Apakšgrupa sastāv no 9 elementiem un šajā ziņā ir unikāla periodiskajā tabulā. Vēl viena unikāla šīs grupas īpašība ir tāda, ka šīs apakšgrupas elementi nesasniedz augstāko oksidācijas pakāpi (izņemot Ru un Os). Ir vispārpieņemts sadalīt 9 elementus 4 saimēs: dzelzs triādē un Ru-Os, Rh-Ir, Pd-Pt diādēs. Šo sadalījumu pamato elementu Fe, Co un Ni 3d apakšlīmeņa kinosimetrija, kā arī Os, Ir un Pt lantanīda kompresija.
Dzelzs triādes elementu ķīmija Vienkāršas vielas
Dzelzs ieņem ceturto vietu pēc pārpilnības uz Zemes, bet lielākā daļa tās atrodas rūpnieciskai lietošanai nepiemērotā stāvoklī (alumīnijasilikāti). Rūpnieciski nozīmīgas ir tikai rūdas, kuru pamatā ir dzelzs oksīdi FeO un Fe 2 O 3. Kobalts un niķelis ir reti elementi, kas, lai gan tie veido paši savus minerālus, tiek rūpnieciski iegūti no polimetālu rūdām.
Elementu ražošana ir saistīta ar to reducēšanu no oksīdiem. Oglekļa atvasinājumus (koksu, CO) izmanto kā reducētājus, tāpēc iegūtais metāls satur līdz pat vairākiem procentiem oglekļa. Dzelzi, kas satur vairāk nekā 2% oglekļa, sauc par čugunu; Šis materiāls ir labi piemērots masīvu izstrādājumu liešanai, taču tā mehāniskā izturība ir zema. Dedzinot oglekli atvērtā pavarda krāsnīs vai pārveidotājos, tiek iegūts tērauds, no kura var ražot mehāniski izturīgus izstrādājumus. Materiāla īpašību atkarība no tā ražošanas un apstrādes metodes ir īpaši skaidri redzama dzelzs gadījumā: sacietēšanas un rūdīšanas kombinācija ļauj iegūt materiālus ar dažādām īpašībām.
Co un Ni ražošana ir sarežģīts process. Pēdējā posmā metālu oksīdus (CoO, Co 2 O 3, NiO) reducē ar oglekli, un iegūtais metāls tiek attīrīts ar elektrolīzi.
Vienkāršu vielu īpašības ir ļoti atkarīgas no citu elementu piemaisījumu klātbūtnes tajās. Tīri kompaktie metāli ir stabili gaisā parastā temperatūrā, jo veidojas spēcīga oksīda plēve, īpaši Ni. Tomēr ļoti izkliedētā stāvoklī šie metāli ir pirofori, t.i. pašaizdegties.
Sildot, Fe, Co, Ni reaģē ar pamata nemetāliem, un dzelzs mijiedarbība ar hloru notiek īpaši intensīvi, pateicoties iegūtā FeCl 3 nepastāvībai, kas nepasargā metāla virsmu no oksidēšanās. Gluži pretēji, Ni mijiedarbība ar fluoru praktiski nenotiek spēcīgas fluora plēves veidošanās dēļ, tāpēc, strādājot ar fluoru, tiek izmantota niķeļa iekārta.
Fe, Co, Ni neveido specifiskus savienojumus ar ūdeņradi, bet spēj to absorbēt ievērojamos daudzumos, īpaši ļoti izkliedētā stāvoklī. Tāpēc dzelzs saimes metāli ir labi hidrogenēšanas procesu katalizatori.
Metāli labi reaģē ar neoksidējošām skābēm:
E + 2HCl ECl 2 + H 2
Oksidējošās skābes pasivizē metālus, bet reakcija nenotiek ar sārmiem metālu oksīdu bāzes rakstura dēļ.
Savienojumi e(0)
Šis oksidācijas stāvoklis ir raksturīgs karbonilgrupām. Dzelzs veido karbonilgrupu ar sastāvu Fe(CO) 5, kobaltu - Co 2 (CO) 8 un niķeli - Ni (CO) 4. Niķeļa karbonils veidojas īpaši viegli (50 °C, atmosfēras spiediens), tāpēc to izmanto tīra niķeļa iegūšanai.
Savienojumi E(+2)
Savienojumu stabilitāte šajā oksidācijas stāvoklī palielinās no Fe līdz Ni. Tas ir saistīts ar faktu, ka kodola lādiņa palielināšanās, kamēr atoma izmērs paliek nemainīgs, nostiprina saikni starp kodolu un d-elektroniem, tāpēc pēdējos ir grūtāk atdalīt.
E(+2) savienojumus iegūst, šķīdinot metālus skābēs. E(OH)2 hidroksīdi izgulsnējas, ja sāļu ūdens šķīdumiem pievieno sārmu šķīdumu:
ECl 2 + 2NaOH = E(OH) 2 + 2NaCl
No tā mēs varam secināt, ka attiecīgo metālu sāļi ir jutīgi pret katjonu hidrolīzi. Hidrolīzes rezultātā tiek iegūti dažādi produkti, tostarp polinukleāros kompleksus, piemēram, NiOH +,.
Kalcinējot E(OH) 2 bez gaisa piekļuves, var iegūt oksīdus. Oksīdiem un hidroksīdiem ir galvenokārt pamata raksturs; Ferātus (+2), kobaltātus (+2) un nikelātus (+2) iegūst tikai skarbos apstākļos, piemēram, sakausējot:
Na 2 O + NiO = Na 2 NiO 2
E(+2) sulfīdus var izgulsnēt no ūdens šķīdumiem, izmantojot Na 2 S vai pat H 2 S (atšķirībā no MnS, kas netiek izgulsnēts ar H 2 S), bet šie sulfīdi izšķīst stiprās skābēs, ko izmanto ķīmiskajā analīzē:
E 2+ + S 2– E 2 S, E 2 S + 2H + (piem.) E 2+ + H 2 S
No E(+2) savienojumiem tikai Fe(+2) piemīt ievērojamas reducējošas īpašības. Tādējādi visus vienkāršos (nesarežģītos) Fe(+2) savienojumus oksidē atmosfēras skābeklis un citi spēcīgi oksidētāji:
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 + 2 MnSO 4 + 8H 2 O
Kobalta (+2) un niķeļa (+2) savienojumus oksidē tikai spēcīgi oksidētāji, piemēram, NaOCl:
E(OH) 2 + NaOCl + x H 2 O E 2 O 3 x H2O + NaCl
Savienojumi E(+3)
Stabilus savienojumus šajā oksidācijas stāvoklī ražo dzelzs un daļēji kobalts. No Ni(+3) atvasinājumiem stabili ir tikai kompleksie savienojumi.
Hidroksīdus E(OH) 3 iegūst, iedarbojoties ar sārmu uz sāls šķīdumiem vai oksidējot E(OH) 2:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3
Tādējādi tiek iegūti produkti, kas satur mainīgu ūdens daudzumu (nav nemainīga sastāva). Oksīdi ir hidroksīda dehidratācijas galaprodukti, taču nav iespējams iegūt tīru Co 2 O 3 un Ni 2 O 3, jo tie sadalās skābeklī un zemākā oksīdā. Dzelzs un kobalta gadījumā ir iespējams iegūt oksīdus ar sastāvu E 3 O 4, kurus var uzskatīt par jauktiem oksīdiem EOE 2 O 3. No otras puses, E 3 O 4 ir sāļi, kas atbilst E(OH) 3 hidroksīdu skābajai funkcijai.
