Усі елементи головної підгрупи періодичної системи. Елементи головної підгрупи IV групи

Підгрупа галогенів

Лекція №3

План лекції

1. Загальна характеристикапідгрупи

2. Знаходження у природі. Історія отримання фтору

3. Методи одержання фтору

4. Фізичні та хімічні властивості фтору

5. З'єднання фтору – фториди

6. Фізичні та хімічні властивості фтороводню

7. Кисневі сполуки фтору

8. Застосування фтору та його сполук

9. Знаходження у природі. Істрія одержання хлору

10. Фізичні та хімічні властивості фтору

11. З'єднання хлору – хлориди. Порівняльна характеристикагалогенводнів

12. Кисневі сполуки хлору

13. Застосування хлору та його сполук. Біологічна роль хлору.

14. Знаходження у природі. Історія отримання брому, йоду

15. Фізичні та хімічні властивості брому та йоду

16. З'єднання брому та йоду

17. Застосування брому та йоду

До елементів VII (17) групи головної підгрупи відносяться фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.

В основному стані атоми галогенів мають електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня– …ns 2 np 5 де n – головне квантове число (номер періоду). Для атомів галогенів характерні такі ступеня окиснення: для фтору - (-1, 0); для хлору - (-1, 0, +1, +3, (+4), +5, (+6), +7); для брому - (-1, 0, +1, +3, (+4), +5, +7); для астату - (-1, 0, +5).

У табл. 1 представлені основні властивості VII(17) групи головної підгрупи.

Властивість	F	Cl	Br	I	At
Заряд ядра
Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня в основному стані	…2s 2 2p 5	…3s 2 3p 5	…4s 2 4p 5	…5s 2 5p 5	…6s 2 6p 5
Орбітальний радіус, пм					–
Енергія іонізації, еВ	17,46	13,01	11,82	10,30	9,2
Енергія спорідненості до електрона, еВ	3,45	3,61	3,37	3,08	–
Електронегативність: за Полінгом за Оллредом-Роховим	4,00 4,10	3,20 2,83	3,00 2,48	2,70 2,21	2,20 1,96
Температура плавлення, ºС	–220,6	–100,9	–7,2	+113,5	+298
Температура кипіння, ºС	–187,7	–34,2	+58,8	+184,5	+411
Діна зв'язку, пм					–
Е зв'язку, кДж/моль					–

У VII групі головній підгрупі зверху донизу ефективний заряд ядра збільшується, орбітальний радіус також збільшується, енергія іонізації зменшується, відновлювальні властивості атомів зростають. Для атомів галогенів характерні високі значення енергії іонізації, тому відновлювальні властивості їм малохарактерны.

У VII групі головній підгрупі зверху вниз ефективний заряд ядра збільшується, орбітальний радіус збільшується, енергія спорідненості з електроном зменшується, окисні властивості атомів зменшуються.

Атом фтору не має вільних d-орбіталей, валентні електрони атома фтору (... 2s 2 2p 5) слабо екрановані від дії ядра, що пояснює невеликий радіус атома фтору та високі значення енергії іонізації та електронегативності. Енергія спорідненості до електрона у атома фтору менша, ніж у атома хлору. Це з невеликим радіусом атома фтору і сильним міжелектронним відштовхуванням при приєднанні електрона до атома.

У VII групі головній підгрупі зверху донизу енергія іонізації зменшується, енергія спорідненості до електрона зменшується, електронегативність зменшується.

У газоподібному, рідкому та твердому стані молекули галогенів двоатомні Г 2 . Дані речовини мають молекулярні кристалічні грати, і як наслідок цього низькі температури кипіння та плавлення.

У VII групі головній підгрупі зверху вниз температури плавлення та кипіння зростають. Для речовин з молекулярними кристалічними гратами температури плавлення і кипіння залежать від величини енергії міжмолекулярної взаємодії. Оскільки молекули галогенів неполярні, тому їм енергія міжмолекулярного взаємодії залежить від величини поляризуемости. Поляризованість зростає від F 2 до Cl 2 внаслідок збільшення довжини хімічного зв'язку та загальної кількості електронів.

У вільному вигляді всі галогени пофарбовані: F 2 – блідо-зелений газ; Cl 2 – жовто-зеленого кольору газ; Br2 – червоно-бура рідина; I 2 – тверда речовина сіро-фіолетового кольору; At – сіра речовина із металевим блиском.

9 F 1s 2 2s 2 2p 5

17 Cl 3s 2 3p 5

35 Br 3d 10 4s 2 4p 5

53 I 4d 10 5s 2 5p 5

85 At 4f 14 5d 10 6s 2 6p 5

5 елементів головної підгрупи VII групи мають загальну групову назву "галогени" (Hal), що означає "соленароджуючі".

У підгрупу галогенів входять фтор, хлор, бром, йод та астат (астат – радіоактивний елемент, вивчений мало). Це р-елементи групи періодичної системи Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають 7 електронів ns 2 np 5 . Цим пояснюється спільність їх властивостей.

Властивості елементів підгрупи галогенів

Вони легко приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окиснення -1. Такий ступінь окислення галогени мають у сполуках з воднем та металами.

Однак атоми галогенів, крім фтору, можуть виявляти і позитивні ступені окислення: +1, +3, +5, +7. Можливі значення ступенів окиснення пояснюються електронною будовою, Яке у атомів фтору можна уявити схемою

Будучи найбільш електронегативним елементом, фтор може приймати тільки один електрон на 2р-подуровень. У нього один неспарений електрон, тому фтор буває лише одновалентним, а ступінь окиснення завжди -1.

Електронна будова атома хлору виражається схемою:

У атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні та звичайному (незбудженому) стані хлор одновалентний. Але оскільки хлор перебуває у третьому періоді, він має ще п'ять орбіталей 3 -подуровня, у яких можуть розміститися 10 електронів.

У збудженому стані атома хлору електрони переходять з 3p- та 3s-підрівнів на 3d-підрівень (на схемі показано стрілками). Роз'єднання (розпарювання) електронів, що у однієї орбіталі, збільшує валентність на дві одиниці. Очевидно, хлор та його аналоги (крім фтору) можуть виявляти лише непарну змінну валентність 1, 3, 5, 7 та відповідні позитивні ступені окислення. У фтору немає вільних орбіталей, а значить, при хімічних реакціяхнемає роз'єднання спарених електронів в атомі. Тому при розгляді властивостей галогенів завжди треба враховувати особливості фтору та сполук.

