Характеристика елементів групи 8 головної підгрупи. Р-Елементи VIII групи

Підгрупа складається з 9 елементів і є в цьому сенсі унікальною в періодичній таблиці. Іншою унікальною властивістю цієї групи є те, що елементи цієї підгрупи не досягають найвищого ступеня окиснення (за винятком Ru та Os). Загальноприйнятим є розподіл 9 елементів на 4 сімейства: тріаду заліза та діади Ru-Os, Rh-Ir, Pd-Pt. Такий поділ виправдано кайносиметричністю 3d-підрівня елементів Fe, Co і Ni, а також лантаноїдним стисненням у Os, Ir та Pt.

Хімія елементів тріади заліза Прості речовини

Залізо за поширеністю Землі займає четверте місце, проте його частина перебуває у непридатному для промислового використання стані (алюмосилікати). Промислове значення мають лише руди на основі оксидів заліза FeO та Fe 2 O 3 . Кобальт і нікель - малопоширені елементи, які хоч і утворюють власні мінерали, в промисловості видобуваються з поліметалевих руд.

Одержання елементів зводиться до відновлення їх із оксидів. Як відновник використовують похідні вуглецю (кокс, CO), тому одержуваний метал містить до кількох відсотків вуглецю. Залізо, що містить понад 2% вуглецю, називається чавуном; цей матеріал добре підходить для лиття масивних виробів, але механічна міцність його невелика. Шляхом випалювання вуглецю в мартенівських печах або конверторах одержують сталь, з якої можна отримувати механічно міцні вироби. Залежність властивостей матеріалу від способу його отримання та обробки особливо добре видно для заліза: поєднання гарту та відпустки дозволяє отримати різні за властивостями матеріали.

Одержання Co та Ni – складний процес. На кінцевому етапі оксиди металів (CoO, Co 2 O 3 NiO) відновлюють вугіллям, і отриманий метал очищають електролізом.

Властивості простих речовин сильно залежить від наявності у яких домішок інших елементів. Чисті компактні метали стійкі на повітрі за звичайних температур за рахунок утворення міцної оксидної плівки, особливо Ni. Проте у високодисперсному стані дані метали пірофорні, тобто. самозаймаються.

При нагріванні Fe, Co, Ni реагують з основними неметалами, причому взаємодія заліза з хлором відбувається особливо інтенсивно через леткість FeCl 3 , що утворюється, який не захищає поверхню металу від окислення. Навпаки, взаємодія Ni з фтором практично не відбувається через утворення міцної плівки фториду, тому нікелеву апаратуру використовують під час роботи з фтором.

З воднем Fe, Co, Ni не утворюють певних сполук, але здатні поглинати його у помітних кількостях, особливо у високодисперсному стані. Тому метали сімейства заліза є добрими каталізаторами процесів гідрування.

З неокислюючими кислотами метали добре реагують:

Е + 2HCl  ЕCl 2 + H 2

Окислювальні кислоти пасивують метали, а з лугами реакція не протікає через основний характер оксидів металів.

З'єднання е(0)

Цей ступінь окиснення характерний для карбонілів. Залізо утворює карбоніл складу Fe(CO) 5 кобальт - Co 2 (CO) 8 а нікель - Ni(CO) 4 . Карбоніл нікелю утворюється особливо легко (50 °C, атмосферний тиск), тому його використовують для одержання чистого нікелю.

З'єднання Е(+2)

Стійкість сполук у цьому ступені окислення зростає від Fe до Ni. Це з тим, що збільшення заряду ядра при постійному розмірі атома посилює зв'язок між ядром і d-электронами, тому останні важче відриваються.

З'єднання Е(+2) виходять розчиненням металів у кислотах. Гідроксиди Е(OH) 2 випадають на осад для додавання до водних розчинів солей розчину лугу:

ЕCl 2 + 2NaOH = Е(OH) 2  + 2NaCl

Звідси можна дійти невтішного висновку про схильності солей аналізованих металів гідролізу по катіону. В результаті гідролізу виходять різні продукти, у тому числі поліядерні комплекси, наприклад NiOH + ,.

Прожарюванням Е(OH) 2 без доступу повітря можна отримати оксиди. Оксиди та гідроксиди виявляють переважно основний характер; ферати (+2), кобальтати (+2) та нікелати (+2) виходять тільки в жорстких умовах, наприклад сплавленням:

Na 2 O + NiO = Na 2 NiO 2

Сульфіди Е(+2) можна осадити з водних розчинів за допомогою Na 2 S або навіть H 2 S (на відміну від MnS, який не осаджується за допомогою H 2 S), але в сильних кислотах ці сульфіди розчиняються, що використовується у хімічному аналізі :

Е 2+ + S 2–  Е 2 S, Е 2 S + 2H + (поз.)  Е 2+ + H 2 S

Зі сполук Е(+2) тільки Fe(+2) виявляє помітні відновлювальні властивості. Так, усі прості (не комплексні) сполуки Fe(+2) окислюються киснем повітря та іншими сильними окислювачами:

4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2  4Fe(OH) 3

10FeSO 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4  5Fe 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

З'єднання кобальту(+2) та нікелю(+2) окислюються тільки сильними окислювачами, наприклад NaOCl:

Е(OH) 2 + NaOCl + x H 2 O  Е 2 O 3  x H 2 O + NaCl

З'єднання Е(+3)

Стійкі сполуки цього ступеня окислення дає залізо і, частково, кобальт. З похідних Ni(+3) є стійкими тільки комплексні з'єднання.

