Химические свойства

Серебро, будучи благородным металлом, отличается относительно низкой реакционной способностью, оно не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах. Однако в окислительной среде серебро растворяется: Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2↑ + H2O

Растворяется оно и в хлорном железе, что применяется для травления: Ag + FeCl3 = AgCl + FeCl2

Серебро также легко растворяется в ртути, образуя амальгаму. Серебро не окисляется кислородом даже при высоких температурах, однако в виде тонких плёнок может быть окислено кислородной плазмой или озоном при облучении ультрафиолетом. Во влажном воздухе в присутствии даже малейших следов двухвалентной серы образуется налёт малорастворимого сульфида серебра, обуславливающего потемнение серебряных изделий: 4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O

Свободные галогены легко окисляют серебро до галогенидов: 2Ag + I2 = 2AgI

Однако на свету эта реакция обращается, и галогениды серебра постепенно разлагаются.

При нагревании с серой серебро даёт сульфид. Наиболее устойчивой степенью окисления серебра в соединениях является +1. В присутствии аммиака соединения серебра дают легко растворимый в воде комплекс. Серебро образует комплексы так же с цианидами, тиосульфатами. Комплексообразование используют для растворения малорастворимых соединений серебра, для извлечения серебра из руд. Более высокие степени окисления серебро проявляет только в соединении с кислородом и фтором, такие соединения гораздо менее устойчивы, чем соединения серебра.

Соли серебра, за редким исключением, нерастворимы в воде, что часто используется для определения ионов галогенов в водном растворе.

Физические свойства. Чистое серебро — довольно тяжёлый, необычайно пластичный серебристо-белый металл. Тонкая серебряная фольга в проходящем свете имеет фиолетовый цвет. C течением времени металл тускнеет, реагируя с содержащимися в воздухе следами сероводорода и образуя налёт сульфида. Обладает высокой теплопроводностью. При комнатной температуре имеет самую высокую электропроводность среди всех известных металлов.

Физические свойства золота . Цвет золота ярко-желтый, если в нем отсутствуют примеси. Но чистое золото (и то не совсем) бывает почти исключительно в банковских слитках. В природном золоте и ювелирных изделиях всегда есть примеси серебра, меди и др., то есть фактически мы всегда имеем дело со сплавами золота с другими металлами. Цвет природного золота может зависеть от размера частиц. Это серо-зеленые пятна весьма непривлекательного вида с тусклым блеском или вовсе без блеска. Такого рода золото носит название «зеленого» золота. Гораздо реже встречается так называемое «желтое» золото, несколько отличающееся по виду и составу от «зеленого». Отношение количества «зеленого» к «желтому» примерно составляет 20:1.

Химические свойства золота. Золото (Au, от латинского Aurum) - химический элемент 1-й группы периодической системы таблицы Менделеева, атомный номер 79. Валентность золота в химических соединениях обычно +1, +3. В концентрированной серной кислоте золото растворяется в присутствии окислителей: иодной кислоты, азотной кислоты, диоксида марганца. В водных растворах цианидов при доступе кислорода золото растворяется с образованием очень прочных дицианоауратов: 4Au + 8NaCN + 2H2O + O2 ® 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH; эта реакция лежит в основе важнейшего промышленного способа извлечения золота из руд - цианирования. Действуют на золото и расплавы из смеси щелочей и нитратов щелочных металлов: 2Au + 2NaOH + 3NaNO3 ® 2Na[AuO2] + 2Na2O, пероксиды натрия или бария: 2Au + 3BaO2 ® Ba[AuO2]2 + 3BaO, водные или эфирные растворы высших хлоридов марганца, кобальта и никеля: 3Au + 3MnCl4 ® 2AuCl3 + 3MnCl2, тионилхлорид: 2Au + 4SOCl2 ® 2AuCl3 + 2SO2 + S2Cl2, некоторые другие реагенты.

