ПОДГРУППА МЕДИ Свойства элементов N Эл Электронная

ПОДГРУППА МЕДИ

Свойства элементов N Эл. Электронная конфигурация t°пл. t°кип. ЭО r г/см 3 °C °C Атомный радиус, нм Χ Степень окисления 29 Cu [Ar] 3 d 104 s 1 8, 96 1083 2595 1, 9 0, 127 58, 1 +1, +2 47 Ag [Kr] 4 d 105 s 1 10, 5 960 2180 1, 9 0, 144 61, 0 +1 79 Au [Xe] 4 f 145 d 106 s 1 19, 3 1064 2700 2, 4 0, 144 41, 3 +1, +3

Медь, серебро и золото относятся к d-элементам. Электронная формула. . . (n-1)s 2 p 6 d 10 ns 1. Хотя предпоследний уровень полностью заполнен, он не достаточно стабилен и поэтому элементы могут проявлять различные валентности и степени окисления. По сравнению с щелочными металлами притяжение наружных электронов к ядру сильнее, т. к. радиус атомов меньше и химическая активность (идет заполнение предыдущего уровня) значительно ниже. В ряду напряжения все эти элементы стоят после водорода, т. е. не вытесняют его из кислот. Серебро и золото на воздухе не окисляются, гидридов все три элемента не образуют. Являются хорошими комплексообразователями. Склонны к образованию интерметаллических соединений.

Медь В природе встречается в виде следующих соединений: Cu 2 S – медный блеск, Cu 2 O - куприт, Cu. Fe. S 2 - медный колчедан, Cu 2(OH)2 CO 3 - малахит. Получение Для производства меди значение имеют сульфидные руды. Переработка основана на том, что сульфиды переводят в оксиды обжигом , затем оксид восстанавливают. Cu 2 S+2 О 2=2 Cu. O+SO 2 - Пирометаллургия: Cu. O + C = Cu + CO Cu. O + CO = Cu + CO 2 - Гидрометаллургия: Cu. O + H 2 SO 4 = Cu. SO 4 + H 2 O Cu. SO 4 + Fe = Fe. SO 4 + Cu Полученная "черновая" медь содержит в качестве примесей Fe, Zn, Pb, Bi, Sb.

Для получения чистой электротехнической меди ее подвергают рафинированию, т. е. в электролизную ванну в качестве анода помещают "черновую" медь, в качестве катода - чистую медь, Электролит - раствор сульфата меди. Процесс электролиза ведут таким образом, чтобы на катоде шло восстановление только меди, а примеси уходили в шлам. В чистом виде медь - металл красного цвета, вязкий, пластичный, с высокой тепло- и электропроводностью. Электролиз: 2 Cu. SO 4 + 2 H 2 O = 2 Cu + O 2 + 2 H 2 SO 4 (на катоде) (на аноде)

Халькози н(греч. χαλχοζ — медь), ме дный бл ск е

Куприт

МАЛАХИТ

Медный колчедан

Химические свойства Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах. Фтор, хлор, бром реагируют с медью, образуя галогениды: Cu+Сl 2= Cu. Сl 2 При взаимодействии иода с нагретым порошком меди получается иодид одновалентной меди: 2 Cu+I 2= 2 Cu. I Медь горит в парах серы: Cu+S = Cu. S Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях: 3 Cu + 8 HNO 3(р) = 3 Cu(NO 3)2 + 2 NO + 2 H 2 O Cu + 4 HNO 3(к) = Cu(NO 3)2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O Cu + 2 H 2 SO 4(к) = Cu. SO 4 + SO 2 +2 H 2 O Сплавы меди с оловом - бронзы, с цинком - латуни.

При прокаливании на газовой горелке медь покрывается черным налетом оксида меди (II) Cu. O: 2 Cu+O 2=2 Cu. O Если быстро опустить в воду раскаленный докрасна кусок меди, то на его поверхности образуется ярко-красная пленка Cu 2 O: 4 Cu+O 2=2 Cu 2 O Оба оксида в воде не растворимы. Соответствующие основания: Cu. OH - желтого цвета, Cu(OH)2 - голубого цвета.