Fe 2 O 3 + Na 2 O 2NaFeO 2
Fe(OH)3 galvenās funkcijas ir daudz labāk izteiktas:
Fe(OH) 3 + 3HCl FeCl 3 + 3H 2 O
Tā kā Fe(OH) 3 ir vājš elektrolīts, Fe(+3) sāļi ir jutīgi pret hidrolīzi. Hidrolīzes produkti iekrāso šķīdumu raksturīgā brūnā krāsā, un, šķīdumu vārot, izdalās Fe(OH) 3 nogulsnes:
Fe 3+ + 3H 2 O Fe(OH) 3 + 3H +
Nav iespējams iegūt vienkāršus sāļus Co(+3) un Ni(+3), kas atbilst hidroksīda E(OH) 3 galvenajai funkcijai: skābā vidē notiek redoksreakcijas, veidojoties E(+2) :
2Co 3 O 4 + 12HCl 6CoCl 2 + O 2 + 6H 2 O
Savienojumi Co(+3) un Ni(+3) var būt tikai oksidētāji, turklāt diezgan spēcīgi, un dzelzs(+3) nav spēcīgs oksidētājs. Tomēr ne vienmēr ir iespējams iegūt E(+3) sāļus ar reducējošo anjonu (I–, S2–). Piemēram:
2Fe(OH)3 + 6HI 2FeI2 + 6H2O + I2
Atšķirībā no kobalta un niķeļa, dzelzs veido Fe(+6) atvasinājumus, kurus iegūst, spēcīgi oksidējot Fe(OH) 3 sārmainā vidē:
2Fe(OH)3 + 3Br2 +10KOH 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O
Ferāti (+6) ir spēcīgāki oksidētāji nekā permanganāti.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas sekundārās apakšgrupas VIII grupas elementu vispārīgie raksturojumi.
Dzelzs apakšgrupa- ķīmisko elementu periodiskās tabulas 8. grupas ķīmiskie elementi. Grupā ietilpst dzelzs Fe, rutēnijs Ru un osmijs Os. Pamatojoties uz atoma elektronisko konfigurāciju, tai pašai grupai pieder arī mākslīgi sintezētais elements Hasijs Hs.
Visi 8. grupas elementi to valences apvalkos satur 8 elektronus. Divi grupas elementi - rutēnijs un osmijs - pieder pie platīna metālu saimes. Tāpat kā citās grupās, 8. grupas elementu locekļiem ir elektroniskas konfigurācijas modeļi, īpaši ārējos apvalkos, lai gan pārsteidzoši, ka rutēnijs neievēro šo tendenci. Tomēr šīs grupas elementiem ir arī līdzības fizikālās īpašības un ķīmiskā uzvedība.
Dzelzs kā darbarīku materiāls ir pazīstams kopš seniem laikiem. Dzelzs ražošanas un izmantošanas vēsture aizsākās aizvēsturiskajā laikmetā, visticamāk, izmantojot meteorītu dzelzi.
Rutēniju atklāja Kazaņas universitātes profesors Kārlis Klauss 1844. gadā. Klauss izolēja to no Urālu platīna rūdas tīrā veidā un norādīja uz līdzībām starp triādēm rutēnijs - rodijs - pallādijs un osmijs - irīdijs - platīns. Viņš jauno elementu nosauca par rutēniju par godu Rus' (Ruthenia ir Rus' latīņu nosaukums).
Osmiju 1804. gadā atklāja angļu ķīmiķis Smitsons Tenants nogulsnēs, kas palika pēc platīna izšķīdināšanas ūdens regijā.
Dzelzs dabā tīrā veidā ir sastopams reti, visbiežāk tas ir atrodams dzelzs-niķeļa meteorītos. Dzelzs izplatība zemes garozā ir 4,65% (4. vieta aiz skābekļa, silīcija un alumīnija). Tiek arī uzskatīts, ka dzelzs veido lielāko daļu zemes kodola.
Rutēnijs ir visizplatītākais platīna metāls cilvēkiem, bet gandrīz retākais no visiem. Nepilda bioloģisku lomu. Koncentrēts galvenokārt muskuļu audos. Augstāks rutēnija oksīds ir ārkārtīgi toksisks un, būdams spēcīgs oksidētājs, var izraisīt uzliesmojošu vielu sadegšanu. Osmijs var pastāvēt arī cilvēkiem nemanāmi mazos daudzumos.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas sekundārās apakšgrupas VIII grupas elementu vispārīgie raksturojumi. - jēdziens un veidi. Kategorijas "D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas sekundārās apakšgrupas VIII grupas elementu vispārīgie raksturlielumi" klasifikācija un pazīmes. 2017., 2018. gads.
1. Orazio Vecchi. Madrigāla komēdija "Amfiparnass". Pantalone, Pedroline un Hortensia aina 2. Orazio Vecchi. Madrigāla komēdija "Amfiparnass". Izabellas un Lūsio aina 3. Emilio Kavaljēri. "Dvēseles un ķermeņa iztēle." Prologs. Koris “Ak, sinjore” 4. Emilio Kavaljē.... .
1248. gadā, kad Ķelnes arhibīskaps Konrāds fon Hohstadens ielika Ķelnes katedrāles pamatakmeni, sākās viena no garākajām nodaļām Eiropas būvniecības vēsturē. Ķelne, viena no bagātākajām un politiski varenākajām toreizējās Vācijas pilsētām... .
Etjēns Moriss Falkonē (1716-1791) Francijā un Krievijā (no 1766-1778). "Draudošais Cupid" (1757, Luvra, Valsts Ermitāža) un tā kopijas Krievijā. Piemineklis Pēterim I (1765-1782). Pieminekļa dizains un raksturs, nozīme pilsētas ansamblī. Falkonē asistentes - Marijas Annas Kolotas (1748-1821) loma radīšanā... .
Aleksandrs Ivanovs 1855. gada 10. jūnijā rakstīja: “Vārdu sakot, es, it kā atstājot veco mākslas dzīvesveidu, vēl neesmu ielicis pamatīgu akmeni jaunajam, un šajā situācijā neviļus kļūstu par pārejas mākslinieku. .” 1. Lai gan šie vārdi tika teikti saistībā ar jaunas interpretācijas meklējumiem... .
Atkal es pieskāros patiesībai un, nesaprotot, pagāju garām. Es jau domāju – tā ir nāve, izmisuma robeža, un tad, atmetusi visas cerības, atradu sirdsmieru. Šķiet, ka šādās stundās atpazīsti sevi, atrodi sevī draugu. Nekas nav salīdzināms ar šo garīgo sajūtu... .
Renesanses un 17. gadsimta zobeni. XVI-XVII gs. zobens ir piedzīvojis dažas izmaiņas. Divu roku zobeni ieguva lielu popularitāti, un vēlāk tos izmantoja kā ceremonijas ieročus. Vienas rokas zobeni ir mainījušies daudz vairāk nekā dažos iepriekšējos gadsimtos.... .
Ar kreiso spārnu, dzelzs plākšņu ķiverē, čukču karotājs bruņās no bārdainas ādas čukču, aizbaidot suni ar šķēpu (19.gs.). Rekonstrukcija. A.V.Siļnovas zīmējums 4 M e n i l o - brieža vēdera daļēji sagremots saturs. No šī... .
Periodiskās tabulas VII grupā iekļautie elementi ir sadalīti divās apakšgrupās: galvenajā - halogēna apakšgrupā - un sekundārajā - mangāna apakšgrupā. Arī ūdeņradis ir iekļauts šajā grupā, lai gan tā atomam ir viens elektrons ārējā valences līmenī, un tas jāievieto I grupā. Tomēr ūdeņradim ir ļoti maz kopīga gan ar galvenās apakšgrupas elementiem - sārmu metāliem, gan ar sekundārās apakšgrupas elementiem - varu, sudrabu un zeltu. Tajā pašā laikā, tāpat kā halogēni, tas pievieno elektronu reakcijās ar aktīviem metāliem un veido hidrīdus, kuriem ir dažas līdzības ar halogenīdiem.
