Елементи 8 групи головної підгрупи. Хімія елементів VIII Б групи Періодичної системи Д.І.

Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму нижче

Студенти, аспіранти, молоді вчені, які використовують базу знань у своєму навчанні та роботі, будуть вам дуже вдячні.

Розміщено на http://www.allbest.ru//

Розміщено на http://www.allbest.ru//

Міністерство охорони здоров'я та соціального розвитку Російської Федерації

Державний освітній заклад вищої професійної освіти

Перший московський державний медичний університет

імені І.М.Сєченова

Кафедра загальної хімії

Тема: “Хімія елементів VIII Б групи Періодичної системи Д.І. Менделєєва»

Виконала студентка

Кириллова Анастасія Олександрівна

2 курси педіатричного факультету

Викладач: Гарнова Н.Ю.

Москва 2015

Загальна характеристика хімічних елементів VIIIБ-групи

До VIII групи побічної підгрупи відносяться елементи тріад заліза (залізо, кобальт, нікель), рутенія (рутеній, родій, паладій) та осмію (осмій, іридій, платина). Більшість елементів аналізованої підгрупи мають два електрони у зовнішньому електронному шарі атома; всі вони є металами. Крім зовнішніх електронів у освіті хімічних зв'язків беруть участь також електрони з попереднього недобудованого шару. Для цих елементів характерні ступеня окиснення, рівні 2, 3, 4. Вищі ступеня окиснення проявляються рідше.

Порівняння фізичних і хімічних властивостей елементів восьмої групи показує, що залізо, кобальт і нікель, що у першому великому періоді, дуже подібні між собою й те водночас сильно від елементів двох інших тріад. Тому їх зазвичай виділяють у сімейство заліза. Інші шість елементів восьмої групи об'єднуються під загальною назвою платинових металів.

Атоми тріади заліза на останньому рівні містять по 2 електрони, проте кількість електронів на 3d-підрівні у них по-різному. Fe - 3d 6,4 s 2; Co-3d 7,4 s 2; Ni-3d 8,4 s 2 . Атоми елементів сімейства заліза на відміну від атомів платинових металів не мають вільного f-підрівня, тому їх властивості сильно відрізняються від властивостей елементів інших тріад (Ru, Rh, Pd та Os, Ir, Pt) У своїх сполуках Fe, Co, Ni виявляють ступінь окислення +2 та +3. Залізо може виявляти також рівень окислення +6, кобальт +5, нікель +4. Усі елементи трьох тріад сильні комплексоутворювачі.

Історія відкриття хімічних елементів VIIIБ-групи

Підгрупа заліза.

Залізо як інструментальний матеріал відоме з найдавніших часів. Історія виробництва та використання заліза бере свій початок у доісторичній епосі, швидше за все, з використання метеоритного заліза. Виплавка в сиродутної печі застосовувалася у 12 столітті до зв. е. в Індії, Анатолії та на Кавказі. Також відзначається використання заліза при виплавці та виготовленні знарядь та інструментів у 1200 році до н. е. В Африці на південь від Сахари.

Рутеній відкрито професором Казанського Університету Карлом Клаусом у 1844 році. Клаус виділив його з уральської платинової руди в чистому вигляді і вказав на подібність між тріадами рутеній-родій-паладій і осмій-іридій-платина. Він назвав новий елемент рутенням на честь Русі (Ruthenia - латинська назва Русі).

Осмій відкрито в 1804 році англійським хіміком Смітсоном Теннантом в осаді, що залишається після розчинення платини в царській горілці.

Підгрупа кобальту.

З'єднання кобальту відомі людині з глибокої давнини, сині кобальтові стекла, емалі, фарби знаходять у гробницях Стародавнього Єгипту. 1735 року шведський мінералог Георг Бранд зумів виділити з цього мінералу невідомий раніше метал, який він назвав кобальтом. Він з'ясував також, що з'єднання саме цього елемента забарвлюють скло в синій колір - цією властивістю користувалися ще в давніх Ассирії та Вавилоні.

Родій відкритий в Англії в 1803 Вільямом Гайдом Волластоном. Назва походить від др.греч.--троянда, типові сполуки родію мають глибокий темно-червоний колір.

Іридій був відкритий у 1803 р. англійським хіміком С. Теннантом одночасно з осмієм, які як домішки були присутні в природній платині, доставленій з Південної Америки. Назву (др.греч.-- веселка) отримав завдяки різноманітному забарвленню своїх солей.

Підгрупа нікелю.

Нікель відкритий в 1751 р. Проте задовго до цього саксонські гірники добре знали руду, яка зовні була схожа на мідну руду і застосовувалася в скловаренні для фарбування стекол у зелений колір.

Паладій відкрито англійським хіміком Вільямом Волластоном у 1803 році. Волластон виділив його із платинової руди, привезеної з Південної Америки.

Платина була невідома у Європі до XVIII століття. Вперше у чистому вигляді із руд платина було отримано англійським хіміком У. Волластоном 1803 року. У Росії ще 1819 року в розсипному золоті, здобутому на Уралі, виявили «новий сибірський метал». Спочатку його називали білим золотом, платина зустрічалася на Верх-Ісетських, а потім і на Нев'янських та Білімбаївських копальнях. Багаті розсипи платини було відкрито у другій половині 1824 року, але в наступного року у Росії почався її видобуток.

Поширення у природі

Підгрупа заліза.

Залізо – найпоширеніший після алюмінію метал на земній кулі: воно становить 4% (мас.) земної кори. Зустрічається залізо у вигляді різних сполук: оксидів, сульфідів, силікатів. У вільному стані залізо знаходять лише у метеоритах.

До найважливіших руд заліза відносяться магнітний залізняк FeO·Fe2O3, червоний залізняк Fe2O3, бурий залізняк 2Fe2O3*3H2O та шпатовий залізняк FeCO3.

Пірит, що зустрічається у великих кількостях, або залізний колчедан FeS2, рідко застосовується в металургії, так як чавун з нього виходить дуже низької якості через великий вміст сірки. Проте залізний колчедан має найважливіше застосування - він є вихідною сировиною для отримання сірчаної кислоти.

Рутеній є найпоширенішим платиновим металом у людині, але майже найрідкіснішим із усіх. Чи не виконує біологічної ролі. Концентрується переважно у м'язовій тканині. Вищий оксид рутенію вкрай отруйний і, будучи сильним окислювачем, може спричинити спалах пожежонебезпечних речовин. Осмій, можливо, теж існує у людині в невідчутно малих кількостях.

У самородному стані осмій зустрічається у вигляді твердих розчинів з іридієм, що містять від 10% до 50% осмію. Осмій зустрічається в поліметалевих рудах, що містять також платину і паладій (сульфідні мідно-нікелеві та мідно-молібденові руди), в мінералах платини та відходах від переробки золотовмісних руд. Основні мінерали осмію - відносяться до класу твердих розчинів природні сплави осмію та іридію (нев'янськит і сисертскіт). Нев'янськит утворює щільні (з = 17000-22000 кг/м3) білі або світло-сірі пластинчасті кристали гексагональної сингонії з твердістю 6-7 балів за шкалою Моосу. Вміст осмію в нев'янськіті може досягати 21-49,3%.

Підгрупа кобальту.

Масова частка кобальту в земній корі 4 · 10-3%. Всього відомо близько 30 кобальтовмісних мінералів. Зміст у морській воді приблизно (1,7) · 10-10%. Родій міститься в платинових рудах, деяких золотих пісках Південної Америки та інших країн. Зміст у земній корі родію та іридію - 10-11%.

Кобальт - один із мікроелементів, життєво важливих організму. Він входить до складу вітаміну В12 (кобаламін). Кобальт бере участь у кровотворенні, функціях нервової системи та печінки, ферментативних реакціях. Потреба людини у кобальті 0,007-0,015 мг щодня. У тілі людини міститься 0,2 мг кобальту за кожний кілограм маси людини. За відсутності кобальту розвивається акобальтоз.

Надлишок кобальту для людини також шкідливий.

Родій та іридій, можливо, є рідкісними елементами в організмі людини (поки повністю не доведено, що вони взагалі там існують).

Родій дуже рідкісний та розсіяний елемент. У природі зустрічається лише ізотоп 103Rh. Середній вміст родію в земній корі 1 · 10-7% по масі, в кам'яних метеоритах 4,8 · 10-5%. Зміст родію підвищено в ультраосновних породах. Власних мінералів немає. Міститься у деяких золотих пісках Південної Америки. Міститься в нікелевих та платинових рудах у вигляді простого з'єднання. До 43% родію посідає мексиканські золоті родовища. Також міститься в ізоморфній домішки мінералів групи осмистого іридію (до 3,3%), у міднонікелевих рудах. Рідкісний різновид осмистого іридію - родієвий нев'янськит - найбагатший родієм мінерал (до 11,3%).

Іридій відносно часто зустрічається у метеоритах. Не виключено, що реальний вміст металу на планеті набагато вищий: його висока щільність і висока спорідненість із залізом (сидерофільність) могли призвести до зміщення іридію вглиб Землі, в ядро ​​планети, у процесі формування з протопланетарного диска. Невелика кількість іридію було виявлено у фотосфері Сонця.

Підгрупа нікелю.

Нікель досить поширений у природі - його зміст у земній корі становить бл. 0,01% (мас.). У земній корі зустрічається лише у зв'язаному вигляді, у залізних метеоритах міститься самородний нікель (до 8%). Вміст його в ультраосновних породах приблизно 200 разів вище, ніж у кислих (1,2 кг/т і 8г/т). В ультраосновних породах переважна кількість нікелю пов'язана з олівінами, що містять 0,13-0,41% Ni. Він ізоморфно заміщає залізо та магній. Невелика частина нікелю є у вигляді сульфідів. Нікель виявляє сидерофільні та халькофільні властивості. При підвищеному вмісті в магмі сірки виникають сульфіди нікелю разом із міддю, кобальтом, залізом та платиноїдами. У гідротермальному процесі спільно з кобальтом, миш'яком та сіркою та іноді з вісмутом, ураном та сріблом, нікель утворює підвищені концентрації у вигляді арсенідів та сульфідів нікелю. Нікель зазвичай міститься в сульфідних і миш'як-містять мідно-нікелевих рудах.

нікелін (червоний нікелевий колчедан, купфернікель) NiAs

хлоантит (білий нікелевий колчедан) (Ni, Co, Fe) As2

гарнієрит(Mg, Ni)6(Si4O11)(OH)6*H2O та інші силікати

магнітний колчедан (Fe, Ni, Cu)S

миш'яково-нікелевий блиск (герсдорфіт) NiAsS,

пентландит(Fe,Ni)9S8

У рослинах в середньому 5 · 10? Про нікель в організмах відомо вже багато. Встановлено, наприклад, що вміст його в крові людини змінюється з віком, що у тварин кількість нікелю в організмі підвищена, нарешті, що існують деякі рослини та мікроорганізми-«концентратори» нікелю, що містять у тисячі і навіть у сотні тисяч разів більше нікелю, ніж довкілля.

Паладій та платина в невідчутно малих кількостях і не виконуючи жодної ролі, за деякими даними, існують у живих організмах.

Природна платина зустрічається у вигляді суміші з шести ізотопів: 190Pt (0,014%), 192Pt (0,782%), 194Pt (32,967%), 195Pt (33,832%), 196Pt (25,242%3), 19. Один із них слабко радіоактивний. Передбачається існування дуже слабкої радіоактивності ще двох природних ізотопів платини: альфа-розпад 192Pt?188Os та подвійний бета-розпад 198Pt?198Hg, проте поки що експериментально ці розпади не зареєстровані; встановлено лише, що періоди напіврозпаду перевищують відповідно 4,7×1016 років та 3,2×1014 років.

Загальні характеристики підгрупи заліза.

Зміна величина радіусів атомів та іонів.

Атомний радіус Fe=0,126нм, Радіус іонів Fe2+=0,80Е, Fe3+=0.67Е

Ru = 0,134нм Ru = 0.68Е

Os=0,135нм Os=0.63Е

Атомний радіус Co=0,125нм Радіус іонів Co2+ =0,78Е та Co3+ =0,64Е

Rh=0,1342нм Rh=0.68Е

Ir=0,136нм Ir=0.625Е

Атомний радіус Ni=0,124нм Радіус іонів Ni=0.69Е

Pd=0,137нм Pd=0.86Е

Pt=0,138нм Pt=0.625Е

Зміна потенціалу іонізації.

У періодах, як правило, іонізаційний потенціал збільшується зліва направо.

