Характеристика d-элементов 8 группы Кобальта,Родия,Иридия

Федеральное Государственное  образовательное Учреждение Высшего  Профессионального Образования  «Московская Государственная Академия Ветеринарной Медицины и Биотехнологии  им. К.И.Скрябина»

Реферат

На тему:

«Характеристика d-элементов 8 группы Кобальта,Родия,Иридия»

                                                                                                                        Выполнили:

                                                                                                                         Студентки I курса ВБФ группы №1

                                                                                                                        Костькина Е.И.

                                                                                                                        Моисеева Ю.O.

                                                                                                                        Проверила:

                                                                                                                         Доцент кафедры

                                                                                                                         Неорганической химии

                                                                                                                         Сильвестрова И.Г.

Москва,2012г.

Содержание:

1. Элемент периодической  системы.

2. История открытия.

3.Месторождения.

4. Изотопы.

5.Физические  и химические свойства .

6. Нахождение в природе.

7.Применение.

8.Биологическая роль.

9.Получение.

10.Список используемой литературы. 

1.Элемент периодической системы.

Название элемента «кобальт»  происходит от латинского Сobaltum.

Со, химический элемент  с атомным номером 27. Его атомная  масса 58,9332. Химический символ элемента Cо произносится так же, как и название самого элемента.

Природный кобальт состоит  из двух стабильных нуклидов: 59Со (99,83% по массе) и 57Со (0,17%). В периодической  системе элементов Д. И. Менделеева кобальт входит в группу VIIIВ и вместе с железом и никелем образует в 4-м периоде в этой группе триаду близких по свойствам переходных металлов. Конфигурация двух внешних электронных слоев атома кобальта 3s²p⁶d⁷4s². Образует соединения чаще всего в степени окисления +2, реже — в степени окисления +3 и очень редко в степенях окисления +1, +4 и +5.

Радиус нейтрального атома кобальта 0,125 Нм, радиус ионов (координационное число 6) Со₂+ — 0,082 Нм, Со₃+ — 0,069 Нм и Со₄+ — 0,064 Нм. Энергии последовательной ионизации атома кобальта 7,865, 17,06, 33,50, 53,2 и 82,2 ЭВ. По шкале Полинга электроотрицательность кобальта 1,88.

 Кобальт — блестящий,  серебристо-белый, тяжелый металл  с розоватым оттенком.

История открытия.

С древности оксиды кобальта использовались для окрашивания  стекол и эмалей в глубокий синий цвет. До 17 века секрет получения краски из руд держался в тайне. Эти руды в Саксонии называли «кобольд» (нем. Kobold — домовой, злой гном, мешавший рудокопам добывать руду и выплавлять из нее металл). Честь открытия кобальта принадлежит шведскому химику Г. Брандту.

Месторождения.

Самый крупный поставщик  кобальта — Демократическая Республика Конго. Также есть богатые месторождения в Канаде, США, Франции, Замбии, Казахстане, России.

Изотопы кобальта.

Кобальт имеет только один стабильный изотоп — 59C^o (изотопная распространённость 100[3] %). Известны ещё 22 радиоактивных изотопа кобальта.

Физические  и химические свойства.

Кобальт — твердый  металл, существующий в двух модификациях. При температурах от комнатной до 427°C устойчива альфа-модификация (кристаллическая решетка гексагональная с параметрами а=0,2505 нм и с=0,4089 нм). Плотность 8,90 кг/дм3. При температурах от 427°C до температуры плавления (1494°C) устойчива бета-модификация кобальта (решетка кубическая гранецентрированная). Температура кипения кобальта около 2960°C. Кобальт — ферромагнетик, (см. Ферромагнетизм), точка Кюри 1121°C. Стандартный электродный потенциал Со0/Со₂+ –0,29 B.

На воздухе компактный кобальт устойчив, при нагревании выше 300°C покрывается оксидной пленкой (высокодисперсный кобальт пирофорен). С парами воды, содержащимися в воздухе, водой, растворами щелочей и карбоновых кислот кобальт не взаимодействует. Концентрированная азотная кислота пассивирует поверхность кобальта, как пассивирует она и поверхность железа.

