Лекция № 28. Элементы VIIIB-подгруппы

Побочная подгруппа VIII-группы периодической системы химических элементов включает 9 элементов, объединенных вместе по геометрическим соображениям, о чем можно судить по их общим электронным формулам (без учета провала электрона):

В то же время близость их электронных конфигураций к завершению d-подуровня обуславливает сходство свойств элементов данной подгруппы и их соединений. Кроме этого, внутри подгруппы наряду с вертикальной аналогией более или менее отчетливо проявляется аналогия у элементов одного периода, которые образуют семейство железа (Fe, Co, Ni), легкие платиновые металлы (Ru, Rh, Pd) и тяжелые платиновые металлы (Os, Ir, Pt). При этом сходство внутри данных семейств иногда просматривается более четко, нежели подобие в пределах группы электронных аналогов.

28.1. Элементы подгруппы железа

Железо один из наиболее распространенных металлов земной коры (2 мол.%). Основные минералы: Fe₃O₄ - магнетит, Fe₂O₃ - гематит, Fe₂O₃×nH₂O - лимонит, FeCO₃ - сидерит, FeS₂ - пирит. Рутений и осмий самостоятельных минералов практически не образуют, обычно сопутствуют платине и палладию в полиметаллических рудах.

В промышленности железо и его сплавы (чугун) получают восстановлением оксидов железа оксидом углерода(II) при высоких температурах:

+ CO + CO + CO

Fe₂O₃ ¾® Fe₃O₄ ¾® FeO ¾® Fe

Очень чистое железо получают разложением его пентакарбонила:

t

Fe(CO)₅ ¾® Fe + 5CO

Железо и рутений - серебристо-белые металлы, осмий - металл голубовато-белого цвета.

Свойства	Fe	Ru	Os
Плотность, г/см3	7,87	12,37	22,61
Т.пл., °С

Основная область применения железа - это использование его в виде сплавов, преимущественно, чугуна и сталей. Чугун - сплав на основе железа с содержанием углерода в виде графита и цементита (Fe₃C) выше 2%. Кроме этого, чугун может содержать примеси серы, фосфора, мышьяка, кремния и марганца. Специальные марки чугуна содержат значительное количество другого элемента: ферросилиций (12-14% кремния), ферромарганец (60-90% марганца), зеркальный чугун (12% кремния, 20% марганца). Стали - сплавы железа с содержанием углерода 0,1 - 2%. По химическому составу выделяют углеродистые и легированные стали (легирующие добавки других металлов придают стали новые технологические свойства). По назначению различают инструментальные, конструкционные и специальные стали. Рутений и осмий применяются в основном в виде сплавов с платиной для изготовления термопар и электрических контактов.

Химические свойства. Железо - металл средней химической активности. В компактном состоянии в атмосфере сухого воздуха устойчиво, во влажном воздухе корродирует. Примеси сильно ускоряют данный процесс. При нагревании до температуры белого каления железо энергично окисляется кислородом:

t

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

При высоких температурах окисляется галогенами и серой:

t + S + S

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ ; Fe ¾® FeS ¾® FeS₂

С фосфором, углеродом и кремнием железо образует соединения переменного состава (Fe₃P, Fe₂P, FeP, Fe₃Si₂, FeSi, FeSi₂, Fe₃C).

При повышенных температурах железо окисляется парами воды и аммиака:

800 °С t

3Fe + 4H₂O ¾® Fe₃O₄ + 4H₂­; 4Fe + 2NH₃ ¾® 2Fe₂N + 3H₂­

В ряду стандартных электродных потенциалов железо стоит левее водорода:

Fe²⁺ + 2e^- ¾® Fe; E⁰ = -0,44 B

Легко растворяется в водных растворах кислот с образованием солей железа(II). Концентрированная азотная и серная кислоты на холоду железо пассивируют, при нагревании реагируют с образованием солей железа(III).

Рутений и осмий химически инертны, в обычных условиях на них не действуют даже активные неметаллы. В мелкоизмельченном состоянии осмий окисляется кислородом с образованием летучего OsO₄, рутений медленно окисляется при высокой температуре, образуя RuO₂ и RuO₄.

