Титан. Цирконий. Гафний | АЛХИМИК

Титан. Цирконий. Гафний | АЛХИМИК Кислород

Вопрос № 14. сложные соединения кислорода в положительных и нулевых степенях окисления. фториды кислорода. производные катиона диоксигенила. комплексные соединения молекулярного кислорода.

Положительная степень окисления кислорода проявляеся в его соединениях с фтором, а также в ионе О2 — диоксигенил.

Простейший представитель такого рода соединений – дифторид кислорода ОF2; его получают при быстром пропускании фтора ч-з 2%-ый раствор щелочи: 2F2 2NaOH = OF2 2NaF H2O.

Дифторид кислорода – ядовитый газ бледно-желтого цвета, термически устойчив (до 200-250°С), сильный окислитель, эффективный фторирующий агент.

В диоксидифториде О2F2 радикал О2 ковалентно связан с атомами фтора. Это соединение образуется (в виде красной летучей жидкости) в результате непосредственного взаимодействия простых веществ в электрическом разряде или под действием ионизирующих излучений при температуре жидкого воздуха (—190 °С). Согласно спектроскопическим данным молекула О2F2 (μ=0,48 •10-29 Кл-м) по структуре аналогична Н2О2:

Соединение крайне неустойчиво, что определяется низкой энергией разрыва связи ОF (75 кДж/моль).

Получены также полиоксидифториды типа О4F2, О5F2, О8F2, существующие лишь при низкой температуре (—190 °С). Предполагают, что их молекулы имеют цепное строение, например:

Термическая устойчивость оксидифторидов уменьшается с увеличением числа атомов в молекуле ОnF2 (n = 2—6).

Энергия ионизации молекулы О2 довольно значительная (12,08 эВ), однако при взаимодействии О2 с сильнейшим окислителем РtF6 образуется солеподобное вещество О2 [ РtF6]: О2 РtF6 = О2 [ РtF6], в котором роль катиона играет молекулярный ион О2 [:О = О:]

Гексафтороплатинат (V) диоксигенила О2[ РtF6] — парамагнитное вещество красного цвета, плавится с разложением при 219 °С. Синтез этого соединения канадским ученым Н. Бартлетом в 1962 г. послужил толчком к синтезу соединений ксенона, энергия ионизации которого близка к таковой молекулы кислорода.

Производные О2 получены также при взаимодействии О2F2 и О4F2 с резко кислотными фторидами типа ВF3, PF5, AsF5, SbF5, BrF5: О2F2 PF5 = O2[PF6] ½ F2 О4F2 2BF3 = 2O2[BF4]

Синтез диоксигенильных солей межно осуществлять длительным нагреванием (при 150—500 °С) смеси кислорода, фтора и порошка соответствующего металла: О2 3F2 М = О2[ МF6] где М — As, Sb, Bi, Nb, Pt,Au, Ru, Rh.

Частота валентных колебаний О2 в диоксигенильных соединенияхблизка к таковой для свободного иона, что подтверждает существование иона О2 в указанных солях. Межъядерное расстояние в катионе О2 , известное из спектроскопических данных (0,112 нм), как и следовало ожидать, меньше, чем в О2 (0,1207 нм). Ион О2 имеет один непарный электрон. Энергия диссоциации О2F2, ОF2 (70 кДж/моль) меньше, чем у F2 (159 кДж/моль). Эти фториды — удобная форма хранения фтора, который выделяется при их распаде уже при обычных температурах.

В соединениях типа ClO4F, NO3F один из атомов кислорода играет роль мостикового атома, соединяющего атом хлора или азота с атомом фтора. Такой атом кислорода можно рассматривать, как находящийся в состоянии нулевой степени окисления. Рассматриваемые соединения можно получить при взаимодействии с фтором концентрированных растворов НClO4 и НNO3

или твердых солей КСlO4 и КNO3: HNO3 F2 = NO3F HF KClO4 F2 = ClO4F KF

В воде эти соединения разлагаются, выделяя кислород: 2ClO4F Н2О = 2 НClO4 2НF О2/

Производные с положительной степенью окисления кислорода являются сильнейшими окислителями. Их можно использовать как эффективные окислители ракетного топлива.

Вопрос № 15. Галогены. Положение в ПС. Строение атомов. Изотопный состав, формы нахождения в природе. Изменение по группе атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону и ЭО. Валентность и С.О атомов.

Галогены находятся в 7 гр главной п/гр.

Изменение по группе атомных радиусов, иозационных потенциалов, сродства к эл – ну и ЭО.

В ряду F – CI – Вr — J – At

1) радиус атома увеличивается

2) энергия ионизации уменьшается

3) сродство к электрону уменьшается, а у At отсутствует

4) ЭО уменьшается Галогены сильные окислители

5) Ме св — ва усиливаются

6) Ослабление не Ме признаков

Валентность и степени ок – я

В основном состоянии имеют валентность = 1, а в возбужденном (кроме F) -3,5,7.

Галогены легко присоединяют по одному недостающему эл — ну и проявляют ст. ок -я -1.

Однако атомы Hal, кроме F, м. проявлять положит СО: 3; 5; 7. СI и Br ещё и 2, 4.

Максимальная СО, равная N гр., проявл. в соед – и с кислородом: R2 O7

Нахождение в природе.

а) Фтор – довольно распространенный эл – т, и его содержание на Земле составляет ~ 0,03% (мол. доли)

Минералы: Ca F2 –плавиковый шпат (флюорит)

Na3AIP3 – криолит.

Ca5(PO4)3F – фторапатит.

В ор – ме чел: в основном зубах и костях

Изотопы: 19F (природ), с мас числами 16-21 (искусств)

б) CI – встреч. в виде хлоридов

Минералы: NaCI – каменная соль

NaCI KCI –сильвинит

KCI MgCI2. 6H2O – карналлит

Содержится в морской воде, входит во все жив. орг — мы

Изотопы: 35CI и 37CI радиактив. изотопы.

в) Br и J – распространены в морской воде и нефтяных буровых водах

Изотопы: 79Br и 82Br; 127J искусств.

г) At –практически не встречается. Ничтожные кол-ва астата обнаружены в продуктах естеств. радиактив распада урана и тория.

