Podskupina pozostáva z 9 prvkov a je v tomto zmysle jedinečná v periodickej tabuľke. Ďalšou unikátnou vlastnosťou tejto skupiny je, že prvky tejto podskupiny nedosahujú najvyšší oxidačný stav (s výnimkou Ru a Os). Všeobecne sa akceptuje rozdelenie 9 prvkov do 4 skupín: železná triáda a dyády Ru-Os, Rh-Ir, Pd-Pt. Toto rozdelenie je odôvodnené kynosymetriou 3d podúrovne prvkov Fe, Co a Ni, ako aj kompresiou lantanoidov Os, Ir a Pt.
Chémia prvkov triády železa Jednoduché látky
Železo je na Zemi na štvrtom mieste v hojnosti, ale väčšina z neho je v stave nevhodnom na priemyselné využitie (hlinitosilikáty). Priemyselný význam majú len rudy na báze oxidov železa FeO a Fe 2 O 3 . Kobalt a nikel sú vzácne prvky, ktoré aj keď tvoria svoje vlastné minerály, priemyselne sa získavajú z polymetalických rúd.
Výroba prvkov spočíva v ich redukcii z oxidov. Ako redukčné činidlá sa používajú deriváty uhlíka (koks, CO), takže výsledný kov obsahuje až niekoľko percent uhlíka. Železo obsahujúce viac ako 2 % uhlíka sa nazýva liatina; Tento materiál je vhodný na odlievanie masívnych výrobkov, ale jeho mechanická pevnosť je nízka. Spaľovaním uhlíka v otvorených kozubových peciach alebo konvertoroch sa získava oceľ, z ktorej možno vyrábať mechanicky pevné produkty. Závislosť vlastností materiálu od spôsobu jeho výroby a spracovania je obzvlášť zreteľne viditeľná pri železe: kombinácia kalenia a popúšťania umožňuje získať materiály s rôznymi vlastnosťami.
Výroba Co a Ni je zložitý proces. V konečnom štádiu sa oxidy kovov (CoO, Co 2 O 3, NiO) redukujú uhlíkom a výsledný kov sa čistí elektrolýzou.
Vlastnosti jednoduchých látok silne závisia od prítomnosti nečistôt iných prvkov v nich. Čisté kompaktné kovy sú stabilné na vzduchu pri bežných teplotách v dôsledku tvorby silného oxidového filmu, najmä Ni. Vo vysoko disperznom stave sú však tieto kovy samozápalné, t.j. samovznietenie.
Pri zahrievaní Fe, Co, Ni reagujú so zásaditými nekovmi a obzvlášť intenzívne dochádza k interakcii železa s chlórom v dôsledku prchavosti výsledného FeCl 3, ktorý nechráni povrch kovu pred oxidáciou. Naopak, k interakcii Ni s fluórom prakticky nedochádza v dôsledku tvorby silného fluoridového filmu, preto sa pri práci s fluórom používa niklové zariadenie.
Fe, Co, Ni netvoria špecifické zlúčeniny s vodíkom, ale sú schopné ho absorbovať v znateľných množstvách, najmä vo vysoko rozptýlenom stave. Preto sú kovy zo skupiny železa dobrými katalyzátormi pre hydrogenačné procesy.
Kovy dobre reagujú s neoxidačnými kyselinami:
E + 2HCl ECl2 + H2
Oxidačné kyseliny pasivujú kovy, ale reakcia neprebieha s alkáliami kvôli zásaditej povahe oxidov kovov.
Pripojenia e(0)
Tento oxidačný stav je charakteristický pre karbonyly. Železo tvorí karbonyl v zložení Fe(CO) 5, kobalt - Co 2 (CO) 8 a nikel - Ni(CO) 4. Karbonyl niklu vzniká obzvlášť ľahko (50 °C, atmosférický tlak), preto sa používa na získanie čistého niklu.
Pripojenia E(+2)
Stabilita zlúčenín v tomto oxidačnom stave sa zvyšuje z Fe na Ni. Je to spôsobené tým, že zvýšenie náboja jadra, zatiaľ čo veľkosť atómu zostáva nezmenená, posilňuje väzbu medzi jadrom a d-elektrónmi, takže d-elektróny sa ťažšie oddeľujú.
Zlúčeniny E(+2) sa získavajú rozpúšťaním kovov v kyselinách. Hydroxidy E(OH)2 sa vyzrážajú, keď sa do vodných roztokov solí pridá alkalický roztok:
ECl 2 + 2NaOH = E(OH) 2 + 2NaCl
Z toho môžeme vyvodiť záver, že soli príslušných kovov sú náchylné na katiónovú hydrolýzu. V dôsledku hydrolýzy sa získajú rôzne produkty, vrátane polynukleárnych komplexov, napríklad NiOH+.
Kalcináciou E(OH) 2 bez prístupu vzduchu možno získať oxidy. Oxidy a hydroxidy majú prevažne zásaditý charakter; Ferráty (+2), kobaltáty (+2) a nikeláty (+2) sa získavajú iba v drsných podmienkach, napríklad legovaním:
Na20 + NiO = Na2Ni02
E(+2) sulfidy môžu byť zrážané z vodných roztokov pomocou Na2S alebo dokonca H2S (na rozdiel od MnS, ktorý sa nezráža s H2S), ale tieto sulfidy sa rozpúšťajú v silných kyselinách, čo sa používa v chemickej analýze:
E 2+ + S 2– E 2 S, E 2 S + 2H + (napr.) E 2+ + H 2 S
Zo zlúčenín E(+2) iba Fe(+2) vykazuje výrazné redukčné vlastnosti. Všetky jednoduché (nekomplexné) zlúčeniny Fe(+2) sú teda oxidované vzdušným kyslíkom a inými silnými oxidačnými činidlami:
4Fe(OH)2 + 2H20 + O2 4Fe(OH)3
10FeS04 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2S04 + 2MnS04 + 8H20
Zlúčeniny kobaltu (+2) a niklu (+2) sa oxidujú iba silnými oxidačnými činidlami, napríklad NaOCl:
E(OH)2 + NaOCl+ X H 2 O E 2 O 3 X H2O + NaCl
Pripojenia E(+3)
Stabilné zlúčeniny v tomto oxidačnom stave sú produkované železom a čiastočne kobaltom. Z derivátov Ni(+3) sú stabilné iba komplexné zlúčeniny.
Hydroxidy E(OH) 3 sa získavajú pôsobením zásady na roztoky solí alebo oxidáciou E(OH) 2:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
2Co(OH)2 + H202 = 2Co(OH)3
Takto vznikajú produkty obsahujúce premenlivé množstvo vody (nemajú konštantné zloženie). Oxidy sú konečnými produktmi dehydratácie hydroxidov, ale nie je možné získať čistý Co 2 O 3 a Ni 2 O 3 v dôsledku ich rozkladu na kyslík a nižší oxid. Pre železo a kobalt je možné získať oxidy zloženia E 3 O 4, ktoré možno považovať za zmesové oxidy EOE 2 O 3. Na druhej strane E304 sú soli, ktoré zodpovedajú kyslej funkcii hydroxidov E(OH)3.