Гідроксиди Е(OH) 3 виходять дією лугу на розчини солей або окисленням Е(OH) 2:

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

2Co(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Co(OH) 3

При цьому виходять продукти, що містять змінну кількість води (що не мають постійного складу). Оксиди є кінцевими продуктами зневоднення гідроксидів, однак отримати чисті Co 2 O 3 і Ni 2 O 3 не вдається через їхнє розкладання на кисень і нижчий оксид. Для заліза та кобальту вдається отримати оксиди складу Е3O4, які можна розглядати як змішані оксиди ЕOЕ2O3. З іншого боку, Е 3 O 4 є солями, що відповідають кислотній функції гідроксидів Е(OH) 3 .

Fe 2 O 3 + Na 2 O  2NaFeO 2

Набагато краще виражені основні функції Fe(OH) 3:

Fe(OH) 3 + 3HCl  FeCl 3 + 3H 2 O

Зважаючи на те, що Fe(OH) 3 є слабким електролітом, солі Fe(+3) схильні до гідролізу. Продукти гідролізу фарбують розчин у характерний бурий колір, а при кип'ятінні розчину випадає осад Fe(OH) 3:

Fe 3+ + 3H 2 O  Fe(OH) 3 + 3H +

Отримати прості солі Co(+3) і Ni(+3), що відповідають основній функції гідроксиду Е(OH) 3 не вдається: у кислому середовищі протікають окисно-відновлювальні реакції з утворенням Е(+2):

2Co 3 O 4 + 12HCl  6CoCl 2 + O 2 + 6H 2 O

З'єднання Co(+3) і Ni(+3) можуть бути тільки окислювачами, причому досить сильними, а залізо(+3) не належить до сильних окислювачів. Проте отримати солі Е(+3) з аніоном-відновником (I – , S 2–) який завжди вдається. Наприклад:

2Fe(OH) 3 + 6HI  2FeI 2 + 6H 2 O + I 2

На відміну від кобальту та нікелю, залізо дає похідні Fe(+6), які виходять жорстким окисненням Fe(OH) 3 у лужному середовищі:

2Fe(OH) 3 + 3Br 2 +10KOH  2K 2 FeO 4 + 6KBr + 8H 2 O

Ферати(+6) є сильнішими окислювачами, ніж перманганати.

Надіслати свою гарну роботу до бази знань просто. Використовуйте форму, розташовану 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 попереднього недобудованого шару. Для цих елементів характерні ступеня окиснення, рівні 2, 3, 4. Вищі ступеня окиснення виявляються 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 у той час сильно відрізняються 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 число 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 наголошується 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 рутенієм на честь Русі (Ruthenia - латинська назва Русі).

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

Підгрупа кобальту.

З'єднання кобальту відомі людині з давнини, сині кобальтові стекла, емалі, фарби знаходять у гробницях Стародавнього Єгипту. В 1735 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 з'єднання родію мають глибокий темно-червоний колір.

Іридій був відкритий в 1803 англійським хіміком С. Теннантом одночасно з осмієм, які як домішки були присутні в природній платині, доставленій з Південної Америки. Назва (грецьк.-- 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 її ще 1819 року у розсипному золоті, видобутому Уралі, було виявлено «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 в людині в небагато 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 Мооса. Зміст осмію в нев'янськіті може досягати 21-49,3%.

Підгрупа кобальту.

Масова частка кобальту в земній корі 4 · 10-3%. Усього 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 з мікроелементів, життєво важливих для організму. Він входить до складу вітаміну В12 (кобаламіну). Кобальт бере участь у кровотворенні, функціях нервової системи та печінки, ферментативних реакціях. Потреба людини у кобальті 0,007-0,015 мг, щоденно. У тілі людини міститься 0,2 мг кобальту на кожний кілограм маси людини. За відсутності кобальту розвивається акобальтоз.

Надлишок кобальту для людини також шкідливий.

Родій та іридій, можливо, є найрідкіснішими елементами в організмі людини (поки що 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, у 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 невьянскит - найбагатший родієм мінерал (до 11,3%).

Ірідій 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 утримання 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%). Зміст їх у 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 замінює 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 разом із кобальтом, миш'яком і сірою і іноді з вісмутом, ураном і сріблом, нікель утворює підвищені концентрації як арсенідів і 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 організмі відомо вже чимало. 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%), 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 величини радіусів атомів та іонів.

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

Ru = 0,134 нм Ru = 0.68 Е

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 та воднем:

Fe+2HCl= FeCl2+H2

Fe+H2SO4(розб.)=FeSO4+H2

У концентрованих кислотах-окислювачах залізо розчиняється тільки при нагріванні і одразу 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. азотної кислоти залізо окислюється і на холоді та 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 - турнбульова 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 Сполучень заліза (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 СО, причому утворюється рідкий, за звичайних умов, леткий пентакарбоніл заліза Fe(CO)5. Відомі також карбоніли заліза складів Fe2(CO)9 та 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 нонакарбонілзалізу:

Розкладається при нагріванні:

Реагує з гарячою водою:

Реагує з кислотами (у 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 слабше, 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 - залізоаммонійні галун і т.д.