Halogēnu apakšgrupā ietilpst fluors, hlors, broms, jods un astatīns. Pirmie četri elementi ir sastopami dabā, pēdējais ir iegūts mākslīgi un tāpēc ir pētīts daudz mazāk nekā pārējie halogēni. Vārds halogēns nozīmē sāli veidojošs. Apakšgrupas elementi saņēma šādu nosaukumu, pateicoties vieglai reakcijai ar daudziem metāliem, veidojot sāļus.Visiem halogēniem ir ārējā elektronu apvalka struktūra s 2 p 5. Tāpēc tie viegli pieņem elektronu, veidojot stabilu cēlgāzes elektronu apvalku (s 2 p 6). Fluoram ir mazākais atomu rādiuss apakšgrupā; pārējiem tas palielinās sērijā 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 .
Nemetālu raksturīga iezīme ir lielāks (salīdzinājumā ar metāliem) elektronu skaits to atomu ārējā enerģijas līmenī. Tas nosaka to lielāku spēju piesaistīt papildu elektronus un uzrādīt augstāku oksidatīvo aktivitāti nekā metāliem. Īpaši spēcīgas oksidējošās īpašības, t.i., elektronu pievienošanas spējas, piemīt nemetāliem, kas atrodas VI-VII grupas 2. un 3. periodā. Ja salīdzinām elektronu izvietojumu orbitālēs fluora, hlora un citu halogēnu atomos, tad varam spriest par to atšķirīgās īpašības. Fluora atomam nav brīvu orbitāļu. Tāpēc fluora atomiem var būt tikai I valence un 1. oksidācijas pakāpe. Spēcīgākais oksidētājs ir fluors. Citu halogēnu atomos, piemēram, hlora atomā, ir brīvas d-orbitāles vienā enerģijas līmenī. Pateicoties tam, elektronu savienošana pārī var notikt trīs dažādos veidos. Pirmajā gadījumā hlors var uzrādīt oksidācijas pakāpi +3 un veidot hlorskābi HClO2, kas atbilst sāļiem - hlorītiem, piemēram, kālija hlorīts KClO2. Otrajā gadījumā hlors var veidot savienojumus, kuros hlora oksidācijas pakāpe ir +5. Pie šādiem savienojumiem pieder hipohlorskābe HClO3 un tās sāļi - hlorāti, piemēram, kālija hlorāts KClO3 (Berthollet sāls). Trešajā gadījumā hlora oksidācijas pakāpe ir +7, piemēram, perhlorskābē HClO4 un tās sāļos, perhlorātos (kālija perhlorātā KClO4).
Īpašas Mn 2+ jonu analītiskās reakcijas
1.5.5. Oksidēšana ar nātrija bismutātu NaBiO 3 notiek saskaņā ar vienādojumu:
2Mn(NO3)2+5NaBiO3+16HNO3=2HMnO4+5Bi(NO3)3+5NaNO3+7H2O.
Reakcija notiek aukstumā. Reakcijas izpilde: pievieno 3-4 pilienus 6 M HNO 3 šķīduma un 5-6 pilienus H 2 O 1-2 pilieniem mangāna sāls šķīduma, pēc tam ar lāpstiņu pievieno nedaudz NaBiO 3 pulvera. Pēc mēģenes satura sajaukšanas ļaujiet tai nostāvēties 1-2 minūtes, pēc tam centrifugējiet, lai atdalītu lieko nātrija bismutātu. Mn 2+ klātbūtnē šķīdums kļūst purpursarkans, jo veidojas mangānskābe, kas ir viens no spēcīgākajiem oksidētājiem.
1.5.6. PbO 2 oksidēšana ar svina dioksīdu slāpekļskābes vidē, karsējot:
2Mn(NO3)2+5PbO2+6HNO3 →2HMnO4+5Pb(NO3)2+2H2O.
Reakcijas izpilde: Paņemiet nedaudz PbO 2 pulvera un ievietojiet to mēģenē, pievienojiet tur 4-5 pilienus 6 M HNO 3 un maisot karsējiet. Violetas krāsas izskats norāda uz Mn 2+ klātbūtni.
1.5.7. Svarīgas analīzē ir Mn 2+ reakcijas ar sārmu metālu karbonātiem, nātrija hidrogēnfosfātu, oksidācijas reakcijas ar amonija persulfātu, benzidīna oksidēšana ar Mn 4+ savienojumiem, AgCl reducēšana līdz metāliskajam sudrabam ar Mn 2+ joniem.
88. VIII B grupas elementi. Svarīgāko savienojumu tipiskās īpašības. Bioloģiskā loma. Analītiskās reakcijas uz Fe 3+ un Fe 2+ joniem.
Dzelzs apakšgrupa- ķīmisko elementu periodiskās tabulas 8. grupas ķīmiskie elementi (pēc novecojušās klasifikācijas - VIII grupas sekundārās apakšgrupas elementi). Grupā ietilpst dzelzs Fe, rutēnijs Ru un osmijs Os. Pamatojoties uz atoma elektronisko konfigurāciju, tai pašai grupai pieder arī mākslīgi sintezētais elements Hasijs Hs, kas tika atklāts 1984. gadā Smago jonu pētniecības centrā (vācu valodā). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmštate, Vācija svina (208 Pb) mērķa bombardēšanas rezultātā ar dzelzs-58 jonu staru no UNILAC paātrinātāja. Eksperimenta rezultātā tika sintezēti 3 265 Hs kodoli, kas tika droši identificēti pēc α-sabrukšanas ķēdes parametriem. Vienlaicīgi un neatkarīgi šī pati reakcija tika pētīta JINR (Dubna, Krievija), kur, pamatojoties uz 3 253 Es kodola α-sabrukšanas notikumu novērojumiem, tika arī secināts, ka šajā reakcijā 265 Hs kodols, subjekts līdz α-sabrukšanai, tika sintezēts. Visi 8. grupas elementi to valences apvalkos satur 8 elektronus. Divi grupas elementi - rutēnijs un osmijs - pieder pie platīna metālu saimes. Tāpat kā citās grupās, 8. grupas elementu locekļiem ir elektroniskas konfigurācijas modeļi, īpaši to ārējā apvalkā, lai gan, dīvainā kārtā, rutēnijs neievēro šo tendenci. Tomēr šīs grupas elementiem ir arī līdzības fizikālajās īpašībās un ķīmiskajā uzvedībā: Dzelzs dabā tīrā veidā ir sastopams reti, visbiežāk tas ir atrodams dzelzs-niķeļa meteorītos. Dzelzs izplatība zemes garozā ir 4,65% (4. vieta aiz skābekļa, silīcija un alumīnija). Tiek uzskatīts, ka arī dzelzs veido lielāko daļu Zemes kodola.
Rutēnijs ir vienīgais platīna metāls, kas atrodams dzīvos organismos. (Saskaņā ar dažiem avotiem - arī platīnu). Koncentrēts galvenokārt muskuļu audos. Augstāks rutēnija oksīds ir ārkārtīgi toksisks un, būdams spēcīgs oksidētājs, var izraisīt uzliesmojošu vielu sadegšanu.
Analītiskās reakcijas
Kālija heksacianoferāts(III) K 3 ar Fe 2+ katjonu veido zilas “Turnboole Blue” nogulsnes:
3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4,
3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.
Nogulsnes nešķīst skābēs, bet sadalās ar sārmiem, veidojot Fe(OH) 2. Ja ir reaģenta pārpalikums, nogulsnes kļūst zaļas. Reakciju traucē Fe 3+ joni, kas lielās koncentrācijās piešķir reaģentam šķīdumam brūnu krāsu, un Mn 2+ un Bi 3+ joni, kas rada reaģentam vājas krāsas, skābēs šķīstošas nogulsnes. Veicot reakcijas. Ievietojiet mēģenē 1–2 pilienus FeSO 4 šķīduma un pievienojiet 1 pilienu reaģenta. Sadaliet iegūtās nogulsnes divās daļās, pirmajai pievienojiet 1-2 pilienus 2 M HC1 šķīduma, bet otrajai - 1-2 pilienus 2 M sārma šķīduma. Reakcijas apstākļi ir ar atšķaidītiem šķīdumiem skābā vidē, pH = 3.