Применение меди Медь, ее соединения и сплавы находят широкое применение в различных отраслях промышленности.В электротехнике медь используется в чистом виде: в производстве кабельных изделий, шин голого и контактного проводов, электрогенераторов, телефонного и телеграфного оборудования и радиоаппаратуры. Из меди изготавливают теплообменники, вакуум-аппараты, трубопроводы. Более 30% меди идет на сплавы. Сплавы меди с другими металлами используют в машиностроении, в автомобильной и тракторной промышленности (радиаторы, подшипники), для изготовления химической аппаратуры.

Применение серебра Серебро позднее, чем золото стало использоваться человеком.

На протяжении многих тысячелетий серебро шло для изготовления серебряной посуды, которая обеззараживала воду и пищу людей. Дело в том, что вода в серебряной посуде является очень слабым коллоидным раствором серебра и обладает сильным бактерицидным свойством (эффект «святой воды»). Серебро убивает болезнетворные и гнилостные бактерии, оно стерилизует воду даже в количестве миллиардных долей грамма на литр. В медицине используются и иные соединения серебра: ляпис (азотнокислое серебро), протаргол, протаргентум, аргин, лосаргентум, аргирол, колларгол.

Серебро необходимо в фотохимической (для производство светочувствительной эмульсии для кино- и фотоматериалов) и целлюлозо-бумажной промышленности, авиации, ракетостроении, в военном деле, в химической промышленности, в авиации, ракетостроении. Используется для приготовления припоя для пайки металлов и в зубоврачебном деле.

Применение золота Золото в условиях товарного производства выполняет функцию денег. В технике золото применяют в виде сплавов с другими металлами, что повышает прочность и твёрдость золоту и позволяет экономить его. Содержание золота в сплавах, применяемых для изготовления ювелирных изделий, монет, медалей, полуфабрикатов зубопротезного производства и т.д., выражают пробой; обычно добавкой служит медь. В сплаве с платиной золото используется в производстве химически стойкой аппаратуры, в сплаве с платиной и серебром — в электротехнике. Соединения золото используют в фотографии (тонирование).

Оксиды меди (I, II). Получение и свойства. Гидроксиды меди (I, II). Кислотно-основные свойства. Соли меди (I, II). Комплексные соединения меди в разных степенях окисления. Кристаллогидраты. Соединения серебра (I). Оксид и гидроксид. Получение и свойства. Соли серебра (I). Фотографические процессы на галогенидах серебра. Ком-плексные соединения серебра (I).

Оксид меди (I) Его формула - Cu2O. В некоторых источниках данное соединение могут называть гемиоксидом меди, оксидом димеди или закисью меди.

Свойства Является кристаллическим веществом, имеющим коричнево-красный цвет. Этот оксид не растворяется в воде и этиловом спирте. Может плавиться, не разлагаясь, при температуре чуть больше 1240оС. Данное вещество не взаимодействует с водой, но может переводиться в раствор, если участниками реакции с ним будут концентрированные хлоровородная кислота, щелочь, азотная кислота, гидрат аммиака, соли аммония, серная кислота.

Получение оксида меди (I) Его можно получить, нагрев металлическую медь, или в такой среде, где кислород имеет малую концентрацию, а также в токе некоторых оксидов азота и вместе с оксидом меди (II). Кроме того, он может стать продуктом реакции термического разложения последнего. Оксид меди (I) получится и в том случае, если нагреть сульфид меди (I) в токе кислорода. Есть и другие, более сложные способы его получения (например, восстановление одного из гидроксидов меди, ионный обмен любой соли одновалентной меди с щелочью и т.п.), но их практикуют только в лабораториях.

Оксид меди (II) Его формула - CuO. Во многих источниках может встречаться под названием окиси меди.

Свойства Это высший оксид меди. Вещество имеет вид черных кристаллов, которые почти не растворяются в воде. Взаимодействует с кислотой и при этой реакции образует соответствующую соль двухвалентной меди, а также воду. При его сплавлении с щелочью продукты реакции представлены купратами. Разложение оксида меди (II) происходит при температуре около 1100оС. Аммиак, монооксид углерода, водород и уголь способны извлекать из этого соединения металлическую медь.

