• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Підгрупи II групи

Деякі властивості елементів та простих речовин побічної

Наявністю d¹⁰-підрівня на передостанньому енергетичному рівні атомів елементів підгрупи Цинку спричинена аномальна зміна радіусів їхніх атомів.

Активність елементів підгрупи Цинку збільшується знизу вгору.

Особлива стійкість псевдоінертногазової 6s²-електронної конфігурації зумовлює дуже високий потенціал йонізації Меркурію, він вищий, ніж у всіх решти d -елементів. Цією особливістю Меркурію і пояснюється його істотна відмінність від Цинку і Кадмію. Так, на відміну від Цинку і Кадмію, існує ряд похідних йона Нg, в яких атоми Меркурію сполучені між собою ковалентними зв'язками Нg—Нg, тобто знову виникає псевдоінертногазова конфігурація 6s². Йони Нgстійкі у водних розчинах.

Вміст Цинку у земній корі становить 2∙10^-2%. У вільному стані Zn як активний метал у природі не існує. Трапляється він у вигляді цинкової обман­ки ZnS, значно рідше — у вигляді мінералу галмею, або смітсоніту, ZnСО,. Цинк входить до складу деяких рослин (у подорожнику його -0,02 %, у фіалці -0,05%). У людському організмі Цинк накопичується у зубах (-0,02 %). Цинк виявлено в складі панцирів деяких тварин, наприклад черепах.

Природний цинк — це суміш п'яти стабільних ізотопів з масовими числами 64, 66—68, 70.

Для добування цинку збагачений концентрат 2п8 випалюють:

2ZnS + 3О₂= 2ZnО + 2SО₂.

Оксид цинку, що утворився, відновлюють вуглецем:

ZnО + С = Zn + СО.

Якщо цинкові руди містять невеликі кількості цинку, то їх переробляють гідрометалургійним способом. Руду, що містить ZnО, випалюють, а потім обробляють розбавленим розчином Н₂SО₄:

ZnО + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О.

Добутий розчин ZnSО₄ піддають електролізу: на алюмінієвих катодах виділяється цинк, аноди виготовлені із свинцю, в процесі електролізу вони не руйнуються. Завдяки низькій температурі кипіння (906°С) цинк можна очищати перегонкою.

Світовий видобуток цинку досягає кількох мільйонів тонн на рік.

Цинк—голубувато-сріблястий метал, досить м'який, крихкий, кристалізується в гексагональних ґратках, плавиться за температури 419°С. Цинк на повітрі вкривається захисною плівкою (плівка містить і карбонат).

Цинк знаходить широке застосування. Ним вкривають поверхні залізних і стальних виробів, його використовують для виготовлення сплавів (латуні, дюралю), друкарських кліше, гальванічних елементів. Цинк застосовується як відновник під час добування силіцію, бору.

Цинк, згідно з його розміщенням у ряду електрохімічних потенціалів, нале­жить до хімічно активних металів, він легко розчиняється у кислотах і лугах:

Zn + 2НСІ + 4Н₂О = [Zn(Н₂О)₄]СІ₂ + Н₂↑;

Zn + 2NaОН + 2Н₂О =Na₂[Zn(ОН)₄] + Н₂↑.

Вода майже не діє на цинк, хоча він стоїть у ряду електрохімічних потен­ціалів до водню. Пояснюється це тим, що гідроксид цинку, який утворюється на поверхні цинку під час взаємодії його з водою, практично не розчиняється у воді.

Під час нагрівання цинкового пилу в кисні цинк займається і горить зеленкувато-білим полум'ям з утворенням оксиду ZnО білого кольору. Оксид цинку досить стійкий проти дії води і повітря, тому його використовують як білу фарбу (цинкове білило), а також вводять до складу пудри. Значна кількість ZnО використовується у фармацевтичній промисловості для виготовлення присипок, гігієнічних паст, мазей. ZnО застосовується як каталізатор синтезу органічних речовин.

Оксид цинку у воді не розчиняється, відповідний йому гідроксид Zn(ОН)₂ можна добути непрямим способом під дією на розчинні солі Цинку лугів.

Zn(ОН)₂, як і ZnО,— амфотерна сполука. Взаємодіючи з розчинами лугів, утворює гідроксоцинкати (наприклад, Na₂[Zn(ОН)₄]), під час сплавляння з лугами або основними оксидами — цинкати (Ме₂ZnO₂).

Завдяки утворенню гідроксоцинкатів, а також згідно з положенням у ряду електрохімічних потенціалів, цинк взаємодіє з розчинами лугів із виділенням водню.

Цинк здатний до комплексоутворення. Особливо стійкими є комплексні аміакати цинку. Гідроксид цинку розчиняється в аміаку з утворенням комп­лексного йона [Zn(NН₃)₄]²⁺:

Zn(ОН)₂ + 4NH₃ = [Zn(NН₃)₄](ОН)₂.

Внаслідок цієї реакції утворюється комплексна основа, яку за ступенем дисоціації можна віднести до лугів.

Цинк виявляє підвищену реакційну здатність до галогенів і сірки.

Галогеніди цинку добувають прямим синтезом, а також під час взаємодії оксиду цинку з галогеноводневими кислотами. Сполуки типу ZnГ₂ добре розчиняються у воді за винятком ZnF₂. Галогеніди цинку мають сольову природу і як солі слабкої кислоти у водних розчинах сильно гідролізують.

Хлорид цинку на повітрі розпливається, приєднуючи дві молекули води, і набуває властивостей кислоти:

ZnС1₂ + 2Н₂О = Н₂[Zn(ОН)₂СІ₂].

Концентрований розчин хлориду цинку («травлена» хлоридна кислота) використовується для очищення поверхонь металів під час паяння.

Кислота Н₂[Zn(ОН)₂С1₂] здатна розчиняти клітковину, тому концентровані розчини 2пС1₂ використовуються у виробництві рослинного пергаменту.

Під дією аміаку на галогеніди цинку утворюються амінокомплекси:

Прямим синтезом або під дією сірководню на розчини солей Цинку можна добути білий сульфід цинку ZnS. Він існує у двох кристалічних модифікаціях, використовується як складова частина малярської фарби ліпотон. ZnS у воді не розчиняється.

Завдяки акцепторній здатності йонів Zn²⁺ Цинк утворює ряд комплексних сполук. Для комплексних сполук Цинку характерне координаційне число 4 і тетраедричне розміщення лігандів. Можуть утворюватись також комплексні сполуки Цинку з координаційним числом 6. Найбільш поширені аміакати та галогеніди цинку.

З аміаком і водою йони Цинку утворюють катіони [Zn(Н₂О)₄]²⁺ [Zn(NH₃)₄]²⁺та нейтральні [ZnС1₂∙2Н₂О], [ZnС1₂ ∙NH₃] комплекси. Досить міцними є аквакомплекси Цинку. Саме тому з водних розчинів виділяються кристалогідрати розчинних солей Цинку: Zn(NО₃)₂ ∙ 6Н₂О, ZnSО₄ ∙ 7Н₂О, ZnSО₃ ∙7Н₂О тощо.