Известно несколько  оксидов кобальта. Оксид кобальта (II) СоО обладает основными свойствами. Он существует в двух полиморфных  модификациях: альфа-форма (кубическая решетка), устойчивая при температурах от комнатной до 985°C, и существующая при высоких температурах бета-форма (также кубическая решетка). СоО можно получить или нагреванием в инертной атмосфере гидроксоркарбоната кобальта Со(ОН)₂СоСО₃, или осторожным восстановлением Со₃О₄.

Если нитрат кобальта Со(NO₃)₂, его гидроксид Со(ОН)₂ или гидроксокарбонат прокалить на воздухе при температуре около 700°C, то образуется оксид кобальта Со₃О₄ (CoO·Co₂O₃). Этот оксид по химическому поведению похож на Fe₃О₄. Оба эти оксида сравнительно легко восстанавливаются водородом до свободных металлов:

Со₃О₄ + 4Н₂ = 3Со + 4Н₂О.

При прокаливании Со(NO₃)₂, Со(ОН)₂ и т. д. при 300°C возникает еще один оксид кобальта — Со₂О₃. При приливании раствора щелочи к раствору соли кобальта (II) выпадает осадок Со(ОН)₂, который легко окисляется. Так, при нагревании на воздухе при температуре немногим выше 100°C Со(ОН)₂ превращается в СоООН. Если на водные растворы солей двухвалентного кобальта действовать щелочью в присутствии сильных окислителей, то образуется Со(ОН)₃.

При нагревании кобальт реагирует  со фтором с образованием трифторида СоF₃. Если на СоО или СоСО₃ действовать газообразным HF, то образуется еще один фторид кобальта СоF₂. При нагревании кобальт взаимодействует с хлором и бромом с образованием, соответственно, дихлорида СоСl₂ и дибромида СоBr₂. За счет реакции металлического кобальта с газообразным НI при температурах 400-500°C можно получить дииодид кобальта СоI₂. Сплавлением порошков кобальта и серы можно приготовить серебристо-серый сульфид кобальта СоS (бета-модификация). Если же через раствор соли кобальта (II) пропускать ток сероводорода H₂S, то выпадает черный осадок сульфида кобальта СоS (альфа-модификация):

CoSO₄ + H₂S = CoS + H₂SO₄

При нагревании CoS в атмосфере H₂S образуется Со₉S₈ с кубической кристаллической решеткой. Известны и другие сульфиды кобальта, в том числе Co₂S₃, Co₃S₄ и CoS₂. С графитом кобальт образует карбиды Со₃C и Со₂С, c фосфором — фосфиды составов СоP, Со₂P, СоP₃. Кобальт реагирует и с другими неметаллами, в том числе с азотом (возникают нитриды Со₃N и Co₂N), селеном (получены селениды кобальта CoSe и CoSe₂), кремнием (известны силициды Co₂Si, CoSi CoSi₂) и бором (в числе известных боридов кобальта — Со₃В, Со₂В, СоВ).

Металлический кобальт способен поглощать  значительные объемы водорода, не образуя  при этом соединений постоянного  состава. Косвенным путем синтезированы два стехиометрических гидрида кобальта СоН₂ и СоН. Известны растворимые в воде соли кобальта — сульфат СоSO₄, хлорид СоСl₂, нитрат Со(NO₃)₂ и другие. Интересно, что разбавленные водные растворы этих солей имеют бледно-розовую окраску. Если же перечисленные соли (в виде соответствующих кристаллогидратов) растворить в спирте или ацетоне, то возникают темно-синие растворы. При добавлении воды к этим растворам их окраска мгновенно переходит в бледно-розовую.

К нерастворимым соединениям кобальта относятся фосфат Со₃(PO₄)₂, силикат Со₂SiO₄. Для кобальта, как и для никеля, характерно образование комплексных соединений. Так, в качестве лигандов при образовании комплексов с кобальтом часто выступают молекулы аммиака NH₃. При действии аммиака на растворы солей кобальта(II) возникают амминные комплексы кобальта красного или розового цвета, содержащие катионы состава [Co(NH₃)₆-n(H₂O)n]₂+. Эти комплексы довольно неустойчивы и легко разлагаются даже водой.