Получение Его можно получить при нагревании металлической меди в воздушной среде при одном условии - температура нагревания должна быть ниже 1100оС. Также оксид меди (II) может получиться, если нагреть карбонат, нитрат, двухвалентный гидроксид меди.

Соли меди(II) - синего и сине-зелёного цвета, растворы солей меди(II) в большинстве случаев имеют кислую реакцию.

Комплексные соединения меди Одним из основных свойств меди во всех степенях окисления является способность образовывать комплексные соединения. Большинство растворимых соединений меди является комплексными.Одновалентная медь проявляет координационное число, равное 2, двухвалентная – 4, реже 6. Для одновалентной меди характерны комплексы с такими лигандами как хлорид-, сульфид-, тиосульфат-анионы: [CuCl2]-, [CuS2]3-, [Cu(S2O3)2]3-. Двухвалентная медь образует комплексные соединения с кислород-, азот-, серу-, хлорсодержащими лигандами: [Cu(OH)4]2-, [Cu(NH3)4]2+.

Для меди (II) характерны катионные и анионные комплексы, при растворении солей меди (II) в воде или при взаимодействии оксида гидроксида меди (II) с кислотами образуются голубые аквакомплексы [Cu(H2O)6]2+. Аммиачные комплексы образуются при действии аммиака на растворы солей меди (II) :

CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4. Анионные комплексы получаются при растворении гидроксида меди (II) в концентрированных растворах щелочей, при этом образуются синие гидроксокупраты:

Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4]. В избытке основных галогенидов образуются галогенокупраты (II):

CuCl2 + 2NaCl = Na2[CuCl4]. Анионные комплексы меди (II) известны также с карбонат- и сульфат-ионами.

Для меди (I) аквакомплексы неустойчивы, устойчивы амминокомплексы типа [Cu(NH3)2]+, гидроксокомплексы [Cu(OH)2]- и хлоридные комплексы [CuCl2]-. Комплексообразование имеет большое значение при переводе металла в раствор: 2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2.

Продукт растворения гидроксида меди в аммиаке называется «реактив Швейцера» и используется при производстве медно-аммиачных волокон.

Кристаллогидраты — кристаллы, содержащие молекулы воды и образующиеся, если в кристаллической решётке катионы образуют более прочную связь с молекулами воды, чем связь между катионами и анионами в кристалле безводной соли. При низких температурах вода в кристаллогидратах может быть связана как с катионами, так и с анионами солей. Многие соли, а также кислоты и основания выпадают из водных растворов в виде кристаллогидратов. Типичными кристаллогидратами являются многие природные минералы, например гипс CaSO4·2H2O, карналлит MgCl2·KCl·6H2O. Кристаллизационная вода обычно может быть удалена нагреванием[1], при этом разложение кристаллогидрата часто идёт ступенчато. Так, медный купорос CuSO4·5H2O (синий) выше 105 °C переходит в тригидрат CuSO4·3H2O (голубой), при 150 °C в моногидрат CuSO4·H2O (белый); полное обезвоживание происходит выше 250 °C. Однако некоторые соединения (например, BeC2O4·H2O) устойчивы только в форме кристаллогидрата и не могут быть обезвожены без разложения. Другие примеры: железный купорос FeSO4·7H2O, кристаллическая сода Na2CO3·10H2O.

Химические соединения серебра — всевозможные химические соединения серебра с различной степенью окисления, и различными физико-химическими характеристиками. Соединения серебра имеют значительное экономическое, научное и медицинское значение. В настоящее время известно несколько десятков различных химических (органических и неорганических) соединений серебра.

Гидроксид серебра — неорганическое соединение, гидроокись металла серебра с формулой AgOH, белый аморфный осадок, не растворяется в воде.

Получение Реакция в этаноле нитрата серебра(I) и гидроокиси калия:

Физические свойства Гидроксид серебра образует белый аморфный осадок.Не растворяется в воде.