Із водних розчинів галогенідів та псевдогалогенідів цинку можна виділити комплексні солі К₂[Zn(СN)₄], Сs₂[ZnС1₄].

Слід зазначити, що здатність Цинку до комплексоутворення нижча, ніж його аналогів — Кадмію і Меркурію.

Вміст Кадмію у земній корі становить 1,3∙10^-5%. У вільному стані Кадмій не трапляється. Основний мінерал Кадмію — сульфід СdS, частіше Кадмій як домішка входить до складу поліметалічних руд.

Для Кадмію відомо вісім ізотопів з масовими числами 106, 108, 110—114, 116, з яких найпоширенішими є: ¹¹²Сd(24,1%) та ¹¹⁴Сd(28,9%). Ядра атомів Кадмію здатні активно поглинати теплові нейтрони.

Кадмій у промисловості добувають з відходів цинкового виробництва. Для цього їх обробляють сульфатною кислотою, а потім витісняють металічний кадмій з його сульфату цинком:

СdSО₄ + Zn = ZnSО₄ + Сd

Металічний кадмій очищають від цинку, переплавляючи його під шаром розплавленого лугу, який з цинком утворює цинкат. Кадмій високого ступеня чистоти добувають вакуумною дистиляцією. Щорічне світове виробництво кадмію досягає десятків тисяч тонн.

Кадмій — сріблясто-білий метал, м'який, ковкий, в'язкий, кристалізується в гексагональних ґратках, плавиться за температури 321°С. Кадмій стійкий проти дії повітря завдяки наявності оксидної плівки, що утворюється на поверхні металу.

Кадмій використовується для нанесення захисних покриттів на поверхні залізних і стальних виробів. Кадмій, на відміну від цинку, стійкий проти дії лугів. Близько 10 % кадмію йде на виробництво сплавів. Кадмій завдяки великому поперечному перерізу захоплення нейтронів використовується для виготовлення аварійних стержнів для ядерних реакторів.

Кадмій досить активний метал, однак його активність нижча, ніж цинку. У сполуках Кадмій виявляє ступінь окиснення тільки +2.

Кадмій у лугах практично не розчиняється, а в кислотах розчиняється менш енергійно, ніж цинк. У розбавлених розчинах НС1 і Н₂SО₄ кадмій розчиняється з виділенням водню досить повільно:

Сd + 2НС1 = СdСl₂ + Н₂↑,

у розбавленому розчині нітратної кислоти — значно краще:

_{0 +5 +2 +1}

4Сd + 10HNO₃ = 4Сd(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5Н₂О.

Під час нагрівання кадмій інтенсивно взаємодіє з активними неметалами, в атмосфері кисню горить з утворенням оксиду Сd, що має кристалічні ґратки типу NaС1, забарвлений у коричневий колір. Оксид кадмію у воді не розчиняється, добре розчиняється у кислотах з утворенням солей, виявляє основні властивості.

Солі Кадмію здебільшого безбарвні; більшість із них у воді не розчиня­ється, за винятком Сd(NО₃)₂, СdС1₂, СdSО₄, Сd I ₂.

Під дією лугів на розчинні солі Кадмію утворюється гідроксид кадмію Сd(ОН)₂, який виявляє основні властивості і, на відміну від Zn(ОН)₂, в лугах практично не розчиняється. Сd(ОН)₂ дещо розчиняється в дуже концентрова­них розчинах лугів, добре розчиняється в кислотах. NН₄ОН з йонами Сd²⁺ утворює осад Сd(ОН)₂, здатний розчинятися в надлишку аміаку з утворенням досить стійкого безбарвного комплексного йона [Сd(NН₃)₄]²⁺ :

Сd(OН)₂ + 4NH₃ = [Сd(NH₃)₄]²⁺ + 2OH^-

Здатність Кадмію до комплексоутворення вища, ніж Цинку. Для комп­лексних сполук Кадмію найхарактернішим є координаційне число 4 і тетра­едричне розміщення лігандів. Проте Кадмій може також утворювати сполуки з координаційним числом 6. Йони Сd²⁺ здатні утворювати аквакомплекси, однак для Кадмію стійкішими є аміакати, галогеніди і псевдогалогеніди.

Завдяки здатності йонів Сd² до утворення катіонних аквакомплексів типу [Сd(Н₂О)₄]²⁺ та [Сd(Н₂О)₆]²⁺ під час кристалізації розчинних солей Кадмію з водних розчинів утворюються кристалогідрати Сd(NO₃)₂ ∙ 4Н₂О, Сd(СlO₄)₂ ∙ 6Н₂О, 3СdSО₄ ∙ 8Н₂О.

Галогеніди кадмію можна добувати прямим синтезом, а також під дією на оксид кадмію галогеноводневих кислот. Галогеніди кадмію — слабкі електроліти. Хімічний зв'язок між атомами у молекулі галогеніду кадмію, як і взагалі в галогенідах елементів підгрупи Цинку, наближається до ковалентного. Безводні галогеніди СdГ₂ добре приєднують аміак з утворенням сполуки CdГ₂ ∙ 2NH₃. Проте в разі надлишку аміаку найлегше утворюються комплекс­ні сполуки з координаційним числом 4 або 6: [Сd(NНз)₆]F₂, [Сd(NН₃)₄]Вr₂.

Під дією ціаніду калію на розчин солі Кадмію утворюється білий осад ціаніду кадмію Сd(СN)₂, який здатний розчинятися у надлишку реактиву з утворенням досить міцного комплексного йона [Сd(СN)₄]^2- (К_нест= 1,4∙10 ^-19).

Сульфід кадмію СdS, що має жовте забарвлення, можна добути прямим синтезом (Кадмій має більшу спорідненість до Сульфуру, ніж до Оксигену) або під дією Н₂S на розчини солей Кадмію. СdS не взаємодіє з розбавленими розчинами кислот. Сульфід кадмію розчиняється в гарячих хлоридній і сульфатній кислотах, найлегше розчиняється під час нагрівання в нітратній кислоті:

_{-2 +5 +2 0}

3СdS + 8НNО₃ = 3Cd(NO₃)₂ + 2NО↑ + 3S↓ + 4Н₂О.

Сульфід кадмію вважається найкращою жовтою фарбою. Розчинні сполуки Кадмію отруйні.

Вміст Меркурію у земній корі становить 8,3 ∙ 10^-6 %. Меркурій зрідка трапляється у вільному стані, а також у вигляді сульфідного мінералу червоного кольору — кіноварі НgS.

Відомо сім природних стабільних ізотопів Меркурію з масовими числами 196, 198—202, 204, найпоширенішими з яких є ²⁰⁰Нg (23,1 %) та ²⁰²Нg (29,8 %).

Ртуть добувають випалюванням кіноварі:

НgS+O₂=Нg+S O₂

Металічна ртуть утворюється відразу ж, оскільки НgO — сполука нестій­ка. Ртуть очищають від домішок промиванням 20%-м розчином НNO₃; домішки (крім Аu і Аg) переходять у розчин. Ртуть високого ступеня чистоти добувають вакуумною дистиляцією або електролізом.

Світове виробництво ртуті становить близько 10 тис. т на рік.