Fe 2 O 3 + Na 2 O 2NaFeO 2
Hlavné funkcie Fe(OH) 3 sú oveľa lepšie vyjadrené:
Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H20
Vzhľadom na to, že Fe(OH)3 je slabý elektrolyt, soli Fe(+3) sú náchylné na hydrolýzu. Produkty hydrolýzy zafarbia roztok charakteristickou hnedou farbou a keď sa roztok uvarí, vyzráža sa zrazenina Fe(OH) 3:
Fe3+ + 3H20 Fe(OH)3 + 3H+
Nie je možné získať jednoduché soli Co(+3) a Ni(+3), ktoré zodpovedajú hlavnej funkcii hydroxidu E(OH) 3: redoxné reakcie prebiehajú v kyslom prostredí za vzniku E(+2) :
2Co304 + 12HCl 6CoCl2 + O2 + 6H20
Zlúčeniny Co(+3) a Ni(+3) môžu byť iba oxidačné činidlá, a to dosť silné, a železo (+3) nie je silné oxidačné činidlo. Napriek tomu nie je vždy možné získať E(+3) soli s redukčným aniónom (I–, S2–). Napríklad:
2Fe(OH)3 + 6HI 2FeI2 + 6H20 + I2
Na rozdiel od kobaltu a niklu železo produkuje deriváty Fe(+6), ktoré sa získavajú silnou oxidáciou Fe(OH) 3 v alkalickom prostredí:
2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH 2K2FeO4 + 6KBr + 8H20
Ferráty (+6) sú silnejšie oxidačné činidlá ako manganistan.
Všeobecná charakteristika prvkov skupiny VIII sekundárnej podskupiny periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva.
Podskupina železa- chemické prvky 8. skupiny periodickej tabuľky chemických prvkov. Skupina zahŕňa železo Fe, ruténium Ru a osmium Os. Na základe elektrónovej konfigurácie atómu patrí do rovnakej skupiny aj umelo syntetizovaný prvok Hassiy Hs.
Všetky prvky skupiny 8 obsahujú vo svojich valenčných obaloch 8 elektrónov. Dva prvky skupiny - ruténium a osmium - patria do rodiny platinových kovov. Rovnako ako u iných skupín, členovia skupiny 8 prvkov vykazujú vzory elektronickej konfigurácie, najmä vo vonkajších obaloch, aj keď, prekvapivo, ruténium tento trend nesleduje. Prvky tejto skupiny však tiež vykazujú podobnosti vo fyzikálnych vlastnostiach a chemickom správaní.
Železo ako nástrojový materiál je známe už od staroveku. História výroby a používania železa siaha až do praveku, pravdepodobne s použitím meteoritového železa.
Ruténium objavil profesor Kazanskej univerzity Karl Klaus v roku 1844. Klaus ju izoloval z uralskej platinovej rudy v čistej forme a poukázal na podobnosti medzi triádami ruténium – ródium – paládium a osmium – irídium – platina. Na počesť Rusa nazval nový prvok ruténium (Ruthenia je latinský názov pre Rus).
Osmium objavil v roku 1804 anglický chemik Smithson Tennant v zrazenine, ktorá zostala po rozpustení platiny v aqua regia.
Železo sa v prírode vyskytuje zriedkavo v čistej forme, najčastejšie sa nachádza v železo-niklových meteoritoch. Prevalencia železa v zemskej kôre je 4,65 % (4. miesto po kyslíku, kremíku a hliníku). Tiež sa verí, že železo tvorí väčšinu zemského jadra.
Ruténium je najrozšírenejší platinový kov u ľudí, ale takmer najvzácnejší zo všetkých. Neplní biologickú úlohu. Koncentrovaný hlavne vo svalovom tkanive. Vyšší oxid ruténia je extrémne toxický a ako silné oxidačné činidlo môže spôsobiť horenie horľavých látok. Osmium môže existovať aj u ľudí v nepatrne malých množstvách.
Všeobecná charakteristika prvkov skupiny VIII sekundárnej podskupiny periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva. - pojem a druhy. Klasifikácia a znaky kategórie "Všeobecná charakteristika prvkov skupiny VIII sekundárnej podskupiny periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva." 2017, 2018.
1. Orazio Vecchi. Madrigalová komédia "Amphiparnassus". Scéna Pantalone, Pedroline a Hortensia 2. Orazio Vecchi. Madrigalová komédia "Amphiparnassus". Scéna Isabella a Lucio 3. Emilio Cavalieri. "Predstavivosť duše a tela." Prológ. Zbor “Oh, Signor” 4. Emilio Cavalieri.... .
V roku 1248, keď kolínsky arcibiskup Conrad von Hochstaden položil základný kameň kolínskej katedrály, sa začala jedna z najdlhších kapitol v dejinách európskeho staviteľstva. Kolín, jedno z najbohatších a politicky najsilnejších miest vtedajšieho Nemecka... .
Etienne Maurice Falconet (1716-1791) vo Francúzsku a Rusku (v rokoch 1766-1778). "Hrozivý Cupid" (1757, Louvre, Štátna Ermitáž) a jeho repliky v Rusku. Pamätník Petra I. (1765-1782). Dizajn a charakter pamätníka, jeho význam v mestskom súbore. Úloha Falconetovej asistentky - Marie-Anne Collotovej (1748-1821) pri tvorbe... .
Alexander Ivanov 10. júna 1855 napísal: „Jedným slovom, akoby som opustil starý spôsob života umenia, ešte som nepoložil pevný kameň pre nový a v tejto situácii sa nedobrovoľne stávam prechodným umelcom. .“ 1. Hoci tieto slová zazneli v súvislosti s hľadaním novej interpretácie... .
Opäť som sa dotkol pravdy a bez pochopenia som prešiel okolo. Už som si myslel - toto je smrť, hranica zúfalstva, a potom, keď som opustil všetku nádej, našiel som pokoj mysle. Zdá sa, že v takýchto hodinách sa spoznáte, nájdete v sebe priateľa. Nič sa nevyrovná tomuto duchovnému pocitu... .
Meče z obdobia renesancie a 17. storočia. V XVI-XVII storočí. meč prešiel niekoľkými zmenami. Veľkú obľubu si získali obojručné meče, ktoré sa neskôr začali používať ako obradné zbrane. Jednoručné meče sa zmenili oveľa viac ako za posledných pár storočí.... .
S ľavým krídlom, v železnej platňovej prilbe, čukčský bojovník v brnení z bradatej čukotskej kože, odstrašujúci psa kopijou (19. storočie). Rekonštrukcia. Kresba A.V.Silnova 4 M e n i l o - polostrávený obsah žalúdka jeleňa. Odtiaľto... .
Prvky zahrnuté v skupine VII periodickej tabuľky sú rozdelené do dvoch podskupín: hlavná - halogénová podskupina - a sekundárna - mangánová podskupina. Do tejto skupiny patrí aj vodík, hoci jeho atóm má jeden elektrón na vonkajšej valenčnej úrovni a mal by byť zaradený do skupiny I. Vodík má však veľmi málo spoločného s prvkami hlavnej podskupiny – alkalickými kovmi, ako aj s prvkami sekundárnej podskupiny – meďou, striebrom a zlatom. Zároveň, podobne ako halogény, pridáva elektrón v reakciách s aktívnymi kovmi a vytvára hydridy, ktoré majú určitú podobnosť s halogenidmi.
Podskupina halogénov zahŕňa fluór, chlór, bróm, jód a astatín. Prvé štyri prvky sa nachádzajú v prírode, posledný sa získava umelo, a preto bol skúmaný oveľa menej ako ostatné halogény. Slovo halogén znamená soľotvorný. Prvky podskupiny dostali tento názov vďaka ľahkosti, s akou reagujú s mnohými kovmi za tvorby solí.Všetky halogény majú štruktúru vonkajšieho elektrónového obalu s 2 p 5. Preto ľahko prijímajú elektrón a vytvárajú stabilný elektrónový obal vzácneho plynu (s 2 p 6). Fluór má najmenší atómový polomer v podskupine; pre zvyšok sa zvyšuje v sérii 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 .
