Определите степень окисления осмия в его соединении с калием и хлором

Осмий
Серебристо-белый блестящий твёрдый металл с голубоватым оттенком

О́смий (лат. Osmium ) — химический элемент с атомным номером 76 в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, обозначается символом Os. При стандартных условиях представляет собой блестящий серебристо-белый с голубоватым отливом металл. Переходный металл, относится к платиновым металлам. Наряду с иридием обладает наибольшей плотностью среди всех простых веществ. Согласно теоретическим расчётам, его плотность даже выше, чем у иридия.

Содержание

• 1 Происхождение названия
• 2 История
• 3 Физические свойства
• 4 Химические свойства
• 5 Нахождение в природе
  • 5.1 Месторождения
• 6 Изотопы
• 7 Распространённость
• 8 Получение
• 9 Применение
• 10 Биологическая роль и физиологическое действие

Происхождение названия

История

Осмий открыт в 1803 году английским химиком Смитсоном Теннантом в сотрудничестве с Уильямом Х. Уолластоном в осадке, остающемся после растворения платины в царской водке. Сходные исследования проводились французскими химиками Колле-Дескоти, Антуаном де Фуркруа и Вокленом, которые тоже пришли к выводу о содержании неизвестного элемента в нерастворимом остатке платиновой руды. Гипотетическому элементу было присвоено имя птен (греч. πτηνός — крылатый), однако опыты Теннанта продемонстрировали, что это смесь двух элементов — иридия и осмия.

Открытие новых элементов было задокументировано в письме Теннанта Лондонскому королевскому обществу от 21 июня 1804 года.

Физические свойства

Осмий — серо-голубоватый, твёрдый, но хрупкий металл с очень высокой удельной массой, сохраняющий свой блеск даже при высоких температурах. В силу своей твёрдости, хрупкости, низкого давления паров (самого низкого среди всех платиновых металлов), а также очень высокой температуры плавления, осмий с трудом поддаётся механической обработке. Осмий считается самым плотным из всех простых веществ, немного превосходя по этому параметру иридий. Наиболее достоверные значения плотностей для этих металлов могут быть рассчитаны по параметрам их кристаллических решёток: 22,562 ± 0,009 г/см³ для иридия и 22,587 ± 0,009 г/см³ для осмия. По новейшим сведениям, плотность осмия ещё выше — она составляет 22,61 г/см 3 . При сравнении различных изотопов этих элементов наиплотнейшим оказывается 192 Os. Необычайно высокая плотность осмия объясняется лантаноидным сжатием, а также гексагональной плотноупакованной кристаллической решёткой.

Осмий плавится при 3306 K (3033 °C), кипит при 5285 K (5012 °C). Температура перехода в сверхпроводящее состояние — 0,66 К; твёрдость по Виккерсу — 3—4 ГПа, по шкале Мооса — 7; модуль нормальной упругости — 56,7 ГПа; модуль сдвига — 22 ГПа. Осмий — парамагнетик (магнитная восприимчивость — 9,9⋅10 −6 ).

При давлениях порядка 770 ГПа в металлическом осмии начинают взаимодействовать электроны на внутренних орбиталях, но при этом структура материала не меняется.

Химические свойства

Степени окисления осмия
−2	Na2[Os(CO)4]
−1	Na2[Os4(CO)13]
0	Os3(CO)12
+1	OsI
+2	OsI2
+3	OsBr3
+4	OsO2, OsCl4
+5	OsF5
+6	OsF6
+7	OsOF5, OsF7
+8	OsO4, Os(NCH3)4

Порошок осмия при нагревании реагирует с кислородом, галогенами, парами серы, селеном, теллуром, фосфором, азотной и серной кислотами. Компактный осмий не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами, но с расплавами щелочей образует водорастворимые осматы. Медленно реагирует с азотной кислотой и царской водкой, реагирует с расплавленными щелочами в присутствии окислителей (нитрата или хлората калия), с расплавленной перекисью натрия. В соединениях проявляет степени окисления от −2 до +8, из которых самыми распространёнными являются +2, +3, +4 и +8.

