Химия и биологическая роль элементов VIII Б-группы

 

 

История открытия

В 1748 году испанский математик и мореплаватель А. де Ульоа первым привез на европейский континент образцы самородной платины, найденной в Перу. Впервые в чистом виде из руд платина была получена английским химиком У. Волластоном в 1803 году. Итальянский химик Джилиус Скалигер в 1835 году открыл неразложимость платины и таким образом доказал, что она является независимым химическим элементом.

Распространенность в природе

Платиновые металлы принадлежат к наиболее редким элементам, их среднее содержание в земной коре точно не установлено.

Hs (Хасий)

Хасий - исторические названия эка-осмий. 108-й химический элемент.

История открытия

Впервые сообщения об открытии элемента 108 появились в начале 1970 и были совершенно неожиданными для экстремально короткоживущих и трудноуловимых сверхтяжёлых химических элементов. По результатам экспедиции в пустынном районе вблизи полуострова Челекен у Каспийского моря группой ученых СССР под руководством В. В. Чердынцева на основании фиксирования треков (следов ядер) на образцах минерала молибденита был сделан смелый вывод об обнаружении элемента 108 с атомной массой 267 в природе. Но впоследствии научная достоверность заключения была оспорена как недостаточно доказанная. Достоверно элемент 108 был открыт в 1984 в Центре исследования тяжёлых ионов, Дармштадт, Германия в результате бомбардировки свинцовой (208Pb) мишени пучком ионов железа-58 из ускорителя UNILAC.

Распространение в природе

Является искусственно синтезированным элементом.

 

 

 

Mt (мейтнерий)

Мейтнерий - элемент VIII группы побочной подгруппы 7-го периода периодической системы элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 109. Синтезирован искусственно.

 

                                                    История открытия

Впервые получен в 1982 году в Центре исследования тяжёлых ионов Дармштадт, Германия, в результате реакции :

Bi + Fe →  Mt + n.

Мейтнерий был раньше известен как унниленний (Unnilennium), имея символ Une. Название Мейтнерий (Мt) было предложено в честь австрийского физика Лизы Мейтнер. Название было официально принято ИЮПАК в 1997 году.

Распространение в природе

Является искусственно синтезированным элементом.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2.Изменения в подгруппах железа, кобальта и никеля величины радиусов атомов и ионов, потенциала ионизации

Элементы железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железо. Атомы элементов триады железа имеют на внешнем энергетическом уровне по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. Однако в образовании химических связей участвуют и электроны 3d-орбиталей второго снаружи уровня. В своих устойчивых соединениях, эти элементы проявляют степень окисления +2, +3. Образуют оксиды состава RO и R2О3. Им соответствуют гидроксиды состава R(OH)2 и R(ОН)3. Для элементов триады (семейства) железа характерно свойство присоединять нейтральные молекулы.

Таблица №1

Свойства	26 Fe	27 Co	28 Ni
Атомная масса	55,85	58,93	58,70
	0,126	0,130	0,124
	0,08	0,08	0,079
Энергия ионизации	0,58	0,94	1,28
Относительная электроотрицательность	1,64	1,7	1,75
Возможные степени окисления	+2, +3, +6	+2, +3	+2, +3, +4
	1539	1493	1455
	3070	2880	2800
Стандартный электродный потенциал	-0,440	-0,277	-0,250

 

 

          3.Химические свойства простых веществ

 

• Железо (Fe)

Атомы железа в реакциях отдают электроны и проявляют степени окисления +2 и иногда +6.

В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, водородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними.

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором. Во влажном воздухе железо быстро окисляется.

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия. Только при высокой температуре железо реагирует с водой.

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из них водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑

При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо до сульфата железа (III).

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 = Fe (NO3)3 + NO↑ + 2H2O

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu (Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0).

 

• Кобальт (Co)

На воздухе кобальт окисляется при температуре выше 300 °C.

Устойчивый при комнатной температуре оксид кобальта представляет собой сложный оксид Co3O4, имеющий структуру шпинели, в кристаллической структуре которого одна часть узлов занята ионами Co2+, а другая — ионами Co3+; разлагается с образованием CoO выше 900 °C.

При высоких температурах можно получить α-форму или β-форму оксида CoO. Все оксиды кобальта восстанавливаются водородом. Оксид кобальта (III) можно получить, прокаливая соединения кобальта (II). При нагревании, кобальт реагирует с галогенами, причём соединения кобальта (III) образуются только с фтором. С серой кобальт образует 2 различных модификации CoS. Серебристо-серую α-форму (при сплавлении порошков) и чёрную β-форму (выпадает в осадок из растворов). При нагревании CoS в атмосфере сероводорода получается сложный сульфид Со9S8.

С другими окисляющими элементами, такими как углерод, фосфор, азот, селен, кремний, бор. кобальт тоже образует сложные соединения, являющиеся смесями где присутствует кобальт со степенями окисления 1, 2, 3. Кобальт способен растворять водород, не образуя химических соединений. Косвенным путем синтезированы два стехиометрических гидрида кобальта СоН2 и СоН. Растворы солей кобальта CoSO4, CoCl2, Со(NO3)2 придают воде бледно-розовую окраску. Растворы солей кобальта в спиртах темно-синие. Многие соли кобальта нерастворимы.

Кобальт создаёт комплексные соединения. Чаще всего на основе аммиака.