Ртуть — єдиний метал, що за кімнатної температури перебуває у рідкому стані (температура плавлення -38,8 °С), вона має сріблястий блиск, летка. Пара ртуті дуже отруйна; при роботі з ртуттю слід бути дуже обережним!

Ртуть здатна розчиняти багато металів з утворенням рідких або твердих сплавів — амальгам. Часто під час взаємодії металів з ртуттю утворюються хімічні сполуки — інтерметаліди. Натрій з ртуттю утворює сім сполук різного складу.

Унікальні властивості ртуті роблять її надзвичайно важливою в ряді галузей техніки і в наукових дослідженнях. Багато ртуті витрачається для добування лугів і хлору (електроліз NaCl з ртутним катодом).

Амальгами натрію широко застосовують як відновник, амальгами срібла й олова — для пломбування зубів. Оскільки залізо з ртуттю амальгам не утворює, її можна зберігати в сталевому посуді.

За властивостями ртуть сильно відрізняється від цинку і кадмію. З металів підгрупи Цинку ртуть найменш активна. Внаслідок особливої стійкості 6s²-елек-тронної конфігурації зовнішнього електронного шару атомів Меркурію по­тенціал йонізації його атомів дуже високий. Тому на відміну від Цинку і Кад­мію сполуки Меркурію здебільшого малостійкі. Меркурій — єдиний елемент, що утворює кластерний (багатоядерний) катіон Нgстійкий у водному роз­чині. Меркурій у сполуках, на відміну від Цинку і Кадмію, виявляє ступені окиснення +1 і +2. Сполуки зі ступенем окиснення +1 містять катіон Н g

На противагу сполукам Цинку, які не дуже отруйні, сполуки Меркурію надзвичайно отруйні!

Ртуть у ряду електрохімічних потенціалів розміщена після водню, отже. вона здатна розчинятися тільки в кислотах-окисниках. У цьому разі можуть утворюватись похідні як Нg(ІІ), так і Нg(I):

3Нg + 8НNO₃ (розб.) = 3Нg(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂О;

6Нg+ 8НNO₃ (розб.) = 3Нg₂(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂О.

Сполуки Меркурію легко відновлюються. Під час відновлення Нg²⁺ спочатку утворюється Нg, а потім Нg⁰ :

2НgС1₂ + SnС1₂ = Нg₂Сl₂↓ + SnCl₄;

Нg₂С1₂ + SnС1₂ = 2Нg ↓ + SnС1₄.

Деякі сполуки Меркурію, що містять катіон Нg, нестійкі і в момент утворення відразу ж переходять у суміш сполук Меркурію(ІІ) і високодисперсної ртуті. Наприклад:

_{+1 +2 0}

Нg(NO₃)₂ + 4КІ = К₂[НgІ₄] + НgІ + 2КNO₃.

Гідроксид меркурію (ІІ) — сполука нестійка і розкладається на оксид меркурію(ІІ) і воду. НgO — основний оксид, однак його основні властивості виражені слабко. Тому більшість солей Меркурію(ІІ) здатні гідролізувати.

Порівняно з цинком і кадмієм, ртуть окиснюється гірше. Під час нагріван­ня ртуті до 300°С в атмосфері кисню утворюється оксид меркурію(ІІ) НgO. що має червоне забарвлення. За вищої температури НgО починає розкладатись на ртуть і кисень.

Однією з особливостей Меркурію є те, що для нього не відомі гідроксиди: під дією лугів на розчини солей Меркурію(І) утворюється осад Нg₂O, а на розчин солей Меркурію(Н) — НgO.

Ртуть, як і її аналоги, виявляє підвищену активність до дії галогенів. У разі безпосередньої взаємодії ртуті з галогенами утворюються галогеніди Нg Г₂ (Н₂ Г₂).

Хлорид меркурію(П), або сулема, НgСІ₂ — це безбарвна речовина, яка порівняно мало розчиняється у холодній воді (6,6 г в 100 г Н₂О за темпе­ратури 20 °С) і добре у киплячій (58 г в 100 г Н₂О). У молекулах галогенідів меркурію, як і в молекулах інших сполук, досить велика частка ковалентного зв'язку. Сулема НgС1₂ легко сублімується. Хлорид меркурію(ІІ) має молекулярні ґратки. На відміну від більшості солей інших металів, НgС1₂ є слабким електролітом, водні розчини цієї сполуки погано проводять електричний струм, гідролізують незначною мірою. Слабкими електролітами є також інші солі Меркурію(П), а Нg(СN)₂ взагалі неелектроліт.

Хлорид меркурію(І), або каломель, Нg₂С1₂, на відміну від НgС1₂, у воді не розчиняється. Його добувають у вигляді білого порошку під час нагрівання суміші НgС1₂ з ртуттю:

НgС1₂ + Нg= Нg₂С1₂.

Під дією йодиду калію на солі Меркурію(І) утворюється оранжево-червоний осад йодиду меркурію(ІІ) НgI₂, який розчиняється у надлишку йодиду калію з утворенням безбарвної комплексної солі К₂[НgІ₄]:

Нg1₂ + 2КІ = К₂[НgІ₄].

Аналогічні комплексні сполуки утворює Меркурій(ІІ) з йонами СN^- і SCN^-. Галогенідні і псевдогалогенідні комплексні сполуки Меркурію надзвичайно міцні. Найвищу здатність до комплексоутворення з галогенід- та псевдогало-генід-іонами виявляє Меркурій (порівняно з його аналогами).

Особливо активно ртуть взаємодіє з сіркою. Реакція відбувається навіть на холоді. Це можна пояснити великою міцністю зв'язку Нg — S і рідким агрегат­ним станом ртуті, що полегшує контакт з сіркою. Тому для зв'язування дрібних часточок розлитої ртуті на якійсь поверхні її обробляють сірчистим цвітом.

Сульфід меркурію НgS— досить стійка сполука. Вона не розчиняється в хлоридній кислоті, розчиняється тільки в царській воді під час кип'ятіння або ^в хлоридній кислоті за наявності окисника. Розчинення в царській воді Відбувається внаслідок утворення стійкого хлорокомплексу [НgСl₄]^2- :

_{-2 +5 +6 +2}

3НgS+8HNO₃+12HCl = 3H₂[HgCl₄]+3 H₂SO₄+8NO↑+4H₂O

Роданід (тіоціанат) амонію з солями Меркурію(ІІ) утворює білий осад роданіду (тіоціанату) меркурію Нg(SCN)₂. Осад розчиняється у надлишку роданіду амонію з утворенням комплексної сполуки (NН₄)₂[Нg(SCN)₄].

Своєрідна реакція відбувається під час нагрівання роданіду (тіоціанату) меркурію(П): _t

2Нg(SCN)₂ = 2НgS + С₃N4 + СS₂.

Якщо запалити сіль Нg(SСN)₂, починає утворюватися й горіти сірко­вуглець, а теплота, що виділяється при цьому, викликає розкладання решти солі. НgS, що має чорне забарвлення, і С₃N₄, забарвлений у жовтий колір, виділяються у вигляді дуже об'ємної пухкої маси незвичайної форми («фараонові змії»).

