Сполуки з іншими елементами

Стр 1 из 14Следующая ⇒

Елементи групи 1В

1В групу складають елементи ₂₉Сu, ₄₇Ag, ₇₉Au. Будова зовнішніх електронних шарів атомів:

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ - - - , де n (номер періоду) = 4,5,6 відповідно.

( n – 1 ) d ns np

Фізичні характеристики елементів

Деякі важливі дані про d – елементи 1В групи наведені в таблиці 1.

Таблиця 1

Елемент	Сu	Ag	Au
Ковалентний радіус атома, нм	0,117	0,134	0,134
Радіус іону, нм, Е⁺ Е²⁺ Е³⁺	0,077 0,073 0,054	0,115 0,094 0,075	0,137 – 0,085
Основна форма існування за звичайних умов	Червоно-коричневий метал	Білий або світло-сірий метал	Жовтий метал
Густина, г/см³, 298К	8,96	10,49	19,30
Температура плавлення, °С	1083,0	960,3	1064,2
Перший потенціал іонізації, В	7,73	7,58	9,23
Спорідненість до електрону, еВ	1,8	1,3	2,31
Електронегативність	1,75	1,42	1,42
Ступені окиснення елемента в сполуках (найбільш характерні виділені)	+1 +2 +3	+1 +2 +3	+1 +3

В таблиці 2 наведені основні відомості про d – елементи 1В групи.

Таблиця 2

Символ елемента	Cu	Ag	Au
Українська назва	Мідь	Срібло	Золото
Російська назва	Медь	Серебро	Золото
Латинська назва	Cuprum	Argentum	Aurum
Рік відкриття	Відома з давніх давен	Відоме з давніх давен	Відоме з давніх давен
Автор відкриття	–	–	–
Вміст в земній корі, масова частка, %	0,01	10‾⁵	10‾⁷
Основні природні сполуки	Самородна мідь, мінерали CuFeS₂, Cu₂S, Cu₂(OH)₂CO₃	Самородне срібло, мінерали Ag₂S, Ag₃SbS₃, Ag₃AgS₃	Зустрічається переважно у самородному стані; в мінералах AuTe₂, (AuAg)Te, (AgAu)Te₂
Вміст в організмі людини, масова частка, %	10‾⁴	10‾⁶	10‾⁶
Місце найбільшого накопичення в організмі людини	Печінка, кістки, головний мозок	Печінка, нирки, кістки, залози внутрішньої секреції	Печінка, нирки, кістки

Символ елемента	Cu	Ag	Au
Біологічна роль	Бере участь у ферментному окисненні, тканинному диханні, імунних процесах, пігментації. Є компонентом багатьох ферментних систем, активує деякі гормони. Сприяє синтезові білку, впливає на білковий обмін.	Інактивує певні ділянки молекул ферментів.	Є інгібітором багатьох ферментних систем.
Найважливіші фармацевтичні препарати	CuSO₄ – антисептичний, в´яжучий, блювотний засіб; “ІМ” – для профілактики та лікування ендемічного зобу; CuO, Cu₂O - як складова частина цементів, пломб у стоматології.	AgNO₃ – бактерицидний, протизапальний, припікаючий засіб; AgCl – складова частина стоматологічних цементів, пломб; Ag, колоїдне срібло – бактерицидний засіб.	AuNaS₂O₃ – при лікуванні туберку-льозу, сифілісу; Na₃[Au(S₂O₃)₂] – при лікуванні ревматоїдного артриту; Au, колоїдне золото – антисептик; ¹⁹⁸Au для лікування злоякісних пухлин та хронічних лейкозів.

1.2. Прості речовини

Чорнову мідь ( 95 – 98 % Сu) одержують із природних руд, використовуючи пірометалургійний та гідрометалургійний методи. Основним є пірометалургійний, який схематично можна записати рівнянням:

2СuFeS₂ + 5O₂ + 2SiO₂ → 2Cu + 2FeSiO₃ + 4SO₂.

За гідрометалургійним методом руду розчиняють у розбавлених розчинах H₂SO₄, NH₃ чи Fe₂(SO₄)₃, наприклад, за схемою:

Cu₂S + 2Fe₂(SO₄)₃ → 4FeSO₄ + 2CuSO₄ + S.

Із одержаного розчину металічну мідь витісняють залізом або виділяють електролізом. Високочисту мідь одержують електролітично з чорнової. Срібло одержують в результаті комплексної переробки поліметалічних руд. Для видобування золота із золотоносних порід застосовують ціанідний метод, який базується на розчиненні золота у розчині NaCN:

4Au + 8NaCN + O₂ + 2H₂O → 4Na[Au(CN)₂] + 4NaOH

з подальшим витісненням золота цинком:

2Na[Au(CN)₂] + Zn → Na₂[Zn(CN)₄] + 2Au

або промиванням водою та розчиненням золота у ртуті з подальшою перегонкою амальгами.

