Переходные металлы - Подгруппа меди

Химия - Переходные металлы - Подгруппа меди

28 февраля 2011

Оглавление:
1. Переходные металлы
2. Общая характеристика переходных элементов
3. Подгруппа меди
4. Платиновые металлы

Подгруппа меди, или побочная подгруппа I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, включает в себя элементы: медь Cu, серебро Ag и золото Au.

Свойства металлов подгруппы меди

Атомный номер	Название, символ	Электронная конфигурация	Степени окисления	p, г/см³	t_пл, °C	t_кип, °C
29	Медь Cu	3d4s	0, +1, +2	8,96	1083	2543
47	Серебро Ag	4d5s	0, +1, +3	10,5	960,8	2167
79	Золото Au	4f5d6s	0, +1, +3	19,3	1063,4	2880

Для всех металлов характерны высокие значения плотности, температур плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность.

Особенностью элементов подгруппы меди является наличие заполненного предвнешнего $~d$ -подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют благородными металлами.

Медь

Металлическая медь в стеклянной пробирке

Медь представляет собой довольно мягкий металл красно-жёлтого цвета . В электрохимическом ряду напряжений металлов она стоит правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах-окислителях:

$\mathrm{Cu + 2 \ H_2SO_4 \longrightarrow \ CuSO_4 + \ SO_2 \uparrow + 2 \ H_2O}$

$\mathrm{Cu + 4 \ HNO_3 \longrightarrow \ Cu_2 + 2 \ NO_2 \uparrow + 2 \ H_2O}$

$\mathrm{3 \ Cu + 8 \ HNO_3 \longrightarrow 3 \ Cu_2 + 2 \ NO \uparrow + 4 \ H_2O}$

В отличие от серебра и золота, медь окисляется с поверхности кислородом воздуха уже при комнатной температуре. В присутствии углекислого газа и паров воды её поверхность покрывается зелёным налётом, представляющим собой основной карбонат меди.

Для меди наиболее характерна степень окисления +2 , однако существует целый ряд соединений, в которых она проявляет степень окисления +1.

Оксид меди

Оксид меди в порошкообразной форме

Оксид меди CuO — вещество чёрного цвета. Под действием восстановителей при нагревании он превращается в металлическую медь:

$\mathrm{CuO + \ CO \longrightarrow \ Cu + \ CO_2 \uparrow}$

$\mathrm{CuO + \ H_2 \longrightarrow \ Cu + \ H_2O}$

Растворы всех солей двухвалентной меди окрашены в голубой цвет, который им придают гидратированные ионы $~^{2+}$ .

При действии на растворимые соли меди раствором питьевой соды образуется малорастворимый основной карбонат меди — малахит:

$\mathrm{2 \ CuSO_4 + 2 \ Na_2CO_3 + \ H_2O \longrightarrow \_2CO_3 \downarrow + 2 \ Na_2SO_4 + \ CO_2 \uparrow}$

Гидроксид меди

Свежеосаждённый гидроксид меди

Гидроксид меди Cu₂ образуется при действии щелочей на соли меди :

$\mathrm{CuSO_4 + 2 \ NaOH \longrightarrow \ Cu_2 \downarrow + \ Na_2SO_4}$

Это малорастворимое в воде вещество голубого цвета. Гидроксид меди — амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств. При сильном нагревании или стоянии под маточным раствором он разлагается:

$\mathrm{Cu_2 \longrightarrow \ CuO + \ H_2O}$

При добавлении аммиака Cu₂ растворяется с образованием ярко-синего комплекса:

$\mathrm{Cu_2 + 4 \ NH_3 \longrightarrow \_2}$

Соединения одновалентной меди

Соединения одновалентной меди крайне неустойчивы, поскольку медь стремится перейти либо в Cu, либо в Cu. Стабильными являются нерастворимые соединения CuCl, CuCN, Cu₂S и комплексы типа $~^+$ .

Серебро

Металлическое серебро в стеклянной пробирке

Серебро более инертно, чем медь , но при хранении на воздухе оно чернеет из-за образования сульфида серебра:

$\mathrm{2 \ Ag + \ H_2S \longrightarrow \ Ag_2S + \ H_2 \uparrow}$

Серебро растворяется в кислотах-окислителях:

$\mathrm{2 \ Ag + 2 \ H_2SO_4 \longrightarrow \ Ag_2SO_4 + \ SO_2 \uparrow + 2 \ H_2O}$

$\mathrm{Ag + 2 \ HNO_3 \longrightarrow \ AgNO_3 + \ NO_2 \uparrow + \ H_2O}$

$\mathrm{3 \ Ag + 4 \ HNO_3 \longrightarrow 3 \ AgNO_3 + \ NO \uparrow + 2 \ H_2O}$

Наиболее устойчивая степень окисления серебра +1. В аналитической химии широкое применение находит растворимый нитрат серебра AgNO₃, который используют как реактив для качественного определения ионов Cl, Br, I:

$\mathrm{Ag^{+} + \ Cl^{-} \longrightarrow \ AgCl \downarrow}$

При добавлении к раствору AgNO₃ раствора щёлочи образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag₂O:

$\mathrm{2 \ AgNO_3 + 2 \ NaOH \longrightarrow \ Ag_2O \downarrow + 2 \ NaNO_3 + \ H_2O}$

Многие малорастворимые соединения серебра растворяются в веществах-комплексообразователях, например, аммиаке и тиосульфате натрия:

$\mathrm{AgCl + 2 \ NH_3 \longrightarrow \Cl}$

$\mathrm{Ag_2O + 4 \ NH_3 + \ H_2O \longrightarrow 2 \OH}$

$\mathrm{AgBr + 2 \ Na_2S_2O_3 \longrightarrow \ Na_3 + \ NaBr}$

Золото

Золотой самородок

Золото представляет собой металл, сочетающий высокую химическую инертность и красивый внешний вид, что делает его незаменимым в производстве ювелирных украшений. В отличие от меди и серебра, золото крайне инертно по отношению к кислороду и сере, но реагирует с галогенами при нагревании:

$\mathrm{2 \ Au + 3 \ Cl_2 \longrightarrow 2 \ AuCl_3}$

Чтобы перевести золото в раствор, необходим сильный окислитель, поэтому золото растворимо в смеси концентрированных соляной и азотной кислот:

$\mathrm{Au + \ HNO_3 + 4 \ HCl \longrightarrow \ H + \ NO \uparrow + 2 \ H_2O}$

<<< Остров стабильности

Периодическая система химических элементов >>>

Химики
Бытовая химия
Химические вещества
Химические законы и уравнения
История химии
Лабораторная техника

Химическое машиностроение
Награды в области химических наук
Химическая номенклатура
Химическое образование
Химические общества
Химическая промышленность

Разделы химии
Химические реакции
Химические свойства
Химическая связь
Химические системы
Химические теории