родия (III) хлором в щелочной среде.

Бромид родия (IV) RhBr4. Коричневый порошок. Разлагается на элементы при нагревании до 527°С. Получают прямым взаимодействием элементов при нагревании.

Электронная формула 5s25p65d76s2

Степень окисления:+1, +2, +3, +4, +5, +6; валентность: 1, 2, 3, 4, 5, 6

Физические свойства: серебристо-белый твердый металл

Получение: в результате сложной переработки руд получают (NH4)2, при термическим разложении которого получается иридий.

Химические свойства: инертный металл. Не взаимодействует с кислотами; не реагирует даже с царской водкой. Реагирует с окислительно-щелочными смесями. При нагревании взаимодействует с галогенами.

Соединения двухвалентного иридия.

Хлорид иридия (II) IrCl2. Блестящие темно-зеленые кристаллы. Плохо растворяется в кислотах и щелочах. Получают нагреванием металлического иридия или IrCl3в токе хлора при 763оС.

Сульфид иридия (II) IrS. Блестящее темно-синее твердое вещество. Растворяется в сульфиде калия. Получают нагреванием металлического иридия в парах серы.

Соединения трехвалентного иридия.

Оксид иридия (III) Ir2O3. Твердое темно-синее вещество. Мало растворим в воде и спирте. Растворяется в серной кислоте. Получают при легком прокаливании сульфида иридия (III).

Хлорид иридия (III) IrCl3. Летучее соединение оливково-зеленого цвета. Мало растворим в воде, щелочах и кислотах. Получают действием хлора на нагретый до 600оС иридий.

Бромид иридия (III) IrBr3. Оливково-зеленые кристаллы. Растворяется в воде, мало растворим в спирте. Получают взаимодействием IrO2 с бромоводородной кислотой.

Сульфид иридия (III) Ir2S3. Твердое коричневое вещество. Мало растворим в воде. Растворяется в азотной кислоте и растворе сульфида калия. Получают действием сероводорода на хлорид иридия (III).

Соединения четырехвалентного иридия.

Оксид иридия (IV) IrO2. Черные тетрагональные кристаллы с решеткой типа рутила. Мало растворим в воде, спирте и кислотах. Восстанавливается до металла водородом. Термически диссоциирует на элементы при нагревании. Получают нагреванием порошкообразного иридия на воздухе или в кислороде при 700°С, нагреванием IrО2.nН2О.

Фторид иридия (IV) IrF4. Желтая маслянистая жидкость, которая разлагается на воздухе и гидролизуется водой. Получают нагреванием IrF6 с порошком иридия при 150°С.

Хлорид иридия (IV) IrCl4. Гигроскопичное коричневое твердое вещество. Растворяется в холодной воде и разлагается теплой. Получают нагреванием (600-700оС) металлического иридия с хлором при повышенном давлении.

Бромид иридия (IV) IrBr4. Расплывающееся на воздухе синее вещество. Растворяется в спирте. Получают взаимодействием IrO2 с бромоводородной кислотой при низкой температуре.

Сульфид иридия (IV) IrS2. Твердое коричневое вещество. Мало растворим в воде. Получают пропусканием сероводорода через растворы солей иридия (IV).

Соединения шестивалентного иридия.

Фторид иридия (VI) IrF6. Желтые тетрагональные кристаллы. Под действием металлического иридия превращается в IrF4, восстанавливается водородом до металлического иридия. Разъедает влажное стекло. Получают нагреванием иридия в атмосфере фтора в трубке из флюорита.

Сульфид иридия (VI) IrS3. Серый, мало растворимый в воде порошок. Получают нагреванием порошкообразного металлического иридия с избытком серы в вакууме.

Электронная формула 3s23p63d84s2

Степень окисления: (+1), +2, (+3, +4); валентность: (1), 2, (3, 4)

Физические свойства: серый твердый металл

Основные минералы: железоникелевый колчедан (Fe,Ni)9S8, никелин NiAs

Химические свойства:малоактивный металл. Устойчив к действию воды и влажного воздуха. Медленно реагирует с разбавленными кислотами. При нагревании реагирует с кислородом, галогенами, азотом, серой и другими неметаллами. Устойчив при обычной температуре к действию фтора, который хранят в баллонах, изготовленных из никеля.

Качественной реакцией на никель является реакция никеля с диметилглиоксимом.Как селективный реагент для определения никеля в щелочной среде в присутствии окислителей диметилглиоксим предложен в 1905 году Л.А. Чугаевым, поэтому диметилглиоксим иногда называют «реактив Чугаева».

При взаимодействии с ионами никеля диметилглиоксим образует красный комплекс, который может быть легко осажден и определен гравиметрически.

Простые вещества Ni в порошкообразном виде проявляют достаточно высокую активность по отношению к кислотам. В результате их взаимодействия с кислотами образуются соли со степенью окисления +2. Водные растворы солей Ni окрашены в зелёный цвет из-за присутствия иона 2-.

Ni + 2HCl = NiСl2 + H2?

Ni + H2SO4 = NiSO4 + H2?