Порівнюючи катіони Нg²⁺ і Нg₂²⁺ за їх здатністю до комплексоутворення, легко помітити, що для Нg²⁺ вона значно вища, тому сполуки Меркурію(і) менш стійкі, ніж сполуки Меркурію(ІІ). Під дією окисників вони легко переходять у сполуки Меркурію(ІІ), а під час нагрівання або під дією надлишку активних лігандів піддаються диспропорціонуванню. Так, оксид меркурію(І) Нg₂О частково розкладається вже за звичайної температури:

Нg₂O = НgO + Нg,

а під дією надлишку йодиду калію на осад Нg₂I₂ відбувається реакція

_{+1 +2 0}

Нg₂І₂+2КІ = К₂[НgI₄] + Нg.

Солі Меркурію(І) найкраще зберігаються у сухому вигляді. У розчині їх можна зберегти лише разом з металічною ртуттю.

Ферум Fе, Кобальт Со та Нікол Ni знаходяться в бічній підгрупі VIII групи періодичної системи Д. І.Менделєєва. Їх властивості близькі одна до одної та суттєво відріз­няються від властивостей інших шести елементів підгрупи. Тому їх об'єднують у сімейство Феруму, а дві інші тріади: Рутеній Ru — Родій Rh — Паладій Рl та Осмій Оs — Іридій Іr — Платина Рt — об'єднують у сімейство платинових металів.

В основному стані атоми елементів тріади мають наступну будову зовнішніх шарів електронних оболонок:

В утворенні хімічних зв'язків беруть участь 2 електрони s-підрівня (більш характерно) та d-електрони попередзовнішнього апідрівня (менш характерно).

Для атомів Fе та Со в сполуках характерні ступені окиснення +2 та +3, для Nі +2,рідко +3, +4. Це пояснюється тим, що з ростом заряду ядра притягання до нього елект­ронів підсилюється в ряду Ре — Со — Ni. Це призводить до стабілізації ступеня окиснення +2. Для Феруму відомий ступінь окиснення +6 (К₂Fе O₄), який не відмічений у Со таNi.

Fе, Со, Ni — сріблясто-білі метали з високими температурами плавлення, міцні та ковкі, усі вони феромагнетики.

За хімічною активністю елементи тріади феруму відносяться до металів середньої активності. При нагріванні й особливо в порошкоподібному стані вони досить енергійно взаємодіють з неметалами (О₂, S, С1₂, Вr₂, Р, Sі, В

і т. д.).

Розведені соляна та сірчана кислоти легко розчиняють Fе та Со, а Ni — при нагріванні (в ряду напруг металів Fе, Со, Nі стоять ліворуч Гідрогену). Концентровані Н₂SО₄ та HNО₃ їх пасивують.

Для всіх елементів тріади характерне утворення комплексів з координаційним числом 6: Nа₄[Fе(СN)₆], [Со(NН₃)₆]С1₃, [Ni(NН₃)_б]С1₂.

До побічної підгрупи VIII групи належать елементи Ферум Fе, Кобальт Со, Нікель Ni, Рутеній Ru, Родій Rh, Паладій Pd, Осмій Оs, Іридій Іr, Платина Рt.

Атоми Fе, Ru і Оs мають (n-1)s²(п–1)р⁶(п-1)d⁶ns²-електронну конфігурацію зовнішніх електронних шарів, а атоми Ni, Fd і Рt — (п - 1)s²(п - 1)р⁶ (п - 1)d⁸ns² або (n- 1)s²(п–1) р⁶(п- 1)d¹⁰ns⁰ Отже, за числом d-електронів атоми Ре, Ки, Оз подібні до атомів елементів підгрупи Мангану, а атоми Ni, Рd і Рt — до атомів елементів підгрупи Купруму. Цим і визначається хімічна природа зазначених елементів, тобто їхня хімічна активність повинна змінюватись у такій самій послідовності, як і в елементів побічних підгруп І та VII груп—послаблюватись зі збільшенням протонного числа атомів елементів.

У тріадах металів восьмої групи (Fе, Со, Nі; Ru, Rh, Рd; Оs, Іr, Рt) зліва направо внаслідок ефекту d -стиснення радіуси атомів дещо зменшуються, що зумовлює послаблення активності елементів.

Найактивнішими є Ферум, Рутеній і Осмій, які здатні утворювати сполуки з вищими ступенями окиснення, найпасивнішими серед елементів своїх рядів — Нікол, Паладій і Платина, що не утворюють сполук з високими ступенями окиснення. Активність елементів Осмію, Іридію і Платини крім ефекту d-стиснення визначається також ефектом лантаноїдного стиснення, тому ці елементи за властивостями дуже подібні до відповідних металів 5-го періоду.

Метали родини Феруму (залізо, кобальт, нікель) досить активні, на відміну від інших металів VIII групи, тому їх виділяють в окрему родину (фероїди), а метали двох інших тріад подібні між собою і до платини, тому їх об'єднують у родину платинових металів (платиноїди).

Відмінність у хімічній активності елементів родин Феруму і платинових металів позначилась також на їхній геохімічній характеристиці. В той час як метали родини Феруму перебувають лише у зв'язаному стані, платинові трапляються як в одних і тих самих рудах, так і"в самородному стані.

Деякі властивості елементів родини Феруму подано в табл. 5.2.3.

Таблиця 5.2.3.

Деякі властивості елементів та простих речовин родини Феруму

Ферум — четвертий елемент (після О, Sі, Аl) за поширенням у земній корі (4,65 %). Іноді трапляється в природі у вільному стані (метеоритного походження).

Залізо добувають в основному з руд: магнітного залізняку Fе₃О₄, червоного залізняку Fе₂О₃, бурого залізняку Fе₂О₃ ∙ nH₂О, сидериту FеСО₃, піриту FеS₂, арсенопіриту FеАsS.

Кобальт і Нікол менш поширені у природі: їх вміст у земній корі стано­вить відповідно 3∙10³ і 8∙10^-3%. Прості речовини цих елементів (метали) трапляються в сплаві з залізом у метеоритах. Найважливішими мінералами Со і Ni є: кобальтин СоАsS, шпейсовий кобальт СоАs₂, залізонікелевий колчедан (Fе, Ni₉S₈, нікелін NіАs, арсенонікелевий блиск NiAsS тощо.

Природний Ферум складається з чотирьох стабільних ізотопів. Кобальт у природі існує у вигляді одного стабільного нукліда ⁵⁹Со, Нікол — у вигляді п'яти.

В організмі людини міститься близько 3г Феруму, здебільшого він вхо­дить до складу гемоглобіну крові. Недостатня кількість Феруму в організмі людини зумовлює недокрів'я. Кобальт теж є дуже важливим елементом, що забезпечує нормальну життєдіяльність живих організмів, він входить до скла­ду кровотворного вітаміну В₁₂.

Нікол, на відміну від Феруму і Кобальту, отруйний. Вважають, що Нікол у мізерних кількостях може відігравати роль каталізатора різних процесів у живому організмі.