Вопрос № 16. Основные типы соединений галогенов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей С.О атомов. Хаар-р хим связей в соед-ях Признаки металличности йода. Особенности фтора История открытия.

Основные типы соединений

С водородом Hal образуют устойчивые соед-я галогеноводороды, водные р – ры к — ых — к – ты.

М – лы всех Hal состоят из 2 – х атомов: F2, Br2, CI2, J2 – хим связь ковал неполяр.

Hal образуют кислородосодержащие к – ты

1: HCIO, HBrO, HJO3 — галогенноватистая (гипогалогеннат)

3: HCIO2 хлористая (хлорит)

5: HCIO3, HBrO3, HJO3 галогенноватая (галогеннат)

7: HCIO4, HBrO4, H5JO6 галогенная (пергалогеннат)

С увелич СО возраст устойчивость и сила к – т и уменьшается их ок – ая способность.

С водородом НF.

§

Фторноватистая кислота частично образуется при взаимодействии медленного тока фтора под уменьшенным давлением с охлажденной водой. Выделенная лишь в очень малых количествах представляет собой бесцветное в-во с высоким давлением пара, в обычных условиях довольно быстро разлагается на HF и О2. М-ла HOF имеет угол = 97 градусов. Является, по-видимому, сильной к-той, но водой быстро гидролизуется, в основном по уравнению: HOF HOH = HF H2O2. Соли ее не получены, но известны в-ва, к-ые можно рассматривать как продукты замещения ее водорода на радикалы металлоидного хар-ра.

Хлорноватистая кислота очень слабая, легко разлагается на свету с выделением атомарного кислорода, который и обуславливает ее очень сильные окислительные свойства.

HClO и гипохлориты можно получить так: Cl2 H2O = HCl HClO, Cl2 2KOH = KCl KClO H2O жавелевая вода, Cl2 Ca(OH)2 = CaOCl2 H2O — хлорная известь Cl2O 2 KOH = 2KClO H2O,

2 HI HClO = I2 HCl H2O. Cl2O H2O = 2HOCl.

Хлорноватистая к-та и гипохлориты являются ок-лями. Сравнение стандартных редокс-потенциалов показывает, что хлорноватистая к-та – более сильный окислитель, чем свободный хлор и гипохлориты. Большая окислительная сила к-ты объясняется сильным поляризуемым действием протона на связь хлор – кислород, в р-те чего связь деформируется Þ к-та нестабильное образование по сравнению с гипохлоритами.

Жавелевая вода используется для отбелки тканей, а хлорная известь — для дезинфекции.

М-ла имеет угловое строение угол = 103° d(ОН)=0,97, d(ОCl) = 1.69А°.

Бромноватистая кислота Br2 H2O = HBr HBrO, Br2 KOH = KBr KBrO H2O, гипобромит калия Br2 5 Cl2 6 H2O = 2 HBrO 10 HCl. Гипобромит калия легко разлагается:3 KBrO = 2 KBr KBrO3 бромат калия.

Иодноватистая кислота:2I2 HgO H2O = HgI2 2HIO,Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям:

Последние 2 к-ты не не выделены в индивидуальном состоянии, а соли – гипобромиды и гипоиодиды – вполне стабильны в отсутствие взагисила. В данном ряду сила к-т падает.

Вопрос № 21. Кислородосодержащие к-ты галогенов типа НХО3 и их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительные и кислотные св-ва. Получение и применение. Бертолетова соль. Понятие о колебательных р-циях.

Хлорноватая кислота HClO3 стабильна только в водных растворах — это сильная кислота и энергичный окислитель: Ba(ClO3)2 H2SO4 = 2 HClO3 BaSO4, 6P 5HClO3 = 3 P2O5 5 HCl,

HClO3 NaOH = NaClO3 H2O (хлорат натрия).

При повышении температуры идет реакция: 3 Cl2 6 KOH = 5 KCl KClO3 3 H2O, где KClO3 — соль (хлорат калия), называемая еще в честь ее первооткрывателя французского химика К.Бертолле бертоллетовой солью. Она используется в качестве окислителя в пиротехнике, в производстве спичек, для получения кислорода в лабораторных условиях. При нагревании она разлагается: 4 KClO3 = KCl 3 KClO4, а в присутствии катализатора MnO2 происходит следующее: 2 KClO3 = 2 KCl 3 O2.

HBrO3 — бромноваую кислоту (она сущ только в р-ре) можно получить так: Ba(BrO3)2 H2SO4 = 2 HBrO3 BaSO4.

Интересно отметить, что иод может вытеснять бром из бромата калия 2 KBrO3 I2 = 2 KIO3 Br2

HIO3 – иодноватая (иодаты) d(IO) = 1.8 А(две связи) и 1,9 (одна связь) и угол OIO = 98°

I2 5Cl2 6H2O = 2HIO3 10HCl, 3I2 10HNO3 = 6HIO3 10NO 2H2O,

I2 2HClO3 = 2HIO3 Cl2 (иод вытесняет хлор), IF5 3 H2O = 5 HF HIO3

Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям:

3 I2 6 NaOH = 5 NaI NaIO3 3 H2O,

Растворимость и кислотные св-ва кислот уменьшаются, а устойчивость — повышается

Вопрос № 22. Кислородосодержащие к-ты галогенов типа НХО2 и НХО4 их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительные и кислотные св-ва. Получение и применение.

HClO4 – хлорная это одна из самых сильных кислот и умеренный окислитель, малоустойчивая, часто взрывается, водные р-ры стабильны:

2 HClO4 P2O5 = Cl2O7 2 HPO3, Cl2O7 H2O = 2 HClO4, 2 Cl2O7 = 2 Cl2 7 O2,

Ba(ClO4)2 H2SO4 = 2 HClO4 BaSO4, KClO4 H2SO4 = KHSO4 HClO4.

Хлорная кислота реагирует с оксидами металлов, со щелочами, с основными и амфотерными основаниями: HClO4 KOH = KClO4 H2O.

М-ла имеет форму пирамиды с тремя атомами кислорода в основании, гидроксильной группой в вершине

Перхлораты при нагревании разлагаются: KClO4 = KCl 2 O2

В свободном состоянии бесцветная жидкость, дымящая на воздухе; со временем темнеет и становится взрывоопасной. Применяют при разложении сложных руд, при анализе минералов, в качестве катализатора. Соли хлорной кислоты — перхлораты.

