Какие свойства кислотные или основные проявляет ni oh 2

Таблица

   
=>>

v

Аксель Фредрик Кронстедт
(1722-1765).

Источник:
https://physchem.narod.ru/Source/ History/Persones/Cronstedt.html

Металлический никель, полученный электролитически
и никелевый кубик.
В порах никеля остатки соли, электролита (Википедия).

История открытия:

Задолго до открытия никеля саксонские горняки знали минерал, который походил на медную руду и применялся в стекловарении для окраски стёкол в зелёный цвет. Все попытки получить из него медь оказались неудачными, в связи с чем он получил название “купферникель”, что приблизительно означает “Медный дьявол” (ср. нем. Nickel – озорник). Этот минерал (красный никелевый колчедан NiAs) в 1751 г. исследовал шведский минералог и химик Кронштедт. Ему удалось получить зелёный оксид и путём восстановления последнего – новый металл, названный никелем.

Нахождение в природе, получение:

Никель довольно распространён в природе – его содержание в земной коре составляет 0,01 %(масс.). В железных метеоритах (до 8 %). В растениях в среднем 5*10-5 весовых процентов, в морских животных – 1,6*10-4, в наземных – 1*10-6, в человеческом организме – 1…2*10-6
Основную массу никеля получают из гарниерита и магнитного колчедана несколькими способами:

1. Силикатную руду восстанавливают угольной пылью во вращающихся трубчатых печах до железо-никелевых окатышей (5-8% Ni), которые затем очищают от серы, прокаливают и обрабатывают раствором аммиака. После подкисления раствора из него электролитически получают металл.

2. Карбонильный способ (метод Монда). Вначале из сульфидной руды получают медно-никелевый штейн, над которым пропускают СО под высоким давлением. Образуется легколетучий тетракарбонилникель [Ni(CO)4], термическим разложением, которого выделяют особо чистый металл.

3. Алюминотермический способ. Восстановления никеля из оксидной руды алюминием: 3NiO + 2Al = 3Ni +Al2O3.

Физические свойства:

Металлический никель имеет серебристый цвет с желтоватым оттенком, очень твёрд, вязкий и ковкий, хорошо полируется, притягивается магнитом. Плотность простого вещества при н.у. 8,902 г/см3, Тпл.=1726К, Ткип.=3005К.

Химические свойства:

При обычных температурах никель характеризуется высокой коррозионной стойкостью – устойчив на воздухе, в воде, в щелочах, в ряде кислот. Реагирует с азотной кислотой, образуя нитрат никеля(II) Ni(NO3)2 и соответствующий оксид азота.

При нагревании никель взоимодействует со многими неметаллами: галогенами, серой, фосфором, углеродом. С кислородом воздуха при 800°С никель образует оксид NiO.

Никель способен поглощать большие объемы водорода, причем в результате образуются твердые растворы водорода в никеле.

С оксидом углерода(II) никель легко образует летучий и весьма ядовитый карбонил Ni(CO)4.

Важнейшие соединения:

В соединениях кобальт проявляет степень окисления +3, +2, 0.
Оксид никеля(II), NiO – твердое вещество от светло- до тёмно-зелёного или чёрного цвета. Преобладают основные свойства, водородом и другими восстановителями восстанавливается до металла.
Гидроксид никеля(II), Ni(OH)2 – зеленого цвета, мало растворим в воде, и щелочах, хорошо во многих кислотах, преобладают основные свойства. При нагревании разлагается, образуя NiO.

Соли никеля(II) – обычно получают взаимодействием NiO или Ni(OH)2 с различными кислотами. Растворимые в воде соли никеля обычно образуют кристаллогидраты, например, NiSO4*7Н2О, Ni(NO3)2*6Н2О. К числу нерастворимых соединений никеля относятся фосфат Ni3(PO4)2 и силикат Ni2SiO4. Кристаллогидраты и растворы окрашены обычно в зелёный цвет, а безводные соли – жёлтые или коричнево-жёлтые.