Водні розчини водневих сполук галогенів є кислотами: НF – фтороводнева (плавикова), НСl – хлороводнева (соляна), НВr – бромводнева, НI – йодоводнева.

Однакова будова зовнішнього електронного шару (ns 2 np 5) обумовлює велику схожість елементів.

Прості речовини - неметали F 2 (газ), Cl 2 (газ), Вг 2 (ж), l 2 (тв.).

При утворенні ковалентних зв'язків галогени найчастіше використовують один неспарений р-електрон, наявний у незбудженому атомі, виявляючи у своїй В = I.

Валентні стани атомів CI, Br, I.

Утворюючи зв'язки з атомами електронегативних елементів, атоми хлору, брому і йоду можуть переходити з основного валентного стану в збуджені, що супроводжується переходом електронів на вакантні орбіталі d-підрівня. При цьому кількість неспарених електронів збільшується, внаслідок чого атоми CI, Br, I можуть утворювати більшу кількість ковалентних зв'язків:

Відмінність F від інших галогенів

В атомі F валентні електрони знаходяться на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- та р-підрівні. Це виключає можливість переходу атомів F у збуджені стани, тому фтор у всіх сполуках виявляє постійну, рівну I. Крім того, фтор - найбільш електронегативний елемент, внаслідок чого має і постійну с. о. -1.

Найважливіші сполуки галогенів

I. Галогеноводні HHal.

II Галогеніди металів (солі галогеноводородних кислот) - найчисленніші та стійкі сполуки галогенів

ІІІ. Галогенорганічні сполуки

IV. Кисневмісні речовини:

Нестійкі оксиди, з яких достовірним вважатимуться існування 6 оксидів (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 7 , Вr 2 O, ВrO 2 , I 2 O 5);

Нестійкі оксокислоти, з яких лише 3 кислоти виділені як індивідуальні речовини (НСlO 4 , НlO 3 , НlO 4);

Солі оксокислот, головним чином хлорити, хлорати та перхлорати.

До підгрупи міді належать три елементи - мідь, срібло та золото. Подібно до атомів лужних металів, атоми всіх цих елементів мають у зовнішньому шарі по одному електрону; але передостанній їх електронний шар містить, на відміну атомів лужних металів, вісімнадцять електронів. Структуру двох зовнішніх електронних оболонок атомів цих елементів можна зобразити формулою (де номер періоду, в якому знаходиться даний елемент). Усі елементи підгрупи міді - передостанні члени декад-елементів. Однак, як видно з наведеної формули, їх атоми містять на підрівні не 9, а 10 електронів. Це тим, що структура стійкіша, ніж структура (див. стор. 93). Порівнюючи дані табл. 31 з відповідними величинами для лужних металів (табл. 30), можна бачити, що радіуси атомів міді, срібла та золота менше радіусів атомів металів головної підгрупи. Це зумовлює значно більшу щільність, високі температури плавлення і великі величини ентальпії атомізації металів, що розглядаються; менші за розміром атоми розташовуються у ґратах щільніше, унаслідок чого сили тяжіння з-поміж них великі. Малий радіус атомів пояснює також вищі значення енергії іонізації металів цієї підгрупи, ніж лужних металів. Це призводить до великих відмінностей у хімічних властивостях металів обох підгруп. Елементи підгрупи міді – малоактивні метали. Вони насилу окислюються, і, навпаки, їх іони легко відновлюються; вони не розкладають воду, їх гідроксиди є порівняно слабкими підставами. Серед напруг вони стоять після водню. У той же час вісімнадцятиелектронний шар, стійкий у інших елементів, тут ще не повністю стабілізувався і здатний до часткової втрати електронів. Так, мідь поряд із однозарядними катіонами утворює і двозарядні, які для неї навіть більш характерні. Так само для золота ступінь окисленості більш характерна, ніж. Ступінь окиснення срібла в його звичайних сполуках дорівнює однак відомі сполуки зі ступенем окиснення срібла і.

45. Елементи 3-ї головної підгрупи
Третя група періодичної системи охоплює дуже велику кількість хімічних елементів, тому що до її складу, крім елементів головної та побічної підгруп, входять елементи з порядковими номерами 58-71 (лантаноїди) і з порядковими номерами 90-103 (актиноїди). Ми розглянемо лантаноїди та актиноїди разом із елементами побічної підгрупи. Елементи головної підгрупи третьої групи - бір, алюміній, галій, індій та талій; характеризуються наявністю трьох електронів у зовнішньому електронному шарі атома. Другий зовні електронний шар атома бору містить два електрони, атома алюмінію - в Металеві властивості аналізованих елементів виражені слабше, ніж у відповідних елементів головних підгруп другої і особливо першої групи, а у бору переважають неметалеві властивості. У сполуках вони виявляють ступінь окислення +3. Однак із зростанням атомної маси з'являються і нижчі ступені окисленості. Для останнього елемента підгрупи – талію – найбільш стійкі сполуки, в яких його ступінь окисленості дорівнює +1. Зі збільшенням порядкового номера металеві властивості аналізованих елементів, як та інших головних підгрупах, помітно посилюються. Так, оксид бору має кислотний характер, оксиди алюмінію, галію та індія – амфотерни, а оксид талію (III) має основний характер. У практичному відношенні найбільш важливими з елементів третьої групи є бор та алюміній.

46. ​​Елементи 4-ї головної підгрупи
Головну підгрупу четвертої групи періодичної системи утворюють п'ять елементів - вуглець, кремній, германій, олово та свинець. При переході від вуглецю до свинцю розміри атомів зростають. Тому слід очікувати, що здатність до приєднання електронів, а отже, і неметалеві властивості будуть при цьому слабшати, а легкість віддачі електронів - зростати. Справді, вже в германію виявляються металеві властивості, а в олова та свинцю вони переважають над неметалевими. Таким чином, тільки перші два члени описуваної групи є неметалами, германій зараховують і до металів, і до неметал, олово і свинець-метали. Для елементів аналізованої групи характерні ступеня окиснення +2 і +4. З'єднання вуглецю і кремнію, в яких ступінь окислення цих елементів дорівнює +2, нечисленні і порівняно малостійкі. Таблиця 28. Деякі властивості вуглецю та його аналогів