Хлористая кислота HClO2 существует только в водных растворах: 2 ClO2 H2O2 = 2 HClO2 O2.

HClO2 — слабая кислота, но сильный окислитель: HClO2 KOH = KClO2 H2O, при хранении разлагается по реакции диспропорцианирования: 4 HClO2 = HCl HClO3 2 ClO2 H2O. Не выделена в свободном состоянии, в разбавленных р-рах быстро разлагается, хлораты стабильнее.

Бромная к-та не выделена в индивидуальном состоянии, по силе близка к хлорной, но значительно менее устойчива, поэтому явл сильным ок-лем, чем хлорная. Перброматы по св-вам похожи на перхлораты. KBrO3 F2 2KOH = KBrO4 2KF H2O

Иодная к-та может быть получена анодным окислением HIO3.

Вопрос № 23. Галогеноводороды. Устойчивость м-л. Хар-р хим связей в м-лах. Ассоциация м-л фтороводорода. Физические св-ва. Изменение температур плавления и кипения.

При температуре выше 19,5 С HF — бесцветный газ с резким запахом. Раствор HF в воде называют плавиковой кислотой – легкоподвижная бесцветная жидкость. Жидкий фтороводород имеет большое значение диэлектрической постоянной = 83,6 при 0 С. НF ассоциирован за счет водородных связей в (НF)n, где n изменяется от 1 до 4 в парах, а в жидком фтороводороде n> 4. Энергия водородных связей м-у молекулами HF больше, чем м-у молекулами воды Þ образуются устойчивые гидрофторид-анионы

Хлороводород (соляная кислота — HCl) — бесцветный газ с резким запахом, дымит на воздухе. (tкип = -850 С), малополярна, водородные связи не возникают.

Бромистый водород (бромистоводородная кислота — HBr) — бесцветный газ, дымит на воздухе.

Иодистый водород бесцветный, дымящий на воздухе газ с резким запахом.

Химическая связь в данных молекулах ковалентная полярная. В ряду HF – HI длина связи увеличивается 0,091, 0,127, 0,141, 0,16 нм, поэтому прочность (энергия) связи уменьшается.

Температура кипения в данном ряду уменьшается 19,5, -85,6, -66,7, -35,6, а температура плавления —83,2, -114,2, -87,2,-50,8

Растворимость в воде уменьшается, но увеличивается восстановительная активность.

Электрический момент диполя уменьшается, но поляризуемость увеличивается

Вопрос № 24. Химические св-ва галогеноводородов. Восстановительные и кислотные св-ва. Особенности фтороводородной к-ты. Общие принципы получения галогеноводородов. Промышленное получение соляной кислоты. Применеие соляной и плавиковой кислот.

Химические св-ва.1. Реагирует с металлами: Mg 2HBr = MgBr2 H2, Zn 2HCl = ZnCl2 H2,

Соляная кислота реагирует с оксидами металлов: CuO 2HCl = CuCl2 H2O HBr KOH = KBr H2O. Также с щелочами и основаниями. Она вытесняет слабые кислоты из их солей, реагирует с амфотерными оксидами и гидроксидами, с основными солями.

Хлористый водород и соляная кислота обладают заметными восстановительными свойствами и под

действием сильных окислителей, могут окисляться давая газообразный хлор:

K2Cr2O7 14HCl = 3Cl2 2KCl 2CrCl3 7H2O.

2HBr H2SO4(конц) = Br2 SO2 H2O HI H2SO4(конц) = 4 I2 H2S­ 4 H2O,

2HBr Cl2 = 2HCl Br2.

KBrO3 5KBr 3H2SO4 = 3Br2 3K2SO4 3H2O8

2KMnO4 10KI 8H2SO4 = 6K2SO4 2MnSO 5I2 8H2O

В отличие от других галогеноводородных кислот HF представляет собой кислоту средней силы. Молекула HF в жидкостях сильно ассоциирована за счет водородных связей. SiO2 4HF = SiF4 2H2O.

Получение. Непосредственным синтезом: H2 Cl2 = 2HCl.

Концентрированная серная кислота малолетуча и способна вытеснять HCl из солей:

NaCl H2SO4(конц) = NaHSO4 HCl.

Промышленное получение НCl: сульфатный с-б NaCl H2SO4 = HCl NaHSO4 синтетический с-б:

H2 Cl2 = 2HCl. Получающийся хлороводород поглощается водой в спец поглотительных башнях. Газ и вода движутся в противоположных направлениях для более полного растворения газа в воде.

Соляная к-та применяется для получения ее солей, при травлении Ме, в пищевой прм-ти и медицине.

Плавиковая к-та применяется для удаления песка с Ме-го лития и для травления стекла.

Вопрос № 25. Межгалогенные соединения. Бинарные МГС, их физ и хим св-ва, получение. Сравнительная устойчивость фторидов и хлоридов. Применение. Полигалогенные анионы [XX2n]- и катионы [XX2n] , их св-ва, получение. Полииодидные ионы.

ClF – бесцветный газ с сильным своеобразным запахом, относительно устойчив, полярен, слабо экзотермическое соединение. Образуется при нагревании сухих Cl2 и F2. Имеет кислотный хар-р: ClF HOH = HClO HF; MeF ClF = Me[ClF2].

ClF3 – трифторид хлора – бледно-зеленое в-во м.б (Т-образное строение). получено при нагревании ClF с избытком фтора. По хим природе – соединение кислотное. MeCl 2F2 = Me[ClF4]; MeF ClF3 = Me[ClF4] — тетрафторохлораты (III) калия, рубидия, цезия. Удобно использовать для транспортировки фтора, т.к. он сжижается при обычныз температурах уже под небольшим давлением и легко отщепляет фтор.

С1F5 – пентафторид. Молекула имеет форму тетрагональной пирамиды из атомов фтора, вблизи основания к-ой располагается атом хлора. Пентафторид хлора —малодиссоциирующая жидкость, устойчив до 200 «С. Его получают фторированием С1F3 (при 350 °С

и 25 МПа):С1F3 F2 =С1F5Ведутся исследования по получению производных [С1F6]иона.Катион образуется при взаимодействии сильнейшего окислителя PtF6 с рядом соединений с более низкими С.О хлора.