1.5.2.> Fe 2+ oksidēšana līdz Fe 3+. Fe 2+ jons ir diezgan spēcīgs reducētājs, un to var oksidēt vairāku oksidētāju, piemēram, H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, iedarbībā skābā vidē utt.
2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.
Veicot sistemātisku analīzi, Fe 2+ ir jāatklāj provizoriskajos testos, jo grupu atdalīšanas procesā Fe 2+ var oksidēties līdz Fe 3+.
Īpašas Fe 3+ jonu analītiskās reakcijas
1.5.3. Kālija heksacianoferāts(II) K 4 ar Fe 3+ katjoniem veido tumši zilas “Prūsijas zilās” nogulsnes:
4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.
Nogulsnes praktiski nešķīst skābēs, bet sārmu ietekmē tās sadalās, veidojot Fe(OH) 3 . Pārsniedzot reaģentu, nogulsnes ievērojami izšķīst. Reakcijas izpilde. Pievienojiet 1 pilienu reaģenta 1–2 pilieniem FeCl 3 šķīduma. Sadaliet iegūtās nogulsnes divās daļās. Vienai daļai pievieno 2-3 pilienus 2 M HC1 šķīduma, otrai 1-2 pilienus 2 M NaOH šķīduma, samaisa.
1.5.4. Kālija tiocianāts (rodanīds) KNCS ar Fe 3+ joniem veido asinssarkano kompleksu. Atkarībā no tiocianāta koncentrācijas var veidoties dažādu sastāvu kompleksi:
Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,
Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,
utt. uz Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,
Reakcija ir atgriezeniska, tāpēc reaģents tiek uzņemts pārāk daudz. Noteikšanu traucē joni, kas veido stabilus kompleksus ar Fe 3+, piemēram, fluora joni, fosforskābes, skābeņskābes un citronskābes sāļi.
89.I B grupas elementi. Svarīgāko savienojumu tipiskās īpašības, bioloģiskā loma. Ag + un Cu 2+ jonu baktericīda iedarbība. Analītiskās reakcijas uz sudraba un vara joniem.
n = 4 Cu ns1(n-1)d10, ārējais līmenis - 1 ē,
preārējais - 18 ē
n = 5 Ag, nesapārots ē - viens(neveiksme, izslīdēšana), bet
n = 6 Au 18 - elektroniskais slānis, stabils apakšgrupā
cinks, te vēl nav pilnībā nostabilizējies un
spēj zaudēt ē, tāpēc CO ir iespējamas
Tikai IB grupas d-elementi veido savienojumus, kuros CO pārsniedz N grupu, un tas ir stabilāks Cu2+, Ag+, Au+3
Divkārši lādētiem vara joniem raksturīga īpašība ir to spēja savienoties ar amonjaka molekulām, veidojot kompleksus jonus.Varš ir viens no mikroelementiem. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co šo nosaukumu ieguva tāpēc, ka nelielos daudzumos tie ir nepieciešami normālai augu funkcionēšanai. Mikroelementi paaugstina enzīmu aktivitāti, veicina cukura, cietes, olbaltumvielu, nukleīnskābju, vitamīnu un enzīmu sintēzi. Sudrabs ir metāls ar zemu aktivitāti. Gaisa atmosfērā tas neoksidējas ne istabas temperatūrā, ne karsējot. Bieži novērotā sudraba priekšmetu melnēšana ir melna sudraba sulfīda - AgS 2 - veidošanās rezultāts uz to virsmas. Tas notiek gaisā esošā sērūdeņraža ietekmē, kā arī sudraba priekšmetiem nonākot saskarē ar sēra savienojumus saturošiem pārtikas produktiem 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV Sprieguma diapazonā , sudrabs atrodas daudz tālāk par ūdeņradi. Tāpēc sālsskābe un atšķaidīta sērskābe to neietekmē. Sudrabs parasti tiek izšķīdināts slāpekļskābē, kas ar to mijiedarbojas saskaņā ar vienādojumu: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Sudrabs veido vienu sāļu sēriju, kuru šķīdumi satur bezkrāsainus Ag + katjonus.Kad sārmi iedarbojoties uz sudraba sāļu šķīdumiem, iespējams iegūt AgOH, bet tā vietā izgulsnējas brūnas sudraba(I) oksīda nogulsnes: 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Papildus sudrabam(I) ) oksīds, ir zināmi oksīdi AgO un Ag 2 O 3. Sudraba nitrāts (lapis ) - AgNO 3 - veido bezkrāsainus caurspīdīgus kristālus, labi šķīst ūdenī. To izmanto fotomateriālu ražošanā, spoguļu ražošanā, galvanizēšanā un medicīnā.Tāpat kā varš, sudrabam ir tendence veidot sarežģītus savienojumus.Daudzi ūdenī nešķīstoši sudraba savienojumi (piemēram: sudraba(I) oksīds - Ag 2 O un sudraba hlorīds - AgCl), viegli šķīst amonjaka ūdens šķīdumā. Galvaniskajam sudrabam tiek izmantoti kompleksie sudraba cianīda savienojumi, jo šo sāļu šķīdumu elektrolīzes laikā uz izstrādājumu virsmas Visi sudraba savienojumi ir viegli reducējami ar metāliskā sēra izdalīšanos. Ja sudraba(I) oksīda amonjaka šķīdumam stikla traukā kā reducētāju pievieno nedaudz glikozes vai formalīna, tad metāliskais sudrabs izdalās blīva, spīdīga spoguļa slāņa veidā uz stikla virsmas. Sudraba joni nomāc baktēriju attīstību un pat ļoti zemā koncentrācijā sterilizē dzeramo ūdeni. Medicīnā gļotādu dezinfekcijai izmanto sudraba koloidālos šķīdumus, kas stabilizēti ar speciālām piedevām (protargols, kolargols uc) Sudrabs (kopā ar citiem smagajiem metāliem, piemēram, varu, alvu, dzīvsudrabu) spēj iedarboties baktericīdā veidā. efekts nelielās koncentrācijās (tā sauktais oligodinamiskais efekts). Izteikta baktericīda iedarbība (spēja droši iznīcināt noteiktas baktērijas) tiek novērota, ja sudraba jonu koncentrācija pārsniedz 0,15 mg/l. Daudzumā 0,05 - 0,1 mg/l sudraba joniem piemīt tikai bakteriostatiska iedarbība (spēja kavēt baktēriju augšanu un vairošanos).Lai gan sudraba dezinfekcijas ātrums nav tik augsts kā ozonam vai UV stariem, sudraba joni ūdenī var saglabāties ilgu laiku, nodrošinot ilgstošu dezinfekciju. Sudraba darbības mehānisms vēl nav pilnībā izprasts. Zinātnieki uzskata, ka dezinfekcijas efekts tiek novērots, kad pozitīvi lādēti sudraba un vara joni veido elektrostatiskās saites ar negatīvi lādētu mikroorganismu šūnu virsmu. Šīs elektrostatiskās saites rada spriedzi, kas var pasliktināt šūnu caurlaidību un samazināt svarīgo barības vielu daudzumu iekļūšanu tajās. Iekļūstot šūnās, sudraba un vara joni mijiedarbojas ar aminoskābēm, kas ir daļa no olbaltumvielām un tiek izmantotas fotosintēzes procesā. Rezultātā tiek traucēts saules starojuma pārvēršanas process mikroorganismiem pārtikā un enerģijā, kas noved pie to nāves.Daudzu pētījumu rezultātā sudraba jonu efektīva baktericīda iedarbība uz lielāko daļu patogēno mikroorganismu, kā arī vīrusiem ir izveidojusies. apstiprināts. Taču sporas veidojošās mikroorganismu šķirnes pret sudrabu praktiski ir nejutīgas.Ūdens bagātināšanu ar sudraba joniem var veikt vairākos veidos: tiešā ūdens saskarē ar sudraba virsmu, ūdens apstrādē ar sudraba sāļu šķīdumu un elektrolītisku. metodi.