Одержують 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 (II) 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) СО 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 або залізного шпату. Мало розчинний у воді, розчиняється в мінеральних кислотах та розчинах гідрокарбонату натрію. Окиснюється у вологому повітрі. Розкладається при нагріванні на FeO та CO2. Відновлюється воднем під час нагрівання. Отримують обробкою розчинів 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 виготовлення фотопаперу, як хімічний реактив визначення заліза, цинку, міді, урану, метиленовой сині й 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 отримують дією лугів або карбонатів на солі заліза (III), тому що 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 під час фарбування 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 одержують 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 каталаза, пероксидаза, цитохромоксидаза містять гем як кофермент.

Гем складається з іона двовалентного заліза та порфірину. В основі структури порфіринів є 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 решти 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 гему 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 пірольних кілець, пов'язаних між собою метановими містками.

Міоглобін - киснезв'язуючий 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 в області неспіралізованих ділянок білка. Внутрішня частина молекули майже повністю складається з гідрофобних радикалів, крім двох залишків Гіс, 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 володіють малою субстратною специфічністю. 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,лактоферін,мобілферін);

*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 характеристики: 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 рутенія (III) RuI3. Чорний кристалічний порошок, що розкладається на елементи нагрівання до 127оС. Отримують прямою взаємодією елементів при нагріванні або обробкою гідроксиду рутенію (III) йодоводородом.

Реакція хлориду рутенію (III) та йодиду 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 пятивалентного 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°З 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 із 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 окисні 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 дуже летючого тетраоксиду осмію OsO4, які поглинають далі 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 кобальт нікель

Йодід осмію (II) OsI2. Зелена тверда речовина, що утворюється при обробці кислих розчинів солей осмію (IV) йодидом 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 переводять у 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 і OsF8 при нагріванні осмію серед фтору.

Осмат калію K2OsO4. Фіолетові октаедричні кристали. При нагріванні перетворюється на OsO4. Розкладається кислотами. Одержують 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 при нагріванні вище 225оС. Має окисні властивості. При попаданні на шкіру утворює опіки. Взаємодіє з водою з утворенням OsО4 та плавикової кислоти.

Сульфід осмію (VIII) OsS4. Темнокоричневий 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 у ступені окислення +2 (валентність II), рідше - у ступені окислення +3 (валентність III) і дуже рідко у ступенях окислення +1, +4 та +5 (валентності, відповідно, I, IV, V).

Прості речовини Co у порошкоподібному вигляді виявляють досить високу активність по відношенню до кислот. Внаслідок 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 і метал реагує із 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 луги 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 луги 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 нітрокомплексу 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 фарбують розчини у 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 окиснення (III) є нестійкою для кобальту, тому гідроксид Co(III) виявляє окисні 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 із міддю та марганцем попереджає раннє посидіння волосся та прискорює одужання після тяжких хвороб.

Електронна формула 4s24p64d85s1.

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

Хімічні характеристики: малоактивний метал. Розчиняється в царській горілці та в концентрованих сірчаній та хлороводневій 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 950оС.

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

З'єднання 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.

Йодід родію (III) RhI3. Чорна речовина, погано розчинна у воді. Розкладається за 327°С. Отримують дією йодиду 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).

З'єднання 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 окисненням Rh(ОН)3 у надлишку лугу або окисленням розчинів солей родію (III) хлором у лужному середовищі.

Бромід родію (IV) RhBr4. Коричневий порошок. Розкладається на елементи 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

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

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

Сполуки 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. Одержують при легкому прожарюванні іридію сульфіду (III).

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

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 іридію хлорид (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 солі іридію (IV).

З'єднання шестивалентного іридію.

Фторид іридію (VI) IrF6. Жовті тетрагональні кристали. Під дією металевого іридію перетворюється на IrF4, відновлюється воднем до металевого іридію. Роз'їдає вологе скло. Отримують нагріванням іридію в атмосфері фтору у трубці з 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: сірий твердий 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. Внаслідок 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 і метал реагує із 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. Тривала дія 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 та +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 розчинів їх солей 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 і бере участь у багатьох окисно-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 окисно-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 в нікелі в залежності від віку, статі та ваги становить близько 100-300 мкг.

Симптоми дефіциту та передозування

Передозування нікелю нечасте явище, що пояснюється високим рівнем токсичності елемента - близько 20-40 мг на день. За 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 характеристики: 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 окисні 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 окисні властивості. Отримують гідролізом 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 лужних металів бромідів. Отримують дією бромної води на металевий паладій або дією броміду калію на PdCl2.

Іодид паладію (II) PdI2. Темно-червоний порошок. Мало розчинний у воді та спиртах. Розчиняється в йодоводородній кислоті (з утворенням тетраіодопаладієвої кислоти H2) або розчинах йодидів лужних металів. Одержують обробкою йодистим калієм розчину хлориду паладію (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, їхнє перебування в природі та з'єднання 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 здобуття, біологічна роль.