В компактном состоянии рутений и в меньшей степени осмий устойчивы по отношению к кислотам и их смесям, но разрушаются при сплавлении со щелочами в присутствии окислителей:

t

Ru + 3KClO + 2NaOH = Na₂RuO₄ + 3KCl + H₂O

Соединения железа

Для соединений железа наиболее устойчивы степени окисления +2 и +3. Устойчивы соединения рутения(IV) и осмия(VIII).

Оксид железа(II) - черный диамагнитный порошок. В воде нерастворим, проявляет основные свойства:

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

При нагревании на воздухе окисляется, сильными восстановителями (СО, Н₂) восстанавливается до металлического железа:

+ CO + O₂

Fe ¾ FeO ¾® Fe₂O₃

Гидроксид железа(II) - белое аморфное вещество, получаемое при действии щелочей на водные растворы солей железа(II). На воздухе быстро окисляется:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

Fe(OH)₂ - слабое основание с доминированием основных свойств.

Соли железа(II). Большинство из солей хорошо растворимы в воде и слабо гидролизованы, окрашены в бледно-зеленый цвет, в водных растворах легко окисляются кислородом воздуха:

2Fe²⁺ + O₂ + 4H⁺ = 2Fe³⁺ + 2H₂O

Качественной реакцией на катион Fe²⁺ является образование синего осадка (турнбулева синь) при действии гексацианоферрата(III) калия (красной кровяной соли):

Fe²⁺ + K₃[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]¯ + 2K⁺

Хлорид железа(II) применяется при лечении анемии. Желтая кровяная соль - K₄[Fe(CN)₆] - применяется в аналитической химии и при приготовлении красителей. Сульфат железа(II) применяется для борьбы с вредителями растений.

Оксид железа(III) - красный порошок, нерастворимый в воде, амфотерный оксид со слабым проявлением кислотных свойств. Гидроксид железа(III) - красно-коричневое аморфное вещество, выделяющееся при действии щелочей на водные растворы солей железа(III). Проявляет свойства амфотерного гидроксида:

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O

Fe(OH)₃ + 3KOH = K₃[Fe(OH)₆]

Катион Fe³⁺ образует соли с анионами многих кислот. В водных растворах соли железа окрашены в желто-коричневый цвет и сильно гидролизованы. По этой причине соли железа(III) и слабых кислот нельзя получить в водных растворах:

FeCl₃ + 3KCN + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3KCl + 3HCN

Качественными реакциями на соли железа(III) являются реакция с гексацианоферратом(II) калия (желтая кровяная соль) или тиоцианатом (роданидом) калия:

Fe³⁺ + K₄[Fe(CN)₆] = KFe[Fe(CN)₆]¯ + 3K⁺

темно-синий осадок

Fe³⁺ + 3SCN^- = Fe(SCN)₃

кроваво-красный раствор

В отличие от солей железа(II), соли железа(III) проявляют свойства слабого окислителя и окисляют анионы некоторых кислот-восстановителей:

2FeCl₃ + 6KI = 2FeI₂ + I₂ + 6KCl

FeCl₃×6H₂O применяется при лечении анемии, обладает кровоостанавливающим действием. Fe₂(SO₄)×9H₂O используют как коагулятор при очистке воды.

Соединения железа(VI) представлены производными аниона FeO₄^2-, которые получаются окислением оксида железа(III) в щелочной среде:

Fe₂O₃ + 3KNO₃ + 4KOH = 2K₂FeO₄ + 3KNO₂ + 2H₂O

Тетраоксоферраты(VI) - сильные окислители, в растворах быстро разлагаются с выделением кислорода:

4K₂FeO₄ + 10H₂O = 4Fe(OH)₃ + 8KOH + 3O₂

Железо играет важную роль в жизнедеятельности животных и человека. Входит в состав гемоглобина и миоглобина, а также некоторых ферментов. Наряду с серой входит в состав ферредоксинов - переносчиков электронов в биохимических процессах.

28.2. Элементы подгруппы кобальта

Кобальт довольно распространенный элемент земной коры, его кларк составляет 0,0015 мол.%. Кобальт образует небольшое число минералов, основным из которых является кобальтин (кобальтовый блеск) - CoAsS. Родий и иридий чаще всего встречаются в виде сплавов с осмием и платиной. В виде простых веществ кобальт, родий и иридий - блестящие белые металлы, кобальт с сероватым, родий и иридий - с серебристым оттенком.