Химические свойства Проявляет амфотерные свойства:реагирует с кислотообразующими окислами, например, поглощает углекислый газ: реагирует с сульфидами щелочных металлов с образованием аргенатов Ag2O•3Na2O и Ag2O•2Na2O Оксиды серебра Ag2O и AgO получают косвенным путем. Оксид серебра (I) (коричневого цвета)осаждением из солей Ag+ растворами щелочей по реакции: 2AgNO3 + 2NaOH →Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2OА оксид серебра (II) при окислении соединений серебра (I) в щелочной среде. В лаборатории вкачестве окислителя чаще всего используют пероксодисульфат калия:

2AgNO3 + 2Na2СO3 + K2S2O8 → 2AgO↓ + 2Na2SO4 + 2KNO3 + 2CO2↑ Оксид серебра AgO окрашен в светло-серый цвет:Из устойчивых соединений серебра в степени окисления (+1) широко известны его соли с

различными кислотными остатками: нитрат AgNO3, сульфат Ag2SO4, галогениды AgF, AgCl,

AgBr, AgI, сульфид Ag2S. Галогениды серебра окрашены в следующие цвета: фторид и хлорид

серебра – белые, бромид – светло-желтый, а иодид серебра имеет ярко – желтый цвет. Получить

нерастворимые в воде галогениды серебра можно осаждением их из растворов солей Ag(I)

соответствующими галогенид-ионами. Например, AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaCl

Сульфид серебра Ag2S черного цвета легко выпадает в виде нерастворимого осадка из

растворов солей Ag(I) по реакции: 2AgNO3 + Na2S → Ag2S↓ + 2NaNO3

Ион Ag(I), также как и Cu(I), является хорошим комплексообразователем. Бесцветные

аммиачные комплексы Ag(I) образуются при растворении в концентрированном растворе

аммиака галогенидов:AgCl + 2NH3⋅H2O → [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

Общая характеристика d-элементов IIБ подгруппы. Строение атомов. Степени окисления в соединениях. Распространённость и формы нахождения в природе. Получе-ние цинка, кадмия и ртути. Механическая и химическая очистка ртути. Токсичность паров ртути. Физические и химические свойства цинка, кадмия и ртути. Амальгамы. Оксиды ртути (I, II). Свойства, получение. Соли ртути (I,II).

У элементов IIБ-группы (Zn, Сd, Нg)предпоследний электронный слой полностью заполнен, «неспаренных» электронов нет. Это и определяет стабильность и особенности химических свойств элементов. Элементы IIБ-группы имеют два спаренных электрона на s-подуровне внешнего уровня. Эти электроны и определяют постоянную валентность, равную двум.

В соединениях элементы этой группы имеют степень окисления +2. Для ртути характерна степень окисления +1 в результате образования атомных димеров Нg22+ (соединения Нg2Сl2, Нg2(NO3)2). В этих димерах связь между атомами ртути неполярна +Нg—Нg+. Поэтому суммарное значение степени окисления равно +1. Увеличение электроотрицательности в ряду элементов IIБ-группы Zn(1,6)—Сd(1,7)—Нg(1,9) приводит к ослаблению основных и восстановительных свойств, т.е. возрастает неметалличность элемента. По физическим и химическим свойствам ртуть значительно отличается от цинка и кадмия. Ртуть в электрохимическом ряду напряжений металлов стоит после водорода, поэтому растворяется лишь в кислотах-окислителях: 3Нg + 8НNО3 → ЗНg(NО3)2 + 2NО + 4Н2О

Zn, Сd, Нg находятся на границе между неметаллами (p-элементами) и металлами (d-элементами), поэтому оксо- и гидроксосоединения Zn, Сd и Нg проявляют амфотерный характер. Амфотерность соединения от Zn к Нg резко уменьшается. Цинк растворяется в щелочи при нагревании. Zn + 2NаОН + 2Н2О → Nа2[Zn(ОН)4] + Н2. Кадмий в тех же условиях не растворяется.