навчальний посібник, доданий 03.02.2011


Характеристика, відомості про історію відкриття елементів та їхню поширеність у природі. Зміна групи величини радіусів атомів і іонів, потенціалу іонізації. Властивості сполук азоту у 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 одержання та сфер 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 стійке з'єднання 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.

Побічна підгрупа восьмої групи періодичної системи охоплює три тріади d-елементів та три штучно отримані та мало вивчені елементи: гасій, Hs, мейтнерій, Mt, дармштадтій Ds. Першу тріаду утворюють елементи: залізо, Fe, еобальт, нікель Ni; другу тріаду - рутен Ru, радій Ro, паладій Pd і третю тріаду - осмій Os, іридій Ir і платина Pt. Штучно отримані гасій, мейтреній, дармштадтій з малим часом життя замикають відомий на сьогодні ряд найважчих елементів.

Більшість елементів VIIБ групи, що розглядаються, мають два валентні електрони на зовнішній електронній оболонці атома; всі вони є металами. Крім зовнішніх ns-електронів у освіті зв'язків беруть участь електрони передостанньої електронної оболонки (n-1)d.

Через збільшення заряду ядра останній елемент кожної тріади має характерний рівень окислення, нижчий ніж перший елемент. У той же час збільшення номера періоду, в якому розташовується елемент, супроводжується збільшенням характерного ступеня октсління (табл. 9.1)

Таблиця 9.1 Характерні ступені окислення елементів восьмої побічної підгрупи

Найчастіше ступеня окислення елементів, що зустрічаються, в їх сполуках виділені в табл. 41 жирним шрифтом.

Дані елементи іноді поділяють на три підгрупи: підгрупу заліза (Fe, Ru, Os), підгрупу кобальту (Co, Rh, Ir) і підгрупу нікелю (Ni, Pd, Pt). На користь такого поділу говорять характерні ступені окислення елементів (табл. 42) та деякі інші властивості. Наприклад, всі елементи підгрупи заліза – активні каталізатори синтезу аміаку, а підгрупа нікелю – реакцій гідрування органічних сполук. Для елементів підгрупи кобальту характерне утворення комплексних сполук [Е(NH 3) 6 ]Г 3 де Г- галоген іон

Окисно-відновні властивості елементів групи VIIIВ визначаються такою схемою:

Посилення окисних властивостей іонів металів

Усі метали групи VIIIБ каталітично активні. Все більшою чи меншою мірою здатні поглинати водень та активізувати його; всі вони утворюють забарвлені іони (сполуки). Усі метали схильні до комплексоутворення. Порівняння фізичних та хімічних властивостей елементів підгрупи VIII-Б показує, що Fe, Ni, Co дуже подібні між собою і в той же час сильно відрізняються від елементів двох інших тріад, тому їх виділяють у сімейство заліза. Інші шість стабільних елементів об'єднуються під загальною назвою - сімейство платинових металів.

Метали сімейства заліза

У тріаді заліза найяскравіше проявляється горизонтальна аналогія, характерна для d-елементів загалом. Властивості елементів тріади заліза наведено у табл. 42.

Таблиця 9.2. Властивості елементів тріади заліза

Природні ресурси. Залізо - четвертий (після O 2 Si, Al) за поширеністю в земній корі елемент. Може зустрічатися у природі у вільному стані: це залізо метеоритного походження. Залізні метеорити містять у середньому 90% Fe, 8,5% Ni, 0,5% Co. На двадцять кам'яних метеоритів у середньому припадає один залізний. Іноді зустрічається самородне залізо, винесене з надр землі розплавленою магмою.

Для отримання заліза використовують магнітний залізняк Fe 3 O 4 (мінерал магнетит), червоний залізняк Fe 2 O 3 (гематит) і бурий залізняк Fe 2 O 3 х H 2 O (лимоніт), FeS 2 – пірит. В організмі людини залізо є у складі гемоглобіну.

Кобальт і нікель у металевому стані зустрічаються у метеоритах. Найважливіші мінерали: кобальтин CoAsS (кобальтовий блиск), залізонікелевий колчедан (Fe, Ni) 9 S 8 . Ці мінерали зустрічаються в поліметалевих рудах.

Властивості. Залізо, кобальт, нікель є сріблясто-білі метали з сіруватим (Fe), рожевим (Co) і жовтуватим (Ni) відливом. Чисті метали міцні, пластичні. Усі три метали феромагнітні. При нагріванні до певної температури (точка Кюрі) феромагнітні властивості зникають і метали стають парамагнітними.

Для заліза і кобальту характерний поліморфізм, тоді як нікель мономорфен і до температури плавлення має ГЦК-структурою.

Наявність домішок сильно знижує стійкість цих металів до агресивної атмосфери в присутності вологи. Це призводить до розвитку корозії (іржавлення заліза) за рахунок утворення на поверхні пухкого шару суміші оксидів і гідроксидів змінного складу, що не захищають поверхню подальшого руйнування.