Значительно стабильнее амминные комплексы трехвалентного кобальта, которые можно получить действием аммиака на растворы солей кобальта в присутствии окислителей. Так, известны гексамминные комплексы с катионом [Co(NH₃)₆]₃+ (эти комплексы желтого или коричневого цвета получили название лутеосолей), аквапентамминные комплексы красного или розового цвета с катионом [Co(NH₃)₅H₂O]₃+ (так называемые розеосоли). В ряде случаев лиганды вокруг атома кобальта могут иметь различное пространственное расположение, и тогда существуют цис- и транс-изомеры соответствующих комплексов.

В качестве лигандов в комплексах кобальта могут выступать также  анионы CN-, NO₂-. При взаимодействии смеси водорода и СО с гидроксокарбонатом кобальта при повышенном давлении, а также взаимодействием под давлением СО и порошка металлического кобальта получают биядерныйоктакарбонилдикобальта состава Со₂(СО)₈. При его осторожном нагревании образуется карбонил Со₄(СО)₁₂. Карбонил Со₂(СО)₈ используют для получения высокодисперсного кобальта, применяемого для нанесения кобальтовых покрытий на различные материалы.

Нахождение  в природе.

В земной коре содержание кобальта равно 410-3% по массе. Кобальт  входит в состав более 30 минералов. К ним относятся каролит CuCo₂S₄, линнеит Co₃S₄, кобальтин CoAsS, сферокобальтит CoCO₃, смальтит СоAs₂ и другие. Как правило, кобальту в природе сопутствуют его соседи по 4-му периоду — никель, железо, медьи марганец. В морской воде приблизительно (1-7)·10-10 % кобальта.

Применение.