Потенціал іонізації при послідовності. переході від Fe0 до Fe5+ = 7893; 16,183; 30,65; 57,79 еВ відповідно

Потенціал іонізації Ru0: Ru1 +: Ru2 +: Ru3 + соотв. = 7,366; 16,763 і 28,46 еВ

Потенціал іонізації Os0 до Os2+ = 8,5 еВ, 17 еВ

Потенціал наслід. іонізації атома кобальту 7,865, 17,06, 33,50, 53,2 та 82,2 еВ

Потенціал іонізації Rh0:Rh+: Rh2+: Rh3+ соотв. 7,46, 18,077 і 31,04 еВ

Потенціал іонізації при послід. переході від Ir0 до Ir5+ рівні соотв. 9,1, 17,0, (27), (39), (57) еВ

Потенціал іонізації нікелю 7635; 18,15; 35,17; 56,0 і 79 еВ

Потенціал іонізації паладію Pd0? Pd+? Pd2+? Pd3+ соотв. дорівнює 8,336, 19,428 і 32,92 еВ

Потенціал іонізації платини Pt0? Pt+? Pt2+? Pt3+співвідв. дорівнює 9,0, 18,56 і 23,6 еВ

Хімічний елемент VIII групи періодичної системи, атомний номер 26, атомна маса 55,847. Конфігурація двох зовнішніх електронних шарів 3s2p6d64s2. Залізо виявляє змінну валентність (найбільш стійкі сполуки 2- та 3-валентного Заліза). З киснем Залізо утворює оксид (II) FeO, оксид (III) Fe2O3 та оксид (II,III) Fe3O4.

При високих температурах (700-900) реагує з парами води:

3Fe+4H2O? Fe3O4+4H2

Реагує з розведеними кислотами HCl та H2SO4 з утворенням солі заліза два і воднем:

Fe+2HCl= FeCl2+H2

Fe+H2SO4(розб.)=FeSO4+H2

У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні і відразу переходить у катіон Fe3+:

2Fe+6H2SO4(конц)=Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O

Fe+6HNO3(конц)=Fe(NO3)3+3NO2+3H2O

(на холоді конц. азотна та сірчана кислоти пасивують залізо)

У розб. азотна кислота залізо окислюється і на холоді і при нагріванні, глибоко відновлюючи її.

10Fe + 36HNO3розб. = 10Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H20

На повітрі у присутності води легко окислюється (іржавіє)

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

Залізо під час нагрівання реагує з галогенами. При взаємодії заліза та йоду 1 утворюється йодид Fe3I8.

2Fe+3Cl2=2FeCl3 при нагріванні

При нагріванні залізо реагує з азотом, утворюючи нітрид заліза Fe3N, з фосфором, утворюючи фосфіди FeP, Fe2P і Fe3P, з вуглецем, утворюючи карбід Fe3C, з кремнієм, утворюючи кілька силіцидів, наприклад FeSi.

Якісна реакція на іон заліза (II) – реакція з червоною кров'яною сіллю.

У присутності іонів заліза (II) утворюється темно-синій осад. Це - турнбулева синь комплексна сіль заліза KFe).

2 К3+3 Fe SO4 = KFe)? + 3K2SO4

Якісна реакція на іон заліза (II) – реакція з лугом.

Утворюється сіро-зелений осад.

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

Якісна реакція на іон заліза (III) - реакція з лугом.

Бурий осад вказує на наявність у вихідному розчині іонів заліза (III).

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

Якісна реакція на іон заліза (III) – реакція з жовтою кров'яною сіллю.

Жовта кров'яна сіль – це гексаціаноферрат калію K4.

3К4 +4 FeCl3 = KFe)? + 12 KCl

Якісна реакція на іон заліза (III) – реакція з роданідом калію.

Утворюється речовина червоного кольору. Це роданід заліза (III).

FeCl3 + 3 КCNS = Fe(CNS)3 + 3KCl

При взаємодії іонів 4? з катіонами Fe3+ утворюється темно-синій осад - берлінська блакить:

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

ОКИСЛЮВАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ СПОЛУКІВ ЗАЛІЗУ (III)

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

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

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

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

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

6. SnCl2 + 2FeCl3 = SnCl4 + 2FeCl2

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

З'єднання заліза.

Пентакарбонілзалізо- неорганічна сполука, карбонільний комплекс заліза складу Fe(CO)5. Світло-жовта рідина не змішується з водою. При підвищеному тиску металеве залізо реагує з монооксидом вуглецю, при цьому утворюється рідкий, при звичайних умовах легко леткий пентакарбоніл заліза Fe(CO)5. Відомі також карбоніли заліза складів Fe2(CO)9 і Fe3(CO)12. Карбоніли заліза служать вихідними речовинами при синтезі залізоорганічних сполук, у тому числі ферроцену складу.

Отримання:

Дія монооксиду вуглецю під тиском на порошок заліза:

Дія монооксиду вуглецю під тиском на іодид заліза(II) та міді:

Розкладання при нагріванні нонакарбонілзаліза:

Розкладається при нагріванні:

Реагує з гарячою водою:

Реагує з кислотами (діетиловому ефірі):

Окислюється киснем:

Реагує з йодистоводневою кислотою:

При опроміненні утльтрафіолетовим світлом розчину в оцтовій кислоті утворюються вищі карбоніли:

Під дією каталізатора алкоголю натрію на розчин в етанолі утворюються вищі карбоніли:

Реагує з основами в метанолі:

Реагує з натрієм у рідкому аміаку:

Реагує з монооксидом азоту під тиском:

Оксид заліза (II) FeО має основні властивості, йому відповідає основа Fe(ОН)2. Оксид заліза (III) Fe2O3 слабо амфотерен, йому відповідає ще слабша, ніж Fe(ОН)2, основа Fe(ОН)3, яка реагує з кислотами:

2Fe(ОН)3+ 3H2SO4= Fe2(SO4)3 + 6H2O

Гідроксид заліза (III) Fe(ОН)3 проявляє слабо амфотерні властивості; він здатний реагувати лише з концентрованими розчинами лугів:

Fe(ОН)3 + КОН = К

Гідроксокомплекси заліза(III), що утворюються при цьому, стійкі в сильно лужних розчинах. При розведенні розчинів водою вони руйнуються, причому осад випадає гідроксид заліза (III) Fe(OH)3.

З солей заліза (II) у водних розчинах стійка сіль Мора - подвійний сульфат амонію та заліза (II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2О.

Залізо (III) здатне утворювати подвійні сульфати з однозарядними катіонами типу галунів, наприклад, Kfe(SO4)2 - залізокалієві галун,(NH4)Fe(SO4)2 - залізоамонійні галун і т.д.

Отримують шляхом охолодження підкисленої суміші насичених розчинів сульфату заліза та амонію:

У медицині застосовуються як в'яжучий, припікає, кровоспинний засіб; як антперспірант.

Сполуки двовалентного заліза.

Оксид заліза (ІІ) FeO. Діамагнітний чорний нестійкий кристалічний порошок. Перетворюється на нагріванні на повітрі. Мало розчинний у воді та лугах. Розчиняється у кислотах. Розкладає при нагріванні воду. Одержують окисленням металевого заліза, відновленням оксиду заліза (III) або воднем, прожарюванням суміші Fe2O3 і порошку заліза.

Гідроксид заліза (II) Fe(OH)2. Утворюється у вигляді пластівеподібного жовтувато-білого осаду при обробці розчинів солей заліза (II) лугами без доступу повітря. Мало розчинний у лугах. Розчиняється у кислотах. Виявляє основні властивості. У присутності окислювачів миттєво перетворюється на Fe(ОН)3.

Сульфат заліза (II) FeSO4. Токсичні, дуже гігроскопічні парамагнітні орторомбічні кристали білого кольору. При нагріванні на повітрі перетворюється на Fe2O3. Отримують прожарюванням піриту, нагріванням PbSO4 із залізом, дегідратацією кристалогідрату FeSО4.7Н2О.

У медицині використовується як лікарський засіб для лікування та профілактики залізодефіцитної анемії.

Ортофосфат заліза (II) Fe3(PO4)2.8H2O. Зустрічається у природі як мінералу вівіаніту. Блакитно-білі моноклінні кристали. Розчиняється у мінеральних кислотах.

Карбонат заліза (II) FeCO3. Зустрічається у природі у вигляді мінералу сидериту чи залізного шпату. Мало розчинний у воді, розчиняється в мінеральних кислотах та розчинах гідрокарбонату натрію. Окислюється у вологому повітрі. Розкладається при нагріванні на FeO та CO2. Відновлюється воднем під час нагрівання. Одержують розчином солей заліза (II) розчинами карбонату або бікарбонату натрію.

Гексаціаноферрат (II) заліза K4.3H2O. Діамагнітні жовті моноклінні кристали, нетоксичні, солоні та гіркі на смак. Розчиняється у воді, етиламін, ацетон. Отримують дією КCN на Fe(CN)2. Застосовують для виготовлення фотопаперу як хімічний реактив для визначення заліза, цинку, міді, урану, метиленової сині та у виробництві мінеральних барвників.

З'ЄДНАННЯ ЗАЛІЗУ (III)

Оксид заліза (III) – Fe2O3 – малорозчинна речовина червонобурого кольору, виявляє амфотерні властивості. Взаємодіє з кислотами та сплавляється з лугами та карбонатами з утворенням феритів. Феріти мають сильні магнітні властивості та використовуються в електромагнітах.

Fe2O3 + 6HCl = FeCl 3 + 3H2O;

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

Fe2O3 + Na 2CO3 = 2NaFeO2 + CO2:

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

Оксид заліза (III) одержують прожарюванням гідроксиду або солей заліза.

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

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

4FeCO3 + O2 = 2Fe2O3 + 4CO2

Гідроксид заліза (III) - Fe(OH)3 - малорозчинна бурого кольору речовина, що одержують дією лугів або карбонатів на солі заліза (III), оскільки Fe2O3 з водою не взаємодіє. Взагалі кажучи, цей гідроксид - полімерне з'єднання зі змінним складом Fe2O3 .nH2O

FeCl3 + 3КOH = Fe(OH)3 + 3КCl

Fe(OH)3 нестійке з'єднання і поступово втрачає воду, перетворюючись на Fe2O3. Має слабкі амфотерні властивості (взаємодіє з кислотами, реагує зі лугами в розчинах або при сплавленні).

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

2FeO(OH) = Fe2O3 + H2O

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

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

Fe(OH)3 + NaOH = Na - тетрагідроксиферит натрію

Солі заліза (III)

FeCl3 .6H2O - протруювання радіомонтажних плат, очищення води Fe2(SO4)3 *9H2O - коагулянт при очищенні води

Fe(NO3)3 - протрава при фарбуванні тканин

Фосфати та сульфіди заліза (III) нерозчинні у воді. Солі заліза (III) гідролізуються та їх розчини мають кислу реакцію:

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

2FeCl3 + 3(NH4)2S = Fe2S3 + 6NH4Cl (при нагріванні або підкисленні виділяється елементарна сірка)

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

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

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

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

З'ЄДНАННЯ ЗАЛІЗУ (VI)

Солі залізної кислоти - ферати отримують окисленням сполук заліза (III).

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

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

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

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

Ферати - сильні окислювачі: CrCl3 + K2FeO4 = K2CrO4 + FeCl3

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

Залізо також входить у структуру гема. Гем є простетичною групою багатьох білків: гемоглобіну, міоглобіну, цитохромів мітохондріальної ЦПЕ, цитохрому Р450, що бере участь у мікросомальному окисненні. Ферменти каталазу, пероксидазу, цитохромоксидазу містять гем як кофермент.

Гем складається з іона двовалентного заліза та порфірину. В основі структури порфіринів знаходиться порфін. Порфін є чотири піррольних кільця, пов'язаних між собою метеновими містками. Залежно від структури замісників у кільцях піролів розрізняють кілька типів порфіринів: протопорфірини, етіопорфірини, мезо-порфірини та копропорфірини. Протопорфірини – попередники всіх інших типів порфіринів.

Геми різних білків можуть містити різні типи порфіринів. Залізо в гемі ​​знаходиться у відновленому стані (Fe+2) і пов'язане двома ковалентними та двома координаційними зв'язками з атомами азоту піррольних кілець. При окисленні заліза гем перетворюється на гематин (Fe3+). Найбільша кількість гема містять еритроцити, заповнені гемоглобіном, м'язові клітини, що мають міоглобін, і клітини печінки через високий вміст цитохрому Р450.

Будова порфіну (А), протопорфірину IX (Б) та гему гемоглобіну (В). Порфін - циклічна структура, що складається з чотирьох піррольних кілець, пов'язаних між собою метановими містками.

Міоглобін - киснев'язовий білок скелетних м'язів і м'язи серця. Міоглобін містить небілкову частину (гем) та білкову частину (апоміоглобін).

Апоміоглобін – білкова частина міоглобіну; первинна структура представлена ​​послідовністю з 153 амінокислот, які у вторинній структурі укладені в 8?-спіралей. ?-Спіралі позначають латинськими літерами від А до Н, починаючи з N-кінця поліпептидного ланцюга, і містять від 7 до 23 амінокислот. Для позначення індивідуальних амінокислот у первинній структурі апоміоглобіну використовують або написання їх порядкового номера від N-кінця (наприклад, Гіс64, Фен138), або букву?-спіралі та порядковий номер даної амінокислоти в цій спіралі, починаючи з N-кінця (наприклад, Гіс F8 ).

Третинна структура має вигляд компактної глобули (усередині практично немає вільного місця), утвореної за рахунок петель та поворотів у ділянці неспіралізованих ділянок білка. Внутрішня частина молекули майже повністю складається з гідрофобних радикалів, крім двох залишків Гис, які у активному центрі.

Цитохром Р450-залежні монооксигенази каталізують розщеплення різних речовин за допомогою гідроксилювання за участю донора електрона НАДН та молекулярного кисню. У цій реакції один атом кисню приєднується до субстрату, а другий відновлюється до води.

