Химия элементов VIII Б группы Периодической системы Д.И. Менделеева

Размещено на http://www.allbest.ru//

Размещено на http://www.allbest.ru//

Министерство здравоохранения и социального развития Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования

Первый московский государственный медицинский университет

имени И.М.Сеченова

Кафедра Общей Химии

Реферат

Тема: «Химия элементов VIII Б группы Периодической системы Д.И. Менделеева»

Выполнила студентка

Кириллова Анастасия Александровна

2 курса педиатрического факультета

Преподаватель: Гарнова Н.Ю.

Москва 2015

Общая характеристика химических элементов VIIIБ-группы

К VIII группе побочной подгруппе относятся элементы триад железа (железо, кобальт, никель), рутения (рутений, родий, палладий) и осмия (осмий, иридий, платина). Большинство элементов рассматриваемой подгруппы имеют два электрона в наружном электронном слое атома; все они представляют собой металлы. Кроме наружных электронов в образовании химических связей принимают участие также электроны из предыдущего недостроенного слоя. Для этих элементов характерны степени окисления, равные 2, 3, 4. Более высокие степени окисления проявляются реже.

Сравнение физических и химических свойств элементов восьмой группы показывает, что железо, кобальт и никель , находящиеся в первом большом периоде, очень сходны между собой и в то же время сильно отличаются от элементов двух других триад. Поэтому их обычно выделяют в семейство железа. Остальные шесть элементов восьмой группы объединяются под общим названием платиновых металлов .

Атомы триады железа на последнем уровне содержат по 2 электрона, однако число электронов на 3d-подуровне у них различно. Fe - 3d 6,4s 2; Co-3d 7,4s 2; Ni -3d 8,4s 2 . Атомы элементов семейства железа в отличие от атомов платиновых металлов не имеют свободного f-подуровня, поэтому их свойства сильно отличаются от свойств элементов других триад (Ru, Rh, Pd и Os,Ir, Pt) В своих соединениях Fe, Co, Ni проявляют степень окисления +2 и +3. Железо может проявлять также степень окисления +6, кобальт +5, никель +4. Все элементы трех триад сильные комплексообразователями.

История открытия химических элементов VIIIБ-группы

Подгруппа железа.

Железо как инструментальный материал известно с древнейших времён. История производства и использования железа берёт свое начало в доисторической эпохе, скорее всего, с использования метеоритного железа. Выплавка в сыродутной печи применялась в 12 веке до н. э. в Индии, Анатолии и на Кавказе. Также отмечается использование железа при выплавке и изготовлении орудий и инструментов в 1200 году до н. э. В Африке южнее Сахары.

Рутений открыт профессором Казанского Университета Карлом Клаусом в 1844 году. Клаус выделил его из уральской платиновой руды в чистом виде и указал на сходство между триадами рутений--родий--палладий и осмий--иридий--платина. Он назвал новый элемент рутением в честь Руси (Ruthenia -- латинское название Руси).

Осмий открыт в 1804 году английским химиком Смитсоном Теннантом в осадке, остающемся после растворения платины в царской водке.

Подгруппа кобальта.

Соединения кобальта известны человеку с глубокой древности, синие кобальтовые стёкла, эмали, краски находят в гробницах Древнего Египта. В 1735 году шведский минералог Георг Бранд сумел выделить из этого минерала неизвестный ранее металл, который он назвал кобальтом. Он выяснил также, что соединения именно этого элемента окрашивают стекло в синий цвет -- этим свойством пользовались ещё в древних Ассирии и Вавилоне.

Родий открыт в Англии в 1803 году Уильямом Гайдом Волластоном. Название произошло от др.греч.-- роза, типичные соединения родия имеют глубокий тёмно-красный цвет.

Иридий был открыт в 1803 г. английским химиком С. Теннантом одновременно с осмием, которые в качестве примесей присутствовали в природной платине, доставленной из Южной Америки. Название (др.греч.-- радуга) получил благодаря разнообразной окраске своих солей.

Подгруппа никеля.

Никель открыт в 1751 г. Однако задолго до этого саксонские горняки хорошо знали руду, которая внешне походила на медную руду и применялась в стекловарении для окраски стёкол в зелёный цвет.

Палладий открыт английским химиком Уильямом Волластоном в 1803 году. Волластон выделил его из платиновой руды, привезённой из Южной Америки.

Платина была неизвестна в Европе до XVIII века . Впервые в чистом виде из руд платина была получена английским химиком У. Волластоном в 1803 году. В России ещё в 1819 году в россыпном золоте, добытом на Урале, был обнаружен «новый сибирский металл». Сначала его называли белым золотом, платина встречалась на Верх-Исетских, а затем и на Невьянских и Билимбаевских приисках. Богатые россыпи платины были открыты во второй половине1824 года, а на следующий год в России началась её добыча.

Распространение в природе

Подгруппа железа.

Железо -- самый распространенный после алюминия металл на земном шаре: оно составляет 4% (масс.) земной коры. Встречается железо в виде различных соединений: оксидов,сульфидов,силикатов. В свободном состоянии железо находят только в метеоритах.

К важнейшим рудам железа относятся магнитный железняк FeO·Fe2O3 , красный железняк Fe2O3, бурый железняк 2Fe2O3* 3H2O и шпатовый железняк FeCO3.

Встречающийся в больших количествах пирит, или железный колчедан FeS2, редко применяется в металлургии, так как чугун из него получается очень низкого качества из-за большого содержания серы. Тем не менее железный колчедан имеет важнейшее применение -- он служит исходным сырьем для получения серной кислоты.

Содержание рутения и осмия в земной коре оценивается на уровне 2·10?11 %.

Рутений является самым распространенным платиновым металлом в человеке, но почти самым редким из всех. Не выполняет биологической роли. Концентрируется в основном в мышечной ткани. Высший оксид рутения крайне ядовит и, будучи сильным окислителем, может вызвать возгорание пожароопасных веществ. Осмий, возможно, тоже существует в человеке в неощутимо малых количествах.

В самородном состоянии осмий встречается в виде твёрдых растворов с иридием, содержащих от 10 до 50 % осмия. Осмий встречается в полиметаллических рудах,содержащих также платину и палладий (сульфидные медно-никелевые и медно-молибденовые руды), в минералах платины и отходах от переработки золотосодержащих руд. Основные минералы осмия-- относящиеся к классу твердых растворов природные сплавы осмия и иридия (невьянскит и сысертскит). Невьянскит образует плотные (с = 17000--22000 кг/м3) белые или светло-серые пластинчатые кристаллы гексагональной сингонии с твёрдостью 6--7 баллов по шкале Мооса. Содержание осмия в невьянските может достигать 21--49,3 %.