Известны также катионные комплексы хлора и в других степенях окисления хлора, например С1F2 , С1F4 . Катионные комплексы хлора имеют низкую энергию связи, поэтому представляют большой интерес как составные части энергоемких соединений. К энергоемким веществам относятся также С1F6,

BrF – BrF2 газ красного цвета BrCl – BrCl2 газ желтого цвета

IF – IF2

ICl – ICl2 тв красное легкоплавкое в-во очень неустойчиво. Широко используется при органических синтезах в качестве хлорирующего или иодирующего в-ва

IBr – IBr2 тв серое легкоплавкое в-во

Бинарные соединения брома (I) и иода (I) являются кислотными соединениями. Об этом, в частности, свидетельствует их отношение к воде. IС1 НОН =НIO НС1 и взаимодействие с однотипными

производными щелочных и щелочно-земельных металлов, например: КС1 IС1= К[IСl4] — дихлороиодат;

СsI АtI = Cs[АtI2] – дииодостат

Иодиды щем Ме очень склонны в р-рах присоединять м-лы галогенов с образованием полииодидов. Одну из таких р-ций можно рассмотреть как взаимодействие основного иодида щелочного Ме с кислотным иодидом йода (I): KI II = K[II2]

Ионы галогеногалогенатов (I) [ICl2], [IBr2], [II2], [BrBr2], [BrCl2] имеют линейную структуру. Центральный атом комплекса несет положительный заряд, а периферические — отрицательный. Известны также соединения, содержащие ионы типа [I(ВгС1)], [Вг(ВгС1)] и др.

Строение рассматриваемых линейных ионов можно объяснить образованием трехцентровых молекулярных орбиталей при комбинации трех атомных р-орбиталей.

BrF3 – [BrF4] IF3 – [IF4] ICl3 – [ICl4]

Молекулы тригалогенидов по структуре имеют Т-образное строение. Тригалогениды брома и иода (кроме жидкого ВгFз) — твердые легкоплавкие вещества. Это кислотные соединения с некоторыми признаками амфотерности. Их гидролиз сопровождается диспропорционированием, например:

ВrF3 2НОН ==НВrО2 ЗНF

ЗНВrО2= 2НВrО3 НВr_____

ЗВrF3 6НОН=2НВrО3 9НF НВr

О кислотной природе галогенидов Вг (III) и I (III) свидетельствует также наличие производных комплексов [BrF4], [ICl4] Например, образование тетрахлороиодата (III) калия можно представить уравнением реакции KCl ICl3 = K[ICl4]

Тетрагалогеногалогенат (Ш)-анионы [ЭНаl4] имеют квадратную форму. Четыре связи расположены по осям квадрата, а две несвязывающие электронные пары располагаются над и под плоскостью распре-деления связей. Согласно представлению о гипервалентнык связях квадратное строение тетрагалогеногалогенат(IП)-комплексов отвечает двум взаимно перпендикулярным трехцентровым четырехэлектронным связям На1—Э—На1. Центральные атомы комплексов [ЭНаl4] имеют положительный эффективный заряд, а периферические — отрицательный.

В жидком состоянии галогениды Вг(Ш) и 1(111) частично ионизированы, например:

BrF3 BrF3 « BrF2 BrF4Подобный тип ионизации свидетельствует об амфотерности — молекулы

ВгFз могут выступать и как акцепторы, и как доноры F-ионов. Так, ВгF3 с основными фторидами образует фтороброматы: КF ВгF3 =К[ВгF4], а с более кислотными, чем он сам, фторидами — производные катиона ВrF2 — фторобромил (III): ВrF3 SbF5 = [ВrF2] [SbF6]

Указанная особенность тригалогенидов определяет их использование в качестве неводных растворителей для проведения соответствующих синтезов.

BrF5 – BrF6 квадратная пирамида из атомов фтора с атомом брома в близи центра основания, химически активен

IF5 – IF6 коричневый в отсутствии влаги р-р при ее наличии медленно синеет

Фториды брома (V) и иода (V), бесцветные жидкости. По кислотно-основным свойствам они являются

кислотными. Более или менее энергично взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

BrF5 3H2O = HBrO3 5HF. С основными соединениями они дают соли: KF IF5 = K[IF6].

BrF7 и IF7 – очень реакционоспособные газы. IF7 6H2O = H5IO6 7HF

Фториды более устойчивы, чем хлориды, т.к. Кд(F)<Kд(Cl)

Какая степень окисления у титана?

Титан находится в четвертом периоде в IVB группе Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Порядковый номер равен 22. В ядре атома титана содержится 22 протона и 26 нейтронов (массовое число равно 48). В атоме титана есть четыре энергетических уровня, на которых находятся 22 электрона.
Электронная формула атома титана в основном состоянии имеет следующий вид:

    [1s^{2}2s^{2}2p^{6}3d^{2}4s^{2}.]

В своих соединениях титан проявляет валентности равные II (TiO), IV (TiO_2), IV (TiO_2, TiF_4) и III (Ti_2O_3) и III (Ti_2O_3, TiCl_3).
Титан может существовать в виде простого вещества – металла, а степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.
В своих соединениях титан способен проявлять степени окисления ( 2) (TiH_2).
Титан может существовать в виде простого вещества – металла, а степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.
В своих соединениях титан способен проявлять степени окисления ( 2) (TiH_2
, Ti(OH)_2, TiF_2, TiF_2, TiCl_2), ( 3) (Ti(OH)_3), ( 3) (Ti(OH)_3, Ti_2S_3, TiF_3, TiF_3) и ( 4) (TiF_4, TiBr_4, TiBr_4) (ответ на вопрос «какая степень окисления у титана»).
Высший оксид титана — TiO_2 проявляет амфотерные свойства. Ему соответствует гидроксид – ортотитановая кислота H_4TiO_4 проявляет амфотерные свойства. Ему соответствует гидроксид – ортотитановая кислота H_4TiO_4.