Осмий — один из немногих металлов, образующих полиядерные (или кластерные) соединения. Полиядерный карбонил осмия Os₃(CO)₁₂ используется для моделирования и исследования химических реакций углеводородов на металлических центрах. Карбонильные группы в Os₃(CO)₁₂ могут замещаться на другие лиганды, в том числе и содержащие кластерные ядра других переходных металлов.

Нахождение в природе

Содержание осмия в земной коре приблизительно составляет 5·10 −6 % по массе.

В самородном состоянии осмий встречается в виде твёрдых растворов с иридием, содержащих от 10 до 50 % осмия. Осмий встречается в полиметаллических рудах, содержащих также платину и палладий (сульфидные медно-никелевые и медно-молибденовые руды), в минералах платины и отходах от переработки золотосодержащих руд. Основные минералы осмия — относящиеся к классу твёрдых растворов природные сплавы осмия и иридия (невьянскит и сысертскит). Невьянскит образует плотные (ρ = 17000—22000 кг/м 3 ) белые или светло-серые пластинчатые кристаллы гексагональной сингонии с твёрдостью 6—7 баллов по шкале Мооса. Содержание осмия в невьянските может достигать 21—49,3 %.

Сысертскит часто встречается вместе с невьянскитом. Он представляет собой серые кристаллы гексагональной структуры с твёрдостью 6 баллов по Моосу и плотностью 17800—22500 кг/м 3 . Кроме осмия и иридия, в состав этого минерала иногда может входить рутений.

Иногда эти минералы встречаются самостоятельно, чаще же осмистый иридий входит в состав самородной платины.

Основные месторождения осмистых иридиев сосредоточены в России (Сибирь, Урал), США (Аляска, Калифорния), Колумбии, Канаде, странах Южной Африки, Тасмании, Австралии. Казахстан является единственным экспортёром чистого осмия.

Крупнейшими запасами обладают месторождения Бушвельдского комплекса в Южно-Африканской Республике.

Осмий встречается также в виде соединений с серой и мышьяком (эрлихманит, осмиевый лаурит, осарситт). Содержание осмия в рудах, как правило, не превышает 1⋅10 −5 .

Вместе с другими благородными металлами встречается в составе железных метеоритов.

Изотопы

Известны изотопы осмия с массовыми числами от 161 до 197 (количество протонов 76, нейтронов от 85 до 121), и 9 ядерных изомеров. В природе осмий встречается в виде семи изотопов, 6 из которых стабильны: 184 Os (изотопная распространённость 0,018 %), 187 Os (1,64 %), 188 Os (13,3 %), 189 Os (16,1 %), 190 Os (26,4 %) и 192 Os (41,1 %). Ещё один изотоп ( 186 Os, изотопная распространённость 1,59 %) имеет огромный период полураспада, (2,0 ± 1,1)⋅10 15 лет, что много больше возраста Вселенной.

Изотоп осмий-187 является результатом распада изотопа рения 187 Re с периодом полураспада 4,56⋅10 10 лет. Соотношения изотопного состава 187 Os/ 188 Os и 187 Re/ 188 Os позволяют определять возраст горных пород и метеоритов (рений-осмиевый метод). Также известен иридиево-осмиевый метод радиоизотопного датирования, применявшийся для анализа кварцев из пограничного слоя, разделяющего меловой и третичный периоды.

Распространённость

• в земной коре — 0,007 г/т
• в перидотитах — 0,15 г/т
• в эклогитах — 0,16 г/т
• в формациях дунитов-перидотитов — 0,013 г/т
• в формациях пироксенитов — 0,007 г/т

Получение

Осмий выделяют из обогащённого сырья платиновых металлов путём прокаливания этого концентрата на воздухе при температурах 800—900 °C. При этом количественно сублимируют пары весьма летучего тетраоксида осмия OsO₄, которые далее поглощают раствором NaOH.

Упариванием раствора выделяют соль — перосмат натрия, который далее восстанавливают водородом при +120 °C до осмия:

Осмий при этом получается в виде губки.