Для технічних цілей потрібне в основному залізо, що містить близько 1 % вуглецю (сталь). Сталь виплавляють у два етапи: спочатку відновлюють заліз­ну руду надлишком вуглецю і добувають сплав, що містить 3 – 4 % С (чавун), потім виплавляють сталь, видаляючи з чавуну надлишок вуглецю.

Чавун виплавляють у доменних печах, які мають форму зрізаного конуса і футеровані зсередини вогнетривкою цеглою. Висота печей досягає 30 м, вну­трішній діаметр — близько 12м. На рис. 5.2.4 схематично зображено розріз доменної печі та зазначено основні стадії процесу виплавляння чавуну. Верх­ня половина печі (див. рис. 5.2.4,a)називається шахтою. Шахта закінчується отвором — колошником. Колошник закривається колошниковим затвором — рухомим конусом. Нижня частина доменної печі — горно, найширша, вона називається розпаром. Доменна піч працює за принципом протитечії: шихта рухається зверху вниз, а нагріті гази — знизу вгору.

У доменну піч шарами завантажують кокс і агломерат — відповідно під­готовлену руду, спечену з флюсами. Через спеціальні отвори в горні (фурми) вдувають гаряче повітря або кисень для підтримування горіння і потрібної для виплавляння чавуну температури. У горні вугілля згоряє з утворенням СО₂, який, проходячи крізь верхні шари розжареного коксу, перетворюється на СО. Оксид карбону(П) відновлює більшу частину руди, окиснюючись знову до СО₂ (див. рис. 5.2.4,б)

б

Рис. 5.2.4. Схема доменної печі (а)та хімічні реакції, що відбуваються в різних частинах доменної печі (б)

Окремі стадії процесу виплавляння чавуну можна виразити таким сумар­ним рівнянням: Fе₂О₃ + 3СО = 2Fе + 3СО₂.

Процес відновлення залізної руди відбувається в основному у верхній час­тині шахти.

Оскільки пустою породою в руді є здебільшого тугоплавкий оксид силіцію (ІV) SіО₂, то як флюс, що утворює з пустою породою порівняно легко­плавкий шлак, беруть СаСО₃, який під час взаємодії з Si₂ дає СаSіО₃ у вигляді шлаку. Крім силікатів у шлак переходять сполуки Сульфуру та Фосфору, завдяки чому чавун звільняється від шкідливих домішок.

Під час відновлення руди залізо, що утворилося, поступово опускається в розпар, температура в якому значно вища, і розчиняє в собі вуглець, утворю­ючи чавун.

Так задута доменна піч безперервно працює протягом кількох років. У піч добавляють нові порції шихти в міру їх опускання. В сучасній доменній печі за рік можна виплавити близько 1 млн.т. чавуну.

Чавун дуже крихкий метал, що зумовлено великим вмістом у ньому вугле­цю — 4—5 %.

Є кілька способів виплавляння сталі з чавуну. Невеликі кількості сталі виплавляють у конвертерах за конвертерним,або бесемерівським,способом, згідно з яким розплавлений чавун наливають у конвертер і продувають крізь метал повітря. Внаслідок перебігу процесу окиснення окиснюється частина С до СО₂, деякі домішки (Р, S, Sі тощо) і частково залізо. Оксиди фосфору, реагуючи з СаО або МgO, що добавляються до шихти, утворюють шлак, який використовується як добриво.

За мартенівським способом виплавляння сталі чавун розплавляють у полу-меневій відбивній печі, в яку завантажують й, крім чавуну, стальний брухт, що потребує переплавки, і деяку кількість залізної руди. В піч вводять також попередньо нагріті повітря і паливо.

Під час згоряння палива температура в печі досягає 1800—1900 °С, що достатньо для розплавляння матеріалів, завантажених у піч. Щоб добути сталь певного складу, в розплав вводять різні добавки. Домішки вигоряють за рахунок кисню повітря.

Конвертерний спосіб значно дешевший і використовується ширше. Однак якість сталі, виплавленої бесемерівським способом, нижча, ніж мартенівської.

Значно прискорюється виробництво і підвищується якість металу у разі застосування кисню: на певних етапах конвертерного і мартенівського про­цесів крізь метал продувають чистий кисень або повітря, збагачене киснем.

Сучасним способом виплавляння сталі є виплавляння її в електричних печах.

Незалежно від способу виплавляння рідка сталь завжди містить деяку кількість розчиненого кисню (до 0,1 %), що призводить до погіршення меха­нічних характеристик сталі. Тому процес виплавляння сталі завершують и розкисненням, добавляючи розкисники (манган, алюміній, силіцій, титан), які активно сполучаються з киснем.

Добре розкиснена сталь твердне без виділення газів, спокійно. Тверду сталь добувають у вигляді зливків.

На відміну від чавуну, сталь пластична, твердість її залежить від вмісту вуглецю: м'яка сталь містить до 0,3, а тверда — від 0,3 до 2,7 % С. М'яку сталь легко перетворити на ковке залізо.

Чисте залізо добувають у вигляді порошку відновленням його оксидів вод­нем або термічним розкладанням карбонілу феруму Fе(СО)₅. Різні вироби з заліза виготовляють методом порошкової металургії. Чисте залізо містить до 0,0002 % домішок.

Процес добування кобальту і нікелю дещо складніший, ніж технічного заліза.

Під час випалювання арсеносульфідних руд утворюється суміш оксидів ніколу та кобальту з домішками оксидів інших металів. Продукти випалю­вання обробляють хлоридною кислотою і після фільтрування осаджують сульфіди важких металів (СuS, PbS, Ві₂S₃) сірководнем. У розчині залиша­ються хлориди ніколу, феруму, кобальту. Суміш розчинних солей фільтрують і обробляють хлорним вапном і вапняною водою; внаслідок чого осаджується кобальт у вигляді Со(ОН)₃:

_{+2 +1 +3 -1}

2СоС1₂ + Са(ОС1)С1 + Н₂О + 2Са(ОН)₂ = 2Со(ОН)₃↓ + ЗСаС1₂.

Осад Со(ОН)₃ відфільтровують, висушують, прожарюють, а оксиди Со₂О₃ і СоО, що утворились, відновлюють.

З фільтрату можна осадити Нікол. який окиснюється за вищих значень рН, ніж Кобальт. Для цього, крім хлорного вапна як окисника, до фільтрату додатково добавляють вапняну воду. Нікол також осаджується у вигляді Ni(ОН)₃, який просушують, переводять в оксид і відновлюють.

Світове щорічне виробництво кобальту становить декілька десятків тисяч тонн, нікелю — сотні тисяч тонн.

Нові методи переробки кобальто-нікелевих руд грунтуються на обробці їх сумішшю Н₂SО₄ і НNO₃ в автоклаві з наступним розділенням солей металів катіонним методом або екстракцією.

Залізо, кобальт, нікель мають сріблястий блиск, зберігають стійкість на повітрі до 400—700 °С завдяки наявності на їхній поверхні захисної оксидної плівки. Найстійкішим проти дії окисників є нікель, тому він широко викорис­товується для антикорозійного покриття інших металів. Найменш стійким проти дії окисників є залізо. У високодисперсному стані Fе, Со, Ni пірофорні — здатні самозайматися на повітрі. Хімічно чисте залізо — м'який пластичний метал, м'якший за золото і срібло. Кобальт значно твердіший, ніж залізо і нікель.