Подгруппа кобальта.

Массовая доля кобальта в земной коре 4·10?3%. Всего известно около 30 кобальтосодержащих минералов. Содержание в морской воде приблизительно (1,7)·10?10%. Родий содержится в платиновых рудах, в некоторых золотых песках Южной Америки и других стран. Содержание в земной коре родия и иридия -- 10?11%.

Кобальт -- один из микроэлементов, жизненно важных организму. Он входит в состав витамина В12 (кобаламин). Кобальт участвует в кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. Потребность человека в кобальте 0,007-0,015 мг, ежедневно. В теле человека содержится 0,2 мг кобальта на каждый килограмм массы человека. При отсутствии кобальта развивается акобальтоз.

Избыток кобальта для человека тоже вреден.

Родий и иридий, возможно, являются самыми редкими элементами в организме человека (пока полностью не доказано, что они вообще там существуют).

Родий очень редкий и рассеянный элемент. В природе встречается только изотоп 103Rh. Среднее содержание родия в земной коре 1·10?7% по массе, в каменных метеоритах 4,8·10?5%. Содержание родия повышено в ультраосновных изверженных породах . Собственных минералов не имеет. Содержится в некоторых золотых песках Южной Америки. Содержится в никелевых и платиновых рудах в виде простого соединения. До 43% родия приходится на мексиканские золотые месторождения. Также содержится в изоморфной примеси минералов группы осмистого иридия (до 3,3%), в медноникелевых рудах. Редкая разновидность осмистого иридия-- родиевый невьянскит -- самый богатый родием минерал (до 11,3%).

Иридий относительно часто встречается в метеоритах. Не исключено, что реальное содержание металла на планете гораздо выше: его высокая плотность и высокое сродство к железу (сидерофильность) могли привести к смещению иридия вглубь Земли, в ядро планеты, в процессе её формирования из протопланетарного диска. Небольшое количество иридия было обнаружено в фотосфере Солнца.

Подгруппа никеля.

Никель довольно распространён в природе -- его содержание в земной коре составляет ок. 0,01%(масс.). В земной коре встречается только в связанном виде, в железных метеоритах содержится самородный никель (до 8%). Содержание его в ультраосновных породах примерно в 200 раз выше, чем в кислых (1,2 кг/т и 8г/т). В ультраосновных породах преобладающее количество никеля связано с оливинами, содержащими 0,13-- 0,41% Ni. Он изоморфно замещает железо и магний . Небольшая часть никеля присутствует в виде сульфидов. Никель проявляет сидерофильные и халькофильные свойства. При повышенном содержании в магме серы возникают сульфиды никеля вместе с медью, кобальтом,, железом и платиноидами. В гидротермальном процессе совместно с кобальтом, мышьяком и серой и иногда с висмутом, ураном и серебром, никель образует повышенные концентрации в виде арсенидов и сульфидов никеля. Никель обычно содержится в сульфидных и мышьяк-содержащих медно-никелевых рудах.

никелин (красный никелевый колчедан, купферникель) NiAs

хлоантит(белый никелевый колчедан) (Ni, Co, Fe)As2

гарниерит(Mg, Ni)6(Si4O11)(OH)6*H2O и другие силикаты

магнитный колчедан (Fe, Ni, Cu)S

мышьяково-никелевый блеск (герсдорфит) NiAsS,

пентландит(Fe,Ni)9S8

В растениях в среднем 5·10?5 весовых процентов никеля, в морских животных-- 1,6·10?4, в наземных-- 1·10?6, в человеческом организме -- 1…2·10?6. О никеле в организмах известно уже немало. Установлено, например, что содержание его в крови человека меняется с возрастом, что у животных количество никеля в организме повышено, наконец, что существуют некоторые растения и микроорганизмы--«концентраторы» никеля, содержащие в тысячи и даже в сотни тысяч раз больше никеля, чем окружающая среда.

Палладий и платина в неощутимо малых количествах и не выполняя никакой роли, по некоторым данным, существуют в живых организмах.

Природная платина встречается в виде смеси из шести изотопов: 190Pt (0,014%), 192Pt (0,782%), 194Pt (32,967%), 195Pt (33,832%), 196Pt (25,242%), 198Pt (7,163%). Один из них слабо радиоактивен. Предсказывается существование очень слабой радиоактивности ещё двух природных изотопов платины: альфа-распад 192Pt?188Os и двойной бета-распад 198Pt?198Hg, однако пока экспериментально эти распады не зарегистрированы; установлено лишь, что периоды полураспада превышают соответственно 4,7Ч1016 лет и 3,2Ч1014 лет.

Общие свойства подгруппы железа.

Изменение величина радиусов атомов и ионов.

Атомный радиус Fe=0,126нм, Радиус ионов Fe2+ =0,80Е, Fe3+ =0.67Е

Ru=0,134нм Ru=0.68Е

Os=0,135нм Os=0.63Е

Атомный радиус Co=0,125нм Радиус ионов Co2+ =0,78Е и Co3+ =0,64Е

Rh=0,1342нм Rh=0.68Е

Ir=0,136нм Ir=0.625Е

Атомный радиус Ni=0,124нм Радиус ионов Ni=0.69Е

Pd=0,137нм Pd=0.86Е

Pt=0,138нм Pt=0.625Е

Изменение потенциала ионизации.

В периодах, как правило, ионизационный потенциал увеличивается слева направо.

Потенциал ионизации при последоват. переходе от Fe0 к Fe5+ = 7,893; 16,183; 30,65; 57,79 эВ соответственно

Потенциал ионизации Ru0:Ru1+:Ru2+:Ru3+ соотв. = 7,366; 16,763 и 28,46 эВ

Потенциал ионизации Os0 к Os2+ = 8,5 эВ, 17 эВ

Потенциал послед. ионизации атома кобальта 7,865, 17,06, 33,50, 53,2 и 82,2 эВ

Потенциал ионизации Rh0 :Rh+ : Rh2+ : Rh3+ соотв. 7,46, 18,077 и 31,04 эВ

Потенциал ионизации при послед. переходе от Ir0 к Ir5+ равны соотв. 9,1, 17,0, (27), (39), (57) эВ

Потенциал ионизации никеля 7,635; 18,15; 35,17; 56,0 и 79 эВ

Потенциал ионизации палладия Pd0 ? Pd+ ? Pd2+ ? Pd3+ соотв. равна 8,336, 19,428 и 32,92 эВ

Потенциал ионизации платины Pt0 ? Pt+ ? Pt2+ ? Pt3+соотв. равна 9,0, 18,56 и 23,6 эВ

Железо.

Химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 26, атомная масса 55,847.Конфигурация двух внешних электронных слоев 3s2p6d64s2. Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивы соединения 2- и 3-валентного Железа). С кислородом Железо образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe2O3 и оксид (II,III) Fe3O4.

При высоких температурах(700-900) реагирует с парами воды:

3Fe+4H2O ? Fe3O4+4H2

Реагирует с разбавленными кислотами HCl и H2SO4 c образованием соли железа два и водородом:

Fe+2HCl= FeCl2+H2

Fe+H2SO4(разб.)=FeSO4+H2

В концентрированных кислотах-окислителях железо растворяется только при нагревании и сразу переходит в катион Fe3+:

2Fe+6H2SO4(конц)=Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O

Fe+6HNO3(конц)=Fe(NO3)3+3NO2+3H2O

(на холоде конц. азотная и серная кислоты пассивируют железо)

В разб. азотной кислоте железо окисляется и на холоду и при нагревании, глубоко восстанавливая ее.

10Fe + 36HNO3разб. = 10Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H20

На воздухе в присутствии воды легко окисляется (ржавеет)

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

Железо при нагревании реагирует с галогенами. При взаимодействии железа и иода 1 образуется иодид Fe3I8.

2Fe+3Cl2=2FeCl3 при нагревании

При нагревании железо реагирует с азотом , образуя нитрид железа Fe3N, с фосфором, образуя фосфиды FeP, Fe2P и Fe3P, с углеродом , образуя карбид Fe3C, с кремнием, образуя несколько силицидов, например, FeSi.

Качественная реакция на ион железа (II) - реакция с красной кровяной солью.

В присутствии ионов железа (II) образуется темно-синий осадок. Это - турнбуллева синь комплексная соль железа KFe[Fe(CN)6]).

2 К3[Fe(CN)6 ]+3 Fe SO4= KFe[Fe(CN)6])? + 3K2SO4

Качественная реакция на ион железа (II) - реакция со щелочью.

Образуется серо-зеленый осадок.

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

Качественная реакция на ион железа (III)- реакция со щелочью.

Бурый осадок указывает на присутствие в исходном растворе ионов железа (III).

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

Качественная реакция на ион железа (III) - реакция с желтой кровяной солью.

Желтая кровяная соль - это гексацианоферрат калия K4[Fe(CN)6].

3К4[Fe(CN)6] +4 FeCl3= KFe[Fe(CN)6])? + 12 KCl

Качественная реакция на ион железа (III) - реакция с роданидом калия.

Образуется вещество красного цвета. Это роданид железа (III).

FeCl3 + 3 КCNS= Fe(CNS)3 + 3KCl

При взаимодействии ионов [Fe(CN)6]4? с катионами Fe3+ образуется темно-синий осадок - берлинская лазурь:

3Fe(CN)6]4? + 4Fe3+ = Fe4[Fe(CN)6]3?

ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ЖЕЛЕЗА (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

Соединения железа.

Пентакарбонилжелезо-- неорганическое соединение, карбонильный комплекс железа состава Fe(CO)5. Светло-жёлтая жидкость, не смешивается с водой. При повышенном давлении металлическое железо реагирует с монооксидом углерода СО, причем образуется жидкий, при обычных условиях легко летучий пентакарбонил железа Fe(CO)5. Известны также карбонилы железа составов Fe2(CO)9 и Fe3(CO)12. Карбонилы железа служат исходными веществами при синтезе железоорганических соединений, в том числе и ферроцена состава [Fe(-C5H5)2].

Получение:

Действие монооксида углерода под давлением на порошок железа:

Действие монооксида углерода под давлением на иодид железа(II) и меди:

Разложение при нагревании нонакарбонилжелеза:

Разлагается при нагревании:

Реагирует с горячей водой:

Реагирует с кислотами (в диэтиловом эфире):

Окисляется кислородом:

Реагирует с иодистоводородной кислотой:

При облучении утльтрафиолетовым светом раствора в уксусной кислоте образуются высшие карбонилы:

Под действием катализатора алкоголята натрия на раствор в этаноле образуются высшие карбонилы:

Реагирует с основаниями в метаноле:

Реагирует с натрием в жидком аммиаке:

Реагирует с монооксидом азота под давлением:

Оксид железа (II) FeО обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(ОН)2. Оксид железа (III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает еще более слабое, чем Fe(ОН)2, основание Fe(ОН)3, которое реагирует с кислотами:

2Fe(ОН)3+ 3H2SO4= Fe2(SO4)3 + 6H2O

Гидроксид железа (III) Fe(ОН)3проявляет слабо амфотерные свойства; он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей:

Fe(ОН)3 + КОН = К[Fe(ОН)4]

Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причем в осадок выпадает гидроксид железа (III) Fe(OH)3.

Из солей железа (II) в водных растворах устойчива соль Мора -- двойной сульфат аммония и железа (II) (NH4)2Fe(SO4)2·6Н2О.

Железо (III) способно образовывать двойные сульфаты с однозарядными катионами типа квасцов, например, Kfe(SO4)2 -- железокалиевые квасцы,(NH4)Fe(SO4)2 -- железоаммонийные квасцы и т.д.

Получают путем охлаждения подкисленной смеси насыщенных растворов сульфата железа и аммония:

В медицине применяются в качестве вяжущего, прижигающего, кровоостанавливающего средства; в качестве антперспиранта.

Соединения двухвалентного железа.

Оксид железа (II) FeO. Диамагнитный черный неустойчивый кристаллический порошок. Превращается в при нагревании на воздухе. Мало растворим в воде и щелочах. Растворяется в кислотах. Разлагает при нагревании воду. Получают окислением металлического железа, восстановлением оксида железа (III) СО или водородом, прокаливанием смеси Fe2O3 и порошка железа.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2.Образуется в виде хлопьевидного желтовато-белого осадка при обработке растворов солей железа (II) щелочами без доступа воздуха. Мало растворим в щелочах. Растворяется в кислотах. Проявляет основные свойства. В присутствии окислителей мгновенно превращается в Fe(ОН)3.

Сульфат железа (II) FeSO4. Токсичные, очень гигроскопичные парамагнитные орторомбические кристаллы белого цвета. При нагревании на воздухе превращается в Fe2O3. Получают прокаливанием пирита, нагреванием PbSO4 с железом, дегидратацией кристаллогидрата FeSО4.7Н2О.

В медицине используется в качестве лекарственного средства для лечения и профилактики железодефицитной анемии.

Ортофосфат железа (II) Fe3(PO4)2.8H2O. Встречается в природе в виде минерала вивианита. Голубовато-белые моноклинные кристаллы. Растворяется в минеральных кислотах.