Применение

Биологическая роль и физиологическое действие

Не играет биологической роли. Тетраоксид осмия OsO₄ чрезвычайно токсичен.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

4

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

5

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

6

Cs

Ba

La

Ce

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Gd

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

7

Fr

Ra

Ac

Th

Pa

U

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

8

Uue

Ubn

Ubu

Ubb

Ubt

Ubq

Ubp

Ubh

Ubs

Eu, Sm, Li, Cs, Rb, K, Ra, Ba, Sr, Ca, Na, Ac, La, Ce, Pr, Nd, Pm, Gd, Tb, Mg, Y, Dy, Am, Ho, Er, Tm, Lu, Sc, Pu,
Th, Np, U, Hf, Be, Al, Ti, Zr, Yb, Mn, V, Nb, Pa, Cr, Zn, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Te, Mo, Sn, Pb, H₂,
W, Sb, Bi, Ge, Re, Cu, Tc, Te, Rh, Po, Hg, Ag, Pd, Os, Ir, Pt, Au

Осмий в таблице менделеева занимает 76 место, в 6 периоде.

Символ	Os
Номер	76
Атомный вес	190.2300000
Латинское название	Osmium
Русское название	Осмий

Как самостоятельно построить электронную конфигурацию? Ответ здесь

Электронная схема осмия

Os: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 6

Короткая запись:
Os: [Xe]6s 2 4f 14 5d 6

Одинаковую электронную конфигурацию имеют атом осмия и Ta -3 , W -2 , Re -1 , Ir +1

Порядок заполнения оболочек атома осмия (Os) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p.

На подуровне ‘s’ может находиться до 2 электронов, на ‘s’ - до 6, на ‘d’ - до 10 и на ‘f’ до 14

Осмий имеет 76 электронов, заполним электронные оболочки в описанном выше порядке:

2 электрона на 1s-подуровне

2 электрона на 2s-подуровне

6 электронов на 2p-подуровне

2 электрона на 3s-подуровне

6 электронов на 3p-подуровне

2 электрона на 4s-подуровне

10 электронов на 3d-подуровне

6 электронов на 4p-подуровне

2 электрона на 5s-подуровне

10 электронов на 4d-подуровне

6 электронов на 5p-подуровне

2 электрона на 6s-подуровне

14 электронов на 4f-подуровне

6 электронов на 5d-подуровне

Степень окисления осмия

Атомы осмия в соединениях имеют степени окисления 8, 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -2.

Степень окисления - это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на разделении электронов, таким образом, если у атома виртуально увеличивается заряд, то степень окисления отрицательная (электроны несут отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Ионы осмия

Валентность Os

Атомы осмия в соединениях проявляют валентность VIII, VII, VI, V, IV, III, II, I.

Валентность осмия характеризует способность атома Os к образованию хмических связей. Валентность следует из строения электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений называются валентными электронами. Более обширное определение валентности это:

Число химических связей, которыми данный атом соединён с другими атомами

Валентность не имеет знака.

Квантовые числа Os

Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома Os эти числа имеют значение N = 5, L = 2, M_l = 3, M_s = ½

Видео заполнения электронной конфигурации (gif):

Результат:

Энергия ионизации

Чем ближе электрон к центру атома - тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать. Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома называется энергией ионизации и обозначается E_o. Если не указано иное, то энергия ионизации - это энергия отрыва первого электрона, также существуют энергии ионизации для каждого последующего электрона.

Перейти к другим элементам таблицы менделеева

Что такое степень окисления

Условный заряд атомов элементов в сложных веществах называется степенью окисления. Значение заряда атомов записывается в окислительно-восстановительных реакциях, чтобы понять, какой элемент является восстановителем, а какой – окислителем.

Степень окисления взаимосвязана с электроотрицательностью, которая показывает возможность атомов принимать или отдавать электроны. Чем выше значение электроотрицательности, тем больше способность атома отнимать электроны в реакциях.

Рис. 1. Ряд электроотрицательности.

Степень окисления может иметь три значения:

• нулевое – атом находится в состоянии покоя (все простые вещества имеют степень окисления 0);
• положительное – атом отдаёт электроны и является восстановителем (все металлы, некоторые неметаллы);
• отрицательное – атом принимает электроны и является окислителем (большинство неметаллов).

Например, степени окисления в реакции натрия с хлором выглядят следующим образом:

В реакции металлов с неметаллами металл всегда является восстановителем, а неметалл – окислителем.

Как определить

Существует таблица, в которой указаны все возможные степени окисления элементов.