Зіставлення електродних потенціалів систем Е 2+ /Е для заліза (-0,441 В), нікелю (- 0,277 В) та кобальту (- 0,25 В), та електродного потенціалу системи Fe 3+ /Fe (-0,036 В), показує, що найактивнішим елементом цієї тріади є залізо. Розведені соляна, сірчана та азотна кислоти розчиняють ці метали з утворенням іонів Е 2+ :

Fe + 2HC? = FeC? 2 + H 2;

Ni + H 2 SO 4 = NiSO 4 + H 2;

3Co + 8HNO 3 = 3Co(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

4Fe + 10HNO 3 = 3Fe(NO 3) 2 + NH 4 No 3 + 3H 2 O.

Більш концентрована азотна кислота та гаряча концентрована сірчана кислота (менше 70%) окислюють залізо до Fe (III) з утворенням NO та SO2, наприклад:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + No + 2H 2 O;

2Fe + 6H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 +6H 2 O.

Дуже концентрована азотна кислота (уд.в. 1,4) пасивує залізо, кобальт, нікель, утворюючи їх поверхні оксидні плівки.

По відношенню до розчинів лугів Fe, Co, Ni стійкі, але з розплавами реагують за високих температур. З водою всі три метали не реагують за звичайних умов, але за температури червоного гартування залізо вступає у взаємодію Космосу з парами води:

3Fe + 4H 2 o Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Кобальт і нікель у корозійному відношенні помітно стійкіше заліза, що узгоджується з їх становищем у ряді стандартних електродних потенціалів.

Дрібнодисперсне залізо в кисні згоряє при нагріванні до утворення Fe 3 O 4 який є найстійкішим оксидом заліза і такий же оксид утворює кобальт. Ці оксиди є похідними елементів у ступенях окиснення +2, +3 (ЕО Е 2 Про 3). Термічне окиснення кобальту і нікелю протікає за більш високих температур, у своїй утворюються NiO і CoO, які мають змінним складом, що залежить від умов окиснення.

Для заліза, нікелю, кобальту відомі оксиди ЕО та Е2О3 (табл. 9.3)

Таблиця 9.3 Кисневмісні сполуки елементів підгрупи VIIIБ

Назва елемента	Ступінь окислення		Гідрооксиди
	Характер		Назва	Формула іона	Назва
Залізо (Fe)			Основний		Гідроксид заліза (II)		Солі заліза (II)
		Амфотерний з переважанням основного		Гідроксид заліза (III)		Солі заліза (III)
	Залізна кислота
		Кислотний		Залізна кислота
Кобальт (Co)			Основний		Гідроксид кобальту (II)		Солі кобальту (II)
		Основний		Гідроксид кобальту (III)		Солі кобальту (III)
Нікель (Ni)			Основний		Гідроксид нікелю (II)		Солі нікелю (II)
		Основний		Гідроксид нікелю (III)		Солі нікелю (III)

Оксиди ЕО та Е 2 Про 3 не можна отримати у чистому вигляді прямим синтезом, оскільки при цьому утворюється набір оксидів, кожен з яких є фазою змінного складу. Їх отримують непрямим шляхом – розкладанням деяких солей та гідроксидів. Оксид Е 2 Про 3 стійкий тільки заліза і виходить при зневодненні гідроксиду.

Оксиди ЭО нерозчинні у питній воді і взаємодіють із нею і з розчинами лугів. Це характерно і для відповідних гідроксидів Е(ОН) 2 . З кислотами гідроксиди Е(ОН) 2 легко взаємодіють із заснуванням солей. Кислотоосновні властивості гідроксидів елементів тріади заліза наведено у табл. 42.

Гідроксид заліза (III) Fe(OH) 3 утворюється при окисненні Fe(OH) 2 киснем повітря:

4 Fe(OH)2 + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3.

Аналогічна реакція й у кобальту. Гідроксид нікелю (II) по відношенню до кисню повітря є стійким. Внаслідок цього гідроксиди Е(ОН) 3 по-різному поводяться при взаємодії з кислотами. Якщо Fe(OH) 3 утворює солі заліза (III), то реакція Co(OH) 3 та Ni(OH) 3 з кислотами супроводжується їх відновленням до Е(+2):

Fe(OH) 3 + 3HC? = FeC? 3 + 3H2O;

2Ni(OH) 3 + 6HC? = 2NiC? 2 + C? 2+6H2O.

Гідроксид Fe(OH) 3 виявляє і кислотну функцію, реагуючи з гарячими концентрованими розчинами лугів з утворенням гідроксокомплексів, наприклад, Na 3 . Похідні залізистої кислоти HFeO 2 (ферити) отримують при сплавленні лугів або карбонатів з Fe 2 O 3:

2NaOH + Fe 2 O 3 2NaFeO 2 + H 2 O;

MgCO 3 + Fe 2 O 3 MgFe 2 O 4 + CO 2 .

Феріти Me II Fe 2 O 4 відносяться до класу шпинелей. Розглянуті вище оксиди Fe 3 O 4 і Co 3 Про 4 формально являють собою шпинелі FeFe 2 O 4 і CoCo 2 O 4 .

На відміну від кобальту та нікелю відомі сполуки заліза, в яких його ступінь окиснення дорівнює +6. Ферати утворюються при окисненні Fe(OH) 3 у гарячому концентрованому лугу у присутності окислювача:

2Fe +3 (OH) 3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K 2 Fe +6 O 4 + 6KBr + 2H 2 O.