Charakteristickým znakom nekovov je väčší (v porovnaní s kovmi) počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni ich atómov. To určuje ich väčšiu schopnosť pripájať ďalšie elektróny a prejavovať vyššiu oxidačnú aktivitu ako kovy. Obzvlášť silné oxidačné vlastnosti, t.j. schopnosť pridávať elektróny, vykazujú nekovy nachádzajúce sa v 2. a 3. perióde skupín VI-VII. Ak porovnáme usporiadanie elektrónov v orbitáloch v atómoch fluóru, chlóru a iných halogénov, môžeme posúdiť ich charakteristické vlastnosti. Atóm fluóru nemá žiadne voľné orbitály. Preto môžu atómy fluóru vykazovať len valenciu I a oxidačný stupeň 1. Najsilnejším oxidačným činidlom je fluór. V atómoch iných halogénov, napríklad v atóme chlóru, sú na rovnakej energetickej úrovni voľné d-orbitály. Vďaka tomu môže dôjsť k párovaniu elektrónov tromi rôznymi spôsobmi. V prvom prípade môže chlór vykazovať oxidačný stav +3 a vytvárať kyselinu chlórnu HClO2, čo zodpovedá soliam - chloritanom, napríklad chloritanu draselnému KClO2. V druhom prípade môže chlór vytvárať zlúčeniny, v ktorých je oxidačný stav chlóru +5. Medzi takéto zlúčeniny patrí kyselina chlórna HClO3 a jej soli - chlorečnany, napríklad chlorečnan draselný KClO3 (Bertholletova soľ). V treťom prípade má chlór oxidačný stav +7, napríklad v kyseline chloristej HClO4 a jej soliach, chloristanoch (v chloristane draselnom KClO4).
Jednotlivé analytické reakcie iónov Mn 2+
1.5.5. Oxidácia bizmutitanom sodným NaBiO 3 prebieha podľa rovnice:
2Mn(N03)2 + 5NaBi03 + 16HN03 = 2HMn04 + 5Bi(N03)3 + 5NaN03 + 7H20.
Reakcia nastáva v chlade. Vykonanie reakcie: pridajte 3-4 kvapky 6 M roztoku HNO 3 a 5-6 kvapiek H 2 O k 1-2 kvapkám roztoku mangánovej soli, potom sa špachtľou pridá trochu prášku NaBiO 3 . Po premiešaní obsahu skúmavky ju nechajte 1-2 minúty odstáť, potom centrifugujte, aby sa oddelil prebytočný bizmutitan sodný. V prítomnosti Mn 2+ sa roztok sfarbí do fialova v dôsledku tvorby kyseliny mangánovej, ktorá je jedným z najsilnejších oxidačných činidiel.
1.5.6. Oxidácia PbO 2 oxidom olovnatým v prostredí kyseliny dusičnej pri zahrievaní:
2Mn(N03)2 + 5Pb02 + 6HN03 -> 2HMn04 + 5Pb(N03)2 + 2H20.
Vykonanie reakcie: Vezmite trochu prášku PbO 2 a vložte ho do skúmavky, pridajte tam 4-5 kvapiek 6 M HNO 3 a zahrievajte za miešania. Vzhľad fialovej farby indikuje prítomnosť Mn2+.
1.5.7. V analýze sú dôležité reakcie Mn 2+ s uhličitanmi alkalických kovov, hydrogenfosforečnan sodný, oxidačné reakcie s persíranom amónnym, oxidácia benzidínu zlúčeninami Mn 4+, redukcia AgCl na kovové striebro iónmi Mn 2+.
88. Prvky skupiny VIII B. Typické vlastnosti najdôležitejších zlúčenín. Biologická úloha. Analytické reakcie na ióny Fe 3+ a Fe 2+.
Podskupina železa- chemické prvky 8. skupiny periodickej tabuľky chemických prvkov (podľa zastaranej klasifikácie - prvky sekundárnej podskupiny VIII. skupiny). Skupina zahŕňa železo Fe, ruténium Ru a osmium Os. Na základe elektrónovej konfigurácie atómu patrí do rovnakej skupiny aj umelo syntetizovaný prvok Hassiy Hs, ktorý bol objavený v roku 1984 vo Výskumnom centre ťažkých iónov (Nemecko). Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Darmstadt, Nemecko v dôsledku bombardovania oloveného (208 Pb) terča lúčom iónov železa-58 z urýchľovača UNILAC. Výsledkom experimentu bolo syntetizovaných 3 265 jadier Hs, ktoré boli spoľahlivo identifikované parametrami α-rozpadového reťazca. Súčasne a nezávisle bola rovnaká reakcia študovaná na SÚJV (Dubna, Rusko), kde na základe pozorovania 3 udalostí α-rozpadu jadra 253 Es sa tiež dospelo k záveru, že v tejto reakcii jadro 265 Hs, subjekt na α-rozpad, bol syntetizovaný. Všetky prvky skupiny 8 obsahujú vo svojich valenčných obaloch 8 elektrónov. Dva prvky skupiny - ruténium a osmium - patria do rodiny platinových kovov. Rovnako ako v iných skupinách, členovia skupiny 8 prvkov vykazujú vzory elektronickej konfigurácie, najmä vo svojich vonkajších obaloch, hoci, napodiv, ruténium tento trend nesleduje. Prvky tejto skupiny však vykazujú podobnosti aj vo fyzikálnych vlastnostiach a chemickom správaní: Železo sa v prírode vyskytuje len zriedkavo v čistej forme, najčastejšie sa nachádza v železo-niklových meteoritoch. Prevalencia železa v zemskej kôre je 4,65 % (4. miesto po kyslíku, kremíku a hliníku). Tiež sa verí, že železo tvorí väčšinu zemského jadra.
Ruténium je jediný platinový kov, ktorý sa nachádza v živých organizmoch. (Podľa niektorých zdrojov - aj platina). Koncentrovaný hlavne vo svalovom tkanive. Vyšší oxid ruténia je extrémne toxický a ako silné oxidačné činidlo môže spôsobiť horenie horľavých látok.
Analytické reakcie
Hexakyanoželezitan draselný (III) K3 s katiónom Fe2+ tvorí modrú zrazeninu „Turnboole blue“:
3FeSO4 + 2K3 → Fe32↓+ 3K2S04,
3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.
Zrazenina sa nerozpúšťa v kyselinách, ale rozkladá sa zásadami za vzniku Fe(OH) 2. Ak je činidla prebytok, zrazenina sa zmení na zelenú. Reakciu rušia ióny Fe 3+, ktoré vo vysokých koncentráciách dávajú reagentu hnedé sfarbenie roztoku a ióny Mn 2+ a Bi 3+, ktoré dávajú reagentu slabo sfarbené zrazeniny, rozpustné v kyselinách. Vykonávanie reakcií. Do skúmavky dajte 1–2 kvapky roztoku FeSO 4 a pridajte 1 kvapku činidla. Vzniknutú zrazeninu rozdeľte na dve časti, do prvej pridajte 1-2 kvapky 2M roztoku HC1 a do druhej 1-2 kvapky 2M alkalického roztoku. Reakčné podmienky sú so zriedenými roztokmi v kyslom prostredí, pH = 3.
1.5.2.> Oxidácia Fe 2+ na Fe 3+. Ión Fe2+ je pomerne silné redukčné činidlo a môže sa oxidovať pôsobením mnohých oxidačných činidiel, napríklad H202, KMnO4, K2Cr207 v kyslom prostredí atď.
