O subgrupo é composto por 9 elementos e, neste sentido, é único na Tabela Periódica. Outra propriedade única deste grupo é que os elementos deste subgrupo não atingem o estado de oxidação mais elevado (com exceção de Ru e Os). É geralmente aceito dividir 9 elementos em 4 famílias: a tríade de ferro e as díades Ru-Os, Rh-Ir, Pd-Pt. Esta divisão é justificada pela cinosimetria do subnível 3d dos elementos Fe, Co e Ni, bem como pela compressão lantanídica de Os, Ir e Pt.
Química dos elementos da tríade de ferro Substâncias simples
O ferro ocupa o quarto lugar em abundância na Terra, mas a maior parte dele está em estado impróprio para uso industrial (aluminossilicatos). Apenas minérios à base de óxidos de ferro FeO e Fe 2 O 3 têm importância industrial. O cobalto e o níquel são elementos raros que, embora formem minerais próprios, são extraídos industrialmente de minérios polimetálicos.
A produção de elementos se resume à sua redução a partir de óxidos. Derivados de carbono (coque, CO) são usados como agentes redutores, de modo que o metal resultante contém até vários por cento de carbono. O ferro contendo mais de 2% de carbono é denominado ferro fundido; Este material é adequado para fundir produtos maciços, mas sua resistência mecânica é baixa. Ao queimar carbono em fornos abertos ou conversores, obtém-se aço, a partir do qual podem ser produzidos produtos mecanicamente resistentes. A dependência das propriedades de um material do método de sua produção e processamento é especialmente visível para o ferro: uma combinação de endurecimento e revenimento permite obter materiais com propriedades diferentes.
A produção de Co e Ni é um processo complexo. Na fase final, os óxidos metálicos (CoO, Co 2 O 3, NiO) são reduzidos com carbono e o metal resultante é purificado por eletrólise.
As propriedades das substâncias simples dependem fortemente da presença de impurezas de outros elementos nelas. Metais compactos puros são estáveis no ar em temperaturas normais devido à formação de uma forte película de óxido, especialmente Ni. No entanto, num estado altamente disperso, estes metais são pirofóricos, ou seja, auto-inflamar.
Quando aquecidos, Fe, Co, Ni reagem com não metais básicos, e a interação do ferro com o cloro ocorre de forma especialmente intensa devido à volatilidade do FeCl 3 resultante, que não protege a superfície metálica da oxidação. Ao contrário, a interação do Ni com o flúor praticamente não ocorre devido à formação de um forte filme de flúor, por isso são utilizados equipamentos de níquel no trabalho com flúor.
Fe, Co, Ni não formam compostos específicos com o hidrogênio, mas são capazes de absorvê-lo em quantidades perceptíveis, especialmente em estado altamente disperso. Portanto, os metais da família do ferro são bons catalisadores para processos de hidrogenação.
Os metais reagem bem com ácidos não oxidantes:
E + 2HCl ECl 2 + H 2
Os ácidos oxidantes passivam os metais, mas a reação não ocorre com os álcalis devido à natureza básica dos óxidos metálicos.
Conexões e(0)
Este estado de oxidação é característico das carbonilas. O ferro forma carbonila da composição Fe(CO) 5, cobalto - Co 2 (CO) 8 e níquel - Ni(CO) 4. O níquel carbonil se forma com especial facilidade (50 °C, pressão atmosférica), por isso é usado para obter níquel puro.
Conexões E(+2)
A estabilidade dos compostos neste estado de oxidação aumenta de Fe para Ni. Isso se deve ao fato de que um aumento na carga do núcleo, enquanto o tamanho do átomo permanece inalterado, fortalece a ligação entre o núcleo e os elétrons d, tornando estes últimos mais difíceis de separar.
Os compostos E(+2) são obtidos pela dissolução de metais em ácidos. Os hidróxidos de E(OH)2 precipitam quando uma solução alcalina é adicionada a soluções aquosas de sais:
ECl 2 + 2NaOH = E(OH) 2 + 2NaCl
Disto podemos concluir que os sais dos metais em questão são suscetíveis à hidrólise catiônica. Como resultado da hidrólise, são obtidos vários produtos, incluindo complexos polinucleares, por exemplo NiOH +.
Ao calcinar E(OH) 2 sem acesso de ar, podem ser obtidos óxidos. Óxidos e hidróxidos apresentam caráter predominantemente básico; Ferratos (+2), cobaltatos (+2) e niquelatos (+2) são obtidos apenas sob condições adversas, por exemplo, por liga:
Na 2 O + NiO = Na 2 NiO 2
Os sulfetos E(+2) podem ser precipitados a partir de soluções aquosas usando Na 2 S ou mesmo H 2 S (ao contrário do MnS, que não é precipitado com H 2 S), mas esses sulfetos se dissolvem em ácidos fortes, que são usados em análises químicas:
E 2+ + S 2– E 2 S, E 2 S + 2H + (ex.) E 2+ + H 2 S
Dos compostos E(+2), apenas o Fe(+2) exibe propriedades redutoras perceptíveis. Assim, todos os compostos simples (não complexos) de Fe(+2) são oxidados pelo oxigênio atmosférico e outros agentes oxidantes fortes:
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
Compostos de cobalto (+2) e níquel (+2) são oxidados apenas por agentes oxidantes fortes, por exemplo NaOCl:
E(OH)2 + NaOCl + x H 2 O E 2 O 3 x H2O +NaCl
Conexões E(+3)
Compostos estáveis neste estado de oxidação são produzidos pelo ferro e, parcialmente, pelo cobalto. Dos derivados de Ni(+3), apenas os compostos complexos são estáveis.
Os hidróxidos E(OH) 3 são obtidos pela ação de álcalis sobre soluções salinas ou pela oxidação de E(OH) 2:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl
2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3
Isto produz produtos contendo uma quantidade variável de água (não tendo uma composição constante). Os óxidos são os produtos finais da desidratação do hidróxido, mas não é possível obter Co 2 O 3 e Ni 2 O 3 puros devido à sua decomposição em oxigênio e óxido inferior. Para ferro e cobalto é possível obter óxidos de composição E 3 O 4, que podem ser considerados óxidos mistos EOE 2 O 3. Por outro lado, E 3 O 4 são sais que correspondem à função ácida dos hidróxidos de E(OH) 3.
