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 °C.

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 °C. Получают действием иодида калия на растворы солей родия (III) при кипячении.

Сульфид родия (III) Rh2S3. Серовато-черный порошок, устойчивый до 500 °C. 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 °C. 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 IrCl3 В 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 °C, 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 °C.

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 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).

Соединения трехвалентного палладия.

Фторид палладия (III) PdF3. Гигроскопичные парамагнитные черные ромбические кристаллы. При нагревании выше 227 °C разлагается. Растворяется в плавиковой кислоте. Обладает окислительными свойствами. Восстанавливается водородом при нагревании. Получают действием фтора на металлический палладий или на PdF3 при 200оС.

Соединения четырехвалентного палладия.

Гидроксид палладия (IV) PdO2.2H2O. Темно-красный осадок, образующийся при обработке К2[PdCl6] щелочью. Растворяется в разбавленных кислотах и концентрированных растворов щелочей. Обладает окислительными свойствами. Восстанавливается до металла водородом при нагревании. Разлагается выше 200 °C.

Сульфид палладия (IV) PdS2. Темно-коричневые кристаллы, которые превращаются в сульфид палладия (II) нагреванием до температуры выше 600 °C. С сульфидами щелочных металлов образует двойные сульфиды. Получают сплавлением PdCl2 с серой при 450−500°С.

Платина.

Электронная формула 5s25p65d96s1.

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

Физические свойства: серебристо-белый мягкий металл Основные минералы: поликсен (самородная платина), куперит PtS, невьянскит Получение: в результате сложной переработки руд получают комплекс Н2[PtCl6], из которого восстанавливают платину металлическим цинком или соединениями олова (II).

Химические свойства: неактивный металл. Растворяется в царской водке и в окислительно-щелочных расплавах. При нагревании реагирует с галогенами.

В своих соединениях платина, как правило, двухи четырехвалентна. Как в первом, так и во втором состоянии платина способна образовывать комплексные соединения. Более важны соединения четырехвалентной платины. Отдельные кислоты на платину не действуют. Растворяется платина только в царской водке, но значительно труднее, чем золото. При взаимодействии платины с царской водкой образуется платинохлористоводородная кислота H2[PtCl6], при выпаривании раствора этой кислоты выделяются красно-бурые кристаллы состава H2[PtCl6]*6H2O.

3Pt + 4NHO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O.

Соединения платины Pt0. Нулевая, как и отрицательная степень окисления платины проявляется в соединениях донорного и акцепторного типа, например с СО, PF3, CN-. Известны комплексы в которых роль лиганда играет молекула O2: Pt (O2)[Р (С6Н5)3]2. Так, Pt[Р (С6Н5)3]4 поглощает кислород:

Pt[Р (С6Н5)3]4 + О2 = Pt (O2)[Р (С6Н5)3]2 + 2Р (С6Н5)3.

а образовавшийся Pt (O2)[Р (С6Н5)3]2 является окислителем, например:

Pt (O2)[Р (С6Н5)3]2 + 2NO2 = Pt (NO3)2[Р (С6Н5)3]2.

при гидролизе дает пероксид водорода.

Соединения Pt (II).Соединения платины (II) как правило обладают интенсивной окраской. Ориентация в кристаллах и комплексных соединениях платины (II) квадратная. в кристаллах PtO и PtS атомы Pt окружены четырьмя атомами кислорода или серы по вершинам четырехугольника. Но есть и вполне объяснимые исключения, например, Хлорид платины (II), красно-черные кристаллы PtCl2 состоят из октаэдрических кластерных группировок Pt6Cl12.

Оксиды и гидроксиды платины (II) обладают черным цветом и нерастворимы в воде. Диоксид и дисульфид платины устойчивы к кислотам. Комплексные соединения платины (II) образуются с аминными лигандами, органическими лигандами, очень устойчивы цианидные комплексы. Платиносинеродистоводородная кислота H2[Pt (CN)4]. Бариевая соль этой кислоты Ba[Pt (CN)4] обнаруживает яркую флуоресценцию при действии на нее ультрафиолетовых и рентгеновских лучей. В связи с этим, она применялась для покрытия флуоресцирующих экранов.

Известны комплексные соединения в которых Pt (II) одновременно входит в состав катионов и анионов, например [Рt (NН3)4][РtСl4]. Это соединение (зеленого цвета) осаждается при смешении растворов [Рt (NН3)4]Сl2 и K2[PtCl4]:

[Pt (NH3)4]Cl2 + K2[PtCl4] = [Pt (NH3)4][PtCl4] + 2KCl.

