Хотя прочная оксидная плёнка на­дёжно защищает титан от окисления, он довольно легко растворяется в плавиковой и концентрированной соляной кислотах: Ti+6HF=H₂TiF₆+2Н₂; 2Ti+6НСl=2TiCl₃+3H₂.

Схема установки для очистки титана методом иодидного рафинирования.

Современные наука и техника неред­ко нуждаются в сверхвысоком вакууме, который не могут создать обычные ртутные насосы. И тут выручает титан, обладающий способностью прочно связываться с основными компонента­ми воздуха. В камере титан реагирует с содержащимся в воздухе кислородом и азотом, связывая их в оксид TiO₂ и нитрид TiN_x (где 0,58<х<1,00), что и создаёт сверхвысокий вакуум,

Это же свойство титана использу­ют для удаления кислорода и азота из стали с целью повышения её качества. Но особенно перспективным оказа­лось применение тонких покрытий из нитрила титана — одного из са­мых прочных химических соедине­ний. Используя современные технологии (в том числе лазерные), вещество наносят слоем толщиной всего 2— 3 мкм на поверхность, которую надо сделать твёрдой и износоустойчивой. Покрытые нитридом титана инстру­менты из быстрорежущей стали (рез­цы, свёрла, фрезы) и служат дольше, и повышают производительность труда. А выглядят они точь-в-точь как позо­лоченные — ведь цвет нитрида титана почти такой же, как и у золота.

Нитридные покрытия используют­ся всё шире, например для зубных ко­ронок, «золочения» куполов. Так, купола храма Христа Спасителя в Мо­скве почти полностью покрыты нитри­дом титана, который отличается чуть более красноватым цветом в сравне­нии с находящимися неподалёку по­золоченными куполами кремлёвских соборов.

Храм Христа Спасителя. Москва.

Титан входит в десятку самых распро­странённых элементов земной коры, в почвах и горных породах его обычно от 0,5 до 1,5%. Однако некоторые местности особенно богаты титаном. Так, на острове Святой Елены, «где уга­сал Наполеон», содержание этого эле­мента достигает 2,5%. Самые же бо­гатые титаном почвы — краснозёмы двух островов Западного Самоа в Тихом океане: в них титана до 12%! Будь этот регион поближе к промышленно развитым странам, вероятно, открытие столь распространённого элемента со­стоялось бы намного раньше.

По сравнению с другими часто встречающимися металлами титан до­роже, поскольку его очень сложно из­влекать из руд: он исключительно проч­но связан с кислородом.

Как и все наиболее распространён­ные элементы, титан неизбежно присутствует в живых организмах. У взросло­го человека в селезёнке, надпочечниках и щитовидной железе содержится при­мерно 20 мг Ti. Однако его роль в точ­ности пока не выяснена. Твёрдо устано­влено, что этот элемент совершенно неядовит. В медицинской литературе описан случай, когда человек съел поч­ти полкилограмма TiO₂ — и никаких по­следствий. Из этого количества диокси­да титана можно было бы приготовить целую банку первоклассных белил.

Ещё в начале XX в. никто не предпо­лагал, что через каких-нибудь 30—50 лег малоизвестный металл титан вой­дёт в число самых важных конструк­ционных материалов и сплавов, ис­пользуемых в современной технике. Однако всё по порядку. Хотя мине­ралы титана — рутил TiO₂ и ильменит FeTiO₃ широко распространены в природе, этот элемент долгие годы оказывался «в тени», его соединения не являлись предметом специальных

исследований. Лишь в 1795 г. извест­ный немецкий химик Мартин Клапрот выделил титан из рутила. Новооткры­тый элемент был назван в честь тита­нов — сыновей Урана (Неба) и Геи (Земли), низверженных Зевсом в цар­ство тьмы. В 1910 г. металлический титан чистотой 99 % удалось полу­чить американскому исследователю Майклу Хантеру при восстановлении тетрахлорида титана металлическим натрием:

TiCl₄+4Na®^{850 °С} Ti+4NaCl.

