Подгруппа состоит из 9 элементов и является в этом смысле уникальной в Периодической таблице. Другим уникальным свойством этой группы является то, что элементы этой подгруппы не достигают высшей степени окисления (за исключением Ru и Os). Общепринятым является деление 9 элементов на 4 семейства: триаду железа и диады Ru-Os, Rh-Ir, Pd-Pt. Такое деление оправдано кайносимметричностью 3d-подуровня элементов Fe, Co и Ni, а также лантаноидным сжатием у Os, Ir и Pt.
Химия элементов триады железа Простые вещества
Железо по распространенности на Земле занимает четвертое место, однако большая его часть находится в непригодном для промышленного использования состоянии (алюмосиликаты). Промышленное значение имеют только руды на основе оксидов железа FeO и Fe 2 O 3 . Кобальт и никель – малораспространенные элементы, которые хотя и образуют собственные минералы, в промышленности добываются из полиметаллических руд.
Получение элементов сводится к восстановлению их из оксидов. В качестве восстановителя используют производные углерода (кокс, CO), поэтому получаемый металл содержит до нескольких процентов углерода. Железо, содержащее более 2% углерода, называется чугуном; этот материал хорошо подходит для литья массивных изделий, но механическая прочность его невелика. Путем выжигания углерода в мартеновских печах или конверторах получают сталь, из которой можно получать механически прочные изделия. Зависимость свойств материала от способа его получения и обработки особенно хорошо видна для железа: сочетание закалки и отпуска позволяет получить разные по свойствам материалы.
Получение Co и Ni – сложный процесс. На конечном этапе оксиды металлов (CoO, Co 2 O 3 , NiO) восстанавливают углем, и полученный металл очищают электролизом.
Свойства простых веществ сильно зависят от наличия в них примесей других элементов. Чистые компактные металлы устойчивы на воздухе при обычных температурах за счет образования прочной оксидной пленки, особенно Ni. Однако в высокодисперсном состоянии данные металлы пирофорны, т.е. самовоспламеняются.
При нагревании Fe, Co, Ni реагируют с основными неметаллами, причем взаимодействие железа с хлором происходит особенно интенсивно из-за летучести образующегося FeCl 3 , который не защищает поверхность металла от окисления. Наоборот, взаимодействие Ni с фтором практически не происходит из-за образования прочной пленки фторида, поэтому никелевую аппаратуру используют при работе со фтором.
С водородом Fe, Co, Ni не образуют определенных соединений, но способны поглощать его в заметных количествах, особенно в высокодисперсном состоянии. Поэтому металлы семейства железа являются хорошими катализаторами процессов гидрирования.
С неокисляющими кислотами металлы реагируют хорошо:
Э + 2HCl ЭCl 2 + H 2
Окисляющие кислоты пассивируют металлы, а со щелочами реакция не протекает из-за основного характера оксидов металлов.
Соединения э(0)
Эта степень окисления характерна для карбонилов. Железо образует карбонил состава Fe(CO) 5 , кобальт – Co 2 (CO) 8 , а никель – Ni(CO) 4 . Карбонил никеля образуется особенно легко (50 °C, атмосферное давление), поэтому его используют для получения чистого никеля.
Соединения Э(+2)
Устойчивость соединений в этой степени окисления растет от Fe к Ni. Это связано с тем, что увеличение заряда ядра при неизменном размере атома усиливает связь между ядром и d-электронами, поэтому последние труднее отрываются.
Соединения Э(+2) получаются растворением металлов в кислотах. Гидроксиды Э(OH) 2 выпадают в осадок про добавлении к водным растворам солей раствора щелочи:
ЭCl 2 + 2NaOH = Э(OH) 2 + 2NaCl
Отсюда можно сделать вывод о подверженности солей рассматриваемых металлов гидролизу по катиону. В результате гидролиза получаются разные продукты, в том числе и полиядерные комплексы, например NiOH + ,.