Fe 2 O 3 + Na 2 O 2NaFeO 2
As principais funções do Fe(OH) 3 são muito melhor expressas:
Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
Devido ao fato do Fe(OH) 3 ser um eletrólito fraco, os sais de Fe(+3) são suscetíveis à hidrólise. Os produtos da hidrólise colorem a solução com uma cor marrom característica e, quando a solução é fervida, um precipitado de Fe(OH) 3 precipita:
Fe 3+ + 3H 2 O Fe(OH) 3 + 3H +
Não é possível obter sais simples Co(+3) e Ni(+3) que correspondam à função principal do hidróxido E(OH) 3: as reações redox ocorrem em ambiente ácido com a formação de E(+2) :
2Co 3 O 4 + 12HCl 6CoCl 2 + O 2 + 6H 2 O
Os compostos Co(+3) e Ni(+3) só podem ser agentes oxidantes, e bastante fortes, e o ferro(+3) não é um agente oxidante forte. No entanto, nem sempre é possível obter sais E(+3) com um ânion redutor (I–, S2–). Por exemplo:
2Fe(OH)3 + 6HI 2FeI2 + 6H2O + I2
Ao contrário do cobalto e do níquel, o ferro produz derivados de Fe(+6), que são obtidos pela oxidação severa do Fe(OH) 3 em meio alcalino:
2Fe(OH) 3 + 3Br 2 +10KOH 2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O
Os ferratos (+6) são agentes oxidantes mais fortes que os permanganatos.
Características gerais dos elementos do grupo VIII do subgrupo secundário da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev.
Subgrupo de ferro- elementos químicos do 8º grupo da tabela periódica dos elementos químicos. O grupo inclui ferro Fé, rutênio Ru e ósmio Os. Com base na configuração eletrônica do átomo, o elemento sintetizado artificialmente também pertence ao mesmo grupo Hassiy Hs.
Todos os elementos do grupo 8 contêm 8 elétrons em suas camadas de valência. Dois elementos do grupo - rutênio e ósmio - pertencem à família do metal platina. Tal como acontece com outros grupos, os membros dos elementos do grupo 8 exibem padrões de configuração electrónica, especialmente nas camadas exteriores, embora, surpreendentemente, o ruténio não siga esta tendência. No entanto, os elementos deste grupo também apresentam semelhanças nas propriedades físicas e no comportamento químico.
O ferro como material de ferramenta é conhecido desde os tempos antigos. A história da produção e uso do ferro remonta à era pré-histórica, provavelmente com o uso do ferro meteorito.
O rutênio foi descoberto pelo professor da Universidade de Kazan, Karl Klaus, em 1844. Klaus isolou-o do minério de platina dos Urais em sua forma pura e apontou as semelhanças entre as tríades rutênio - ródio - paládio e ósmio - irídio - platina. Ele nomeou o novo elemento rutênio em homenagem a Rus' (Rutênia é o nome latino para Rus').
O ósmio foi descoberto em 1804 pelo químico inglês Smithson Tennant no precipitado remanescente após a dissolução da platina em água régia.
O ferro raramente é encontrado na natureza em sua forma pura; na maioria das vezes é encontrado em meteoritos de ferro-níquel. A prevalência do ferro na crosta terrestre é de 4,65% (4º lugar depois do oxigênio, silício e alumínio). Acredita-se também que o ferro constitui a maior parte do núcleo da Terra.
O rutênio é o metal platina mais abundante em humanos, mas quase o mais raro de todos. Não desempenha função biológica. Concentrado principalmente no tecido muscular. O óxido de rutênio superior é extremamente tóxico e, sendo um forte agente oxidante, pode causar combustão de substâncias inflamáveis. O ósmio também pode existir em humanos em quantidades imperceptivelmente pequenas.
Características gerais dos elementos do grupo VIII do subgrupo secundário da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev. - conceito e tipos. Classificação e características da categoria “Características gerais dos elementos do grupo VIII do subgrupo secundário da Tabela Periódica de D. I. Mendeleev”. 2017, 2018.
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Os elementos incluídos no grupo VII da tabela periódica são divididos em dois subgrupos: o principal - o subgrupo halogênio - e o secundário - o subgrupo manganês. O hidrogênio também é colocado neste grupo, embora seu átomo tenha um único elétron no nível de valência externo e deva ser colocado no grupo I. No entanto, o hidrogênio tem muito pouco em comum com os elementos do subgrupo principal - os metais alcalinos, e com os elementos do subgrupo secundário - cobre, prata e ouro. Ao mesmo tempo, como os halogênios, adiciona um elétron nas reações com metais ativos e forma hidretos que apresentam algumas semelhanças com os haletos.
O subgrupo de halogênios inclui flúor, cloro, bromo, iodo e astato. Os primeiros quatro elementos são encontrados na natureza, o último é obtido artificialmente e por isso tem sido muito menos estudado que os demais halogênios. A palavra halogênio significa formação de sal. Os elementos do subgrupo receberam esse nome devido à facilidade com que reagem com muitos metais, formando sais.Todos os halogênios possuem a estrutura da camada eletrônica externa s 2 p 5. Portanto, eles aceitam facilmente um elétron, formando uma camada de elétrons de gás nobre estável (s 2 p 6). O flúor tem o menor raio atômico no subgrupo; para o restante aumenta na série 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 .
Uma característica dos não metais é um número maior (em comparação com os metais) de elétrons no nível de energia externo de seus átomos. Isso determina sua maior capacidade de anexar elétrons adicionais e exibir maior atividade oxidativa que os metais. Propriedades oxidantes particularmente fortes, ou seja, a capacidade de adicionar elétrons, são exibidas por não metais localizados no 2º e 3º períodos dos grupos VI-VII. Se compararmos o arranjo dos elétrons nos orbitais dos átomos de flúor, cloro e outros halogênios, podemos julgar suas propriedades distintas. O átomo de flúor não possui orbitais livres. Portanto, os átomos de flúor só podem apresentar valência I e estado de oxidação 1. O agente oxidante mais forte é o flúor. Nos átomos de outros halogênios, por exemplo no átomo de cloro, existem orbitais d livres no mesmo nível de energia. Graças a isso, o emparelhamento de elétrons pode ocorrer de três maneiras diferentes. No primeiro caso, o cloro pode apresentar um estado de oxidação +3 e formar ácido cloroso HClO2, que corresponde a sais - cloritos, por exemplo clorito de potássio KClO2. No segundo caso, o cloro pode formar compostos nos quais o estado de oxidação do cloro é +5. Tais compostos incluem o ácido hipocloroso HClO3 e seus sais - cloratos, por exemplo clorato de potássio KClO3 (sal de Berthollet). No terceiro caso, o cloro apresenta um estado de oxidação de +7, por exemplo, no ácido perclórico HClO4 e seus sais, percloratos (no perclorato de potássio KClO4).
