Сульфиды. IrS — блестящее тёмно-синее твёрдое вещество

IrS — блестящее тёмно-синее твёрдое вещество. Мало растворим в воде и кислотах. Растворяется в сульфиде калия. Получают нагреванием металлического иридия в парах серы.

Ir₂S₃ — твёрдое коричневое вещество. Разлагается на элементы при нагревании выше 1050 °C. Мало растворим в воде. Растворяется в азотной кислоте и растворе сульфида калия. Получают действием сероводорода на хлорид иридия (III) или нагреванием порошкообразного металлического иридия с серой при температуре не выше 1050 °C в вакууме

IrS₂ — твёрдое коричневое вещество. Малорастворим в воде. Получают пропусканием сероводорода через растворы солей иридия (IV) или нагреванием порошкообразного металлического иридия с серой без доступа воздуха в вакууме.

IrS₃ — серый, малорастворимый в воде порошок. Получают нагреванием порошкообразного металлического иридия с избытком серы в вакууме. Строго говоря, не является соединением шестивалетного иридия, так как содержит связь S-S.

Гидроксид

Ir(OH)₄ (IrO₂·2H₂O) образуется при нейтрализации растворов хлороиридатов(IV) в присутствии окислителей. Осадок Ir₂O₃·nН₂О выпадает при нейтрализации щёлочью хлороиридатов (III) и легко окисляется на воздухе до IrO₂. Практически нерастворим в воде.

К.С.

Желтый диамагнитный гексаакваион иридия(Ш) может быть получен при растворении гидратированного оксида в хлорной кислоте; в твердом виде он известен в квасцах CsIr(S0₄)₂- 12Н₂0₃. Ион [Ir(Н₂0)₆³⁺ является рекордсменом по инертности — обмен молекул координированной воды происходит за сотни лет! При действии щелочей на растворы солей иридия(Ш) выпадает зеленый осадок гидратированного оксида Ir₂0₃* хН₂0, растворимый не только в кислотах, но и в щелочах с образованием гексагидроксоиридатов(Ш) [Ir(ОН)₆]^3-.Соли иридия(Ш) в отличие от аналогичных соединений кобальта и родия на воздухе легко окисляются до иридия(6). Их получают восстановлением иридия(5) оксалатом натрия, взятым в стехиометрическом количестве.

Для иридия степень окисления +4 более устойчива, чем для других элементов группы. Окисление гексаакваиона иридия(3) электрохимически или солями церия(4) приводит к зеленовато-коричневым

растворам соединений иридия(5), которые в течение нескольких часов, окисляя воду, становятся сине-фиолетовыми — в них содержатся катионы ири-дия(4) [(Н₂0)₄Ir (µ-ОН)₂Ir(Н₂0)₄]⁶⁺ и [(Н₂0)₄Ir-0-Ir(Н₂0)₄]^6+, а затем желтыми — в результате превращения в соли иридия(3). В твердом виде соли иридия(4) с кислородсодержащими анионами выделить не удалось. Окисление оксоацетата иридия(3) озономтакже приводит к синим растворам, в которых часть атомов иридия в трехъядерных катионах окислена до состояния +4. Комплексные соединения иридия(4) получены и в твердом виде. Так, окисление оксалатного комплекса иридия(3) хлором приводит к образованию Cs₂[IrCl₄(C₂0₄)], аммиаката - к [Ir(NH₃)₄Cl₂]Cl₂. Наиболее устойчивы галогенидные комплексы иридия(4), например гексахлороиридат(1У), образующийся при хлорировании смеси порошка иридия с хлоридом калия.

2). Степень окисления +6наиболее характерна для урана, нептуна и плутония. В этой ст.ок. актиноиды напоминают d-элементы VI группы( подгр. Хрома)

Во многих соед-х урана и др. актиноидов, наход-ся в высокой ст.ок., имеются атомные группировки ЭО₂⁺, ЭО₂²⁺, сохраняющиес без изменения при разнообразных хим. реакциях. Эти группировки называют актинильными.

UO₂ ²⁺-уронил, NpO₂²⁺-нептунил.

Особая устойчивость этих группировок объсняется тем, что между атомами актиноида и кислорода осущ-ся тройная связь. Две-за счет двух непарных электронов атома актиноида и двух непарных эл-нов атома кислорода, третья- за счет неподелённой эл-ной пары атома кислорода и сободной орбитали атома актиноида.

У гидроксидов H₂ЭО₄ основные свойства преобладают над кислотными, и по хим. поведению их можно рассматривать как основания типа ЭО₂(ОН)₂. Эти гидроксиды довольно легко взаимодействуют с кислотами, образуя производные актинильных катионов ЭО₂²⁺, напрммер ЭО₂(ОН)₂+2НNO₃=ЭO₂(NO₃)₂+2H₂O

Такого же типа производные обра-ся при взаим-ии UO₃ с кислотами: UO₃+2HCl=UO₂Cl₂+H₂O

Большинство производных ЭО₂²⁺ хорошо кристаллизуются и легко растворются в воде, вляются солями и солеподобными соединениями. Гидролиз производных ЭО₂²⁺ обратим: UO₂(NO₃)₂+2H₂O=UO₂(OH)₂+2HNO₃

Нитрат уранила –наиболее распространённый в хим. практике препарат урана.

Кислотные признаки H₂ЭО₄ проявляют лишь при сплавлении со щелочами: H₂ЭО₄+2KOH=K₂ЭO₄+2H₂O

Получаемые при этом уранаты, нептунаты, плутонаты, малостойки и водой разрушаются.

В ряду U-Np-Pu устойчивость прои-ых Э(6) понижается.

Так, для урана получен UO₃, дл нептуния – лишь смешанный оксид Np₃O₈ –нептунат(6) нептуния(4)-Np(NpO₄)₂, а оксид плутония не получен вообще. Таким же образом падает и устойчивость фториддов. Из др. галогенидов относительно стоек лишь UCl₆, а хлориды нептуния и плутония не получены. Бромиды и иодиды не получены даже для урана.

Производные Np, особенно Pu –окислители: 2NpO₂Cl₂+SnCl₂=2NpO₂Cl+SnCl₄

Степень окисления +7.При действии активнх окислителей (О₃, ClO^-, BrO^-) на сильнощелочные растворы оксонептунатов(6) и оксоплутонатов(6) образуются соединения нептуния (7) и плутония(7), например:

2NpO₄^2- +O₃+2OH^- = 2NpO₅^3- +O₂+H₂O

Из этих растворов можно выделить оксонептунаты(7) и оксоплутонаты(7) типа: Ba₃(NpO₅)₂*nH₂O и Ba₃(PuO₅)₂*nH₂O, [Co(NH₃)₆]NpO₅*3H₂O b lh/

Производные NpO₅^3- имеют темно-зелёную, а PuO₅^3- коричнево-чёрную окраску. Получен так же гидроксид NpO₂(OH)₃ – буровато-чёрный осадок, обладает амфотерными свойствами, легко растворяется в щелочах- зелёный растворы (ионы NpO₅^3-), и в кислотах, образуя жёлто-коричневые растворы(обнаружены ионы NpO₂³⁺). Однако в кислых растворах соед-ия Np(7) быстро переходят в соед-ия Np(6). Нептуний(7) и плутония(7) проявляют сильные ок-ые свойства.