47. Елементи 5-ої головної підгрупи
До головної підгрупи V групи періодичної системи належать азот, фосфор, миш'як, сурма та вісмут. Ці елементи, маючи п'ять електронів у зовнішньому шарі атома, характеризуються загалом як неметали. Проте здатність до приєднання електронів виражена вони значно слабкіше, ніж у відповідних елементів VI і VII груп. Завдяки наявності п'яти зовнішніх електронів, найвища позитивна окисленість елементів цієї підгрупи дорівнює +5, а негативна -3. Внаслідок відносно меншої електронегативності зв'язок елементів з воднем менш полярна, ніж зв'язок з воднем елементів VI і VII груп. Тому водневі сполукицих елементів не відщеплюють у водному розчині іони водню і, таким чином, не мають кислотними властивостями. Фізичні та хімічні властивості елементів підгрупи азоту змінюються зі збільшенням порядкового номера в тій же послідовності, яка спостерігалася в раніше розглянутих групах. елементам тягне у себе поява і наростання металевих властивостей. Останні помітні вже у миш'яку, сурма приблизно однаково має ті й інші властивості, а вісмуту металеві властивості переважають над неметалевими. Найважливіші властивості елементів аналізованої підгрупи наведено у табл. 27. Таблиця 27. Деякі властивості азоту та його аналогів

48. Органічні сполуки вуглецю
Сполуки вуглецю (за винятком деяких найпростіших) здавна отримали назву органічних сполук, тому що в природі вони зустрічаються майже виключно в організмах тварин і рослин, беруть участь у життєвих процесах або є продуктами життєдіяльності чи розпаду організмів. На відміну від органічних сполук такі речовини, як пісок, глина, різні мінерали, вода, оксиди вуглецю, вугільна кислота, її солі та інші, що зустрічаються в «неживій природі», отримали назву неорганічних або мінеральних речовин. Розподіл речовин на органічні та неорганічні виникло внаслідок своєрідності органічних сполук, що мають специфічні властивості. Довгий часвважалося, що вуглецевмісні речовини, що утворюються в організмах, в принципі, неможливо отримувати шляхом синтезу з неорганічних сполук. Утворення органічних речовин приписувалося впливу особливої, недоступної пізнання «життєвої сили», що діє лише в живих організмах і зумовлює специфіку органічних речовин. Це вчення, що стало різновидом ідеалістичних уявлень про природу, отримало назву віталізму (від латинського vis vitalis - життєва сила). Віталісти намагалися в явищах живої природи знайти доказ існування у світі якихось таємничих сил, які не піддаються вивченню та не підпорядковуються загальним фізико-хімічним законам. Концепція віталістів була найбільш повно сформульована одним із найавторитетніших хіміків першої половини XIXстоліття – шведським ученим І. Я. Берцеліусом. Віталістичні погляди заважали прогресу у вивченні природи органічних речовин і спростували під час розвитку науки. У 1824 р. німецький хімік Ф. Велер, учень Берцеліуса, вперше отримав з не органічної речовинидиціана NC-CN при нагріванні його з водою щавлеву кислоту НООС-СООН - органічна сполука, яка доти видобувалася тільки з рослин. У 1828 р. Велер здійснив перший синтез речовини тваринного походження: нагріванням неорганічної сполуки ціанату амонію NH4CNO отримав сечовину (карбамід) (NH2)CO цю речовину доти виділяли лише з сечі. Незабаром були здійснені в лабораторних умовах синтези та інших органічних речовин: у 1845 р. у Німеччині Г. Кольбе синтезував оцтову кислоту, у 1854 р. у Франції М. Бертло синтетичним шляхом отримав жир, у 1861 р. у Росії А. М. Бутлеров здійснив синтез цукристої речовини і т. д. В даний час шляхом синтезу одержують безліч органічних сполук. Більше того, виявилося, що багато органічних речовин набагато простіше і дешевше отримувати синтетично, ніж виділяти із природних продуктів. Найбільшим успіхом хімії років XX століття став перший синтез простих білків - гормону інсуліну та ферменту рибонуклеази. Таким чином доведено можливість синтетичного отримання навіть білків - найскладніших органічних речовин, які є неодмінними учасниками життєвих процесів; за визначенням Ф. Енгельса: "Життя є спосіб існування білкових тіл". З розвитком синтезу органічних сполук було знищено грань, що відокремлює ці сполуки від неорганічних, проте назва «органічні сполуки» збереглася. Більшість відомих нині сполук вуглецю в організмах навіть зустрічаються, а отримані штучним шляхом.

49. Елементи 8-ої побічної групи
Побічна підгрупа восьмої групи періодичної системи охоплює три тріади d-елементів. Першу тріаду утворюють елементи Fe, кобальт і нікель, другу тріаду - рутеній, родій і паладій і третю тріаду - осмій, іридій та платина. Більшість елементів аналізованої підгрупи мають два електрони у зовнішньому електронному шарі атома; всі вони є металами. Окрім зовнішніх електронів в освіті хімічних зв'язківберуть участь також електрони попереднього недобудованого шару. Для цих елементів характерні ступеня окиснення, рівні 2, 3, 4. Вищі ступеня окиснення проявляються рідше. Порівняння фізичних і хімічних властивостей елементів восьмої групи показує, що залізо, кобальт і нікель, що у першому великому періоді, дуже подібні між собою й те водночас сильно від елементів двох інших тріад. Тому їх зазвичай виділяють у сімейство заліза. Інші шість елементів восьмої групи об'єднуються під загальною назвою платинових металів.

Основні ступені окислення заліза - +2 та +3.

При зберіганні повітря при температурі до 200 °C залізо поступово покривається щільною плівкою оксиду, що перешкоджає подальшому окисленню металу. У вологому повітрі залізо покривається пухким шаром іржі, який не перешкоджає доступу кисню та вологи до металу та його руйнуванню. Іржа не має постійного хімічного складу, приблизно її хімічну формулу можна записати як Fe2O3 xH2O.

З киснем залізо реагує під час нагрівання. При згорянні заліза у повітрі утворюється оксид Fe3O4, при згорянні у чистому кисні - оксид Fe2O3. Якщо кисень чи повітря пропускати через розплавлене залізо, утворюється оксид FeO. При нагріванні порошку сірки та заліза утворюється сульфід, наближену формулу якого можна записати як FeS.

При нагріванні залізо реагує із галогенами. Оскільки FeF3 нелеткий, залізо стійке до дії фтору до температури 200-300 °C. При хлоруванні заліза (при температурі близько 200 ° C) утворюється летючий димер Fe3Cl6. Якщо взаємодія заліза та брому протікає при кімнатній температурі або при нагріванні та підвищеному тискупарів брому, то утворюється FeBr3. При нагріванні FeCl3 і, особливо, FeBr3 відщеплюють галоген і перетворюються на галогеніди заліза(II). При взаємодії заліза та йоду утворюється йодид Fe3I8.