Прокаливанием Э(OH) 2 без доступа воздуха можно получить оксиды. Оксиды и гидроксиды проявляют преимущественно основной характер; ферраты(+2), кобальтаты(+2) и никелаты(+2) получаются только в жестких условиях, например сплавлением:
Na 2 O + NiO = Na 2 NiO 2
Сульфиды Э(+2) можно осадить из водных растворов с помощью Na 2 S или даже H 2 S (в отличие от MnS, который не осаждается с помощью H 2 S), но в сильных кислотах эти сульфиды растворяются, что используется в химическом анализе:
Э 2+ + S 2– Э 2 S, Э 2 S + 2H + (изб.) Э 2+ + H 2 S
Из соединений Э(+2) только Fe(+2) проявляет заметные восстановительные свойства. Так, все простые (не комплексные) соединения Fe(+2) окисляются кислородом воздуха и другими сильными окислителями:
4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 4Fe(OH) 3
10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O
Соединения кобальта(+2) и никеля(+2) окисляются только сильными окислителями, например NaOCl:
Э(OH) 2 + NaOCl + x H 2 O Э 2 O 3 x H 2 O + NaCl
Соединения Э(+3)
Устойчивые соединения в этой степени окисления дает железо и, отчасти, кобальт. Из производных Ni(+3) устойчивыми являются только комплексные соединения.
Гидроксиды Э(OH) 3 получаются действием щелочи на растворы солей или окислением Э(OH) 2:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
2Co(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Co(OH) 3
При этом получаются продукты, содержащие переменное количество воды (не имеющие постоянного состава). Оксиды являются конечными продуктами обезвоживания гидроксидов, однако получить чистые Co 2 O 3 и Ni 2 O 3 не удается из-за их разложения на кислород и низший оксид. Для железа и кобальта удается получить оксиды состава Э 3 O 4 , которые можно рассматривать как смешанные оксиды ЭOЭ 2 O 3 . С другой стороны Э 3 O 4 являются солями, отвечающими кислотной функции гидроксидов Э(OH) 3 .
Fe 2 O 3 + Na 2 O 2NaFeO 2
Гораздо лучше выражены основные функции Fe(OH) 3:
Fe(OH) 3 + 3HCl FeCl 3 + 3H 2 O
Ввиду того, что Fe(OH) 3 является слабым электролитом, соли Fe(+3) подвержены гидролизу. Продукты гидролиза окрашивают раствор в характерный бурый цвет, а при кипячении раствора выпадает осадок Fe(OH) 3:
Fe 3+ + 3H 2 O Fe(OH) 3 + 3H +
Получить простые соли Co(+3) и Ni(+3), отвечающие основной функции гидроксида Э(OH) 3 не удается: в кислой среде протекают окислительно-восстановительные реакции с образованием Э(+2):
2Co 3 O 4 + 12HCl 6CoCl 2 + O 2 + 6H 2 O
Соединения Co(+3) и Ni(+3) могут быть только окислителями, причем достаточно сильными, а железо(+3) не относится к числу сильных окислителей. Тем не менее получить соли Э(+3) с анионом-восстановителем (I – , S 2–) не всегда удается. Например:
2Fe(OH) 3 + 6HI 2FeI 2 + 6H 2 O + I 2
В отличие от кобальта и никеля, железо дает производные Fe(+6), которые получаются жестким окислением Fe(OH) 3 в щелочной среде:
2Fe(OH) 3 + 3Br 2 +10KOH 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O
Ферраты(+6) являются более сильными окислителями, чем перманганаты.
Общая характеристика элементов VIII группы побочной подгруппы Периодической системы Д. И. Менделеева.
Подгру́ппа желе́за - химические элементы 8-й группы периодической таблицы химических элементов. В группу входят железо Fe, рутений Ru и осмий Os. На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и искусственно синтезированный элемент хассий Hs.
Все элементы группы 8 содержат 8 электронов на своих валентных оболочках. Два элемента группы - рутений и осмий - относятся к семейству платиновых металлов. Как и в других группах, члены 8 группы элементов проявляют закономерности электронной конфигурации, особенно внешних оболочек, хотя, как ни странно, рутений не следует этому тренду. Тем не менее, у элементов этой группы тоже проявляется сходство физических свойств и химического поведения.
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.
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.
В чистом виде в природе железо редко встречается, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после кислорода, кремния и алюминия ). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.
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.
Общая характеристика элементов VIII группы побочной подгруппы Периодической системы Д. И. Менделеева. - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Общая характеристика элементов VIII группы побочной подгруппы Периодической системы Д. И. Менделеева." 2017, 2018.