Reações analíticas particulares de íons Mn 2+
1.5.5. A oxidação com bismutato de sódio NaBiO 3 ocorre de acordo com a equação:
2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.
A reação ocorre no frio. Executando a reação: adicione 3-4 gotas de uma solução de HNO 3 6 M e 5-6 gotas de H 2 O a 1-2 gotas de uma solução de sal de manganês, após o que um pouco de pó de NaBiO 3 é adicionado com uma espátula. Após misturar o conteúdo do tubo de ensaio, deixe repousar por 1-2 minutos e depois centrifugue para separar o excesso de bismutato de sódio. Na presença de Mn 2+, a solução fica roxa como resultado da formação do ácido manganês, que é um dos mais poderosos agentes oxidantes.
1.5.6. Oxidação de PbO 2 com dióxido de chumbo em meio de ácido nítrico quando aquecido:
2Mn(NO 3) 2 + 5PbO 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2H 2 O.
Executando a reação: Pegue um pouco de pó de PbO 2 e coloque-o em um tubo de ensaio, adicione 4-5 gotas de HNO 3 6 M e aqueça com agitação. O aparecimento de cor roxa indica a presença de Mn 2+.
1.5.7. De importância na análise são as reações de Mn 2+ com carbonatos de metais alcalinos, hidrogenofosfato de sódio, reações de oxidação com persulfato de amônio, oxidação de benzidina com compostos Mn 4+, redução de AgCl a prata metálica com íons Mn 2+.
88. Elementos do grupo VIII B. Propriedades típicas dos compostos mais importantes. Papel biológico. Reações analíticas aos íons Fe 3+ e Fe 2+.
Subgrupo de ferro- elementos químicos do grupo 8 da tabela periódica de elementos químicos (de acordo com a classificação desatualizada - elementos do subgrupo secundário do grupo VIII). O grupo inclui ferro Fé, rutênio Ru e ósmio Os. Com base na configuração eletrônica do átomo, o elemento sintetizado artificialmente também pertence ao mesmo grupo Hassiy Hs, que foi descoberto em 1984 no Heavy Ion Research Center (Alemão). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Alemanha, como resultado do bombardeio de um alvo de chumbo (208 Pb) com um feixe de íons ferro-58 do acelerador UNILAC. Como resultado do experimento, foram sintetizados 3 núcleos de 265 Hs, que foram identificados de forma confiável pelos parâmetros da cadeia de decaimento α. Simultaneamente e de forma independente, a mesma reação foi estudada no JINR (Dubna, Rússia), onde, com base na observação de 3 eventos de decaimento α do núcleo 253 Es, concluiu-se também que nesta reação o núcleo 265 Hs, sujeito ao decaimento α, foi sintetizado. Todos os elementos do grupo 8 contêm 8 elétrons em suas camadas de valência. Dois elementos do grupo - rutênio e ósmio - pertencem à família do metal platina. Como em outros grupos, os membros dos elementos do grupo 8 exibem padrões de configuração eletrônica, especialmente em suas camadas externas, embora, curiosamente, o rutênio não siga esta tendência. No entanto, os elementos deste grupo também apresentam semelhanças nas propriedades físicas e no comportamento químico: o ferro raramente é encontrado na natureza na sua forma pura; é mais frequentemente encontrado em meteoritos de ferro-níquel. A prevalência do ferro na crosta terrestre é de 4,65% (4º lugar depois do oxigênio, silício e alumínio). Acredita-se também que o ferro constitui a maior parte do núcleo da Terra.
O rutênio é o único metal platina encontrado nos organismos vivos. (De acordo com algumas fontes - também platina). Concentrado principalmente no tecido muscular. O óxido de rutênio superior é extremamente tóxico e, sendo um forte agente oxidante, pode causar combustão de substâncias inflamáveis.
Reações analíticas
Hexacianoferrato (III) K 3 de potássio com o cátion Fe 2+ forma um precipitado azul de “Turnboole blue”:
3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,
3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.
O precipitado não se dissolve em ácidos, mas se decompõe com álcalis para formar Fe(OH) 2. Se houver excesso de reagente, o precipitado fica verde. A reação sofre interferência de íons Fe 3+, que em altas concentrações conferem ao reagente uma cor marrom à solução, e íons Mn 2+ e Bi 3+, que dão ao reagente precipitados de cor fraca, solúveis em ácidos. Realizando reações. Coloque 1–2 gotas de solução de FeSO 4 em um tubo de ensaio e adicione 1 gota do reagente. Divida o precipitado resultante em duas partes, adicione 1-2 gotas de solução 2 M de HC1 à primeira e 1-2 gotas de solução alcalina 2 M à segunda. As condições de reação são com soluções diluídas em ambiente ácido, pH = 3.
1.5.2.> Oxidação de Fe 2+ a Fe 3+. O íon Fe 2+ é um agente redutor bastante forte e pode ser oxidado sob a ação de vários agentes oxidantes, por exemplo, H 2 O 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 em um ambiente ácido, etc.
2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.
Ao realizar uma análise sistemática, o Fe 2+ deve ser descoberto em testes preliminares, porque no processo de separação do grupo, o Fe 2+ pode ser oxidado em Fe 3+.
Reações analíticas particulares de íons Fe 3+
1.5.3. Hexacianoferrato (II) K 4 de potássio com cátions Fe 3+ forma um precipitado azul escuro de “azul da Prússia”:
4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.
O precipitado é praticamente insolúvel em ácidos, mas é decomposto por álcalis para formar Fe(OH) 3 . Em excesso do reagente, o precipitado se dissolve visivelmente. Executando a reação. Adicione 1 gota de reagente a 1–2 gotas de solução de FeCl 3. Divida o precipitado resultante em duas partes. Adicione 2-3 gotas de solução 2 M de HC1 em uma parte, 1-2 gotas de solução 2 M de NaOH na outra e misture.
1.5.4. Tiocianato de potássio (rodanida) KNCS com íons Fe 3+ forma um complexo vermelho-sangue. Dependendo da concentração de tiocianato, podem formar-se complexos de diferentes composições:
Fe 3+ + NCS – ↔ Fe (NCS) 2+ ,
Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,
etc. para Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,
A reação é reversível, portanto o reagente é ingerido em excesso. A determinação sofre interferência de íons que formam complexos estáveis com Fe 3+, por exemplo, íons fluoreto, sais de ácidos fosfórico, oxálico e cítrico.
