Файл: 1. Элементы подгр. 1А. Строение атомов, сравнение свойств атомов, распространение в природе. Получение простых веществ и их свойства.docx

ВУЗ: Не указан

Категория: Не указан

Дисциплина: Не указана

Добавлен: 03.02.2024

Просмотров: 35

Скачиваний: 0

ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.

2Ag + 4NaCN + ½O2 + H2O = 2Na[Ag(CN)2] + 2NaOH.
Из полученных растворов комплексных цианидов Серебро выделяют восстановлением цинком или алюминием:
2[Ag(CN)2]-+ Zn = [2Zn(CN)4]2- + 2Ag.


Золото

Конфигурация внешней и предвнешней электронных оболочек 5s2p6d106s1. Расположено в IВ группе и 6-м периоде периодической системы, относится к благородным металлам. Степени окисления 0, +1, +3, +5 (валентности от I, III, V). Металлический радиус атома золота 0,137 нм, радиус иона Au+ — 0,151 нм для координационного числа 6, иона Au3+ — 0,084 нм и 0,099 нм для координационных чисел 4 и 6. Энергии ионизации Au0 — Au+ — Au2+ — Au3+

Получение
Применяют и цианидный способ извлечения золота из руд. В этом случае золотоносную руду обрабатывают раствором цианида натрия NaCN. В присутствии кислорода воздуха золото переходит в раствор: 
4Au + O2 + 8NaCN + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH 
Далее полученный раствор комплекса золота обрабатывают цинковой пылью: 
2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4) + 2AuЇ 
Очищают золото растворением в царской водке (см. ЦАРСКАЯ ВОДКА): 
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO +H2O 
с последующим избирательным осаждением золота из раствора, например, с помощью FeSO4.

Физические и химические свойства
Золото — желтый металл с кубической гранецентрированной решеткой (a = 0,40786 нм). Температура плавления 1064,4 °C, температура кипения 2880 °C, плотность 19,32 кг/дм3. Обладает исключительной пластичностью, теплопроводностью и электропроводимостью. Шарик золота диаметром в 1 мм можно расплющить в тончайший лист, просвечивающий голубовато-зеленым цветом, площадью 50 м2. Толщина самых тонких листочков золота 0,1 мкм. Из золота можно вытянуть тончайшие нити. 
Золото устойчиво на воздухе и в воде. С кислородом, азотом, водородом, фосфором, сурьмой и углеродом непосредственно не взаимодействует. Антимонид AuSb2 и фосфид золота Au2P3 получают косвенными путями. 
В ряду стандартных потенциалов золото расположено правее водорода, поэтому с неокисляющими кислотами в реакции не вступает. Растворяется в горячей селеновой кислоте: 
2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O, 
в концентрированной соляной кислоте при пропускании через раствор хлора: 
2Au + 3Cl2 + 2HCl = 2H[AuCl4] 
При аккуратном упаривании получаемого раствора можно получить желтые кристаллы золотохлористоводородной кислоты HAuCl4·3H2O. 
С галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) без нагревания в отсутствие влаги золото не реагирует. При нагревании порошка золота с галогенами или с дифторидом ксенона образуются галогениды золота: 
2Au + 3Cl2 = 2AuCl3, 
2Au + 3XeF2 = 2AuF3 + 3Xe 
В воде растворимы только AuCl3 и AuBr3, состоящие из димерных молекул: 
Термическим разложением гексафторауратов (V), например, O2+[AuF6]– получены фториды золота AuF5 и AuF7. Их также можно получить, окисляя золото или его трифторид с помощью KrF2 и XeF6.