3Ni + 8HNO3(разб.) = 3Ni(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует Ni. При нагревании защитная пленка разрушается и металл реагирует с концентрированной азотной кислотой:

Ni+ 4HNO3(конц.) = Ni(NO3)2 + 2NO2? + 2H2O

С кислородом никель образует оксиды ЭО с основными свойствами. Эти оксиды не растворяются в воде, не взаимодействуют со щелочами, но легко реагируют с кислотами, образуя соли Ni(II). Соли Ni(II) наиболее часто используются для синтеза соответствующих гидроксидов, например:

NiCl2 + NaOH = Ni(OH)2? + NaCl

Гидроксид никеля (II), зелёного цвета, по кислотно-основным свойствам похож на гидроксид Co(II). Он легко растворяется в кислотах и практически не растворяется в щёлочах. Длительное воздействие щелочей на осадок Ni(OH)2 приводит к получению гидроксокомплекса неопределённого состава с условной формулой 2? . Гидроксид никеля (II) не окисляется в Ni(OH)3 ни кислородом воздуха, ни пероксидом водорода. Для его окисления необходим более сильный окислитель, например, бром:

2Ni(OH)2 + 2NaOH + Br2 = 2Ni(OH)3 + 2NaBr

Никель в степенях окисления +2 и +3 образует большое количество комплексных соединений. Наиболее устойчивыми их катионными комплексами являются аквакомплексы и аммиакаты, а также комплексы, где лигандами являются полидентантные органические молекулы, например, диметилглиоксимат. Никель образует большое количество нерастворимых солей, многие из которых, например фосфаты, можно синтезировать с помощью обменных реакций в водных растворах:

3NiCl2 + 4Na2HPO4 = 2Ni3(PO)4 + 8NaCl + HCl

Средние карбонаты Ni(II) добавлением карбоната щелочного металла к растворам их солей получить невозможно. Вследствие усиления гидролиза в присутствии карбонат ионов, идут процессы образованием плохо растворимых основных, а не средних карбонатов:

2NiCl2 + Na2CO3 + 2H2O ? (NiOH)2CO3? + 2NaCl + 2HCl

Никель - микроэлемент, влияющий на процессы кроветворения и участвующий во многих окислительно-восстановительных процессах в организме

В организме взрослого человека содержится всего около 5-14 мл никеля. Накапливается элемент в мышечной ткани, печени, лёгких, почках, поджелудочной и щитовидной железах, гипофизе, головном мозге и эпителии. Замечено что с возрастом концентрация никеля в легких увеличивается. Выводится из организма никель в основном с калом (до 95%).

в сочетании с кобальтом, железом, медью участвует в процессах кроветворения (влияет на созревание молодых эритроцитов и повышает уровень гемоглобина)

повышает гипогликемическую активность (увеличивает эффективность работы инсулина)

участвует в структурной организации и функционировании ДНК, РНК и белков

усиливает прохождение окислительно-восстановительных процессов в тканях (обеспечивает клетки кислородом)

усиливает антидиуретическое действие гипофиза

активирует ряд ферментов (в том числе аргиназу)

важен для гормональной регуляции организма

участвует в обмене жиров

окисляет витамин С

снижает артериальное давление

Суточная потребность

Суточная потребность в никеле в зависимости от возраста, пола и веса составляет около 100-300 мкг.

Симптомы дефицита и передозировки

Передозировка никеля явление нечастое, что объясняется высоким уровнем токсичности элемента - около 20-40 мг в день. При его избытке наблюдаются следующие симптомы:

тахикардия

дерматит

снижение сопротивляемости инфекционным заболеваниям

раздражение слизистых оболочек верхних дыхательных путей

повышение возбудимости нервной системы

снижение иммунитета

дефицит магния в организме

аккумуляция железа или цинка

замедление роста костных тканей

отеки легких и мозга

риск раковых заболеваний

Палладий.

Электронная формула4s24p64d10

Степень окисления: +1, +2, +3, +4; валентность: 1, 2, 3, 4

Физические свойства: серебристо-белый мягкий металл

Основные минералы: палладит PdO; встречается также в самородном виде

Химические свойства: малоактивный металл. Устойчив в сухом и влажном воздухе при обычной температуре. Растворяется в концентрированной азотной кислоте и царской водке. При нагревании растворяется в концентрированной серной кислоте. При нагревании реагирует с неметаллами.

Соединения одновалентного палладия.

Сульфид палладия (I) Pd2S. Зеленовато-серое аморфное вещество. Мало растворим в воде, кислотах и царской водке. Получают нагреванием Cl2 с серой под слоем буры.

Соединения двухвалентного палладия.

Оксид палладия (II) PdO. Наиболее устойчивый оксид палладия. Черный порошок. Мало растворим в воде и кислотах. Обладает окислительными свойствами. Получают сильным нагреванием металлического палладия в кислороде или прокаливанием нитрата палладия (II).

Гидроксид палладия (II) Pd(OH)2. Коричнево-красный порошок. Мало растворим в воде. Растворяется в кислотах. Обладает слабо выраженными окислительными свойствами. Получают гидролизом нитрата палладия (II) горячей водой или действием щелочей на соли палладия (II).