Все элементы VIIIA группы представ­ляют собой одноатомные газы, кото­рые только при очень низких темпе­ратурах могут быть переведены в жидкое и твёрдое состояние.

Интересно, что температуры кипе­ния и плавления каждого газа раз­личаются всего лишь на несколько градусов. Это объясняется слабым межмолекулярным взаимодействием как в жидкой, так и в твёрдой фазе.

Гелий обладает самой низкой тем­пературой кипения и плавления. Пе­ревести его в твёрдое состояние уда­ётся только при давлении порядка 25•10⁵Па.

Жидкий гелий впервые получил в 1908 г. нидерландский физик Хейке Камерлинг-Оннес, удостоенный за это Нобелевской премии (1913 г.).

В 1938 г. выдающийся советский физик Пётр Леонидович Капица (1894—1984) установил, что при тем­пературах ниже 2,17 К (-271 °С) жид­кий гелий не обладает вязкостью, т. е. становится сверхтекучим. В таком состоянии теплопроводность гелия в миллион раз больше, чем при 4 К (-269 °С). За открытие и исследова­ние этого явления учёному в 1978 г. была присуждена Нобелевская пре­мия, а в 1962 г. Нобелевскую премию получил Лев Давидович Ландау, дав­ший теоретическое обоснование яв­ления сверхтекучести. Сверхтекучесть жидкого гелия позволит использовать его в будущем для создания сверхпро­водящих электромагнитов.

Долгое время считалось, что инерт­ные газы не вступают в химические реакции. Однако в 1962 г. канадский химик Нил Бартлетт при нагревании смеси ксенона с сильным окислите­лем — гексафторидом платины PtF₆ получил жёлтое кристаллическое ве­щество состава XePtF₆.

После публикации результатов Бартлетта за один год удалось синте­зировать фториды ксенона — XeF₂,

Кристаллы XeF₂. Это вещество получают нагреванием смеси ксенона с фтором при 400 °C. Хранят дифторид ксенона в тефлоновых контейнерах.

XeF₄, XeF₆ — и исследовать их строе­ние и свойства.

К концу XX столетия число полу­ченных соединений ксенона превы­сило сотню, соединений криптона — уже более двух десятков, среди них KrF₂, KrF₄, соли криптоновой кисло­ты Н₂KClO₄. Самым химически актив­ным должен быть радон, но он слиш­ком нестабилен, и синтезировано всего несколько сто соединений. Те­перь очередь за аргоном. Для него по­ка известны только соединения вклю­чения, например клатрат Ar•6Н₂О (гидрат аргона), где аргон не образу­ет химической связи, а включён в кристаллическую решётку льда.

Что же касается гелия и неона, то они, надо полагать, навсегда останут­ся непоколебимыми в своём «благо­родстве».

После открытия инертных газов и со­здания «нулевой группы» периодиче­ская система элементов приобрела более законченный вид.

С развитием представлений об электронном строении атомов стало ясно, что инертные газы имеют цели­ком заполненные s- и р-подуровни. На единственном электронном уров­не атома гелия располагаются два электрона (1s²), а остальные предста­вители группы являются p-элементами, и у них на внешнем электронном уровне находятся по восемь электро­нов (ns²np⁶ где n — номер периода). Поэтому с точки зрения электронно­го строения неон и более тяжёлые газы следует поместить в главную подгруппу VIII группы. Гелий можно было бы отнести к s-элементам и формально поставить в группу IIА Однако он настолько непохож по свойствам на элементы II группы: бе­риллий, магний и другие, что его ос­тавили в VIII группе вместе с подоб­ными ему газами.

Все электроны в атомах гелия, неона и аргона очень прочно связа­ны с ядром, поэтому эти элементы не вступают в химические реакции. Энергия же р-орбиталей криптона, ксенона и радона позволяет им быть донорами р-электронов при образо­вании химических связей с наиболее электроотрицательными элемента­ми — фтором, кислородом. Недаром учёные отказались от прежнего на­звания «инертные» и сейчас именуют эту подгруппу благородными газами.