Моногалогениды золота AuCl, AuBr и AuI образуются при нагревании в вакууме соответствующих высших галогенидов. При нагревании они или разлагаются: 
2AuCl = 2Au + Cl2 
или диспропорционируют: 
3AuBr = AuBr3 + 2Au. 
Соединения золота неустойчивы и в водных растворах гидролизуются, легко восстанавливаясь до металла. 
Гидроксид золота (III) Au(OH)3 образуется при добавлении щелочи или Mg(OH)2 к раствору H[AuCl4]: 
H[AuCl4] + 2Mg(OH)2 = Au(OH)3Ї + 2MgCl2 + H2O 
При нагревании Au(OH)3 легко дегидратируется, образуя оксид золота (III): 
2Au(OH)3 = Au2O3 + 3H2O 
Гидроксид золота (III) проявляет амфотерные свойства, реагируя с растворами кислот и щелочей: 
Au(OH)3 + 4HCl = H[AuCl4] + 3H2O, 
Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4] 
Другие кислородные соединения золота неустойчивы и легко образуют взрывчатые смеси. Соединение оксида золота (III) с аммиаком Au2O3·4NH3 — «гремучее золото», взрывается при нагревании. 
При восстановлении золота из разбавленных растворов его солей, а также при электрическом распылении золота в воде образуется стойкий коллоидный раствор золота: 
2AuCl3 + 3SnCl2 = 3SnCl4 +2Au 
Окраска коллоидных растворов золота зависит от степени дисперсности частиц золота, а интенсивность от их концентрации. Частицы золота в растворе всегда отрицательно заряжены.
12.Соединение меди(1) и меди(2),их кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Комплексные образования.

Оксид меди (II) –черное вещество,

встречающееся в природе (например, в виде минерала тенерита).

Его можно легко получить прокаливанием карбоната гидроксомеди (II) (СиОН)2СO3 или нитрата меди (II)Cu(NO3)2.

Оксид меди (II) проявляет окислительные

свойства.

При нагревании с различными органическими веществамиСuО окисляет их, превращая углерод в диоксид углерода, а водород – в воду и

восстанавливаясь при этом в металлическую медь.

Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 осаждается из

растворов солей меди(II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей.

Уже при слабом нагревании даже под водой он

разлагается, превращаясь в черный оксид меди (II).

Гидроксид меди (II) – очень слабое основание.

Поэтому растворы солей меди (II) в большинстве

случаев имеют кислую реакцию, а со слабыми

кислотами медь образует основные соли.

Важнейшими из солей меди(II) являются следующие.

Сульфат меди (II) CuSO4 в безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет.

Хлорид меди (II) СиСl2·2Н2O oбразует темнозеленые кристаллы, легко растворимые в воде.

Очень концентрированные растворы хлорида меди

(II) имеют зеленый цвет, разбавленные – сине-голубой.

Нитрат меди (II) Cu(NO3)2·3H2O.

Получается при растворении меди в азотной кислоте.

При нагревании синие кристаллы нитрата меди сначала теряют воду, а затем легко разлагаются с выделением кислорода и бурого диоксида азота, переходя в оксид меди (II).

Карбонат гидроксомеди (II) (СиОН)2СОз.

Встречается в природе в виде минерала малахита, имеющего красивый изумрудно-зеленыйцвет.

Ацетат меди (II) Сu(СН3СОО)2·Н2O. Получается обработкой металлической меди или оксида меди(II) уксусной кислотой.

Смешанный ацетат-арсенитмеди (II)Cu(CH3COO)2·Cu3(AsO3)2.

Применяется под названием парижская зелень для

уничтожения вредителей растений.

Из солей меди вырабатывают большое количество минеральных красок, разнообразных по цвету: зеленых, синих, коричневых, фиолетовых и черных.

Все соли меди ядовитыпоэтому медную посуду лудят, т. е. покрывают внутри слоем олова, чтобы

предотвратить возможность образования медных

солей.

Комплексные соединения меди

Характерное свойство двухзарядных ионов меди – их способность соединяться с молекулами аммиака с

образованием комплексных ионов.