Медь химически малоактивна и в чистом сухом воздухе не изменяется. Однако атмосфера, в которой мы живем, содержит водяные пары и углекислый газ, поэтому со временем медь покрывается зеленоватым налетом основного карбоната меди (ядовитое): 2 Cu+O 2+СО 2+Н 2 О=Cu(ОН)2 • Cu. СО 3

Белград

Соединения одновалентной меди Встречаются либо в нерастворимых соединениях (Cu 2 O, Cu 2 S, Cu. Cl), либо в виде растворимых комплексов (координационное число меди – 2): Cu. Cl + 2 NH 3 = [Cu(NH 3)2]Cl Оксид меди (I) – также можно получать восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде: 2 Cu. SO 4 + C 6 H 12 O 6 + 5 Na. OH = Cu 2 O + 2 Na 2 SO 4 + C 6 H 11 O 7 Na + 3 H 2 O Гидроксид меди Cu. OH (желтого цвета) получают: Cu. Cl + Na. OH = Cu. OH + Na. Cl

Соединения двухвалентной меди Оксид меди (II) восстанавливается под действием сильных восстановителей (например, CO) до меди. Обладает основным характером, при нагревании растворяется в кислотах: Cu. O + H 2 SO 4 = Cu. SO 4 + H 2 O Cu. O + 2 HNO 3 = Cu(NO 3)2 + H 2 O Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 - нерастворимое в воде вещество светло-голубого цвета. Образуется при действии щелочей на соли меди (II): Cu. SO 4 + 2 Na. OH = Cu(OH)2 + Na 2 SO 4 При нагревании чернеет, разлагаясь до оксида: Cu(OH)2 = Cu. O + H 2 O

Амфотерное основание. Растворяется в кислотах и щелочах: Cu(OH)2 + 2 HCl = Cu. Cl 2 + 2 H 2 O Cu(OH)2 + 2 Na. OH = Na 2[Cu(OH)4] Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения (координационное число меди – 4) василькового цвета (реактив Швейцера, растворяет целлюлозу): Cu(OH)2 + 4 NH 3 = [Cu(NH 3)4](OH)2 Малахит Cu 2(OH)2 CO 3 искусственно можно получить по реакции: 2 Cu. SO 4 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O = Cu 2(OH)2 CO 3 + 2 Na 2 SO 4 + CO 2 Разложение малахита: Cu 2(OH)2 CO 3 = 2 Cu. O + CO 2 + H 2 O

Соли меди в водных растворах, как правило, окрашены в зелено-голубой цвет, многие из них образуют кристаллогидраты: Cu. SO 4. 5 H 2 O, Cu. Cl 2. 4 H 2 O, Cu(CH 3 COO)2. 2 H 2 O. Используются как средство борьбы с вредителями и для протравки семян. Медь имеет большое значение в технике при производстве сплавов, это латуни, бронзы и медно-никелевые.

Приблизительный состав некоторых наиболее известных сплавов на основе меди: бронза (обычная) - 90% Сu + 10% Sn томпак - 90 % Cu + 10 % Zn манганин - 86 % Сu + 12 % Мn + 2 % Ni; мельхиор - 68 % Cu + 30 % Ni + 1 % Мn + 1 % Fе нейзильбер - 65 % Сu +20 % Zn +15 % Ni латунь (обычная) - 60 % Сu + 40 % Zn константан - 59 % Сu +40 % Ni +1 % Мn.

Для выделки украшений пригоден золотистый сплав, состоящий из 85 % Сu, 13 % Zn и 2 % Sn. Еще более похож на золото сплав состава 90 % Сu, 7, 5 % Al и 2 % Au. Разменная монета СССР содержала 95 % Сu и 5 % Аl (до 5 коп. ) или 80 % Сu и 20 % Ni (10 коп. и выше). Легко растирающийся в порошок сплав состава 50 % Cu, 45 % Al, 5 % Zn ( «сплав Деварда» ) иногда применяется в качестве восстановителя. Из воды сплав этот выделяет водород уже на холоду.