2Fe2+ + 4OH – + H202 → 2Fe(OH)3↓.
Pri vykonávaní systematickej analýzy by sa Fe2+ malo objaviť v predbežných testoch, pretože v procese oddeľovania skupín môže byť Fe 2+ oxidované na Fe 3+.
Jednotlivé analytické reakcie Fe 3+ iónov
1.5.3. Hexakyanoželezitan draselný (II) K 4 s katiónmi Fe 3+ tvorí tmavomodrú zrazeninu „pruskej modrej“:
4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.
Zrazenina je prakticky nerozpustná v kyselinách, ale rozkladá sa zásadami za vzniku Fe(OH) 3. V nadbytku činidla sa zrazenina zreteľne rozpúšťa. Vykonanie reakcie. Pridajte 1 kvapku činidla do 1–2 kvapiek roztoku FeCl 3 . Výslednú zrazeninu rozdeľte na dve časti. Do jednej časti pridajte 2-3 kvapky 2M roztoku HC1, do druhej 1-2 kvapky 2M roztoku NaOH, premiešajte.
1.5.4. Tiokyanát draselný (rodanid) KNCS s iónmi Fe 3+ tvorí krvavočervený komplex. V závislosti od koncentrácie tiokyanátu môžu tvoriť komplexy rôzneho zloženia:
Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,
Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+,
atď. do Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,
Reakcia je reverzibilná, preto sa činidlo odoberá v nadbytku. Stanovenie rušia ióny, ktoré tvoria stabilné komplexy s Fe 3+, napríklad fluoridové ióny, soli kyseliny fosforečnej, šťaveľovej a citrónovej.
89. Prvky skupiny I B. Typické vlastnosti najdôležitejších zlúčenín, biologická úloha. Baktericídny účinok iónov Ag + a Cu 2+. Analytické reakcie na ióny striebra a medi.
n = 4 Cu ns1(n-1)d10, externá úroveň - 1 ē,
preexterná - 18 ē
n = 5 Ag Nespárované ē - jeden(porucha, pošmyknutie), ale
n = 6 Au 18 - elektrónová vrstva, stabilná v podskupine
zinok, sa tu ešte celkom nestabilizoval a
schopné stratiť ē, takže CO sú možné
Iba d-prvky skupiny IB tvoria zlúčeniny, v ktorých CO prevyšuje skupinu N a je stabilnejší pre Cu2+, Ag+, Au+3
Charakteristickou vlastnosťou iónov medi s dvojitým nábojom je ich schopnosť spájať sa s molekulami amoniaku za vzniku komplexných iónov.Meď patrí medzi stopové prvky. Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co dostali tento názov kvôli tomu, že ich malé množstvá sú potrebné pre normálne fungovanie rastlín. Mikroelementy zvyšujú aktivitu enzýmov, podporujú syntézu cukru, škrobu, bielkovín, nukleových kyselín, vitamínov a enzýmov. Striebro je nízkoaktívny kov. Vo vzdušnej atmosfére neoxiduje ani pri izbovej teplote, ani pri zahriatí. Často pozorované sčernanie strieborných predmetov je výsledkom tvorby čierneho sulfidu strieborného - AgS 2 - na ich povrchu. K tomu dochádza pod vplyvom sírovodíka obsiahnutého vo vzduchu, ako aj pri kontakte strieborných predmetov s potravinami obsahujúcimi zlúčeniny síry 4Ag + 2H 2 S + O 2 -> 2Ag 2 S + 2H 2 OV V rozsahu napätia striebro sa nachádza oveľa ďalej od vodíka. Preto naň nemá vplyv kyselina chlorovodíková a zriedená kyselina sírová. Striebro je zvyčajne rozpustené v kyseline dusičnej, ktorá s ním interaguje podľa rovnice: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Striebro tvorí jednu sériu solí, ktorých roztoky obsahujú bezfarebné katióny Ag +. pôsobí na roztoky strieborných solí, je možné očakávať získanie AgOH, ale namiesto toho sa zráža hnedá zrazenina oxidu strieborného: 2AgNO 3 + 2NaOH -> Ag 2 O + 2NaNO 3 + H 2 O Okrem striebra (I ) oxid, známe sú oxidy AgO a Ag 2 O 3. Dusičnan strieborný (lapis ) - AgNO 3 - tvorí bezfarebné priehľadné kryštály, dobre rozpustné vo vode. Používa sa pri výrobe fotografických materiálov, pri výrobe zrkadiel, pri galvanickom pokovovaní a v medicíne.Striebro má podobne ako meď tendenciu vytvárať komplexné zlúčeniny.Veľa vo vode nerozpustných zlúčenín striebra (napríklad: oxid strieborný(I) - Ag 2 O a chlorid strieborný - AgCl) , ľahko rozpustné vo vodnom roztoku amoniaku Na galvanické striebro sa používajú komplexné zlúčeniny kyanidu strieborného, keďže pri elektrolýze roztokov týchto solí sa na striebre ukladá hustá vrstva jemne kryštalického striebra. Všetky zlúčeniny striebra sa ľahko redukujú uvoľňovaním kovovej síry. Ak sa do roztoku amoniaku oxidu strieborného v sklenenej nádobe pridá trochu glukózy alebo formalínu ako redukčného činidla, uvoľní sa kovové striebro vo forme hustej lesklej zrkadlovej vrstvy na povrchu skla. Ióny striebra potláčajú vývoj baktérií a aj vo veľmi nízkych koncentráciách sterilizujú pitnú vodu. V medicíne sa na dezinfekciu slizníc používajú koloidné roztoky striebra stabilizované špeciálnymi prísadami (protargol, collargol a pod.).Striebro (spolu s inými ťažkými kovmi ako meď, cín, ortuť) je schopné pôsobiť baktericídne účinok v malých koncentráciách (tzv. oligodynamický efekt) . Výrazný baktericídny účinok (schopnosť spoľahlivo zabíjať určité baktérie) sa pozoruje pri koncentráciách strieborných iónov nad 0,15 mg/l. V množstve 0,05 - 0,1 mg/l majú ióny striebra len bakteriostatický účinok (schopnosť inhibovať rast a rozmnožovanie baktérií).Hoci miera dezinfekcie striebra nie je taká vysoká ako v prípade ozónu alebo UV žiarenia, ióny striebra môžu zostať vo vode po dlhú dobu, čím poskytujú dlhodobú dezinfekciu. Mechanizmus účinku striebra ešte nie je úplne objasnený. Vedci sa domnievajú, že dezinfekčný účinok sa pozoruje, keď kladne nabité ióny striebra a medi vytvárajú elektrostatické väzby so záporne nabitým povrchom buniek mikroorganizmov. Tieto elektrostatické väzby vytvárajú napätie, ktoré môže zhoršiť priepustnosť buniek a znížiť prenikanie životne dôležitých množstiev živín do nich. Ióny striebra a medi prenikajú do vnútra buniek a interagujú s aminokyselinami, ktoré sú súčasťou bielkovín a používajú sa v procese fotosyntézy. V dôsledku toho je narušený proces premeny slnečného žiarenia na potravu a energiu pre mikroorganizmy, čo vedie k ich smrti.Výsledkom početných štúdií je účinný baktericídny účinok iónov striebra na väčšinu patogénnych mikroorganizmov, ale aj vírusov. bolo potvrdené. Spórotvorné odrody mikroorganizmov sú však na striebro prakticky necitlivé.Obohatenie vody iónmi striebra sa môže uskutočniť niekoľkými spôsobmi: priamym kontaktom vody s povrchom striebra, úpravou vody roztokom strieborných solí a elektrolytickým metóda.