Если к раствору сульфата меди приливать раствор

аммиака, то выпадает голубой осадок основной соли, который легко растворяется в избытке аммиака, окрашивая жидкость в интенсивный синий цвет:

CuSO4 +4NH3 =[Cu(NH3 )4 ]SO4 ,

или в ионной форме:

Cu2+ +4NH3 =[Cu(NH3 )4 ]2−.
Гидроксид меди (II) тоже растворяется ваммиаке с

образованием темно-синего раствора:

Cu(OН)2 +4NH3 =[Cu(NH3 )4 ]2+ +2OН−.

Получающийся раствор обладает способностью

растворять целлюлозу (вату, фильтровальную бумагу и т. п.) и применяется при изготовлении одного из видовискусственного волокна.

Гидроксид меди (II) растворяется также в очень концентрированных растворах щелочей, образуя

сине-фиолетовые растворы купритов:

Cu(OH)2 +2NaOHNa2[Cu(OH)4 ].

В ионном форме:

Cu(OН)2 +2ОH− [Cu(ОH)4 ]2−.

Из других комплексных анионов меди(II) отметим

ионы [СuСl4]2-,образующиеся в концентрированных растворах хлорида меди (II) и обусловливающие их


зеленую окраску:

СuCl2 +2Cl− [CuCl4 ]2−.

При разбавлении растворов водой ионы [СuСl4]2-превращаются в обычные гидратированные ионы меди

[Сu(Н2O)4]2+ и зеленая окраска растворов переходит всине-голубую:

[CuCl4 ]2− +4H2O [Cu(H2O)4 ]2+ +4Cl−.

13. Серебро, химические св-ва.

  • Серебро является предпоследним d-элементом в своем периоде. Вследствие устойчивости d10- конфигурации энергетически более выгоден переход одного из ns-электронов в (n-1) d-состояние. Поэтому Ag в s-состоянии внешнего слоя имеет по одному, а в предпоследнем слое по 18 электронов. (S2p6d10)

  • Уменьшение энергии ионизации при переходе от Cu к Ag зависит от главного квантового числа n.

  • Для подгруппы меди возможны С.О: +1,+2,+3.
    Для Ag наиболее характерна С.О.: +1.

Особая устойчивость в этой С.О. объясняется прочностью конфигурации 4d10.

С.О. +1 : Ag2O; AgNCS; [Ag(CN)2]

  • Особенность электронной структуры обуславливает относительно большую устойчивость двухатомных молекул ( Ag2). Прочность связана с образованием дополнительных п-связей за счёт свободных np-орбиалей и (n-1) d-электронных пар.




  • Серебро встречается в природе в самородном состоянии.

Серебро входит в состав сульфидных минералов других металлов ( Pd, Zn, Cd и др.). Может входить в состав арсенидных, стибидных и сульфидарсенидных минераллов.

  • Серебро представляет собой белый металл с гранецентрированной кубической решеткой.

Характеризуется хорошей пластичностью, хорошей тепло- и электропроводимостью.
Химические св-ва:

  1. Реагирует с галогенами при нагревании:

2Ag+I2=2AgI


  1. Взаимодействует с серой:

2Ag+S=Ag2S


  1. Взаимодействие с сероводородом:

2Ag+H2S=Ag2S+H2


  1. Не взаимодействует с кислородом. При наличии в воздухе сероводорода серебро покрывается черным налётом Ag2S:

4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O


  1. С водородом не реагирует




  1. Ag растворяется в HNO3 и конц. H2SO4 , в HCL с присутствием свободного кислорода. ( т.к. в ряду напряжения располагается после H , кислоты могут окислять серебро только за счёт аниона):

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O

2Ag+2H2SO4=Ag2SO4+SO2+2H2O

2Ag+2HCL=2AgCl+H2


  1. Растворяется в хлорном железе ( применяют для травления):

Ag+FeCl3=AgCl+FeCl2


  1. В отсутствии окислителей Ag устойчиво к щелочам




  1. Растворяется в растворах оснОвных цианидов в присутствии кислорода

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