В чистом виде кобальт  не применяют, но он является важнейшим  компонентомсплавов  и специальных сталей.  Это прежде   всего   магнитотвердые (магнитожесткие  )  материалы -  соединения редкоземельных  элементов  (главным образом самария и эрбия )  с кобальтом.  Магнитотвердые  материалыобладают  очень  важным  свойством:  они  способны    намагничиваются   донасыщения и  перемагничиваются  в  сравнительно  сильных  магнитных  поляхнапряженностью в тысячи и десятки тысячА/м,  и  характеризуются  высокимизначениями коэрцитивной силы,  остаточной  магнитной  индукции,  магнитнойэнергии на участке размагничивания («спинка» петли гистерезиса), в связи счем широко применяются  для изготовления специальных постоянных  магнитов,обладающих  сильным  магнитным  полем.  Также  кобальт  входит  в   составжаропрочных,   сверхтвердых   коррозионностойких   сплавов.   Стали дляизготовления режущих инструментов  часто содержат кобальт. В ряде  случаевэтот металл используют в качестве гальванических покрытий,  поскольку они являются более устойчивыми к воздействию слабых кислот, чем  хромовые  илиникелевые. По этой же причине  тонким  слоем  кобальта   иногда  покрываютстоловые ножи для защиты от воздействия агрессивных сред. Хлорид  кобальтапридает стекломассе синюю окраску, поэтому он применяется для производствасинего  и  голубого  декоративного стекла.  Оксиды  кобальта  нашли   своеприменение  при изготовлении   так называемых  стразов.  Стразами  (нем.Strass, по  имени изобретателя,  стекловара  и ювелира кон.  18  в.  Ж.Страсса),  называют  искусственные камни,  изготовляемые из  хрусталя  спримесью оксидов тяжелых металлов, по блеску и игре похожие на драгоценныекамни; подделка под драгоценный камень.  Наибольшую  известность  получилистразы из бесцветного стекла — под  «бриллианты».  «Изумруды»  создавалисьпримесью  во  время  плавления  окиси  хрома,  «топазы»  —  окиси  железа,«аметисты» — окиси кобальта.При  облучении  нейтронами  в  атомном  реакторе  кобальт  переходит  врадиоактивный изотоп 60Со .  Это  радиоактивное  вещество  обладает  оченьинтенсивным  гамма  –  излучением;  период  его  полураспада   5,2   года.Радиоактивный кобальт применяется как источник гамма – лучей  при  лечениирака и в исследовательских работах.В химической промышленности металл, его соли  и  соединения  применяютсяглавным образом в качестве катализаторов различных  химических  процессов.Со2(СО)8 - карбонил кобальта  применяют  для  получения  чистых  металлов,нанесения металлических покрытий,  в  качестве  антидетонаторныхдобавок.Соли кобальта  добавляют  в  краски  и  лаки  для  ускорения  процесса  ихвысыхания (т.н. сиккативы ).Говоря о техническом применении кобальта, следует заметить, что он имееттакже и значительное биологическое значение в природе. Кобальт относится кчислу биологически активных элементов  и  всегда  содержится  в  организмеживотных и в растениях. С недостаточным содержанием его в почвах  связанонедостаточное содержание кобальта в растениях, что способствует  развитиюмалокровия у животных (таежно-лесная нечерноземная зона). Входя в составводорастворимого витамина В12   (цианкобаламин),  кобальт  весьма  активновлияет на поступление азотистых веществ, увеличение содержания  хлорофиллаи аскорбиновой кислоты.  Этот  витамин  влияет  на  углеводный  и  жировойобмен;  участвует  в  кроветворении.  Кобальт  является  компонентом  рядаферментов, которые активизируют  биосинтез метионина, нуклеиновых кислот иповышают содержание  белкового  азота  .  В  микродозах  кобальт  являетсянеобходимым элементом для нормальной жизнедеятельности многих  растений  иживотных.   Вместе  с  тем  повышенные  концентрации  соединений  кобальтаявляются токсичными. В настоящее время остро  стоит  проблема  загрязненияокружающей среды солями тяжелых металлов. Более  всего  пострадали  водныеэкосистемы. В природные воды соединения  кобальта  попадают  в  результатепроцессов выщелачивания их из медноколчедановых и других руд, из почв  приразложении  организмов  и   растений,   а   также   со   сточными   водамиметаллургических, металлообрабатывающих и  химических  заводов.  Некоторыеколичества кобальта поступают из почв в результате разложения растительныхи животных организмов. Соединения кобальта в природных водах  находятся  врастворенном и  взвешенном  состоянии,  количественное  соотношение  междукоторыми определяется химическим составом воды, температурой и  значениямирН. Растворенные формы представлены в основном комплексными  соединениями,в т.ч. с органическими веществами природных вод. Соединения двухвалентногокобальта  наиболее  характерны  для  поверхностных  вод.   В   присутствииокислителей возможно существование в заметных концентрациях трехвалентногокобальта.  Предельно  допустимая  концентрация  солей  металла  составляетпорядка 0,05 - 0,1 мг/дм.куб. Чистой считается вода, в которой содержаниеметалла не превышает тысячных долей миллиграмма на кубический дециметр.

Биологическая роль.

Кобальт относится к числу микроэлементов , то есть постоянно присутствует в  тканях растений и животных. Некоторые  наземные растения и морские водоросли  способны накапливать кобальт. Входя  в молекулу витамина В12 (кобаламина), кобальт участвует в важнейших процессах животного организма — кроветворении, функциях нервной системы и печени, ферментативных реакциях. Кобальт участвует в ферментативных процессах фиксации атмосферного азота клубеньковыми бактериями. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится около 14 мг кобальта. Суточная потребность составляет 0,007-0,015 мг, ежедневное поступление с пищей 0,005-1,8 мг. У жвачных животных эта потребность гораздо выше, например, у дойных коров — до 20 мг. Соединения кобальта обязательно входят в состав микроудобрений. Однако избыток кобальта для человека вреден. ПДК пыли кобальта в воздухе 0,5 мг/м3, в питьевой воде допустимое содержание солей кобальта 0,01 мг/л. Токсическая доза — 500 мг. Особенно токсичны пары октакарбонила кобальта Со₂(СО)₈.