Kvalitatívna reakcia na ióny medi
Hexakyanoželezitan draselný (2) K 4 tvorí s roztokom medenej soli červenohnedú zrazeninu Cu 2, nerozpustnú v zriedených kyselinách, ale rozpustnú v roztoku amoniaku.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 ¯Do 3 kvapiek roztoku CuSO 4 pridajte 2 kvapky roztoku soli K 4 . Pozorujte tvorbu červenej zrazeniny. Odstreďte zrazeninu a pridajte do nej 3-5 kvapiek roztoku amoniaku.
Reakcie na detekciu iónov medi Cu2+
Pôsobenie skupinového činidla H2S. Sírovodík tvorí čiernu zrazeninu sírovodíka v okyslených roztokoch solí medi: CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4,Cu2+ + H2S = CuS + 2H+.
Pôsobenie hydroxidu amónneho NH4OH. Hydroxid amónny NH4OH, užívaný v nadbytku, tvorí so soľami medi komplexný katión tetraammínovej medi (II) intenzívnej modrej farby:
CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4H2O,
Cu2+ + 4NH4OH = + + 4H20.
Reakcie detekcie iónov striebra Ag+
Pôsobenie skupinového činidla HC1. Kyselina chlorovodíková tvorí s roztokmi Ag+ solí bielu zrazeninu chloridu strieborného AgCl, ktorý je prakticky nerozpustný vo vode:
Ag+ + Cl- = AgCl.
Detekcia katiónu striebra. Kyselina chlorovodíková a roztoky jej solí (t.j. Cl-chloridové ióny) tvoria s roztokmi Ag+ solí prakticky vo vode nerozpustnú bielu zrazeninu chloridu strieborného AgCl, ktorá sa dobre rozpúšťa v nadbytku roztoku NH4OH; v tomto prípade vzniká vo vode rozpustná komplexná strieborná soľ, diamínchlorid strieborný. Následným pôsobením kyseliny dusičnej sa komplexný ión zničí a opäť sa vyzráža chlorid strieborný (na jeho detekciu sa využívajú tieto vlastnosti solí striebra):
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3,
AgCl + 2NH4OH = Cl + 2H20,
Cl + 2HN03 = AgCl + 2NH4N03.
90. Prvky II B skupiny. Typické vlastnosti najdôležitejších zlúčenín, biologická úloha. Komplexná povaha enzýmov obsahujúcich meď a zinok. Analytické reakcie pre ióny Zn 2+.
Enzýmy sú prírodné proteínové katalyzátory. Niektoré enzýmy majú čisto bielkovinové zloženie a nepotrebujú žiadne ďalšie látky, aby prejavili svoju aktivitu. Existuje však veľká skupina enzýmov, ktorých aktivita sa objavuje len v prítomnosti určitých neproteínových zlúčenín. Tieto zlúčeniny sa nazývajú kofaktory. Kofaktormi môžu byť napríklad ióny kovov alebo organické zlúčeniny komplexnej štruktúry – zvyčajne sa nazývajú koenzýmy. Zistilo sa, že pre normálne fungovanie enzýmu je niekedy potrebný koenzým aj kovový ión, ktorý tvorí ternárny komplex spolu s molekulou substrátu. Kovy sú teda súčasťou biologických strojov ako nenahraditeľná súčasť. Na prenos zvyškov kyseliny fosforečnej sú potrebné ióny horčíka a na rovnaké účely sú potrebné aj draselné ióny; hydrolýza proteínov si vyžaduje ióny zinku atď.. Ďalej tieto otázky podrobne preskúmame.. Enzýmy spravidla urýchľujú rovnaký typ reakcií a len niekoľko z nich pôsobí len na jednu špecifickú a jedinú reakciu. Medzi takéto enzýmy, ktoré majú absolútnu špecifickosť, patrí najmä ureáza, ktorá rozkladá močovinu. Väčšina enzýmov nie je taká prísna pri výbere substrátu. Tá istá hydroláza je napríklad schopná katalyzovať hydrolytický rozklad niekoľkých rôznych esterov Ako sa prehlbovala chemická stránka biologického výskumu a chemici sa čoraz viac stávali pomocníkmi a spolupracovníkmi biológov, počet novoobjavených enzýmov sa neustále zvyšoval; čoskoro ich bolo treba počítať nie na desiatky, ale na stovky. Toto rozšírenie sortimentu biologických katalyzátorov spôsobilo určité ťažkosti pri klasifikácii a názvosloví enzýmov. Predtým sa enzýmy nazývali podľa substrátu, na ktorý pôsobili, s koncovkou „aza“. Ak teda enzým pôsobí na cukor maltózu, potom sa nazýval „maltáza“, ak na laktózu – „laktáza“ atď. V súčasnosti sa prijala nomenklatúra, v ktorej názov odráža aj chemickú funkciu enzýmu. Častica „aza“ je vyhradená pre jednoduché enzýmy. Ak je do reakcie zapojený komplex enzýmov, používa sa termín „systém“.
Enzýmy sú rozdelené do šiestich tried:
Oxidoreduktázy. Sú to enzýmy, ktoré katalyzujú redoxné reakcie. Príklady oxidoreduktáz zahŕňajú pyruvátdehydrogenázu, ktorá odstraňuje vodík z kyseliny pyrohroznovej, katalázu, ktorá rozkladá peroxid vodíka atď.
Vedľajšia podskupina ôsmej skupiny periodickej tabuľky zahŕňa tri triády d-prvkov a tri umelo získané a málo prebádané prvky: hassium, Hs, meitnerium, Mt, darmstadtium Ds. Prvú triádu tvoria prvky: železo, Fe, eobalt Co, nikel Ni; druhá triáda - ruténium Ru, rádium Ro, paládium Pd a tretia triáda - osmium Os, irídium Ir a platina Pt. Umelo získané hassium, matehrenium, darmstadtium s krátkou životnosťou uzatvárajú rad najťažších dnes známych prvkov.
Väčšina uvažovaných prvkov skupiny VIIB má dva valenčné elektróny vo vonkajšom elektrónovom obale atómu; všetko sú kovy. Okrem vonkajších n elektrónov sa na tvorbe väzieb podieľajú elektróny z predposledného elektrónového obalu (n-1)d.
V dôsledku zvýšenia jadrového náboja má posledný prvok každej triády charakteristický oxidačný stav nižší ako prvý prvok. Súčasne je zvýšenie počtu období, v ktorých sa prvok nachádza, sprevádzané zvýšením charakteristického stupňa oklementu (tabuľka 9.1)
Tabuľka 9.1 Charakteristické oxidačné stavy prvkov ôsmej sekundárnej podskupiny
Najbežnejšie oxidačné stavy prvkov v ich zlúčeninách sú zvýraznené v tabuľke. 41 tučným písmom.