Комплексные соединения никеля(II) весьма многочислены (к.ч.=6). Их образованием объясняется например растворение оксида никеля в растворе аммиака. Диметилглиоксимат никеля Ni(C4H6N2O2)2, дающий чёткую красную окраску в кислой среде, используется как качественная реакция на ионы никеля (II).
Соединения никеля(III) – менее характерны. Известен, напиример оксид Ni2O3*H2O, вещество чёрного цвета, получается при окислении гидроксида никеля(II) в щелочной среде гипохлоритом или галогенами:
2Ni(OH)2 + 2NaOH + Br2 = Ni2O3*H2O + 2NaBr + H2O
Сильный окислитель.
Существуют также комплексные соединения никеля(III), например, K3[NiF6].
Карбонил никеля, Ni(CO)4. Диамагнитная бесцветная жидкость, очень летучая и токсичная. Затвердевает при -23°С, при нагревании до 180-200°С разлагается на металлический никель и оксид углерода(II). Ni(CO)4 мало растворим в воде, хорошо в органических растворителях, не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами.

Применение:

Никель является компонентом многих сплавов – жаропрочных, сплавов сопротивления (нихром: 60% Ni + 40% Cr), ювелирных (белое золото, мельхиор), монетных.
Никель используется также для никелирования – создания корозионностойкого покрытия на поверхности другого металла. Еще используют также для производства аккумуляторов, обмотки струн музыкальных инструментов…
Никель относится к числу микроэлементов, необходимых для нормального развития живых организмов. Известно, что он принимает участие в ферментативных реакциях у животных и растений.
Никель может служить причиной аллергии (контактного дерматита) на металлы, контактирующие с кожей (украшения, часы, джинсовые заклепки). В Евросоюзе ограничено содержание никеля в продукции, контактирующей с кожей человека.

Рудагина Ольга
ХФ ТюмГУ, 581гр., 2011 г.

Источники: Википедия: https://ru.wikipedia.org/wiki/Ni и др.,

Популярная библиотека химических элементов. Никель. https://n-t.ru/ri/ps/pb028.htm

Сайт кафедры общей и неорганической химии РХТУ им. Д.И. Менделеева. Таблица Д.И. Менделеева: Никельhttps://www.onx.distant.ru/elements/28-Ni_soed.html)

Оксиды

FeO Fe2O3 * FeO3 Fe3O4

CoO Co2O3

NiO Ni2O3

Гидроксиды

Ме(ОН)2 Ме(ОН)3

Fe(OH)3 – амфотерные свойства, остальные – основные.

Окисление гидроксидов Co(II) и Ni(II) может происходить под воздействием сильных окислителей (H2O2, Cl2, Br2 ):

Co2+ + 2OH– = Co(OH)2$

розовый

2Co(OH)2 + H2O2 =2Co(OH)3$

Ni2+ + 2OH– = Ni(OH)2$

ярко зеленый

2Ni(OH)2 + Br2 + 2KOH = 2Ni(OH)3$ + 2KBr

Соли Э2+ сильных кислот растворимы, подвергаются гидролизу:

NiCl2 + H2O D NiOHCl + HCl

Частным реактивом на ион Fe2+ является K3[Fe(CN)6]:

3Fe2+ + 2K3[Fe(CN)6] = 6K+ + Fe3[Fe(CN)6]2

турнбулева синь

Сульфиды ЭS:FeS, CoS, NiS – все черного цвета, легко растворимы в разбавленных кислотах (даже в уксусной).

Соли Э2+: (NH4)2Fe(SO4)2∙6H2O – соль Мора

Fe2+ – прекрасный восстановитель:

10FeSO4+2KMnO4+8H2SO4=5Fe2(SO4)3+2MnSO4+K2SO4+8Н2О

K2Cr2O7+6FeSO4+7H2SO4=Cr2(SO4)3+3Fe2(SO4)3+K2SO4+7H2O

Трехвалентное состояние по ряду Fe® Co ® Ni – становится все менее характерным:

Co3+- устойчивы лишь комплексные соединения, простых солей мало и они неустойчивы;

Ni3+ – известно единственное комплексное соединение.

Оксиды Э2О3 получают:

1.Прокаливанием металла на воздухе

2Fe + O2 + nH2O = Fe2O3∙nH2O

2.Термическим разложением гидроксидов

2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

3. Термическим разложением нитратов

Э(NO3)2 Э2O3

Co2O3 и Ni2O3 – окислители и не образуют солей (в отличае от Fe2O3)

Гидроксиды Co(OH)2, Ni(OH)2 получают косвенно.