Фторид палладия (II) PdF2. Коричневые кристаллы. Плохо растворяется в воде. Растворяется в плавиковой кислоте с образованием тетрафторопалладиевой кислоты H2. Получают прямым взаимодействием элементов или нагреванием PdF3 с палладием.

Бромид палладия (II) PdBr2. Коричнево-красное вещество. Мало растворим в воде. Растворяется в водном растворе бромоводорода (с образованием тетрабромопалладиевой кислоты H2) или бромидов щелочных металлов. Получают действием бромной воды на металлический палладий или действием бромида калия на PdCl2.

Иодид палладия (II) PdI2. Темно-красный порошок. Мало растворим в воде и спиртах. Растворяется в иодоводородной кислоте (с образованием тетраиодопалладиевой кислоты H2) или растворах иодидов щелочных металлов. Получают обработкой иодистым калием раствора хлорида палладия (II).

Сульфид палладия (II) PdS. Темно-коричневое твердое металлоподобное вещество. Мало растворим в воде, хлороводородной кислоте, сульфиде аммония. Растворяется в азотной кислоте и царской водке. Получают взаимодействием элементов при нагревании, термическим разложением PdS2, или пропусканием сероводорода через водный раствор солей палладия (II).

...

Подобные документы

Переходные металлы - элементы побочных подгрупп периодической системы химических элементов. Элементы VIIB и VIIIB группы: химические и физические свойства. Соединения марганца. Применение перманганата калия. Соединения кобальта и никеля и их свойства.

презентация , добавлен 02.05.2013


Общая характеристика химических элементов IV группы таблицы Менделеева, их нахождение в природе и соединения с другими неметаллами. Получение германия, олова и свинца. Физико-химические свойства металлов подгруппы титана. Сферы применения циркония.

презентация , добавлен 23.04.2014


Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

учебное пособие , добавлен 03.02.2011


Характеристика, сведения об истории открытия элементов и их распространённости в природе. Изменение в группе величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации. Свойства соединений азота в отрицательных степенях окисления: нитриды, гидроксиламин.

реферат , добавлен 28.04.2016


Комплексное изучение элементов периодической системы Менделеева, истории открытия и форм нахождения золота в природе. Исследование коренных месторождений, физических и химических свойств золота и его соединений, способов получения и областей применения.

курсовая работа , добавлен 17.11.2011


Развитие периодического закона в XX веке. Периодические свойства химических элементов: изменение энергии ионизации, электроотрицательности, эффекты экранирования и проникновения. Изменение величин атомных и ионных радиусов. Общие сведения о неметаллах.

презентация , добавлен 07.08.2015


Описание интересных фактов открытия ряда элементов таблицы Менделеева. Свойства химических элементов, происхождение их названий. История открытия, в отдельных случаях получения элементов, их значение в народном хозяйстве, сфера применения, безопасность.

реферат , добавлен 10.11.2009


История открытия и место в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева галогенов: фтора, хлора, брома, йода и астата. Химические и физические свойства элементов, их применение. Распространённость элементов и получение простых веществ.

презентация , добавлен 13.03.2014


Изучение физических и химических свойств хрома, вольфрама, молибдена. Оксид хрома, как самое устойчивое соединение хрома. Гидроксиды, соли кислородосодержащих кислот элементов шестой Б группы. Пероксиды, карбиды, нитриды, бориды элементов шестой Б группы.

лекция , добавлен 29.06.2011


Кремний - элемент главной подгруппы четвертой группы третьего периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева; распространение в природе. Разновидности минералов на основе оксида кремния. Области применения соединений кремния; стекло.

6721 0

В 18 группу входят Не, Ne, Ar, Кr, Хе, Rn (табл. 1 и 2). Все элементы этой группы, кроме Не , имеют полностью заполненную валентными электронами внешнюю оболочку (8 электронов). Поэтому ранее считали, что они химически не реакционноспособны. Отсюда название «инертные» газы. Из-за малой распространенности в атмосфере их также называют редкими газами. Все благородные газы при комнатной температуре существуют в виде одноатомных молекул, бесцветны, не имеют запаха. При перемещении к нижней части группы повышаются плотность, температуры плавления и кипения элементов. От других элементов по свойствам отличается гелий. В частности, он имеет самую низкую из всех известных веществ температуру кипения и проявляет свойство сверхтекучести.

Таблица 1. Некоторые физические и химические свойства металлов 18 группы

	Название		Относит, ат. масса	Электронная формула	Радиус, пм	Основные изотопы (%)
	Гелий Helium [от греч. helios — солнце]				атомный 128	3 Не* (0.000138) 4 Не* (99.99986)
	Неон Neon [от греч. neos — новый]				Вандерваальсов 160
	Аргон Argon [от греч. argos — неактивный]			ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	атомный 174
	Криптон Krypton [от греч. Kryptos — скрытый]			3d 10 4s 2 4p 6	Ковалентный 189
	Ксенон Xenon [от греч. xenos — незнакомец]			4d 10 5s 2 5p 6	атомный 218, ковалентный 209	129 Хе* (26,4)
	Радон Radon [назван по аналогии с радием]			4f 14 5d 10 6s 2 6p 6		219*,220,222 Rn (следы)

Гелий (Не) — после водорода второй по распространенности элемент во вселенной. Встречается в атмосфере и в месторождениях природного газа. Химически неактивен. Его используют при водолазных работах в составе дыхательной смеси вместо азота, в аэростатах, в приборах для низкотемпературных исследований. Жидкий Не является важным хладагентом со сверхвысокой теплопроводностью, поэтому его применяют в ЯМР-спектрометрах на сильных полях, в том числе в медицинских магнитно-резонансных томографах (МРТ).