Свойства	Co	Rh	Ir
Плотность, г/см3	8,90	12,41	22,65
Т.пл., °С

Основное количество кобальта идет на производство твердых сплавов и сверхтвердых металлокерамических композиций. Порошок металлического кобальта применяется в качестве катализатора в реакциях гидро- и дегидрогенизации. Металлический родий и его сплавы с платиной применяются для изготовления термопар, в качестве катализатора и в ювелирной промышленности. Иридий также применяется в основном в виде сплавов с платиной или осмием (эталоны длины, кислотостойкая химическая аппаратура и пр.).

По химической активности кобальт несколько уступает железу. При обычной температуре компактный кобальт устойчив к действию сухого и влажного воздуха, воды, щелочей и разбавленных растворов органических кислот. Окисляется кислородом воздуха при 300 °С с образованием СоО, Со₂О₃ и Со₃О₄. При нагревании взаимодействует с галогенами, серой, углеродом:

t t

Co + F₂ ® CoF₂, CoF₃ ; Co + Cl₂ = CoCl₂

t t

Co + S = CoS; Co + C = Co₃C

С фосфором, мышьяком, кремнием и бором образует соединения переменного состава. Не реагирует с азотом, но при нагревании до температуры красного каления реагирует с аммиаком, сероводородом и водой.

По отношению к кислотам более устойчив по сравнению с железом, медленно растворяется в разбавленной соляной и серной кислоте, быстро - в разбавленной азотной кислоте, с образованием солей кобальта(II). Концентрированная азотная кислота кобальт пассивирует. Со щелочами кобальт практически не взаимодействует.

Родий и особенно иридий отличаются высокой химической инертностью. Родий окисляется кислородом при температуре 600 °С, а иридий - выше 1000 °С.

t t

4Rh + 3O₂ = 2Rh₂O₃; Ir + O₂ = IrO₂

Компактные родий и иридий практически не растворяются ни в одной из кислот или их смесей.

Приближение электронной конфигурации к завершенной структуре обуславливает проявление элементами подгруппы кобальта невысоких степеней окисления. Для кобальта наиболее типичны степени окисления +2 и +3, для родия и иридия характерны соединения в степени окисления +3 и +4.

В степени окисления +2 кобальт образует оксид и гидроксид, основные свойства которых явно доминируют, а также галогениды, разнообразные соли и координационные соединения. Бинарные соединения и соли для кобальта(III) нехарактерны. Относительно устойчив Со₃О₄, являющийся смешанным оксидом СоО×Со₂О₃. Со(III) образует большое число катионных и анионных комплексов. Аквакомплекс [Co(H₂O)₆]³⁺ является сильным окислителем и окисляет даже воду:

[Co(H₂O)₆]³⁺ + e^- ® [Co(H₂O)₆]²⁺ ; E⁰ = 1,81 В

Катионы кобальта(III) входят в состав витамина В₁₂, играющего важную роль в процессе образования эритроцитов.

28.3. Элементы подгруппы никеля

Никель - довольно распространенный элемент земной коры, его кларк составляет 0,0032 мол.%, обычно содержится в сульфидных медно-никелевых рудах. Известно несколько самостоятельных минералов, из которых наибольшим содержанием никеля отличается миллерит - NiS. Палладий и платина, как и другие платиновые металлы, относятся к числу редких элементов. Платина встречается в самородном виде с примесями других металлов, палладий обычно сопутствует платине.

Свойства	Ni	Pd	Pt
Плотность, г/см3	8,91	12,02	21,46
Т.пл., °С

Никель используется в основном для изготовления коррозионно-устойчивой посуды и аппаратуры, для нанесения защитных покрытий и в сплавах с другими металлами. Мелкодисперсный никель применяется как катализатор процессов гидрирования и дегидрирования углеводородов. Палладий и платина также широко используются в химической промышленности как катализаторы разнообразных процессов. Кроме того платина применяется для изготовления химической посуды, термопар и электрических контактов. В ювелирном деле применяются сплавы палладия с платиной или золотом.

По химической активности никель уступает железу и кобальту, он не корродирует в воде, на воздухе и в различных растворах. Кислородом окисляется при температуре выше 500 °С. При нагревании никель реагирует с галогенами и серой с образованием соответствующих бинарных соединений:

t t

Ni + Cl₂ = NiCl₂; Ni + S = NiS

При высоких температурах Ni реагирует также с фосфором, углеродом, кремнием и бором с образованием соединений переменного состава (твердых растворов). При 600 °С никель реагирует с водой:

t

Ni + H₂O = NiO + H₂

При незначительном нагревании взаимодействует с оксидом углерода с образованием тетракарбонила:

t

Ni + 4CO = Ni(CO)₄

Разбавленные соляная, азотная и серная кислота медленно растворяют никель с образованием солей Ni²⁺. Концентрированная азотная кислота на холоду никель пассивирует. По отношению к щелочам никель устойчив.