Получение.

Кобальт — относительно редкий металл, и богатые им месторождения в  настоящее время практически  исчерпаны. Поэтому кобальтсодержащее  сырье (часто это никелевые руды, содержащие кобальт как примесь) сначала обогащают, получают из него концентрат. Далее для извлечения кобальта концентрат или обрабатывают растворами серной кислоты или аммиака, или методами пирометаллургии перерабатывают в сульфидный или металлический сплав. Этот сплав затем выщелачивают серной кислотой. Иногда для извлечения кобальта проводят сернокислотное «кучное» выщелачивание исходной руды (измельченную руду размещают в высоких кучах на специальных бетонных площадках и сверху поливают эти кучи выщелачивающим раствором).

Для очистки кобальта от сопутствующих примесей все более широко применяют экстракцию. Наиболее сложная задача при очистке кобальта от примесей — это отделение кобальта от наиболее близкого к нему по химическим свойствам никеля. Раствор, содержащий катионы двух этих металлов, часто обрабатывают сильными окислителями — хлором или гипохлоритом натрия NaOCl; кобальт при этом переходит в осадок. Окончательную очистку (рафинирование) кобальта осуществляют электролизом его сульфатного водного раствора, в который обычно добавлена борная кислота Н₃ВО₃.

Роль  кобальта в организме.

В организме взрослого  человека содержится в среднем около 15 мг кобальта. Он концентрируется в  печени, костных и мышечных тканях, щитовидной железе, надпочечниках, почках, лимфатических узлах, поджелудочной  железе, волосах и жировой ткани. Из организма выводится с калом и мочой.

В организме кобальт  выполняет следующие функции:

• вместе с железом и медью участвует в процессах кроветворения (стимулирует выработку эритроцитов в костном мозге, участвует в усвоении железа)
• регулирует некоторые функции центральной нервной системы (предотвращает раздражительность, утомление, обострение нервных заболеваний)
• нормализирует обмен веществ(в тесном взаимодействии с витамином С, фолиевой кислотой и витамином В5)
• стимулирует рост костной ткани (это особенно важно в период активного роста детей и при климаксе у женщин)
• участвует в синтезе витамина В12
• участвует в синтезе ДНК и РНК
• нормализует деятельности поджелудочной железы
• участвует в образовании гормонов щитовидной железы
• обладает антисклеротическим действием
• повышает иммунитет (увеличивает фагоцитарную активность лейкоцитов)
• активирует ряд ферментов
• борется со злокачественными опухолями
• участвует в общем восстановлении организма после тяжелых заболеваний
• угнетает обмен йода

2.Элемент периодической системы.

Ро́дий (лат.  Rhodium; обозначается символом  Rh) — элемент побочной подгруппы восьмой группы пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева , атомный номер 45. Простое вещество  родий— твёрдый переходный  металл  серебристо-белого цвета . Благородный металл  платиновой группы.

История открытия.

Открыт в Англии  в 1803 году  Уильямом ГайдомВолластоном .

Происхождение названия.

От греч.язῥόδον —  роза , типичные соединения родия (III) имеют  глубокий тёмно-красный  цвет

Месторождения.

Месторождения родия  находятся на территории ЮАР,Канады, Колумбии, России.

Родий — твёрдый металл, серебристо-серого цвета. Имеет высокий коэффициент отражения электромагнитных лучей видимой части спектра , поэтому широко используется для изготовления «поверхностных» зеркал .

Изотопы родия.

Основная статья: Изотопы родия

Природный родий состоит  из изотопа ¹⁰³Rh. Наиболее долгоживущие изотопы

Химические  свойства.

Родий — благородный  металл , по химической стойкости в  большинстве коррозионных сред превосходит  платину .

Металлический родий  растворяется в царской водке  при кипячении, а также электрохимически , анодно — в смеси перекиси водорода  и серной кислоты.