89. Elementos do grupo I B. Propriedades típicas dos compostos mais importantes, papel biológico. Efeito bactericida dos íons Ag + e Cu 2+. Reações analíticas a íons prata e cobre.
n = 4 Cu ns1(n-1)d10, nível externo - 1 ē,
pré-externo - 18 ē
n = 5 Ag não pareado ē - um(fracasso, deslize), mas
n = 6 Au 18 - camada eletrônica, estável no subgrupo
zinco, ainda não se estabilizou completamente aqui e
capaz de perder ē, então COs são possíveis
Apenas os elementos d do grupo IB formam compostos nos quais o CO excede o grupo N, e é mais estável para Cu2+, Ag+, Au+3
Uma propriedade característica dos íons de cobre duplamente carregados é sua capacidade de se combinar com moléculas de amônia para formar íons complexos. O cobre é um dos oligoelementos. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co receberam esse nome devido ao fato de que pequenas quantidades deles são necessárias para o funcionamento normal das plantas. Os microelementos aumentam a atividade das enzimas, promovem a síntese de açúcar, amido, proteínas, ácidos nucléicos, vitaminas e enzimas. A prata é um metal pouco ativo. Na atmosfera do ar não oxida nem à temperatura ambiente nem quando aquecido. O escurecimento frequentemente observado em objetos de prata é o resultado da formação de sulfeto de prata preto - AgS 2 - em sua superfície. Isso ocorre sob a influência do sulfeto de hidrogênio contido no ar, bem como quando objetos de prata entram em contato com produtos alimentícios contendo compostos de enxofre.4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV Na faixa de tensão , a prata está localizada muito mais longe do hidrogênio. Portanto, os ácidos clorídrico e sulfúrico diluído não têm efeito sobre ele. A prata geralmente é dissolvida em ácido nítrico, que interage com ela de acordo com a equação: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O A prata forma uma série de sais, cujas soluções contêm cátions Ag + incolores. atuam em soluções de sais de prata, é possível obter AgOH, mas em vez disso um precipitado marrom de óxido de prata(I) precipita: 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Além da prata(I ) óxido, são conhecidos os óxidos AgO e Ag 2 O 3. O nitrato de prata (lápis ) - AgNO 3 - forma cristais transparentes incolores, altamente solúveis em água. É utilizado na produção de materiais fotográficos, na fabricação de espelhos, na galvanoplastia e na medicina. Assim como o cobre, a prata tem tendência a formar compostos complexos. Muitos compostos de prata insolúveis em água (por exemplo: óxido de prata (I) - Ag 2 O e cloreto de prata - AgCl) , dissolvem-se facilmente em uma solução aquosa de amônia. Compostos complexos de cianeto de prata são usados para prata galvânica, pois durante a eletrólise de soluções desses sais uma densa camada de prata cristalina fina é depositada no superfície dos produtos.Todos os compostos de prata são facilmente reduzidos com a liberação de enxofre metálico. Se um pouco de glicose ou formalina for adicionada como agente redutor a uma solução de amônia de óxido de prata (I) em um recipiente de vidro, a prata metálica será liberada na forma de uma camada espelhada densa e brilhante na superfície do vidro. Os íons de prata suprimem o desenvolvimento de bactérias e, mesmo em concentrações muito baixas, esterilizam a água potável. Na medicina, para a desinfecção das mucosas, utilizam-se soluções coloidais de prata estabilizada com aditivos especiais (protargol, colargol, etc.).A prata (juntamente com outros metais pesados, como cobre, estanho, mercúrio) é capaz de exercer um efeito bactericida efeito em pequenas concentrações (o chamado efeito oligodinâmico). Um efeito bactericida pronunciado (a capacidade de matar certas bactérias de forma confiável) é observado em concentrações de íons de prata acima de 0,15 mg/l. Numa quantidade de 0,05 - 0,1 mg/l, os iões de prata têm apenas um efeito bacteriostático (a capacidade de inibir o crescimento e a reprodução de bactérias).Embora a taxa de desinfecção da prata não seja tão alta quanto a do ozônio ou dos raios UV, os íons de prata podem permanecer na água por muito tempo, proporcionando desinfecção a longo prazo. O mecanismo de ação da prata ainda não é totalmente compreendido. Os cientistas acreditam que o efeito desinfetante é observado quando íons de prata e cobre carregados positivamente formam ligações eletrostáticas com a superfície carregada negativamente das células dos microrganismos. Essas ligações eletrostáticas criam tensão que pode prejudicar a permeabilidade das células e reduzir a penetração de quantidades vitais de nutrientes nelas. Penetrando no interior das células, os íons de prata e cobre interagem com os aminoácidos, que fazem parte das proteínas e são utilizados no processo de fotossíntese. Como resultado, o processo de conversão da radiação solar em alimento e energia para os microrganismos é interrompido, o que leva à sua morte.Como resultado de numerosos estudos, o efeito bactericida eficaz dos íons de prata na maioria dos microrganismos patogênicos, bem como nos vírus, tem foi confirmado. No entanto, variedades de microrganismos formadores de esporos são praticamente insensíveis à prata.O enriquecimento da água com íons de prata pode ser realizado de diversas maneiras: contato direto da água com a superfície da prata, tratamento da água com solução de sais de prata e eletrolítico método.
Reação qualitativa a íons de cobre
O hexacianoferrato de potássio (2) K 4 forma com uma solução de sal de cobre um precipitado marrom-avermelhado de Cu 2, insolúvel em ácidos diluídos, mas solúvel em solução de amônia.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯A 3 gotas de solução de CuSO 4 adicione 2 gotas de solução salina de K 4. Observe a formação de um precipitado vermelho. Centrifugue o precipitado e adicione 3-5 gotas de solução de amônia.
Reações para detecção de íons cobre Cu2+
Ação do grupo reagente H2S. O sulfeto de hidrogênio forma um precipitado preto de sulfeto de cobre (II) em soluções acidificadas de sais de cobre: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.
Ação do hidróxido de amônio NH4OH. O hidróxido de amônio NH4OH, ingerido em excesso, forma com os sais de cobre um cátion complexo de cobre tetraammina (II) de cor azul intensa:
CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,
Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H2O.
Reações de detecção de íons de prata Ag+
Ação do reagente do grupo HC1. O ácido clorídrico forma, com soluções de sais Ag+, um precipitado branco de cloreto de prata AgCl, praticamente insolúvel em água:
Ag+ + Cl- = AgCl.