СЕРЕБРО В природе встречается в самородном состоянии, в виде минерала аргентита - Ag 2 S, до 1% серебра содержится в свинцовых рудах. Получают серебро из сульфидной руды гидрометаллургическим способом переводом его в цианид с последующим восстановлением цинком: Ag 2 S +4 KCN = 2 K[Ag(CN)2] + K 2 S 2 K[Ag(CN)2] + Zn = 2 Ag + K 2[Zn(CN)4] Серебро - белый, блестящий металл с высокой пластичностью. Обладает самой высокой электропроводностью.

Аргентит

Название элемента происходит от древнегреческого слова argentos (происходящий от света). В честь серебра названа целая страна – Аргентина. Первое использование имени “Аргентина”, может быть найдено в отчетах первых путешествий испанских и португальских завоевателей в Рио-дела-Плата (что означает “Серебряная река”), в начале 16 века.

Химические свойства Благородный металл, устойчивый на воздухе. При потускнении серебра происходит реакция Гепара: 4 Ag + 2 H 2 S + O 2 = 2 Ag 2 S + 2 H 2 O Ag 2 S -наиболее труднорастворимая соль серебра В ряду напряжений находится правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах - окислителях: 3 Ag + 4 HNO 3(р) = 3 Ag. NO 3 + NO + 2 H 2 O Ag + 2 HNO 3(к) = Ag. NO 3 + NO 2 + H 2 O 2 Ag + 2 H 2 SO 4(к) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

В соединениях серебро обычно проявляет степень окисления +1. Растворимый нитрат серебра Ag. NO 3 используется как реактив для качественного определения галоген-ионов: Ag+ + Cl- = Ag. Cl ↓ белый Ag+ + Br- = Ag. Br ↓ светло-жёлтый Ag+ + I- = Ag. I ↓ тёмно-жёлтый Способность этих осадков образовывать растворимые комплексные соединения уменьшаются в ряду Ag. Cl – Ag. Br – Ag. I. На свету галогениды серебра постепенно разлагаются с выделением серебра. При добавлении растворов щелочей к раствору Ag. NO 3 образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag 2 O: 2 Ag. NO 3 + 2 Na. OH = Ag 2 O + 2 Na. NO 3 + H 2 O

Осадки Ag. Cl и Ag 2 O растворяются в растворах аммиака с образованием комплексных соединений (координационное число серебра – 2): Ag. Cl + 2 NH 3 = [Ag(NH 3)2]Cl Ag 2 O + 4 NH 3 + H 2 O 2[Ag(NH 3)2]OH Коричневый осадок Ag 2 O плохо растворим в воде, однако при добавлении фенолфталеина раствор окрашивается в розовый цвет за счет образования гидроксида серебра: Ag 2 O + H 2 O = 2 Ag. OH Равновесие этой реакции сильно сдвинуто влево. Ag 2 O - хороший восстановитель и с глюкозой дает реакцию "серебряного зеркала": Ag 2 O + C 6 H 12 O 6 = 2 Ag + C 6 H 12 O 7 (глюконовая кислота)

Из солей серебра в воде растворима только Ag. NO 3. Серебро хороший комплексообразователь, образует аммиачные, циано- и тиосульфатные комплексы: Ag. Cl + 2 NH 3 = [Ag(NH 3)2]Cl Ag. Br + 2 Na 2 S 2 O 3 = Na 3[Ag(S 2 O 3)2] + Na. Br На последней реакции основано действия закрепителя в фотографии, когда незасвеченные участки на фотопленке, содержащие Ag. Br растворяются тиосульфатом натрия. 85% всего добываемого серебра идет на изготовление светочувствительных слоев для фото - и кинопромышленности. Серебро используется в электро- и радиотехнической промышленности, в ювелирном деле, медицине.