У заліза, кобальту і нікелю різко виражена парамагнітність, вони притягу­ються магнітом, намагнічуються і тому називаються феромагнітними. Нікель має нижчу феромагнітність, ніж кобальт і залізо.

За густиною, температурами плавлення і кипіння метали родини Феруму дуже подібні між собою, вони пластичні і здатні проводити електричний струм.

Залізо існує у вигляді чотирьох алотропних видозмін (α-, β-, γ-, δ-залізо), кожна з яких має певний інтервал термодинамічної стійкості.

Наявність навіть невеликих кількостей домішок інших елементів у залізі, кобальті, нікелі призводить до різкої зміни механічних і фізико-хімічних властивостей цих металів. Крім цього, на властивості металів значною мірою впливає термічна і механічна обробка.

Залізо та його сплави становлять основу сучасної техніки. Нікол є однією з найважливіших легуючих добавок до сталей, залізо — основа чорної мета­лургії. Кобальт почали застосовувати порівняно недавно у вигляді спеціаль­них сплавів: це сплави типу побідиту, що складаються з карбідів вольфраму і молібдену на кобальтовій основі. Постійні магніти виготовляють із сплаву заліза з алюмінієм, нікелем і кобальтом (сплав алніко), який має феромагнітні властивості. Широко використовуються жаростійкі сплави на основі нікелю (ніхром, що містить Nі, Сr тощо). Із мідно-нікелевих сплавів, наприклад, мельхіору, виготовляють монети, ювелірні прикраси.

Високомагнітні (містять 45—80 % Nі) та немагнітні (1—25 % N1) сталі, леговані хромом, використовують у приладобудуванні. Fе, Со, Ni та сполуки цих металів служать каталізаторами. Високодисперсний нікель каталізує про­цес гідрування органічних сполук, зокрема жирів.

Залізо, кобальт і нікол — метали середньої хімічної активності. Для них характерні ступені окиснення +2 і +3. Збільшення заряду ядра атомів цих елементів (посилення притягання до нього електронів) зумовлює стабілізацію ступеня окиснення +2 у разі переходу від Fе до Ni. Отже, з металів родини Феруму найлегше виявляє ступінь окиснення +3 Ферум. Нікол здебільшого виявляє ступінь окиснення +2.

Під час нагрівання метали родини Феруму здатні безпосередньо сполуча­тися з сіркою, галогенами, киснем, фосфором. Сухий хлор із залізом не взає­модіє, тому його зберігають у стальних балонах. За наявності вологи метали родини Феруму енергійно взаємодіють з хлором:

2Fе + 3Сl₂ = 2FеС1₃; Со + Сl₂ = СоСl₂; Ni + Сl₂ = NiС1₂.

З сіркою залізо, кобальт і нікель утворюють сульфіди МеS, що мають чорне забарвлення.

З воднем метали родини Феруму не утворюють стехіометричних сполук, однак вони здатні вбирати значні кількості водню, особливо в високодисперс­ному стані. Найкраще вбирає водень високодисперсний нікель, який утворює продукт, близький за складом до NіН₂. Утворення таких металічних фаз зумов­лює високу каталітичну активність металів родини Феруму (особливо нікелю).

За невисоких температур залізо, кобальт, нікель утворюють з азотом ніт­риди Fе₂N, СоN, Nі₃N₂ тощо, проте в разі сильного нагрівання ці сполуки розкладаються.

Метали родини Феруму виявляють малу активність стосовно вуглецю. Ферум утворює Fе₃С, який стійкий лише за високих температур, малостійкий карбід може утворювати Кобальт. Для Ніколу карбіди не добуті.

Для Fе, Со, Ni характерне утворення карбонілів. Карбоніли Fе(СО)₅ і Со₂(СО)₈ добувають, діючи оксидом карбону(II) на порошкоподібні метали за підвищеного тиску і температури 100—200 °С. Нікель утворює сполуку Nі(СО)₄ і за атмосферного тиску. Ферум, Кобальт і Нікель у карбонілах вияв­ляють формальний нульовий ступінь окиснення.

Всі карбоніли дуже отруйні. Вони мають молекулярні кристалічні ґратки, практично не розчинні у воді, добре розчиняються в органічних розчинниках. Стандартні електродні потенціали φ°₂₉₈ заліза, кобальту і нікелю відповід­но дорівнюють -0,44, -0,28 і -0,25 В, отже, ці метали повинні легко розчиня­тися в кислотах-неокисниках з утворенням солей Ме²⁺ і Н₂. Солі Ме³⁺ внаслідок перебігу цього процесу утворюватися не можуть, оскільки водень у момент виділення відновив би Ме³⁺ до Ме²⁺. Найлегше розчиняється у кисло­тах-неокисниках залізо, найважче — нікель. У концентрованих HNО₃ і Н₂SО₄ залізо пасивується.

Метали родини Феруму стійкі проти дії розчинів і навіть розплавів лугів. У водному середовищі метали родини Феруму майже не кородують, най стійкі-ший проти корозії нікель. Стійкість заліза проти корозії залежить від ступеня його чистоти. Залізо високого ступеня чистоти не піддається корозії. Технічне залізо у вологому повітрі легко окиснюється і вкривається іржею.

Залізо, кобальт і нікель у подрібненому стані здатні самозайматися на повітрі за звичайних умов.

Найважливішими із сполук елементів родини Феруму є оксиди та солі. Добуто багато сполук, у яких елементи Fе, Со, Ni виявляють ступінь окиснен­ня +2, ці сполуки стійкі у водних розчинах. Поряд з подібністю властивостей розглянутих елементів існує певна закономірність у їх зміні від Fе до Ni. У ряду Fе — Со — Ni внаслідок ефекту (d-стиснення зменшуються радіуси йонів, в результаті чого основні властивості гідроксидів у ряду Fе(ОН)₂— Со(ОН)₂—Nі(ОН)₂ послаблюються, а стійкість комплексів зростає, що пов'язано також із заповненням електронами d -підрівнів з низькою енергією (октаедричне оточення лігандами).

Свіжодобутий Fе(ОН)₂ відразу ж окиснюється киснем повітря:

4Fе(ОН)₂ + О₂ + 2Н₂О – 4Fе(ОН)₃.

Подібна реакція з Со(ОН)₂ майже не відбувається, а для Ni(ОН)₂ взагалі неможлива. Добути Ni(OH)₃ можна тільки під дією дуже сильних окисників на Ni(OH)₂.

Отже, відновна здатність сполук Ме²⁺ в ряду Fе – Со – Ni різко послаблю­ється.

Оксиди елементів (ІІ) родини Феруму добувають термічним розкладанням оксалатів відповідних металів. Сполуки FеО, СоО і NiO — основні оксиди, з водою не взаємодіють. Відповідні їм основи мало розчинні у воді. Добувають їх під дією лугів на розчинні солі Ме²⁺. Оксиди елементів (ІІ) родини Феруму і відповідні їм гідроксиди розчиняються в сильних кислотах з утворенням солей. Солі Fе²⁺ подібні до солей Мg²⁺, що зумовлено майже однаковими радіусами їхніх йонів.