Неон (Ne) — химически инертен по отношению ко всем веществам, кроме F 2 . Его используют в газоразрядных трубках (красные «неоновые» огни). В последнее время начали применять в качестве хладагента.

Аргон (Аr) — наиболее распространенный в атмосфере благородный газ. Не имеет ни одного парамагнитного изотопа. Его используют для создания инертной атмосферы в флуоресцентных светильниках и фотоумножителях, в высокотемпературной металлургии; широко применяют в спектроскопии для получения высокотемпературной плазмы в высокочастотных (индуктивно-связанных) спектрометрах и масс-спектрометрах.

Криптон (Кr) — реагирует только с F 2 . 86 Kr имеет в атомном спектре оранжево-красную линию, которая является базовой для стандарта единиц длины: 1 метр равен 1 650 763,73 длины волны этой линии в вакууме. В промышленности криптон используют для наполнения флуоресцентных трубок и ламп-фотовспышек. Из возможных соединений наиболее изучен дифторид KrF 2 .

Ксенон (Хе) — используется для наполнения электронных трубок и стробоскопических (мигающих) ламп, в научных исследованиях, а также в пузырьковых камерах на атомных реакторах. Реагирует практически только с F 2 , образуя XeF 2 , XeF 4 , XeF 6 . Эти фториды используют как окислители и реактивы для фторирования других веществ, например, S или Ir . Известны также оксиды, кислоты и соли ксенона.

Радон (Rn) — образуется при α-распаде 226 Ra в виде 222 Rn . Его применяют в медицине, в частности, для лечения онкологических заболеваний. При хроническом воздействии опасен для здоровья, поскольку выявлена связь ингаляций Rn с развитием рака легких.

Таблица 2. Содержание в организме, токсическая (ТД) и летальная дозы (ЛД) металлов 18 группы

	В земной коре (%)	В океане (%)	В человеческом организме
			Среднее (при массе тела 70 кг)			Кровь (мг/л)
							нетоксичен, но может вызывать асфиксию
							нетоксичен
							токсичен из-за радиоактивности

Медицинская бионеорганика. Г.К. Барашков

Единственный из веществ остается жидким при температурах вплоть до 0 К. Кристаллизуется только под давлением 25 атм. имеет самую низкую температуру кипения. при температурах ниже 2,2 К жидкий гелий существует в виде смеси двух жидкостей, одна из которых имеет аномальные свойства – в частности, сверхтекучесть (вязкость ниже в 10 млрд. раз, чем у воды).

Гелий – второй по распространенности (после водорода) элемент во Вселенной. Из него примерно на 10 % состоит Солнце (обнаружено в 1868 г). На земле гелий был найден в 1895 году в реакционных газах при растворении в кислотах минерала клевеита. Остальные благородные газы были выделены из воздуха.

Неон – легкий газ: он легче воздуха в 1,44 раза, аргона почти в 2 раза, но тяжелее гелия в 5 раз. По комплексу свойств он ближе к гелию, чем к аргону. Cпектр неона богат: в нем выделено более 900 линий. Наиболее яркие линии составляют пучок в красной, оранжевой и желтой частях спектра на волнах от 6599 до 5400 Ǻ. Эти лучи значительно меньше поглощаются и рассеиваются воздухом и взвешенными в нем частицами, чем лучи коротких волн – голубые, синие, фиолетовые.

В 1898 году в Старом Свете при исследовании с помощью спектроскопа первых порций газа, испаряющихся из жидкого воздуха, шотландский химик Уильям Рамзай (Рэмзи) совместно с Моррисом Уильямом Трейвером обнаружили в них новый газ Неон (Ne 6) инертный газ, содержащийся в воздухе в микроскопических количествах.

Аргон одноатомный газ с температурой кипения (при нормальном давлении) –185,9 °C (немного ниже, чем у кислорода, но немного выше, чем у азота), температура плавления –189,3°C В 100 мл воды при 20 °C растворяется 3,3 мл аргона, в некоторых органических растворителях аргон растворяется значительно лучше, чем в воде.

Открыт Дж Рэлеем и английским физиком У. Рамзаем 1894 году из воздуха. Газ отличался одноатомным составом молекул и практически полной химической Недеятельностью (аргон не вступает ни в какие химические реакции). новый газ и получил свое название (греч. аrgos неактивный).

Криптон инертный одноатомный газ без цвета, вкуса и запаха. В 3 раза тяжелее воздуха.t пл =- 157,3 о С, t кип =-152,0 о С, плотность при н.у. равна 3,74 г/л. Открыт в 1898 году У. Рамзаем (Англия) Применение: для заполнения ламп накаливания. Соединения криптона - окислители и фторирующие агенты в реакциях химического синтеза.