Ферменти сімейства цитохрому P450, на відміну від інших гемопротеїнів, як правило, що володіють одним типом активності і строго певною функцією, досить різноманітні за функціями, типами ферментативної активності, часто мають малу субстратну специфічність. P450 можуть проявляти як монооксигеназну, так і оксигеназну активність, тому іноді відносяться до оксидаз зі змішаною функцією.

*функціональне (у складі гемоглобіну, міоглобіну, ензимів та коферментів);

*транспортне (трансферин, лактоферин, мобілферин);

* депоноване (феритин, гемосидерин);

* Залізо, що утворює вільний пул.

Електронна формула 4s24p64d75s1

Ступінь окиснення: +2, +3, +4, +5, +6, +7, +8; валентність: 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8

Фізичні властивості: сріблясто-білий крихкий метал, tпл=2250оС, tкіп=4200оС, щільність 12,4 г/см3

Поширеність у природі: вміст у земній корі 5,0.10-6% (мас.)

Основний мінерал: лаурит RuS2

В результаті складної переробки руд отримують RuО4, який відновлюють воднем.

Хімічні властивості: Малоактивний метал. У ряді напруг стоїть після водню. Чи не реагує з кислотами. Взаємодіє під час нагрівання з галогенами. Реагує з окислювально-лужними сумішами.

З'єднання двовалентного рутенію.

Гідроксид рутенію (II) Ru(OH)2. Коричневий осад, що утворюється при обробці лугом розчину хлориду рутенію (II). Мало стійкий і легко окислюється, перетворюючись на Ru(ОН)3.

Хлорид рутенію (II) RuCl2. Коричневий порошок, мало розчинний у холодній воді, кислотах, лугах і добре розчинний у спирті. Отримують дією хлору на порошкоподібний металевий рутен, нагрітий до 250оС.

З'єднання тривалентного рутенію.

Гідроксид рутенію (III) Ru(OH)3. Утворюється у вигляді чорного осаду при обробці розчинів солей рутенію лугами або окисленням гідроксиду рутенію (II).

Хлорид рутенію (III) RuCl3. Блискучий коричнево-чорний кристалічний порошок. Мало розчинний у воді та кислотах.

RuCl3+ 2KCl (конц.) + H2O = K2

З концентрованою соляною кислотою утворює хлорокомплекси:

З концентрованими розчинами хлоридів лужних металів утворює комплексні солі:

При нагріванні окислюється киснем повітря:

Відновлюється воднем:

Бромід рутенію (III) RuBr3. Чорний кристалічний порошок. Отримують прямою взаємодією елементів або обробкою гідроксиду рутенію (III) бромоводнем.

Йодид рутенію (III) RuI3. Чорний кристалічний порошок, що розкладається на елементи при нагріванні до 127°С. Отримують прямою взаємодією елементів при нагріванні або обробкою гідроксиду рутенію (III) йодоводородом.

Реакція хлориду рутенію (III) та іодиду калію:

З'єднання чотиривалентного рутенію.

Оксид рутенію (IV) RuO2. Дуже стійкий. Мало розчинний у воді та спирті. Розчиняється у кислотах. Отримують нагріванням порошкоподібного рутенію в кисні або прожарюванням сульфіду рутенію (IV) у струмі кисню.

Розкладання при нагріванні оксиду рутенію(VIII):

Реакція оксиду рутенію(VIII) та перекису водню:

Сульфід рутенію (IV) RuS2. Зустрічається у природі у вигляді мінералу лауриту. Отримують нагріванням суміші порошкоподібного рутенію з сіркою або дією сірководню на розчини солей рутенію (IV).

З'єднання п'ятивалентного рутенію.

Фторид рутенію (V) RuF5. Прозорі темно-зелені кристали. Роз'їдає скло. Розкладається водою та відновлюється йодом до фториду рутенію (III). Отримують дією фтору на нагрітий до 300°С металевий рутеній.

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

З'єднання шестивалентного рутенію.

Рутенат калію K2RuO4. Темно-зелені тетраедричні кристали. Відновлюється воднем до оксиду рутенію (IV) або металевого рутенію. Отримують дією окислювально-лужної суміші на порошок металевого рутенію.

Реагує з розведеними кислотами:

Реагує з концентрованими кислотами:

Реагує з хлором:

З'єднання семивалентного рутенію.

Перрутенат калію KruO4. Чорні тетрагональні кристали. Отримують окисленням рутенату калію газоподібним хлором або рідким бромом.

З'єднання восьмивалентного рутенію.

Оксид рутенію (VIII) RuO4. Розкладається з вибухом на оксид рутенію (IV) і кисень при нагріванні нижче температури кипіння. Перетворюється на рутенати під дією лугів. Пари мають сильний запах озону, токсичні. Має окислювальні властивості. Отримують прожарювання рутенію в кисні при температурі вище 1000оС.

Електронна конфігурація зовніш. електронних оболонок 5s25p65d66s2

Осмій виділяють із збагаченої сировини платинових металів шляхом прожарювання цього концентрату на повітрі при температурах 800-900 °C. При цьому кількісно сублімують пари летючого тетраоксиду осмію OsO4, які далі поглинають розчином NaOH.

Упарюванням розчину виділяють сіль - перосмат натрію, який відновлюють воднем при 120 °C до осмію:

З'єднання двовалентного осмію.

Оксид осмію (II) OsO. Сірувато-чорний порошок, мало розчинний у воді та кислотах. Отримують нагріванням суміші осмію, сульфіту осмію (II) та карбонату натрію в струмі діоксиду вуглецю.

Хлорид осмію (II) OsCl2. Розчиняється в спирті, ефірі та азотній кислоті. Отримують нагріванням хлориду осмію (III) при 500оС та зниженому тиску. хімічний елемент залізо нікель кобальт нікель

Йодид осмію (II) OsI2. Зелена тверда речовина, яка утворюється при обробці кислих розчинів сомі осмію (IV) іодидом калію.

З'єднання тривалентного осмію.

Оксид осмію (III) Os2O3. Темно-коричневий порошок (або мідно-червоні лусочки) мало розчинний у воді. Отримують відновленням OsO4 металевим осмієм при нагріванні або нагріванням солей осмію (III) з карбонатом натрію струмом діоксиду вуглецю.

Хлорид осмію (III) OsCl3. Гігроскопічні коричневі кубічні кристали. Легко розчиняється у воді та спирті. Розкладається на OsCl2 і Cl2 вище 500оС. Відомий кристалогідрат OsCl3.3Н2О.

З'єднання чотиривалентного осмію.

Оксид осмію (IV) OsO2. Мало розчинний у воді та кислотах. Отримують нагріванням тонкодисперсного металевого осмію в парах OsO4.

Фторид осмію (IV) OsF4. Коричневий порошок, який розкладається водою або нагрівається. Отримують пропущенням фтору над нагрітим до 280°З металевим осмієм.

Хлорид осмію (IV) OsCl4. Коричнево-червоні голчасті кристали, які водою повільно перетворюються на OsO2.2Н2О. Одержують обробкою OsО4 концентрованої HCl або охолодженням коричнево-жовтих парів, що утворюються при пропущенні хлору над нагрітим до 650-700оС металевим осмієм.

Сульфід осмію (IV) OsS2. Чорний кубічних кристалів. Мало розчинний у воді та спирті. При нагріванні на повітрі перетворюється на OsO4. Відновлюється воднем до металу.

З'єднання щестивалентного осмію.

Фторид осмію (VI) OsF6. Роз'їдає скло. Гідролізується водою. Пари фториду осмію (VI) безбарвні та токсичні. Отримують разом з OsF4 та OsF8 при нагріванні осмію в середовищі фтору.

Осмат калію K2OsO4. Фіолетові октаедричні кристали. При нагріванні перетворюється на OsO4. Розкладається кислотами. Отримують відновленням нітритом калію або спиртом OsO4 у розчині їдкого калі.

З'єднання восьмивалентного осмію.

Оксид осмію (VIII) OsO4. Має різкий запах. Розчиняється у воді, спирті, ефірі. Пари дуже токсичні. Виявляє окисні властивості. Застосовують у багатьох реакціях як каталізатор.

Фторид осмію (VIII) OsF8. Жовті кристали. Розкладається під час нагрівання вище 225оС. Має окислювальні властивості. При попаданні на шкіру утворює опіки. Взаємодіє з водою з утворенням OsО4 та плавикової кислоти.

Сульфід осмію (VIII) OsS4. Темно-коричневий порошок. Одержують пропусканням сірководню через підкислений розчин OsO4 або дією сульфідів амонію або натрію на лужні розчини OsO4.

Ко?бальт (лат. Сobaltum, С) - хімічний елемент з атомним номером 27, атомна маса 58,9332. Конфігурація двох зовнішніх електронних шарів атома кобальту 3s2 3p6 3d7 4s2. Кобальт утворює сполуки найчастіше в ступені окислення +2 (валентність II), рідше - в ступені окислення +3 (валентність III) і дуже рідко в ступені окислення +1, +4 і +5 (валентності, відповідно, I, IV, V).

Прості речовини Co у порошкоподібному вигляді виявляють досить високу активність по відношенню до кислот. В результаті їх взаємодії з кислотами утворюються солі зі ступенем окиснення +2. Солі кобальту пофарбовані в рожевий колір, внаслідок утворення аквакомплексу 2-.

Co + 2HCl = CoCl2 + H2?

Co + H2SO4 = CoSO4 + H2?

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

Холодна концентрована азотна кислота пасивує Co. При нагріванні захисна плівка руйнується та метал реагує з концентрованою азотною кислотою:

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

Із киснем кобальт утворює оксиди ЕО з основними властивостями. Ці оксиди не розчиняються у воді, не взаємодіють із лугами, але легко реагують із кислотами, утворюючи солі Co(II). Солі Co(II) найчастіше використовуються для синтезу відповідних гідроксидів, наприклад: CoCl2 + NaOH = Co(OH)2? + NaCl

При отриманні гідроксиду кобальту (II) із солей спочатку утворюється синій осад малорозчинних основних солей Co(OH)nX2-n? xH2O, а потім рожевий гідроксид Co(OH)2. Поява синього фарбування можна пояснити утворенням гідроксиду кобальту складу 3Co(OH)2?2H2O, який утворюється разом з основними солями. При подальшому додаванні лугу в результаті дегідратації та старіння він змінює забарвлення від синього до рожевого. Гідроксид кобальту (II) виявляє незначні ознаки амфотерності з переважно основними властивостями. Він легко розчиняється в кислотах (з утворенням солей Co(II), а розчинення в лугу йде з великими труднощами. Однак, наявність кислотних властивостей Co(OH)2 підтверджується існуванням гідроксокомплексу 2. Гідроксид Co(II) дуже повільно окислюється киснем повітря і переходить у гідроксиду Co(III), пофарбований у коричневий колір: 4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3

У присутності сильніших окислювачів, наприклад, пероксиду водню, процес окислення Co(II) йде значно швидше: 2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3

Якісною реакцією на іон Co(II) є реакція утворення його нітро-комплексу жовтого кольору.

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

Якісна реакція на катіони кобальту (II) Co2+

Особливість цих катіонів у освіті з молекулами аміаку комплексних солей - аміакатів: Co2+ + 4NH3 = 2+ Аміакати забарвлюють розчини в яскраві кольори. Аміакат кобальту(II) жовто-бурого кольору поступово окислюється киснем повітря в аміакат кобальту(III) вишнево-червоного кольору. У присутності окислювачів ця реакція протікає миттєво.

Ступінь окислення (III) є нестійкою для кобальту, тому гідроксид Co(III) виявляє окислювальні властивості, навіть під впливом такого слабкого відновника, як іон Cl- : 2Co(OH)3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2? + 6H2O

Кобальт утворює велику кількість нерозчинних солей, багато з яких, наприклад, фосфати, можна синтезувати за допомогою обмінних реакцій у водних розчинах:

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

Середні карбонати Co(II) додаванням карбонату лужного металу до їх розчинів отримати неможливо. Внаслідок посилення гідролізу в присутності карбонат іонів, йдуть процеси утворенням погано розчинних основних, а не середніх карбонатів:

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

У середині XX століття з печінки тварин був виділений кобаламін – вітамін В12, і тільки в цьому вітаміні є кобальт – його в ньому лише 4%, і він там перебуває в активній формі.

Кобальт бере участь у багатьох процесах в організмі: він активує процес кровотворення – завдяки йому в кістковому мозку виробляються еритроцити, краще засвоюється залізо, і склад крові постійно лишається в нормі. Мікрофлора кишечника, «відповідальна» за всмоктування заліза, потребує кобальту – для цих бактерій він є харчуванням, тому якщо кобальту не вистачає, то часто розвиваються різні види анемій; процес кровообігу за нестачі кобальту теж може протікати нормально.

Беручи участь в обмінних процесах, кобальт нормалізує діяльність ендокринної системи, активує вироблення ферментів, та бере участь у процесах синтезу білків, вуглеводів та жирів. Взаємодіючи коїться з іншими речовинами, кобальт запускає процес відновлення всіх клітин організму, беручи участь у синтезі РНК і ДНК.

Для нормального розвитку та збереження структури кісткової тканини теж важливо, щоб кобальту в організмі було достатньо, тому продукти з кобальтом особливо необхідні дітям, жінкам та людям похилого віку.