По сравнению с другими платиновыми металлами палладий и платина более реакционноспособны. Однако в реакции они вступают в мелкодисперсном состоянии и при очень высокой температуре. Образующиеся при этом соединения нестойки и при дальнейшем нагревании разлагаются. Палладий отличается способностью растворять большое количество водорода (при 90 °С 1 объем Pd поглощает 900 объемов водорода).

Палладий довольно легко растворяется в концентрированных азотной и горячей серной кислотах. Платина растворяется только в царской водке при нагревании:

Pt + 4HNO₃ + 18HCl = 3H₂[PtCl₆] + 4NO + 8H₂O

Для соединений никеля и палладия наиболее характерна степень окисления +2, а для платины +4. Никель образует основной оксид и гидроксид никеля(II), а также сульфид, галогениды и разнобразные соли катиона Ni²⁺. Палладий образует оксид и гидроксид палладия(II), а также сульфид, галогениды и ограниченное число солей катиона Pd²⁺. Палладий(II) и платина(II) образуют большое число катионных и анионных комплексов.

Степень окисления +4 характерна для платины, которая образует бинарные соединения (оксид, сульфид и галогениды) а также амфотерный гидроксид - PtO₂×nH₂O с преобладанием кислотных свойств. Кроме этого платина(IV) образует большое число координационных соединений. Производные палладия(IV) малочисленны и являются окислителями.

Литература: [1] с. 650 - 679, [2] с. 540 - 550, [3] с. 548 - 584

Лекция № 29. Элементы IB- и IIB-подгрупп (подгруппы меди и цинка)

29.1 Элементы IB-подгруппы (подгруппы меди)

Медь, серебро и золото - полные электронные аналоги с общей электронной формулой

(n-1)d¹⁰ns¹ при ожидаемой (n-1)d⁹ns². Изменение электронной формулы вызвано провалом электрона и образованием завершенного d-подуровня. Вследствие устойчивости конфигурации d¹⁰ для элементов подгруппы меди типичной является степень окисления +1. Кроме этого, возможно проявление более высоких степеней окисления: +2 для меди и +3, +5 для золота.

Медь - довольно распространенный элемент земной коры (0,0036 мол.%), содержание серебра и золота незначительно (1,6×10^-6 и 5×10^-8 мол.%). Основные минералы меди: медный колчедан (халькопирит) - CuFeS₂, медный блеск - Cu₂S, куприт - Cu₂O. Серебро и золото образуют сульфидные минералы, а также встречаются в самородном состоянии.

Медь является биометаллом, входит в состав гемоцианина - переносчика кислорода в крови моллюсков. Известно около 30 белков и ферментов, в состав которых также входит катион меди.

Медь имеет красную окраску, серебро - белый металл, золото - металл желтого цвета. Медь, серебро и особенно золото отличаются высокой пластичностью, тепло- и электропроводностью.

Свойства	Cu	Ag	Au
Плотность, г/см3	9,94	10,5	19,3
Т.пл., °С

Медь широко применяется в электротехнике для изготовления проводов, печатных плат и контактов, в металлургии для получения разнообразных сплавов (латунь, бронза, монетные сплавы), в химической промышленности в качестве катализатора. Значительная часть серебра и золота в виде сплавов идет на изготовление монет и ювелирных изделий. Кроме этого, серебро и золото широко применяются в радиотехнике и электронике для изготовления контактов. Серебро применяется при изготовлении химической аппаратуры для работы в агрессивных средах. Коллоидное серебро используется в некоторых медицинских препаратах. Золото - основной валютный металл.

Медь - довольно инертный металл, хотя при нагревании реагирует с кислородом, серой и галогенами:

t t t

2Cu + O₂ = 2CuO; Cu + Cl₂ = CuCl₂ 2Cu + S = Cu₂S

При высокой температуре медь реагирует также с фосфором, мышьяком, кремнием, углеродом с образованием соединений нестехиометрического и переменного состава (бертолидов).