Ферати термічно нестабільні і при невеликому нагріванні (100-2000С) перетворюються на ферити:

4K 2 FeO 4 4KfeO 2 + 2K 2 O + 3O 2 .

У вільному стані залізна кислота та відповідний їй оксид FeO 3 не виділені. По розчинності та структурному відношенні ферати близькі до відповідних хроматів і сульфатів. Феррат калію утворюється при сплавленні Fe 2 O 3 з KNO 3 і KOH:

Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH = 2K 2 feO 4 +3KNO 2 + 2H 2 O.

Феррати – це червоно-фіолетові кристалічні речовини. При нагріванні вони розкладаються. Кислота H 2 FeO 4 не може бути виділена, вона миттєво розкладається на Fe 2 O 3 , H 2 O та O 2 . Феррати сильні окисники. У кислому та нейтральному середовищах ферати розкладаються, окислюючи воду:

2Nа 2 FeO 4 + 10 H 2 O 4Fe(OH) 3 + 4NaOH + O 2 .

З'єднання з неметалами. Галогеніди Fe, Ni, Co порівняно нечисленні і відповідають найбільш характерним ступеням окиснення +2 та +3. Для заліза відомі галогеніди FeГ 2 та FeГ 3 з фтором, хлором та бромом. При безпосередньому взаємодії утворюються FeF 3 , FeC? 3 , FeBr 3 . Дигалогеніди одержують непрямим шляхом - розчиненням металу (або його оксиду) у відповідній галогеноводородній кислоті. Для кобальту отримано трифторид CoF 3 і трихлорид CoC? 3 . Нікель не утворює тригалогеніди. Всі дигалогеніди тріади заліза є типовими солеподібними сполуками з помітним іонним внеском у хімічний зв'язок.

Залізо, кобальт, нікель енергійно взаємодіють із халькогенами та утворюють халькогеніди: ЕХ та ЕХ 2 . Монохалькогеніди можна отримати взаємодією відповідних компонентів у розчинах:

CoC? 2 + (NH 4) 2 S = CoS + 2NH 4 C?

Усі халькогеніди є фазами змінного складу.

З'єднання металів тріади заліза з рештою неметал (пніктогени, вуглець, кремній, бір) помітно відрізняються від розглянутих вище. Всі вони не підкоряються правилам формальної валентності і здебільшого мають металеві властивості.

Залізо, кобальт, нікель поглинають водень, але певних сполук із нею не дають. При нагріванні розчинність водню у металах зростає. Розчинений у них водень перебуває у атомарному стані.

Солі кисневмісних кислот та комплексні сполуки. Всі солі соляної, сірчаної та азотної кислот розчиняються у воді.

Солі нікелю (II) мають зелений колір, кобальту (II) - синій, які розчини і кристаллогидраты - рожевий (наприклад, ), солі заліза (II) - зеленуватий колір, а заліза (III) - бурий. Найважливішими солями є: FeC? 3 6H 2 O; FeSO 4 7H 2 O - залізний купорос, (NH 4) 2 SO 4 FeSO 4 6H 2 O - сіль Мора; NH 4 Fe(SO 4) 2 12H 2 O - залізоамонійні галун; NiSO 4 6H 2 O та ін.

Здатність солей заліза, кобальту та нікелю до утворення кристалогідратів свідчить про схильність цих елементів до комплексоутворення. Кристаллогідрати є типовим прикладом аквакомплексів:

[Е(H 2 O) 6 ](ClO 4) 2; [Е(H 2 O) 6 ](NO 3) 2 .

Численні для елементів тріади заліза аніонні комплекси: галогенідні (Me I (ЕF 3), Me 2 I [ЕГ 4 ], Me 3 [ЕГ 4 ] і т.п.), роданідні (Me 2 I [Е(CNS) 4 ] , Me 4 I [Е(CNS) 6 ], Me 3 I [Е(CNS) 6 ]), оксолатні (Me 2 I [Е(C 2 Про 4) 2 ], Me 3 [Е(C 2 Про 4) 3]). Особливо характерні та стійкі ціанідні комплекси: K 4 – гексаціаноферрат (II) калію (жовта кров'яна сіль) та K 3 – гексаціаноферрат (III) калію (червона кров'яна сіль). Ці солі є хорошими реактивами для виявлення іонів Fe +3 (жовта сіль) та іонів Fe 2+ (червона сіль) при pH ??7:

4Fe 3+ + 4- = Fe 4 3 ;

берлінська блакить

3Fe 2+ + 2 3- = Fe 3 2 .

турнбулева синь

Берлінська блакит використовується як синя фарба. При додаванні до розчину, що містить іони Fe 3+ роданистих солей KCNS розчин забарвлюється в криваво-червоний колір через утворення роданіду заліза:

FeC? 3 + 3KCNS = Fe (CNS) 3 + 3KC?

Ця реакція є дуже чутливою і використовується для відкриття іона Fe 3+ .

Для кобальту (II) характерні стійкі прості солі та нестійкі комплексні сполуки K 2 , K 4 які переходять у сполуки кобальту (III): K 3 C? 3 .