ЗОЛОТО В природе встречается в самородном состоянии и в виде минералов Au. Te 2 - калаверит, Ag. Au. Te 4 - сильванит. Золото - мягче Cu и Ag, ковкий металл; легко образует тончайшую фольгу; благородный металл, устойчив как в сухом, так и во влажном воздухе. Золото является основой денежной системы большинства стран. Помимо этого, золото применяется в электротехнической промышленности, употребляется для выделки различных предметов роскоши, золочения других металлов и т. и. Соединения золота используются главным образом в фотографии и в медицине. Мировая добыча золота составляла в 1800 г. - 18 т, в 1900 г. - 400 т. В настоящее время ежегодно добывают около 1500 т. Золотой запас всех зарубежных стран оценивается в 50 тыс. т.

Калаверит

Сильванит

Для извлечения Au размолотую золотосодержащую породу обрабатывают при доступе воздуха очень разбавленным (0, 03– 0, 2%) раствором Na. CN. При этом золото по уравнению: 4 Au + 8 Na. CN + 2 H 2 O + О 2 = 4 Na[Au(CN)2] + 4 Na. OH переходит в раствор, из которого затем выделяется действием металлического цинка: 2 Na[Au(CN)2] + Zn = Na 2[Zn(CN)4] + 2 Au Очистка полученного тем или иным путем золота от примесей ( «аффинаж» ) производится чаще всего обработкой его горячей концентрированной H 2 SO 4 или при помощи электролиза.

Золото — самый инертный металл, стоящий в ряду напряжений правее всех других металлов, при нормальных условиях оно не взаимодействует с большинством кислот и не образует оксидов, благодаря чему было отнесено к благородным металлам. Затем была открыта способность царской водки растворять золото, что поколебало уверенность в его инертности: Au + HNO 3 + 4 HCl = H[Au. Cl 4] + NO + 2 H 2 O Реагирует с галогенами при нагревании: 2 Au + 3 Cl 2 = 2 Au. Cl 3 Соединения термически не очень устойчивы и разлагаются при нагревании с выделением металла. Комплексообразователь (комплексы золота (III) обладают координационными числами 4, 5 и 6).

Наиболее устойчивая степень окисления золота в соединениях +3, в этой степени окисления оно легко образует с однозарядными анионами (F−, Cl−. CN−) устойчивые плоские квадратные комплексы [Au. X 4]−. Относительно устойчивы также соединения со степенью окисления +1, дающие линейные комплексы [Au. X 2]−. Высшая из возможных степеней окисления золота Au+5 (фторид Au. F 5, соли комплекса [Au. F 6]−): 2 Au + 5 Kr. F 2 → 2 Au. F 5 + 5 Kr↑ Соединения золота(V) стабильны лишь со фтором и являются сильнейшими окислителями.

Степень окисления +2 для золота нехарактерна, в веществах, в которых она формально равна 2, половина золота, как правило, окислена до +1, а половина — до +3, например, правильной ионной формулой сульфата золота(II) Au. SO 4 будет не Au 2+(SO 4)2−, а Au 1+Au 3+(SO 4)2− 2. Из чистых кислот золото растворяется только в горячей концентрированной селеновой кислоте: 2 Au + 6 H 2 Se. O 4 = Au 2(Se. O 4)3 + 3 H 2 Se. O 3 + 3 H 2 O Золото сравнительно легко реагирует с кислородом и другими окислителями при участии комплексобразователей. Так, в водных растворах цианидов при доступе кислорода золото растворяется, образуя цианоаураты: 4 Au + 8 КCN + 2 H 2 O + O 2 → 4 К[Au(CN)2] + 4 КOH

В случае реакции с хлором возможность комплексообразования также значительно облегчает ход реакции: если с сухим хлором золото реагирует при ~200 °С с образованием хлорида золота(III), то в водном растворе золото растворяется с образованием хлораурат-иона уже при комнатной температуре: Au + Cl 2 + 2 Cl− = [Au. Cl 4]− Золото легко реагирует с жидким бромом и его растворами в воде и органических растворителях, давая трибромид золота - Au. Br 3. Со фтором золото реагирует в интервале температур 300− 400°C, при более низких реакция не идёт, а при более высоких фториды золота разлагаются. Золото также растворяется во ртути, фактически образуя легкоплавкий сплав (амальгаму).