При нагріванні залізо реагує з азотом, утворюючи нітрид заліза Fe3N, з фосфором, утворюючи фосфіди FeP, Fe2P і Fe3P, з вуглецем, утворюючи карбід Fe3C, з кремнієм, утворюючи кілька силіцидів, наприклад FeSi.

При підвищеному тиску металеве залізо реагує з оксидом вуглецю(II) CO, причому утворюється рідкий, за звичайних умов легко летючий пентакарбоніл заліза Fe(CO)5. Відомі також карбоніли заліза складів Fe2(CO)9 і Fe3(CO)12. Карбоніли заліза служать вихідними речовинами при синтезі залізоорганічних сполук, у тому числі ферроцену складу (η5-C5H5)2Fe.

Чисте металеве залізо стійке у воді та у розведених розчинах лугів. Залізо не розчиняється в холодних концентрованих сірчаної та азотної кислотах через пасивацію поверхні металу міцною оксидною плівкою. Гаряча концентрована сірчана кислота, будучи сильнішим окислювачем, взаємодіє із залізом.

З соляною та розведеною (приблизно 20%-ю) сірчаною кислотами залізо реагує з утворенням солей заліза(II):

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2;

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2.

При взаємодії заліза з приблизно 70% сірчаною кислотою реакція протікає з утворенням сульфату заліза(III):

2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

Оксид заліза(II) FeO має основні властивості, йому відповідає основа Fe(OH)2. Оксид заліза(III) Fe2O3 слабо амфотерен, йому відповідає ще слабша, ніж Fe(OH)2, основа Fe(OH)3, яка реагує з кислотами:

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.

Гідроксид заліза(III) Fe(OH)3 виявляє слабко амфотерні властивості, він здатний реагувати лише з концентрованими розчинами лугів:

Fe(OH)3 + 3КОН → K3.

Гідроксокомплекси заліза(III), що утворюються при цьому, стійкі в сильно лужних розчинах. При розведенні розчинів водою вони руйнуються, причому осад випадає Fe(OH)3.

З'єднання заліза(III) у розчинах відновлюються металевим залізом:

Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2.

При зберіганні водних розчинів солей заліза(II) спостерігається окислення заліза(II) до заліза(III):

4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2.

З солей заліза(II) водних розчинахстійка сіль Мора - подвійний сульфат амонію та заліза(II) (NH4)2Fe(SO4)2 6Н2O.

Залізо(III) здатне утворювати подвійні сульфати з однозарядними катіонами типу галунів, наприклад, KFe(SO4)2 - залізокалієві галун, (NH4)Fe(SO4)2 - залізоамонійні галун і т. д.

При дії газоподібного хлору або озону на лужні розчини сполук заліза(III) утворюються сполуки заліза(VI) - ферати, наприклад, феррат(VI) ​​калію K2FeO4. Є повідомлення про отримання під впливом сильних окислювачів сполук заліза(VIII).

Для виявлення у розчині сполук заліза(III) використовують якісну реакцію іонів Fe3+ з тіоціанат-іонами SCN−. При взаємодії іонів Fe3+ з аніонами SCN утворюється яскраво-червоний роданід заліза Fe(SCN)3. Іншим реактивом на іони Fe3+ є гексаціаноферрат(II) калію K4 (жовта кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe3+ та 4− випадає яскраво-синій осад берлінської блакиті:

4K4 + 4Fe3+ → 4KFeIII↓ + 12K+.

Реактивом на іони Fe2+ у розчині може бути гексаціаноферрат(III) калію K3 (червона кров'яна сіль). При взаємодії іонів Fe2+ та 3− випадає осад турнбулевої сині:

3K3 + 3Fe2+→ 3KFe2↓ + 6K+.

Цікаво, що берлінська блакит і турнбулева синь - дві форми однієї й тієї ж речовини, тому що в розчині встановлюється рівновага:

KFe3 ↔ KFe2.

Нікель - елемент побічної підгрупи восьмої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 28. Позначається символом Ni (лат. Niccolum). Проста речовина нікель - це пластичний ковкий перехідний метал сріблясто-білого кольору, при нормальних температурах на повітрі покривається тонкою захисною плівкою оксиду. Хімічно малоактивний.

Атоми нікелю мають зовнішню конфігурацію електронної 3d84s2. Найбільш стійким нікелю є стан окислення Ni(II).

Нікель утворює сполуки зі ступенем окиснення +2 та +3. При цьому нікель зі ступенем окислення +3 у вигляді комплексних солей. Для сполук нікелю +2 відома велика кількість звичайних та комплексних сполук. Оксид нікелю Ni2O3 є сильним окислювачем.

Нікель характеризується високою корозійною стійкістю – стійкий на повітрі, у воді, у лугах, у ряді кислот. Хімічна стійкість обумовлена ​​його схильністю до пасивування - утворення на його поверхні щільної оксидної плівки, що має захисну дію. Нікель активно розчиняється у азотній кислоті.

З оксидом вуглецю CO нікель легко утворює летючий і отруйний карбоніл Ni(CO)4.

Тонкодисперсний порошок нікелю пірофорний (самоспалюється на повітрі).

Нікель горить лише у вигляді порошку. Утворює два оксиди NiO і Ni2O3 і відповідно два гідроксиди Ni(OH)2 та Ni(OH)3. Найважливіші розчинні солі нікелю - ацетат, хлорид, нітрат та сульфат. Розчини пофарбовані зазвичай у зелений коліра безводні солі - жовті або коричнево-жовті. До нерозчинних солей відносяться оксалат і фосфат (зелені), три сульфіди NiS (чорний), Ni2S3 (жовтувато-бронзовий) та Ni3S4 (чорний). Нікель також утворює численні координаційні та комплексні сполуки. Наприклад, диметилгліоксимат нікелю Ni(C4H6N2O2)2, що дає чітке червоне забарвлення кислому середовищішироко використовується в якісному аналізі для виявлення нікелю.

Водний розчин нікелю сульфату має зелений колір.

Водні розчини солей нікелю(II) містять іон гексаакванікелю(II) 2+. При додаванні до розчину, що містить ці іони, аміачного розчину відбувається осадження нікелю гідроксиду (II), зеленої желатиноподібної речовини. Цей осад розчиняється при додаванні надмірної кількості аміаку внаслідок утворення іонів гексаміміннікелю(II) 2+.

Нікель утворює комплекси з тетраедричною та плоскою квадратною структурою. Наприклад, комплекс тетрахлоронікелат (II) 2 – має тетраедричну структуру, а комплекс тетраціанонікелат (II) 2 – має плоску квадратну структуру.