Ксенон - инертный одноатомный газ без цвета, вкуса и запаха. Tпл 112 °C, Tк т 108 °C, свечение в разряде фиолетовым цветом. В 1889 г английский учёный У Рамзай выделил из жидкого воздуха смесь, в которой спектральным методом были открыты два газа: криптон («скрытый», «секретный») и ксенон («чуждый», «необычный»).

Радон радиоактивный одноатомный газ без цвета и запаха. Растворимость в воде 460 мл/л; в органических растворителях, в жировой ткани человека растворимость радона в десятки раз выше, чем в воде. Собственная радиоактивность радона вызывает его флюоресценцию. Газообразный и жидкий радон флюоресцирует голубым светом, Цвет свечения в газовом разряде у радона синий.

Бесцветные кристаллы, растворимые в воде. Молекула линейна. Раствор в воде – очень сильный окислитель, особенно в кислой среде, где окисляет бром и марганец до высших степеней окисления +7. В щелочной среде гидролизуется по уравнению: XeF 2 + 4КОН = 2Xe + 4КF + O 2 + 2H 2 O

При взаимодействии с водой XeF 4 диспропорционирует: 6XeF H 2 O = 2XeО НF + 4Xe + 3О 2

Образуется при гидролизе XeF 4. Это белое нелетучее, очень взрывчатое вещество, хорошо растворимое в воде, причем раствор имеет слабощелочную реакцию. При действии озона на такой раствор образуется соль ксеноновой кислоты, в которой ксенон имеет степень окисления +8: XeО 3 + О 3 + 4NaOH = Na 4 XeО 6 + О Н 2 O

Может быть получен при взаимодействии перксената бария с безводной серной кислотой при низких температурах: Вa 2 XeО 6 + 2Н 2 SO 4 = 2 ВaSO 4 + XeО Н 2 O XeО 4 – бесцветный газ, который очень взрывоопасен и разлагается при температурах выше 0° С: 3XeО 4 = 2XeО 3 + Xe + 3О 2

Побочная подгруппа восьмой группы периодической системы охватывает три триады d-элементов и три искусственно полученных и мало изученных элемента: гассий, Hs, мейтнерий, Mt, дармштадтий Ds. Первую триаду образуют элементы: железо, Fe, еобальт Со, никель Ni; вторую триаду - рутений Ru, радий Ro, палладий Pd и третью триаду - осмий Os, иридий Ir и платина Pt. Искусственно полученные гассий, мейтрений, дармштадтий с малым временем жизни замыкают известный на сегодня ряд самых тяжелых элементов.

Большенство рассматриваемых элементов VIIБ группы имеют два валентных электрона на внешней электронной оболочке атома; все они представляют собой металлы. Кроме внешних ns-электронов в образовании связей принимают участие электроны предпоследней электронной оболочки (n-1)d.

Из-за увеличения заряда ядра последний элемент каждой триады имеет характерную степень окисления, ниже чем первый элемент. В тоже время увеличение номера периода, в котором располагается элемент, сопровождается увеличением характерной степени октсления (табл. 9.1)

Таблица 9.1 Характерные степени окисления элементов восьмой побочной подгруппы

Наиболее часто встречающиеся степени окисления элементов в их соединениях выделены в табл. 41 жирным шрифтом.

Данные элементы иногда делят на три подгрурппы: подгруппу железа (Fe, Ru, Os), подгруппу кобальта (Co, Rh, Ir) и подгруппу никеля (Ni, Pd, Pt). В пользу такого деления говорят характерные степени окисления элементов (табл. 42) и некоторые другие свойства. Например, все элементы подгруппы железа - активные катализаторы синтеза аммиака, а подгруппа никеля - реакций гидрирования органических соединений. Для элементов подгруппы кобальта характерно образование комплексных соединений [Э(NH 3) 6 ]Г 3 , где Г- галоген ион

Окислительно-восстановительные свойства элементов группы VIIIВ определяются следующей схемой:

Усиление окислительных свойств ионов металлов

Все металлы группы VIIIБ каталитически активны. Все в большей или меньшей мере способны поглощать водород и активизировать его; все они образуют окрашенные ионы (соединения). Все металлы склонны к комплексообразованию. Сравнение физических и химических свойств элементов подгруппы VIII-Б, показывает, что Fe, Ni, Co очень сходны между собой и в то же время сильно отличаются от элементов двух других триад, поэтому их выделяют в семейство железа. Остальные шесть стабильных элеменетов объединяются под общим названием - семейство платиновых металлов.

Металлы семейства железа

В триаде железа наиболее ярко проявляется горизонтальная аналогия, характерная для d-элементов в целом. Свойства элементов триады железа приведены в табл. 42.

Таблица 9.2 Свойства элементов триады железа

Природные ресурсы. Железо - четвертый (после O 2 , Si, Al) по распространенности в земной коре элемент. Может встречаться в природе в свободном состоянии: это железо метеоритного происхождения. Железные метеориты содержат в среднем 90% Fe, 8,5% Ni, 0,5% Co. На двадцать каменных метеоритов в среднем приходится один железный. Иногда встречается самородное железо, вынесенное из недр земли расплавленной магмой.