Кобальт важливий підтримки здорового стану судин - він попереджає розвиток атеросклерозу, оскільки як знижує кількість «поганого» холестерину у крові, а й допомагає організму вивести його, у судинах він відкладатися не встигає.

Імуностимулююча дія кобальту проявляється його здатністю підвищувати фагоцитарну активність лейкоцитів - це означає, що лейкоцити активніше пов'язують, поглинають і перетравлюють хвороботворні мікроорганізми, що потрапляють в організм. Діяльність підшлункової залози також залежить від кількості кобальту в організмі - при його нестачі цей орган не може працювати нормально.

Кобальт разом з іншими речовинами допомагає організму зберігати молодість – наприклад, разом з міддю та марганцем попереджає раннє посивіння волосся та прискорює одужання після важких хвороб.

Електронна формула 4s24p64d85s1.

Ступінь окиснення: +1, +2, +3, +4, +6; валентність: 1, 2, 3, 4, 6

Хімічні властивості: Малоактивний метал. Розчиняється в царській горілці та в концентрованих сірчаної та хлороводневої кислотах у присутності кисню. Окислюється окислювально-лужними сумішами.

Оксид родію (II) RhO. Чорно-коричнева речовина, мало розчинна у воді та кислотах.

Хлорид родію (II) RhCl2. Порошок, який може бути пофарбований у різні кольори – від темно-коричневого до фіолетово-червоного. Отримують нагріванням хлориду родію (III) при 950°С.

Сульфід родію (II) RhS. Темно-сірі кристали. Мало розчинний у воді та царській горілці. Отримують нагріванням металевого родію до червоного жару в парах сірки.

Сполуки тривалентного родію.

Оксид родію (III) Rh2O3. Мало розчинний у воді, кислотах та царській горілці. Відновлюється до металевого родію воднем під час нагрівання. Отримують нагріванням порошкоподібного родію, нітрату родію (III) або хлориду родію (III) на повітрі при 800°С.

Гідроксид родію (III) Rh(OH)3. Жовтий студнеподібний осад, що отримується обробкою солей родію (III) лугами або карбонатами лужних металів. Розчиняється в кислотах або надлишку лугу. При зневодненні перетворюється на Rh2О3.

Фторид родію (III) RhF3. Червоний ромбічних кристалів. Отримують пропущенням фтору над нагрітим до 500-600°З металевим родием.

Хлорид родію (III) RhCl3.Розпливається на повітрі червонувато-коричневий порошок. Погано розчиняється у воді та кислотах. Вище 948оС розкладається на елементи. Відомий кристалогідрат RhCl3.4Н2О. Отримують дією хлору на нагрітий до 250-300оС родій або дегідратацією RhCl3.4Н2О.

Йодид родію (III) RhI3. Чорна речовина, погано розчинна у воді. Розкладається за 327°С. Отримують дією іодиду калію на розчини солей родію (ІІІ) при кип'ятінні.

Сульфід родію (III) Rh2S3. Сірувато-чорний порошок стійкий до 500°С. Вище цієї температури на повітрі або в кисні він спалахує і горить з утворенням металевого родію. Отримують дією сірководню на хлорид родію (III).

Сполуки чотиривалентного родію.

Оксид родію (IV) RhO2. Тверда чорна речовина. Отримують сплавленням металевого родію з гідроксидом та нітратом калію.

Гідратований оксид родію (IV) RhO2.nH2O. Оливково-зелена тверда речовина. Розчиняється у кислотах. Перетворюється на Rh2О3 при нагріванні. Отримують електролітичним окисленням Rh(ОН)3 у надлишку лугу або окисленням розчинів солей родію (III) хлором у лужному середовищі.

Бромід родію (IV) RhBr4. Порошок коричневий. Розкладається на елементи під час нагрівання до 527°С. Отримують прямою взаємодією елементів при нагріванні.

Електронна формула 5s25p65d76s2

Ступінь окиснення: +1, +2, +3, +4, +5, +6; валентність: 1, 2, 3, 4, 5, 6

Фізичні властивості: сріблясто-білий твердий метал

Отримання: внаслідок складної переробки руд одержують (NH4)2, при термічному розкладанні якого виходить іридій.

Хімічні властивості: інертний метал. Чи не взаємодіє з кислотами; не реагує навіть із царською горілкою. Реагує з окислювально-лужними сумішами. При нагріванні взаємодіє із галогенами.

З'єднання двовалентного іридію.

Хлорид іридію (II) IrCl2. Блискучі темно-зелені кристали. Погано розчиняється в кислотах та лугах. Отримують нагріванням металевого іридію або IrCl3в струмі хлору при 763оС.

Сульфід іридію (II) IrS. Блискуча темно-синя тверда речовина. Розчиняється у сульфіді калію. Отримують нагріванням металевого іридію в парах сірки.

З'єднання тривалентного іридію.

Оксид іридію (III) Ir2O3. Тверда темно-синя речовина. Мало розчинний у воді та спирті. Розчиняється у сірчаній кислоті. Отримують при легкому прожарюванні іридію сульфіду (III).

Хлорид іридію (III) IrCl3. Летке з'єднання оливково-зеленого кольору. Мало розчинний у воді, лугах та кислотах. Отримують дією хлору на нагрітий до 600оС іридій.

Бромід іридію (III) IrBr3. Оливково-зелені кристали. Розчиняється у воді, мало розчинний у спирті. Отримують взаємодією IrO2 із бромоводневою кислотою.

Сульфід іридію (III) Ir2S3. Тверда коричнева речовина. Мало розчинний у воді. Розчиняється в азотній кислоті та розчині сульфіду калію. Отримують дією сірководню на хлорид іридію (III).

З'єднання чотиривалентного іридію.

Оксид іридію (IV) IrO2. Чорні тетрагональні кристали із ґратами типу рутила. Мало розчинний у воді, спирті та кислотах. Відновлюється до металу воднем. Термічно дисоціює на елементи при нагріванні. Отримують нагріванням порошкоподібного іридію на повітрі або в кисні при 700°З нагріванням IrО2.nН2О.

Фторид іридію (IV) IrF4. Жовта масляниста рідина, що розкладається на повітрі та гідролізується водою. Отримують нагріванням IrF6 із порошком іридію при 150°С.

Хлорид іридію (IV) IrCl4. Гігроскопічна коричнева тверда речовина. Розчиняється в холодній воді та розкладається теплою. Отримують нагріванням (600-700оС) металевого іридію з хлором при підвищеному тиску.

Бромід іридію (IV) IrBr4. Синя речовина, що розпливається на повітрі. Розчиняється у спирті. Отримують взаємодією IrO2 з бромоводневою кислотою за низької температури.

Сульфід іридію (IV) IrS2. Тверда коричнева речовина. Мало розчинний у воді. Одержують пропусканням сірководню через розчини солей іридію (IV).

З'єднання шестивалентного іридію.

Фторид іридію (VI) IrF6. Жовтий тетрагональних кристалів. Під дією металевого іридію перетворюється на IrF4, відновлюється воднем до металевого іридію. Роз'їдає вологе скло. Отримують нагріванням іридію в атмосфері фтору в трубці флюориту.

Сульфід іридію (VI) IrS3. Сірий, мало розчинний у воді порошок. Отримують нагріванням порошкоподібного металевого іридію з надлишком сірки у вакуумі.

Електронна формула 3s23p63d84s2

Ступінь окиснення: (+1), +2, (+3, +4); валентність: (1), 2, (3, 4)

Фізичні властивості: твердий сірий метал

Основні мінерали: залізонікелевий колчедан (Fe,Ni)9S8, нікелін NiAs

Хімічні властивості: малоактивний метал. Стійкий до дії води та вологого повітря. Повільно реагує із розведеними кислотами. При нагріванні реагує з киснем, галогенами, азотом, сіркою та іншими неметалами. Стійкий за нормальної температури до дії фтору, який зберігають у балонах, виготовлених з нікелю.

Якісною реакцією на нікель є реакція нікелю з диметилгліоксимом. Чугаєвим, тому диметилгліоксім іноді називають «реактив Чугаєва».

При взаємодії з іонами нікелю диметилгліоксім утворює червоний комплекс, який може бути легко обложений і визначений гравіметрично.

Прості речовини Ni у порошкоподібному вигляді виявляють досить високу активність по відношенню до кислот. В результаті їх взаємодії з кислотами утворюються солі зі ступенем окиснення +2. Водні розчини солей Ni забарвлені в зелений колір через присутність іона 2-.

Ni + 2HCl = NiCl2 + H2?

Ni + H2SO4 = NiSO4 + H2?

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

Холодна концентрована азотна кислота пасивує Ni. При нагріванні захисна плівка руйнується та метал реагує з концентрованою азотною кислотою:

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

З киснем нікель утворює оксиди ЕО з основними властивостями. Ці оксиди не розчиняються у воді, не взаємодіють із лугами, але легко реагують із кислотами, утворюючи солі Ni(II). Солі Ni(II) найчастіше використовуються для синтезу відповідних гідроксидів, наприклад:

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

Гідроксид нікелю (II), зеленого кольору, за кислотно-основними властивостями схожий на гідроксид Co(II). Він легко розчиняється у кислотах і практично не розчиняється у лугах. Тривале вплив лугів на осад Ni(OH)2 призводить до отримання гідроксокомплексу невизначеного складу з умовною формулою 2? . Гідроксид нікелю (II) не окислюється в Ni(OH)3 ні киснем повітря, ні пероксидом водню. Для його окислення необхідний сильніший окислювач, наприклад, бром:

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

Нікель у ступенях окиснення +2 і +3 утворює велику кількість комплексних сполук. Найбільш стійкими їх катіонними комплексами є аквакомплекси та аміакати, а також комплекси, де лігандами є полідентантні органічні молекули, наприклад, диметилгліоксимат. Нікель утворює велику кількість нерозчинних солей, багато з яких, наприклад, фосфати, можна синтезувати за допомогою обмінних реакцій у водних розчинах:

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

Середні карбонати Ni(II) додаванням карбонату лужного металу до їх розчинів отримати неможливо. Внаслідок посилення гідролізу в присутності карбонат іонів, йдуть процеси утворенням погано розчинних основних, а не середніх карбонатів:

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

Нікель - мікроелемент, що впливає на процеси кровотворення та бере участь у багатьох окислювально-відновних процесах в організмі

В організмі дорослої людини міститься лише близько 5-14 мл нікелю. Накопичується елемент у м'язовій тканині, печінці, легенях, нирках, підшлунковій та щитовидній залозах, гіпофізі, головному мозку та епітелії. Помічено, що з віком концентрація нікелю в легенях збільшується. Виводиться з організму нікель переважно з калом (до 95%).

у поєднанні з кобальтом, залізом, міддю бере участь у процесах кровотворення (впливає на дозрівання молодих еритроцитів та підвищує рівень гемоглобіну)

підвищує гіпоглікемічну активність (збільшує ефективність роботи інсуліну)

бере участь у структурній організації та функціонуванні ДНК, РНК та білків

посилює проходження окислювально-відновних процесів у тканинах (забезпечує клітини киснем)

посилює антидіуретичну дію гіпофіза

активує низку ферментів (у тому числі аргіназу)

важливий для гормонального регулювання організму

бере участь в обміні жирів

окислює вітамін С

знижує артеріальний тиск

Добова потреба

Добова потреба у нікелі залежно від віку, статі та ваги становить близько 100-300 мкг.

Симптоми дефіциту та передозування

Передозування нікелю – явище нечасте, що пояснюється високим рівнем токсичності елемента – близько 20-40 мг на день. При його надлишку спостерігаються такі симптоми:

тахікардія

дерматит

зниження опірності інфекційним захворюванням

подразнення слизових оболонок верхніх дихальних шляхів

підвищення збудливості нервової системи

зниження імунітету

дефіцит магнію в організмі

акумуляція заліза чи цинку

уповільнення зростання кісткових тканин

набряки легенів та мозку

ризик ракових захворювань

Паладій.

Електронна формула4s24p64d10

Ступінь окиснення: +1, +2, +3, +4; валентність: 1, 2, 3, 4

Фізичні властивості: сріблясто-білий м'який метал

Основні мінерали: паладит PdO; зустрічається також у самородному вигляді

Хімічні властивості: Малоактивний метал. Стійкий у сухому та вологому повітрі при звичайній температурі. Розчиняється в концентрованій азотній кислоті та царській горілці. При нагріванні розчиняється у концентрованій сірчаній кислоті. При нагріванні реагує з неметалами.

Сполуки одновалентного паладію.

Сульфід паладію (I) Pd2S. Зеленувато-сіра аморфна речовина. Мало розчинний у воді, кислотах та царській горілці. Отримують нагріванням Cl2 із сіркою під шаром бури.

З'єднання двовалентного паладію.

Оксид паладію (II) PdO. Найбільш стійкий оксид паладію. Чорний порошок. Мало розчинний у воді та кислотах. Має окислювальні властивості. Отримують сильним нагріванням металевого паладію в кисні або прожарюванням нітрату паладію (II).

Гідроксид паладію (II) Pd(OH)2. Коричнево-червоний порошок. Мало розчинний у воді. Розчиняється у кислотах. Має слабо виражені окислювальні властивості. Гідролізом одержують нітрату паладію (II) гарячою водою або дією лугів на солі паладію (II).