Карбонат железа (II) FeCO3. Встречается в природе в виде минерала сидерита или железного шпата. Мало растворим в воде, растворяется в минеральных кислотах и растворах гидрокарбоната натрия. Окисляется во влажном воздухе. Разлагается при нагревании на FeO и CO2. Восстанавливается водородом при нагревании. Получают обработкой растворов солей железа (II) растворами карбоната или бикарбоната натрия.

Гексацианоферрат (II) железа K4[Fe(CN)6].3H2O. Диамагнитные желтые моноклинные кристаллы, нетоксичные, соленые и горькие на вкус. Растворяется в воде, этиламине, ацетоне. Получают действием КCN на Fe(CN)2. Применяют для изготовления фотобумаги, как химический реактив для определения железа, цинка, меди, урана, метиленовой сини и в производстве минеральных красителей.

CОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (III)

Оксид железа (III) - Fe2O3 - малорастворимое вещество краснобурого цвета, проявляет амфотерные свойства. Взаимодействует с кислотами и сплавляется со щелочами и карбонатами с образованием ферритов. Ферриты имеют сильные магнитные свойства и используются в электромагнитах.

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 железа (III) получают прокаливанием гидроксида или солей железа.

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

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

4FeCO3 + O2 = 2Fe2O3 + 4CO2

Гидроксид железа (III) - Fe(OH)3 - малорастворимое бурого цвета вещество, получают действием щелочей или карбонатов на соли железа (III), так как Fe2O3 с водой не взаимодействует. Вообще говоря, этот гидроксид - полимерное соединение с переменным составом Fe2O3 .nH2O

FeCl3 + 3КOH = Fe(OH)3 + 3КCl

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

Fe(OH)3 нестойкое соединение и постепенно теряет воду, превращаясь в Fe2O3. Обладает слабыми амфотерными свойствами (взаимодействует с кислотами, реагирует со щелочами в растворах или при сплавлении).

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[Fe(OH)4] - тетрагидроксиферрит натрия

Соли железа (III)

FeCl3 .6H2O - протравливании радиомонтажных плат, очистка воды Fe2(SO4)3 *9H2O - коагулянт при очистке воды

Fe(NO3)3 - протрава при окраске тканей

Фосфаты и сульфиды железа (III) нерастворимы в воде. Соли железа (III) гидролизуются и их растворы имеют кислую реакцию:

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

2FeCl3 + 3(NH4)2S = Fe2S3 + 6NH4Cl (при нагревании или подкислении выделяется элементарная сера)

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

СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА (VI)

Соли железной кислоты - ферраты получают окислением соединений железа(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

Ферраты - сильные окислители: CrCl3 + K2FeO4 = K2CrO4 + FeCl3

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

Железо так же входит в структуру гема. Гем является простетической группой многих белков: гемоглобина, миоглобина, цитохромов митохондриальной ЦПЭ, цитохрома Р450, участвующего в микросомальном окислении. Ферменты каталаза, пероксидаза, цитохромоксидаза содержат гем в качестве кофермента.

Гем состоит из иона двухвалентного железа и порфирина. В основе структуры порфиринов находится порфин. Порфин представляет собой четыре пиррольных кольца, связанных между собой метеновыми мостиками. В зависимости от структуры заместителей в кольцах пирролов различают несколько типов порфиринов: протопорфирины, этиопорфирины, мезо-порфирины и копропорфирины. Протопорфирины - предшественники всех других типов порфиринов.

Гемы разных белков могут содержать разные типы порфиринов. Железо в геме находится в восстановленном состоянии (Fe+2) и связано двумя ковалентными и двумя координационными связями с атомами азота пиррольных колец. При окислении железа гем превращается в гематин (Fe3+). Наибольшее количество гема содержат эритроциты, заполненные гемоглобином, мышечные клетки, имеющие миоглобин, и клетки печени из-за высокого содержания в них цитохрома Р450.

Строение порфина (А), протопорфирина IX (Б) и гема гемоглобина (В). Порфин - циклическая структура, состоящая из четырёх пиррольных колец, связанных между собой метановыми мостиками.

Миоглобин--кислородосвязывающий белок скелетных мышц и мышцы сердца. Миоглобин содержит небелковую часть (гем) и белковую часть (апомиоглобин).

Апомиоглобин - белковая часть миоглобина; первичная структура представлена последовательностью из 153 аминокислот, которые во вторичной структуре уложены в 8 ?-спиралей. ?-Спирали обозначают латинскими буквами от А до Н, начиная с N-конца полипептидной цепи, и содержат от 7 до 23 аминокислот. Для обозначения индивидуальных аминокислот в первичной структуре апомиоглобина используют либо написание их порядкового номера от N-конца (например, Гис64, Фен138), либо букву ?-спирали и порядковый номер данной аминокислоты в этой спирали, начиная с N-конца (например, Гис F8).

Третичная структура имеет вид компактной глобулы (внутри практически нет свободного места), образованной за счёт петель и поворотов в области неспирализованных участков белка. Внутренняя часть молекулы почти целиком состоит из гидрофобных радикалов, за исключением двух остатков Гис, располагающихся в активном центре.

Цитохром Р450-зависимые монооксигеназы катализиуют расщепление различных веществ посредством гидроксилирования с участием донора электрона НАДН и молекулярного кислорода. В этой реакции один атом кислорода присоединяется к субстрату, а второй восстанавливается до воды.

Ферменты семейства цитохрома P450, в отличие от остальных гемопротеинов, как правило, обладающих одним типом активности и строго определённой функцией, достаточно разнообразны по функциям, типам ферментативной активности, зачастую обладают малой субстратной специфичностью. P450 могут проявлять как монооксигеназную, так и оксигеназную активность, поэтому иногда относятся к оксидазам со смешанной функцией.

Железо, содержащееся в организме, условно подразделяют на:

*функциональное (в составе гемоглобина, миоглобина, энзимов и коферментов);

*транспортное(трансферрин,лактоферрин,мобилферрин);

*депонированное(ферритин,гемосидерин);

* железо, образующее свободный пул.

Рутений.

Электронная формула 4s24p64d75s1

Степень окисления: +2, +3, +4, +5, +6, +7, +8; валентность: 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8

Физические свойства: серебристо-белый хрупкий металл, tпл=2250оС, tкип=4200оС, плотность 12,4 г/см3

Распространенность в природе: содержание в земной коре 5,0.10-6%(масс.)

Основной минерал: лаурит RuS2

Получение: в результате сложной переработке руд получают RuО4, который восстанавливают водородом

Химические свойства: малоактивный металл. В ряду напряжений стоит после водорода. Не реагирует с кислотами. Взаимодействует при нагревании с галогенами. Реагирует с окислительно-щелочными смесями.