У водних розчинах йони Fе²⁺, Со²⁺, Ni²⁺ утворюють октаедричні гідратні комплекси [E(Н₂О)₆]²⁺, які виділяються у вигляді кристалогідратів, наприк­лад: FеСl ∙ 6Н₂О, СоС1₂ ∙ 6Н₂О, NiCl₂ ∙ 6Н₂О, а також FеSО₄ ∙ 7Н₂О. Кристало­гідрати Ніколу забарвлені в зелений колір, Кобальту — в рожевий, Феруму — в світло-зелений. Таке саме забарвлення мають розчини цих сполук.

Для Со²⁺, крім координаційного числа 6, характерне також координаційне число 4 з тетраедричним оточенням лігандами. Координаційні сполуки Со²⁺ з координаційним числом 4 мають яскраво-синє забарвлення.

Безводні солі Феруму та його аналогів за забарвленням відрізняються від кристалогідратів: СоС1₂ — синій, СоС1₂ ∙ 4Н₂О — оранжевий, СоС1₂ ∙ 6Н₂О — рожевий, СоSО₄ — червоний, СоSО₄ ∙ 7Н₂О — рожевий, NiSO₄ — жовтий, NiSO₄ ∙ 7Н₂О — яскраво-зелений тощо.

Солі Феруму (П), Кобальту (ІІ) і Ніколу (П), утворені слабкими кислотами та кислотами середньої сили (карбонати, ціаніди, силікати, фосфати, фториди тощо), мало розчиняються у воді, добре розчиняються у сильних кислотах. Карбонат феруму (ІІ) розчиняється в розчинах, що містять оксид карбону (ІV), з утворенням розчинних гідрогенкарбонатів:

FеСО₃+ СO₂ + Н₂О = Fе(НСО₃)₂.

Крім молекул води йони Fе²⁺, Со²⁺, Ni²⁺ здатні координувати навколо себе молекули аміаку, амінів та інших сполук з утворенням катіонних або ней­тральних комплексів. У ряду Fе—Со—Nі здатність до утворення комплекс­них аміакатів [Ме(NН₃)₆]²⁺ посилюється.

Нікол утворює найстійкішу, порівняно з Fе²⁺ і Со²⁺, комплексну сполуку [Ni(NН₃)₆]²⁺ блідо-фіолетового кольору. Завдяки підвищеній стійкості [Ni(NН₃)₆]²⁺ гідроксид ніколу (ІІ) добре розчиняється в гідроксиді амонію, що використовують у гідрометалургії для відокремлення Ніколу.

Йони Ме ²⁺ легко утворюють комплексні сполуки з псевдогалогенід-іона-ми. У разі надлишку SСN^– -іонів Fе²⁺, Со²⁺, Ni²⁺ утворюють комплексні сполу­ки [Ме(SСN₄]^2– і навіть [Ме(SСN)₆]^4– . Найважливішою з них є комплексна сполука Кобальту, що має синє забарвлення. Цю реакцію використовують для аналітичного виявлення йонів Со²⁺.

Найстійкішими комплексними сполуками Fе²⁺, Со²⁺, Ni²⁺ є ціанідні. Саме то­му внаслідок добавляння надлишку ціанід-іонів оксиди Ме(СN)₂ швидко розчиня­ються: Fе(СN)₂ + 4КСМ= К₄[Fе(СN)₆].

У лабораторній практиці широко використовується гексаціаноферат(ІІ) калію К₄[Fе(СN)₆] ∙3Н₂О (жовта кров'яна сіль). Комплексний йон [Fе(СN)₆]^4– надзвичайно стійкий (K_{нест [ Fе(СN)]}= 10 ^–35). Цій солі відповідає комплексна

кислота Н₄[Fе(СN)₆] — біла_ тверда речовина, існує у вільному стані, нале­жить до сильних кислот. Йон [Fе(СN_б]^4– має октаедричну будову. Гекса-ціаноферат (ІІ) калію здатний осаджувати йони Fе³⁺. При цьому утворюється сполука Fе₄[Fе(СN)₆]₃ синього кольору, яка під назвою берлінська блакить використовується як фарба:

4FеС1₃ + ЗК₄[Fе(СN)₆] = Fе₄[Fе(СN₆]₃↓+ 12КС1.

За цією реакцією аналітично виявляють йони Fе³⁺. Дуже подібні до координаційних сполук, що містять комплексні аніони, подвійні сульфати. Найпоширенішою з них є сіль Феруму й амонію (NН₄)₂SО₄ ∙ FеSО₄ ∙ 6Н₂О (сіль Мора). Цю сіль часто використовують як джерело йонів Fе²⁺.

Як зазначалось, серед металів родини Феруму ступінь окиснення +3 найлегше виявляє Ферум.

Сполуки Fе³⁺ добувають під дією окисників на металічне залізо або окис-ненням сполук Феруму (ІІ). Під дією хлору на залізо утворюється хлорид феруму (Ш).

Особливо легко процес окиснення відбувається в лужному середовищі: Fе(ОН)₂ в момент утворення починає переходити у Fе(ОН)₃. Проте солі Феруму (П) здатні окислюватися і в кислому середовищі:

10FеSО₄ + 2КМnО₄ + 8Н₂SО₄ = 5Fе₂(SО₄)₃ + К₂SО₄ + 2МnSО₄ + 8Н₂О.

Солі Феруму(ІІ) під час зберігання на повітрі окиснюються.

Солі Кобальту(ІІ) стійкі, окиснюються лише в лужному середовищі, а солі Ніколу — тільки в сильнолужному середовищі. Під час окиснення солей металів (ІІ) у лужному середовищі утворюються малорозчинні гідроксиди: бурий Fе(ОН)₃, коричнево-бурий Со(ОН)₃ і чорний Ni(ОН)₃. Формули гідро­ксидів Ме(ОН)₃ умовні, їх слід записувати так: Ме₂О₃ ∙ пН₂О.

Гідроксид ніколу (ІІІ) Ni(ОН)₃ є досить сильним окисником.

Під час нагрівання Fе(ОН)₃ утворюється червоно-коричневий оксид феруму (ІІІ) Fе₂О₃, який досить стійкий і розкладається лише за температури понад 1400°С до Fе₃О₄. В разі зневоднення Со(ОН)₃ утворюється Со₃О₄ (не Со₂О₃), а потім СоО. Гідроксид ніколу (ІП) розкладається за температури 140°С з утворенням NiO.

Обережно нагріваючи Со(NО₃)₂ та Ni(NО₃)₂, можна добути Со₂О₃ (темно-коричневий) і Ni₂О₃ (сіро-чорний);

_{+2 +5 -2 +3 +4 0}

4Мe(NO₃)₂ = 2Ме₂О₃+ 8NO₂↑ + О₂↑.

Оксид і гідроксид кобальту(ІП) — сильні окисники:

_{+3 -1 +2 +2}

2Со(ОН)₃ + 6НС1 = 2СоСl₂ + С1₂ ↑+ 6Н₂О.