Родий характеризуется  высокой химической устойчивостью. С неметаллами  он взаимодействует  только при температуре красного каления . Мелко измельчённый родий  медленно окисляется только при температуре  выше 600 °C:

4Rh + 3O₂ = 2Rh₂O₃.

При нагревании родий  медленно взаимодействует с концентрированной  серной кислотой, раствором гипохлорита  натрия  и бромоводорода . При  спекании реагирует с расплавами гидросульфата калия KHSO₄, пероксида натрия Na₂O₂ и пероксида бария BaO₂:

2Rh + 6KHSO₄ = 2K₃Rh(SO₄)₃ + 3H₂↑,

2Rh + 3BaO₂ = Rh₂O₃ + 3BaO.

В присутствии хлоридов щелочных металлов, когда есть возможность  образовывать комплексы [RhX₃]³⁻, родий взаимодействует с хлором , например:

2Rh + 6NaCl + Cl₂ = 2Na₃[RhCl₆].

При действии на водные растворы солей и комплексов родия (III) щелочами образуется осадок гидроксида родия Rh(OH)₃:

Na₃[RhCl₆] + 3NaOH = Rh(OH)₃↓ + 6NaCl.

Гидроксид и оксид  родия (III)  проявляют основные свойства и взаимодействуют с кислотами  с образованием комплексов Rh (III):

Rh₂O₃ + 12HCl = 2H₃RhCl₆ + 3H₂O,

Rh(OH)₃ + 6HCl = H₃RhCl₆ + 3H₂O.

Высшую степень окисления +6 родий проявляет в гексафториде RhF₆, который образуется при прямом сжигании родия во фторе . Соединение неустойчиво. В отсутствие паров воды гексафторид окисляет свободный хлор или оксид азота (II) NO:

2RhF₆ + 3Cl₂ = 2RhF₃ + 6ClF.

В низших степенях окисления +1 и +2 родий образует комплексные  соединения .

Применение.

Катализаторы.

• Родий применяется в катализаторах, в том числе в каталитических фильтрах-нейтрализаторах выхлопных газов автомобилей
• Сплав родия с платиной — очень эффективный катализатор для производства азотной кислоты окислением аммиака воздухом, и до сих пор его применению нет альтернативной замены.

Конструкционный материал.

• при производстве стекла (сплав платина-родий — фильеры для стеклонитей, для жидкокристаллических экранов). В связи с ростом производства жидкокристаллических устройств потребление родия быстро растёт (в 2005 в производстве стекла было использовано 1,55 тонны родия, в 2003 — 0,81 тонны).
• Металлический родий используется для производства зеркал подвергающихся сильному нагреву (калению) для мощных лазерных систем (например фтороводородных лазеров), а также для производства дифракционных решёток к приборам для анализа вещества (спектрометры).
• Тигли из платино-родиевых сплавов используются в лабораторных исследованиях и для выращивания некоторых драгоценных камней и электрооптических кристаллов.

Термопары.

• Термопары платина-родий и др., в качестве очень эффективного и долговечного измерения высоких (до 2200 °C) температур нашли широкое применение сплавы родия с иридием (например ИР 40\60).

Материал контактных пар.

Благодаря высокой стойкости  к электроэрозии родий и его  сплавы применяются в качестве материала  для контактов (герконы, разъёмы, скользящие контакты).

Ювелирное дело.

Используются гальванические электролиты родирования (преимущественно  сульфатные, сульфаматные и фосфатные) для получения износостойких  и коррозионноустойчивых покрытий.

Холодный белый блеск  родия хорошо сочетается с бриллиантами, фианитами и др. вставками. Так  же родий добавляют в качестве легирующей, укрепляющей добавки  в платину и палладий. Нанесение  на ювелирное изделие родиевого  покрытия уменьшает износ и увеличивает твёрдость изделия, защищая от царапин, и придает яркий блеск.

Нахождение  в природе.