Tieto prvky sa niekedy delia do troch podskupín: podskupina železa (Fe, Ru, Os), podskupina kobaltu (Co, Rh, Ir) a podskupina niklu (Ni, Pd, Pt). Toto delenie podporujú charakteristické oxidačné stavy prvkov (tabuľka 42) a niektoré ďalšie vlastnosti. Napríklad všetky prvky podskupiny železa sú aktívne katalyzátory na syntézu amoniaku a podskupina niklu sú aktívne katalyzátory hydrogenačných reakcií organických zlúčenín. Prvky kobaltovej podskupiny sa vyznačujú tvorbou komplexných zlúčenín [E(NH 3) 6 ]G 3, kde G je halogénový ión
Redoxné vlastnosti prvkov skupiny VIIIB sú určené nasledujúcou schémou:
Posilnenie oxidačných vlastností kovových iónov
Všetky kovy skupiny VIIIB sú katalyticky aktívne. Všetky sú viac-menej schopné absorbovať vodík a aktivovať ho; všetky tvoria farebné ióny (zlúčeniny). Všetky kovy sú náchylné na tvorbu komplexov. Porovnanie fyzikálnych a chemických vlastností prvkov podskupiny VIII-B ukazuje, že Fe, Ni, Co sú si navzájom veľmi podobné a zároveň veľmi odlišné od prvkov ostatných dvoch triád, preto sa zaraďujú do tzv. železná rodina. Zvyšných šesť stabilných prvkov je zjednotených pod spoločným názvom – rodina platinových kovov.
Železné rodinné kovy
V železnej triáde sa najzreteľnejšie prejavuje horizontálna analógia, charakteristická pre d-prvky vo všeobecnosti. Vlastnosti prvkov železnej triády sú uvedené v tabuľke. 42.
Tabuľka 9.2 Vlastnosti prvkov železnej triády
Prírodné zdroje. Železo je štvrtým najrozšírenejším prvkom v zemskej kôre (po O 2, Si, Al). V prírode sa nachádza vo voľnom stave: je to železo meteoritového pôvodu. Železné meteority obsahujú v priemere 90 % Fe, 8,5 % Ni, 0,5 % Co. V priemere pripadá na každých dvadsať kamenných meteoritov jeden železný meteorit. Niekedy sa nájde natívne železo, vynesené z hlbín zeme roztavenou magmou.
Na získanie železa sa používa magnetická železná ruda Fe 3 O 4 (magnetitový minerál), červená železná ruda Fe 2 O 3 (hematit) a hnedá železná ruda Fe 2 O 3 x H 2 O (limonit), FeS 2 - pyrit. V ľudskom tele je železo prítomné v hemoglobíne.
Kobalt a nikel sa v meteoritoch nachádzajú v kovovom stave. Najdôležitejšie minerály: kobaltín CoAsS (kobaltový lesk), železo-nikel pyrit (Fe,Ni) 9 S 8. Tieto minerály sa nachádzajú v polymetalických rudách.
Vlastnosti. Železo, kobalt a nikel sú strieborno-biele kovy so sivastým (Fe), ružovkastým (Co) a žltkastým (Ni) odtieňom. Čisté kovy sú pevné a tvárne. Všetky tri kovy sú feromagnetické. Pri zahriatí na určitú teplotu (Curieho bod) miznú feromagnetické vlastnosti a kovy sa stávajú paramagnetickými.
Železo a kobalt sa vyznačujú polymorfizmom, zatiaľ čo nikel je monomorfný a má štruktúru fcc až do bodu topenia.
Prítomnosť nečistôt značne znižuje odolnosť týchto kovov voči agresívnemu prostrediu v prítomnosti vlhkosti. To vedie k rozvoju korózie (prehrdzaveniu železa) v dôsledku tvorby sypkej vrstvy zmesi oxidov a hydroxidov rôzneho zloženia na povrchu, ktoré nechránia povrch pred ďalšou deštrukciou.
Porovnanie elektródových potenciálov systémov E 2+ /E pre železo (-0,441 V), niklu (- 0,277 V) a kobaltu (- 0,25 V) a elektródového potenciálu systému Fe 3+ /Fe (- 0,036 V), ukazuje, že najaktívnejším prvkom tejto triády je železo. Zriedená kyselina chlorovodíková, sírová a dusičná rozpúšťa tieto kovy za vzniku iónov E 2+:
Fe + 2HC? = FeC? 2 + H2;
Ni + H2S04 = NiS04 + H2;
3Co + 8HN03 = 3Co(N03)2 + 2NO + 4H20;
4Fe + 10HN03 = 3Fe(N03)2 + NH4N03 + 3H20.
Koncentrovanejšia kyselina dusičná a horúca koncentrovaná kyselina sírová (menej ako 70 %) oxidujú železo na Fe (III) za vzniku NO a SO2, napríklad:
Fe + 4HN03 = Fe(N03)3 + No + 2H20;
2Fe + 6H2S04Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20.
Veľmi koncentrovaná kyselina dusičná (sp.v. 1.4) pasivuje železo, kobalt, nikel, pričom na ich povrchu vytvára oxidové filmy.
Fe, Co, Ni sú stabilné voči alkalickým roztokom, ale reagujú s taveninami pri vysokých teplotách. Všetky tri kovy za normálnych podmienok nereagujú s vodou, ale pri horúcej teplote železo interaguje s vodnou parou:
3Fe + 4H2 o Fe304 + 4H2.
Kobalt a nikel sú výrazne odolnejšie voči korózii ako železo, čo je v súlade s ich pozíciou v sérii štandardných elektródových potenciálov.
Jemné železo v kyslíku pri zahrievaní horí za vzniku Fe 3 O 4, čo je najstabilnejší oxid železa a ten istý oxid tvorí kobalt. Tieto oxidy sú deriváty prvkov v oxidačných stupňoch +2, +3 (EO E 2 O 3). Pri vyšších teplotách dochádza k tepelnej oxidácii kobaltu a niklu, výsledkom čoho je vznik NiO a CoO, ktoré majú premenlivé zloženie v závislosti od oxidačných podmienok.
Pre železo, nikel, kobalt sú známe oxidy EO a E 2 O 3 (tabuľka 9.3).
Tabuľka 9.3 Zlúčeniny s obsahom kyslíka prvkov podskupiny VIIIB
|
Názov položky |
Oxidačný stav |
Hydroxidy |
|||||
|
Charakter |
názov |
Iónový vzorec |
názov |
||||
|
Železo (Fe) |
Základné |
Hydroxid železitý |
Soli železa (II). |
||||
|
Amfotérne s prevahou hlavne |
Hydroxid železitý |
Železné (III) soli |
|||||
|
Kyselina železitá |
|||||||
|
Kyselina |
Kyselina železa |
||||||
|
kobalt (Co) |
Základné |
Hydroxid kobaltnatý |
Soli kobaltu (II). |
||||
|
Základné |
Hydroxid kobaltnatý |
Soli kobaltu (III). |
|||||
|
nikel (Ni) |
Základné |
Hydroxid nikelnatý |
Nikelnaté soli |
||||
|
Základné |
Hydroxid nikelnatý |
Nikelité soli |
Oxidy EO a E203 nie je možné získať v čistej forme priamou syntézou, pretože tak vzniká súbor oxidov, z ktorých každý je fázou rôzneho zloženia. Získavajú sa nepriamo – rozkladom niektorých solí a hydroxidov. Oxid E 2 O 3 je stabilný len pre železo a získava sa dehydratáciou hydroxidu.
Oxidy EO sú nerozpustné vo vode a neinteragujú s ňou ani s alkalickými roztokmi. To isté je typické pre zodpovedajúce hydroxidy E(OH)2. Hydroxidy E(OH)2 ľahko reagujú s kyselinami za vzniku solí. Acidobázické vlastnosti hydroxidov prvkov triády železa sú uvedené v tabuľke. 42.
Hydroxid železitý Fe(OH) 3 vzniká oxidáciou Fe(OH) 2 vzdušným kyslíkom:
4Fe(OH)2 + 02 + 2H20 = 4Fe(OH)3.
