Кобальт, никель

В природе кобальт всегда встречается вместе с никелем. Важнейшими из минералов кобальта и никеля являются кобальтовый шпейс (смальтит) СoAs₂, кобальтовый блеск (кобальтит) CoAsS, хлоантит NiAs₂, герсдорфит NiAsS, брейтгауптит NiSb, ульманит NiSbS. Получают металлы пирометаллургическим способом. После обжига сульфидных руд из полученных оксидов водородом восстанавливают металл.

Это белые блестящие металлы, на воздухе не окисляются, в порошкообразном состоянии – пирофорны.

Химические свойства

1. Наиболее характерная степень окисления +2. Подобно железу взаимодействуют с галогенами, серой, фосфором. Не вступают в реакции с углеродом, азотом, водородом.

2. Кислородные соединения в низшей степени окисления +2 можно получить либо непосредственным окислением в кислороде или на воздухе при нагревании, либо термическим разложением гидроксидов:

2Co + O₂ = 2CoO;

Ni(OH)₂ = NiO + H₂O.

CoO и NiO – вещества черного цвета. Основные оксиды. Соответствующие им гидроксиды Co(OH)₂ – серо-розового цвета и Ni(OH)₂ – зеленого цвета. Co(OH)₂ и Ni(OH)₂ - слабые основания, нерастворимые в воде.

Двухвалентные соединения кобальта и никеля можно перевести в трехвалентные действием окислителей:

2Co(OH)₂ + H₂O₂ = 2Co(OH)₃

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

При гидроксидов Co(OH)₃ и Ni(OH)₃ образуются оксиды Co₂O₃ и Ni₂O₃ – вещества черного цвета. При взаимодействии Co₂O₃ и Ni₂O₃ с кислотами не получаются соли трехвалентных элементов, т. к. они выступают как сильнейшие окислители:

Co₂O₃ + 6HCl = 2CoCl₂ + Cl₂ ↑ + 3H₂O

2Ni₂O₃ + 4H₂SO₄ = 4NiSO₄ + O₂ ↑ + 4H₂O

3. На окислительных свойствах Ni⁺³ основана работа железо-никелевого щелочного аккумулятора, который состоит из двух пластин, одна из которых заполнена Ni₂O₃ или Ni(OH)₃, а вторая - порошком железа. В ходе работы железо-никелевого аккумулятора на электродах протекают следующие процессы:

Анод(-) Fe - 2е^- + 2OH ^- = Fe(OH)₂

Kатод(+) Ni₂O₃ + 2e- + 3H₂O = 2Ni(OH)₂ + 2OH ^-

Эти аккумуляторы стабильнее свинцовых, но их ЭДС не превышает 1 вольта. Кроме того, железо-никелевые аккумуляторы дороже свинцовых.

18.2.3. Платиновые металлы

Все платиновые металлы относятся к числу малораспространенных элементов. Их содержание в земной коре оценивается следующим образом в %: Ru – 9^.10^-7; Rh – 2^.10^-8; Pd – 2^.10^-7; Os – 5^.10^-7; Ir – 9^.10^-9; Pt – 5^.10^-8. Платиновые металлы встречаются в природе почти исключительно в самородном состоянии. Отделение платиновых металлов друг от друга представляет значительные трудности.

В чистом виде это тугоплавкие металлы (t_плав.^оС: Ru – 2250, Rh – 1966, Pd – 1552, Os – 3000, Ir – 2450, Pt – 1773).

Родий, палладий, платина хорошо поддаются механической обработке. Рутений, осмий, иридий очень хрупкие, механической обработке поддаются с трудом.

Платиновые металлы очень устойчивы к воздействию агрессивных сред. В виде компактных металлов рутений, родий, иридий нерастворимы даже в “царской водке”. Палладий растворяется в азотной кислоте:

Pd + 4HNO₃ = Pd(NO₃)₂ + 2NO₂ ↑ + 2H₂O

Платина не растворяется в азотной кислоте, но взаимодействует с “царской водкой” и весьма неустойчива в щелочной среде в присутствии окислителей:

3Pt + 12HCl + 4HNO₃ = 3PtCl₄ + 4NO ↑ + 8H₂O

Pt + 2KNO₃ + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Pt(OH)₆] + 2KNO₂

Даже наиболее активные неметаллы при обычных температурах на компактные платиновые металлы не действуют. Более или менее энергичное взаимодействие с неметаллами может быть вызвано только сильным нагреванием. Причем наблюдаются индивидуальные особенности отдельных элементов: по отношению к кислороду устойчивее всех Rh и Pt; по отношению к галогенам – Ir; по отношению к сере – Ru.

Химия платиновых металлов весьма разнообразна.

Соединения в степени окисления +2 характерны для палладия и (отчасти) для платины.

Степень окисления +3 характерна для родия и иридия. Их гидроксиды Rh(OH)₃ и Ir(OH)₃ не растворимы в воде, имеют слабо выраженные основные свойства. При нагревании легко теряют воду и переходят в оксиды черного цвета Ir₂O₃ и Rh₂O₃.

Степень окисления +4 характерна для всех платиновых элементов, а +6 и +8 – характерны для осмия и рутения. Осмий и рутений при сплавлении со щелочью в присутствии окислителя образуют соли осмиевой и рутениевой кислот Ме₂ЭО₄:

Os + 3KNO₃ + 2KOH = K₂OsO₄ + 3KNO₂ + H₂O

Как осматы, так и рутенаты в обычных условиях неустойчивы. Осматы легко окисляются до OsO₄, рутенаты – восстанавливаются до RuO₂.

Наибольшее практическое значение имеет платина. Из неё изготавливается лабораторная посуда, нагреватели, термометры сопротивления. Платина часто используется в качестве катализатора.

Соединения элементов платиновой группы значительного практического применения не находят.