Характерними комплексними сполуками заліза, заліза, кобальту та нікелю є карбоніли. Подібні сполуки розглянуті раніше для елементів підгруп хрому та марганцю. Однак найбільш типовими серед карбонілів є: , , . Карбоніли заліза і нікелю отримують у вигляді рідин при звичайному тиску і 20-60 про при пропусканні потоку СО над порошками металів. Карбоніл кобальту отримують при 150-200 про З тиском (2-3) 10 7 Па. Це оранжеві кристали. Крім існують карбоніли складнішого складу: Fe(CO) 9 і триядерні карбоніли , що є сполуками кластерного типу.

Всі карбоніли діамагнітні, оскільки ліганди СО (як і CN ?) створюють сильне поле, внаслідок чого валентні d-електрони комплексоутворювача утворюють р-зв'язки з молекулами СО по донорно-акцепторного механізму. у-Зв'язки утворюються за рахунок неподілених електронних пар молекул СО і вакантних орбіталей комплексоутворювача, що залишилися:

Нікель (II), навпаки, утворює багато стійких комплексних сполук: (OH) 2 , K 2 ; Іон 2+ має темно-синій колір.

Цією реакцією широко користуються при якісному та кількісному аналізі визначення нікелю. З'єднання нікелю і особливо кобальту отруйні.

Застосування. Залізо та його сплави становлять основу сучасної техніки. Нікель та кобальт – важливі легуючі добавки в сталях. Широко застосовуються жаростійкі сплави на основі нікелю (ніхром, що містить Ni та Cr, та ін.). З мідно-нікелевих сплавів (мельхіор та ін) виготовляють монети, прикраси, предмети домашнього побуту. Велике практичне значення мають багато інших нікель-і кобальтовмісних сплавів. Зокрема, кобальт використовується як в'язка складова частина матеріалів, з яких виготовляють металорізальний інструмент, в яку вкраплені частинки виключно твердих карбідів MoC і WC. Гальванічні нікелеві покриття металів оберігають останні від корозії та надають їм гарного зовнішнього вигляду.

Метали сімейства заліза та його сполуки широко використовуються як каталізаторів. Губчасте залізо з добавками – каталізатор синтезу аміаку. Високодисперсний нікель (нікель Ренея) – дуже активний каталізатор гідрування органічних сполук, зокрема жирів. Нікель Ренея одержують, діючи розчином лугу на інтерметалід NiA?, при цьому алюміній утворює розчинний алюмінат, а нікель залишається у вигляді найдрібніших частинок. Цей каталізатор зберігають під шаром органічної рідини, оскільки у сухому стані він миттєво окислюється киснем повітря. Кобальт і марганець входять до складу каталізатора, що додається до масляних фарб для прискорення їхнього "висихання".

Оксид Fe 2 O 3 та його похідні (ферити) широко використовуються в радіоелектроніці як магнітні матеріали.

6721 0

У 18 групу входять Не, Ne, Ar, Кr, Хе, Rn (табл. 1 та 2). Усі елементи цієї групи, крім Не, мають повністю заповнену валентними електронами зовнішню оболонку (8 електронів). Тому раніше вважали, що вони хімічно не реакційні. Звідси назва «інертні» гази. Через малу поширеність в атмосфері їх також називають рідкісними газами. Всі благородні гази за кімнатної температури існують у вигляді одноатомних молекул, безбарвні, не мають запаху. При переміщенні до нижньої частини групи підвищуються густина, температури плавлення та кипіння елементів. Від інших елементів за властивостями відрізняється гелієм. Зокрема, він має найнижчу з усіх відомих речовин температуру кипіння і виявляє властивість надплинності.

Таблиця 1. Деякі фізичні та хімічні властивості металів 18 групи

	Назва		Відносить, ат. маса	Електронна формула	Радіус, пм	Основні ізотопи (%)
	Гелій Helium [від грец. helios - сонце]				атомний 128	3 Не* (0.000138) 4 Не* (99.99986)
	Неон Neon [від грец. neos - новий]				Вандерваальсів 160
	Аргон Argon [від грец. argos - неактивний]			ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	атомний 174
	Криптон Krypton [від грец. Kryptos - прихований]			3d 10 4s 2 4p 6	Ковалентний 189
	Ксенон Xenon [від грец. xenos - незнайомець]			4d 10 5s 2 5p 6	атомний 218 ковалентний 209	129 Хе * (26,4)
	Радон Radon [названий за аналогією з радієм]			4f 14 5d 10 6s 2 6p 6		219*,220,222 Rn (сліди)

Гелій (Не) - Після водню другий за поширеністю елемент у всесвіті. Зустрічається в атмосфері та у родовищах природного газу. Хімічно неактивний. Його використовують при водолазних роботах у складі дихальної суміші замість азоту, в аеростатах, приладах для низькотемпературних досліджень. Рідкий Неє важливим холодоагентом із надвисокою теплопровідністю, тому його застосовують у ЯМР-спектрометрах на сильних полях, у тому числі у медичних магнітно-резонансних томографах (МРТ).

Неон (Ne) - хімічно інертний по відношенню до всіх речовин, крім F 2 . Його використовують у газорозрядних трубках (червоні "неонові" вогні). Останнім часом почали застосовувати як холодоагент.