1. Орацио Векки. Мадригальная комедия «Амфипарнас». Сцена Панталоне, Педролине и Гортензии 2. Орацио Векки. Мадригальная комедия «Амфипарнас». Сцена Изабеллы и Лючио 3. Эмилио Кавальери. «Представление о Душе и Теле». Пролог. Хор «О, Синьор» 4. Эмилио Кавальери.... .
В 1248 году, когда архиепископ Кёльна Конрад фон Гохштаден заложил первый камень в основание Кёльнского собора, началась одна из самых длинных глав в истории европейского строительства. Кёльн, один из самых богатых и политически могущественных городов тогдашней Германской... .
Этьенн Морис Фальконе (1716-1791) во Франции и России (с 1766-1778 г.). "Грозящий Амур" (1757, Лувр, ГЭ) и его реплики в России. Памятник Петру I (1765-1782). Замысел и характер монумента, значение его в городском ансамбле. Роль помощницы Фальконе - Мари-Анн Колло (1748-1821) в создании... .
Александр Иванов 10 июня 1855 года писал: «Одним словом, я, как бы оставляя старый быт искусства, никакого еще не положил твердого камня к новому, и в этом положении делаюсь невольно переходным художником...» 1. Хотя эти слова сказаны в связи с поисками нового толкования... .
Снова я коснулся истины и, не поняв, прошел мимо. Я уже думал - вот и
гибель, предел отчаяния, и тогда-то, оставив всякую надежду, обрел душевный
покой. Кажется, в такие часы и узнаешь самого себя, находишь в себе друга.
Ничто не сравнится с этим ощущением душевной... .
Мечи эпохи Возрождения и XVII в. В XVI-XVII вв. меч претерпел некоторые изменения. Большую популярность получили двуручные мечи, позднее их использовали и как церемониальное оружие. Одноручные мечи изменились гораздо сильнее, чем за несколько предыдущих столетии.... .
С левым крылом, в железном пластинчатом шлеме Чукотский воин в доспехе из лахтачьей кожи Чукча, отпугивающий копьем собаку (XIX в.). Реконструкция. Рисунок А. В. Сильнова 4 М е н я л о - полупереваренное содержание оленьего желудка. Из этой... .
Элементы, входящие в VII группу периодической системы, делятся на две подгруппы: главную - подгруппу галогенов - и побочную - подгруппу марганца. В эту же группу помещают и водород, хотя его атом имеет на внешнем, валентном, уровне единственный электрон и его следовало бы поместить в I группу. Однако водород имеет очень мало общего как с элементами основой подгруппы - щелочными металлами, так и с элементами побочной подгруппы - медью, серебром и золотом. В то же время он, как и галогены, присоединяя в реакциях с активными металлами электрон, образует гидриды, имеющие некоторое сходство с галогенидами.
К подгруппе галогенов относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Первые четыре элемента встречаются в природе, последний получен искусственно и поэтому изучен значительно меньше остальных галогенов. Слово галоген означает солеобразующий. Это название элементы подгруппы получили благодаря легкости, с которой они реагируют со многими металлами, образуя соли.Все галогены имеют структуру внешней электронной оболочки s 2 p 5 . Поэтому они легко принимают электрон, образуя устойчивую благородногазовую электронную оболочку (s 2 р 6). Наименьший радиус атома в подгруппе - у фтора, у остальных он увеличивается в ряду F < Cl < Br < I < Аt и составляет соответственно 133; 181; 196; 220 и 270 пм. В таком же порядке уменьшается сродство атомов элементов к электрону. Галогены - очень активные элементы. Они могут отнимать, электроны не только у атомов, которые их легко отдают, но и у ионов и даже вытеснять другие галогены, менее активные, из их соединений. Например, фтор вытесняет хлор из хлоридов, хлор - бром из бромидов, а бром - иод из иодидов. Из всех галогенов только фтор, находящийся во II периоде, не имеет незаполненного d-уровня. По этой причине он не может иметь больше одного неспаренного электрона и проявляет валентность только -1. В атомах других галогенов d-уровень не заполнен, что дает им возможность иметь различное количество неспаренных электронов и проявлять валентность -1, +1, +3, +5 и +7, наблюдающуюся в кислородных соединениях хлора, брома и иода К подгруппе марганца принадлежат марганец, технеций и рений. В отличии от галогенов элементы подгруппы марганца имеют на внешнем электронном уровне всего два электрона и поэтому не проявляют способности присоединять электроны, образуя отрицательно заряженные ионы.Марганец распространен в природе и широко используется в промышленности.Технеций радиоактивен, в природе не встречаемся, а получен искусственно (впервые - Э. Сегре и К.Перрье, 1937}. Этот элемент образуется вследствие радиоактивного распада урана. Рений относится к числу рассеянных элементов. Он не образует самостоятельных минералов, а встречается в качестве спутника некоторых минералов, особенно молибденовых. Он был открыт В. и И. Ноддак в 1925 г. Сплавы, имеющие небольшие добавки рения, обладают повышенной устойчивостью против коррозии. Добавка рения к и ее сплавам увеличивает их механическую прочность. Это свойство рения позволяет применять его вместо благородного металла иридия. Платино-платинорениевые термопары работают лучше платино-платиноиридиевых, но их нельзя использовать при очень высоких температурах, так как образуется летучее соединение Re 2 O 7 .
Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления ― 1. Самым сильным окислителем является фтор. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями. В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли ― хлориты, например хлорит калия KClO2. Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора +5. К таким соединениям относятсяхлорноватая кислота HClO3 и ее соли ― хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль). В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO4 и в ее солях, ― перхлоратах (в перхлорате калия КClO4).
Частные аналитические реакции ионов Mn 2+
1.5.5. Окисление висмутатом натрия NaBiO 3 , протекает по уравнению:
2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.
Реакция идет на холоду.Выполнение реакции: к 1-2 каплям раствора соли марганца прибавляют 3-4 капли 6 М раствора HNO 3 и 5-6 капель H 2 O, после чего вносят лопаточкой немного порошка NaBiO 3 . перемешав содержимое пробирки, дают постоять 1-2 минуты, центрифугируют для отделения избытка висмутата натрия. В присутствии Mn 2+ раствор становится фиолетовым в результате образования марганцевой кислоты, которая является одним из наиболее сильных окислителей.
1.5.6. Окисление двуокисью свинца PbО 2 в азотнокислой среде при нагревании:
2Mn(NO 3) 2 + 5РbО 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2Н 2 О.
Выполнение реакции: Берут немного порошка PbO 2 и помещают в пробирку, туда же добавляют 4-5 капель 6 M HNO 3 , нагревают при перемешивании. Появление фиолетовой окраски свидетельствует о наличии Mn 2+ .
1.5.7. Важное значение в анализе имеют реакции Mn 2+ c карбонатами щелочных металлов, гидрофосфатом натрия, реакции окисления персульфатом аммония, окисление бензидина соединениями Mn 4+ , восстановление AgCl до металлического серебра ионами Mn 2+ .
88.Элементы VIII B группы. Типичные свойства важнейших соединений. Биологическая роль. Аналитические реакции на ионы Fe 3+ , Fe 2+ .
Подгру́ппа желе́за - химические элементы 8-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации - элементы побочной подгруппы VIII группы) . В группу входят железо Fe, рутений Ru и осмий Os. На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и искусственно синтезированный элемент хассий Hs, который был открыт в 1984 в Центре исследования тяжёлых ионов (нем. Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI ), Дармштадт, Германия в результате бомбардировки свинцовой (208 Pb) мишени пучком ионов железа-58 из ускорителя UNILAC. В результате эксперимента были синтезированы 3 ядра 265 Hs, которые были надёжно идентифицированы по параметрам цепочки α-распадов . Одновременно и независимо эта же реакция исследовалась в ОИЯИ (Дубна,Россия), где по наблюдению 3 событий α-распада ядра 253 Es также был сделан вывод о синтезе в этой реакции ядра 265 Hs, подверженного α-распаду . Все элементы группы 8 содержат 8 электронов на своих валентных оболочках. Два элемента группы - рутений и осмий - относятся к семейству платиновых металлов. Как и в других группах, члены 8 группы элементов проявляют закономерностиэлектронной конфигурации, особенно внешних оболочек, хотя, как ни странно, рутений не следует этому тренду. Тем не менее, у элементов этой группы тоже проявляется сходство физических свойств и химического поведения: В чистом виде в природе железо редко встречается, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре - 4,65 % (4-е место после кислорода, кремния и алюминия ). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.