Таблица степеней окисления химических элементов (1 часть):

Атомный номерХимический элементСимволСтепень окисления
1ВодородH 1, 0, -1
2ГелийHe0
3ЛитийLi 1
4БериллийBe0, 1, 2
5БорB-1, 0, 1, 2, 3
6УглеродC-4 , -3 , -2 , -1 , 0 , 1, 2, 3, 4
7АзотN-3 , -2, -1, 0, 1, 2,  3 , 4,  5
8КислородO-2, -1, -0,5, 0, 1, 2
9ФторF-1, 0
10НеонNe0
11НатрийNa-1, 0, 1
12МагнийMg0, 2
13АлюминийAl0, 1, 2, 3
14КремнийSi-4 , -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
15ФосфорP-3 , -2, -1, 0, 1, 2, 3 , 4, 5
16СераS-2 , -1, 0 , 1 , 2 , 3, 4 , 5, 6
17ХлорCl-1 , 0, 1 , 2, 3 , 4, 5 , 6, 7
18АргонAr0
19КалийK0, 1
20КальцийCa0, 2
21СкандийSc0, 1, 2, 3
22ТитанTi-2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
23ВанадийV-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
24ХромCr-4, -2, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5, 6
25МарганецMn-3, -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4 , 5, 6, 7
26ЖелезоFe-4, -2, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5, 6 , 7
27КобальтCo-3, -1, 0, 1, 2 , 3 , 4, 5
28НикельNi-2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4
29МедьCu-2, 0, 1, 2 , 3, 4
30ЦинкZn-2, 0, 1, 2
31ГаллийGa-5, -4, -3, -2, -1, 1, 2, 3
32ГерманийGe-4 -3, -2, -1, 0, 1, 2 , 3, 4
33МышьякAs-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
34СеленSe-2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
35БромBr-1, 0, 1, 3, 4, 5, 7

Таблица степеней окисления химических элементов (2 часть):

36КриптонKr0, 1, 2
37РубидийRb-1, 0, 1
38СтронцийSr0, 1, 2
39ИттрийY0, 1, 2, 3
40ЦирконийZr-2, 0, 1, 2, 3, 4
41НиобийNb-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
42МолибденMo-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
43ТехнецийTc-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
44РутенийRu-4, -2, 0, 1,  2,  3,  4, 5, 6, 7, 8
45РодийRh-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
46ПалладийPd0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
47СереброAg-2, -1,  1, 2, 3
48КадмийCd-2, 1, 2
49ИндийIn-5, -2, -1, 1, 2, 3
50ОловоSn-4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
51СурьмаSb-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5
52ТеллурTe2, -1, 1, 2, 3, 4, 5, 6
53ЙодI-1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
54КсенонXe0, 1, 2, 4, 6, 8
55ЦезийCs-1, 1
56БарийBa 1, 2
57ЛантанLa0, 1, 2, 3
58ЦерийCe 1, 2, 3, 4
59ПразеодимPr0, 1, 2, 3, 4, 5
60НеодимNd0, 2, 3, 4
61ПрометийPm 2, 3
62СамарийSm0, 2, 3
63ЕвропийEu 1, 2, 3
64ГадолинийGd0, 1, 2, 3
65ТербийTb0, 1, 2, 3, 4
66ДиспрозийDy0, 1, 2, 3, 4
67ГольмийHo0, 1, 2, 3
68ЭрбийEr0, 1, 2, 3
69ТулийTm 2, 3
70ИттербийYb 1, 2, 3

Таблица степеней окисления химических элементов (3 часть):

71ЛютецийLu0, 1, 2, 3
72ГафнийHf-2, 0, 1, 2, 3, 4
73ТанталTa-3, -1, 1, 2, 3, 4, 5
74ВольфрамW-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6
75РенийRe-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
76ОсмийOs-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8
77ИридийIr-3, -1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9
78ПлатинаPt-3, -2, -1, 0, 1,  2, 3,  4, 5, 6
79ЗолотоAu-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 5
80РтутьHg-2, 1, 2
81ТаллийTl-5, -2, -1, 1, 2, 3
82СвинецPb-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4-4, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
83ВисмутBi-3, -2, -1, 1, 2, 3, 4, 5
84ПолонийPo-2, 2, 4, 5, 6
85АстатAt-1, 1, 3, 5, 7
86РадонRn0, 2, 6, 8
87ФранцийFr0, 1
88РадийRa 2
89АктинийAc 3
90ТорийTh 1, 2, 3, 4
91ПротактинийPa 2, 3, 4, 5
92УранU 1, 2, 3, 4, 5, 6
93НептунийNp 2, 3, 4, 5, 6, 7
94ПлутонийPu 2, 3, 4, 5, 6, 7
95АмерицийAm 2, 3, 4, 5, 6, 7
96КюрийCm 3, 4, 5, 6
97БерклийBk 2, 3, 4, 5
98КалифорнийCf 2, 3, 4, 5
99ЭйнштейнийEs 2, 3, 4
100ФермийFm 2, 3
101МенделевийMd 2, 3
102НобелийNo 2, 3
103ЛоуренсийLr 3
104Резерфордий (Курчатовий)Rf 2, 3, 4 – предположительно
105Дубний (Нильсборий)Db 3, 4, 5 – предположительно
106СиборгийSg0, 3, 4, 5, 6 – предположительно
107БорийBh 3, 4, 5, 7 – предположительно
108ХассийHs 2, 3, 4, 6, 8 – предположительно
109МейтнерийMt 1, 3, 4, 6, 8, 9 – предположительно
110ДармштадтийDs0, 2, 4, 6, 8 – предположительно

Коэффициент востребованности 2 902

Таблица степени окисления химических элементов

Максимальную положительную и минимальную отрицательную степень окисления можно определить с помощью Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Они равны номеру группы, в которой расположен элемент, и разнице между значением «высшей» степени окисления и числом 8, соответственно.

Если рассматривать химические соединения более конкретно, то в веществах с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю (N2, H2, Cl2).

Степень окисления металлов в элементарном состоянии равна нулю, так как распределение электронной плотности в них равномерно.

В простых ионных соединениях степень окисления входящих в них элементов равна электрическому заряду, поскольку при образовании этих соединений происходит практически полный переход электронов от одного атома к другому: Na 1I-1, Mg 2Cl-12, Al 3F-13, Zr 4Br-14.

При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными ковалентными связями сравнивают значениях их электроотрицательностей. Поскольку при образовании химической связи электроны смещаются к атомам более электроотрицательных элементов, то последние имеют в соединениях отрицательную степень окисления.