Аргон (Аr) - Найпоширеніший в атмосфері благородний газ. Не має жодного парамагнітного ізотопу. Його використовують для створення інертної атмосфери у флуоресцентних світильниках та фотомножниках, у високотемпературній металургії; широко застосовують у спектроскопії для отримання високотемпературної плазми у високочастотних (індуктивно-пов'язаних) спектрометрах та мас-спектрометрах.

Криптон (Кr) — реагує лише з F 2 . 86 Krмає в атомному спектрі оранжево-червону лінію, яка є базовою для стандарту одиниць довжини: 1 метр дорівнює 1650 763,73 довжини хвилі цієї лінії у вакуумі. У промисловості криптон використовують для наповнення флуоресцентних трубок та ламп-фотоспалахів. З можливих сполук найбільш вивчений дифторид KrF 2 .

Ксенон (Хе) — використовується для наповнення електронних трубок і стробоскопічних ламп, у наукових дослідженнях, а також у бульбашкових камерах на атомних реакторах. Реагує практично лише з F 2 , утворюючи XeF 2, XeF 4, XeF 6. Ці фториди використовують як окислювачі та реактиви для фторування інших речовин, наприклад, Sабо Ir. Відомі також оксиди, кислоти та солі ксенону.

Радон (Rn) - утворюється при α-розпаді 226 Raу вигляді 222 Rn. Його застосовують у медицині, зокрема, для лікування онкологічних захворювань. При хронічному впливі небезпечний для здоров'я, оскільки виявлено зв'язок інгаляцій. Rnз розвитком раку легень.

Таблиця 2.Вміст в організмі, токсична (ТД) та летальна дози (ЛД) металів 18 групи

	У земній корі (%)	В океані (%)	У людському організмі
			Середня (при масі тіла 70 кг)			Кров (мг/л)
							нетоксичний, але може викликати асфіксію
							нетоксичний
							токсичний через радіоактивність

Медична біонеорганіка. Г.К. Барашків

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 неспарені. Отже, в утворенні валентних зв'язків заліза особливо бере активну участь 6 електронів - 2 із зовнішнього та 4 із передзовнішнього шарів. Найбільш поширеними ступенями окиснення 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 є сріблясто-сірим блискучим металом із щільністю 7,87, температурою плавлення 1535° і 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 є 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 окис, 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 та окис Fe2O3. Щоправда, відомий змішаний окис 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 за відсутності кисню повітря:
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4
Сіль, з якої отримують гідроокис заліза (II), звичайно, не повинна містити найменшої домішки окисних сполук. Оскільки такі умови створити в звичайній навчальній лабораторії дуже важко, гідроксид заліза (II) виходить у вигляді більш-менш темно-зеленого осаду драглистого виду, що свідчить про те, що відбувається окислення сполук двовалентного заліза 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 гідроокисами. Гідроокис заліза (II) має основні властивості, а у Fe(OH)3 дуже слабко виражені амфотерні властивості.

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

61. Перерахуйте властивості гідроксиду заліза (II). Підтвердіть 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 лазурі. Берлінська блакит 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 окиснення 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 зеленого рослин – хлорофілу. Залізо надходить у організм головним чином 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 яка 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 (II) та гідроокис заліза (III)?
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 в 3,8 рази більше, ніж у 1960 році.
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 ж 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. Переробний чавун містить більше марганцю.

Стали бувають вуглецеві та леговані. Вуглецеві сталі зазвичай є сплав заліза з вуглецем, а леговані містять легуючі добавки, т. е. домішки інших металів, що надають стали більш цінні властивості. надає сталі ковкість, пружність, стійкість при загартуванні, і - твердість та 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 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

Рис. 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 печі.

Розглянемо хімічні процеси, які відбуваються 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 лише чавун, а й феросплави. Паливо, що завантажується в піч, служить одночасно для підтримки високої температури в печі та 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 легкоплавку сполуку, перетворюючи флюсами (плавнями) на шлак. Для переведення в шлак основної породи, що містить, наприклад, вапняк, що 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 воно може бути випущене із печі.

Якщо ж порода кисла, що містить велику кількість двоокису кремнію, 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, що протікають під час виплавлення 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.

Рис. 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 у 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 та горючих газів у 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 для підтримки високої температури печі.
Процес виплавки стали важливо відрізняється від доменного процесу, оскільки доменний процес - процес відновлювальний, а виплавка стали -процес окисний, мета якого знизити вміст вуглецю шляхом його окислення у масі металу. Процеси, що при цьому протікають, досить складні.

Що міститься в руді і що 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 відповідно до рівняння: Si + 2FeO = SiO2 + 2Fe Мn + FeO = МnО + Fe
Аналогічно реагує з окисом заліза (II) і : З + 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.

Рис. 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 пов'язано з тим, що окиснення вуглецю ведеться повітрям, що пропускається знизу через всю масу рідкого чавуну, що значно прискорює плавку та посилює інтенсивність окиснення. Природно, що «чад» заліза у разі особливо великий. У той самий час короткий термін плавки не дозволяє регулювати її, додавати легуючі домішки, у конверторах виплавляють переважно вуглецеві сталі. Наприкінці плавки припиняють подачу повітря 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 зі сталевого зливка різноманітні форми.

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

Залізо як сплавів знаходить широке застосування у 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 у 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 окисною 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?

Стаття на тему 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...