Рутений является единственным платиновым металлом, который обнаруживается в составе живых организмов. (По некоторым данным - ещё и платина). Концентрируется в основном в мышечной ткани. Высший оксид рутения крайне ядовит и, будучи сильным окислителем, может вызвать возгорание пожароопасных веществ.
Аналитические реакции
Гексацианоферрат(III) калия K 3 с катионом Fe 2+ образует синий осадок «турнбулевой сини»:
3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,
3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.
Осадок не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH) 2 . При избытке реактива осадок приобретает зеленый оттенок. Реакции мешают ионы Fe 3+ , которые при большой концентрации дают с реактивом бурое окрашивание раствора, и ионы Мn 2+ и Bi 3+ , дающие с реактивом слабоокрашенные осадки, растворимые в кислотах. Выполнение реакций. В пробирку поместить 1–2 капли раствора FeSO 4 и прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части, к первой прибавить 1-2 капли 2 М раствора НС1, ко второй– 1-2 капли 2 М раствора щелочи. Условия проведения реакции – с разбавленными растворами в кислой среде, рН = 3.
1.5.2.> Окисление Fe 2+ до Fe 3+ . Ион Fe 2+ представляет собой довольно сильный восстановитель и способен окисляться при действии ряда окислителей, например, H 2 O 2 , KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 в кислой среде и др.
2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.
При проведении систематического анализа Fe 2+ следует открыть в предварительных испытаниях, т.к. в процессе разделения групп Fe 2+ может окислиться до Fe 3+ .
Частные аналитические реакции ионов Fe 3+
1.5.3. Гексацианоферрат(II) калия K 4 с катионами Fe 3+ образует темно-синий осадок «берлинской лазури»:
4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.
Осадок практически не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH) 3 . В избытке реактива осадок заметно растворяется. Выполнение реакции. К 1–2 каплям раствора FeCl 3 прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2–3 капли 2 М раствора НС1, к другой –1-2 капли 2 М раствора NaOH, перемешать.
1.5.4. Тиоцианат (роданид) калия KNCS с ионами Fe 3+ образует комплекс кроваво-красного цвета. В зависимости от концентрации тиоцианата могут образовываться комплексы различного состава:
Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,
Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,
и т.д. до Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,
Реакция обратима, поэтому реактив берется в избытке. Определению мешают ионы, образующие с Fe 3+ устойчивые комплексы, например, фторид-ионы, соли фосфорной, щавелевой и лимонной кислот.
89.Элементы I B группы. Типичные свойства важнейших соединений, биологическая роль. Бактерицидное действие ионов Ag + и Сu 2+ . Аналитические реакции на ионы серебра и меди.
n = 4 Cu ns1(n-1)d10, внешний уровень - 1 ē,
предвнешний - 18 ē
n = 5 Ag Неспаренных ē - один (провал, проскок), но
n = 6 Au 18 - электронный слой, устойчивый у подгруппы
цинка, здесь еще не вполне стабилизировался и
способен к потере ē, поэтому СО возможны
Только d-элементы IB группы образуют соединения, в которых СО превышает N группы, причем она более устойчива для Cu2+, Ag+, Au+3
Хаpактеpное свойство двухзаpядных ионов меди - их способность соединяться с молекулами аммиака с обpазованием комплексных ионов.