Kvalitatīva reakcija uz vara joniem
Kālija heksacianoferāts (2) K 4 ar vara sāls šķīdumu veido sarkanbrūnas Cu 2 nogulsnes, kas nešķīst atšķaidītās skābēs, bet šķīst amonjaka šķīdumā.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯Pie 3 pilieniem CuSO 4 šķīduma pievieno 2 pilienus K 4 sāls šķīduma. Ievērojiet sarkanu nogulsnējumu veidošanos. Centrifugējiet nogulsnes un pievienojiet tām 3-5 pilienus amonjaka šķīduma.
Reakcijas vara jonu noteikšanai Cu2+
Grupas reaģenta H2S darbība. Sērūdeņradis veido melnas vara (II) sulfīda nogulsnes paskābinātos vara sāļu šķīdumos: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.
Amonija hidroksīda NH4OH darbība. Amonija hidroksīds NH4OH, uzņemts pārmērīgā daudzumā, ar vara sāļiem veido kompleksu tetraamīna vara (II) katjonu intensīvi zilā krāsā:
CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,
Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.
Ag+ sudraba jonu noteikšanas reakcijas
Grupas reaģenta HC1 darbība. Sālsskābe ar Ag+ sāļu šķīdumiem veido baltas sudraba hlorīda AgCl nogulsnes, kas praktiski nešķīst ūdenī:
Ag+ + Cl- = AgCl.
Sudraba katjona noteikšana. Sālsskābe un tās sāļu šķīdumi (t.i., Cl-hlorīda joni) ar Ag+ sāļu šķīdumiem veido praktiski ūdenī nešķīstošas baltas sudraba hlorīda AgCl nogulsnes, kas labi šķīst NH4OH šķīduma pārpalikumā; šajā gadījumā veidojas ūdenī šķīstošs komplekss sudraba sāls, diamīna sudraba hlorīds. Ar sekojošu slāpekļskābes darbību kompleksais jons tiek iznīcināts un atkal izgulsnējas sudraba hlorīds (tā noteikšanai tiek izmantotas šīs sudraba sāļu īpašības):
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,
AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,
Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.
90. II B grupas elementi. Svarīgāko savienojumu tipiskās īpašības, bioloģiskā loma. Vara un cinku saturošu enzīmu komplekss raksturs. Analītiskās reakcijas Zn 2+ joniem.
Fermenti ir dabiski proteīnu katalizatori. Dažiem enzīmiem ir tikai olbaltumvielu sastāvs, un tiem nav nepieciešamas citas vielas, lai tie parādītu savu darbību. Tomēr ir liela grupa enzīmu, kuru aktivitāte parādās tikai noteiktu savienojumu, kas nav proteīns, klātbūtnē. Šos savienojumus sauc par kofaktoriem. Kofaktori var būt, piemēram, metālu joni vai sarežģītas struktūras organiskie savienojumi – tos parasti sauc par koenzīmiem. Konstatēts, ka normālai fermenta funkcionēšanai dažkārt nepieciešams gan koenzīms, gan metāla jons, kas kopā ar substrāta molekulu veido trīskāršu kompleksu. Tādējādi metāli ir daļa no bioloģiskajām mašīnām kā neaizstājama sastāvdaļa. Magnija joni ir nepieciešami, lai strādātu pie fosforskābes atlikumu pārnešanas, un tiem pašiem mērķiem ir nepieciešami arī kālija joni; proteīnu hidrolīzei ir nepieciešami cinka joni uc Tālāk mēs šos jautājumus aplūkosim sīkāk.Fermenti, kā likums, paātrina viena veida reakcijas, un tikai daži no tiem iedarbojas tikai uz vienu konkrētu un vienu reakciju. Šādi fermenti, kuriem ir absolūta specifika, jo īpaši ietver ureāzi, kas sadala urīnvielu. Lielākā daļa fermentu substrāta izvēlē nav tik stingri. Tā pati hidrolāze, piemēram, spēj katalizēt vairāku dažādu esteru hidrolītisko sadalīšanos.Padziļinoties bioloģisko pētījumu ķīmiskajai pusei un ķīmiķiem arvien vairāk kļūstot par biologu palīgiem un līdzstrādniekiem, jaunatklāto enzīmu skaits nepārtraukti pieauga; drīz tie bija jāskaita nevis desmitos, bet simtos. Šī bioloģisko katalizatoru klāsta paplašināšana radīja zināmas grūtības enzīmu klasifikācijā un nomenklatūrā.Iepriekš fermenti tika nosaukti pēc substrāta, uz kuru tie darbojās, pievienojot galotni “aza”. Tātad, ja ferments iedarbojas uz cukura maltozi, tad to sauca par "maltāzi", ja uz laktozi - "laktāzi" utt. Šobrīd ir pieņemta nomenklatūra, kurā nosaukums atspoguļo arī fermenta ķīmisko funkciju. "Aza" daļiņa ir rezervēta vienkāršiem fermentiem. Ja reakcijā ir iesaistīts enzīmu komplekss, lieto terminu “sistēma”.
Fermentus iedala sešās klasēs:
Oksidoreduktāzes. Tie ir fermenti, kas katalizē redoksreakcijas. Oksidoreduktāžu piemēri ir piruvāta dehidrogenāze, kas atdala ūdeņradi no pirovīnskābes, katalāze, kas sadala ūdeņraža peroksīdu utt.
Periodiskās tabulas astotās grupas sānu apakšgrupa aptver trīs d-elementu triādes un trīs mākslīgi iegūtus un maz pētītus elementus: hasijs, Hs, meitnērijs, Mt, darmstadtium Ds. Pirmo triādi veido elementi: dzelzs, Fe, eobalts Co, niķelis Ni; otrā triāde - rutēnijs Ru, rādijs Ro, pallādijs Pd un trešā triāde - osmijs Os, irīdijs Ir un platīns Pt. Mākslīgi iegūtais hasijs, matehrēnijs, darmstadtijs ar īsu kalpošanas laiku noslēdz mūsdienās zināmo smagāko elementu sēriju.
Lielākajai daļai aplūkojamo VIIB grupas elementu atoma ārējā elektronu apvalkā ir divi valences elektroni; tie visi ir metāli. Papildus ārējiem ns elektroniem saišu veidošanā piedalās elektroni no priekšpēdējā elektronu apvalka (n-1)d.
Kodollādiņa palielināšanās dēļ katras triādes pēdējam elementam raksturīgais oksidācijas stāvoklis ir zemāks nekā pirmajam elementam. Tajā pašā laikā, palielinoties perioda skaitam, kurā elements atrodas, palielinās raksturīgā oktlementa pakāpe (9.1. tabula).
9.1. tabula Astotās sekundārās apakšgrupas elementu raksturīgie oksidācijas stāvokļi
Visbiežāk sastopamie elementu oksidācijas stāvokļi to savienojumos ir izcelti tabulā. 41 treknrakstā.
Šos elementus dažkārt iedala trīs apakšgrupās: dzelzs apakšgrupā (Fe, Ru, Os), kobalta apakšgrupā (Co, Rh, Ir) un niķeļa apakšgrupā (Ni, Pd, Pt). Šo iedalījumu atbalsta elementu raksturīgie oksidācijas stāvokļi (42. tabula) un dažas citas īpašības. Piemēram, visi dzelzs apakšgrupas elementi ir aktīvi katalizatori amonjaka sintēzei, bet niķeļa apakšgrupa ir aktīvi katalizatori organisko savienojumu hidrogenēšanas reakcijām. Kobalta apakšgrupas elementus raksturo kompleksu savienojumu veidošanās [E(NH 3) 6 ]G 3, kur G ir halogēna jons
VIIIB grupas elementu redoksīpašības nosaka pēc šādas shēmas:
Metālu jonu oksidatīvo īpašību stiprināšana
Visi VIIIB grupas metāli ir katalītiski aktīvi. Visi vairāk vai mazāk spēj absorbēt ūdeņradi un to aktivizēt; tie visi veido krāsainus jonus (savienojumus). Visi metāli ir pakļauti kompleksu veidošanās procesam. VIII-B apakšgrupas elementu fizikālo un ķīmisko īpašību salīdzinājums parāda, ka Fe, Ni, Co ir ļoti līdzīgi viens otram un tajā pašā laikā ļoti atšķiras no pārējo divu triādes elementiem, tāpēc tos klasificē dzelzs ģimene. Atlikušie seši stabilie elementi ir apvienoti ar kopīgu nosaukumu - platīna metālu saime.