Металлы IIБ-группы (так же как их оксиды и гидроксиды) хорошо растворяются в кислотах. Zn и Сd реагируют с разбавленными НСl, НNО3, Н2SO4 с выделением водорода. Zn, Сd и Нg с концентрированными НNО3 и Н2SО4 реагируют с выделением NO и SО2. Элементы IIБ-группы являются своеобразным «экватором», при переходе через которых свойства элементов меняются от основных к кислотным. Близость химических свойств Zn и Сd можно объяснить почти равными значениями электроотрицательности элементов, соответственно 1,6 и 1,7. Цинк, кадмий и ртуть, как и все d-элементы, образуют большое число комплексных соединений. Комплексообразование идет за счет свободных орбиталей ионов металлов и за счет неподеленных пар d-электронов (n—1)-слоя. Для цинка характерно координационное число, например, К2[Zn(ОН)4], К2[НgI4] для кадмия — 4,6, например, [Сd(NН3)6]Сl2.

Цинк в природе как самородный металл не встречается. Наиболее распространенный минерал цинка - сфалерит. Основной компонент минерала - сульфид цинка ZnS. Цинк добывают двумя способами: 1) пирометаллургическим; 2) гидрометаллургическим. По пирометаллургическому (дистилляционному) способу обожженный концентрат подвергают спеканию для придания зернистости и газопроницаемости, а затем восстанавливают углем или коксом при 1200-1300 °С: ZnO + С = Zn + CO. Производительность этого метода низкая. Гидрометаллургический способ - основной способ получения цинка.

Руды обогащают селективной флотацией, получая цинковые концентраты. Обожженные концентраты обрабатывают серной кислотой; получаемый сульфатный раствор очищают от примесей и подвергают электролизу в ваннах, плотно выложенных внутри свинцом или винипластом. Цинк осаждается на алюминиевых катодах, с которых его ежесуточно удаляют и плавят в индукционных печах.

Способы получения кадмия - пирометаллургический, гидрометаллургический и комбинированный - обуславливаются характером перерабатываемого сырья.

Пирометаллургический (сухой) способ производства кадмия, основанный на большой разнице температур кипения кадмия и цинка и на восстановительной способности окислов этих металлов. Этим способом перерабатывали пуссьеры цинковых дистилляционных печей. Кадмий извлекали из первых порций пуссьеры, богатых кадмием, а пуссьеру, бедную кадмием, возвращали в шихту дистилляции.

Данный метод связан с тяжелыми условиями труда и с большими безвозвратными потерями металла, поэтому теперь не применяется.

Гидрометаллургический способ заключается в следующем. Кадмийсодержащее сырье выщелачивают раствором серной кислоты или отработанным электролитом цинкового производства и затем осаждают из раствора кадмиевую губку цинковой пылью и приготовляют кадмиевый раствор, обрабатывая губку разбавленной серной кислотой или отработанным кадмиевым электролитом. Кадмий из полученного раствора осаждают электролизом, а катодный осадок плавят под слоем каустической соды.

Комбинированный способ состоит из сочетания гидрометаллургических и пирометаллургических операций. Этим способом перерабатывают пуссьеры и пыли на некоторых цинковых дистилляционных заводах, а также пыли на свинцовых заводах. Пыли после соответствующей подготовки выщелачивают разбавленной серной кислотой; из полученного раствора кадмий осаждают в виде губки цинковой пылью или на цинковых пластинках. Губку брикетируют и подвергают дистилляции.

Получение Ртуть получают сжиганием киновари (Сульфида ртути (II)). Этот способ применяли алхимики древности. Уравнение реакции горения киновари: HgS+O2→Hg+SO2

ОЧИСТКА РТУТИ Ртуть в школе нужна для проведения опыта Торричелли, а также для наполнения ртутных манометров и барометров. Кроме того, ее используют при изучении капиллярных явлений.