Примером нейтральных комплексных соединений платины (II) могут служить соединения типа [Pt (NH3)2R2] (где R = Сl-, Вг-, NO2-). Для соединений этого типа характерна цис-, транс-изомерия. Например, составу [Рt (NН3)4Сl2] отвечают два соединения, которые отличаются свойствами, в частности окраской: цис-изомер — оранжево-желтый, транс-изомер — светло-желтый. Циси транс-изомеры всегда имеют несколько (а иногда и сильно) различающуюся растворимость в воде, кислотах, а также кинетические и термодинамические характеристики. В отличие от транс-изомера, цис-изомер обладает ярко выраженной противораковой физиологической активностью. Различны и способы получения этих изомеров. Цис-изомер образуется при замещении двух хлорид-ионов молекулами аммиака в тетрахлороплатинат (II)-комплексе:

K2[PtCl4] + 2NH3= [Pt (NH3)2Cl2] + 2КСl.

Транc-изомер получается при замещении двух молекул аммиака на хлорид-ионы в комплексе тетрааммин-платина (II):

[Pt (NH3)4]Cl2+2HCl = [Pt (NH3)2Cl2] + 2NH4Cl.

Для понимания направления течения реакций замещения лигандов в комплексах важное значение имеет принцип транс-влияния («Поведение комплексов зависит от трансзаместителей»), установленный И. И. Черняевым (1926). Согласно этому принципу некоторые лиганды облегчают замещение лигандов, находящихся с ними в транс-положении. Таким образом, при синтезе соединений платины играет важную роль не только природа реагентов, но и порядок их смешения, временные и концентрационные соотношения: в зависимости от условий синтеза могут быть получены изомеры положения. Трансзаместители находятся на линии (координате) проходящей через центральный атом, цисзаместители находятся как бы сбоку от центрального атома — на линии (координате), не проходящей через центральный атом. Экспериментально установлено, что для соединений Pt (II) транс-влияние лигандов увеличивается в ряду Н2О < NH3 < ОН- < С1- < Br- < NCS-, I- < NO2 < СО, CN;

Принцип транс-влияния сыграл выдающуюся роль в развитии синтеза комплексных соединений.

Одним из хорошо изученных комплексов платины, носящих имя его открывателя, является соль Цейзе K[PtCl3(С2H4)]. Это окрашенное в желтый цвет соединение было синтезировано датским фармацевтом Цейзе еще в 1827 г. Соль Цейзе — одно из первых синтетически полученных металлоорганических соединений; одним из лигандов в координационной сфере платины (II) здесь является этилен (донорные свойства проявляет двойная связь Н2С=СН2).

Соединения Pt (IV).Соединения платины (IV) обладают коричневой окраской различных оттенков. Координационное число в комплексных соединения равно 6, что соответствует октаэдрической конфигурации комплексов.

При растворении гидроксида платины (IV) PtO2*nH2O в кислотах и щелочах образуются комплексы анионного типа, например:

Pt (OH)4 + 2NaOH = Na2[Pt (OH)6].

Pt (OH)4 + 2НСl = Н2[РtСl6] + 4Н2O.

Для тетрагалогенидов очень характерно взаимодействие с галогеноводородными кислотами и основными галогенидами с образованием комплексов типа [PtHal6]2- (Hal = Cl, Br, I):

• 2HCl + PtCl4 = Н2[РtСl6]
• 2NaCl + PtCl4 = Nа2[РtСl6]

Ионы [PtHal6]2- (за исключением [PtF6]2-) очень устойчивы. Так, при действии AgNO3 на растворы гексахлороплатинатов (IV) образуется светло-бурый осадок Ag2[PtCl6], а не AgCl. В противоположность Na2[PtCl6] гексахлороплатинаты (IV) К+, Pb+, Сs+ и NH4+ плохо растворяются в воде и выделяются в виде желтых осадков, что используется для открытия указанных ионов в аналитической практике.

Аммонийную соль (NH4)2PtCl6 используют для выделения платины из растворов при ее переработке, поскольку дальнейший термолиз этой соли приводит к получению металлической платины (в виде мелкодисперсного черного порошка с сильно развитой поверхностью — так называемой платиновой черни):

(NH4)2PtCl6 = Pt + 2Cl2 + 2NH4Cl.