Для получения железа используют магнитный железняк Fe 3 O 4 (минерал магнетит), красный железняк Fe 2 O 3 (гематит) и бурый железняк Fe 2 O 3 х H 2 O (лимонит), FeS 2 - пирит. В организме человека железо присутствует в составе гемоглобина.

Кобальт и никель в металлическом состоянии встречаются в метеоритах. Важнейшие минералы: кобальтин CoAsS (кобальтовый блеск), железоникелевый колчедан (Fe,Ni) 9 S 8 . Эти минералы встречаются в полиметаллических рудах.

Свойства. Железо, кобальт, никель представляют собой серебристо-белые металлы с сероватым (Fe), розоватым (Co) и желтоватым (Ni) отливом. Чистые металлы прочны, пластичны. Все три металла ферромагнитные. При нагревании до определенной температуры (точка Кюри) ферромагнитные свойства исчезают и металлы становятся парамагнитными.

Для железа и кобальта характерен полиморфизм, в то время как никель мономорфен и вплоть до температуры плавления обладает ГЦК-структурой.

Наличие примесей сильно снижает устойчивость этих металлов, к агрессивной атмосфере в присутствии влаги. Это приводит к развитию коррозии (ржавление железа) за счет образования на поверхности рыхлого слоя смеси оксидов и гидроксидов переменного состава, не предохраняющих поверхность от дальнейшего разрушения.

Сопоставление электродных потенциалов систем Э 2+ /Э для железа (-0,441 В), никеля (- 0,277 В) и кобальта (- 0,25 В), и электродного потенциала системы Fe 3+ /Fe (-0,036 В), показывает, что самым активным элементом этой триады является железо. Разбавленные соляная, серная и азотная кислоты растворяют эти металлы с образованием ионов Э 2+ :

Fe + 2HC? = FeC? 2 +H 2 ;

Ni + H 2 SO 4 = NiSO 4 + H 2 ;

3Co + 8HNO 3 = 3Co(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

4Fe + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 2 + NH 4 No 3 + 3H 2 O.

Более концентрированная азотная кислота и горячая концентрированная серная кислота (меньше 70%) окисляют железо до Fe (III) с образованием NO и SO2, например:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + No + 2H 2 O;

2Fe + 6H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 +6H 2 O.

Очень концентрированная азотная кислота (уд.в. 1,4) пассивирует железо, кобальт, никель, образуя на их поверхности оксидные пленки.

По отношению к растворам щелочей Fe, Co, Ni устойчивы, но с расплавами реагируют при высоких температурах. С водой все три металла не реагируют при обычных условиях, но при температуре красного каления железо вступает во взаимодействие с парами воды:

3Fe + 4H 2 o Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Кобальт и никель в коррозийном отношении заметно устойчивее железа, что согласуется с их положением в ряду стандартных электродных потенциалов.

Мелкодисперсное железо в кислороде сгорает при нагревании до образования Fe 3 O 4 , который является самым устойчивым оксидом железа и такой же оксид образует кобальт. Эти оксиды являются производными элементов в степенях окисления +2, +3 (ЭО Э 2 О 3). Термическое окисление кобальта и никеля протекает при более высоких температурах, при этом образуются NiO и CoO, обладающие переменным составом, зависящим от условий окисления.

Для железа, никеля, кобальта известны оксиды ЭО и Э 2 О 3 (табл. 9.3)

Таблица 9.3 Кислородосодержащие соединения элементов подгруппы VIIIБ

Название элемента	Степень окисления		Гидрооксиды
	Характер		Название	Формула иона	Название
Железо (Fe)			Основной		Гидроксид железа (II)		Соли железа (II)
		Амфотерный с преобладанием основного		Гидроксид железа (III)		Соли железа (III)
	Железистая кислота
		Кислотный		Железная кислота
Кобальт (Co)			Основной		Гидроксид кобальта (II)		Соли кобальта (II)
		Основной		Гидроксид кобальта (III)		Соли кобальта (III)
Никель (Ni)			Основной		Гидроксид никеля (II)		Соли никеля (II)
		Основной		Гидроксид никеля (III)		Соли никеля (III)

Оксиды ЭО и Э 2 О 3 нельзя получить в чистом виде прямым синтезом, поскольку при этом образуется набор оксидов, каждый из которых является фазой переменного состава. Их получают косвенным путем - разложением некоторых солей и гидроксидов. Оксид Э 2 О 3 устойчив только для железа и получается при обезвоживании гидроксида.

Оксиды ЭО нерастворимы в воде и не взаимодействуют с ней и с растворами щелочей. Это же характерно и для соответствующих гидроксидов Э(ОН) 2 . С кислотами гидроксиды Э(ОН) 2 легко взаимодействуют с образованием солей. Кислотоосновные свойства гидроксидов элементов триады железа приведены в табл. 42.