Во всех этих случаях необходима совершенно чистая ртуть, не содержащая на своей поверхности пыли, а тем более окислов и растворенных в ней металлов. Загрязненная ртуть оставит на стекле темные пятна или станет прилипать к стеклу на отдельных участках. Поэтому надо предохранять ртуть от загрязнения.

Ртуть, применяемую для амальгамирования, нужно держать в отдельной посуде.

1. Механическая очистка. Пыль и сор удаляют кусочками гигроскопической ваты, проводя ими несколько раз по поверхности ртути, налитой в широкую чашечку. Для этой же цели лучше воспользоваться воронкой с бумажным фильтром, проколотым в основании во многих местах тонкой иглой. Ртуть, протекая через эти отверстия, очистится от пыли.

2. Химическая очистка. Для очистки ртути от всякого рода механических примесей и растворенных металлов наилучшим является прибор. В прибор сначала наливают некоторое количество чистой ртути и затем заполняют слабым раствором (10%) азотной кислоты. Тогда столб кислоты будет удерживаться столбиком ртути (ртутная пробка). Очищаемую ртуть наливают в воронку с тонко оттянутым концом, чтобы ртуть вытекала по каплям. Из нижней трубочки в стаканчик также каплями будет постепенно вытекать совершенно чистая и притом сухая ртуть.

Токсичность ртути. Механизм токсичности тяжелых металлов обусловлен их связыванием со специфическими химическими группами биологически важных макромолекул. Ртуть широко используют в промышленности и считают частой причиной случайных отравлений. Краска, ртутные термометры и химические вещества в лабораториях являются менее важными источниками. Токсичное количество ртутных паров может всасываться в легких. Обычно вызывает отравление пероральное поступление неорганических и органических солей ртути. Жидкая металлическая ртуть плохо всасывается в кишечнике. При остром отравлении поражается дыхательная система, возникают кашель, интерстициальный пневмонит. Отравление неорганическими соединениями ртути вызывает острое поражение ЖКТ и почек.

Физические свойства цинка В чистом виде — довольно пластичный серебристо-белый металл. При комнатной температуре хрупок, при сгибании пластинки слышен треск от трения кристаллитов. При 100—150 °C цинк пластичен. Примеси, даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка.

Химические свойстваТипичный амфотерный металл. На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO: 2Zn + O2 = 2ZnO.

Оксид цинка реагирует как с растворами кислот: ZnO + 2HNO3 = Zn2 + H2O

так и щелочами: ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О,

Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑,

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑

и растворами щелочей: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2↑,

образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует.

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550—600 °C.

Физические свойстваКадмия. Кристаллическая решетка Кадмия гексагональная. Плотность 8,65 г/см3 (20 °C), tпл 320,9° С, tкип 767 °C.

Химические свойства Кадмия. В соответствии с внешней электронной конфигурацией атома 4d10 5s2 валентность Кадмия в соединениях равна 2. На воздухе Кадмий тускнеет, покрываясь тонкой пленкой оксида CdO, которая защищает металл от дальнейшего окисления. При сильном нагревании на воздухе Кадмий сгорает в оксид CdO - кристаллический порошок от светло-коричневого до темно-бурого цвета, CdO возгоняется, не плавясь. Кадмий непосредственно соединяется с галогенами; эти соединения бесцветны; CdCl2, CdBr2 и CdI2 очень легко растворимы в воде, CdF2 растворим труднее. С серой Кадмий образует сульфид CdS от лимонно-желтого до оранжево-красного цвета, нерастворимый в воде и разбавленных кислотах. Кадмий легко растворяется в азотной кислоте с выделением оксидов азота и образованием нитрата, который дает гидрат Cd(NOa)2·4H2O. Из кислот - соляной и разбавленной серной Кадмий медленно выделяет водород, при выпаривании растворов из них кристаллизуются гидраты хлорида 2CdCl2·5H2O и сульфата 3CdSO4·8H2O. Известны многочисленные основные, двойные и комплексные соли Кадмия. Соединения Кадмия ядовиты; особенно опасно вдыхание паров его оксида.