Фторид паладію (II) PdF2. Коричневі кристали. Погано розчиняється у воді. Розчиняється у плавиковій кислоті з утворенням тетрафторопалладієвої кислоти H2. Отримують прямою взаємодією елементів або нагріванням PdF3 з паладієм.

Бромід паладію (II) PdBr2. Коричнево-червона речовина. Мало розчинний у воді. Розчиняється у водному розчині бромоводню (з утворенням тетрабромопалладієвої кислоти H2) або бромідів лужних металів. Отримують дією бромної води на металевий паладій або дією калію броміду на PdCl2.

Йодид паладію (II) PdI2. Темно-червоний порошок. Мало розчинний у воді та спиртах. Розчиняється в йодоводородній кислоті (з утворенням тетраіодопалладієвої кислоти H2) або розчинах йодидів лужних металів. Одержують обробкою йодистим калієм розчину паладію хлориду (II).

Сульфід паладію (II) PdS. Темно-коричнева тверда металоподібна речовина. Мало розчинний у воді, хлороводневій кислоті, сульфіді амонію. Розчиняється в азотній кислоті та царській горілці. Отримують взаємодією елементів при нагріванні, термічним розкладанням PdS2 або пропусканням сірководню через водний розчин солей паладію (II).

Подібні документи

Перехідні метали – елементи побічних підгруп періодичної системи хімічних елементів. Елементи VIIB та VIIIB групи: хімічні та фізичні властивості. З'єднання марганцю. Застосування перманганату калію. З'єднання кобальту та нікелю та їх властивості.

презентація , додано 02.05.2013


Загальна характеристика хімічних елементів IV групи таблиці Менделєєва, їх перебування у природі та сполуки коїться з іншими неметалами. Отримання германію, олова та свинцю. Фізико-хімічні властивості металів підгрупи титану Сфери застосування цирконію.

презентація , доданий 23.04.2014


Основні класи неорганічних сполук. Поширеність хімічних елементів. Загальні закономірності хімії s-елементів І, ІІ та ІІІ груп періодичної системи Д.І. Менделєєва: фізичні, хімічні властивості, способи одержання, біологічна роль.

навчальний посібник, доданий 03.02.2011


Характеристика, відомості про історію відкриття елементів та їх поширеність у природі. Зміна групи величини радіусів атомів і іонів, потенціалу іонізації. Властивості сполук азоту в негативних ступенях окиснення: нітриди, гідроксиламін.

реферат, доданий 28.04.2016


Комплексне вивчення елементів періодичної системи Менделєєва, історії відкриття та форм знаходження золота в природі. Дослідження корінних родовищ, фізичних та хімічних властивостей золота та його сполук, способів отримання та областей застосування.

курсова робота , доданий 17.11.2011


Розвиток періодичного закону у XX столітті. Періодичні властивості хімічних елементів: зміна енергії іонізації, електронегативності, ефекти екранування та проникнення. Зміна величин атомних та іонних радіусів. Загальні відомості про неметал.

презентація , додано 07.08.2015


Опис цікавих фактів відкриття низки елементів таблиці Менделєєва. Властивості хімічних елементів, походження їх назв. Історія відкриття, в окремих випадках одержання елементів, їх значення у народному господарстві, сфера застосування, безпека.

реферат, доданий 10.11.2009


Історія відкриття та місце у періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва галогенів: фтору, хлору, брому, йоду та астату. Хімічні та фізичні властивості елементів, їх застосування. Поширеність елементів та отримання простих речовин.

презентація , доданий 13.03.2014


Вивчення фізичних та хімічних властивостей хрому, вольфраму, молібдену. Оксид хрому, як найстійкіша сполука хрому. Гідроксиди, солі кисневмісних кислот елементів шостої Б групи. Пероксиди, карбіди, нітриди, бориди елементів шостої групи Б.

лекція, доданий 29.06.2011


Кремній – елемент головної підгрупи четвертої групи третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва; поширення у природі. Різновиди мінералів з урахуванням оксиду кремнію. Області застосування сполук кремнію; Скло.

Елементи, що входять у VII групу періодичної системи, поділяються на дві підгрупи: головну – підгрупу галогенів – та побічну – підгрупу марганцю. У цю ж групу поміщають і водень, хоча його атом має на зовнішньому, валентному рівні єдиний електрон і його слід було б помістити в I групу. Однак водень має дуже мало спільного як з елементами основи підгрупи - лужними металами, так і з елементами побічної підгрупи - міддю, сріблом та золотом. У той же час він, як і галогени, приєднуючи в реакціях з активними металами електрон, утворює гідриди, які мають деяку схожість з галогенідами.

До підгрупи галогенів відносяться фтор, хлор, бром, йод та астат. Перші чотири елементи зустрічаються в природі, останній отриманий штучно і тому вивчений значно менше від інших галогенів. Слово галоген означає солеутворюючий. Цю назву елементи підгрупи отримали завдяки легкості, з якою вони реагують з багатьма металами, утворюючи солі. Усі галогени мають структуру зовнішньої електронної оболонки s 2 p 5 . Тому вони легко приймають електрон, утворюючи стійку шляхетну електронну оболонку (s 2 р 6). Найменший радіус атома в підгрупі - у фтору, у решти він збільшується в ряді 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 .

Характерною особливістю неметалів є більша (порівняно з металами) кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні їх атомів. Це визначає їх велику здатність до приєднання додаткових електронів та прояву вищої окисної активності, ніж у металів. Особливо сильні окислювальні властивості, тобто здатність приєднувати електрони, виявляють неметали, що знаходяться у 2-му та 3-му періодах VI-VII груп. Якщо порівняти розташування електронів по орбіталям в атомах фтору, хлору та інших галогенів, можна судити і про їх відмінні властивості. Атом фтору вільних орбіталей немає. Тому атоми фтору можуть виявити лише валентність I та ступінь окислення ― 1. Найсильнішим окислювачем є фтор. В атомах інших галогенів, наприклад, в атомі хлору, на тому ж енергетичному рівні є вільні d-орбіталі. Завдяки цьому розпарювання електронів може статися трьома різними шляхами. У першому випадку хлор може виявити ступінь окислення +3 і утворити хлористу кислоту HClO2, якою відповідають солі - хлорити, наприклад, хлорит калію KClO2. У другому випадку хлор може утворити сполуки, у яких ступінь окиснення хлору +5. До таких сполук відносяться хлорувата кислота HClO3 та її солі - хлорати, наприклад хлорат калію КClO3 (бертолетова сіль). У третьому випадку хлор виявляє ступінь окислення +7, наприклад, у хлорній кислоті HClO4 та в її солях, ― перхлоратах (у перхлораті калію КClO4).

Приватні аналітичні реакції іонів Mn 2+

1.5.5. Окислення вісмутатом натрію NaBiO 3 протікає за рівнянням:

2Mn(NO 3) 2 + 5NaBiO 3 + 16HNO 3 = 2HMnO 4 + 5Bi(NO 3) 3 + 5NaNO 3 + 7H 2 O.

Реакція йде на холод. Виконання реакції:до 1-2 крапель розчину солі марганцю додають 3-4 краплі 6 М розчину HNO 3 і 5-6 крапель H 2 O, після чого вносять лопаткою трохи порошку NaBiO 3 . перемішавши вміст пробірки, дають постояти 1-2 хвилини, центрифугують відділення надлишку вісмутату натрію. У присутності Mn 2+ розчин стає фіолетовим внаслідок утворення марганцевої кислоти, яка є одним із найсильніших окислювачів.

1.5.6. Окислення двоокисом свинцю PbО 2 в азотнокислому середовищі при нагріванні:

2Mn(NO 3) 2 + 5РbО 2 + 6HNO 3 → 2HMnO 4 + 5Pb(NO 3) 2 + 2Н 2 О.

Виконання реакції:Беруть трохи порошку PbO 2 і поміщають у пробірку, туди ж додають 4-5 крапель 6 M HNO 3 нагрівають при перемішуванні. Поява фіолетового забарвлення свідчить про наявність Mn2+.

1.5.7. Важливе значення в аналізі мають реакції Mn 2+ з карбонатами лужних металів, гідрофосфатом натрію, реакції окиснення персульфатом амонію, окислення бензидину сполуками Mn 4+ відновлення AgCl до металевого срібла іонами Mn 2+ .

88. Елементи VIII B групи. Типові властивості найважливіших сполук. Біологічна роль. Аналітичні реакції на іони Fe3+, Fe2+.

Підгрупа заліза- хімічні елементи 8-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів (за застарілою класифікацією - елементи побічної підгрупи VIII групи). До групи входять залізо Fe, рутеній Ru та осмій Os. На підставі електронної конфігурації атома до цієї групи відноситься і штучно синтезований елемент хасій Hs, який був відкритий в 1984 році в Центрі дослідження важких іонів (нім. Gesellschaft für Schwerionenforschung, GSI), Дармштадт, Німеччина в результаті бомбардування свинцевої (208 Pb) мішені пучком іонів заліза-58 з прискорювача UNILAC. В результаті експерименту було синтезовано 3 ядра 265 Hs, які були надійно ідентифіковані за параметрами ланцюжка α-розпадів. Одночасно і незалежно ця ж реакція досліджувалась в ОІЯД (Дубна, Росія), де за спостереженням 3 подій α-розпаду ядра 253 Es також був зроблений висновок про синтез у цій реакції ядра 265 Hs, схильного до α-розпаду. Всі елементи групи 8 містять 8 електронів на валентних оболонках. Два елементи групи - рутеній та осмій - відносяться до сімейства платинових металів. Як і в інших групах, члени 8 групи елементів виявляють закономірності електронної конфігурації, особливо зовнішніх оболонок, хоча, як не дивно, рутеній не слідує цьому тренду. Тим не менш, у елементів цієї групи теж проявляється схожість фізичних властивостей та хімічної поведінки: У чистому вигляді в природі залізо рідко зустрічається, найчастіше воно зустрічається у складі залізо-нікелевих метеоритів. Поширеність заліза в земній корі - 4,65% (4-е місце після кисню, кремнію та алюмінію). Вважається також, що залізо становить більшу частину земного ядра.

рутінь є єдиним платиновим металом, який виявляється у складі живих організмів. (За деякими даними – ще й платина). Концентрується переважно у м'язовій тканині. Вищий оксид рутенію вкрай отруйний і, будучи сильним окислювачем, може спричинити спалах пожежонебезпечних речовин.

Аналітичні реакції

Гексаціаноферрат(III) калію K 3 з катіоном Fe 2+ утворює синій осад «турнбулевої сині»:

3FeSO 4 + 2K 3 → Fe 3 2 ↓+ 3K 2 SO 4 ,

3Fe 2+ + 2Fe(CN) 6 3– → Fe 3 2 ↓.

Осад не розчиняється в кислотах, але розкладається лугами з утворенням Fe(OH) 2 . При надлишку реактиву осад набуває зеленого відтінку. Реакції заважають іони Fe 3+ , які при великій концентрації дають з реактивом буре фарбування розчину, і іони Мn 2+ і Bi 3+ , що дають з реактивом слабко забарвлені опади, розчинні в кислотах. Виконання реакцій.У пробірку помістити 1-2 краплі розчину FeSO 4 і додати 1 краплю реактиву. Отриманий осад розділити на дві частини, до першої додати 1-2 краплі 2 М розчину НС1, до другої - 1-2 краплі 2 М розчину лугу. Умови проведення реакції – з розбавленими розчинами у кислому середовищі, рН = 3.

1.5.2.> Окислення Fe2+ до Fe3+. Іон Fe 2+ являє собою досить сильний відновник і здатний окислюватися при дії ряду окислювачів, наприклад, H 2 O 2 KMnO 4 K 2 Cr 2 O 7 в кислому середовищі та ін.

2Fe 2+ + 4OH – + H 2 O 2 → 2Fe(OH) 3 ↓.

Під час проведення систематичного аналізу Fe 2+ слід відкрити попередніх випробуваннях, т.к. у процесі поділу груп Fe 2+ може окислитися до Fe 3+ .

Приватні аналітичні реакції іонів Fe3+

1.5.3. Гексаціаноферрат(II) калію K 4 з катіонами Fe 3+ утворює темно-синій осад «берлінської блакиті»:

4Fe 3+ + 3Fe(CN) 6 4– → Fe 4 3 ↓.

Осад практично не розчиняється в кислотах, але розкладається лугами з утворенням Fe(OH) 3 . У надлишку реактиву осад помітно розчиняється. Виконання реакції.До 1-2 крапель розчину FeCl 3 додати 1 краплю реактиву. Отриманий осад поділити на дві частини. До однієї частини додати 2-3 краплі 2 М розчину НС1, до іншої -1-2 краплі 2 М розчину NaOH, перемішати.

1.5.4. Тіоціанат (роданід) калію KNCS з іонами Fe 3+ утворює комплекс криваво-червоного кольору. Залежно від концентрації тіоціанату можуть утворюватися комплекси різного складу:

Fe 3+ + NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

Fe 3+ + 2NCS – ↔ Fe(NCS) 2+ ,

і т.д. до Fe 3+ + 6NCS – ↔ Fe(NCS) 6 3– ,

Реакція оборотна, тому реактив береться надміру. Визначенню заважають іони, що утворюють з Fe 3+ стійкі комплекси, наприклад, фторид-іони, солі фосфорної, щавлевої та лимонної кислот.