Существуют элементы, для которых характерно только одно значение степени окисления (фтор, металлы IA и IIA групп и т.д.). Фтор, характеризующийся наибольшим значением электроотрицательности, в соединениях всегда имеет постоянную отрицательную степень окисления (-1).

Щелочные и щелочноземельные элементы, для которых свойственно относительно невысокое значение электроотрицательности, всегда имеют положительную степень окисления, равную соответственно ( 1) и ( 2).

Однако, имеются и такие химические элементы, для которых характерны несколько значений степени окисления (сера – (-2), 0, ( 2), ( 4), ( 6) и др.).

Для того, чтобы легче было запомнить сколько и какие степени окисления характерны для конкретного химического элемента используют таблицы степеней окисления химических элементов, которые выглядят следующим образом:

Порядковый номер

Русское / англ. название

Химический символ

Степень окисления

1

Водород / Hydrogen

H

( 1), (-1)

2

Гелий / Helium

He

0

3

Литий / Lithium

Li

( 1)

4

Бериллий / Beryllium

Be

( 2)

5

Бор / Boron

B

(-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3)

6

Углерод / Carbon

C

(-4), (-3), (-2), (-1), 0, ( 2), ( 4)

7

Азот / Nitrogen

N

(-3), (-2), (-1), 0, ( 1), ( 2), ( 3), ( 4), ( 5)

8

Кислород / Oxygen

O

(-2), (-1), 0, ( 1), ( 2)

9

Фтор / Fluorine

F

(-1)

10

Неон / Neon

Ne

0

11

Натрий / Sodium

Na

( 1)

12

Магний / Magnesium

Mg

( 2)

13

Алюминий / Aluminum

Al

( 3)

14

Кремний / Silicon

Si

(-4), 0, ( 2), ( 4)

15

Фосфор / Phosphorus

P

(-3), 0, ( 3), ( 5)

16

Сера / Sulfur

S

(-2), 0, ( 4), ( 6)

17

Хлор / Chlorine

Cl

(-1), 0, ( 1), ( 3), ( 5), ( 7), редко ( 2) и ( 4)

18

Аргон / Argon

Ar

0

19

Калий / Potassium

K

( 1)

20

Кальций / Calcium

Ca

( 2)

21

Скандий / Scandium

Sc

( 3)

22

Титан / Titanium

Ti

( 2), ( 3), ( 4)

23

Ванадий / Vanadium

V

( 2), ( 3), ( 4), ( 5)

24

Хром / Chromium

Cr

( 2), ( 3), ( 6)

25

Марганец / Manganese

Mn

( 2), ( 3), ( 4), ( 6), ( 7)

26

Железо / Iron

Fe

( 2), ( 3), редко ( 4) и ( 6)

27

Кобальт / Cobalt

Co

( 2), ( 3), редко ( 4)

28

Никель / Nickel

Ni

( 2), редко ( 1), ( 3) и ( 4)

29

Медь / Copper

Cu

1, 2, редко ( 3)

30

Цинк / Zinc

Zn

( 2)

31

Галлий / Gallium

Ga

( 3), редко ( 2)

32

Германий / Germanium

Ge

(-4), ( 2), ( 4)

33

Мышьяк / Arsenic

As

(-3), ( 3), ( 5), редко ( 2)

34

Селен / Selenium

Se

(-2), ( 4), ( 6), редко ( 2)

35

Бром / Bromine

Br

(-1), ( 1), ( 5), редко ( 3), ( 4)

36

Криптон / Krypton

Kr

0

37

Рубидий / Rubidium

Rb

( 1)

38

Стронций / Strontium

Sr

( 2)

39

Иттрий / Yttrium

Y

( 3)

40

Цирконий / Zirconium

Zr

( 4), редко ( 2) и ( 3)

41

Ниобий / Niobium

Nb

( 3), ( 5), редко ( 2) и ( 4)

42

Молибден / Molybdenum

Mo

( 3), ( 6), редко ( 2), ( 3) и ( 5)

43

Технеций / Technetium

Tc

( 6)

44

Рутений / Ruthenium

Ru

( 3), ( 4), ( 8), редко ( 2), ( 6) и ( 7)

45

Родий / Rhodium

Rh

( 4), редко ( 2), ( 3) и ( 6)

46

Палладий / Palladium

Pd

( 2), ( 4), редко ( 6)

47

Серебро / Silver

Ag

( 1), редко ( 2) и ( 3)

48

Кадмий / Cadmium

Cd

( 2), редко ( 1)

49

Индий / Indium

In

( 3), редко ( 1) и ( 2)

50

Олово / Tin

Sn

( 2), ( 4)

51

Сурьма / Antimony

Sb

(-3), ( 3), ( 5), редко ( 4)

52

Теллур / Tellurium

Te

(-2), ( 4), ( 6), редко ( 2)

53

Иод / Iodine

I

(-1), ( 1), ( 5), ( 7), редко ( 3), ( 4)

54

Ксенон / Xenon

Xe

0

55

Цезий / Cesium

Cs

( 1)

56

Барий / Barium

BA

( 2)

57

Лантан / Lanthanum

La

( 3)

58

Церий / Cerium

Ce

( 3), ( 4)

59

Празеодим / Praseodymium

Pr

( 3)

60

Неодим / Neodymium

Nd

( 3), ( 4)

61

Прометий / Promethium

Pm

( 3)

62

Самарий / Samarium

Sm

( 3), редко ( 2)

63

Европий / Europium

Eu

( 3), редко ( 2)

64

Гадолиний / Gadolinium

Gd

( 3)

65

Тербий / Terbium

Tb

( 3), ( 4)

66

Диспрозий / Dysprosium

Dy

( 3)

67

Гольмий / Holmium

Ho

( 3)

68

Эрбий / Erbium

Er

( 3)

69

Тулий / Thulium

Tm

( 3), редко ( 2)

70

Иттербий / Ytterbium

Ib

( 3), редко ( 2)

71

Лютеций / Lutetium

Lu

( 3)

72

Гафний / Hafnium

Hf

( 4)

73

Тантал / Tantalum

Ta

( 5), редко ( 3), ( 4)

74

Вольфрам / Tungsten

W

( 6), редко ( 2), ( 3), ( 4) и ( 5)

75

Рений / Rhenium

Re

( 2), ( 4), ( 6), ( 7), редко (-1), ( 1), ( 3), ( 5)