Гідроксиди Мe(ОН)₃ погано розчиняються у воді. їхня основна функція виявляється значно слабкіше, ніж у Ме(ОН)₂. Як оксиди, так і гідроксиди металів є амфотерними. Амфотерні властивості Fе (ОН)₃ виявляються тільки під час сплавляння з лугами й основними оксидами. Процес супро­воджується утворенням феритів:

Fе₂О₃ + 2NaОН = 2NaFеО₂ + Н₂О.

Під дією води ферити повністю гідролізують:

NaFеО₂ + 2Н₂О = Fе(ОН)₃↓ + NаОН.

Амфотерні властивості Со(ОН)₃ і Nі(ОН)₃ виявлені значно слабкіше, ніж у Fе(ОН)₃.

Оскільки сполуки Fе, Со і Ni, де ці елементи виявляють ступінь окиснення +3, є окисниками, то добути їхні сульфіди Ме₂S₃ шляхом осадження з водних розчинів неможливо. Під дією Н₂S на розчин солей металів (ІП) утворюється суміш МеSі S.

Окиснювальна здатність йонів Ме³⁺помітно зростає від Феруму до Ніколу, тому й гідроксиди Ме(ОН)₃по-різному взаємодіють з кислотами. Як уже зазначалось, Со(ОН)₃, а тим більше Ni(OH)₃, виступають окисниками віднос­но кислот і утворюють солі двовалентних металів і кисень.

Fе(ОН)₃, взаємодіючи з кислотами, здатний утворювати стійкі солі силь­них, багатьох середніх і навіть слабких кислот. Солі сильних кислот здебіль­шого добре розчиняються у воді і кристалізуються з молекулами води:

Fе(NO₃)₃ ∙ 9Н₂О; Fе(SО₄)₃ ∙ 18Н₂О; FеС1₃ ∙ 6Н₂О тощо.

Солі Феруму(ІП) як солі дуже слабкої основи сильно гідролізують, внаслідок чого їхні розчини набувають бурого забарвлення:

[Fе(Н₂О)₆]³⁺ + Н₂О [Fе(ОН)(Н₂О)₅]²⁺ + Н₃О⁺.

Якісною реакцією виявлення йонів Fе³⁺ є утворення забарвлених у черво­ний колір роданідних комплексів від [Fе(SСN)(Н₂О)₅]²⁺ до [Fе(SCN)₆]^3–.

Ферум(Ш) і Кобальт(Ш) утворюють дуже стійкі ціанідні комплекси [Fе(СN)₆]^3– і [Со(СN₆]^3–. Серед них найпоширенішим є гексашаноферат(ІІІ) калію К₃[Fе(СN)₆] (червона кров'яна сіль). Комплексний йон [Fе(СN)₆]^3– надзвичайно стійкий (K_{нест [ Fе(СN)]}= 10 ^–42).

Під дією розчину К₃[Fе(СN₆] на розчини, що містять йони Fе²⁺, утворю­ється так звана турнбулева синька:

3FеСl₂ + 2К₃[Fе(СN)₆] = Fе₃[Fе(СN)₆]₂ + 6КСl.

В той час як бінарні сполуки для Со(ІП) нехарактерні, ступінь окиснення +3 для Со у комплексних сполуках стійкий. Комплексні сполуки Кобальту(Ш) добувають окисненням сполук Кобальту(ІІ):

СоС1₂ + 7КNO₂ + 2СН₃СООН =

= К₃[Со(NО₂)₆]↓+ NO↑ + 2КС1 + Н₂О + 2СН₃СООК.

На відміну від простих солей, комплексні солі Феруму(ІІІ) та Кобальту(ІІІ) практично не гідролізують і значно важче відновлюються. Тривалентні мета­ли здатні утворювати також фторидні комплексні сполуки К₃[NiF₆], К₃[СоF₆], Na₃[FеF₆], а Ферум також і хлоридні Me[FеСl₄] та Ме₂[FеСl₅]. Особливо стійкими є фторидні комплексні сполуки Феруму(ІІІ), тому гідроліз сполук Ре³⁺ за наявності йонів F^– послаблюється.

Крім ступенів окиснення +2 і +3 Ферум може виявляти також ступінь окиснення +6. Під дією сильних окисників у лужному середовищі на Ре(ОН)з або Fе₂О₃ утворюються ферати, наприклад:

+3 0 +6 -1

2Fе(ОН)₃ + 3Вr₂ + 10КОН = 2К₂FеО₄ + 6КВr + 8Н₂О.

Сполуки Со (VІ) і Ni (VІ) не добуті.

Ферати лужних металів здатні розчинятися у воді з утворенням розчинів, забарвлених у червоний колір. Погано розчиняються у воді ферати лужно­земельних металів. Ферати дуже сильні окисники, сильніші, ніж КМnО₄, тому вони погано зберігаються, особливо їх розчини.

Сполуки Кобальту і Ніколу отруйні.

До побічної підгрупи IV групи належать елементи Титан Ті, Цирконій Zr, Гафній Hf і Резерфордій Rf. Всі вони повні електронні аналоги. Атоми елементів підгрупи Титану мають незавершений передостанній електронний шар, два d-електрони та два s-електрони в зовнішньому електронному шарі.

Титан, Цирконій і Гафній в разі утворення стійкої електронної структури втрачають свої електрони, тому для них основними є позитивні ступені окис-нення. Деякі властивості елементів підгрупи Титану наведено в табл. 5.2.5. Від Титану до Цирконію атомні та йонні радіуси елементів дещо збільшуються, а радіуси атомів і йонів Цирконію і Гафнію внаслідок лантаноїдного стиснення майже однакові. Тому за властивостями Цирконій і Гафній дуже подібні.

На відміну від елементів підгрупи Германію, в підгрупі Титану із зрос­танням протонного числа атомів елементів стійкість вищих ступенів окиснен-ня посилюється. Для Титану та його аналогів найхарактерніший ступінь окиснення +4, однак відомі також сполуки Титану(Ш) і Титану(ІІ). Цирконій і Гафній майже не виявляють здатності до утворення сполук з нижчими ступенями окиснення елементів.

Таблиця 5.2.5.

Читайте також:

1. Алгоритми групи KWE
2. Важливою ознакою класифікації є принцип побудови перетворювачів кодів, згідно з яким їх можна поділити на чотири групи.
3. Варіанти групи крові
4. Вимоги до керівника групи
5. Вимоги до професійних і особистісних якостей керівника групи АСПН
6. Витрати, пов'язані з одержанням освіти, можна розділити на три групи
7. Відмінювання іменників другої відміни. Особливості поділу на групи іменників з основою на –р. Особливості відмінкових закінчень іменників другої відміни родового відмінка.
8. Відновлення металів може проводитись різними методами, які зручно об'єднати в такі групи: пірометалургійні, гідрометалургійні та електрометалургійні.
9. Віковий підхід і взаємодія різних рівнів соціального досвіду в діяльності різновікових дитячих об’єднань. Функції різновікової групи.
10. Властивості елементів підгрупи берилію
11. Вплив групи однолітків на формування особистості дошкільника.
12. Вплив чисельності групи на її організованість і психологічний клімат

Переглядів: 3208