Ni2O3 +6HCl =2NiCl2 + Cl2 +3H2O

4Co(OH)3 + 4H2SO4 = O2 + 4CoSO4 + 10H2O

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + Na2CO3 2NaFeO2 + CO2

слабо амфотерен феррит натрия

(В технике ферритами называют продукты спекания при 1000°С Fe2O3 и оксидов Ni, Mn, Zn и др.)

Качественные реакции на ион Fe3+

Fe3+ + CNS– = Fe(CNS)3

кроваво-красного цв.

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4+ = Fe4[Fe(CN)6]3$

берлинская лазурь

Для Fe3+ -аммиачные комплексы неустойчивы в отличие от Со3+: [Co(NH3)6]3+.

Na3[Co(NO2)6] – реактив на ион К+

K+ + [Co(NO2)6]3– = K3[Co(NO2)6]$- осадок желтого цвета

Соли сильных кислот подвергаются ступенчатому гидролизу: FeCl3

FeCl3 + Н2О D FeОНCl2 + НCl

В присутствии Na2CO3 происходит полный гидролиз FeCl3

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 6H2O = 2Fe(OH)3$ + 3H2CO3 + 6NaCl

3H2O'(3CO2#

VI-и – валентные соединения

Fe2O3 + 3KNO3 +4KOH 2K2FeO4 + 3KNO2+2H2O

t° феррат калия

Железная кислота (H2FeO4) и ангидрид (FeO3) – не получены.

Образцы решения задач

Пример 1.Напишите уравнения реакций, которые нужно провести для осуществления следующих превращений:

& Fe2(SO4)3 (

Fe→ FeSO4 Fe(OH)3

( Fe(OH)2 &

Решение.

1. Железо растворяется в разбавленной серной кислоте с образованием сульфата железа (II):

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑

2. Сульфат железа (II) можно окислить до сульфата железа (III) каким-нибудь окислителем. например, перманганатом калия в присутствии серной кислоты:

10FeSO4 + 2MnSO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

2 MnO4– + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O

5 2Fe2+ – 2ē = 2Fe3+

3. При добавлении раствора щелочи к сульфату железа (III) выпадает осадок гидроксид железа(III):

Fe2(SO4)3 + 6KOH = 2Fe(OH)3↓ + 3K2SO4

4. Аналогично получается гидроксид железа (II):

FeSO4 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + K2SO4

5. Гидроксид железа(II) легко окисляется до гидроксида железа (III) кислородом воздуха в присутствии воды:

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

4 Fe(OH)2 + HOH – 1ē = Fe(OH)3 + H+

1 O2 + 2HOH + 4ē = 4OH–

Пример 2.Какой металл – никель или железо – будут разрушаться при коррозии, протекающей на поврежденной поверхности никелированного стального предмета

Решение.

Железо в ряду стандартных потенциалов ( в ряду напряжений металлов) стоит раньше никеля (его стандартный потенциал φº = – 0,44 В, а у никеля φº=–0,25В). Более активный элемент является анодом (а анод – растворяется). На катоде будет разряжаться водород из воды:

(–)Катод: 2НОН + 2ē = Н2↑ + 2ОН–

(+)Анод: Ni – 2ē = Ni2+

Пока все никелевое покрытие не растворится – железо будет защищено от коррозии.

Пример 3.На восстановления оксида железа массой 11,6 г до металла израсходовали водород объемом 4,48 л (н. у.). Определите формулу оксида железа.

Решение.

Представим формулу оксида в виде FexOy, где x = n(Fe) , y =n(O) – количества веществ атомных железа и кислорода, заключающиеся в образце оксида количеством вещества 1 моль.

Составляем уравнение реакции восстановления оксида железа водородом:

FexOy + yH2 = xFe + yH2O

Молярная масса оксида составляет: M(FexOy) = (56x + 16y) г/моль.

Определяем количество вещества оксида, взятого для восстановления:

n(FexOy)

Находим количество вещества водорода, затраченного на реакцию:

n(H2) моль.

Из уравнения реакции следует:

yn(FexOy) = n(H2) ; ;

откуда получаем:

Следовательно, состав оксида может быть выражен формулой: Fe3O4.

Пример 4.Вычислите массовые доли минерала магнетита и пустой породы в железной руде, если из образца этой руды массой 500 г получили железо массой 200 г.