 Содержание иридия  в земной коре ничтожно мало (10⁻⁷ масс. %). Он встречается гораздо реже золота и платины. Встречается вместе с родием, рением и рутением. Относится к наименее распространённым элементам. Иридий относительно часто встречается в метеоритах. Не исключено, что реальное содержание металла на планете гораздо выше: его высокая плотность и высокое сродство к железу (сидерофильность) могли привести к смещению иридия вглубь Земли, в ядро планет, в процессе её формирования из расплава.

Иридий содержится в  таких минералах, как невьянскит, сысертскит и ауросмирид.

Физические свойства.Тяжёлый  серебристо-белый металл, из-за своей  твердости плохо поддающийся  механической обработке. Кристаллическая структура — кубическая гранецентрированная с периодом а₀=0,38387 нм; электрическое сопротивление — 5,3·10⁻⁸Ом·м (при 0 °C); коэффициент линейного расширения — 6,5·10⁻⁶ град; модуль нормальной упругости — 52,029·10⁶ кг/мм²; плотность — 22,65 г/см³.

Стабильными являются изотопы ¹⁹¹Ir и ¹⁹³Ir. Период полураспада ¹⁹²Ir — 74 дня.

Биологическая роль и физиологическое воздействие.

Родий не играет биологической  роли.

Соединения родия довольно редко встречаются в повседневной жизни и их воздействие на человеческий организм до конца не изучено. Несмотря на это, они являются высоко токсичными и канцерогенными веществами. LD₅ хлорида родия для крыс — 12,6 мг/кг. Соли родия способны сильно окрашивать человеческую кожу.

Получение.

Остатки от аффинажа платины или электрорафинирования меди переводят в [RhCl₃(NH₃)₃], который восстанавливают водородом. Соединения родия легко восстанавливаются до металла при прокаливании в токе водорода; однако при этом необходимо охлаждать Rh током двуокиси углерода, так как иначе вследствие активирования водорода металлом может произойти воспламенение и вторичное его окисление.

В очень активной форме  родий получается при осаждении  из растворов его солей формиатом  аммония в присутствии ацетата  аммония и аммиака. Полученный этим или аналогичным способом родий в очень тонкодисперсном состоянии (родиевая чернь) очень активный катализатор.

 Родий, производится, в частности, ОАО "ГМК "Норильский  никель" .

3.Элемент  периодической системы.

Ири́дий— химический элемент с атомным номером 77 в периодической системе, обозначается символом Ir .Иридий — очень твёрдый, тугоплавкий, серебристо-белый переходный металл платиновой группы, обладающий высокой плотностью и сравнимый по этому параметру только с осмием (плотности Os и Ir практически равны с учетом расчетной погрешности). Имеет высокую коррозионную стойкость даже при температуре 2000 °C.

История открытия.

Иридий был открыт в 1803 году английским химиком С. Теннанто  одновременно с осмием, которые в  качестве примесей присутствовали в природной платин, доставленной из Южной Америки. Название, получил благодаря разнообразной окраске своих солей.

Месторождения.

Коренные месторождения  осмистого иридия расположены в  основном в перидотитовых серпентинитах  складчатых областей (в ЮАР, Канаде, США, на Новой Гвинее)

Физические  свойства.

Тяжёлый серебристо-белый металл, из-за своей твердости плохо поддающийся  механической обработке.

 Решётка кубическая гранецентрированная,  а0=0,38387 нм

 Электрическое сопротивление  — 5,3·10−8Ом·м (при 0 °C)

 Коэффициент линейного расширения  — 6,5×10−6 град

 Модуль нормальной упругости  — 52,029×106 кг/мм²

Химические  свойства.

Важнейшие соединения с  металлом иридий:

Гидроксид иридия(III) Ir(OH)₃, точнее гидратированный оксид иридия(III) Ir₂O₃*nH₂O осадок зеленого цвета, получается осаждением из раствора хлороиридата (III) натрия Na₃[IrCl₆]. Соединения иридия(III) - восстановители, Ir(OH)₃ кислородом окисляется до Ir(OH)₄. Ir₂O₃ при нагревании диспропорционирует на Ir и IrO₂.

 Оксид иридия (IV). IrO₂ получается в виде сине-черного порошка при разложении гидроксида или окислением иридия. Резисторный материал.