Медь пpинадлежит к числу микpоэлементов. Такое название получили Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co в связи с тем, что малые количества их необходимы для ноpмальной жизнедеятельности pастений. Микpоэлементы повышают активность феpментов, способствуют синтезу сахаpа, кpахмала, белков, нуклеиновых кислот, витаминов и феpментов. Сеpебpо - малоактивный металл. В атмосфеpе воздуха оно не окисляется ни пpи комнатных темпеpатуpах, ни пpи нагpевании. Часто наблюдаемое почеpнение сеpебpяных пpедметов - pезультат обpазования на их повеpхности чёpного сульфида сеpебpа - AgS 2 . Это пpоисходит под влиянием содеpжащегося в воздухе сеpоводоpода, а также пpи сопpикосновении сеpебpяных пpедметов с пищевыми пpодуктами, содеpжащими соединения сеpы.4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S +2H 2 OВ pяду напpяжения сеpебpо pасположено значительно дальше водоpода. Поэтому соляная и pазбавленная сеpная кислоты на него не действуют. Раствоpяют серебpо обычно в азотной кислоте, котоpая взаимодействует с ним согласно уpавнению:Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 OСеpебpо обpазует один pяд солей, pаствоpы котоpых содеpжат бесцветные катионы Ag + .Пpи действии щелочей на pаствоpы солей сеpебpа можно ожидать получения AgOH, но вместо него выпадает буpый осадок оксида сеpебpа(I):2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 OКpоме оксида сеpебpа(I) известны оксиды AgO и Ag 2 O 3 .Hитpат сеpебpа (ляпис) - AgNO 3 - обpазует бесцветные пpозpачные кpисталлы, хоpошо pаствоpимые в воде. Пpименяется в пpоизводстве фотоматеpиалов, пpи изготовлении зеpкал, в гальванотехнике, в медицине.Подобно меди, сеpебpо обладает склонностью к обpазованию комплексных соединений.Многие неpаствоpимые в воде соединения сеpебpа (напpимеp: оксид сеpебpа(I) - Ag 2 O и хлоpид сеpебpа- AgCl), легко pаствоpяются в водном pаствоpе аммиака.Комплексные цианистые соединения сеpебpа пpименяются для гальванического сеpебpения, так как пpи электpолизе pаствоpов этих солей на повеpхности изделий осаждается плотный слой мелкокpисталлического сеpебpа.Все соединения сеpебpа легко восстанавливаются с выделением металлического сеpебpа. Если к аммиачному pаствоpу оксида сеpебpа(I), находящемуся в стеклянной посуде, пpибавить в качестве восстановителя немного глюкозы или фоpмалина, то металлическое сеpебpо выделяется в виде плотного блестящего зеpкального слоя на повеpхности стекла. Ионы сеpебpа подавляют pазвитие бактеpий и уже в очень низкой концентpации, сеpилизуют питьевую воду. В медицине для дезинфекции слизистых оболочек пpименяются стабилизиpованные специальными добавками коллоидные pаствоpы сеpебpа (пpотаpгол, коллаpгол и дp.Серебро (наряду с другими тяжелыми металлами, такими как медь, олово, ртуть) способно в малых концентрациях оказывать бактерицидное действие (так называемый, олигодинамический эффект). Выраженный бактерицидный эффект (способность гарантированно убивать определенные бактерии) наблюдается при концентрациях ионов серебра свыше 0,15 мг/л. В количестве 0,05 - 0,1 мг/л ионы серебра обладают только бактериостатическим действием (способностью сдерживать рост и размножение бактерий). Хотя скорость обеззараживания серебром не так высока, как озоном или УФ лучами, ионы серебра могут долгое время оставаться в воде, обеспечивая ее длительную дезинфекцию. Механизм действия серебра еще до конца не изучен. Как полагают ученые, обеззараживающий эффект наблюдается, когда положительно заряженные ионы серебра, а также меди образуют электростатические связи с отрицательно заряженной поверхностью клеток микроорганизмов. Эти электростатические связи создают напряжение, которое может нарушить проницаемость клеток и снизить проникновение в них жизненно-необходимого количества питательных веществ. Проникая же внутрь клеток, ионы серебра, а также меди взаимодействуют с аминокислотами, которые входят в состав протеинов и используются в процессе фотосинтеза. В результате чего, процесс превращения солнечного излучения в пищу и энергию микроорганизмов нарушается, что и приводит к их гибели.В результате многочисленных исследований подтверждено эффективное бактерицидное воздействие ионов серебра на большинство патогенных микроорганизмов, а также и на вирусы. Однако спорообразующие разновидности микроорганизмов практически нечувствительны к серебру.Обогащение воды ионами серебра может осуществляться несколькими способами: непосредственным контактом воды с поверхностью серебра, обработкой воды раствором солей серебра и электролитическим методом.