Название

Символ

Степень окисления

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5

1, 0, +1, +3, +5, +7, редко +2 и +4

+2, +3, редко +4 и +6

-1, +1, +5, редко +3, +4

+3, +6, редко +2, +3, +5

+3, +4, +8, редко +2, +6, +7

-1, +1, +5, +7, редко +3, +4

+6, редко +2, +3, +4, +5

+2, +4, +6, +7, редко -1, +1, +3, +5

+3, +4, +6, +8, редко +2

+3, +4, +6, редко +1, +2

+2, +4, +6, редко +1, +3

+3, редко +3, +2, +4, +5

Или использовать на уроках этот вариант таблицы.

Рис. 2. Таблица степеней окисления.

Кроме того, степени окисления химических элементов можно определить по периодической таблице Менделеева:

• высшая степень (максимально положительная) совпадает с номером группы;
• для определения минимального значения степени окисления из номера группы вычитается восемь.

Рис. 3. Таблица Менделеева.

Большинство неметаллов имеют положительную и отрицательную степени окисления. Например, кремний находится в IV группе, значит, его максимальная степень окисления +4, а минимальная -4. В соединениях неметаллов (SO₃, CO₂, SiC) окислителем является неметалл с отрицательной степенью окисления или с большим значением электроотрицательности. Например, в соединении PCl₃ фосфор имеет степень окисления +3, хлор -1. Электроотрицательность фосфора – 2,19, хлора – 3,16.

Второе правило не работает для щелочных и щелочноземельных металлов, которые всегда имеют одну положительную степень окисления, равную номеру группы. Исключения составляют магний и бериллий (+1, +2). Также постоянную степень окисления имеют:

• алюминий (+3);
• цинк (+2);
• кадмий (+2).

Остальные металлы имеют непостоянную степень окисления. В большинстве реакций выступают в качестве восстановителя. В редких случаях могут быть окислителями с отрицательной степенью окисления.

Фтор – самый мощный окислитель. Его степень окисления всегда -1.

Что мы узнали?

Из урока 8 класса узнали о степени окисления. Это условная величина, показывающая, сколько электронов может отдать или принять атом в ходе химической реакции. Значение связано с электроотрицательностью. Окислители принимают электроны и имеют отрицательную степень окисления, восстановители отдают электроны и проявляют положительную степень окисления. Большинство металлов – восстановители с постоянной или переменной степенью окисления. Неметаллы могут проявлять свойства окислителя и восстановителя в зависимости от вещества, с которым реагируют.

Темы кодификатора ЕГЭ: Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.

Степень окисления – это вспомогательный условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что все соединения состоят из ионов (все полярные связи – ионные).

Наверняка, у вас возник вопрос — зачем же придумывать то, чего нет? Это не коварный замысел химиков, все просто: такая модель очень удобна. Представления о степени окисления элементов полезны при составлении классификации химических веществ, описании их свойств, составлении формул соединений и номенклатуры. Особенно часто степени окисления используются при работе с окислительно-восстановительными реакциями.

Степени окисления бывают высшие, низшие и промежуточные.

Низшая определяется, как номер группы минус 8.

И промежуточная степень окисления — это почти любое целое число в интервале от низшей степени окисления до высшей.

Например , для азота характерны: высшая степень окисления +5, низшая 5 — 8 = -3, а промежуточные степени окисления от -3 до +5. Например, в гидразине N₂H₄ степень окисления азота промежуточная, -2.

Чаще всего степень окисления атомов в сложных веществах обозначается сначала знаком, потом цифрой, например +1, +2, -2 и т.д. Когда речь идет о заряде иона (предположим, что ион реально существует в соединении), то сначала указывают цифру, потом знак. Например : Ca 2+ , CO₃ 2- .