Dzelzs ģimenes metāli
Dzelzs triādē visskaidrāk izpaužas horizontālā līdzība, kas raksturīga d-elementiem kopumā. Dzelzs triādes elementu īpašības ir norādītas tabulā. 42.
9.2. tabula Dzelzs triādes elementu īpašības
Dabas resursi. Dzelzs ir ceturtais visbiežāk sastopamais elements zemes garozā (pēc O 2 , Si, Al). Dabā to var atrast brīvā stāvoklī: tā ir meteorīta izcelsmes dzelzs. Dzelzs meteorīti satur vidēji 90% Fe, 8,5% Ni, 0,5% Co. Vidēji uz katriem divdesmit akmens meteorītiem ir viens dzelzs meteorīts. Dažreiz tiek atrasta vietējā dzelzs, ko no zemes dzīlēm izvada izkausēta magma.
Dzelzs iegūšanai tiek izmantota magnētiskā dzelzsrūda Fe 3 O 4 (magnetīta minerāls), sarkanā dzelzsrūda Fe 2 O 3 (hematīts) un brūnā dzelzsrūda Fe 2 O 3 x H 2 O (limonīts), FeS 2 - pirīts. Cilvēka organismā dzelzs atrodas hemoglobīnā.
Kobalts un niķelis ir atrodami meteorītos metāliskā stāvoklī. Svarīgākie minerāli: kobalts CoAsS (kobalta spīdums), dzelzs-niķeļa pirīts (Fe,Ni) 9 S 8. Šie minerāli ir atrodami polimetālu rūdās.
Īpašības. Dzelzs, kobalts un niķelis ir sudrabaini balti metāli ar pelēcīgu (Fe), sārtu (Co) un dzeltenīgu (Ni) nokrāsu. Tīri metāli ir stipri un elastīgi. Visi trīs metāli ir feromagnētiski. Karsējot līdz noteiktai temperatūrai (Kirī punkts), feromagnētiskās īpašības izzūd un metāli kļūst paramagnētiski.
Dzelzi un kobaltu raksturo polimorfisms, savukārt niķelis ir monomorfs un tam ir fcc struktūra līdz kušanas temperatūrai.
Piemaisījumu klātbūtne ievērojami samazina šo metālu izturību pret agresīvu atmosfēru mitruma klātbūtnē. Tas izraisa korozijas (dzelzs rūsēšanas) attīstību, jo uz virsmas veidojas irdens mainīga sastāva oksīdu un hidroksīdu maisījuma slānis, kas nepasargā virsmu no turpmākas iznīcināšanas.
Dzelzs (-0,441 V), niķeļa (-0,277 V) un kobalta (-0,25 V) E 2+ /E sistēmu elektrodu potenciālu salīdzinājums ar Fe 3+ /Fe sistēmas elektrodu potenciālu (- 0,036 V), parāda, ka šīs triādes aktīvākais elements ir dzelzs. Atšķaidīta sālsskābe, sērskābe un slāpekļskābe izšķīdina šos metālus, veidojot E2+ jonus:
Fe + 2HC? =FeC? 2 +H2;
Ni + H2SO4 = NiSO4 + H2;
3Co + 8HNO3 = 3Co(NO3)2 + 2NO + 4H2O;
4Fe + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 2 + NH 4 No 3 + 3H 2 O.
Koncentrētāka slāpekļskābe un karsta koncentrēta sērskābe (mazāk nekā 70%) oksidē dzelzi līdz Fe (III), veidojot NO un SO2, piemēram:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + No + 2H 2 O;
2Fe + 6H2SO4Fe2(SO4)3 + 3SO2 +6H2O.
Ļoti koncentrēta slāpekļskābe (sp.v. 1.4) pasivē dzelzi, kobaltu, niķeli, veidojot uz to virsmas oksīda plēves.
Fe, Co, Ni ir stabili attiecībā pret sārmu šķīdumiem, bet augstā temperatūrā reaģē ar kausējumiem. Visi trīs metāli normālos apstākļos nereaģē ar ūdeni, bet karstā temperatūrā dzelzs mijiedarbojas ar ūdens tvaikiem:
3Fe + 4H2 o Fe3O4 + 4H 2.
Kobalts un niķelis ir ievērojami izturīgāki pret koroziju nekā dzelzs, kas atbilst to pozīcijai standarta elektrodu potenciālu sērijā.
Smalkā dzelzs skābeklī karsējot sadedzina, veidojot Fe 3 O 4, kas ir visstabilākais dzelzs oksīds, un tas pats oksīds veido kobaltu. Šie oksīdi ir elementu atvasinājumi oksidācijas pakāpēs +2, +3 (EO E 2 O 3). Kobalta un niķeļa termiskā oksidēšanās notiek augstākā temperatūrā, kā rezultātā veidojas NiO un CoO, kam ir mainīgs sastāvs atkarībā no oksidācijas apstākļiem.
Attiecībā uz dzelzi, niķeli, kobaltu ir zināmi oksīdi EO un E 2 O 3 (9.3. tabula)
9.3. tabula VIIIB apakšgrupas elementu skābekli saturoši savienojumi
|
Priekšmeta nosaukums |
Oksidācijas stāvoklis |
Hidroksīdi |
|||||
|
Raksturs |
Vārds |
Jonu formula |
Vārds |
||||
|
Dzelzs (Fe) |
Pamata |
Dzelzs (II) hidroksīds |
Dzelzs(II) sāļi |
||||
|
Amfotērisks ar galveno pārsvaru |
Dzelzs (III) hidroksīds |
Dzelzs (III) sāļi |
|||||
|
Dzelzs skābe |
|||||||
|
Skābe |
Dzelzs skābe |
||||||
|
Kobalts (Co) |
Pamata |
Kobalta (II) hidroksīds |
Kobalta(II) sāļi |
||||
|
Pamata |
Kobalta (III) hidroksīds |
Kobalta (III) sāļi |
|||||
|
Niķelis (Ni) |
Pamata |
Niķeļa (II) hidroksīds |
Niķeļa(II) sāļi |
||||
|
Pamata |
Niķeļa (III) hidroksīds |
Niķeļa (III) sāļi |
Oksīdus EO un E 2 O 3 nevar iegūt tīrā veidā ar tiešu sintēzi, jo tādējādi veidojas oksīdu kopums, no kuriem katrs ir mainīga sastāva fāze. Tos iegūst netieši – sadaloties atsevišķiem sāļiem un hidroksīdiem. Oksīds E 2 O 3 ir stabils tikai attiecībā uz dzelzi un tiek iegūts, dehidrējot hidroksīdu.
EO oksīdi nešķīst ūdenī un nesadarbojas ar to vai sārmu šķīdumiem. Tas pats ir raksturīgs attiecīgajiem E(OH)2 hidroksīdiem. E(OH)2 hidroksīdi viegli reaģē ar skābēm, veidojot sāļus. Dzelzs triādes elementu hidroksīdu skābju-bāzes īpašības ir norādītas tabulā. 42.
Dzelzs (III) hidroksīds Fe(OH) 3 veidojas, oksidējot Fe(OH) 2 ar atmosfēras skābekli:
4 Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.
Līdzīga reakcija ir raksturīga kobaltam. Niķeļa (II) hidroksīds ir stabils attiecībā pret atmosfēras skābekli. Rezultātā E(OH)3 hidroksīdi, mijiedarbojoties ar skābēm, uzvedas atšķirīgi. Ja Fe(OH) 3 veido dzelzs (III) sāļus, tad Co(OH) 3 un Ni(OH) 3 reakciju ar skābēm pavada to reducēšanās līdz E(+2):
Fe(OH)3 + 3HC? =FeC? 3 + 3H2O;
2Ni(OH)3 + 6HC? = 2NiC? 2+C? 2 + 6H 2O.
