Kobaltowiec	27Co	45Rh	77 Ir
Konfig. elekt.	[Ar]3d^74s^2	[Kr] 4d^85s^1	[Xe]4f^145d^76s^2
1-a E.I. [kJ·mol^-1]	760	720	880
Promień at. [pm]	125	134,5	135
Prom.jon.E^3+ [pm]	64	75	75
Temp. topn. [^oC]	1495	1963	2447
Gęstość [g^.cm^-3]	8,90	12,4	22,5
Rozp. litos. [%]	0.0025	1·10^-7	1·10^-7
Elekroujemność^a	1,88	2,28	2,2
Stopnie utlenien.	+2,+3	+1+,3	+1,+3,+4
E^0(E^+3 + 3e = E) V	-0,28^b)	+0,758	+1,156

KOBALTOWCE

^a) wg. Paulinga ^b) E⁺² + 2e = E

Dla kobaltu najbardziej istotne są stopnie utlenienia = +II, +III, Dla Rh i Ir bardzo istotny jest stopień +VI. Rh i Ir są do siebie bardzo podobne. Im cięższy kobaltowiec tym trwalsze są wyższe stopnie utlenienia.

K O B A L T

Jako domieszka w minerałach żelaza, miedzi i niklu. Samo­dziel­ne minerały: smaltyn CoAs₂, kobaltyn CoAsS.

Jest to ferromagnetyczny metal, bardziej szlachetny od żelaza. Pod wpływem stężonego HNO₃ ulega pasywacji. W kwasach nie­utle­nia­jących roztwarza się dając związki Co²⁺. Z tlenem → Co₃O₄
Używa się do produkcji twardych spieków, do produkcji trwałych magnesów, do produkcji stellitów.

Związki kobaltu (I) d⁸ bardzo nietrwałe. Jedyny prosty CoI we wodzie natychmiast dysproporcjonuje. 2CoI → Co + CoI₂

Związki kobaltu (II) d⁷.

CoO - barwa oliwkowa CoS - barwa czarna

Oktaedryczny różowy jon [Co(H₂O)₆]²⁺ i mało w równowadze tetraedrycznego [Co(H₂O)₄]²⁺ (niebieski).

Ogrzewanie [Co(H₂O)₆]Cl₂ powoduje zniebieszczenie roztworu.

[Co(H₂O)₆]Cl₂ → [Co(H₂O)₄]Cl₂(niebieski)→ CoCl₂(niebieski) bezwodny

Wodorotlenek kobaltu (II)

CoCl₂ + KOH → Co(OH)Cl↓ + KCl niebieski

Co(OH)Cl + KOH → Co(OH)₂↓ + KCl różowy

2Co(OH)₂ + 1/2O₂ + nH₂O → Co₂O₃ ⋅ nH₂O↓ + 2H₂O brun. powoli

Co(OH)₂ + H₂O₂ + nH₂O → CoO₂ ⋅ nH₂O↓ + 3H₂O czarny

Chlorek kobaltu (II), bladoniebieski, dobrze rozpuszczalny.

Co + Cl₂ → CoCl₂, krystalizuje jako CoCl₂⋅ 6H₂O jon [Co(H₂O)₆]²⁺.

[Co(H₂O)₆]²⁺ + 4Cl^- → [CoCl₄]^2- + 6H₂O różowy → niebieski

Siarczan kobaltu (II), krystalizuje jako czerwony CoSO₄⋅ 7H₂O.

Azotan kobaltu (II) Co(NO₃)₂⋅ 6H₂O. Różowy.

Związki kompleksowe kobaltu (II). Mogą być oktaedryczne i te­tra­edryczne. Czasami płaskie kwadratowe i piramidy o podstawie kwadratowej.

Akwajony [Co(H₂O)₆]²⁺ trudno jest utlenić do [Co(H₂O)₆]³⁺,

[Co(H₂O)₆]³⁺ + e = [Co(H₂O)₆]²⁺ E⁰ = + 1,842 V.