У якісному та кількісному аналізі для виявлення іонів нікелю (II) використовується лужний розчин бутандіондіоксиму, відомого також під назвою диметилгліоксиму. При його взаємодії з іонами нікелю (II) утворюється червона координаційна сполука біс (бутандіондіоксимато) нікель(II). Це - хелатне з'єднання і бутандіондіоксимато-ліганд є бідентатним.

Масова часткакобальту у земній корі 4×10−3%. Кобальт входить до складу мінералів: кароліт CuCo2S4, ліннеїт Co3S4, кобальтин CoAsS, сферокобальтит CoCO3, смальтін CoAs2, скуттерудит (Co, Ni) As3 та інших. Всього відомо близько 30 кобальтовмісних мінералів. Кобальту супроводжують залізо, нікель, марганець та мідь. Вміст у морській воді приблизно (1,7)×10-10%. На повітрі кобальт окислюється за температури вище 300 °C.

Стійкий при кімнатній температурі оксид кобальту є складним оксидом Co3O4, що має структуру шпінелі, в кристалічній структурі якого одна частина вузлів зайнята іонами Co2+, а інша - іонами Co3+; розкладається із утворенням CoO вище 900 °C.

При високих температурахможна одержати α-форму або β-форму оксиду CoO.

Усі оксиди кобальту відновлюються воднем. С3О4 + 4Н2 → 3С + 4Н2О.

Оксид кобальту (III) можна отримати, прожарюючи сполуки кобальту (II), наприклад: 2С(ОН)2 + O2 → Co2O3 + Н2O.

Платина (лат. Platinum), Pt, хімічний елемент VIII групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 78, атомна маса 195,09; важкий тугоплавкий метал.
за хімічним властивостямплатина схожа на паладій, але виявляє велику хімічну стійкість. Реагує лише з гарячою царською горілкою: 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2 + 4NO + 8H2O

Платина повільно розчиняється в гарячій сірчаній кислоті та рідкому бромі. Вона не взаємодіє з іншими мінеральними та органічними кислотами. При нагріванні реагує з лугами та пероксидом натрію, галогенами (особливо у присутності галогенідів лужних металів): Pt + 2Cl2 + 2NaCl = Na2. При нагріванні платина реагує із сіркою, селеном, телуром, вуглецем та кремнієм. Як і паладій, платина може розчиняти молекулярний водень, але обсяг водню, що поглинається, менше і здатність його віддавати при нагріванні у платини менше.

При нагріванні платина реагує з киснем з утворенням летких оксидів. Виділено такі оксиди платини: чорний PtO, коричневий PtO2, червонувато-коричневий PtO3, а також Pt2O3 та Pt3O4.

Для платини відомі гідроксиди Pt(OH)2 та Pt(OH)4. Отримують їх при лужному гідролізі відповідних хлорплатинатів, наприклад: Na2PtCl4 + 2NaOH = 4NaCl + Pt(OH)2, Na2PtCl6 + 4NaOH = 6NaCl + Pt(OH)4. Ці гідроксиди виявляють амфотерні властивості: Pt(OH)2 + 2NaOH = Na2, Pt(OH)2 +4HCl = H2 + 2H2O, Pt(OH)4 + 6HCl = H2 + 4H2O, Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2.

Гексафторид платини PtF6 є одним із найсильніших окислювачів серед усіх відомих хімічних сполук, здатний окислити молекули кисню, ксенону або NO: O2 + PtF6 = O2+−. За допомогою нього, зокрема, канадський хімік Нейл Бартлетт у 1962 році отримав першу справжню хімічну сполуку ксенону XePtF6.

З виявленої Н. Бартлеттом взаємодії між Хе та PtF6, що призводить до утворення XePtF6, почалася хімія інертних газів. PtF6 одержують фторуванням платини при 1000 °C під тиском. Фторування платини при нормальному тиску та температурі 350-400 °C дає фторид Pt(IV): Pt + 2F2 = PtF4 Фториди платини гігроскопічні та розкладаються водою. Тетрахлорид платини (IV) з водою утворює гідрати PtCl4 nH2O, де n = 1, 4, 5 і 7. Розчином PtCl4 в соляній кислоті отримують платинохлористоводневі кислоти H і H2. Синтезовано такі галогеніди платини як PtBr4, PtCl2, PtCl2 2PtCl3, PtBr2 та PtI2. Для платини характерне утворення комплексних сполук складу 2- та 2-. Вивчаючи комплекси платини, А. Вернер сформулював теорію комплексних сполук та пояснив природу виникнення ізомерів у комплексних сполуках.

Платина є одним із найінертніших металів. Вона нерозчинна в кислотах і лугах, крім царської горілки. Платина також безпосередньо реагує з бромом, розчиняючись у ньому.

При нагріванні платина стає більш реакційною. Вона реагує з пероксидами, а при контакті з киснем повітря – з лугами. Тонка платинова дріт горить у фторі з виділенням великої кількості тепла. Реакції коїться з іншими неметалами (хлором, сіркою, фосфором) відбуваються менш охоче. При сильнішому нагріванні платина реагує з вуглецем та кремнієм, утворюючи тверді розчини, аналогічно металам групи заліза.

У своїх сполуках платина виявляє майже всі ступені окислення від 0 до +6, з яких найбільш стійкі +2 та +4. Для платини характерне утворення численних комплексних сполук, яких відомо багато сотень.

Головну підгрупу І групи Періодичної системи складають літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs та францій Fr.

Атоми цих елементів мають зовнішньому енергетичному рівні один s-електрон: ns1 . Вступаючи в хімічні взаємодії, Атоми легко віддають електрон зовнішнього енергетичного рівня, проявляючи в сполуках постійний ступінь окислення +1.

Елементи цієї підгрупи належать до металів. Їхня загальна назва – лужні метали.

У природі найбільш поширені натрій та калій. Масова частка натрію у земній корі 2,64%, калію – 2,60%. Лужні метали у природі у вільному стані у природі не зустрічаються. Основними природними сполуками Na є мінерали галіт, або кам'яна сіль, NaCl, і мірабіліт, або глауберова сіль (Na2SO4 · 10H2O). До найважливіших сполук калію відноситься сильвін (KCl), карналіт (KCl · MgCl2 · 6H2O), сильвініт

Францій – радіоактивний елемент. Сліди цього елемента виявлено у продуктах розпаду природного урану. З-за малого часу життя ізотопів Fr його важко отримувати в великих кількостяхТому властивості металевого Франція та його сполук вивчені ще недостатньо.