76

Осмий / Osmium

Os

( 3), ( 4), ( 6), ( 8), редко ( 2)

77

Иридий / Iridium

Ir

( 3), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 2)

78

Платина / Platinum

Pt

( 2), ( 4), ( 6), редко ( 1) и ( 3)

79

Золото / Gold

Au

( 1), ( 3), редко ( 2)

80

Ртуть / Mercury

Hg

( 1), ( 2)

81

Талий / Thallium

Tl

( 1), ( 3), редко ( 2)

82

Свинец / Lead

Pb

( 2), ( 4)

83

Висмут / Bismuth

Bi

( 3), редко ( 3), ( 2), ( 4) и ( 5)

84

Полоний / Polonium

Po

( 2), ( 4), редко (-2) и ( 6)

85

Астат / Astatine

At

86

Радон / Radon

Ra

0

87

Франций / Francium

Fr

88

Радий / Radium

Ra

( 2)

89

Актиний / Actinium

Ac

( 3)

90

Торий / Thorium

Th

( 4)

91

Проактиний / Protactinium

Pa

( 5)

92

Уран / Uranium

U

( 3), ( 4), ( 6), редко ( 2) и ( 5)

Титан(titanium)

Титан входит в десятку самых распространённых элементов земной коры, в почвах и горных породах его обычно от 0,5 до 1,5 %. Однако некоторые местности особенно богаты титаном. Так, на острове Святой Елены, «где угасал Наполеон», содержание этого элемента достигает 2,5 %.

По сравнению с другими часто встречающимися металлами титан дороже, поскольку его очень сложно извлекать из руд: он исключительно прочно связан с кислородом. Как и все наиболее распространённые элементы, титан неизбежно присутствует в живых организмах.

У взрослого человека в селезенке, надпочечниках и щитовидной железе содержится примерно 20 мг титана. Однако его роль в точности пока не выяснена. Точно установлено, что титан совершенно не ядовит. В медицинской литературе описан случай, когда человек съел почти полкилограмма TiO2 – и никаких последствий.

рутил фото
Кристаллы рутила

Еще в начале ХХ в. никто не предполагал, что через каких-нибудь 30—50 лет малоизвестный металл титан войдет в число самых важных конструкционных материалов и сплавов, используемых в современной технике.

Однако все по порядку. Хотя минералы титана — рутил TiО2 и ильменит FeTiО6 широко распространены в природе, этот элемент долгие годы оказывался «в тени», его соединения не являлись предметом специальных исследований. Лишь в 1795 г. известный немецкий химик Мартин Клапрот выделю титан из рутила.

Новооткрытый элемент был назван в честь титанов – сыновей Урана (Неба) и Геи (Земли), низверженных Зевсом в царство тьмы. В 1910 г. металлический титан чистотой 99% удалось получить американскому исследователю Майклу Хантеру при восстановлении тетрахлорида титана металлическим натрием:

TiCl4 4Na → Ti 4NaCl.

Изучив свойства полученного металла, Хантер пришел к выводу, что большого будущего у титана нет – он слишком хрупок и непригоден к механической обработке. Прошло еще 15 лет, и два нидерландских химика А. ванн Аркель и И. де Бур, открыли новый способ получения тугоплавких металлов высокой степени чистоты.

Они нагревали титан с небольшим количеством йода в специальном приборе. Образующийся тетрайодид титана подвергался термическому разложению в вакууме, выделяющийся при этом титан конденсировался на раскаленной вольфрамовой нити, а освобождающийся йод вступал в реакцию с новой порцией титана, вновь образуя йодид.

Титан фото
Титан

Как оказалось, чистый титан обладает невероятной пластичностью – из него можно получить тончайшую фольгу. По прочности титан превосходит железо, а его коррозионная стойкость исключительно высока – металл можно хранить в морской воде. Наконец, титан тугоплавок (tпл = 1668оС).

Распространенность титана в земной коре очень велика, и хотя производство его обходится недешево, нет сомнений в том, что титан – металл не только нашего времени, но и будущего.

Физические свойства

Титан — лёгкий серебристо-белый металл. При нормальном давлении существует в двух кристаллических модификациях: низкотемпературный α-Ti с гексагональной плотноупакованной решёткой (гексагональная сингония, пространственная группа C6mmc, параметры ячейки a = 0,2953 нм, c = 0,4729 нм, Z = 2) и высокотемпературный β-Ti с кубической объёмно-центрированной упаковкой (кубическая сингония, пространственная группа Im3m, параметры ячейки a = 0,3269 нм, Z = 2), температура перехода α↔β 883 °C, теплота перехода ΔH=3,8 кДж/моль (87,4 кДж/кг).

Большинство металлов при растворении в титане стабилизируют β-фазу и снижают температуру перехода α↔β. При давлении выше 9 ГПа и температуре выше 900 °C титан переходит в гексагональную фазу (ω-Ti).

Температура плавления титана при нормальном давлении равна 1670 ± 2 °C, или 1943 ± 2 К (принята в качестве одной из вторичных калибровочных точек температурной шкалы ITS-90. Температура кипения 3287 °C. При достаточно низкой температуре (-80 °C), титан становится довольно хрупким.

Молярная теплоёмкость при нормальных условиях Cp = 25,060 кДж/(моль·K), что соответствует удельной теплоёмкости 0,523 кДж/(кг·K). Теплота плавления 15 кДж/моль, теплота испарения 410 кДж/моль.

Характеристическая дебаевская температура 430 К. Теплопроводность 21,9 Вт/(м·К) при 20 °C. Температурный коэффициент линейного расширения 9,2·10−6 К−1 в интервале от −120 до 860 °C. Молярная энтропия α-титана S0 = 30,7 кДж/(моль·К).

Для титана в газовой фазе энтальпия формирования ΔH0f = 473,0 кДж/моль, энергия Гиббса ΔG0f = 428,4 кДж/моль, молярная энтропия S0 = 180,3 кДж/(моль·К), теплоёмкость при постоянном давлении Cp = 24,4 кДж/(моль·K)

Удельное электрическое сопротивление при 20 °C составляет 0,58 мкОм·м (по другим данным 0,42 мкОм·м), при 800 °C 1,80 мкОм·м. Температурный коэффициент сопротивления 0,003 К−1 в диапазоне 0…20 °C.