Соединения двухвалентного рутения.

Гидроксид рутения (II) Ru(OH)2. Коричневый осадок, образующийся при обработке щелочью раствора хлорида рутения (II). Мало устойчив и легко окисляется, превращаясь в Ru(ОН)3.

Хлорид рутения (II) RuCl2. Коричневый порошок, мало растворим в холодной воде, кислотах, щелочах и хорошо растворим в спирте. Получают действием хлора на порошкообразный металлический рутений, нагретый до 250оС.

Соединения трехвалентного рутения.

Гидроксид рутения (III) Ru(OH)3. Образуется в виде черной осадка при обработке растворов солей рутения щелочами или окислением гидроксида рутения (II).

Хлорид рутения (III) RuCl3. Блестящий коричнево-черный кристаллический порошок. Мало растворим в воде и кислотах.

С концентрированными раствора хлоридов щелочных металлов образует комплексные соли:

RuCl3+ 2KCl (конц.) + H2O = K2[Ru(H2O)Cl5]

С концентрированной соляной кислотой образует хлорокомплексы:

С концентрированными раствора хлоридов щелочных металлов образует комплексные соли:

При нагревании окисляется кислородом воздуха:

Восстанавливается водородом:

Бромид рутения (III) RuBr3. Черный кристаллический порошок.Получают прямым взаимодействием элементов или обработкой гидроксида рутения (III) бромоводородом.

Иодид рутения (III) RuI3. Черный кристаллический порошок, разлагающийся на элементы при нагревании до 127оС. Получают прямым взаимодействием элементов при нагревании или обработкой гидроксида рутения (III) иодоводородом.

Реакция хлорида рутения (III) и иодида калия :

Соединения четырехвалентного рутения.

Оксид рутения (IV) RuO2.Очень устойчив. Мало растворим в воде и спирте. Растворяется в кислотах. Получают нагреванием порошкообразного рутения в кислороде или прокаливанием сульфида рутения (IV) в токе кислорода.

Разложение при нагревании оксида рутения(VIII):

Реакция оксида рутения(VIII) и перекиси водорода:

Сульфид рутения (IV) RuS2. Встречается в природе в виде минерала лаурита. Получают нагреванием смеси порошкообразного рутения с серой или действием сероводорода на растворы солей рутения (IV).

Соединения пятивалентного рутения.

Фторид рутения (V) RuF5. Прозрачные темно-зеленые кристаллы.Разъедает стекло. Разлагается водой и восстанавливается иодом до фторида рутения (III). Получают действием фтора на нагретый до 300°С металлический рутений.

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

Соединения шестивалентного рутения.

Рутенат калия K2RuO4. Темно-зеленые тетраэдрические кристаллы. Восстанавливается водородом до оксида рутения (IV) или металлического рутения. Получают действием окислительно-щелочной смеси на порошок металлического рутения.

Реагирует с разбавленными кислотами :

Реагирует с концентрированными кислотами:

Реагирует с хлором:

Соединения семивалентного рутения.

Перрутенат калия KruO4. Черные тетрагональные кристаллы.Получают окислением рутената калия газообразным хлором или жидким бромом.

Соединения восьмивалентного рутения.

Оксид рутения (VIII) RuO4.Разлагается со взрывом на оксид рутения (IV) и кислород при нагревании ниже температуры кипения. Превращается в рутенаты под действием щелочей. Пары имеют сильный запах озона, токсичны. Обладает окислительными свойствами. Получают прокаливанием рутения в кислороде при температуре выше 1000оС.

Осмий.

Электронная конфигурация внеш. электронных оболочек 5s25p65d66s2

Осмий выделяют из обогащённого сырья платиновых металлов путём прокаливания этого концентрата на воздухе при температурах 800--900 °C. При этом количественно сублимируют пары весьма летучего тетраоксида осмия OsO4, которые далее поглощают раствором NaOH.

Упариванием раствора выделяют соль -- перосмат натрия, который далее восстанавливают водородом при 120 °C до осмия:

Соединения двухвалентного осмия.

Оксид осмия (II) OsO. Серовато-черный порошок, мало растворимый в воде и кислотах. Получают нагреванием смеси осмия, сульфита осмия (II) и карбоната натрия в токе диоксида углерода.

Хлорид осмия (II) OsCl2. Растворяется в спирте, эфире и азотной кислоте. Получают нагреванием хлорида осмия (III) при 500оС и пониженном давлении. химический элемент железо кобальт никель

Иодид осмия (II) OsI2. Зеленое твердое вещество, которое образуется при обработке кислых растворов солей осмия (IV) иодидом калия.

Соединения трехвалентного осмия.

Оксид осмия (III) Os2O3. Темно-коричневый порошок (или медно-красные чешуйки), мало растворимый в воде. Получают восстановлением OsO4 металлическим осмием при нагревании или нагреванием солей осмия (III) с карбонатом натрия в токе диоксида углерода.

Хлорид осмия (III) OsCl3. Гигроскопичные коричневые кубические кристаллы. Легко растворяется в воде и спирте. Разлагается на OsCl2 и Cl2 выше 500оС.Известен кристаллогидрат OsCl3.3Н2О.

Соединения четырехвалентного осмия.

Оксид осмия (IV) OsO2. Мало растворим в воде и кислотах. Получают нагреванием тонкодисперсного металлического осмия в парах OsO4.

Фторид осмия (IV) OsF4. Коричневый порошок, который разлагается водой или при нагревании. Получают пропусканием фтора над нагретым до 280°С металлическим осмием.

Хлорид осмия (IV) OsCl4. Коричнево-красные игольчатые кристаллы, которые водой медленно переводятся в OsO2.2Н2О. Получают обработкой OsО4 концентрированной HCl или охлаждением коричнево-желтых паров, образующихся при пропускании хлора над нагретым до 650-700оС металлическим осмием.

Сульфид осмия (IV) OsS2. Черные кубические кристаллы. Мало растворим в воде и спирте. При нагревании на воздухе превращается в OsO4. Восстанавливается водородом до металла.

Соединения щестивалентного осмия.

Фторид осмия (VI) OsF6.Разъедает стекло. Гидролизуется водой. Пары фторида осмия (VI) бесцветны и токсичны. Получают вместе с OsF4 и OsF8 при нагревании осмия в среде фтора.

Осмат калия K2OsO4.Фиолетовые октаэдрические кристаллы. При нагревании превращается в OsO4. Разлагается кислотами. Получают восстановлением нитритом калия или спиртом OsO4 в растворе едкого кали.

Соединения восьмивалентного осмия.

Оксид осмия (VIII) OsO4.Обладает резким запахом. Растворяется в воде, спирте, эфире. Пары очень токсичны. Проявляет окислительные свойства. Применяют во многих реакциях в качестве катализатора.