Наиболее устойчивыми комплексами являются лутеосоли [Co(NH3)6]3+ жёлтого цвета и розеосоли [Co(NH3)5H2O]3+ красного или розового цвета.

Также кобальт создаёт комплексы на основе CN−, NO2− и многих других.

• Ni (никель)

Атомы никеля имеют внешнюю электронную конфигурацию 3d84s2. Наиболее устойчивым для никеля является состояние окисления Ni(II).

Никель образует соединения со степенью окисления +2 и +3. При этом никель со степенью окисления +3 только в виде комплексных солей. Для соединений никеля +2 известно большое количество обычных и комплексных соединений. Оксид никеля Ni2O3 является сильным окислителем.

Никель характеризуется высокой коррозионной стойкостью — устойчив на воздухе, в воде, в щелочах, в ряде кислот. Химическая стойкость обусловлена его склонностью к пассивированию — образованию на его поверхности плотной оксидной плёнки, обладающей защитным действием. Никель активно растворяется в азотной кислоте.

С оксидом углерода CO никель легко образует летучий и очень ядовитый карбонил Ni(CO)4.

Тонкодисперсный порошок никеля пирофорный (самовоспламеняется на воздухе).

Никель горит только в виде порошка. Образует два оксида NiO и Ni2O3 и соответственно два гидроксида Ni(OH)2 и Ni(OH)3. Важнейшие растворимые соли никеля — ацетат, хлорид, нитрат и сульфат. Водные растворы солей окрашены обычно в зелёный цвет, а безводные соли — жёлтые или коричнево-жёлтые. К нерастворимым солям относятся оксалат и фосфат (зелёные), три сульфида: NiS (черный), Ni3S2 (желтовато-бронзовый) и Ni3S4 (серебристо-белый). Никель также образует многочисленные координационные и комплексные соединения. Например, диметилглиоксимат никеля Ni(C4H6N2O2)2, дающий чёткую красную окраску в кислой среде, широко используется в качественном анализе для обнаружения никеля.

• Ru (рутений)  

Рутений не растворяется в кислотах и царской водке (смеси HCl и HNO3). Вместе с тем рутений реагирует с хлором выше 400 °C (образуется RuCl3) и со смесью щелочи и нитрата при сплавлении (образуются рутенаты, например Na2RuO4).

Рутений способен давать соединения, соответствующие разной степени окисления. Рутений образует ряд металлоорганических соединений и является активным катализатором.

• Ro (родий)  

Родий — благородный металл, по химической стойкости в большинстве коррозионных сред превосходит платину. Металлический родий растворяется в царской водке, в расплаве КНSО4, в концентрированной серной кислоте при нагревании, а также электрохимически, анодно — в смеси перекиси водорода и серной кислоты.

Родий характеризуется высокой химической устойчивостью. С неметаллами он взаимодействует только при температуре красного каления. Мелко измельчённый родий медленно окисляется только при температуре выше 600 °C.

• Pd (палладий)  

Палладий не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, раствором аммиака. Реагирует с концентрированными соляной и азотной кислотами, «царской водкой», галогенами, серой. Окисляется при сплавлении с гидросульфатом калия KHSO4.

• Os (осмий)

Порошок осмия при нагревании реагирует с кислородом, галогенами, парами серы, селеном, теллуром, фосфором, азотной и серной кислотами. Компактный осмий не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами, но с расплавами щелочей образует водорастворимые осматы. Медленно реагирует с азотной кислотой и царской водкой, реагирует с расплавленными щелочами в присутствии окислителей (нитрата или хлората калия), с расплавленной перекисью натрия. В соединениях проявляет степени окисления от −2 до +8, из которых самыми распространенными являются +2, +3, +4 и +8.

Осмий — один из немногих металлов, образующих полиядерные (или кластерные) соединения. Полиядерный карбонил осмия Os3(CO)12 используется для моделирования и исследования химических реакций углеводородов на металлических центрах. Карбонильные группы в Os3(CO)12 могут замещаться на другие лиганды, в том числе и содержащие кластерные ядра других переходных металлов.

• Ir (иридий)

Иридий устойчив на воздухе при обычной температуре и нагревании[10], при прокаливании порошка в токе кислорода при 600—1000 °C образует в незначительном количестве IrO2. Выше 1200 °C частично испаряется в виде IrO3. Компактный иридий при температурах до 100 °C не реагирует со всеми известными кислотами и их смесями. Свежеосажденная иридиевая чернь частично растворяется в царской водке с образованием смеси соединений Ir(III) и Ir(IV). Порошок иридия может быть растворён хлорированием в присутствии хлоридов щелочных металлов при 600—900 °C или спеканием с Na2O2 или BaO2 с последующим растворением в кислотах. Иридий взаимодействует с F2 при 400—450 °C, а c Cl2 и S при температуре красного каления.

• Pt (платина)

По химическим свойствам платина похожа на палладий, но проявляет большую химическую устойчивость. Реагирует только с горячей царской водкой. Платина медленно растворяется в горячей концентрированной серной кислоте и жидком броме. Она не взаимодействует с другими минеральными и органическими кислотами. При нагревании реагирует со щелочами и пероксидом натрия, галогенами. При нагревании платина реагирует с кислородом с образованием летучих оксидов.

• Hs (хасий)  

В практике не применяется, и особых химических свойств не имеет.