Пластичен, сваривается в инертной атмосфере. Прочностные характеристики мало зависят от температуры, однако сильно зависят от чистоты и предварительной обработки. Для технического титана твёрдость по Виккерсу составляет 790—800 МПа, модуль нормальной упругости 103 ГПа, модуль сдвига 39,2 ГПа.

Имеет высокую вязкость, при механической обработке склонен к налипанию на режущий инструмент, и поэтому требуется нанесение специальных покрытий на инструмент, различных смазок.

При обычной температуре покрывается защитной пассивирующей плёнкой оксида TiO2, благодаря этому коррозионностоек в большинстве сред (кроме щелочной).

Температура перехода в сверхпроводящее состояние 0,387 К. При температурах выше 73 кельвин титан парамагнитен. Магнитная восприимчивость при 20 °C составляет 3,2·10−6. Постоянная Холла α-титана равна 1,82·10−13.

Химические свойства титана

Хотя прочная оксидная плёнка надежно защищает титан от окисления, он довольно легко растворяется в плавиковой и концентрированной соляной кислотах:

Ti 6HF = H2TiF6 2H2

2Ti 6HCl = 2TiCl3 3H2

Свойства титана удивительным образом изменяются при высоких температурах. Нагретый до 800 — 1000 оС, он реагирует не только с галогенами и кислородом, но и с бором, серой, углеродом и даже азотом, образуя твёрдые и хрупкие соединения, примеси которых сильно ухудшают механические свойства металла.

В соединениях титан проявляет, как правило, две степени окисления: 3 и 4. Белый тугоплавкий (tпл =1870 о С) порошок оксида титана (IV) TiO2 получается при сгорании титана в атмосфере кислорода. Прокаленный при высокой температуре TiО2 химически инертен и используется для приготовления титановых белил.

Свежеосажденный TiО2 проявляет свойства амфотерного оксида — растворяется в концентрированных щелочах и сильных кислотах с образованием бесцветных растворов титанатов и солей титанила TiО2 .

TiO2∙nH2O 2NaOH = Na2TiO3∙nH2O H2O

TiO2∙nH2O H2SO4 = TiOSO4 (n 1)H2O

При спекании TiО2 с оксидом, пероксидом или карбонатом щелочного или щёлочноземельного металла образуются безводные титанаты:

TiO2 K2CO3 = K2TiO3 CO2

2TiO2 2BaO2 = 2BaTiO3 O2

Титанат бария BaTiO3 (tпл= 1705оС) проявляет свойства пьезоэлектрика и используется в технике.

При производстве титана рутил TiО2 переводят в хлорид TiCl4 нагреванием с углём в токе хлора:

TiO2 2C 2Cl2 = TiCl4 2CO

Тетрахлорид титана TiCl4 — летучая бесцветная жидкость (tпл = -24 oС, = 136 оC), легко гидролизующаяся водой. Для получения металла ее восстанавливают натрием или магнием в атмосфере аргона. Такой способ производства титана гораздо проще, нежели прямое восстановление рутила.

Водные растворы соединений трёхвалентного титана окрашены в фиолетовый цвет. В инертной атмосфере они устойчивы, но кислород воздуха медленно окисляет их до производных Ti(IV). При действии щелочей на соли Ti(III) образуется пурпурный осадок гидроксида Ti(OH)3.

Поразительна химическая стойкость чистого титана, нередко она более высокая, чем у благородных металлов. На титан, например, не действуют хлорная вода, смесь концентрированных азотной и серной кислот и даже царская водка (золото во всех этих жидкостях растворяется).

Исключительно стоек титан и к коррозии. Если в морскую воду погрузить пластинки из алюминия, монеля (медно-никелевого сплава, который используется для чеканки монет), нержавеющей стали и титана толщиной 1 мм, их судьбы окажутся разными. Алюминиевая пластинка уже через несколько дней покроется серыми пятнами (точечная коррозия), а через пять месяцев разрушится.

Монелевая — станет тёмно-зелёной из-за взаимодействия меди и никеля с агрессивной морской водой, а примерно год спустя её постигнет судьба алюминиевой. Стальная пластинка продержится года четыре, постепенно покрываясь ржавыми пятнами.

Но и у титана есть своя «ахиллесова пята» — он очень «боится» соединений фтора. Во фтороводородной (плавиковой) кислоте обычно стойкий металл растворяется чуть ли не так же быстро, как магниевая стружка в соляной кислоте.

Цирконий(zirconium) и гафний(hafnium)

Цирконий фото
Цирконий

Вместе с титаном в состав побочной подгруппы IV группы входят цирконий и гафний. Цирконий был открыт М. Клапротом за несколько лет до титана – в 1789 г. Название ему дали по минералу циркону. Цирконий – не редкий, но рассеянный элемент. В земной коре его больше, чем меди, олова или цинка, однако распыленность циркония настолько велика, что его применение долгое время оставалось ограниченным из-за очень высокой стоимости производства.

Еще более рассеянным элементом оказался гафний. Его открыли голландец Дирк Костер и венгр Дьёрдь Хевеши в 1923 г. в виде примеси к цирконию. Гафний назвали в честь древнего наименования Копенгагена – Гафниа, хотя вначале для него предлагали имя «даний».

Химия циркония и гафния в целом похожа на химию титана. Следует отметить два основных отличия. Первое: для этих двух металлов характерна только одна степень окисления ( 4). Второе: цирконий и гафний еще более инертны, чем титан. Растворить их можно лишь в смеси плавиковой и концентрированной азотной кислот:

Zr 4HNO3 7HF = H3ZrF7 4NO2 4H2O

В этой реакции азотная кислота является окислителем, а плавиковая связывает ионы металла в прочный комплекс. При взаимодействии циркония с йодом образуется йодид циркония ZrI4 – желтое кристаллическое вещество, легко возгоняющееся при температуре около 430оС.

Оксид ZrO2 очень тугоплавок (tпл = 2700оС) и инертен при высоких температурах. С добавками оксидов иттрия или кальция его применяют как огнеупорный материал, используют в производстве защитных плёночных покрытий, а также тугоплавких и прочных стёкол.

Гафний фото
Гафний
Оцените статью
Кислород
Добавить комментарий