Решение.

1. Вычислим количество вещества железа, полученного из руды:

n(Fe) = моль.

2. Из формулы магнетита Fe3O4 следует:

n(Fe3O4) = моль.

3. Вычислим массу магнетита, содержащегося в образце руды::

m(Fe3O4) = n(Fe3O4)·M(Fe3O4) = 1,19·232 = 276 г.

4. Mассовая доля магнетита в руде составляет:

ω(Fe3O4) = или 55,2%.

5. Масса пустой породы в руде равна:

m(пустой породы) = m(руды) – m(Fe3O4) = (500 – 276) = 224 г.

6. Рассчитаем массовую долю пустой породы в руде:

ω(пустой породы) = или 44,8%

Образец тестового опроса

Fe, Co, Ni

1. Укажите электронную формулу кобальта в степени окисления +2

2. Укажите характер оксида кобальта (II)

1) кислотный; 2) амфотерный; 3) основный; 4) безразличный

3. Укажите вещества, необходимые для перевода Fe2O3 в K2FeO4?

1) KOH + KNO3; 2) K2S + H2O; 3) KI + HCl; 4) KOH; 5) KCl + Fe(OH)3

4. Укажите название соединения [Pt(NH3)3Cl3]Cl

1) хлорид трихлоротриамминплатины (IV);

2) трихлоротриамин-IV-платинат хлора;

3) хлорид триаминтрихлорплатины (II);

4) триаминтрихлоро-II-платинат;

5) триаминхлорид платины (IV)

5. Укажите элемент VIIIВ подгруппы, обладающий наибольшей активностью

Контрольные вопросы и упражнения

1. Какие степени окисления характерны для железа, кобальта и никеля? Приведите по два примера соединений этих элементов в характерных степенях окисления и назовите их.

2. Как взаимодействуют железо, кобальт и никель с азотной, серной и соляной кислотами? Как эти металлы взаимодействуют с водой, с водными растворами солей?

3. Рассмотрите процессы коррозии оцинкованного и луженого желе-

Влияет ли на коррозию присутствие О2 и СО2 в окружающей среде?

4. Объясните значительное уменьшение стандартного электродного потенциала системы Со3+ + e = Co2+ в щелочных средах и растворах, содержащих CN–.

5. Какой металл разрушается при коррозии, протекающей на поврежденной поверхности железа: а) оцинкованного; б) луженого; в) никелированного ? Рассмотрите подробно механизм коррозии во всех этих случаях.

6. Используя значения констант нестойкости ионов [Со(NН3)6]3+ и

[Co(CN)6] +, определите возможность протекания процесса:

[Co(NH3)6]3+ + 6CN – = [Co(CN)6]3– + 6NH3

7. Рассмотрите состояние ионов Fe3+ в водных растворах при различных рН.

8. Проанализируйте гидролизуемость FeS и FеS04 . Для FеS04 напишите уравнения первой ступени гидролиза.

9. Укажите, какая из приведенных солей, гидролизуется в большей степени:

a) FeCl3 или FeCl2;

б) FeCl3 или K3[Fe(CN)6];

в) FеСl3 или К3[Fe(OH)6];

г) FеС13 или К2FeO4.

10. Как изменяется устойчивость к окислению в ряду Fе(П) – Co(II) –
Ni(П)? Как изменяется окислительная способность в ряду Fе(III) –
Co(III) – Ni(Ш)? Охарактеризуйте условия получения гидрокси Me(OH)2 Me(OH)3

11. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осу­
ществить превращения:

а) Fe → FeCl2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → Na2FeO4 ;

б) Na2FeO4 → Fe(OH)3 → NaFeO2 → Fe(OH)3 → Fe2O3 → FeO;

в) Fe3O4→ Fe → FeCl3 → FeS → Fe(NO3)3.

12. Закончите уравнения реакций:

а) Fе + O2 + Н2O →

б) Fе(ОН)2 + O2 + Н2O →

в) FеSO4 + O2 + Н2O →

г) FеSO4 + КвrO3 + Н2SO4 →

д) Fе(ОН)3 + НС1 →

е) Со(ОН)3 + НС1 →

ж) Ni(ОН)3 + НС1 →

з) FеСl3 + К1 →

и) Fе(ОН)3 + С12 + КОН →

к) FеS2 + НNO3 (конц.) →

л) К4[Fе(СN)6] + КмnО4 + Н2O →

м) К2RеO4 + Н2O →

н) К2RеO4 + НС1 (конц.) →

о) К2FеO4 +HNО3 →

13. Приведите характерные качественные реакции на ионы Fе2+ и Fе3+.