Для нахождения степеней окисления используют следующие правила :

1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю;
2. В нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления равна нулю, для ионов эта сумма равна заряду иона;
3. Степень окисления щелочных металлов (элементы I группы главной подгруппы) в соединениях равна +1, степень окисления щелочноземельных металлов (элементы II группы главной подгруппы) в соединениях равна +2; степень окисления алюминия в соединениях равна +3;
4. Степень окисления водорода в соединениях с металлами (солеобразные гидриды — NaH, CaH₂ и др.) равна -1; в соединениях с неметаллами (летучие водородные соединения) +1;
5. Степень окисления кислорода равна -2. Исключение составляют пероксиды – соединения, содержащие группу –О-О-, где степень окисления кислорода равна -1, и некоторые другие соединения (супероксиды, озониды, фториды кислорода OF₂ и др.);
6. Степень окисления фтора во всех сложных веществах равна -1.

Выше перечислены ситуации, когда степень окисления мы считаем постоянной . У всех остальных химических элементов степень окисления — переменная , и зависит от порядка и типа атомов в соединении.

Примеры :

Задание: определите степени окисления элементов в молекуле дихромата калия: K₂Cr₂O₇.

Решение: степень окисления калия равна +1, степень окисления хрома обозначим, как х, степень окисления кислорода -2. Сумма всех степеней окисления всех атомов в молекуле равна 0. Получаем уравнение: +1*2+2*х-2*7=0. Решаем его, получаем степень окисления хрома +6.

В бинарных соединениях более электроотрицательный элемент характеризуется отрицательной степенью окисления, менее электроотрицательный – положительной.

Обратите внимание, что понятие степени окисления – очень условно! Степень окисления не показывает реальный заряд атома и не имеет реального физического смысла. Это упрощенная модель, которая эффективно работает, когда нам необходимо, например, уравнять коэффициенты в уравнении химической реакции, или для алгоритмизации классификации веществ.

Степень окисления – это не валентность! Степень окисления и валентность во многих случаях не совпадают. Например, валентность водорода в простом веществе Н₂ равна I, а степень окисления, согласно правилу 1, равна 0.

Это базовые правила, которые помогут Вам определить степень окисления атомов в соединениях в большинстве случаев.

В некоторых ситуациях вы можете столкнуться с трудностями при определении степени окисления атома. Рассмотрим некоторые из этих ситуаций, и разберем способы их разрешения:

1. В двойных (солеобразных) оксидах степень у атома, как правило, две степени окисления. Например, в железной окалине Fe₃O₄ у железа две степени окисления: +2 и +3. Какую из них указывать? Обе. Для упрощения можно представить это соединение, как соль: Fe(FeO₂)₂. При этом кислотный остаток образует атом со степенью окисления +3. Либо двойной оксид можно представить так: FeO*Fe₂O₃.
2. В пероксосоединениях степень окисления атомов кислорода, соединенных ковалентными неполярными связями, как правило, изменяется. Например, в пероксиде водорода Н₂О₂, и пероксидах щелочных металлов степень окисления кислорода -1, т.к. одна из связей – ковалентная неполярная (Н-О-О-Н). Другой пример – пероксомоносерная кислота (кислота Каро) H₂SO₅ (см. рис.) содержит в составе два атома кислорода со степенью окисления -1, остальные атомы со степенью окисления -2, поэтому более понятной будет такая запись: H₂SO₃(O₂). Известны также пероксосоединения хрома – например, пероксид хрома (VI) CrO(O₂)₂ или CrO₅, и многие другие.
3. Еще один пример соединений с неоднозначной степенью окисления – супероксиды (NaO₂) и солеобразные озониды KO₃. В этом случае уместнее говорить о молекулярном ионе O₂ с зарядом -1 и и O₃ с зарядом -1. Строение таких частиц описывается некоторыми моделями, которые в российской учебной программе проходят на первых курсах химических ВУЗов: МО ЛКАО, метод наложения валентных схем и др.
4. В органических соединениях понятие степени окисления не очень удобно использовать, т.к. между атомами углерода существует большое число ковалентных неполярных связей. Тем не менее, если нарисовать структурную формулу молекулы, то степень окисления каждого атома также можно определить по типу и количеству атомов, с которыми данный атом непосредственно связан. Например, у первичных атомов углерода в углеводородах степень окисления равна -3, у вторичных -2, у третичных атомов -1, у четвертичных — 0.

Потренируемся определять степень окисления атомов в органических соединениях. Для этого необходимо нарисовать полную структурную формулу атома, и выделить атом углерода с его ближайшим окружением — атомами, с которыми он непосредственно соединен.