Podobná reakcia je typická pre kobalt. Hydroxid nikelnatý je stabilný vo vzťahu k vzdušnému kyslíku. V dôsledku toho sa hydroxidy E(OH)3 správajú odlišne pri interakcii s kyselinami. Ak Fe(OH) 3 tvorí železité soli, potom je reakcia Co(OH) 3 a Ni(OH) 3 s kyselinami sprevádzaná ich redukciou na E(+2):
Fe(OH)3 + 3HC? = FeC? 3 + 3H20;
2Ni(OH)3 + 6HC? = 2NiC? 2+C? 2 + 6 H20.
Hydroxid Fe(OH)3 má tiež kyslú funkciu, reaguje s horúcimi koncentrovanými roztokmi alkálií za vzniku hydroxokomplexov, napríklad Na3. Deriváty kyseliny železnatej HFeO 2 (ferity) sa získavajú tavením alkálií alebo uhličitanov s Fe 2 O 3:
2NaOH + Fe203 2NaFe02 + H20;
MgC03 + Fe203 MgFe204 + CO2.
Ferity Me II Fe 2 O 4 patria do triedy spinelov. Oxidy Fe304 a Co304 diskutované vyššie sú formálne spinely FeFe204 a CoCo204.
Na rozdiel od kobaltu a niklu sú známe zlúčeniny železa, v ktorých je jeho oxidačný stav + 6. Ferráty vznikajú oxidáciou Fe(OH) 3 v horúcej koncentrovanej alkálii v prítomnosti oxidačného činidla:
2Fe +3 (OH)3 + 10KOH + 3Br2 = 2K2Fe +604 + 6KBr + 2H20.
Ferráty sú tepelne nestabilné a pri miernom zahriatí (100-2000C) sa menia na ferity:
4K2Fe04 4Kfe02 + 2K20 + 302.
Vo voľnom stave sa kyselina železitá a jej zodpovedajúci oxid FeO 3 neizolujú. Z hľadiska rozpustnosti a štruktúry sú feráty blízke zodpovedajúcim chrómanom a síranom. Ferrát draselný vzniká fúziou Fe 2 O 3 s KNO 3 a KOH:
Fe203 + 3KN03 + 4KOH = 2K2fe04 + 3KN02 + 2H20.
Ferráty sú červenofialové kryštalické látky. Pri zahrievaní sa rozkladajú. Kyselinu H2Fe04 nemožno izolovať, okamžite sa rozkladá na Fe203, H20 a O2. Ferráty sú silné oxidačné činidlá. V kyslom a neutrálnom prostredí sa feráty rozkladajú a oxidujú vodu:
2Na2Fe04 + 10 H20 4Fe(OH)3 + 4NaOH + O2.
Zlúčeniny s nekovmi. Halogenidov Fe, Ni, Co je relatívne málo a zodpovedajú najcharakteristickejším oxidačným stavom +2 a +3. Pre železo sú známe halogenidy FeG2 a FeG3 s fluórom, chlórom a brómom. Počas priamej interakcie FeF 3, FeC? 3, FeBr 3. Dihalogenidy sa získavajú nepriamo rozpustením kovu (alebo jeho oxidu) v zodpovedajúcej halogenovodíkovej kyseline. Trifluorid CoF 3 a trichlorid CoC sa získali pre kobalt? 3. Nikel netvorí trihalogenidy. Všetky dihalogenidy železnej triády sú typické soli podobné zlúčeniny s výrazným iónovým príspevkom k chemickej väzbe.
Železo, kobalt, nikel energeticky interagujú s chalkogénmi a tvoria chalkogenidy: EC a EC 2. Monochalkogenidy možno získať reakciou príslušných zložiek v roztokoch:
CoC? 2+ (NH4)2S = CoS + 2NH4C2.
Všetky chalkogenidy sú fázy rôzneho zloženia.
Zlúčeniny kovov železnej triády s inými nekovmi (pniktogény, uhlík, kremík, bór) sa výrazne líšia od vyššie diskutovaných. Všetky nedodržiavajú pravidlá formálnej valencie a väčšina z nich má kovové vlastnosti.
Železo, kobalt a nikel absorbujú vodík, ale nevytvárajú s ním určité zlúčeniny. Pri zahrievaní sa zvyšuje rozpustnosť vodíka v kovoch. Vodík rozpustený v nich je v atómovom stave.
Soli kyselín obsahujúcich kyslík a komplexné zlúčeniny. Všetky soli kyseliny chlorovodíkovej, sírovej a dusičnej sú rozpustné vo vode.
Soli niklu (II) sú zelené, kobalt (II) sú modré a ich roztoky a kryštalické hydráty sú ružové (napríklad), soli železa (II) sú zelenkasté a železo (III) sú hnedé. Najdôležitejšie soli sú: FeC? 36H20; FeSO 4 7H 2 O - síran železitý, (NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O - Mohrova soľ; NH4Fe(S04)212H20 - feroamónium kamenec; NiS046H20 atď.
Schopnosť solí železa, kobaltu a niklu vytvárať kryštalické hydráty naznačuje tendenciu týchto prvkov vytvárať komplexy. Kryštalické hydráty sú typickým príkladom aqua komplexov:
[E(H20)6](C104)2; [E(H20)6](N03)2.
Aniónové komplexy sú početné pre prvky triády železa: halogenid (Me I (EF 3), Me 2 I [EG 4], Me 3 [EG 4] atď.), tiokyanát (Me 2 I [E (CNS) 4], Me4I [E(CNS)6], Me3I [E(CNS)6]), oxolát (Me2I [E(C204)2], Me3 [E(C20 4) 3]). Charakteristické a stabilné sú najmä kyanidové komplexy: K 4 - hexakyanoželezitan draselný (II) (žltá krvná soľ) a K 3 - hexakyanoželezitan draselný (III) (červená krvná soľ). Tieto soli sú dobrými činidlami na detekciu iónov Fe+3 (žltá soľ) a iónov Fe2+ (červená soľ) pri pH 7:
4Fe3+ + 4- = Fe43;
Pruská modrá
3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2.
Turnbull modrý
Ako modré farbivo sa používa pruská modrá. Keď sa tiokyanátové soli KCNS pridajú do roztoku obsahujúceho ióny Fe3+, roztok sa sfarbí do červena v dôsledku tvorby tiokyanátu železa:
FeC? 3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3KC?.
Táto reakcia je veľmi citlivá a používa sa na objavenie iónu Fe 3+.
Kobalt (II) sa vyznačuje stabilnými jednoduchými soľami a nestabilnými komplexnými zlúčeninami K2, K4, ktoré sa transformujú na zlúčeniny kobaltu (III): K3, C? 3.
Charakteristickými komplexnými zlúčeninami železa, železa, kobaltu a niklu sú karbonyly. Podobné zlúčeniny boli diskutované skôr pre prvky podskupín chrómu a mangánu. Najtypickejšie spomedzi karbonylov sú však: , , . Karbonyly železa a niklu sa získavajú vo forme kvapalín pri normálnom tlaku a 20-60 °C prechodom prúdu CO cez kovové prášky. Karbonyl kobaltu sa získa pri 150-200 °C a tlaku (2-3) 107 Pa. Sú to oranžové kryštály. Okrem toho existujú karbonyly zložitejšieho zloženia: Fe(CO) 9 a trojjadrové karbonyly, čo sú zlúčeniny klastrového typu.