Хімічна активність Сu, Ag, Au незначна і в ряду Cu – Au зменшується. Найлегше ці метали взаємодіють з галогенами:

Сu + Г₂ → СuГ₂ (Г = F, Cl, Br);

2Cu + I₂ → 2CuI;

2Ag + Г₂ → 2AgГ ( Г = Cl, Br, I);

Ag + F₂ → AgF₂;

2Au + 3Г₂ → 2AuГ₃ (Г = F, Cl, Br);

2Au + I₂ → 2AuI.

Мідь і срібло взаємодіють з сіркою:

2Ag + S Ag₂S;

Cu + S CuS.

З киснем при нагріванні взаємодіє тільки мідь:

2Сu + O₂ 2CuO;

4Сu + O₂ 2Cu₂O.

У вологому повітрі мідь повільно покривається плівкою зеленого (СuOH)₂CО₃:

2Cu + H₂O + CO₂ → (СuOH)₂CО₃.

У присутності H₂S срібло на повітрі покривається плівкою чорного Ag₂S:

4Ag + O₂ + 2H₂S → 2Ag₂S + 2H₂O.

Cu та Ag реагують з концентрованою сірчаною кислотою:

Сu + 2H₂SO_4(конц) СuSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

та з азотною кислотою:

Cu + 4HNO_3(конц.) Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O;

3Cu + 8HNO₃₍_розб_.) 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O;

Ag + 2HNO_3(конц.) AgNO₃ + NO₂ + H₂O.

Найкращим розчинником для золота є насичений хлором розчин НСl та “царська горілка” (HNO₃₍_конц.) + 3HCl_(конц.)):

2Au + 3Cl₂ + 2HCl → 2H[AuCl₄];

Au + HNO₃ + 4HCl → H[AuCl₄] + NO + 2H₂O.

Au розчиняється також у концентрованій H₂SeO₄ за температури вище 130ºС:

2Au + 7H₂SeO₄ → 2H[Au(SeO₄)₂] + 3SeO₂ + 6H₂O.

По відношенню до лугів за відсутності окисників Cu, Ag, Au стійкі.

Для них характерні реакції комплексоутворення:

4Cu + 8NaCN + O₂ + 2H₂O → 4Na[Cu(CN)₂] + 4NaOH;

4Ag + 8NaCN + O₂ + 2H₂O → 4Na[Ag(CN)₂] + 4NaOH;

2Cu + 8NH₃ + O₂ + 2H₂O → 2[Cu(NH₃)₄](OH)₂.

Cu та Ag проявляють високу каталітичну активність.

Бінарні сполуки

В бінарних сполуках елементи 1В групи проявляють ступені окиснення +1, +2, +3. Сполуки вищих ступенів окиснення забарвлені.

Сполуки з воднем

Відомий гідрид міді ( I ) CuH – кристалічна речовина червоно-бурого кольору, яку одержують дією алюмогідриду літію на CuI в ефірному розчині:

4CuI + LiAlH₄ → 4CuH + LiI + AlI₃.

Гідрид міді (I) нестійкий:

2CuH 2Cu + H₂;

4CuH + 3О₂ 4CuO + 2H₂O.

Галогеніди

Відомі такі галогеніди елементів 1В групи:

CuГ ( Г = F, Cl, Br, I ): CuF₂, CuCl₂, CuBr₂, CuF₃;

AgГ ( Г = F, Cl, Br, I ): AgF₂, AgF₃;

AuCl, AuBr, AuI, AuГ₃ ( Г = F, Cl, Br, I).

Всі галогеніди за звичайних умов тверді, кристалічні речовини, погано розчиняються у воді (крім AgF, CuF₂, AuF₃ та AuI₃). CuГ₂ (крім CuI₂) більш стійкі, ніж CuГ. CuI₂ розкладається при утворенні у водних розчинах:

2CuSO₄ + 4KI → CuI↓ +I₂ + 2K₂SO₄.

Термічно нестійкими є галогеніди Аu, фториди Cu (III) та Ag (III).

Більшість галогенідів схильна до комплексоутворення з галогеноводневими кислотами, галогенідами, а деякі галогеніди Е (I) – також і з іонами S₂O₃^²ˉ та CN^‾ :

CuГ + HГ_(конц.) Н[CuГ₂], ( Г = F, Cl, Br, I ),

CuCl + 2NH₃ → [Cu(NH₃)₂]Cl;

CuГ₂ + 2NaГ_(конц.) → Na₂[CuГ₄];

CuCl₂+ 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]Cl₂;

AgГ + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Г, крім АgI;

AgГ + 2Na₂S₂O₃ → Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaГ;

AuCl + 2NH_3(p) → [Au(NH₃)₂]Cl;

AuBr + NaBr_(конц.) Na[AuBr₂];

AuCl₃ + HCl → H[AuCl₄].

Особлива схильність AuCl₃ до утворення аніонного комплексу проявляється і при взаємодії з водою з утворенням розчину гідроксотрихлорозолотої (III) кислоти:

AuCl₃ + H₂O → H[AuCl₃(OH)].