После открытия фторидов ксенона были получены и другие соеди­нения этого элемента, в том числе оксиды, кислоты и их соли. Од­нако фториды оказались наиболее устойчивыми, и их свойства удалось детально изучить.

Известно три фторида ксенона: XeF₂, XeF₄, XeF₆. Все они пред­ставляют собой легкоплавкие бесцветные кристаллические вещества с характерным запахом, состоящие из молекул.

Фториды ксенона являются энергичными окислителями. Фто­рид ксенона(П), например, активно окисляет воду: 2XeF₂+ 2Н₂О = 2Хе⁰ + О⁰₂+4HF, переводит Cl^- в Cl2, Мn²⁺ в MnO^-₄.

История открытия благородных газов драматична и могла бы послужить ос­новой для хорошего химического детектива. А началась она довольно банально. Английский физик Джон Уильям Рэлей не предполагал совершить никакого открытия. Опытный, педантичного склада эксперимента­тор, он в 1888 г. решил определить плотности и молекулярные массы различных газов с очень высокой для того времени степенью точно­сти — до сотых долей процента. Од­нако азот, выделенный им из возду­ха, неизменно оказывался тяжелее, чем полученный при разложении нитрита аммония. Литр азота возду­ха имел массу 1,2572 г, а литр «хими­ческого» азота — 1,2505 г. Разница не­велика, но она выходила за пределы экспериментальной погрешности и была постоянной. Сам Рэлей не сумел объяснить этот парадокс.

Через научный журнал «Nature» («Природа») Рэлей в апреле 1894 г. обратился к учёным с просьбой по­мочь в решении проблемы. Отклик­нулся только один человек — заведу­ющий кафедрой химии Лондонского университета Уильям Рамзай (1852— 1916). Он высказал неожиданную идею: вероятно, в азоте, выделенном из воздуха, есть небольшая примесь какого-то другого, более тяжёлого газа. Мысль была смелая, даже дерз­кая — ведь до этого состав воздуха изучали сотни исследователей.

Хлорная кислота НСlО₄ является самой сильной из известных кислот. Мож­но было бы ожидать, что она окажется и сильным окислителем: ведь хлор в хлорной кислоте находится в высшей степени окисления (+7). Однако её окислительные свойства заметно ниже по сравнению с другими кис­лотами-окислителями — серной и азотной.

Так, водные растворы хлорной кислоты не восстанавливаются иодидом калия, а концентрированная хлорная кислота реагирует с магнием с выделением... водорода!

Mg+2НСl⁺⁷О₄=Mg(Cl⁺⁷O₄)₂+Н₂­

Разработанная ещё в XVII столетии техника травления стекла пла­виковой кислотой широко применялась в мастерских европейских стран на рубеже XIX—XX вв. Особенно прославился французский мастер Эмиль Галле (1846—1904), создавав­ший непрозрачные стеклянные вазы с мно­гослойными узорами. По нанесённому ри­сунку он аккуратно вытравливал один, два или три слоя стекла, тем самым придавая ка­ждому фрагменту композиции свой непо­вторимый цветовой оттенок.

Долгое время считалось, что свободный фтор невозможно полу­чить чисто химическим путём, ведь это самый сильный окисли­тель. Но теперь учёным известно несколько реакций, в резуль­тате которых выделяется свободный фтор. Речь идёт о разложении некоторых сложных фторидов. Примером может служить опуб­ликованное в 1987 г. сообщение о получении фтора по реакции 4SbF₅+2K₂MnF₆=4KSbF₆+2MnF₃+F₂­, которая фактически сво­дится к термическому разложению фторида марганца(IV) на фто­рид марганца(III) и свободный фтор. Правда, исходное вещество K₂MnF₆ можно получить, лишь... используя свободный фтор. Дан­ное соединение служит как бы твёрдым аккумулятором газооб­разного фтора, который, в отличие от самого фтора, значитель­но безопаснее в обращении.