Властивості: Лужні метали сріблясто-білі речовини з малою густиною. Літій із них – найлегший. Це м'які метали, за м'якістю Na, K, Rb, Cs подібні до воску. Лужні метали легкоплавкі. Температура плавлення цезію 28,5 ° С, найбільша температура плавлення у літію (180,5 ° С). Мають гарну електричну провідність.

Лужні метали мають високу хімічну активність, їх активність збільшується в ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. У реакціях є потужними відновниками.

1. Взаємодія із простими речовинами.

Лужні метали взаємодіють із киснем. Всі вони легко окислюються киснем повітря, а рубідій і цезій навіть займаються самозайманням.

4Li + O2® 2Li2O(оксид літію)

2Na + O2® Na2O2 (пероксид натрію)

K + O2® KO2 (надпероксид калію)

Лужні метали самозаймисті у фторі, хлорі, парах брому, утворюючи галогеніди:

2Na+Br2®2NaBr (галогенід)

При нагріванні взаємодіють з багатьма неметалами:

2Na + S ® Na2S (сульфіди)

6Li + N2® 2Li3N (нітриди)

2Li + 2C ® 2Li2C2 (карбіди)

2. Взаємодія із водою. Усі лужні метали реагують із водою, відновлюючи її до водню. Активність взаємодії металів із водою збільшується від літію до цезію.

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2

3. Взаємодіють із кислотами. Лужні метали взаємодіють з хлороводневою та розведеною сірчаною кислотами з виділенням водню:

2Na + 2HCl ® 2NaCl +H2

Концентровану сірчану кислоту відновлюють головним чином сірководню:

8Na + 5H2SO4® 4Na2SO4+ H2S + 4H2O

При цьому можливе паралельне перебіг реакції відновлення сірчаної кислоти до оксиду сірки (IV) та елементарної сірки.

При реакції лужного металу з розведеною азотною кислотоюпереважно виходить аміак або нітрат амонію, а з концентрованою - азот або оксид азоту (I):

8Na +10HNO3(розб.)® 8NaNO3+ NH4NO3+ 3 H2O

8K +10HNO3(конц.)® 8KNO3+ NO2+ 5H2O

Проте, зазвичай, одночасно утворюється кілька продуктів.

4. Взаємодія з оксидами металів та солями. Лужні метали внаслідок високої хімічної активності можуть відновлювати багато металів з їх оксидів та солей:

BeO +2Na ®Be + Na2O

CaCl2+ 2Na® Ca + 2NaCl

Отримання:

Металевий натрій промисловості отримують електролізом розплаву хлориду натрію з інертними електродами. У розплаві хлорид натрію дисоціює на іони:

NaCl↔ Na+ + Cl-

При електролізі на катоді відновлюється катіон Na +, на аноді окислюється аніон Cl-:

катод: 2 Na++2е ® 2Na

анод: 2 Cl-2е ® Сl2

2Na++ 2Cl-® 2Na + Cl2 або 2NaCl®2Na + Cl

Таким чином, при електролізі утворюються натрій і хлор. Іноді натрій одержують електролізом розплаву гідроксиду натрію.

Іншим способом отримання натрію є відновлення соди вугіллям за високих температур:

Na2CO3+ 2C®2Na + 3CO

Калій отримують заміщення його натрієм із розплаву хлориду калію або гідроксиду калію:

KCl + Na ® K + NaCl

Калій може бути отриманий електролізом розплавів його сполук (KCl; KOH).

Металевий літій одержують електролізом розплаву хлориду літію або відновленням оксиду літію алюмінієм.

Рубідій і цезій одержують, відновлюючи металами їх галогеніди у вакуумі:

2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2

Оксиди лужних металів (R2O):

Оксиди літію та натрію – білі речовини, оксид калію має світло-жовте забарвлення, рубідія – жовте, цезію – помаранчеве. Усі оксиди – реакційноздатні сполуки, мають яскраво вираженими основними властивостями, причому у ряду від оксиду літію до оксиду цезію основні властивості посилюються.

Окисленням металу виходить тільки оксид літію:

4Li + O2® 2Li2O

Інші оксиди отримують непрямим шляхом. Так, оксид натрію одержують відновленням сполуки натрію металевим натрієм:

Na2O2+ 2Na ® 2Na2O

2NaOH + 2Na ® 2Na2O + H2

Оксиди лужних металів легко взаємодіють з водою, утворюючи гідроксиди, наприклад:

Li2O + H2O ® 2LiOH

З кислотними оксидами та кислотами вони реагують, утворюючи солі:

Na2O + SO3 ® Na2SO4

K2O + 2HNO3 ® 2KNO3+ H2O

Гідроксиди лужних металів (ROH):

Є білі кристалічні речовини. Всі гідроксиди лужних металів є сильними основами, розчинними у воді. Загальна назва – луги.

Гідроксиди утворюються при взаємодії лужних металів або їх оксидів із водою:

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2

Li2O + H2O ® 2LiOH

Гідроксиди натрію та калію, що мають велике практичне значення, у промисловості отримують електролізом хлоридів:

2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2 + Cl2

катод: 2H++ 2ē ® H02

анод: 2Cl- 2ē ® Cl02

Гідроксиди лужних металів виявляють усі характерні властивості основ: вони взаємодіють із кислотами та амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами, кислотами, солями У водних розчинах лугів розчиняються деякі метали, що утворюють амфотерні гідроксиди, наприклад:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Хімічні елементи головної підгрупи ІА групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва: Li, Na, Rb, Cs, Fr. Назву отримали від гідрооксидів Лужних металів, названих їдкими лугами. Атоми Лужних металів мають зовнішньої оболонці по 1 s-електрону, але в попередньої -2 s- і 6 р-електронів (крім Li). Характеризуються низькими температурами плавлення, малими значеннями густин; м'які, ріжуться ножем. Ступінь окиснення Лужних металів у з'єднаннях завжди дорівнює +1. Ці метали хімічно дуже активні - швидко окислюються киснем повітря, бурхливо реагують із водою, утворюючи луги Me. OH (де Me – метал); активність зростає від Li до Fr.

Літій (лат. - lithium), Li-хімічний елемент першої групи, А-підгрупи періодичної системи Д. І. Менделєєва, відноситься до лужних металів, порядковий номер 3, атомна маса дорівнює 6, 939; при нормальних умовахсріблясто-білий, легкий метал. Природний літій складається з двох ізотопів з масовими числами 6 та 7. Цікава деталь: вартість ізотопів літію зовсім не пропорційна їх поширеності. На початку цього десятиліття в США відносно чистий літій-7 коштував майже в 10 разів дорожче за літій-6 дуже високої чистоти. Штучним шляхом отримано ще два ізотопи літію. Час їхнього життя вкрай невеликий: у літію-8 період напіврозпаду дорівнює 0,841 секунди, а у літію-9 0,168 секунди.