Detecção de cátion prata. O ácido clorídrico e as soluções de seus sais (ou seja, íons cloreto de Cl-) formam, com soluções de sais de Ag+, um precipitado branco praticamente insolúvel em água de cloreto de prata AgCl, que se dissolve bem em excesso de solução de NH4OH; neste caso, forma-se um sal de prata complexo solúvel em água, cloreto de prata diamina. Com a ação subsequente do ácido nítrico, o íon complexo é destruído e o cloreto de prata precipita novamente (essas propriedades dos sais de prata são usadas para detectá-lo):
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,
AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H2O,
Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.
90. Elementos do grupo II B. Propriedades típicas dos compostos mais importantes, papel biológico. Natureza complexa das enzimas contendo cobre e zinco. Reações analíticas para íons Zn 2+.
As enzimas são catalisadores naturais de proteínas. Algumas enzimas têm uma composição puramente proteica e não necessitam de quaisquer outras substâncias para exibirem a sua actividade. Contudo, existe um grande grupo de enzimas cuja atividade aparece apenas na presença de certos compostos não proteicos. Esses compostos são chamados de cofatores. Os cofatores podem ser, por exemplo, íons metálicos ou compostos orgânicos de estrutura complexa - geralmente são chamados de coenzimas. Foi estabelecido que para o funcionamento normal da enzima às vezes são necessários tanto uma coenzima quanto um íon metálico, formando um complexo ternário junto com a molécula do substrato. Assim, os metais fazem parte das máquinas biológicas como uma parte insubstituível. Os íons magnésio são necessários para trabalhar na transferência de resíduos de ácido fosfórico, e os íons potássio também são necessários para os mesmos fins; a hidrólise de proteínas requer íons de zinco, etc. A seguir examinaremos essas questões em detalhes.As enzimas, via de regra, aceleram o mesmo tipo de reações, e apenas algumas delas atuam em apenas uma reação específica e única. Tais enzimas, que possuem especificidade absoluta, incluem, em particular, a urease, que decompõe a uréia. A maioria das enzimas não é tão rigorosa na escolha do substrato. A mesma hidrolase, por exemplo, é capaz de catalisar a decomposição hidrolítica de vários ésteres diferentes.À medida que o lado químico da pesquisa biológica se aprofundava e os químicos se tornavam cada vez mais assistentes e colaboradores dos biólogos, o número de enzimas recém-descobertas aumentava constantemente; logo tiveram que ser contados não em dezenas, mas em centenas. Esta ampliação da gama de catalisadores biológicos causou algumas dificuldades na classificação e nomenclatura das enzimas.Anteriormente, as enzimas eram nomeadas de acordo com o substrato sobre o qual atuavam, com o acréscimo da terminação “aza”. Então, se uma enzima atua sobre o açúcar maltose, então ela é chamada de “maltase”, se sobre a lactose - “lactase”, etc. Atualmente, foi adotada uma nomenclatura em que o nome também reflete a função química da enzima. A partícula “aza” é reservada para enzimas simples. Se um complexo de enzimas estiver envolvido na reação, o termo “sistema” será usado.
As enzimas são divididas em seis classes:
Oxidoredutases. Estas são enzimas que catalisam reações redox. Exemplos de oxidoredutases incluem piruvato desidrogenase, que remove o hidrogênio do ácido pirúvico, catalase, que decompõe o peróxido de hidrogênio, etc.
Um subgrupo lateral do oitavo grupo da tabela periódica abrange três tríades de elementos d e três elementos obtidos artificialmente e pouco estudados: hássio, Hs, meitnério, Mt, darmstadtium Ds. A primeira tríade é formada pelos elementos: ferro, Fe, eobalto Co, níquel Ni; a segunda tríade - rutênio Ru, rádio Ro, paládio Pd e a terceira tríade - ósmio Os, irídio Ir e platina Pt. Hássio, materênio e darmstadtium obtidos artificialmente com vida curta fecham a série dos elementos mais pesados conhecidos hoje.
A maioria dos elementos do Grupo VIIB em consideração possui dois elétrons de valência na camada eletrônica externa do átomo; eles são todos metais. Além dos elétrons ns externos, os elétrons da penúltima camada eletrônica (n-1)d participam da formação de ligações.
Devido ao aumento da carga nuclear, o último elemento de cada tríade apresenta um estado de oxidação característico inferior ao do primeiro elemento. Ao mesmo tempo, um aumento no número de períodos em que o elemento está localizado é acompanhado por um aumento no grau característico de octulação (Tabela 9.1)
Tabela 9.1 Estados de oxidação característicos de elementos do oitavo subgrupo secundário
Os estados de oxidação mais comuns dos elementos em seus compostos são destacados na Tabela. 41 em negrito.
Esses elementos às vezes são divididos em três subgrupos: o subgrupo do ferro (Fe, Ru, Os), o subgrupo do cobalto (Co, Rh, Ir) e o subgrupo do níquel (Ni, Pd, Pt). Esta divisão é apoiada pelos estados de oxidação característicos dos elementos (Tabela 42) e algumas outras propriedades. Por exemplo, todos os elementos do subgrupo do ferro são catalisadores ativos para a síntese de amônia, e o subgrupo do níquel são catalisadores ativos para as reações de hidrogenação de compostos orgânicos. Os elementos do subgrupo cobalto são caracterizados pela formação de compostos complexos [E(NH 3) 6 ]G 3, onde G é um íon halogênio
As propriedades redox dos elementos do grupo VIIIB são determinadas pelo seguinte esquema:
Fortalecendo as propriedades oxidativas dos íons metálicos
Todos os metais do grupo VIIIB são cataliticamente ativos. Todos são mais ou menos capazes de absorver hidrogênio e ativá-lo; todos eles formam íons coloridos (compostos). Todos os metais são propensos à formação de complexos. Uma comparação das propriedades físicas e químicas dos elementos do subgrupo VIII-B mostra que Fe, Ni, Co são muito semelhantes entre si e ao mesmo tempo muito diferentes dos elementos das outras duas tríades, por isso são classificados no família de ferro. Os seis elementos estáveis restantes estão unidos sob um nome comum - a família dos metais da platina.
Metais da família do ferro
Na tríade de ferro, a analogia horizontal, característica dos elementos d em geral, se manifesta mais claramente. As propriedades dos elementos da tríade de ferro são apresentadas na tabela. 42.
Tabela 9.2 Propriedades dos elementos da tríade de ferro
Recursos naturais. O ferro é o quarto elemento mais abundante na crosta terrestre (depois do O 2 , Si, Al). Pode ser encontrado na natureza em estado livre: é ferro de origem meteórica. Meteoritos de ferro contêm em média 90% Fe, 8,5% Ni, 0,5% Co. Em média, existe um meteorito de ferro para cada vinte meteoritos de pedra. Às vezes é encontrado ferro nativo, retirado das profundezas da terra pelo magma derretido.