89. Елементи I B групи. Типові характеристики найважливіших сполук, біологічна роль. Бактерицидна дія іонів Ag + та Сu 2+ . Аналітичні реакції на іони срібла та міді.

n = 4 Cu ns1(n-1)d10, зовнішній рівень - 1 ē,

зовнішній - 18 ē

n = 5 Ag Неспарених ē - один(провал, проскок), але

n = 6 Au 18 – електронний шар, стійкий у підгрупи

цинку, тут ще не цілком стабілізувався та

здатний до втрати ē, тому СО можливі

Тільки d-елементи IB групи утворюють сполуки, в яких перевищує N групи, причому вона більш стійка для Cu2+, Ag+, Au+3

Характерна властивість двозарядних іонів міді - їх здатність з'єднуватися з молекулами аміаку з утворенням комплексних іонів. Мідь належить до мікроелементів. Таку назву отримали Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co у зв'язку з тим, що малі кількості їх необхідні для нормальної життєдіяльності рослин. Мікроелементи підвищують активність ферментів, сприяють синтезу цукру, крохмалю, білків, нуклеїнових кислот, вітамінів і ферментів. Срібло - малоактивний метал. В атмосфері повітря воно не окислюється ні при кімнатних температурах, ні при нагріванні. Часто спостерігається почорніння срібних предметів - результат освіти на їх поверхні чорного сульфіду срібла - AgS 2 . Це відбувається під впливом вмісту в повітрі сірководню, а також при спричиненні срібних предметів з харчовими продуктами, що містять з'єднання сери. водороду. Тому соляна і розвільнена серна кислоти на нього не діють. Розчиняють срібло зазвичай в азотній кислоті, яка взаємодіє з ним згідно з рівнянням: Ag + 2HNO 3 -> AgNO 3 + NO 2 + H 2 OСеребро утворить один ряд солей, розчини яких містять на кольорі катіони Ag + а можна очікувати отримання AgOH, але замість нього випадає бурий осад оксиду срібла (I): ) - AgNO 3 - утворить безбарвні прозорі кристали, добре розчиняються у воді. Застосовується у виробництві фотоматеріалів, при виготовленні дзеркал, в гальванотехніці, в медицині. Подібно до міді, срібло володіє схильністю до утворення комплексних з'єднань. срібло- AgCl) , легко розчиняються у водному розчині аміаку. Комплексні ціаністі з'єднання срібла застосовуються для гальванічного сріблення, так як при електролізі розчинів цих солей на поверхні виробів осаджується щільний шар дрібнокристалічного. ним металевого срібла. Якщо до аміачного розчину оксиду срібла (I), що знаходиться в скляному посуді, додати як відновник трохи глюкози або формаліну, то металеве срібло виділяється у вигляді щільного блискучого дзеркального шару на поверхні. Іони срібла пригнічують розвиток бактерій і вже в дуже низькій концентрації, серилізують питну воду. У медицині для дезінфекції слизових оболонок застосовуються стабілізовані спеціальними добавками колоїдні розчини срібла (протогол, коларгол і ін.Срібло (поряд з іншими важкими металами, такими як мідь, олово, ртуть) . Виражений бактерицидний ефект (здатність гарантовано вбивати певні бактерії) спостерігається при концентраціях іонів срібла понад 0,15 мг/л. У кількості 0,05 - 0,1 мг/л іони срібла мають тільки бактеріостатичну дію (здатність стримувати ріст і розмноження бактерій).Хоча швидкість знезараження сріблом не така висока, як озоном або УФ променями, іони срібла можуть тривалий час залишатися у воді, забезпечуючи її тривалу дезінфекцію.Механізм дії срібла ще остаточно не вивчений. Як вважають вчені, знезаражуючий ефект спостерігається, коли позитивно заряджені іони срібла, а також міді утворюють електростатичні зв'язки із негативно зарядженою поверхнею клітин мікроорганізмів. Ці електростатичні зв'язки створюють напругу, яка може порушити проникність клітин та знизити проникнення в них життєво необхідної кількості поживних речовин. Проникаючи всередину клітин, іони срібла, а також міді взаємодіють з амінокислотами, які входять до складу протеїнів і використовуються в процесі фотосинтезу. Внаслідок чого процес перетворення сонячного випромінювання в їжу та енергію мікроорганізмів порушується, що і призводить до їх загибелі. В результаті численних досліджень підтверджено ефективний бактерицидний вплив іонів срібла на більшість патогенних мікроорганізмів, а також і на віруси. Однак, спороутворюючі різновиди мікроорганізмів практично нечутливі до срібла. Збагачення води іонами срібла може здійснюватися декількома способами: безпосереднім контактом води з поверхнею срібла, обробкою води розчином солей срібла та електролітичним методом.

Якісна реакція на іони міді
Гексаціаноферрат (2) калію K 4 утворює з розчином солі міді червоно-бурий осад Cu 2 нерозчинний в розведених кислотах, але розчинний в розчині аміаку.
Cu 2+ + 4+ ® Cu 2 До 3 крапель розчину CuSO 4 додати 2 краплі розчину солі K 4 . Спостерігати випадання червоного осаду. Осад відцентрифугувати і додати до нього 3-5 крапель розчину аміаку.

Реакції виявлення іонів міді Сu2+

Дія групового реагенту H2S. Сірководень утворює в підкислених розчинах солей міді чорний осад сульфіду міді (II) CuS: CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4, Cu2 + + H2S = CuS + 2H+.

Дія гідроксиду амонію NH4OH. Гідроксид амонію NH4OH, взятий у надлишку, утворює з солями міді комплексний катіон тетрааммінмеді (II) інтенсивно-синього кольору:

CuSO4 + 4NH4OH = SO4 + 4Н2O,

Сu2+ + 4NH4OH = + + 4Н2О.

Реакція виявлення іонів срібла Ag+

Дія групового реагенту НС1. Соляна кислота утворює із розчинами солей Ag+ практично нерозчинний у воді білий осад хлориду срібла AgCl:

Ag+ + Cl- = AgCl.

Виявлення катіону срібла. Соляна кислота та розчини її солей (тобто хлорид-іони Сl-) утворюють з розчинами солей Ag+ практично нерозчинний у воді білий осад хлориду срібла AgCl, який добре розчиняється у надлишку розчину NH4OH; при цьому утворюється розчинна у воді комплексна сіль срібла хлорид діаммінсрібла. При подальшому вплив азотної кислоти комплексний іон руйнується і хлорид срібла знову випадає в осад (ці властивості солей срібла використовуються для його виявлення):

AgNO3 + НСl = AgCl + HNO3,

AgCl + 2NH4OH = Cl + 2Н2О,

Cl + 2HNO3 = AgCl + 2NH4NO3.

90. Елементи II У групи. Типові характеристики найважливіших сполук, біологічна роль. Комплексна природа, мідь- та цинквмісних ферментів. Аналітичні реакції на іони Zn2+.

Ферменти називають природні білкові каталізатори. Деякі ферменти мають суто білковий склад і не потребують прояву своєї активності в будь-яких інших речовинах. Однак існує велика група ферментів, активність яких проявляється тільки в присутності певних сполук небілкової природи. Ці сполуки називають кофакторами. Кофакторами можуть бути, наприклад, іони металів або органічні сполуки складної будови – їх зазвичай називають коферментами. Встановлено, що з нормальної роботи ферменту іноді потрібно і кофермент, і іон металу, які утворюють разом із молекулою субстрату потрійний комплекс. Так метали входять до складу біологічних машин як незамінна частина. Іони магнію потрібні для роботи з перенесення залишків фосфорної кислоти, для цих цілей потрібні і іони калію; гідроліз білків вимагає іонів цинку і т. д. Нижче ми розберемо ці питання детально. Ферменти, як правило, прискорюють однотипні реакції, і лише деякі з них діють лише на певну і єдину реакцію. До таких ферментів, що мають абсолютну специфічність, відноситься, зокрема, уреаза, що розкладає сечовину. Більшість ферментів менш суворі у виборі субстрату. Одна й та сама гідролаза, наприклад, здатна каталізувати гідролітичне розкладання кількох різних складних ефірів. У міру того як в біологічних дослідженнях їх хімічна сторона поглиблювалася і хіміки все частіше ставали помічниками і співробітниками біологів, число ферментів, що знову відкриваються, неухильно зростало; невдовзі їх довелося вважати вже не десятками, а сотнями. Таке розширення кола біологічних каталізаторів викликало деякі труднощі в класифікації та номенклатурі ферментів. Раніше ферменти називали за тим субстратом, на який вони діяли, з додаванням закінчення "аза". Так, якщо фермент діє на цукор мальтозу, його називали "мальтаза", якщо на лактозу - "лактаза" і т. д. В даний час прийнята номенклатура, в якій назва відображає також і хімічну функцію ферменту. Частка "аза" збережена для простих ферментів. Якщо ж у реакції бере участь ферментів, застосовують термін "система".

Ферменти ділять на шість класів:

Оксидоредуктази. Це ферменти, що каталізують окисно-відновні реакції. Прикладом оксидоредуктаз можуть служити піруватдегідрогеназу, що забирає водень від піровиноградної кислоти, каталаза, що розкладає пероксид водню, та ін.

Розташовується у четвертому періоді.
Атомна вага заліза 55, 84, заряд ядра +26. Розподіл електронів за енергетичними рівнями (+26): 2, 8, 14, 2. Електронна конфігурація зовнішнього та переднього шару заліза 3s23p63d64s2.

Таким чином, у атома заліза, крім двох s-електронів четвертого зовнішнього шару, є ще шість d-електронів третього переднього шару. З цих d-Електронів найбільш активні 4 неспарених. Отже, в утворенні валентних зв'язків заліза особливо бере активну участь 6 електронів - 2 із зовнішнього та 4 із передзовнішнього шарів. Найбільш поширеними ступенями окислення заліза є Fe +2 і Fe +3. Залізо - один з найпоширеніших у природі елементів. За поширеністю серед інших елементів воно посідає четверте місце.

■ 57. Виходячи з будови атома заліза, а також розподілу електронів за орбіталями, вкажіть можливі ступені окислення цього елемента.

Залізо у вільному стані являє собою сріблясто-сірий блискучий метал із щільністю 7,87°, температурою плавлення 1535° та температурою кипіння 2740°. Залізо має яскраво виражені феромагнітні властивості, тобто під впливом магнітного поля намагнічується і при припиненні дії поля зберігає магнітні властивості, саме стаючи магнітом. Такі властивості мають всі елементи групи заліза.
За хімічними властивостями залізо дуже активним металом. За відсутності вологи залізо на повітрі не змінюється, але при впливі вологи та кисню повітря піддається сильної корозії і покривається пухкою плівкою іржі, що є залізом, які не захищають його від подальшого окислення, і залізо поступово окислюється у всій своїй масі:
4Fe + 2Н2О + 3О2 = 2Fe2O3 · 2H2O
Розроблено низку методів захисту цього найціннішого металу від корозії.

У ряді напруг залізо розташовується ліворуч від водню. У зв'язку з цим воно легко піддається дії розведених кислот, перетворюючись на сіль двовалентного заліза, наприклад:
Fe + 2НСl = FeCl2 + Н2
З концентрованими сірчаною та азотною кислотами залізо не реагує. Ці кислоти створюють на поверхні металу таку міцну і щільну плівку окису, що метал стає пасивним і вже не вступає в інші реакції. У той же час при безпосередній взаємодії з такими сильними окислювачами, як , залізо завжди виявляє ступінь окислення +3:
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3
Залізо входить у реакцію з перегрітою парою; при цьому з води витісняється , а розпечене залізо перетворюється на оксид, причому це завжди або закис заліза FeO, або закис-окис заліза Fe3O4(Fe2O3 · FeO):
Fe + Н2О = FeO + H2

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
Розпечене в чистому кисні залізо енергійно згоряє з утворенням залізної окалини (див. рис. 40).

3Fe + 2O2 = Fe3O4

При прожарюванні залізо утворює з вуглецем сплав і одночасно карбід заліза Fe3C.

■ 58. Перелічіть фізичні властивості заліза.
59. Які хімічні властивості заліза? Дайте відповідь.

З'єднання заліза

Залізо утворює два ряди сполук - з'єднання Fe +2 і Fe +3. Для заліза характерні два окисли - закис FeO і окис Fe2O3. Щоправда, відомий змішаний оксид Fe3O4, молекула якого є дво- і тривалентного заліза: Fe2O3 · FeO. Цей окис називається також залізною окалиною, або закисом-окисом заліза.