H[AuCl₄] – сильний окисник. Реакцію:

H[AuCl₄] + 3FeSO₄ → Au + Fe₂(SO₄)₃ + FeCl₃ + HCl

застосовують в аналітичній хімії.

Комплекс [AuCl₂] – нестійкий, він диспропорціонує на Au⁰ та Au⁺³:

3AuCl + KCl → 2Au + K[AuCl₄].

Галогеніди Cu(I) та Au(I) з легкістю окиснюються киснем повітря:

4CuCl + O₂ + 4HCl → 4CuCl₂ + 2H₂O.

Галогеніди Ag(I) чутливі до дії світла:

2AgBr 2Ag +Br₂.

Оксиди

Елементи IВ групи утворюють такі оксиди: Cu₂O, CuO, Cu₂O₃, Ag₂O, AgO, Ag₂O₃, Au₂O₃. Всі оксиди тверді, забарвлені сполуки, практично нерозчинні у воді. Оксиди Ag, Au та Cu₂O₃ - нестійкі.

2Ag₂O 4Ag + O₂;

2Au₂O₃ 4Au + 3O₂.

AgO – змішаний оксид – Ag⁺¹Ag⁺³O₂.

CuO одержують:

– термічним розкладом основного карбонату, нітрату чи гідроксиду Cu(II):

(CuOH)₂CO₃ 2CuO + CO₂ + H₂O;

2Cu(NO₃)₂ 2CuO + 4NO₂ + O₂;

Cu(OH)₂ CuO + H₂O;

– окисненням міді при нагріванні:

2Cu + O₂ 2CuO.

Ag₂O – за реакцією:

2AgNO₃ + 2NaOH → Ag₂O↓ + 2NaNO₃ + H₂O

Au₂O₃ – за реакцією:

2Au(OH)₃ Au₂O₃ + 3H₂O.

Ag₂O – основний оксид; оксиди міді та золота проявляють амфотерні властивості: Cu₂O i CuO мають сильно виражені основні властивості, а Au₂O₃ - переважно кислотні. При взаємодії з лугами вони утворюють купрати та гідроксоаурати. З надлишком галогеноводневих кислот – галогенідні комплекси:

Ag₂O + 2HNO₃ → 2AgNO₃ + H₂O;

Cu₂O + 4HCl → 2H[CuCl₂] + H₂O;

CuO + 2HCl_(конц.) → CuCl₂ + H₂O;

Ag₂O + 4HCl_{(конц., надл.)} → 2H[AgCl₂] + H₂O;

CuO + 4HCl_{(конц., надл.)} → H₂[CuCl₄] + H₂O;

CuO + 2NaOH Na₂CuO₂ + H₂O;

Au₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O 2Na[Au(OH)₄];

Au₂O₃ + 8HCl_{(конц., надл.)} → 2H[AuCl₄] + 3H₂O.

Оксиди Е (І) і СuО легко розчиняються у водному розчині NH₃ :

Cu₂O + 4NH₃ + H₂O → 2[Cu(NH₃)₂]OH

CuO + 4NH₃+ H₂O → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O → 2[Ag(NH₃)₂]OH.

[Ag(NH₃)₂OH] при зберіганні перетворюється у вибухонебезпечний імід срібла:

2[Ag(NH₃)₂OH] → Ag₂NH + 3NH₃ + 2H₂O.

CuO – розчиняється у склі, емалях, надаючи їм зелено-синього забарвлення.

Cu₂O, CuO, Ag₂O – проявляють властивості окисників:

Cu₂O + Н₂ → 2Cu + H₂O;

3CuO + 2Al → 3Cu + Al₂O_3;

Ag₂O + HCOH → HCOOH + 2Ag;

Внаслідок відновлення аміачних комплексів Ag(І) альдегідами, глюкозою тощо Ag виділяється у вигляді блискучого осаду, який міцно закріплюється на поверхні скла.

Сполуки з іншими елементами

Відомі сульфіди Cu(I), Cu(II), Ag(I), Au(I,III).

Cu₂S oдержують взаємодією міді з сіркою при нагріванні, інші сульфіди – за реакціями обміну.

Сульфіди міді розчиняються у полісульфідах лужних металів та амонію, а також в HNO₃; сульфіди срібла та золота – в сульфідах лужних металів:

3CuS + 8HNO₃→ 3CuSO₄ + 8NO + 4H₂O;

Ag₂S + Na₂S → 2Na[AgS] або Na₃[AgS₂];

Au₂S + 3Na₂S → 2Na₃[AuS₂];

Au₂S₃ + 5Na₂S → 2Na₃[AuS₂] + 2Na₂S₂.

Вологий CuS окиснюється киснем повітря:

CuS + 2O₂ CuSO₄.

Прожарюванням CuS відновлюється до сульфіду міді (І):

2CuS Cu₂S + S.

12 3 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