Kompleksy z amoniakiem [Co(NH₃)₆]²⁺ - brunatnożółty

CoCl₂ + NH₃ ⋅ H₂O → Co(OH)Cl↓ + NH₄Cl

Co(OH)Cl + 7NH₃ ⋅ H₂O → [Co(NH₃)₆](OH)₂ + NH₄Cl + 6H₂O

Łatwo się utlenia; [Co(NH₃)₆]³⁺ + e = [Co (NH₃)₆]²⁺ E⁰ = + 0,108 V

4[Co(NH₃)₆]²⁺ + O₂ + 2H₂O → 4[Co(NH₃)₆]³⁺ + 4OH^- ciemnożółty

Zapisz tą reakcję w formie cząsteczkowej.

Co²⁺ + 2CN^- → Co(CN)₂↓(nieb) Co(CN)₂ + 3CN^- → [Co(CN)₅]^3-(ziel)

Łatwo się utlenia;

[Co(CN)₆]^3- + e = [Co(CN)₅]^3- + CN^- E⁰ = - 0,83 V Redukuje wodę

[Co(CN)₅]^3- + CN^- + H₂O = [Co(CN)₆]^3- + OH^- + ½H₂

Reakcje charakterystyczne dla Co (II): Reakcja Vogel'a

CoCl₂ + NH₄SCN [Co(SCN)]⁺ + NH₄⁺ + 2Cl^- (różowy)

Nadmiar SCN^-: CoCl₂ + 4NH₄SCN (NH₄)₂[Co(SCN)₄] +2NH₄Cl

Hg(NO₃)₂ + 4NH₄SCN (NH₄)₂[Hg(SCN)₄] bezbarwny

(NH₄)_2­[Hg(SCN)₄] + CoCl₂ → Co[Hg(SCN)₄]↓ + 2NH₄Cl niebieski

Związki kobaltu (III) d⁶.

2CoF₂ + F₂ → 2 CoF₃ (t ~ 150 ºC)

Jon [Co(H₂O)₆]³⁺ z wody wydziela tlen. Co₂(SO₄)₃·18H₂O reaguje szybko z wodą (utlenia ją). Powstaje przez anodowe utlenianie CoSO₄ w obecności H₂SO₄. Niebieskie igiełki, tworzy ałuny. Napisz reakcję utlenienia wody przez Co₃(SO₄)₃.

Anionowe kompleksy CoF₃ + 3KF → K₃[FeF₆]

Na₃[Co(NO₂)₆] + 2KCl → 2 NaCl + NaK₂[Co(NO₂)₆] ↓ (żółty)

odczynnik na jon potasowy

Wyższe stopnie utlenienia mało istotne.

R O D

Bardzo odporny chemicznie metal. Wyrób naczyń i sprzętu do prac w wysokiej temperaturze i agresywnej atmosferze.

Duże zastosowanie jako katalizatory np. katalizator Wilkinsona, nakładanie twardych lustrzanych powłok, np. reflektory.

Związki Rh (I) d⁸. Ważne katalizatory [RhCl(PPh₃)₃] - Wilkinson, katalizator uwodornienia alkenów.

Związki Rh (II) d⁷: Mało istotne

Związki Rh (III) d⁶: nie mają właściwości utleniających, podstawo­wy stopień utlenienia.

2Rh + 6NaCl + 3Cl₂ → 2Na₃[RhCl₆] stapianie

Reakcja Rh(III) z silnymi zasadami (rozc. KOH, NaOH)

2Na₃[RhCl₆] + 6NaOH → Rh₂O₃·nH₂O + 12NaCl + (3-n)H₂O RhCl₃·3H₂O = [RhCl₃(H₂O)₃], czerwonobrunatny oktaedryczny, podstawowy związek rodu.
[Rh(H₂O)₆]³⁺ + H₂O [Rh(OH)(H₂O)₅]²⁺ + H₃O⁺

Związki rodu (VI) d³ nietrwały RhF₆ - lotny, charakter kowalen­cyj­ny.

I R Y D

Jako dodatek stopowy do Pt - utwardza Pt. Wieczne pióra.

Związki irydu (II) d⁷, mało istotne.

Związki irydu (III) d⁶ podobne do odpowiednich związków rodu.

Ir₂O₃ w HCl powstają zielone roztwory [IrCl_n(H₂O)_6-n]^(3-n)+.

Związki irydu (IV) d⁵ trwały stopień utlenienia.

Ir + 2NaCl + 2Cl₂ → Na₂[IrCl₆] czarny, dobrze rozpuszczalny, silny utleniacz

Związki irydu (VI) d³ trwały IrF₆, łatwo lotny.

5

---