14. Какие реакции лежат в основе демонстрационного опыта «порез руки», «исцеление»?

15. Железо массой 12,2 г сплавили с серой массой 6,4 г. К полученному продукту добавили избыток соляной кислоты. Выделяющийся газ пропустили через раствор массой 200 г с массовой долей хлорида меди (II) 15%. какая масса осадка образовалась? Ответ: 19,2 г.

16. Имеется смесь магния, алюминия и железа массой 8,9 г. После обработки смеси избытком концентрированного раствора азотной кислоты на холоду масса остатка составила 4,1 г. Остаток обработали концентрированным раствором щелочи, в котором не растворилась часть смеси массой 1,4 г. Определите массовые доли металлов в смеси.

Ответ: 53,93% Mg; 30,34% Al; 15,73% Fe.

17.При действии водного раствора аммиака на раствор, содержащий хлорид железа массой 3,81 г получили гидроксид железа, масса которого составила 2,70 г. Определите формулу хлорида железа. Ответ: FeCl2

18. На растворение образца смеси оксида железа(II) и оксида железа(III) массой 14,64 г затратили раствор объемом 89 мл с массовой долей азотной кислоты 30% и плотностью 1,18 г/мл. Определите массовые доли оксидов в смеси. Ответ:FeO – 34,4%; Fe2O3 –65,6%.

19. Железную пластинку массой 20,4 г опустили в раствор сульфата меди(II). Какая масса железа перешла в раствор к моменту, когда масса пластинки стала равной 22,0 г? Ответ: 11,2 г.

20. Определите минимальный объем раствора с массовой долей азотной кислоты 80% и плотность. 1,45 г/мл, который потребуется для растворения серебра, полученного при взаимодействии образца железа массой 2,8 г с раствором, содержащим нитрат серебра массой 24 г. Ответ: 10,86 мл.

21. Образец оксида железа массой 32 г восстановили до металла оксидом углерода(II). Определите формулу оксида железа, если объем СО, вступившего в реакцию составил при нормальных условиях 13,44л. Ответ: Fe2O3.

22.Смесь оксида железа (II) и оксида железа (III) массой 8 г растворили в избытке серной кислоты. Для реакции с полученным раствором использовали раствор с массовой долей перманганата калия KMnO4 5% массой 31,6 г. Определите массовые доли оксидов в исходной смеси.

Ответ: FeO –45%; Fe2O3 –55%

23. На частичное восстановление оксида железа (III) массой 120 г затратили водород объемом 5,6 л (н. у.). Какой оксид железа образовался в результате реакции? Ответ: Fe3O4

24. В результате реакции между железом массой 22,4 г и хлором объемом 15,68 л (н. у.) получили хлорид железа (III), который растворили в воде массой 500 г. Определите массовую долю FeCl3 в полученном растворе.

Ответ: 11,5 %.

25. Железные опилки массой 20,5 г поместили в раствор сульфата меди (II). Через некоторое время металлический осадок отделили от раствора и взвесили. Его масса составила 20,7 г. Вычислите массу железа, которое перешло в раствор. и массу меди. оказавшейся в осадке. Ответ: 1,4 г; 1,6 г

26. Вычислите массовые доли магнетита Fe3O4 и пустой породы в железной руде. если из образца этой руды массой 500 г получили железо массой 200 г.

Ответ:55,2%; 44,8%

27. Какой объем хлора (н. у.) требуется для окисления раствора массой 1 т гексациано(II) феррата калия с массовой долей K4[Fe(CN)6] равной 24%?

Ответ: 6,36 м3

28. В карбиде железа массовая доля углерода составляет 6,67%. Определите формулу карбида железа. Ответ:Fe3C.