В ряду стандартных электродных потенциалов медь стоит после водорода, поэтому с кислотами, не являющимися окислителями, не реагирует. Металлическая медь растворяется в азотной и концентрированной серной кислоте. Легко растворяется медь также в растворах цианидов, в аммиаке и растворах солей железа(III):

4Cu + 8NaCN + 2H₂O + O₂ = 4Na[Cu(CN)₂] + 4NaOH

4Cu + 8NH₃ + 2H₂O + O₂ = 4[Cu(NH₃)₂](OH)

Cu + 2FeCl₃ = CuCl₂ + 2FeCl₂

Серебро и золото - химически весьма инертны. Серебро при нагревании реагирует с галогенами, серой, фосфором и углеродом с образованием AgHal, Ag₂S, Ag₃P, Ag₄C. Во влажном воздухе уже при комнатной температуре серебро реагирует с сероводородом:

4Ag + 2H₂S + O₂ = 2Ag₂S + 2H₂O

Золото легко реагирует с галогенами (с хлором в присутствии влаги уже на холоду):

2Au + 3Cl₂ = 2AuCl₃

С кислородом, серой, азотом и бором золото не реагирует, при нагревании вступает во взаимодействие с теллуром и фосфором, образуя AuTe₂, Au₃P₄.

Серебро растворимо в азотной и концентрированной серной кислотах. Золото - в царской водке (смесь концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1:3):

Au + HNO₃ + 4HCl = H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

Серебро и золото легко растворяются в растворах цианидов щелочных металлов в присутствии окислителей:

2Au + O₂ + 4KCN = 2K[Au(CN)₂] + 2KOH

Соединения в степени окисления +1 наиболее характерны для серебра. У меди и особенно у золота данная степень окисления проявляется реже. Бинарные соединения меди(I) и серебра(I) (оксиды, сульфиды, галогениды) - кристаллические вещества, малорастворимые в воде. Из солей серебра(I) хорошо растворимы в воде нитрат и перхлорат. Оксиды меди(I) и серебра(I) амфотерны, гидроксиды - нестабильны. Медь(I) и серебо(I) образуют устойчивые комплексные ионы как катионного, так и анионного типа, в которых обычно проявляют координационное число 2:

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl; Agl + KI = K[AgI₂]

Соединения меди, и особенно золота, в степени окисления +1 - сильные восстановители и легко окисляются уже кислородом воздуха:

4CuCl + O₂ + 4HCl = 4CuCl₂ + 2H₂O

Степень окисления +2 характерна только для меди, которая образует бинарные соединения (оксид, галогениды и пр.), гидроксид, разнообразные соли и координационные соединения. Оксид и гидроксид меди(II) амфотерны и растворяются как в кислотах, так и в щелочах:

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

CuO + 2KOH + 2H₂O = K₂[Cu(OH)₄]

Гидроксид меди(II) термически неустойчив:

t

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

Из солей меди(II) хорошо растворимы в воде хлорид, нитрат, сульфат. Иодид и цианид меди(II) нестабильны, поскольку анионы окисляются катионом меди:

Cu²⁺ + 3I^- = CuI¯ + I₂

Наиболее широко из солей меди применяется медный купорос - CuSO₄×5H₂O. В основном он используется для производства минеральных красок и для борьбы с вредителями и заболеваниями растений.

Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Золото(III) образует галогениды, амфотерный гидроксид и разнообразные координационные соединения анионного типа.

Au(OH)₃ + NaOH = Na[Au(OH)₄]

Au(OH)₃ + HCl = H[AuCl₄] + 3H₂O

29.2 Элементы IIB-подгруппы (подгруппы цинка)

Цинк, кадмий и ртуть имеют общую электронную формулу (n-1)d¹⁰ns² и завершают ряды d-элементов. Устойчивость завершенной d-оболочки обуславливает проявление этими элементами степени окисления +2. Ртуть может проявлять также степень окисления +1 за счет образования катиона [Hg-Hg]²⁺. Завершенность предвнешнего уровня роднит элементы подгруппы цинка с непереходными металлами. В тоже время цинк, кадмий и ртуть подобно переходным металлам склонны к образованию координационных соединений.

Цинк - распространенный элемент (0,0015 мол. %). Основные минералы цинка: цинковая обманка или сфалерит - ZnS, смитсонит - ZnCO₃. Кадмий и ртуть - элементы редкие, но образуют рудные месторождения: гринокит - CdS, киноварь - HgS. Ртуть встречается в самородном состоянии.