Všetky karbonyly sú diamagnetické, pretože ligandy CO (ako CN?) vytvárajú silné pole, v dôsledku čoho valenčné d-elektróny komplexotvorného činidla vytvárajú p-väzby s molekulami CO podľa mechanizmu donor-akceptor. y-väzby sa tvoria v dôsledku osamelých elektrónových párov molekúl CO a zostávajúcich voľných orbitálov komplexotvorného činidla:
Nikel (II), naopak, tvorí mnoho stabilných komplexných zlúčenín: (OH) 2, K 2; Ión 2+ je tmavomodrý.
Táto reakcia je široko používaná v kvalitatívnej a kvantitatívnej analýze na stanovenie niklu. Nikel a najmä zlúčeniny kobaltu sú jedovaté.
Aplikácia. Železo a jeho zliatiny tvoria základ moderných technológií. Nikel a kobalt sú dôležité legujúce prísady do ocelí. Žiaruvzdorné zliatiny na báze niklu (nichróm obsahujúci Ni a Cr atď.) sú široko používané. Mince, šperky a predmety pre domácnosť sú vyrobené zo zliatin medi a niklu (cupronikel atď.). Mnoho ďalších zliatin obsahujúcich nikel a kobalt má veľký praktický význam. Najmä kobalt sa používa ako viskózna zložka materiálov, z ktorých sa vyrábajú kovoobrábacie nástroje, v ktorých sú zabudované častice výlučne tvrdých karbidov MoC a WC. Galvanické niklové povlaky kovov ich chránia pred koróziou a dodávajú im krásny vzhľad.
Kovy zo skupiny železa a ich zlúčeniny sa široko používajú ako katalyzátory. Železná huba s prísadami je katalyzátorom syntézy amoniaku. Vysoko disperzný nikel (Raneyov nikel) je veľmi aktívny katalyzátor na hydrogenáciu organických zlúčenín, najmä tukov. Raneyov nikel sa získava reakciou alkalického roztoku s intermetalickou zlúčeninou NiAp, zatiaľ čo hliník tvorí rozpustný hlinitan a nikel zostáva vo forme drobných častíc. Tento katalyzátor je uložený pod vrstvou organickej kvapaliny, pretože v suchom stave je okamžite oxidovaný vzdušným kyslíkom. Kobalt a mangán sú súčasťou katalyzátora pridávaného do olejových farieb na urýchlenie ich „schnutia“.
Oxid Fe 2 O 3 a jeho deriváty (ferity) sú široko používané v rádiovej elektronike ako magnetické materiály.
Je to jediná látka, ktorá zostáva kvapalná pri teplotách do 0 K. Kryštalizuje až pod tlakom 25 atm. má najnižší bod varu. pri teplotách pod 2,2 K existuje kvapalné hélium ako zmes dvoch kvapalín, z ktorých jedna má anomálne vlastnosti - najmä supratekutosť (viskozita je 10 miliárd krát nižšia ako viskozita vody).
Hélium je druhým najrozšírenejším prvkom (po vodíku) vo vesmíre. Pozostáva z nej asi 10 % Slnka (objavené v roku 1868). Na Zemi bolo hélium nájdené v roku 1895 v reakčných plynoch, keď sa minerál kleveit rozpustil v kyselinách. Zvyšné vzácne plyny boli izolované zo vzduchu.
Neón je ľahký plyn: je 1,44-krát ľahší ako vzduch, takmer 2-krát ľahší ako argón, ale 5-krát ťažší ako hélium. Svojimi vlastnosťami má bližšie k héliu ako k argónu. Spektrum neónu je bohaté: obsahuje viac ako 900 riadkov. Najjasnejšie čiary tvoria lúč v červenej, oranžovej a žltej časti spektra pri vlnách od 6599 do 5400 Ǻ. Tieto lúče sú absorbované a rozptýlené oveľa menej vzduchom a časticami v ňom suspendovanými ako krátkovlnné lúče - modré, indigové, fialové.
V roku 1898, v Starom svete, keď škótsky chemik William Ramsay (Ramsay) spolu s Morrisom Williamom Traverom študoval spektroskopom prvé časti plynu vyparujúceho sa z kvapalného vzduchu, v nich objavili nový plyn Neon (Ne 6). , inertný plyn obsiahnutý vo vzduchu v mikroskopických množstvách.
Argón je monatomický plyn s bodom varu (pri normálnom tlaku) -185,9 °C (o niečo nižším ako kyslík, ale mierne vyšším ako dusík), bodom topenia -189,3 °C V 100 ml vody pri 20 °C sa pridá 3,3 ml argón sa rozpúšťa, argón sa v niektorých organických rozpúšťadlách rozpúšťa oveľa lepšie ako vo vode.
Objavili ho J. Rayleigh a anglický fyzik W. Ramsay v roku 1894 zo vzduchu. Plyn sa vyznačoval monatomickým zložením molekúl a takmer úplnou chemickou nečinnosťou (argón nevstupuje do žiadnych chemických reakcií). nový plyn dostal svoje meno (grécky argos neaktívny).
Kryptón je inertný monatomický plyn bez farby, chuti a zápachu. 3x ťažší ako vzduch.t pl = - 157,3 o C, t varu = - 152,0 o C, hustota za normálnych podmienok. rovná 3,74 g/l. Otvorené v roku 1898 W. Ramsayom (Anglicko) Použitie: na plnenie žiaroviek. Kryptónové zlúčeniny sú oxidačné činidlá a fluoračné činidlá v reakciách chemickej syntézy.
Xenón je inertný monatomický plyn bez farby, chuti a zápachu. Teplota topenia 112 °C, Tt 108 °C, žiara vo výboji fialová. V roku 1889 anglický vedec Wu Ramsay izoloval z kvapalného vzduchu zmes, v ktorej boli spektrálnou metódou objavené dva plyny: kryptón („skrytý“, „tajný“) a xenón („cudzinec“, „nezvyčajný“).
Radón je rádioaktívny monatomický plyn, bez farby a zápachu. Rozpustnosť vo vode 460 ml/l; v organických rozpúšťadlách a v ľudskom tukovom tkanive je rozpustnosť radónu desaťkrát vyššia ako vo vode. Vlastná rádioaktivita radónu spôsobuje jeho fluorescenciu. Plynný a kvapalný radón fluoreskuje modrým svetlom Farba žiary v plynovom výboji v radóne je modrá.
Bezfarebné kryštály, rozpustné vo vode. Molekula je lineárna. Roztok vo vode je veľmi silné oxidačné činidlo najmä v kyslom prostredí, kde oxiduje bróm a mangán na najvyššie oxidačné stavy +7. V alkalickom prostredí hydrolyzuje podľa rovnice: XeF 2 + 4KOH = 2Xe + 4KF + O 2 + 2H 2 O
Pri interakcii s vodou je XeF 4 disproporcionálna: 6XeF H 2 O = 2XeО НF + 4Xe + 3О 2
Vzniká pri hydrolýze XeF 4. Je to biela, neprchavá, vysoko výbušná látka, dobre rozpustná vo vode, roztok má mierne zásaditú reakciu. Pri pôsobení ozónu na takýto roztok vzniká soľ kyseliny xenónovej, v ktorej má xenón oxidačný stav +8: XeO 3 + O 3 + 4NaOH = Na 4 XeO 6 + O H 2 O
Dá sa získať reakciou perxenátu bárnatého s bezvodou kyselinou sírovou pri nízkych teplotách: Ba 2 XeO 6 + 2H 2 SO 4 = 2 BaSO 4 + XeO H 2 O XeO 4 je bezfarebný plyn, ktorý je veľmi výbušný a pri teplotách nad 0 °C sa rozkladá C: 3XeО 4 = 2XeО 3 + Xe + 3О 2