Фторид осмия (VIII) OsF8. Желтые кристаллы. Разлагается при нагревании выше 225оС. Обладает окислительными свойствами. При попадании на кожу образует ожоги. Взаимодействует с водой с образованием OsО4 и плавиковой кислоты.

Сульфид осмия (VIII) OsS4. Темно-коричневый порошок. Получают пропусканием сероводорода через подкисленный раствор OsO4 или действием сульфидов аммония или натрия на щелочные растворы OsO4.

Кобальт.

Ко?бальт (лат. Сobaltum, Со) -- химический элемент с атомным номером 27, атомная масса 58,9332. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома кобальта 3s2 3p6 3d7 4s2 . Кобальт образует соединения чаще всего в степени окисления +2 (валентность II), реже -- в степени окисления +3 (валентность III) и очень редко в степенях окисления +1, +4 и +5 (валентности, соответственно, I, IV, V).

Простые вещества Co в порошкообразном виде проявляют достаточно высокую активность по отношению к кислотам. В результате их взаимодействия с кислотами образуются соли со степенью окисления +2. Соли кобальта окрашены в розовый цвет, вследствие образования аквакомплекса [Co(H2O)6] 2-.

Co + 2HCl = CoCl2 + H2?

Co + H2SO4 = CoSO4 + H2?

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

Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует Co . При нагревании защитная пленка разрушается и металл реагирует с концентрированной азотной кислотой:

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

С кислородом кобальт образует оксиды ЭО с основными свойствами. Эти оксиды не растворяются в воде, не взаимодействуют со щелочами, но легко реагируют с кислотами, образуя соли Co(II). Соли Co(II) наиболее часто используются для синтеза соответствующих гидроксидов, например: CoCl2 + NaOH = Co(OH)2? + NaCl

При получении гидроксида кобальта (II) из солей сначала образуется синий осадок малорастворимых основных солей Co(OH)nX2-n? xH2O, а затем розовый гидроксид Co(OH)2. Появление синего окрашивания можно также объяснить образованием гидроксида кобальта состава 3Co(OH)2?2H2O, который образуется вместе с основными солями. При дальнейшем добавлении щёлочи в результате дегидратации и старения он меняет окраску от синей до розовой. Гидроксид кобальта (II) проявляет незначительные признаки амфотерности с преимущественно основными свойствами. Он легко растворяется в кислотах (с образованием солей Co(II), а растворение в щёлочи идёт с большим трудом. Однако, наличие кислотных свойств Co(OH)2 подтверждается существованием гидроксокомплекса [Co(OH)4] 2-. Гидроксид Co(II) очень медленно окисляется кислородом воздуха и переходит в гидроксида Co(III), окрашенный в коричневый цвет: 4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3

В присутствии более сильных окислителей, например пероксида водорода, процесс окисления Co(II) идёт значительно быстрее: 2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3

Качественной реакцией на ион Co(II) является реакция образования его нитро-комплекса жёлтого цвета.

CoCl2 + 7KNO2 + 2CH3COOH = K3[Co(NO2)6] ? + NO + 2CH3COOK + 2KCl

Качественная реакция на катионы кобальта (II) Co2+

Особенность этих катионов в образовании с молекулами аммиака комплексных солей -- аммиакатов: Co2+ + 4NH3 = [Co(NH3)4] 2+ Аммиакаты окрашивают растворы в яркие цвета. Аммиакат кобальта(II) жёлто-бурого цвета постепенно окисляется кислородом воздуха в аммиакат кобальта(III) вишнёво-красного цвета. В присутствии окислителей эта реакция протекает мгновенно.

Степень окисления (III) является неустойчивой для кобальта, поэтому гидроксид Co(III) проявляет окислительные свойства, даже под воздействием такого слабого восстановителя, как ион Cl- : 2Co(OH)3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2? + 6H2O

Кобальт образует большое количество нерастворимых солей, многие из которых, например фосфаты, можно синтезировать с помощью обменных реакций в водных растворах:

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

Средние карбонаты Co(II) добавлением карбоната щелочного металла к растворам их солей получить невозможно. Вследствие усиления гидролиза в присутствии карбонат ионов, идут процессы образованием плохо растворимых основных, а не средних карбонатов:

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

В середине XX века из печени животных был выделен кобаламин - витамин В12, и только в этом витамине есть кобальт - его в нём всего 4%, и он там находится в активной форме.

Кобальт принимает участие во многих процессах в организме: он активирует процесс кроветворения - благодаря ему в костном мозге вырабатываются эритроциты, лучше усваивается железо, и состав крови постоянно остаётся в норме. Микрофлора кишечника, «ответственная» за всасывание железа, нуждается в кобальте - для этих бактерий он является питанием, поэтому, если кобальта не хватает, то часто развиваются различные виды анемий; процесс кровообращения при недостатке кобальта тоже не может протекать нормально.

Принимая участие в обменных процессах, кобальт нормализует деятельность эндокринной системы, активирует выработку ферментов, и участвует в процессах синтеза белков, углеводов и жиров. Взаимодействуя с другими веществами, кобальт запускает процесс обновления всех клеток организма, участвуя также и в синтезе РНК и ДНК.

Для нормального развития и сохранения структуры костной ткани тоже важно, чтобы кобальта в организме было достаточно, поэтому продукты с кобальтом особенно необходимы детям, женщинам и пожилым людям.

Кобальт важен для поддержания здорового состояния сосудов - он предупреждает развитие атеросклероза, так как не только снижает количество «плохого» холестерина в крови, но и помогает организму вывести его, поэтому в сосудах он откладываться не успевает.

Иммуностимулирующее действие кобальта проявляется его способностью повышать фагоцитарную активность лейкоцитов - это означает, что лейкоциты активнее связывают, поглощают и переваривают попадающие в организм болезнетворные микроорганизмы. Деятельность поджелудочной железы тоже зависит от количества кобальта в организме - при его нехватке этот орган не может работать нормально.

Кобальт вместе с другими веществами помогает организму сохранять молодость - например, вместе с медью и марганцем предупреждает раннее поседение волос и ускоряет выздоровление после тяжёлых болезней.

Родий.

Электронная формула 4s24p64d85s1.

Степень окисления:+1, +2, +3, +4, +6; валентность: 1, 2, 3, 4, 6

Химические свойства: малоактивный металл. Растворяется в царской водке и в концентрированных серной и хлороводородной кислотах в присутствии кислорода. Окисляется окислительно-щелочными смесями.

Оксид родия (II) RhO. Черно-коричневое вещество, мало растворимое в воде и кислотах.