Para obter ferro, são utilizados minério de ferro magnético Fe 3 O 4 (mineral de magnetita), minério de ferro vermelho Fe 2 O 3 (hematita) e minério de ferro marrom Fe 2 O 3 x H 2 O (limonita), FeS 2 - pirita. No corpo humano, o ferro está presente na hemoglobina.
O cobalto e o níquel são encontrados no estado metálico em meteoritos. Os minerais mais importantes: cobaltino CoAsS (brilho de cobalto), pirita ferro-níquel (Fe,Ni) 9 S 8. Esses minerais são encontrados em minérios polimetálicos.
Propriedades. Ferro, cobalto e níquel são metais branco-prateados com tonalidades acinzentadas (Fe), rosadas (Co) e amareladas (Ni). Os metais puros são fortes e dúcteis. Todos os três metais são ferromagnéticos. Quando aquecidos a uma determinada temperatura (ponto Curie), as propriedades ferromagnéticas desaparecem e os metais tornam-se paramagnéticos.
O ferro e o cobalto são caracterizados pelo polimorfismo, enquanto o níquel é monomórfico e possui estrutura CFC até o ponto de fusão.
A presença de impurezas reduz bastante a resistência destes metais a atmosferas agressivas na presença de umidade. Isso leva ao desenvolvimento de corrosão (ferrugem do ferro) devido à formação na superfície de uma camada solta de uma mistura de óxidos e hidróxidos de composição variável, que não protegem a superfície de futuras destruições.
Uma comparação dos potenciais do eletrodo dos sistemas E 2+ /E para ferro (-0,441 V), níquel (- 0,277 V) e cobalto (- 0,25 V), e o potencial do eletrodo do sistema Fe 3+ /Fe (- 0,036 V), mostra que o elemento mais ativo desta tríade é o ferro. Os ácidos clorídrico, sulfúrico e nítrico diluídos dissolvem esses metais para formar íons E 2+:
Fe + 2HC? =FeC? 2+H2;
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.
O ácido nítrico mais concentrado e o ácido sulfúrico concentrado a quente (menos de 70%) oxidam o ferro a Fe (III) com a formação de NO e SO2, por exemplo:
Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + Não + 2H 2 O;
2Fe + 6H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 +6H 2 O.
O ácido nítrico muito concentrado (sp.v. 1.4) passiva o ferro, o cobalto, o níquel, formando filmes de óxido em sua superfície.
Fe, Co, Ni são estáveis em relação a soluções alcalinas, mas reagem com fundidos em altas temperaturas. Todos os três metais não reagem com a água em condições normais, mas em uma temperatura incandescente, o ferro interage com o vapor de água:
3Fe + 4H 2 o Fe 3 O 4 + 4H 2.
O cobalto e o níquel são visivelmente mais resistentes à corrosão do que o ferro, o que é consistente com a sua posição na série de potenciais de eletrodo padrão.
O ferro fino contido no oxigênio queima quando aquecido para formar Fe 3 O 4, que é o óxido de ferro mais estável e o mesmo óxido forma o cobalto. Esses óxidos são derivados de elementos nos estados de oxidação +2, +3 (EO E 2 O 3). A oxidação térmica do cobalto e do níquel ocorre em temperaturas mais elevadas, resultando na formação de NiO e CoO, que possuem composição variável dependendo das condições de oxidação.
Para ferro, níquel, cobalto, os óxidos EO e E 2 O 3 são conhecidos (Tabela 9.3)
Tabela 9.3 Compostos contendo oxigênio de elementos do subgrupo VIIIB
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Nome do item |
Estado de oxidação |
Hidróxidos |
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Personagem |
Nome |
Fórmula de íon |
Nome |
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Ferro (Fe) |
Básico |
Hidróxido de ferro (II) |
Sais de ferro (II) |
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Anfotérico com predominância dos principais |
Hidróxido de ferro (III) |
Sais de ferro (III) |
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Ácido ferroso |
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Ácido |
Ácido de ferro |
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Cobalto (Co) |
Básico |
Hidróxido de cobalto (II) |
Sais de cobalto (II) |
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Básico |
Hidróxido de cobalto (III) |
Sais de cobalto (III) |
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Níquel (Ni) |
Básico |
Hidróxido de níquel (II) |
Sais de níquel (II) |
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Básico |
Hidróxido de níquel (III) |
Sais de níquel (III) |
Os óxidos EO e E 2 O 3 não podem ser obtidos na forma pura por síntese direta, pois isso produz um conjunto de óxidos, cada um dos quais é uma fase de composição variável. São obtidos indiretamente - pela decomposição de certos sais e hidróxidos. O óxido E 2 O 3 é estável apenas para o ferro e é obtido pela desidratação do hidróxido.
Os óxidos de EO são insolúveis em água e não interagem com ela ou com soluções alcalinas. O mesmo é típico para os hidróxidos de E(OH)2 correspondentes. Os hidróxidos de E(OH)2 reagem facilmente com ácidos para formar sais. As propriedades ácido-base dos hidróxidos dos elementos da tríade do ferro são apresentadas na Tabela. 42.
O hidróxido de ferro (III) Fe(OH) 3 é formado pela oxidação de Fe(OH) 2 com o oxigênio atmosférico:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3.
Uma reação semelhante é típica para o cobalto. O hidróxido de níquel (II) é estável em relação ao oxigênio atmosférico. Como resultado, os hidróxidos de E(OH)3 se comportam de maneira diferente quando interagem com ácidos. Se Fe(OH) 3 forma sais de ferro (III), então a reação de Co(OH) 3 e Ni(OH) 3 com ácidos é acompanhada por sua redução a E(+2):
Fe(OH)3 + 3HC? =FeC? 3 + 3H2O;
2Ni(OH)3 + 6HC? = 2NiC? 2+C? 2 + 6H2O.
O hidróxido de Fe(OH)3 também exibe uma função ácida, reagindo com soluções quentes concentradas de álcalis para formar hidroxocomplexos, por exemplo, Na3. Derivados do ácido ferroso HFeO 2 (ferritas) são obtidos pela fusão de álcalis ou carbonatos com 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.
Ferrites Me II Fe 2 O 4 pertencem à classe do espinélio. Os óxidos Fe 3 O 4 e Co 3 O 4 discutidos acima são formalmente espinélios FeFe 2 O 4 e CoCo 2 O 4 .