З'єднання закисного заліза менш стійкі, ніж окисно-о, і за наявності окислювача, навіть якщо ним є лише повітря, зазвичай переходять у з'єднання тривалентного заліза. Наприклад, гідроокис заліза (II) Fe(OH)2 являє собою білу тверду речовину, але в чистому вигляді її можна отримати лише тоді, коли розчини реагуючих речовин не містять розчиненого кисню і якщо реакцію вести у відсутність кисню повітря:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4
Сіль, з якої одержують гідроокис заліза (II), звичайно, не повинна містити найменшої домішки окисних сполук. Оскільки такі умови створити у звичайній навчальній лабораторії дуже важко, гідроксид заліза (II) виходить у вигляді більш менш темно-зеленого осаду драглистого виду, що свідчить про окислення сполук двовалентного заліза, що відбувається, в тривалентне. Якщо гідроокис заліза (II) тримати тривалий час на повітрі, поступово відбувається перетворення її на гідроокис заліза (III) Fe(OH)3:

4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2O = 4Fe(OH)3
заліза є типовими нерозчинними гідроксидами. Гідроокис заліза (II) має основні властивості, а у Fe(OH)3 дуже слабко виражені амфотерні властивості.

■ 60. Перерахуйте властивості окису заліза як типового основного оксиду. Дайте відповідь. Усі рівняння реакцій напишіть у повній та скороченій іонних формах.

61. Перерахуйте властивості гідроксиду заліза (II). Підтвердьте відповідь рівняннями реакцій.

Серед солей заліза (II) найбільше значення має залізний купорос FeSO4 · 7H2O, до складу якого входить 7 молекул кристалізаційної води. Залізний купорос добре розчиняється у воді. Застосовується він боротьби з шкідниками сільського господарства, і навіть під час виготовлення барвників.
З солей тривалентного заліза найбільше значення має хлорид заліза FeCl3, що є дуже гігроскопічні помаранчеві кристали, які при зберіганні поглинають воду і розпливаються в коричневу кашку.

Солі заліза (II) легко можуть переходити в солі заліза (III), наприклад, при нагріванні з азотною кислотою або перманганатом калію в присутності сірчаної кислоти:
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4Н2O
Окислення солей Fe +2 в солі Fe +3 може відбуватися і під дією кисню повітря при зберіганні цих сполук, але цей процес більш тривалий. Для розпізнавання катіонів Fe 2+ та Fe 3+ служать дуже характерні специфічні реактиви. Наприклад, для розпізнавання двовалентного заліза беруть червону кров'яну сіль K3, яка за наявності іонів двовалентного заліза дає з ними характерний інтенсивний синій осад турнбулевої сині:
3FeSО4 + 2K3 = Fe32 + 3K2SО4
або в іонному вигляді
3Fe 2+ + 2 3- = Fe32
Для розпізнавання солей Fe3+ застосовують реакцію із жовтою кров'яною сіллю K4:
4FeCl3 + 3K4 = Fe43 + 12KCl

4Fe 3+ + 3 4- = Fe43
У цьому випадає інтенсивного синього кольору осад берлінської блакиті. Берлінська блакить і турнбулева синь використовуються як барвники.
Крім того, тривалентне залізо можна розпізнавати за допомогою розчинних солей - роданіду калію KCNS або роданіду амонію NH4CNS. При взаємодії цих речовин із солями Fe(III) розчин набуває криваво-червоного забарвлення.

■ 62. Перерахуйте властивості солей Fe+3 та Fe+2. Який ступінь окислення є більш стійким?
63. Як здійснити перетворення солі Fe +2 на сіль Fe +3 і навпаки? Наведіть приклади.

Реакція йде за рівнянням:
FeCl3 + 3KCNS = Fe(CNS)3 + 3КСl
або в іонному вигляді
Fe 3+ + 3CNS - = Fe(CNS),
З'єднання заліза грають велику роль життя організмів. Наприклад, воно входить до складу головного білка крові – гемоглобіну, а також зеленої рослини – хлорофілу. Залізо надходить до організму переважно у складі органічних речовин харчових продуктів. Багато заліза містять яблука, яйця, шпинат, буряк. Як лікарські препарати залізо застосовується у вигляді солей органічних кислот. Хлорид заліза служить кровоспинним засобом.

■ 64. У трьох пробірках знаходяться: а) сульфат заліза (II), б) сульфат заліза (III) та в) хлорид заліза (III). Як визначити, у якій пробірці якась сіль?
65. Як здійснити низку перетворень:
Fe → FeCl2 → FeSO4 → Fe2(SO4)3 → Fe(OH)3 → Fe2O3.
66. Дані такі: залізо, їдкий натр. Як, користуючись лише цими речовинами, отримати гідроокис заліза (ІІ) та гідроокис заліза (ІІІ)?
67. Розчин, що містить хлорид хрому (III) та хлорид заліза (III), обробили надлишком лугу. Отриманий осад відфільтрували. Що залишилося на фільтрі та що перейшло у фільтрат? Дайте обґрунтовану відповідь за допомогою рівнянь реакцій у молекулярній, повній іонній та скороченій іонній формах.

Сплави заліза

Залізо є основою чорної металургії, тому його видобувають у величезних кількостях. Нова програма розгорнутого будівництва комунізму передбачає 1980 р. виробництво 250 млн. т стали. Це у 3,8 рази більше, ніж у 1960 р.
Залізо майже ніколи не застосовується у чистому вигляді, а лише у вигляді сплавів. Найважливішими сплавами заліза є його з вуглецем - різні чавуни та сталі. Основна відмінність чавуну від сталі у вмісті вуглецю: у чавуні міститься понад 1,7% вуглецю, а сталі – менше 1,7%.

Велике практичне значення мають феросплави (сплав заліза з кремнієм), ферохром (сплав заліза з хромом), феромарганець (сплав заліза з марганцем). Феросплави - це чавуни, що містять понад 10% заліза та не менше 10% відповідного компонента. Крім того, в них є ті самі елементи, що і в чавуні. Феросплави застосовуються в основному при «розкисленні» сталі і як домішки, що легують.
Серед чавунів розрізняють лінійні та передільні. Ливарний чавун використовується для виливків різних деталей, перероблений-переплавляється на сталь, так як має дуже високу твердість і не піддається обробці. Передільний чавун білого кольору, а ливарний – сірого. Передільний чавун містить більше марганцю.

Стали бувають вуглецеві та леговані. Вуглецеві сталі зазвичай є сплавом заліза з вуглецем, а леговані містять легуючі добавки, тобто домішки інших металів, що надають стали більш цінні властивості. надає сталі ковкість, пружність, стійкість при загартуванні, і - твердість і жароміцність. Стали з добавками цирконію дуже пружні та пластичні; їх використовують із виготовлення броньових плит. Домішки марганцю роблять сталь стійкою до удару та тертя. Бор підвищує ріжучі властивості сталі під час виготовлення інструментальних сталей.
Іноді навіть незначні домішки рідкісних металів надають нові властивості. Якщо витримати сталеву деталь у порошку берилію при температурі 900-1000°, твердість сталі, її зносостійкість сильно підвищується.
Хромонікелеві або, як їх ще називають, нержавіючі, стали стійкими до корозії. Сильно шкодять стали домішки сірки та фосфору – вони роблять метал крихким.

■ 68. Які найважливіші заліза вам відомі?
69. У чому головна відмінність стали від чавуну?
70. Які властивості чавуну та які види чавуну ви знаєте?
71. Що таке леговані сталі та легуючі добавки?

Доменний процес

Чавун виходить шляхом відновлювального плавлення в доменних печах. Це величезні споруди тридцятиметрової висоти, що видають за добу понад 2000 т чавуну. Схема влаштування доменної печі наведена на рис. 83.
Верхня частина домни, якою завантажується шихта, називається колошником. Через колошник шихта

Мал. 83. Схема влаштування доменної печі.

потрапляє в довгу шахту печі, що розширюється донизу, що полегшує пересування матеріалу, що завантажується зверху вниз. У міру пересування шихти до найширшої частини печі - розпару - з нею відбувається ряд перетворень, в результаті яких утворюється чавун, що стікає в горн - найбільш гарячу частину печі. Тут же збирається шлак. Чавун і шлак випускають із печі через спеціальні отвори в горні, звані льотками. Через верхню частину горна в домну вдмухують повітря, що підтримує горіння палива в печі.

Розглянемо хімічні процеси, які протікають при виплавці чавуну. Шихта доменної печі, тобто комплекс завантажуваних до неї речовин, складається із залізної руди, палива та флюсів, або плавнів. Залізних руд є багато. Головні руди - магнітний залізняк Fe3О4, червоний залізняк Fe2О3, бурий залізняк 2Fe2О8 · 3H2О. У доменному процесі як залізна руда застосовується сидерит FeCO3, а іноді FeS2, що перетворюється після випалу в колчеданних печах на огарок Fe2О3, який і може використовуватися в металургії. Така руда менш бажана через велику домішку сірки. Виплавляють у доменній печі не тільки чавун, а й феросплави. Паливо, що завантажується в піч, служить одночасно для підтримки високої температури в печі і відновлення заліза з руди, а також бере участь в утворенні сплаву з вуглецем. Паливом зазвичай служить кокс.

У процесі виплавки чавуну кокс газифікується, перетворюючись, як і в газогенераторі, спочатку на двоокис а потім на окис вуглецю:
З + О2 = СО3 СО2 + З = 2СО
Окис вуглецю, що утворюється, є хорошим газоподібним відновником. З її допомогою відбувається відновлення залізняку:
Fe2О3 + 3СО = 3СО2 + 2Fe
Разом із рудою, що містить залізо, у піч обов'язково потрапляють домішки порожньої породи. Вони бувають дуже тугоплавки і можуть закупорити піч, яка працює безперервно довгі роки. Для того, щоб порожню породу було легко витягти з печі, її переводять у легкоплавке з'єднання, перетворюючи флюсами (плавнями) на шлак. Для переведення в шлак основної породи, що містить, наприклад, вапняк, який розкладається в печі за рівнянням
СаСО3 = СаО + СО2
додають пісок. Сплавляючись з окисом кальцію, пісок утворює силікат:
СаО + SiO3 = CaSiO3
Ця речовина з незрівнянно нижчою температурою плавлення. У рідкому стані вона може бути випущена з печі.

Якщо ж кисла порода, що містить велику кількість двоокису кремнію, то тоді в піч завантажується, навпаки, вапняк, який переводить двоокис кремнію в силікат, і в результаті виходить такий же шлак. Раніше шлак був відходом, а тепер його охолоджують водою та використовують як будівельний матеріал.
Для підтримки горіння палива в домну безперервно подається підігріте, збагачене киснем повітря. Підігрівається він у спеціальних повітронагрівачах - кіуперах. Каупер - висока вежа, складена з вогнетривкої цегли, куди відводять гарячі гази, що відходять з домни. Доменні гази містять двоокис вуглецю СО2, N2 і окис вуглецю СО. Окис вуглецю згоряє в каупері, тим самим підвищуючи його температуру. Потім доменні гази автоматично спрямовуються в інший каупер, а через перший починається продування повітря, що спрямовується в домну. У розжареному каупері повітря нагрівається, і таким чином економиться паливо, яке у великій кількості витрачалося б на підігрів повітря, що надходить у домну. Кожна домна має кілька кауперів.

■ 72. Який склад-шихти доменної печі?
73. Перерахуйте основні хімічні процеси, які протікають під час виплавки чавуну.
74. Яким є склад доменного газу і як він використовується в кауперах?
75. Скільки чавуну, що містить 4% вуглецю, можна отримати з 519, 1 кг магнітного залізняку, що містить 10% домішок?
76. Яка кількість коксу дає об'єм окису вуглецю, достатній для відновлення 320 кг окису заліза, якщо кокс містить 97% чистого вуглецю?
77. Як слід обробити сидерит і щоб з них можна було отримати залізо?

Виплавлення сталі

Сталь виплавляється у трьох видах печей – у мартенівських регенеративних печах, безсемерівських конвертерах та електропечах.
Мартенівська піч – найсучасніша піч, призначена для виплавки головної маси сталі (рис. 84). Мартенівська піч, на відміну від доменної, не є безперервно діючою піччю.

Мал. 84. Схема влаштування мартенівської печі

Головна частина її – це ванна, куди через вікна спеціальною машиною завантажують необхідні матеріали. Ванна спеціальними ходами з'єднана з регенераторами, які служать для нагрівання горючих газів та повітря, що подаються в піч. Нагрівання відбувається за рахунок тепла продуктів горіння, які іноді пропускають через регенератори. Оскільки їх кілька, то вони працюють по черзі і по черзі нагріваються. Мартенівська піч може видавати до 500 т за одну плавку.

Шихта мартенівської печі дуже різноманітна: до складу шихти входять чавун, металобрухт, руда, флюси (плавні) такого ж характеру, як і в доменному процесі. Як і в доменному процесі, при виплавці сталі здійснюється підігрів повітря і горючих газів в регенераторах за рахунок тепла газів, що відходять. Паливом у мартенівських печах є або мазут, що розпорошується форсунками, або горючі гази, які нині застосовуються особливо широко. Паливо тут служить лише підтримки високої температури печі.
Процес виплавки стали принципово відрізняється від доменного процесу, оскільки доменний процес - процес відновлювальний, а виплавка стали -процес окисний, мета якого знизити вміст вуглецю шляхом його окислення в масі металу. Процеси, які при цьому протікають, досить складні.