Хлорид родия (II) RhCl2. Порошок, который может быть окрашен в различные цвета - от темно-коричневого до фиолетово-красного. Получают нагреванием хлорида родия (III) при 950оС.

Сульфид родия (II) RhS. Темно-серые кристаллы. Мало растворим в воде и царской водке. Получают нагреванием металлического родия до красного каления в парах серы.

Соединения трехвалентного родия.

Оксид родия (III) Rh2O3. Мало растворим в воде, кислотах и царской водке. Восстанавливается до металлического родия водородом при нагревании. Получают нагреванием порошкообразного родия, нитрата родия (III) или хлорида родия (III) на воздухе при 800°С.

Гидроксид родия (III) Rh(OH)3. Желтый студнеобразный осадок, получаемый обработкой солей родия (III) щелочами или карбонатами щелочных металлов. Растворяется в кислотах или избытке щелочи. При обезвоживании превращается в Rh2О3.

Фторид родия (III) RhF3. Красные ромбические кристаллы. Получают пропусканием фтора над нагретым до 500-600°С металлическим родием.

Хлорид родия (III) RhCl3.Расплывающийся на воздухе красновато-коричневый порошок. Плохо растворяется в воде и кислотах. Выше 948оС разлагается на элементы. Известен кристаллогидрат RhCl3.4Н2О. Получают действием хлора на нагретый до 250-300оС родий или дегидратацией RhCl3.4Н2О.

Иодид родия (III) RhI3. Черное вещество, плохо растворимое в воде. Разлагается при 327°С. Получают действием иодида калия на растворы солей родия (III) при кипячении.

Сульфид родия (III) Rh2S3. Серовато-черный порошок, устойчивый до 500°С. Выше этой температуры на воздухе или в кислороде он воспламеняется и горит с образованием металлического родия. Получают действием сероводорода на хлорид родия (III).

Соединения четырехвалентного родия.

Оксид родия (IV) RhO2. Твердое черное вещество. Получают сплавлением металлического родия с гидроксидом и нитратом калия.

Гидратированный оксид родия (IV) RhO2.nH2O. Оливково-зеленое твердое вещество. Растворяется в кислотах. Превращается в Rh2О3 при нагревании. Получают электролитическим окислением Rh(ОН)3 в избытке щелочи или окислением растворов солей родия (III) хлором в щелочной среде.

Бромид родия (IV) RhBr4. Коричневый порошок. Разлагается на элементы при нагревании до 527°С. Получают прямым взаимодействием элементов при нагревании.

Иридий.

Электронная формула 5s25p65d76s2

Степень окисления:+1, +2, +3, +4, +5, +6; валентность: 1, 2, 3, 4, 5, 6

Физические свойства: серебристо-белый твердый металл

Получение: в результате сложной переработки руд получают (NH4)2[IrCl6], при термическим разложении которого получается иридий.

Химические свойства: инертный металл. Не взаимодействует с кислотами; не реагирует даже с царской водкой. Реагирует с окислительно-щелочными смесями. При нагревании взаимодействует с галогенами.

Соединения двухвалентного иридия.

Хлорид иридия (II) IrCl2. Блестящие темно-зеленые кристаллы. Плохо растворяется в кислотах и щелочах. Получают нагреванием металлического иридия или IrCl3в токе хлора при 763оС.

Сульфид иридия (II) IrS. Блестящее темно-синее твердое вещество. Растворяется в сульфиде калия. Получают нагреванием металлического иридия в парах серы.

Соединения трехвалентного иридия.

Оксид иридия (III) Ir2O3. Твердое темно-синее вещество. Мало растворим в воде и спирте. Растворяется в серной кислоте. Получают при легком прокаливании сульфида иридия (III).

Хлорид иридия (III) IrCl3. Летучее соединение оливково-зеленого цвета. Мало растворим в воде, щелочах и кислотах. Получают действием хлора на нагретый до 600оС иридий.

Бромид иридия (III) IrBr3. Оливково-зеленые кристаллы. Растворяется в воде, мало растворим в спирте. Получают взаимодействием IrO2 с бромоводородной кислотой.

Сульфид иридия (III) Ir2S3. Твердое коричневое вещество. Мало растворим в воде. Растворяется в азотной кислоте и растворе сульфида калия. Получают действием сероводорода на хлорид иридия (III).

Соединения четырехвалентного иридия.

Оксид иридия (IV) IrO2. Черные тетрагональные кристаллы с решеткой типа рутила. Мало растворим в воде, спирте и кислотах. Восстанавливается до металла водородом. Термически диссоциирует на элементы при нагревании. Получают нагреванием порошкообразного иридия на воздухе или в кислороде при 700°С, нагреванием IrО2.nН2О.

Фторид иридия (IV) IrF4. Желтая маслянистая жидкость, которая разлагается на воздухе и гидролизуется водой. Получают нагреванием IrF6 с порошком иридия при 150°С.

Хлорид иридия (IV) IrCl4. Гигроскопичное коричневое твердое вещество. Растворяется в холодной воде и разлагается теплой. Получают нагреванием (600-700оС) металлического иридия с хлором при повышенном давлении.

Бромид иридия (IV) IrBr4. Расплывающееся на воздухе синее вещество. Растворяется в спирте. Получают взаимодействием IrO2 с бромоводородной кислотой при низкой температуре.

Сульфид иридия (IV) IrS2. Твердое коричневое вещество. Мало растворим в воде. Получают пропусканием сероводорода через растворы солей иридия (IV).

Соединения шестивалентного иридия.

Фторид иридия (VI) IrF6. Желтые тетрагональные кристаллы. Под действием металлического иридия превращается в IrF4, восстанавливается водородом до металлического иридия. Разъедает влажное стекло. Получают нагреванием иридия в атмосфере фтора в трубке из флюорита.

Сульфид иридия (VI) IrS3. Серый, мало растворимый в воде порошок. Получают нагреванием порошкообразного металлического иридия с избытком серы в вакууме.

Никель.

Электронная формула 3s23p63d84s2

Степень окисления: (+1), +2, (+3, +4); валентность: (1), 2, (3, 4)

Физические свойства: серый твердый металл

Основные минералы: железоникелевый колчедан (Fe,Ni)9S8, никелин NiAs

Химические свойства:малоактивный металл. Устойчив к действию воды и влажного воздуха. Медленно реагирует с разбавленными кислотами. При нагревании реагирует с кислородом, галогенами, азотом, серой и другими неметаллами. Устойчив при обычной температуре к действию фтора, который хранят в баллонах, изготовленных из никеля.