Ao contrário do cobalto e do níquel, são conhecidos compostos de ferro cujo estado de oxidação é + 6. Os ferratos são formados pela oxidação do Fe (OH) 3 em álcali concentrado a quente na presença de um agente oxidante:
2Fe +3 (OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 Fe +6 O 4 + 6KBr + 2H 2 O.
Os ferratos são termicamente instáveis e com leve aquecimento (100-2000C) transformam-se em ferritas:
4K 2 FeO 4 4KfeO 2 + 2K 2 O + 3O 2 .
No estado livre, o ácido férrico e seu óxido correspondente FeO 3 não são isolados. Em termos de solubilidade e estrutura, os ferratos estão próximos dos cromatos e sulfatos correspondentes. O ferrato de potássio é formado pela fusão de Fe 2 O 3 com KNO 3 e KOH:
Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 feO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.
Ferratos são substâncias cristalinas vermelho-violeta. Quando aquecidos eles se decompõem. O ácido H 2 FeO 4 não pode ser isolado, ele se decompõe instantaneamente em Fe 2 O 3, H 2 O e O 2. Os ferratos são fortes agentes oxidantes. Em ambientes ácidos e neutros, os ferratos se decompõem, oxidando a água:
2Na 2 FeO 4 + 10 H 2 O 4Fe(OH) 3 + 4NaOH + O 2.
Compostos com não metais. Os halogenetos de Fe, Ni, Co são relativamente poucos e correspondem aos estados de oxidação mais característicos +2 e +3. Para o ferro, são conhecidos os halogenetos FeG 2 e FeG 3 com flúor, cloro e bromo. Durante a interação direta, FeF 3, FeC? 3, 3 de fevereiro. Os dihaletos são obtidos indiretamente pela dissolução do metal (ou seu óxido) no ácido hidrohálico correspondente. Trifluoreto CoF 3 e tricloreto CoC foram obtidos para cobalto? 3. O níquel não forma trihaletos. Todos os dihaletos da tríade de ferro são compostos típicos do tipo sal, com uma notável contribuição iônica para a ligação química.
Ferro, cobalto, níquel interagem energeticamente com calcogênios e formam calcogenetos: EC e EC 2. Os monocalcogenetos podem ser obtidos pela reação dos componentes correspondentes em soluções:
CoC? 2 + (NH 4) 2 S = CoS + 2NH 4 C?.
Todos os calcogenetos são fases de composição variável.
Os compostos de metais da tríade de ferro com outros não-metais (pnictógenos, carbono, silício, boro) diferem marcadamente daqueles discutidos acima. Todos eles não obedecem às regras de valência formal e a maioria deles possui propriedades metálicas.
Ferro, cobalto e níquel absorvem hidrogênio, mas não produzem certos compostos com ele. Quando aquecido, a solubilidade do hidrogênio nos metais aumenta. O hidrogênio dissolvido neles está em estado atômico.
Sais de ácidos contendo oxigênio e compostos complexos. Todos os sais dos ácidos clorídrico, sulfúrico e nítrico são solúveis em água.
Os sais de níquel (II) são verdes, os sais de cobalto (II) são azuis e suas soluções e hidratos cristalinos são rosa (por exemplo), os sais de ferro (II) são esverdeados e os sais de ferro (III) são marrons. Os sais mais importantes são: FeC? 36H2O; FeSO 4 7H 2 O - sulfato de ferro, (NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O - sal de Mohr; NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O - alúmen de ferroamônio; NiSO 4 6H 2 O, etc.
A capacidade dos sais de ferro, cobalto e níquel de formar hidratos cristalinos indica a tendência desses elementos em formar complexos. Os hidratos cristalinos são um exemplo típico de complexos aquáticos:
[E(H 2 O) 6 ](ClO 4) 2; [E(H 2 O) 6 ](NO 3) 2.
Os complexos aniônicos são numerosos para os elementos da tríade do ferro: haleto (Me I (EF 3), Me 2 I [EG 4], Me 3 [EG 4], etc.), tiocianato (Me 2 I [E (CNS) 4], Me 4 I [E(CNS) 6 ], Me 3 I [E(CNS) 6 ]), oxolato (Me 2 I [E(C 2 O 4) 2 ], Me 3 [E(C 2 O 4) 3]). Os complexos de cianeto são especialmente característicos e estáveis: K 4 - hexacianoferrato de potássio (II) (sal de sangue amarelo) e K 3 - hexacianoferrato de potássio (III) (sal de sangue vermelho). Esses sais são bons reagentes para a detecção de íons Fe+3 (sal amarelo) e íons Fe2+ (sal vermelho) em pH ??7:
4Fe 3+ + 4- = Fe 4 3;
Azul da Prússia
3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2.
Turnbull azul
O azul da Prússia é usado como corante azul. Quando os sais de tiocianato KCNS são adicionados a uma solução contendo íons Fe 3+, a solução fica vermelha como sangue devido à formação de tiocianato de ferro:
FeC? 3 + 3KCNS = Fe(SNC) 3 + 3KC?.
Esta reação é muito sensível e é usada para descobrir o íon Fe 3+.
O cobalto (II) é caracterizado por sais simples estáveis e compostos complexos instáveis K2, K4, que se transformam em compostos de cobalto (III): K3, C? 3.
Compostos complexos característicos de ferro, ferro, cobalto e níquel são carbonilas. Compostos semelhantes foram discutidos anteriormente para elementos dos subgrupos de cromo e manganês. No entanto, os mais típicos entre os carbonilos são: , , . Carbonilas de ferro e níquel são obtidas na forma de líquidos à pressão normal e 20-60 o C pela passagem de uma corrente de CO sobre pós metálicos. O cobalto carbonil é obtido a 150-200 o C e uma pressão de (2-3) 10 7 Pa. Estes são cristais laranja. Além disso, existem carbonilas de composição mais complexa: Fe(CO) 9 e carbonilas trinucleares, que são compostos do tipo cluster.
Todas as carbonilas são diamagnéticas, uma vez que os ligantes de CO (como CN?) criam um campo forte, como resultado do qual os elétrons d de valência do agente complexante formam ligações p com moléculas de CO de acordo com o mecanismo doador-aceitador. As ligações y são formadas devido a pares de elétrons solitários de moléculas de CO e aos orbitais vagos restantes do agente complexante:
O níquel (II), ao contrário, forma muitos compostos complexos estáveis: (OH) 2, K 2; O íon 2+ é azul escuro.
Esta reação é amplamente utilizada em análises qualitativas e quantitativas para determinação de níquel. Os compostos de níquel e especialmente de cobalto são venenosos.