Цинк - биометалл, входит в состав инсулина (гормона поджелудочной железы) и некоторых ферментов, например, карбоангидразы.

В виде простых веществ цинк, кадмий и ртуть - серебристо-белые металлы, ртуть при комнатной температуре находится в жидком состоянии.

Свойства	Zn	Cd	Hg
Плотность, г/см3	7,1	8,7	13,55
Т.пл., °С			-38,9

Металлический цинк в основном применяется для нанесения защитных покрытий (цинкование) и производства сплавов, основным из которых является латунь (медь + цинк). Значительное количество цинка используется для получения других металлов металлотермическим методом. Кадмий используют в атомной энергетике как поглотитель нейтронов (регулирующие стержни), а также для производства легкоплавких и типографских сплавов. Ртуть применяют в измерительных приборах, установках для собирания газов, электролизерах (жидкий катод), а также в металлургии для извлечения золота и серебра методом амальгамирования.

Цинк - довольно активный металл. При нагревании он легко окисляется кислородом, галогенами и другими неметаллами, образуя бинарные соединения:

При температуре 150 °С цинк реагирует с парами воды с выделением водорода:

t

Zn + H₂O = ZnO + H₂­

По отношению к неметаллам кадмий и ртуть напоминают цинк. Ртуть отличается большим сродством к сере и йоду, с которыми она реагирует уже при комнатной температуре. Азот, фосфор, углерод, кремний и бор с ртутью непосредственно не взаимодействуют. Ртуть растворяет многие металлы с образованием жидких или твердых сплавов - амальгам.

В ряду стандартных электродных потенциалов цинк и кадмий стоят левее водорода, поэтому они энергично растворяются в растворах кислот (кадмий менее активен). Ртуть в ряду стандартных электродных потенциалов стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах - окислителях по аниону, например:

Hg + 4HNO₃(конц) = Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

6Hg + 8HNO₃(разб) = 3Hg₂(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Цинк, в отличие от кадмия и ртути, легко растворим в щелочах:

Zn + 2KOH + 2H₂O = K₂[Zn(OH)₄] + H₂­

Цинк и кадмий образуют оксиды и гидроксиды, обладающие амфотерными свойствами (у соединений кадмия преобладают основные свойства), а также бинарные соединения с неметаллами. Оксид ртути обладает основными свойствами, термически нестоек:

t

2HgO = 2Hg + O₂

Гидроксиды цинка и кадмия растворимы в аммиачных растворах за счет образования устойчивых координационных соединений:

Zn(OH)₂ + 4NH₃ = [Zn(NH₃)₄](OH)₂

Гидроксид ртути неизвестен. При действии аммиака на другие соединения ртути обычно образуются амидные производные:

HgCl₂ + 2NH₃ = HgNH₂Cl + NH₄Cl

Для металлов подгруппы цинка известно большое число солей, из которых малорастворимы фториды, карбонаты (неизвестен для ртути), а также HgBr₂ и HgI₂. Цинк и в меньшей степени кадмий образуют координационные соединения как катионного, так и анионного типа.

Для ртути(I) описаны оксид - Hg₂O (черного цвета), галогениды, например, Hg₂Сl₂ (каломель) и некоторые соли. Хорошо растворим нитрат ртути(I) - Hg₂(NO₃)₂×2H₂O, являющийся основным соединением при получении производных ртути(I). Производные катиона Hg₂²⁺ склонны к диспропорционированию:

Hg₂²⁺ = Hg²⁺ + Hg

Пары ртути и ее соединения чрезвычайно токсичны! Весьма ядовиты также соединения кадмия.

Литература: [1] с. 551 - 563, 599 - 608, [2] с. 550 - 554, [3] с. 585 - 602

Лекция 30. Основы геохимии.

Геохимия - наука о распространенности и миграции химических элементов в геосферах. Законы, управляющие миграцией элементов, условиями их разделения и концентрации составляют предмет геохимии.

Выяснение вопросов, связанных с миграцией и распределением химических элементов, невозможно без знания теории строения атома, закономерностей ядерных реакции и радиоактивного распада. Знакомство с явлением радиоактивности позволит глубже разобраться с методами определения абсолютного возраста пород, понять процессы, происходящие в высших слоях атмосферы.