Літій - типовий елемент земної корипорівняно рідкісний елемент. (Зміст 3, 2× 10 -3% по масі), він накопичується в пізніших продуктах диференціації магми - пегматитах. У мантії мало літію - в ультраосновних породах всього 5×10-3% (в основних 1,5×10-3%, середніх – 2×103%, кислих 4×10-3%). Близькість іонних радіусів Li+, Fe 2+ та Mg 2+ дозволяє літію входити до ґрат магнезіально-залізистих силікатів - піроксенів та амфіболів. У гранітоїдах він міститься у вигляді ізоморфної домішки у слюдах. Тільки в пегматитах та біосфері відомо 28 самостійних мінералів літію (силікати, фосфати та ін.). Усі вони рідкісні. У біосфері літій мігрує порівняно слабко, що у живому речовині менше, ніж інших лужних металів. З вод він легко витягується глинами, його відносно мало Світовому океані (1, 5× 10 -5%). У людському організмі (масою 70 кг) – 0,67 мг. літію.

Калій (Kalium) Калій хімічний елемент І групи періодичної системи Менделєєва; атомний номер 19, атомна маса 39, 098; сріблясто-білий, дуже легкий, м'який та легкоплавкий метал. Елемент складається з двох стабільних ізотопів - 39 K (93, 08%), 41 K (6, 91%) та одного слабко радіоактивного 40 K (0, 01%) з періодом напіврозпаду 1, 32× 109 років.

Знаходження в природі Калій - найпоширеніший елемент: вміст у літосфері 2, 50% за масою. У магматичних процесах калій, як і натрій, накопичується в кислих магмах, з яких кристалізуються граніти та ін породи (середній вміст калію 3, 34%). Калій входить до складу польових шпатів та слюд. В основних і ультраосновних породах, багатих на залізо і магній, калію мало. на земної поверхнікалій, на відміну натрію, мігрує слабо. При вивітрюванні гірських порід калій частково переходить у води, але звідти його швидко захоплюють організми і поглинають глини, тому води річок бідні на калій і в океан його надходить набагато менше, ніж натрію. В океані калій поглинається організмами та донними мулами (наприклад, входить до складу глауконіту); тому океанічні води містять лише 0,038% калію – у 25 разів менше, ніж натрію.

У природі – дев'ятий за хімічною поширеністю елемент (шостий серед металів), перебуває лише вигляді сполук. Входить до складу багатьох мінералів, гірських порід, соляних пластів. Третій за вмістом метал у природних водах: 1 л морської води містить 0,38 г іонів K+. Катіони калію добре адсорбуються ґрунтом і важко вимиваються природними водами. Життєво важливий елемент всім організмів. Іони K+ завжди знаходяться усередині клітин (на відміну від іонів Na+). В організмі людини міститься близько 175 г калію, добова потреба становить близько 4 г. Нестача калію у ґрунті заповнюється внесенням калійних добрив – хлориду калію KCl, сульфату калію K 2 SO 4 та золи рослин.

Цікаві фактиДЛЯ ЧОГО ПОТРІБНИЙ ЦІАНІСТИЙ КАЛІЙ? Для отримання золота і срібла з руд. Для гальванічного золочення та сріблення неблагородних металів. Для одержання багатьох органічних речовин. Для азотування сталі - це надає її поверхні велику міцність. На жаль, ця дуже потрібна речовина надзвичайно отруйна. А виглядає KCN цілком нешкідливо: дрібні кристали білого кольору з коричневими або сірим відтінком.

Цезій Відкритий цезій порівняно недавно, в 1860 р., мінеральних водахвідомих цілющих джерел Шварцвальда (Баден-Баден та ін.). За короткий історичний термін пройшов блискучий шлях - від рідкісного, нікому не веденого хімічного елемента до стратегічного металу. Належить до трудової сім'ї лужних металів, у жилах його тече блакитна кров останнього в роді. . . Втім, це нітрохи не заважає йому спілкуватися з іншими елементами і навіть, якщо вони не такі знамениті, він охоче вступає з ними в контакти та зав'язує міцні зв'язки. В даний час працює одночасно в кількох галузях: в електроніці та автоматиці, в радіолокації та кіно, в атомних реакторах та на космічних кораблях. . . ».

Цезій, як відомо, був першим елементом, відкритим за допомогою спектрального аналізу. Проте вчені мали можливість познайомитися з цим елементом ще до того, як Роберт Бунзен і Густав Кірхгоф створили новий. дослідницький метод. У 1846 р. німецький хімік Платтнер, аналізуючи мінерал поллуцит, виявив, що сума відомих його компонентів становить лише 93%, але зумів точно встановити, який ще елемент (чи елементи) входить у цей мінерал. Лише у 1864 р., вже після відкриття Бунзена, італієць Пізані знайшов цезій у півлуциті та встановив, що саме з'єднання цього елемента не зміг ідентифікувати Платтнер.

Цікаві факти Цезій та тиск Усі лужні метали сильно змінюються під дією високого тиску. Але саме цезій реагує на нього найбільш своєрідно та різко. При тиску 100 тис. атм. його обсяг зменшується майже втричі – сильніше, ніж в інших лужних металах. Крім того, саме в умовах високого тиску було виявлено дві нові модифікації елементарного цезію. Електричний опірвсіх лужних металів із зростанням тиску збільшується; у цезію ця властивість виражена особливо сильно.

Францій Серед елементів, що стоять наприкінці періодичної системи Д. І. Менделєєва, є такі, про які багато чули і знають нефахівці, але є й такі, про які мало що зможе розповісти навіть хімік. До перших відносяться, наприклад, радон (№ 86) і радій (№ 88). До других – їх сусід за періодичною системою елемент № 87 – францій. Францій цікавий з двох причин: по-перше, це найважчий і найактивніший лужний метал; по-друге, францій вважатимуться найнестійкішим із перших ста елементів періодичної системи. У самого довгоживучого ізотопу Франція - 223 Fr - період напіврозпаду складає всього 22 хвилини. Таке рідкісне поєднання в одному елементі високої хімічної активності з низькою ядерною стійкістю визначило труднощі у відкритті та вивченні цього елемента.

