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 ядовиты, поэтому 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:
-
Реагирует с галогенами при нагревании:
2Ag+I2=2AgI
-
Взаимодействует с серой:
2Ag+S=Ag2S
-
Взаимодействие с сероводородом:
2Ag+H2S=Ag2S+H2
-
Не взаимодействует с кислородом. При наличии в воздухе сероводорода серебро покрывается черным налётом Ag2S:
4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O
-
С водородом не реагирует
-
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
-
Растворяется в хлорном железе ( применяют для травления):
Ag+FeCl3=AgCl+FeCl2
-
В отсутствии окислителей Ag устойчиво к щелочам
-
Растворяется в растворах оснОвных цианидов в присутствии кислорода
4Ag+8NaCN+O2+2H2O=4Na[Ag(CN)2]+4NaOH