29. Определите формуу соединения, если массовые доли вещества, входящих в его состав, равны: кристаллизационной воды 40,10%, железа 13,86%, aзота 10,40%, Кислорода, не считая того, который находится в кристаллизационной воде, 35,64%. Ответ: Fe(NO3)3·9H2O

30. Сплав «ковар», имеющий коэффициент расширения, очень близкий к коэффициенту расширения стекла, содержит железо (массовая доля 54%),никель(массовая доля 29%) и кобальт(массовая доля 17%). Указать состав и массу солей , полученных при растворении 100 г этого сплава в соляной кислоте (после выпаривания раствора).

Ответ: 190 г FeCl2·4H2O; 117 г NiCl2·6H2O; 69 г CoCl2·6H2O; Всего 376 г солей.

Платиновые металлы

Электронные конфигурации внешнего и предвнешнего уровней атомов элементов и возможные степени окисления их представлены ниже.

V период Ru Rh Pd

5s14d7 5s14d8 5s04d10

VI период Os Ir Pt

(4f) 6s25d6 6s25d7 6s15d9

Характерные степени окисления:

Ru Rh Pd

+4, +6,+8 +3, +4 +2, +4

Os Ir Pt

(+4),+6,+8 +3,+4 +2,+4

Физические свойства

Нахождение в природе и получение. Pt – встречается в самородном виде и ей обычно сопутствуют все платиновые металлы. Процесс получения отдельных металлов состоит из сложных химических операций отделения платиновых металлов друг от друга.

Химические свойства. В ряду стандартных электродных потенциалов они (благородные металлы) практически замыкают ряд напряжений:

Pd – 2ē = Pd2+ φ° = + 0,83 B

Наиболее активны Os,Ru,

Наименее – Ir, Pt.

Pt – 2ē = Pt2+ φ° = + 1,2

Электронные аналоги: Ru – Os, Rh – Ir, Pd – Pt

Отношение к кислороду. При прокаливании металлов при высокой температуре (t° = 600 – 800°C)образуется смесь оксидов с металлами:

MeO2, MeO4 – (Os, Ir)

Me2O3, MeO – (Rh, Pd)

MeO3 – (Ru, Os, Ir, Pt)

Соединения с галогенами

Фториды: PtF4, OsF4, IrF5, RuF5, IrF6, OsF6, OsF8

Хлориды: PtCl4, PdCl2, RuCl3, (MeCl3) -для прочих металлов.

Отношение к кислотам:

Самый активный – Os:

Os + 8HNO3 = OsO4 + 8NO2 + 4H2O

стружка концентр.

Os + 4H2SO4 OsO4 + 4SO2 + 4H2O

концентр.

Pd – очень медленно растворяется в конц. HNO3 и H2SO4, быстро в царской водке:

Pd + 2H2SO4 = PdSO4 + SO2 + 2H2O

3Pd + 18HCl +4HNO3=3H2[PdCl6]+ 4NO + 8H2O

Pt – растворяется только в царской водке:

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

Rh и Ir – в компактном состоянии не реагируют с кислотами, даже с царской водкой. Для переведения в раствор малоактивных платиновых металлов существуют методы высокотемпературного хлорирования в присутствии NaCl При этом образуются комплексные соли Rh, Ir, Ru и их легко переводят в раствор

Применяют электрохимическое растворение.

Отношение к щелочам.

Ru, Os – реагируют со щелочами в присутствии сильных окислителей, образуются рутенаты K2RuO4 и осматы типа K2OsO4..

5Ru + 4KOH+6KNO3 = 5K2RuO4 + 3N2 + 2H2O

5 Ru+8OH– – 6ē = RuO42– +4H2O

3 2NO3– + 6HOH +10ē = N2 + 12OH–

Соединения платиновых металлов обладают:

– характерной окраской

– окислительными свойствами

– неустойчивостью к нагреванию

– склонностью к комплексообразованию

Оксиды, образующиеся при нагревании металлов с О2, легко разлагаются:

2OsO2 OsO4 + Os 2Ir2O3 Ir + 3IrO2

2PdO2 2PdO + O2 2PdO 2Pd + O2

Гидроксиды получают косвенно:

– при сложных ОВР

– электролизе

– гидролизе комплексных соединений

Все – нерастворимы, кристаллогидраты, например,

PtO2∙2H2O или H2[Pt(OH)6] и др.

Соединения в различных степенях окисления

+2 Производные 2-х валентных элементов особенно характерны дл