Помимо [PtX6]2- (X = Cl-, Br-, I-, CN-, NCS-, ОН-) известны многочисленные анионные комплексы с разнородными лигандами, например, ряда:

М2[Рt (ОН)6], M2[Рt (ОН)5Сl], M2[Pt (OH)4Cl2], М2[Рt (ОН)3Сl3], M2[Pt (OH)2Cl4], M2[Pt (OH)Cl5], М2[РtCl6].

Некоторые из платинат (IV)-комплексов этого ряда могут быть получены при гидролизе PtCl4:

PtCl4 + 2Н2О = H2[Pt (OH)2Cl4].

или действием щелочей на хлороплатинаты (IV):

Na2[PtCl6] + 6NaOH = Na2[Pt (OH)6] + 6NaCl.

Соединения платины (VI). Электролиз щелочных растворов с использованием платиновых электродов приводит к образованию на поверхности платинового анода трехокиси платины или оксида платины (VI) PtO3. Трехокись платины с гидроксидом калия дает соединение К2О*3PtO3. Соединения шестивалентной платины проявляют более выраженные кислотные свойства по сравнению с соединениями двухи четырехвалентной платины. при сжигании платины во фторе образуется гексафторид платины PtF6фторид платины (VI), это летучее кристаллическое вещество (т. пл. 61 °C, т. кип. 69°C) темно-красного цвета. В 1960 г. Бертлетту (Ванкувер, Канада) обнаружил, что гексафторид платины является сильнейшим окислителем, который сособен оторвать электрон от молекулярного кислорода. В последствии, благодяря этому открытию было положено начало химии кислородных и фторидных соединений инертных газов. Сродство к электрону в гексофториде платины равно 7 эВ. Считается, что PtF6 является более сильным окислителем чем молекулярный фтор, и вообще самым сильным окислителем из известных на сегодняшний день. Так например, при взаимодействии с водой гексафторида платины образуется молекулярный кислород, гексафторид платины легко разрушает стекло и окисляет молекулярный кислород. Гексафторид платины окисляет инертный газ ксенон с образованием устойчивого при 20 °C соединения оранжевого цвета Xe[PtF6].

Медико-биологическое значение элементов VIII Б группы Среди биоэлементов, важных для жизнедеятельности всех живых существ, железа играет главную роль, так как оно является активатором многих каталитических процессов в организме и участвует в транспортировке газов кровью.

В организме взрослого человека содержится около 3,5 г железа. Основная его масса сконцентрирована в гемоглобине эритроцитов. И хотя на долю атомов железа в гемоглобине приходится всего 0,35% массы, именно железо придаёт ей уникальное свойство — способность захватывать молекулярный кислород и отдавать его там, где он нужен.

Значительная часть железа содержится в мышечном белке — миоглобине, структурном родственнике гемоглобина, который так же способен обратимо связывать молекулярный кислород. При недостатке железа в организме человека развивается железодефицитная анемия.

Для лечения железодефицитных анемий, а также при слабости и истощении организма, применяются следующие препараты железа:

• 1. аскорбинат железа (II)
• 2. драже «Фероплекс» (сульфат железа (II) с аскорбиновой кислотой)
• 3. «Гематоген» 4. сироп алоэ с железом.

Никель является условно-эссенциальным микроэлементом.

Это означает, что его биологическая функция известна (или признана), однако явлений дефицита никеля не наблюдают.

Содержание никеля в организме взрослого человека составляет менее 1 мг (600−800 мкг). В основном никель в организме содержится в костях, легких, печени, поджелудочной железе, почках и гипофизе.

Биологическая роль Биологическая роль никеля изучена не до конца, нижеприведенные данные о биологической роли получены у животных:

возможно активирует некоторые ферменты участвует в функционировании и структурной организации ДНК, РНК и белков участвует в гормональной регуляции организма повышает усвоение железа влияет на кроветворение, стимулируя эритропоэз и синтез гемоглобина участвует в обмене жиров и обеспечении клеток кислородом Важнейшая роль кобальта состоит в эндогенном синтезе витамина В12. Кобальт участвует в процессе кроветворения, образовании эритроцитов, обменных процессах, влияет на синтез нуклеиновых кислот, увеличивает потребление кислорода при гипоксии, оказывает гипотензивное и коронарорасширяющее действия.