Fe (OH) 3 hidroksīdam ir arī skāba funkcija, reaģējot ar karstiem koncentrētiem sārmu šķīdumiem, veidojot hidrokso kompleksus, piemēram, Na3. Dzelzs skābes HFeO 2 atvasinājumus (ferītus) iegūst, sakausējot sārmus vai karbonātus ar Fe 2 O 3:
2NaOH + Fe2O3 2NaFeO2 + H2O;
MgCO 3 + Fe 2 O 3 MgFe 2 O 4 + CO 2.
Ferīti Me II Fe 2 O 4 pieder pie spineļu klases. Iepriekš apspriestie oksīdi Fe 3 O 4 un Co 3 O 4 formāli ir spineļi FeFe 2 O 4 un CoCo 2 O 4.
Atšķirībā no kobalta un niķeļa ir zināmi dzelzs savienojumi, kuros tā oksidācijas pakāpe ir + 6. Ferāti veidojas, oksidējoties Fe(OH) 3 karstā koncentrētā sārmā oksidētāja klātbūtnē:
2Fe +3 (OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2Fe +6O4 + 6KBr + 2H2O.
Ferāti ir termiski nestabili un ar nelielu karsēšanu (100-2000C) pārvēršas par ferītiem:
4K 2 FeO 4 4KfeO 2 + 2K 2 O + 3O 2.
Brīvā stāvoklī dzelzs skābe un tai atbilstošais oksīds FeO 3 nav izolēti. Šķīdības un struktūras ziņā ferāti ir tuvi atbilstošajiem hromātiem un sulfātiem. Kālija ferāts veidojas, sakausējot Fe 2 O 3 ar KNO 3 un KOH:
Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2feO4 + 3KNO2 + 2H2O.
Ferrāti ir sarkani violetas kristāliskas vielas. Sildot, tie sadalās. Skābi H 2 FeO 4 nevar izolēt, tā uzreiz sadalās Fe 2 O 3, H 2 O un O 2. Ferrāti ir spēcīgi oksidētāji. Skābā un neitrālā vidē ferāti sadalās, oksidējot ūdeni:
2Na 2 FeO 4 + 10 H 2 O 4Fe(OH) 3 + 4NaOH + O 2.
Savienojumi ar nemetāliem. Fe, Ni, Co halogenīdu ir salīdzinoši maz un tie atbilst raksturīgākajiem oksidācijas pakāpēm +2 un +3. Attiecībā uz dzelzi ir zināmi halogenīdi FeG 2 un FeG 3 ar fluoru, hloru un bromu. Tiešas mijiedarbības laikā FeF 3, FeC? 3, 3. februāris. Dihalogenīdus iegūst netieši, izšķīdinot metālu (vai tā oksīdu) attiecīgajā halogenūdeņražskābē. Kobaltam tika iegūti trifluorīda CoF 3 un trihlorīda CoC? 3. Niķelis neveido trihalogenīdus. Visi dzelzs triādes dihalogenīdi ir tipiski sāļiem līdzīgi savienojumi ar ievērojamu jonu ieguldījumu ķīmiskajā saitē.
Dzelzs, kobalts, niķelis enerģētiski mijiedarbojas ar halkogēniem un veido halkogenīdus: EC un EC 2. Monohalkogenīdus var iegūt, reaģējot ar atbilstošām sastāvdaļām šķīdumos:
CoC? 2 + (NH 4) 2 S = CoS + 2NH 4 C?.
Visi halkogenīdi ir mainīga sastāva fāzes.
Dzelzs triādes metālu savienojumi ar citiem nemetāliem (pnitogēniem, oglekli, silīciju, boru) ievērojami atšķiras no iepriekš apskatītajiem. Visi no tiem nepakļaujas formālās valences noteikumiem, un vairumam no tiem ir metāliskas īpašības.
Dzelzs, kobalts un niķelis absorbē ūdeņradi, bet nerada ar to noteiktus savienojumus. Sildot, palielinās ūdeņraža šķīdība metālos. Tajos izšķīdinātais ūdeņradis ir atomu stāvoklī.
Skābekli saturošu skābju un kompleksu savienojumu sāļi. Visi sālsskābes, sērskābes un slāpekļskābes sāļi šķīst ūdenī.
Niķeļa (II) sāļi ir zaļi, kobalta (II) ir zili, un to šķīdumi un kristāliskie hidrāti ir rozā (piemēram), dzelzs (II) sāļi ir zaļgani, bet dzelzs (III) ir brūni. Svarīgākie sāļi ir: FeC? 3 6H 2O; FeSO 4 7H 2 O - dzelzs sulfāts, (NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O - Mora sāls; NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O - feroamonija alauns; NiSO 4 6H 2 O utt.
Dzelzs, kobalta un niķeļa sāļu spēja veidot kristāliskus hidrātus norāda uz šo elementu tendenci veidot kompleksus. Kristālhidrāti ir tipisks ūdens kompleksu piemērs:
[E(H2O)6](ClO4)2; [E(H2O)6](NO3)2.
Dzelzs triādes elementiem ir daudz anjonu kompleksu: halogenīds (Me I (EF 3), Me 2 I [EG 4], Me 3 [EG 4] utt.), tiocianāts (Me 2 I [E (CNS)) 4] , Me 4 I [E(CNS) 6 ], Me 3 I [E(CNS) 6 ]), oksolāts (Me 2 I [E(C 2 O 4) 2 ], Me 3 [E(C 2 O ) 4) 3 ]). Īpaši raksturīgi un stabili ir cianīdu kompleksi: K 4 - kālija heksacianoferāts (II) (dzeltenais asins sāls) un K 3 - kālija heksacianoferāts (III) (sarkanais asins sāls). Šie sāļi ir labi reaģenti Fe+3 jonu (dzeltenais sāls) un Fe2+ jonu (sarkanais sāls) noteikšanai pie pH 7:
4Fe 3+ + 4- = Fe 4 3;
Prūšu zils
3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2.
Turnbull zils
Prūsijas zilo izmanto kā zilu krāsvielu. Ja šķīdumam, kas satur Fe 3+ jonus, pievieno tiocianāta sāļus KCNS, šķīdums kļūst asins sarkans, jo veidojas dzelzs tiocianāts:
FeC? 3 + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3KC?.
Šī reakcija ir ļoti jutīga un tiek izmantota, lai atklātu Fe 3+ jonu.
Kobaltam (II) raksturīgi stabili vienkāršie sāļi un nestabili kompleksie savienojumi K2, K4, kas pārvēršas par kobalta (III) savienojumiem: K3, C? 3.
Raksturīgi dzelzs, dzelzs, kobalta un niķeļa kompleksie savienojumi ir karbonili. Līdzīgi savienojumi iepriekš tika apspriesti hroma un mangāna apakšgrupu elementiem. Tomēr karbonilgrupu vidū tipiskākie ir: , , . Dzelzs un niķeļa karbonilus iegūst šķidrumu veidā normālā spiedienā un 20-60 o C temperatūrā, laižot CO plūsmu pāri metāla pulveriem. Kobalta karbonilu iegūst 150-200 o C temperatūrā un (2-3) 10 7 Pa spiedienā. Tie ir oranži kristāli. Turklāt ir sarežģītāka sastāva karbonili: Fe(CO) 9 un trīskodolu karbonili, kas ir klastera tipa savienojumi.
Visi karbonili ir diamagnētiski, jo CO ligandi (kā CN?) rada spēcīgu lauku, kā rezultātā kompleksveidotāja valences d-elektroni veido p-saites ar CO molekulām saskaņā ar donora-akceptora mehānismu. y-saites veidojas CO molekulu vientuļo elektronu pāru un kompleksveidotāja atlikušo brīvo orbitāļu dēļ:
Niķelis (II), gluži pretēji, veido daudzus stabilus kompleksos savienojumus: (OH) 2, K 2; 2+ jons ir tumši zils.