Гидроксид железа (III) Fe(OH) 3 образуется при окислении Fe(OH) 2 кислородом воздуха:

4 Fe(OH)2 + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3.

Аналогичная реакция характерна для кобальта. Гидроксид никеля (II) по отношению к кислороду воздуха устойчив. Вследствие этого гидроксиды Э(ОН) 3 различным образом ведут себя при взаимодействии с кислотами. Если Fe(OH) 3 образует соли железа (III), то реакция Co(OH) 3 и Ni(OH) 3 с кислотами сопровождается их восстановлением до Э(+2):

Fe(OH) 3 + 3HC? = FeC? 3 + 3H 2 O;

2Ni(OH) 3 + 6HC? = 2NiC? 2 + C? 2 + 6H 2 O.

Гидроксид Fe(OH) 3 проявляет и кислотную функцию, реагируя с горячими концентрированными растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов, например, Na 3 . Производные железистой кислоты HFeO 2 (ферриты) получают при сплавлении щелочей или карбонатов с Fe 2 O 3:

2NaOH + Fe 2 O 3 2NaFeO 2 + H 2 O;

MgCO 3 + Fe 2 O 3 MgFe 2 O 4 + CO 2 .

Ферриты Me II Fe 2 O 4 относятся к классу шпинелей. Рассмотренные выше оксиды Fe 3 O 4 и Co 3 О 4 формально представляют собой шпинели FeFe 2 O 4 и CoCo 2 O 4 .

В отличие от кобальта и никеля известны соединения железа, в которых его степень окисления равна + 6. Ферраты образуются при окислении Fe(OH)3 в горячей концентрированной щелочи в присутствии окислителя:

2Fe +3 (OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 Fe +6 O 4 + 6KBr + 2H 2 O.

Ферраты термически нестабильны и при небольшом нагревании (100-2000С) превращаются в ферриты:

4K 2 FeO 4 4KfeO 2 + 2K 2 O + 3O 2 .

В свободном состоянии железная кислота и соответствующий ей оксид FeO 3 не выделены. По растворимости и в структурном отношении ферраты близки к соответствующим хроматам и сульфатам. Феррат калия образуется при сплавлении Fe 2 O 3 с KNO 3 и KOH:

Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH =2K 2 feO 4 +3KNO 2 + 2H 2 O.

Ферраты - это красно-фиолетовые кристаллические вещества. При нагревании они разлагаются. Кислота H 2 FeO 4 не может быть выделена, она мгновенно разлагается на Fe 2 O 3 , H 2 O и O 2 . Ферраты сильные окислители. В кислой и нейтральных средах ферраты разлагаются, окисляя воду:

2Nа 2 FeO 4 + 10 H 2 O 4Fe(OH) 3 + 4NaOH + O 2 .

Соединения с неметаллами. Галогениды Fe, Ni, Co сравнительно немногочисленны и отвечают наиболее характерным степеням окисления +2 и +3. Для железа известны галогениды FeГ 2 и FeГ 3 со фтором, хлором и бромом. При непосредственном взаимодействии образуются FeF 3 , FeC? 3 , FeBr 3 . Дигалогениды получают косвенным путем - растворением металла (или его оксида) в соответствующей галогеноводородной кислоте. Для кобальта получены трифторид CoF 3 и трихлорид CoC? 3 . Никель не образует тригалогенидов. Все дигалогениды триады железа являются типичными солеобразными соединениями с заметным ионным вкладом в химическую связь.

Железо, кобальт, никель энергично взаимодействуют с халькогенами и образуют халькогениды: ЭХ и ЭХ 2 . Монохалькогениды можно получить взаимодействием соответствующих компонентов в растворах:

CoC? 2 + (NH 4) 2 S = CoS + 2NH 4 C?.

Все халькогениды являются фазами переменного состава.

Соединения металлов триады железа с остальными неметаллами (пниктогены, углерод, кремний, бор) заметно отличаются от рассмотренных выше. Все они не подчиняются правилам формальной валентности и в большинстве своем обладают металлическими свойствами.

Железо, кобальт, никель поглощают водород, но определенных соединений с ним не дают. При нагревании растворимость водорода в металлах растет. Растворенный в них водород находится в атомарном состоянии.

Соли кислородосодержащих кислот и комплексные соединения. Все соли соляной, серной и азотной кислот растворимы в воде.

Соли никеля (II) имеют зеленый цвет, кобальта (II) - синий, а их растворы и кристаллогидраты - розовый (например, ), соли железа (II) - зеленоватый цвет, а железа (III) - бурый. Наиболее важными солями являются: FeC? 3 6H 2 O; FeSO 4 7H 2 O - железный купорос, (NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O - соль Мора; NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O - железоаммонийные квасцы; NiSO 4 6H 2 O и др.

Способность солей железа, кобальта и никеля к образованию кристаллогидратов свидетельствует о склонности этих элементов к комплексообразованию. Кристаллогидраты представляют собой типичный пример аквакомплексов:

[Э(H 2 O) 6 ](ClO 4) 2 ; [Э(H 2 O) 6 ](NO 3) 2 .