Качественная реакция на ионы меди
Гексацианоферрат (2) калия K 4 образует с раствором соли меди красно-бурый осадок Cu 2 , нерастворимый в разбавленных кислотах, но растворимый в растворе аммиака.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯К 3 каплям раствора CuSO 4 прибавить 2 капли раствора соли K 4 . Hаблюдать выпадение красного осадка. Осадок отцентрифугировать и прибавить к нему 3–5 капель раствора аммиака.
Реакции обнаружения ионов меди Сu2+
Действие группового реагента H2S. Сероводород образует в подкисленных растворах солей меди черный осадок сульфида меди (II)CuS:CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.
Действие гидроксида аммония NH4OH. Гидроксид аммония NH4OH, взятый в избытке, образует с солями меди комплексный катион тетраамминмеди (II) интенсивно-синего цвета:
CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4Н2O,
Сu2+ + 4NH4OH = + + 4Н2О.
Реакции обнаружения ионов серебра Ag+
Действие группового реагента НС1. Соляная кислота образует с растворами солей Ag+ практически нерастворимый в воде белый осадок хлорида серебра AgCl:
Ag+ + Cl- = AgCl.
Обнаружение катиона серебра. Соляная кислота и растворы ее солей (т. е. хлорид-ионы Сl-) образуют с растворами солей Ag+ практически нерастворимый в воде белый осадок хлорида серебра AgCl, который хорошо растворяется в избытке раствора NH4OH; при этом образуется растворимая в воде комплексная соль серебра хлорид диамминсеребра. При последующем действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и хлорид серебра снова выпадает в осадок (эти свойства солей серебра используются для его обнаружения):
AgNO3 + НСl = AgCl + HNO3,
AgCl + 2NH4OH = Cl + 2Н2О,
Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.
90.Элементы II В группы. Типичные свойства важнейших соединений, биологическая роль. Комплексная природа, медь- и цинксодержащих ферментов. Аналитические реакции на ионы Zn 2+ .
Ферментами называют природные белковые катализаторы. Некоторые ферменты имеют чисто белковый состав и не нуждаются для проявления своей активности в каких-либо иных веществах. Однако существует обширная группе ферментов, активность которых проявляется только в присутствии определенных соединений небелковой природы. Эти соединения называются кофакторами. Кофакторами могут быть, например, ионы металлов или органические соединения сложного строения - их обычно называют коферментами. Установлено, что для нормальной работы фермента иногда требуется и кофермент, и ион металла, образующие вместе с молекулой субстрата тройной комплекс. Так металлы входят в состав биологических машин как незаменимая часть. Ионы магния нужны для работы по переносу остатков фосфорной кислоты, для этих же целей нужны и ионы калия; гидролиз белков требует ионов цинка и т. д. Ниже мы разберем эти вопросы детально.Ферменты, как правило, ускоряют однотипные реакции, и лишь немногие из них действуют только на одну определенную и единственную реакцию. К таким ферментам, обладающим абсолютной специфичностью, относится, в частности, уреаза, разлагающая мочевину. Большинство ферментов не столь строги в выборе субстрата. Одна и та же гидролаза, например, способна катализировать гидролитическое разложение нескольких различных сложных эфиров.По мере того как в биологических исследованиях их химическая сторона углублялась и химики все чаще становились помощниками и сотрудниками биологов, число вновь открываемых ферментов неуклонно возрастало; вскоре их пришлось считать уже не десятками, а сотнями. Такое расширение круга биологических катализаторов вызвало некоторые трудности в классификации и номенклатуре ферментов.Раньше ферменты называли по тому субстрату, на который они действовали, с прибавлением окончания "аза". Так, если фермент действует на сахар мальтозу, то его называли "мальтаза", если на лактозу - "лактаза" и т. д. В настоящее время принята номенклатура, в которой название отражает также и химическую функцию фермента. Частица "аза" сохранена для простых ферментов. Если же в реакции участвует комплекс ферментов, применяют термин "система".
Ферменты делят на шесть классов:
Оксидоредуктазы. Это ферменты, катализирующие окислительно-восстановительные реакции. Примером оксидоредуктаз могут служить пируватдегидрогеназа, отнимающая водород от пировиноградной кислоты, каталаза, разлагающая пероксид водорода, и др.
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.
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
