23. Общая характеристика и химические свойства платиновых металлов.

Платиновые металлы

Платиновые металлы: рутений, осмий, родий, иридий, палладий и собственно платину – элементы 8, 9 и 10 групп периодической таблицы. Их объединяют общие природные источники, особая инертность в металлическом состоянии, большая склонность к образованию комплексных соединений, каталитическая активность.

Природные источники и получение

Плат. металлы встречаются в основном в свободном виде, так называемая самородная платина содержит 80-90% этих металлов.

Технология получения сложна: первоначальную платину обрабатывают царской водкой, при этом Pt и некоторые ме растворяются, а Rh и Ir - нет. Потом слабыми восстаовителями вос-ют ионы ме (кроме Pt) до низшей степени окисления, Pt осаждается в виде малораств. соли (NH4)2[PtCl6]. Нагревают комплекс-получ. платину. Из нерастворившегося в царской водке смеси и раствора получают все остальное, после получения платины.

Хим св-ва.

Все металлы пассивны при комнатной t и устойчивы к многим реагентам, особая устойчивость у Ru, Os, Rh, Ir, наиболее реакционноспособны Pd и Pt. Pd растворяется в конц р-ре HCl в присутсвии O2 и Cl2, реагирует с H2SO4

Pd + 2 H2SO4(конц) = PdSO4 + SO2 + 2 H20

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

Pt растворяется только в царской водке или подобных смесях:

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

Pt + 2 NO2 + 6 HCl = H2[PtCl6] + 2 NO + 2 H2O

С хлором платиновые металлы реагируют при t красного каления.

Порошки Ru и Os при нагревании окисляются кислородом с образованием RuO2 и OsO4, Rh, Ir и Pd окисляются при t красного каления, Pt не окисляется даже при сильном нагревании. Легко образуют комплексы, их гораздо больше, чем обычных соединений.

Соединения

Для Ru и Os максимальны степени окисления (+8) подтверждаются существованием соединений RuO4 и OsO4. Наиболее стабильны степени окисления +3 (Ru) и +4 (Os), умеренно стабильны степени +5 (Ru) и +6 (Os). Хотя степень +3 наиболее характерна для Rh и Ir, но такие простые ионные соединения не характерны.

Примеры комплексов: K4[Pd(CN)4], Э(CO2)2(NO)2, Os(CO)5, Ru(CO)5, Ir2(CO)8, Rh4(CO)12.

Хлориды PdCl2 и PtCl2 образуются при прокаливании порошков металлов в Cl2, растворимы в воде. Раствор PdCl2 используют для обнаружения CO:

PdCl2 + CO + H2O = Pd| + 2 HCl + CO2

Соединения степени окисления +3 наиболее характерны для Ru и Ir:

2 Ru + 3 Cl2 = 2 RuCl3 (Ir-IrCl3)

RuCl3 + 3 KOH = Ru(OH)3 + 3 NaCl

Э(OH)3, ЭF3, Э2S3 сравнительно легко окисляются:

4 Ir(OH)3 + O2 + 2 H2O= 4 Ir(OH)4

Для Ru, Os, Pt, Ir ктерны соединения степени окисления +4. Оксиды ЭО2 и гидроксосоединения Э(ОН)4-амфотерны, например:

2 NaOH + Pt(OH)4 = Na2[Pt(OH)6]

Pt(OH)4 + 6 HCl = H2[PtCl2] + 4 H2O

K2[Pt(OH)6] + H2SO4 = H2[Pt(OH)6] K2SO4

Соединения степени окисления +6 характерны для Ru, Ir, Os, Pt.

IrO2 + KNO3 + 2 KOH = K2IrO4 + KNO2 + H2O

Порошки Os, Ir, Pt сгорают во фторе, получаются гексафториды OsF6 и IrF6 неустойчивы. PtF реагирует с благородным газом.

Xe + PtF6 = Xe[PtF6]

Соединения в степени окисления +6 гидролизуются, диспропорционируют проявляют ок св-ва:

2 OsF6 + 6 H2O = OsO4 + OsO2 + 12 HF

2 IrF6 + 6 H2O = 2 IrO2 + O2 + 12 HF

2 Na2RuO4 + 2 H2SO4 = 2 RuO2 + O2 + 2Na2SO4 + 2 H2O

IrF6 + Cl2 = IrF4 + 2 ClF

Оксиды ЭО3 являются кислотными:

OsO3 + 2 KOH = K2OsO4 + H2O

Соединения со ст ок +8 известны для Ru и Os. Оксид OsO4 образуется пи окислении пороша Os кислородом воздуха. Вариант получения RuO4:

Na2RuO4 + F2 = 2 NaF + RuO4

Оба оксида слабо растворимы в воде:

OsO4 + 2 H2O = H2OsO4(OH)2

RuO4 + 2 H2O = H2RuO4(OH)2

RuO4 разлагается в щелочной среде:

2 RuO4 + 4 KOH = 2 K2RuO4 + O2 + 2 H2O

OsO4 легко растворяется в щелочах, получаются перосматы:

OsO4 + 2 NaOH = Na2OsO4(OH)2