Знаходження в природі Крім 223 Fr, зараз відомо кілька ізотопів елемента № 87. Але тільки 223 Fr є в природі в помітних кількостях. Користуючись законом радіоактивного розпаду, можна підрахувати, що у грамі природного урану міститься 4·10–18 г 223 Fr. А це означає, що в радіоактивній рівновазі з усією масою земного урану знаходиться близько 500 г Франція-223. У зникаюче малих кількостях на Землі є ще два ізотопи елемента № 87 – 224 Fr (член радіоактивного сімейства торію) та 221 Fr. Звичайно, що знайти на Землі елемент, світові запаси якого не досягають кілограма, практично неможливо. Тому всі дослідження Франція та його небагатьох сполук були виконані на штучних продуктах.

Цікаві факти Натрій на підводному човні Натрій плавиться за 98°, а кипить лише за 883°C. Отже, температурний інтервал рідкого стану цього елемента досить великий. Саме тому (і ще завдяки малому перерізу захоплення нейтронів) натрії почали використовувати в ядерній енергетиці як теплоносій. Зокрема, американські атомні підводні човни оснащені енергоустановками із натрієвими контурами. Тепло, що виділяється в реакторі, нагріває рідкий натрій, який циркулює між реактором та парогенератором. У парогенераторі натрій, охолоджуючись, випаровує воду, і отримана пара високого тиску обертає парову турбіну. Для тих же цілей використовують метал натрію з калієм.

Неорганічний фотосинтез Зазвичай при окисленні натрію утворюється окис складу Na 2 О. Однак якщо спалювати натрій у сухому повітрі при підвищеній температурі, то замість окису утворюється перекис N 2 Про 2. Ця речовина легко віддає свій «зайвий» атом кисню і має тому сильні окислювальні властивості. У свій час перекис натрію широко застосовували для відбілювання солом'яних капелюхів. Зараз питома вага солом'яних капелюхів у використанні перекису натрію мізерна; основні кількості її використовують для відбілювання паперу та для регенерації повітря на підводних човнах. При взаємодії перекису натрію з вуглекислим газом протікає процес, зворотний дихання: 2 Na 2 Про 2 + 2 2 → 2 Na 2 CO 3 + О 2, тобто вуглекислий газ зв'язується, а кисень виділяється. Зовсім як у зеленому аркуші!

Натрій і золото До того часу, як був відкритий натрій, алхімія була вже не в честі, і думка перетворювати натрій на золото не розбурхувала уми дослідників природи. Однак зараз заради отримання золота витрачається дуже багато натрію. "Руду золоту" обробляють розчином ціаністого натрію (а його отримують з елементарного натрію). При цьому золото перетворюється на розчинне комплексне з'єднання, з якого його виділяють за допомогою цинку. Золотовидобувачі – серед основних споживачів елемента № 11. У промислових масштабах ціаністий натрій отримують при взаємодії натрію, аміаку та коксу при температурі близько 800°C.

Кожен школяр знає, що станеться, якщо кинути шматочок натрію у воду. Точніше, не у воду, а на воду, бо натрій легший за воду. Тепла, яке виділяється під час реакції натрію з водою, достатньо, щоб розплавити натрій. І ось бігає по воді натрієва кулька, підганяється воднем, що виділяється. Проте реакція натрію із водою – як небезпечна забава; навпаки вона часто буває корисною. Натрієм надійно очищають від слідів води трансформаторні олії, спирти, ефіри та інші органічні речовини, а за допомогою амальгами натрію (тобто сплаву натрію з ртуттю) можна швидко визначити вміст вологи в багатьох сполуках. Амальгама реагує з водою набагато спокійніше, ніж сам натрій. Для визначення вологості до проби органічної речовини додають певну кількість амальгами натрію і за обсягом водню, що виділився, судять про вміст вологи.

Цілком природно, що на Землі натрій ніколи не зустрічається у вільному стані - занадто активний цей метал. Але у верхніх шарах атмосфери – на висоті близько 80 км – виявлено шар атомарного натрію. На такій висоті практично немає кисню, пари води та взагалі нічого, з чим натрій міг би вступити в реакцію. Спектральними методами натрій виявили й у міжзоряному просторі.

Рубідій – метал, який можна назвати хімічною недоторканою. Від зіткнення з повітрям він мимоволі спалахує і згоряє яскравим рожево-фіолетовим полум'ям. З водою підриває, так само бурхливо реагує при зіткненні з фтором, хлором, бромом, йодом, сіркою. Як справжнього недоторкання, рубідій необхідно берегти від зовнішніх впливів. Для цієї мети його поміщають у судини, наповнені сухою гасом. . . Рубідій важчий за гас (щільність рубідія 1, 5) і не реагує з ним. Рубідій - радіоактивний елемент, він повільно випромінює потік електронів, перетворюючись на стронцій. Найбільш чудовою властивістю рубідія є його своєрідна чутливість до світла. Під впливом променів світла рубідій стає джерелом електричного струму. З припиненням світлового опромінення зникає і струм. З водою Р. реагує з вибухом, причому виділяється водень і утворюється розчин гідроксиду Р. , Rb. OH.

Рубідій виявлено в багатьох гірських породах і мінералах, але його концентрація там вкрай низька. Тільки лепідоліти містять трохи більше Rb 2 Про, іноді 0, 2%, а зрідка і до 1. . . 3%. Солі рубідії розчинені у воді морів, океанів та озер. Концентрація їх і тут невелика, в середньому близько 100 мкг/л. Отже, у світовому океані рубідія у сотні разів менша, ніж у земній корі.

Цікаві факти Не оминув рубідій своєю увагою і багатьох представників рослинного світу: сліди його зустрічаються у морських водоростях і тютюні, у листі чаю та зернах кави, у цукровій тростині та буряках, у винограді та деяких видах цитрусових. Чому його назвали рубідієм? Rubidus – латиною «червоний». Здавалося б, це ім'я швидше підходить міді, ніж звичайному забарвленням рубідії. Але не поспішатимемо з висновками. Цю назву було надано елементу № 37 його першовідкривачами Кірхгофом і Бунзеном. Сто з лишком років тому, вивчаючи за допомогою спектроскопа різні мінерали, вони помітили, що один із зразків лепідоліту, надісланий з Розени (Саксонія), дає особливі лінії в темно-червоній області спектру. Ці лінії не зустрічалися в спектрах жодної відомої речовини. Незабаром аналогічні темно-червоні лінії виявили в спектрі осаду, отриманого після випаровування. цілющих водз мінеральних джерелШварцвальд. Звичайно було припустити, що ці лінії належать якомусь новому, до того невідомому елементу. Так 1861 р. було відкрито рубідій