 Гидроксид иридия (IV) Ir(OH)₄. Темно-синее аморфное вещество, в воде, растворах кислот и щелочей не растворимо, кроме концентрированной серной кислоты. Получается при щелочном гидролизе (NH₄)₂[IrCl₆].

 Галогениды. Продуктом  прямого взаимодействия иридия  с фтором является гексафторид  иридия IrF₆. Это соединение очень активно, оно не только реагирует с водой по уравнению

IrF₆ + 5H₂O = Ir(OH)₄ + 6HF + 1/2O₂,

но окисляет даже хлор, причем образуются IrF₄ и ClF. Используется для нанесения покрытий.

 Хлориды иридия(III) и (IV), кристаллы, гидролизуются  водой. Характерно образование  комплексных хлоридов при взаимодействии  с хлоридами щелочных металлов: Na₃[IrCl₆] - зеленые кристаллы, Na₂[IrCl₆] - темно-красный, растворим, гексахлороиридаты(IV) калия и аммония - малорастворимы.

 Соли иридия. Вообще  иридий образует мало обычных  солей. Соли иридия(III) с комплексными  катионами аналогичны соответствующим  солям хрома (III) и кобальта(III), представляют собой прочные комплексные соединения [Ir(NH₃)₆]X₃, [Ir(OH₂)(NH₃)₅]X₃, [IrX(NH₃)₅]X₂.

Карбонилы иридия: желто-зеленый Ir₂(CO)₈, возгоняется, и ярко-желтый Ir₄(CO)₁₂, при нагревании разлагается. Используются для нанесения покрытий.

Помимо уже известного вам иридия-192, имеется еще 14 радиоактивных  изотопов этого элемента с массовыми  числами от 182 до 198. У самого тяжелого изотопа - самая короткая жизнь: его  период полураспада меньше минуты. Любопытно, что период полураспада иридия-183 - ровно час. Стабильных же изотопов у элемента всего два - иридий-191 и иридий-193. На долю более "весомого" из них в природной смеси приходится примерно 62 % атомов.

С изотопом иридия связано  открытие так называемого эффекта  Мссбауэра, на котором основаны поразительно точные методы измерения малых величин и слабых явлений, широко применяемые в физике, химии, биологии, геологии. Этот эффект (или, выражаясь строго научно, резонансное ядерное поглощение гамма -квантов в твердых телах без отдачи) был обнаружен молодым физиком из ФРГ Рудольфом Мссбауэром в 1958 году. За несколько лет до этого, когда учеба в Высшем техническом училище в Мюнхене подходила к концу, он стал подыскивать тему для дипломной работы. Один из профессоров любезно предложил студенту длинный перечень тем. Как вспоминает сам Мссбауэр, ни одна из них не пришлась ему по вкусу, кроме последней (кстати, тринадцатой по счету), главное достоинство которой, по мнению будущего физика, заключалось в том, что он не имел о ней ни малейшего представления. Речь шла о резонансном поглощении гамма- квантов атомными ядрами. "Самым главным, - вспоминает физик, - было то, что меня ткнули носом в это дело". И "это дело" пошло на лад. Сначала был защищен диплом, спустя два года пришел черед диссертации, а еще через год состоялось открытие. Работая в Гейдельберге, в Институте медицинских исследований имени Макса Планка, ученый продолжал заниматься резонансным поглощением. Специальным счетчиком он определял число гамма- квантов, прошедших через металлический иридий, точнее, через один из его изотопов; источниками этих гамма- квантов были возбужденные атомные ядра того же самого изотопа. Ядра, пребывающие в обычном состоянии, могут также "возбудиться", но для этого они должны, поглотив гамма-квант, получить такое количество энергии, которое в точности соответствует разности между энергиями ядра в возбужденном и основном состояниях (это поглощение и называется резонансным). Обычно же энергия гамма -квантов оказывается чуть меньше, чем нужно, так как часть ее теряется при испускании на отдачу испускающего ядра (нечто подобное происходит, например, при выстреле из пушки или ружья).