Многочисленны для элементов триады железа анионные комплексы: галогенидные (Me I (ЭF 3), Me 2 I [ЭГ 4 ], Me 3 [ЭГ 4 ] и т.п.), роданидные (Me 2 I [Э(CNS) 4 ], Me 4 I [Э(CNS) 6 ], Me 3 I [Э(CNS) 6 ]), оксолатные (Me 2 I [Э(C 2 О 4) 2 ], Me 3 [Э(C 2 О 4) 3 ]). Особенно характерны и устойчивы цианидные комплексы: K 4 - гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) и K 3 - гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль). Эти соли являются хорошими реактивами для обнаружения ионов Fe +3 (желтая соль) и ионов Fe 2+ (красная соль) при pH ??7:

4Fe 3+ + 4- = Fe 4 3 ;

берлинская лазурь

3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 .

турнбулева синь

Берлинская лазурь используется как синяя краска. При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe 3+ , роданистых солей KCNS раствор окрашивается в кроваво-красный цвет из-за образования роданида железа:

FeC? 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KC?.

Эта реакция очень чувствительна и используется для открытия иона Fe 3+ .

Для кобальта (II) характерны устойчивые простые соли и неустойчивые комплексные соединения K 2 , K 4 , которые переходят в соединения кобальта (III): K 3 , C? 3 .

Характерными комплексными соединениями железа, железа, кобальта и никеля являются карбонилы. Подобные соединения рассмотрены ранее для элементов подгрупп хрома и марганца. Однако, наиболее типичными среди карбонилов являются: , , . Карбонилы железа и никеля получают в виде жидкостей при обычном давлении и 20-60 о С при пропускании потока СО над порошками металлов. Карбонил кобальта получают при 150-200 о С и давлением (2-3) 10 7 Па. Это оранжевые кристаллы. Помимо существуют карбонилы более сложного состава: Fe(CO) 9 и трехядерные карбонилы , представляющие собой соединения кластерного типа.

Все карбонилы диамагнитны, поскольку лиганды СО (как и CN ?) создают сильное поле, в результате чего валентные d-электроны комплексообразователя образуют р-связи с молекулами СО по донорно-акцепторному механизму. у-Связи образуются за счет неподеленных электронных пар молекул СО и оставшихся вакантных орбиталей комплексообразователя:

Никель (II), наоборот, образует много устойчивых комплексных соединений: (OH) 2 , K 2 ; ион 2+ имеет темно-синий цвет.

Этой реакцией широко пользуются при качественном и количественном анализе для определения никеля. Соединения никеля и особенно кобальта ядовиты.

Применение. Железо и его сплавы составляют основу современной техники. Никель и кобальт - важные легирующие добавки в сталях. Широко применяются жаростойкие сплавы на основе никеля (нихром, содержащий Ni и Cr, и др.). Из медно-никелевых сплавов (мельхиор и др.) изготавливают монеты, украшения, предметы домашнего обихода. Большое практическое значение имеют многие другие никель- и кобальтсодержащие сплавы. В частности, кобальт используется как вязкая составная часть материалов из которых изготовляют металлорежущий инструмент, в которую вкраплены частицы исключительно твердых карбидов MoC и WC. Гальванические никелевые покрытия металлов предохраняют последние от коррозии и придают им красивый внешний вид.

Металлы семейства железа и их соединения широко используются в качестве катализаторов. Губчатое железо с добавками - катализатор синтеза аммиака. Высокодисперсный никель (никель Ренея) - очень активный катализатор гидрирования органических соединений, в частности жиров. Никель Ренея получают, действуя раствором щелочи на интерметаллид NiA?, при этом алюминий образует растворимый алюминат, а никель остается в виде мельчайших частиц. Этот катализатор хранят под слоем органической жидкости, так как в сухом состоянии он мгновенно окисляется кислородом воздуха. Кобальт и марганец входят в состав катализатора, добавляемого к масляным краскам для ускорения их "высыхания".

Оксид Fe 2 O 3 и его производные (ферриты) широко используются в радиоэлектронике как магнитные материалы.

• Унылая пора, очей очарованье… Осень как мне прекрасная твоя прощальная краса
• На земле существует четыре разных вида человека Появление человека современного типа: время и место возникновения человека
• Стихотворение А.А. Ахматовой «Не с теми я, кто бросил землю…» (восприятие, толкование, оценка). Анна Андреевна Ахматова. «Не с теми я, кто бросил землю… Не с теми я кто бросил землю на растерзание врагам
• Конъюнктивные формы представления логических функций
• Полупроводниковые резисторы
• Масса квазара. Квазар - это что такое? Тяготение создает линзы
• История журналистики Xxvi съезд кпсс состоялся в
• Правильное летоисчисление на Руси
• Научные труды Джеймс Максвелл
• Олег митяев Олег митяев биография кратко о главном

• Жить без еды высшая ступень развития
• Коллективизация в ссср: причины, сущность, ход и последствия Сущность и итоги коллективизации
• Процесс социализации человека, его периоды, стадии
• Эпигенетика: что управляет нашим генетическим кодом?
• Что такое митоз и какой в профазе митоза происходит процесс?
• Химия всё что нужно знать для ОГЭ
• Форма японской поэзии. Японские стихи. Как правильно писать в японском стиле. В качестве обязательного элемента текста используется киго, "сезонное слово" - повествование ведется в настоящем времени
• К чему может привести глобальное загрязнение окружающей среды Последствия загрязнений
• Феодор студит. Формы общения с ересью
• Святая мученица наталия Акафист святой наталье