Качественной реакцией на никель является реакция никеля с диметилглиоксимом .Как селективный реагент для определения никеля в щелочной среде в присутствии окислителей диметилглиоксим предложен в 1905 году Л.А. Чугаевым, поэтому диметилглиоксим иногда называют «реактив Чугаева».

При взаимодействии с ионами никеля диметилглиоксим образует красный комплекс, который может быть легко осажден и определен гравиметрически.

Простые вещества Ni в порошкообразном виде проявляют достаточно высокую активность по отношению к кислотам. В результате их взаимодействия с кислотами образуются соли со степенью окисления +2. Водные растворы солей Ni окрашены в зелёный цвет из-за присутствия иона [Ni(H2O)6] 2-.

Ni + 2HCl = NiСl2 + H2?

Ni + H2SO4 = NiSO4 + H2?

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

Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует Ni. При нагревании защитная пленка разрушается и металл реагирует с концентрированной азотной кислотой:

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

С кислородом никель образует оксиды ЭО с основными свойствами. Эти оксиды не растворяются в воде, не взаимодействуют со щелочами, но легко реагируют с кислотами, образуя соли Ni(II). Соли Ni(II) наиболее часто используются для синтеза соответствующих гидроксидов, например:

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

Гидроксид никеля (II), зелёного цвета, по кислотно-основным свойствам похож на гидроксид Co(II). Он легко растворяется в кислотах и практически не растворяется в щёлочах. Длительное воздействие щелочей на осадок Ni(OH)2 приводит к получению гидроксокомплекса неопределённого состава с условной формулой [Ni(OH)4] 2? . Гидроксид никеля (II) не окисляется в Ni(OH)3 ни кислородом воздуха, ни пероксидом водорода. Для его окисления необходим более сильный окислитель, например, бром:

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

Никель в степенях окисления +2 и +3 образует большое количество комплексных соединений. Наиболее устойчивыми их катионными комплексами являются аквакомплексы и аммиакаты, а также комплексы, где лигандами являются полидентантные органические молекулы, например, диметилглиоксимат. Никель образует большое количество нерастворимых солей, многие из которых, например фосфаты, можно синтезировать с помощью обменных реакций в водных растворах:

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

Средние карбонаты Ni(II) добавлением карбоната щелочного металла к растворам их солей получить невозможно. Вследствие усиления гидролиза в присутствии карбонат ионов, идут процессы образованием плохо растворимых основных, а не средних карбонатов:

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

Никель - микроэлемент, влияющий на процессы кроветворения и участвующий во многих окислительно-восстановительных процессах в организме

В организме взрослого человека содержится всего около 5-14 мл никеля. Накапливается элемент в мышечной ткани, печени, лёгких, почках, поджелудочной и щитовидной железах, гипофизе, головном мозге и эпителии. Замечено что с возрастом концентрация никеля в легких увеличивается. Выводится из организма никель в основном с калом (до 95%).

Функции:

в сочетании с кобальтом , железом, медью участвует в процессах кроветворения (влияет на созревание молодых эритроцитов и повышает уровень гемоглобина)

повышает гипогликемическую активность (увеличивает эффективность работы инсулина)

участвует в структурной организации и функционировании ДНК, РНК и белков

усиливает прохождение окислительно-восстановительных процессов в тканях (обеспечивает клетки кислородом)

усиливает антидиуретическое действие гипофиза

активирует ряд ферментов (в том числе аргиназу)

важен для гормональной регуляции организма

участвует в обмене жиров

окисляет витамин С

снижает артериальное давление

Суточная потребность

Суточная потребность в никеле в зависимости от возраста, пола и веса составляет около 100-300 мкг.

Симптомы дефицита и передозировки

Передозировка никеля явление нечастое, что объясняется высоким уровнем токсичности элемента - около 20-40 мг в день. При его избытке наблюдаются следующие симптомы:

тахикардия

анемия

дерматит

снижение сопротивляемости инфекционным заболеваниям

раздражение слизистых оболочек верхних дыхательных путей

повышение возбудимости нервной системы

снижение иммунитета

дефицит магния в организме

аккумуляция железа или цинка

замедление роста костных тканей

отеки легких и мозга

риск раковых заболеваний

Палладий.

Электронная формула4s24p64d10

Степень окисления: +1, +2, +3, +4; валентность: 1, 2, 3, 4

Физические свойства: серебристо-белый мягкий металл

Основные минералы: палладит PdO; встречается также в самородном виде

Химические свойства: малоактивный металл. Устойчив в сухом и влажном воздухе при обычной температуре. Растворяется в концентрированной азотной кислоте и царской водке. При нагревании растворяется в концентрированной серной кислоте. При нагревании реагирует с неметаллами.

Соединения одновалентного палладия.

Сульфид палладия (I) Pd2S. Зеленовато-серое аморфное вещество. Мало растворим в воде, кислотах и царской водке. Получают нагреванием [Pd(NH3)2]Cl2 с серой под слоем буры.

Соединения двухвалентного палладия.

Оксид палладия (II) PdO. Наиболее устойчивый оксид палладия. Черный порошок. Мало растворим в воде и кислотах. Обладает окислительными свойствами. Получают сильным нагреванием металлического палладия в кислороде или прокаливанием нитрата палладия (II).

Гидроксид палладия (II) Pd(OH)2. Коричнево-красный порошок. Мало растворим в воде. Растворяется в кислотах. Обладает слабо выраженными окислительными свойствами. Получают гидролизом нитрата палладия (II) горячей водой или действием щелочей на соли палладия (II).

Фторид палладия (II) PdF2. Коричневые кристаллы. Плохо растворяется в воде. Растворяется в плавиковой кислоте с образованием тетрафторопалладиевой кислоты H2[PdF4]. Получают прямым взаимодействием элементов или нагреванием PdF3 с палладием.

Бромид палладия (II) PdBr2. Коричнево-красное вещество. Мало растворим в воде. Растворяется в водном растворе бромоводорода (с образованием тетрабромопалладиевой кислоты H2[PdBr4]) или бромидов щелочных металлов. Получают действием бромной воды на металлический палладий или действием бромида калия на PdCl2.

Иодид палладия (II) PdI2. Темно-красный порошок. Мало растворим в воде и спиртах. Растворяется в иодоводородной кислоте (с образованием тетраиодопалладиевой кислоты H2[PdI4]) или растворах иодидов щелочных металлов. Получают обработкой иодистым калием раствора хлорида палладия (II).

Сульфид палладия (II) PdS. Темно-коричневое твердое металлоподобное вещество. Мало растворим в воде, хлороводородной кислоте, сульфиде аммония. Растворяется в азотной кислоте и царской водке. Получают взаимодействием элементов при нагревании, термическим разложением PdS2, или пропусканием сероводорода через водный раствор солей палладия (II).

...