Що міститься в руді і надходить з повітрям у піч для спалювання газоподібного палива, окислює , а також значну кількість заліза, перетворюючи його в основному на окис заліза (II): 2Fe + О2 = 2FeO
Що містяться в чавуні або будь-які домішки інших металів при високій температурі відновлюють отриманий окис заліза (II) знову до металевого заліза згідно з рівнянням: Si + 2FeO = SiO2 + 2Fe Мn + FeO = МnО + Fe
Аналогічно реагує з окисом заліза (II) і : + FeO = Fe + СО
Наприкінці процесу відновлення окису заліза (II) (чи, як кажуть, для «розкислення» її) додають «раскислители»- феросплави. Наявні в них добавки марганцю, кремнію відновлюють оксид заліза (II), що залишився, за вказаними вище рівняннями. Після цього плавлення закінчується. Плавка в мартенівських печах триває 8-10 годин.

Мал. 85. Схема пристрою конвертора Бессемера

Безсемерівський конвертор (рис. 85) - пекти старішого зразка, але з дуже високою продуктивністю. Так як конвертор працює без витрат палива, цей спосіб виробництва сталі займає значне місце в металургії. Конвертор - грушоподібна сталева посудина ємністю 20-30 т, футерована зсередини вогнетривкою цеглою. Кожна плавка у конверторі триває 12-15 хвилин. Конвертор має ряд недоліків: він може працювати лише на рідкому чавуні. Це з тим, що окислення вуглецю ведеться повітрям, що пропускається знизу через всю масу рідкого чавуну, що значно прискорює плавку і посилює інтенсивність окислення. Природно, що «чад» заліза у разі особливо великий. У той же час короткий термін плавки не дозволяє регулювати її, додавати легуючі домішки, тому в конверторах головним чином виплавляють вуглецеві сталі. Наприкінці плавки подачу повітря припиняють і, як і в мартенівському процесі, додають розкислювачі.

В електропечах (рис. 86) виплавляється легована сталь спеціальних сортів, головним чином з високою температурою плавлення, що містить , та інші добавки. Готову сталь направляють у прокатку. Там на величезних прокатних станах - блюмінгах і слябінгах - стискають розпечені сталеві болванки за допомогою валків, що дозволяють виготовляти із сталевого зливка різноманітні форми.

Рис 86. Схема електродугової печі. 1-електроди, 2- завантажувальне вікно, 3- жолоб для випуску сталі, 4- поворотний механізм

Залізо у вигляді сплавів знаходить широке застосування у народному господарстві. Без нього не обходиться жодна галузь народного господарства. З метою економії чорних металів нині у міру можливості намагаються замінювати їх синтетичними матеріалами.
З чорних металів виготовляють верстати та автомобілі, літаки та інструменти, арматуру для залізобетонних конструкцій, жерсть для консервних коробок та покрівельне листове залізо, кораблі та мости, сільськогосподарські машини та балки, труби та цілий ряд побутових виробів.

■ 78. У чому принципова відмінність процесу виплавки сталі від доменного процесу?
79. Які печі є для виплавки сталі?
80. Що таке регенератори в мартенівській печі?

81. Вкажіть склад шихти мартенівської печі та її відмінність від складу шихти доменної печі?
82. Що таке "розкислювачі"?
83. Чому виплавку сталі називають окислювальною плавкою?
84. Скільки сталі, що містить 1% вуглецю, можна отримати зі 116,7 кг чавуну, що містить 4% вуглецю?
85. Скільки потрібно феромарганцю, що містить 80% марганцю, щоб «розкислити» 36 кг закису заліза?

Залізо, побічна підгрупа VIII групи

ЗАЛІЗИ ТА ЕЛЕКТРИЧНІСТЬ Властивості сталей різноманітні. Є сталі, призначені для тривалого перебування в морській воді, сталі, що витримують високу температуру та...

Загальна характеристика елементів VIII групи побічної підгрупи Періодичної системи Д. І. Менделєєва.

Підгрупа заліза- Хімічні елементи 8-ї групи періодичної таблиці хімічних елементів. До групи входять залізо Fe, рутеній Ru та осмій Os. На підставі електронної конфігурації атома до цієї групи відноситься і штучно синтезований елемент хасій Hs.

Всі елементи групи 8 містять 8 електронів на валентних оболонках. Два елементи групи - рутеній та осмій - відносяться до сімейства платинових металів. Як і в інших групах, члени 8 групи елементів виявляють закономірності електронної конфігурації, особливо зовнішніх оболонок, хоча, як не дивно, рутеній не слідує цьому тренду. Тим не менш, у елементів цієї групи теж проявляється схожість фізичних властивостей та хімічної поведінки.

Жезо як інструментальний матеріал відомо з найдавніших часів. Історія виробництва та використання заліза бере свій початок у доісторичній епосі, швидше за все, з використання метеоритного заліза.

Рутеній відкрито професором Казанського університету Карлом Клаусом у 1844 році. Клаус виділив його з уральської платинової руди в чистому вигляді і вказав на подібність між тріадами рутеній – родій – паладій та осмій – іридій – платина. Він назвав новий елемент рутенням на честь Русі (Ruthenia - латинська назва Русі).

Осмій відкрито в 1804 році англійським хіміком Смітсоном Теннантом в осаді, що залишається після розчинення платини в царській горілці.

У чистому вигляді в природі залізо рідко зустрічається, найчастіше воно зустрічається у складі залізо-нікелевих метеоритів. Поширеність заліза в земній корі - 4,65% (4-е місце після кисню, кремнію та алюмінію). Вважається також, що залізо становить більшу частину земного ядра.

Рутеній є найпоширенішим платиновим металом у людині, але майже найрідкіснішим із усіх. Чи не виконує біологічної ролі. Концентрується переважно у м'язовій тканині. Вищий оксид рутенію вкрай отруйний і, будучи сильним окислювачем, може спричинити спалах пожежонебезпечних речовин. Осмій, можливо, теж існує у людині в невідчутно малих кількостях.

Загальна характеристика елементів VIII групи побічної підгрупи Періодичної системи Д. І. Менделєєва. - Поняття та види. Класифікація та особливості категорії "Загальна характеристика елементів VIII групи побічної підгрупи Періодичної системи Д. І. Менделєєва." 2017, 2018.

У ІБ-групі (групі міді) знаходяться перехідні метали Сu, Аg, Аu, які мають подібний розподіл електронів, що визначається феноменом проскоку або провалу електронів.

Явище «проскока» є символічним перенесенням одного з двох валентних s-електронів на d-підрівень, що відображає нерівномірність утримання ядром зовнішніх електронів.

Перехід одного s-електрона на зовнішній рівень призводить до стабілізації d-підрівня. Тому залежно від ступеня збудження атоми ІБ-групи можуть віддавати освіту хімічної зв'язку від однієї до трьох електронів. Внаслідок цього елементи ІБ-групи можуть утворювати сполуки зі ступенями окиснення +1, +2 та +3. Однак є відмінності: для міді найбільш стійкі ступені окислення +1 та +2; для срібла +1, а золота +1 та +3. Найбільш характерні координаційні числа у цій групі 2, 3, 4.

Елементи 1Б-групи щодо інертні. В електрохімічному ряді стоять після водню, що проявляється в їх слабкій відновлювальній здатності. Тому у природі зустрічаються у самородному вигляді. Вони відносяться до перших металів, які знайшов і застосував давня людина. Як викопні знаходять сполуки: Сu 2 Про - куприт, Сu 2 S - халькозин, Аg 2 S - аргентит, акантит, АgСl - кераргірит, АuТe 2 - калаверит, (Аu,Аg)Те 4 - сильваніт .

У групі IБ відновлювальні та основні властивості спадають від міді до золота.

Хімічні властивості сполук міді, срібла, золота.

Оксид срібла (I) одержують при нагріванні срібла з киснем або обробкою розчинів АgNО 3 лугами:

2 АgNО 3 + 2КОН > Аg 2 О + 2КNО 3 + Н 2 О

Оксид срібла (I) у воді розчиняється незначно, проте внаслідок гідролізу розчини мають лужну реакцію.

Аg 2 Про + Н 2 Про > 2Аg + + 2ОН -

в ціанідних розчинах перетворюється на комплекс:

Аg 2 Про + 4КСN + Н 2 Про > 2К[Аg(СN) 2 ] + 2КОН

Аg 2 Про - енергійний окислювач. Окислює солі хрому (III):

3Аg 2 O + 2Сr(ОН) 3 + 4NаОН > 2Nа 2 СrО 4 + 6Аg + 5Н 2 О,

а також альдегіди та галогеновуглеводні.

Окисні властивості оксиду срібла (I) зумовлюють застосування його суспензії як антисептичного засобу.

В електрохімічному ряді нормальних окисно-відновних потенціалів срібло стоїть після водню. Тому металеве срібло реагує тільки з окислюючими концентрованою азотною та сірчаною кислотами:

2Аg + 2Н 2 SО 4 > Аg 2 SО 4 + 5О 2 + 2Н 2 О

Більшість солей срібла мало чи погано розчиняються. Практично нерозчинні галогеніди, фосфати. Погано розчинні сульфат срібла та карбонат срібла. Розчини галогенідів срібла розкладаються під дією ультрафіолетових та рентгенівських променів:

2АgСl - hн > 2Аg + Сl 2

Ще більш чутливі до дії ультрафіолетових та рентгенівських променів кристали АgСl з домішкою бромідів. Під дією кванта світла у кристалі протікають реакції

Вr - + hн > Вг° + е -

Аg + + е ~ > Аg°

2АgВr > 2Аg 0 + Вr 2

Цю властивість галогенідів срібла використовують для виготовлення світлочутливих матеріалів, зокрема фотоплівок, рентгенівських плівок.

Нерозчинні срібло хлорид та срібло бромід розчиняються в аміаку з утворенням аміакатів:

АgСl + 2NН 3 > [Аg(NH 3) 2]Сl

Розчин АgСl можливе тому, що іони срібла зв'язуються в дуже міцний комплексний іон. У розчині залишається настільки мало іонів срібла, що їх не вистачає для утворення осаду, оскільки добуток концентрацій менший за константу розчинності.

Бактерицидні властивості АgCl використовують у препаратах для обробки слизових оболонок газу. Для стерилізації та консервації харчових продуктів застосовується «срібна вода» - оброблена кристалами АgСl дистильована вода.

Як і срібло, мідь (I) утворює нерозчинні галогеніди. Ці солі розчиняються в аміаку та утворюють комплекси:

СuСl + 2NН 3 > [Сu(NН 3) 2] Сl

Нерозчинні у воді оксиди та гідроксиди міді (II), які мають основний характер та розчиняються в кислотах:

Сu(ОН) 2 + 2НСl + 4Н 2 О > [Сu(Н 2 О) 6 ]Сl 2

Аквакатіон, що утворюється [Сu(Н 2 О) 6 ] 2+ повідомляє розчинам яскраве блакитне забарвлення.

Гідроксид міді (II) розчиняється в аміаку, утворює комплекс, що фарбує розчин у синій колір:

Сu(ОН) 2 + 4NН 3 + 2Н 2 О > [Сu(NН 3) 4 (Н 2 О) 2 ](ОН) 2

Ця реакція використовується якісної реакції на іони міді (II).

Солі міді, срібла та золота взаємодіють з сульфідами лужних металів і з водородсульфідом з утворенням нерозчинних у воді опадів - Аg2S, Сu2S, СuS, Аu2S3.

Висока спорідненість металів групи IБ до сірки визначає велику енергію зв'язку М-S, а це, у свою чергу, обумовлює певний характер їхньої поведінки в біологічних системах.

Катіони цих металів легко взаємодіють із речовинами, до складу яких входять групи, що містять сірку. Наприклад, іони Аg+ та Сu+ реагують з дитіоловими ферментами мікроорганізмів за схемою:

Включення іонів металів до складу білка інактивує ферменти, руйнує білки.

Такий же механізм лежить і в основі дії лікарських препаратів, що містять срібло і золото, що застосовуються в дерматології.

Найбільш поширеною сполукою золота (III) є хлорид АuСl 3 добре розчинний у воді.

Оксид та гідроксид золота (III) - амфотерні сполуки з більш вираженими кислотними властивостями. Гідроксид золота (III) у воді не розчиняється, але розчиняється в лугах з утворенням гідроксокомплексу:

АuО(ОН) + NаОН + Н 2 О > Nа[Аu(ОН) 4 ]

Реагує з кислотами з утворенням ацидокомплексу:

АuО(ВІН) + 2Н 2 SО 4 > Н[Аu(SО 4) 2 ] + 2Н 2 О

Для золота та його аналогів відома велика кількість комплексних сполук. Знаменита реакція розчинення золота в «царській горілці» (1 об'єм конц. НМОз і 3 об'єми конц. НСl) є утворенням комплексної кислоти:

Аu + 4НСl + НNО 3 > Н[АuСl 4 ] + NO + 2Н 2 О

В організмі мідь функціонує в ступенях окиснення +1 та +2. Іони Сu+ та Сu2+ входять до складу «блакитних» білків, виділених з бактерій. Ці білки мають схожі властивості і називаються азуринами.

Мідь (I) міцніше зв'язується з сірковмісними лігандами, а мідь (II) з карбоксильними, фенольними, аміногрупами білків. Мідь (I) дає комплекси з координаційним числом, рівним 4. Утворюється тетраедрична структура (якщо бере участь парне число d-електронів). Для міді (II) координаційне число дорівнює 6 йому відповідає орторомбічна геометрія комплексу.