Aplicativo. O ferro e suas ligas constituem a base da tecnologia moderna. Níquel e cobalto são importantes aditivos de liga em aços. Ligas à base de níquel resistentes ao calor (nicrômio contendo Ni e Cr, etc.) são amplamente utilizadas. Moedas, joias e utensílios domésticos são feitos de ligas de cobre-níquel (cuproníquel, etc.). Muitas outras ligas contendo níquel e cobalto são de grande importância prática. Em particular, o cobalto é usado como um componente viscoso dos materiais a partir dos quais são feitas as ferramentas de corte de metal, nos quais são incorporadas partículas exclusivamente de carbonetos duros MoC e WC. Os revestimentos de níquel galvânico dos metais protegem-nos da corrosão e conferem-lhes uma bela aparência.
Metais da família do ferro e seus compostos são amplamente utilizados como catalisadores. O ferro esponja com aditivos é um catalisador para a síntese de amônia. O níquel altamente disperso (níquel de Raney) é um catalisador muito ativo para a hidrogenação de compostos orgânicos, em particular gorduras. O níquel de Raney é obtido pela reação de uma solução alcalina com o composto intermetálico NiA?, enquanto o alumínio forma um aluminato solúvel e o níquel permanece na forma de pequenas partículas. Este catalisador é armazenado sob uma camada de líquido orgânico, pois no estado seco é instantaneamente oxidado pelo oxigênio atmosférico. O cobalto e o manganês fazem parte do catalisador adicionado às tintas a óleo para acelerar sua “secagem”.
O óxido de Fe 2 O 3 e seus derivados (ferritas) são amplamente utilizados na radioeletrônica como materiais magnéticos.
É a única substância que permanece líquida em temperaturas abaixo de 0 K. Cristaliza apenas sob uma pressão de 25 atm. tem o ponto de ebulição mais baixo. em temperaturas abaixo de 2,2 K, o hélio líquido existe como uma mistura de dois líquidos, um dos quais possui propriedades anômalas - em particular, superfluidez (a viscosidade é 10 bilhões de vezes menor que a da água).
O hélio é o segundo elemento mais abundante (depois do hidrogênio) no Universo. Cerca de 10% do Sol consiste nele (descoberto em 1868). Na Terra, o hélio foi encontrado em 1895 em gases de reação, quando o mineral kleveíte foi dissolvido em ácidos. Os restantes gases nobres foram isolados do ar.
O néon é um gás leve: é 1,44 vezes mais leve que o ar, quase 2 vezes mais leve que o argônio, mas 5 vezes mais pesado que o hélio. Em termos de propriedades, está mais próximo do hélio do que do argônio. O espectro do neon é rico: contém mais de 900 linhas. As linhas mais brilhantes formam um feixe nas partes vermelha, laranja e amarela do espectro nas ondas de 6.599 a 5.400 Ǻ. Esses raios são absorvidos e espalhados pelo ar e pelas partículas nele suspensas muito menos do que os raios de ondas curtas - azul, índigo, violeta.
Em 1898, no Velho Mundo, ao estudar com um espectroscópio as primeiras porções de gás que evaporavam do ar líquido, o químico escocês William Ramsay (Ramsay), junto com Morris William Traver, descobriu nelas um novo gás, Neon (Ne 6) , um gás inerte contido no ar em quantidades microscópicas.
O argônio é um gás monoatômico com ponto de ebulição (à pressão normal) de -185,9 °C (ligeiramente inferior ao oxigênio, mas ligeiramente superior ao nitrogênio), ponto de fusão -189,3 °C Em 100 ml de água a 20 °C 3,3 ml de o argônio se dissolve; o argônio se dissolve muito melhor em alguns solventes orgânicos do que na água.
Descoberto por J. Rayleigh e pelo físico inglês W. Ramsay em 1894 do ar. O gás se distinguia por uma composição monoatômica de moléculas e inatividade química quase completa (o argônio não entra em nenhuma reação química). o novo gás recebeu esse nome (grego argos inativo).
Krypton é um gás monoatômico inerte, sem cor, sabor ou cheiro. 3 vezes mais pesado que o ar. t pl = - 157,3 o C, t fervura = - 152,0 o C, densidade em condições normais. igual a 3,74 g/l. Inaugurado em 1898 por W. Ramsay (Inglaterra) Aplicação: para enchimento de lâmpadas incandescentes. Os compostos de criptônio são agentes oxidantes e agentes fluorantes em reações de síntese química.
O xenônio é um gás monoatômico inerte, sem cor, sabor ou cheiro. Tmelt 112 °C, Tt 108 °C, brilho na descarga violeta. Em 1889, o cientista inglês Wu Ramsay isolou do ar líquido uma mistura na qual dois gases foram descobertos pelo método espectral: criptônio (“oculto”, “secreto”) e xenônio (“alienígena”, “incomum”).
O Radon é um gás monoatômico radioativo, incolor e inodoro. Solubilidade em água 460 ml/l; em solventes orgânicos e no tecido adiposo humano, a solubilidade do radônio é dezenas de vezes maior do que na água. A própria radioatividade do Radon faz com que ele fique fluorescente. O radônio gasoso e líquido fluoresce com luz azul. A cor do brilho em uma descarga de gás no radônio é azul.
Cristais incolores, solúveis em água. A molécula é linear. Uma solução em água é um agente oxidante muito forte, especialmente em ambiente ácido, onde oxida o bromo e o manganês aos estados de oxidação mais elevados de +7. Em ambiente alcalino, hidrolisa de acordo com a equação: XeF 2 + 4KOH = 2Xe + 4KF + O 2 + 2H 2 O
Ao interagir com a água, XeF 4 é desproporcional: 6XeF H 2 O = 2XeО НF + 4Xe + 3О 2
É formado durante a hidrólise do XeF 4. É uma substância branca, não volátil, altamente explosiva, altamente solúvel em água e a solução apresenta uma reação levemente alcalina. Quando o ozônio atua sobre tal solução, forma-se um sal de ácido xenônico, no qual o xenônio tem um estado de oxidação de +8: XeO 3 + O 3 + 4NaOH = Na 4 XeO 6 + O H 2 O
Pode ser obtido pela reação do perxenato de bário com ácido sulfúrico anidro em baixas temperaturas: Ba 2 XeO 6 + 2H 2 SO 4 = 2 BaSO 4 + XeO H 2 O XeO 4 é um gás incolor, muito explosivo e se decompõe em temperaturas acima de 0° C : 3XeО 4 = 2XeО 3 + Xe + 3О 2