Šo reakciju plaši izmanto kvalitatīvā un kvantitatīvā analīzē niķeļa noteikšanai. Niķelis un īpaši kobalta savienojumi ir indīgi.
Pieteikums. Dzelzs un tā sakausējumi veido mūsdienu tehnoloģiju pamatu. Niķelis un kobalts ir svarīgas tēraudu leģējošās piedevas. Plaši tiek izmantoti karstumizturīgi sakausējumi uz niķeļa bāzes (nihroms, kas satur Ni un Cr u.c.). Monētas, rotaslietas un sadzīves priekšmeti ir izgatavoti no vara-niķeļa sakausējumiem (kuproniķeļa utt.). Daudziem citiem niķeli un kobaltu saturošiem sakausējumiem ir liela praktiska nozīme. Jo īpaši kobaltu izmanto kā viskozu sastāvdaļu materiāliem, no kuriem izgatavoti metāla griešanas instrumenti, kuros ir iestrādātas tikai cieto karbīdu MoC un WC daļiņas. Metālu galvaniskais niķeļa pārklājums aizsargā tos no korozijas un piešķir tiem skaistu izskatu.
Dzelzs saimes metālus un to savienojumus plaši izmanto kā katalizatorus. Sūkļa dzelzs ar piedevām ir amonjaka sintēzes katalizators. Ļoti izkliedēts niķelis (Raney niķelis) ir ļoti aktīvs katalizators organisko savienojumu, jo īpaši tauku, hidrogenēšanai. Renija niķeli iegūst, sārma šķīdumam reaģējot ar intermetālisku savienojumu NiA?, savukārt alumīnijs veido šķīstošu aluminātu, un niķelis paliek sīku daļiņu veidā. Šis katalizators tiek uzglabāts zem organiskā šķidruma slāņa, jo sausā stāvoklī to uzreiz oksidē atmosfēras skābeklis. Kobalts un mangāns ir daļa no katalizatora, ko pievieno eļļas krāsām, lai paātrinātu to "žūšanu".
Fe 2 O 3 oksīds un tā atvasinājumi (ferīti) tiek plaši izmantoti radioelektronikā kā magnētiski materiāli.
Tā ir vienīgā viela, kas paliek šķidra temperatūrā līdz 0 K. Tā kristalizējas tikai 25 atm spiedienā. ir zemākā viršanas temperatūra. temperatūrā, kas zemāka par 2,2 K, šķidrais hēlijs pastāv kā divu šķidrumu maisījums, no kuriem vienam ir anomālas īpašības - jo īpaši superfluiditāte (viskozitāte ir 10 miljardus reižu zemāka nekā ūdens).
Hēlijs ir otrs visbiežāk sastopamais elements (pēc ūdeņraža) Visumā. Apmēram 10% Saules sastāv no tā (atklāta 1868. gadā). Uz Zemes hēlijs tika atrasts 1895. gadā reakcijas gāzēs, kad minerāls kleveīts tika izšķīdināts skābēs. Atlikušās cēlgāzes tika izolētas no gaisa.
Neons ir viegla gāze: tā ir 1,44 reizes vieglāka par gaisu, gandrīz 2 reizes vieglāka par argonu, bet 5 reizes smagāka par hēliju. Pēc īpašībām tas ir tuvāk hēlijam nekā argonam. Neona spektrs ir bagāts: tajā ir vairāk nekā 900 līniju. Spilgtākās līnijas veido staru spektra sarkanajā, oranžajā un dzeltenajā daļā pie viļņiem no 6599 līdz 5400 Ǻ. Šos starus gaiss un tajā suspendētās daļiņas absorbē un izkliedē daudz mazāk nekā īsviļņu starus – zilos, indigo, violetos.
1898. gadā Vecajā pasaulē, pētot ar spektroskopu pirmās gāzes porcijas, kas iztvaiko no šķidrā gaisa, skotu ķīmiķis Viljams Remzijs (Ramsejs) kopā ar Morisu Viljamu Traveru atklāja tajās jaunu gāzi Neonu (Ne 6). , inerta gāze, kas atrodas gaisā mikroskopiskos daudzumos.
Argons ir monoatomiska gāze ar viršanas temperatūru (pie normāla spiediena) -185,9 °C (nedaudz zemāka par skābekli, bet nedaudz augstāka par slāpekli), kušanas temperatūra -189,3 °C 100 ml ūdens 20 °C temperatūrā 3,3 ml argons izšķīst; argons daudz labāk šķīst dažos organiskos šķīdinātājos nekā ūdenī.
Atklāja J. Rayleigh un angļu fiziķis V. Remzijs 1894. gadā no gaisa. Gāze izcēlās ar monoatomisku molekulu sastāvu un gandrīz pilnīgu ķīmisko neaktivitāti (argons neiesaistās ķīmiskās reakcijās). jaunā gāze ieguva savu nosaukumu (grieķu argos inactive).
Kriptons ir inerta monatomiska gāze bez krāsas, garšas vai smaržas. 3 reizes smagāks par gaisu.t pl = - 157,3 o C, t vāra = - 152,0 o C, blīvums normālos apstākļos. vienāds ar 3,74 g/l. Atvēra 1898. gadā W. Ramsay (Anglija) Pielietojums: kvēlspuldžu uzpildīšanai. Kriptonu savienojumi ir oksidētāji un fluorējošie aģenti ķīmiskās sintēzes reakcijās.
Ksenons ir inerta monatomiska gāze bez krāsas, garšas vai smaržas. Tkušanas temperatūra 112 °C, Tt 108 °C, spīd izlādes violetā krāsā. 1889. gadā angļu zinātnieks Vu Ramzijs no šķidrā gaisa izdalīja maisījumu, kurā ar spektrālo metodi tika atklātas divas gāzes: kriptons (“slēptais”, “slepenais”) un ksenons (“svešais”, “neparastais”).
Radons ir radioaktīva monoatomiska gāze, bezkrāsaina un bez smaržas. Šķīdība ūdenī 460 ml/l; organiskajos šķīdinātājos un cilvēka taukaudos radona šķīdība ir desmitiem reižu lielāka nekā ūdenī. Paša radona radioaktivitāte izraisa tā fluorescēšanu. Gāzveida un šķidrais radons fluorescē ar zilu gaismu. Radona gāzizlādes mirdzuma krāsa ir zila.
Bezkrāsaini kristāli, šķīst ūdenī. Molekula ir lineāra. Šķīdums ūdenī ir ļoti spēcīgs oksidētājs, īpaši skābā vidē, kur tas oksidē bromu un mangānu līdz augstākajam oksidācijas līmenim +7. Sārmainā vidē tas hidrolizējas saskaņā ar vienādojumu: XeF 2 + 4KOH = 2Xe + 4KF + O 2 + 2H 2 O
Mijiedarbojoties ar ūdeni, XeF 4 ir nesamērīgs: 6XeF H 2 O = 2XeО НF + 4Xe + 3О 2
Tas veidojas XeF 4 hidrolīzes laikā. Tā ir balta, negaistoša, ļoti sprādzienbīstama viela, labi šķīst ūdenī, un šķīdumam ir nedaudz sārmaina reakcija. Ozonam iedarbojoties uz šādu šķīdumu, veidojas ksenonskābes sāls, kurā ksenona oksidācijas pakāpe ir +8: XeO 3 + O 3 + 4NaOH = Na 4 XeO 6 + O H 2 O
Var iegūt, reaģējot bārija perksenātu ar bezūdens sērskābi zemā temperatūrā: Ba 2 XeO 6 + 2H 2 SO 4 = 2 BaSO 4 + XeO H 2 O XeO 4 ir bezkrāsaina gāze, kas ir ļoti sprādzienbīstama un sadalās temperatūrā virs 0 ° C: 3XeО 4 = 2XeО 3 + Xe + 3О 2
