Подгруппа меди – побочная подгруппа I группы

Свойства элементов подгруппы меди

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ, г/см3	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Медь Cu	[Ar] 3d104s1	8,96	1,9	0,127	+1,+2
	Серебро Ag	[Kr] 4d105s1	10,5	1,9	0,144	+1
	Золото Au	[Xe]4f145d106s1	19,3	2,4	0,144	+1,+3

 

Физические свойства

· Высокие значения плотности, температур плавления и кипения.

· Высокая тепло- и электропроводность.

Химические свойства

Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера.

Медь и её соединения

Получение

· Пирометаллургическим методом:

CuO + C → Cu + CO;

CuO + CO → Cu + CO₂

· Гидрометаллургическим:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O;

CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu

· Электролизом растворов солей:

2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄
(на катоде) (на аноде)

 

Химические свойства

· Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах:

2Cu + O₂ –^tº→ 2CuO;

Cu + Cl₂ –^tº→ CuCl₂

· Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 2H₂O;

Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O;

Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ +2H₂O

Сплавы меди с оловом - бронзы, с цинком - латуни.

Соединения одновалентной меди

Встречаются либо в нерастворимых соединениях (Cu₂O, Cu₂S, CuCl), либо в виде растворимых комплексов (координационное число меди – 2):

CuCl + 2NH₃ → [Cu(NH₃)₂]Cl

Оксид меди (I) - красного цвета, получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:

2CuSO₄ + C₆H₁₂O₆ + 5NaOH → Cu₂O↓ + 2Na₂SO₄ + C₆H₁₁O₇Na + 3H₂O

Соединения меди (П)

Оксид меди (II) имеет чёрный цвет. Восстанавливается под действием сильных восстановителей (например, CO) до меди. Обладает основным характером, при нагревании растворяется в кислотах:

CuO + H₂SO₄ –^tº→ CuSO₄ + H₂O;

CuO + 2HNO₃ –^tº→ Cu(NO₃)₂ + H₂O

Гидроксид меди (II) Cu(OH)₂ - нерастворимое в воде вещество светло-голубого цвета. Образуется при действии щелочей на соли меди (II):

CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

При нагревании чернеет, разлагаясь до оксида:

Cu(OH)₂ –^tº→ CuO + H₂O

Типичное основание. Растворяется в кислотах.

Cu(OH)₂ + 2HCl → CuCl₂ + 2H₂O;

Cu(OH)₂ + 2H⁺ → Cu²⁺ + 2H₂O

Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения (координационное число меди – 4) василькового цвета (реактив Швейцера, растворяет целлюлозу):

Cu(OH)₂ + 4NH₃ → [Cu(HN₃)₄](OH)₂

Малахит (CuOH)₂CO₃. Искусственно можно получить по реакции:

2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O → (CuOH)₂CO₃↓ + 2Na₂SO₄ + CO₂↑

Разложение малахита:

Cu₂(OH)₂CO₃ –^tº→ 2CuO + CO₂↑ + H₂O

Серебро и его соединения

Благородный металл, устойчивый на воздухе. При потускнении серебра происходит реакция Гепара:

4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O

В ряду напряжений находится правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах - окислителях:

3Ag + 4HNO₃(разб.) → 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O;

Ag + 2HNO₃(конц.) → AgNO₃ + NO₂↑+ H₂O;

2Ag + 2H₂SO₄(конц.) → Ag₂SO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

В соединениях серебро обычно проявляет степень окисления +1.

Растворимый нитрат серебра AgNO₃ используется как реактив для качественного определения Cl^-, Br^-, I^-:

Ag⁺ + Cl ^- → AgCl↓ (белый)

Ag⁺ + Br ^- → AgBr↓ (светло-жёлтый)

Ag⁺ + I ^- → AgI↓ (тёмно-жёлтый)

(Способность этих осадков образовывать растворимые комплексные соединения уменьшаются в ряду AgCl – AgBr – AgI). На свету галогениды серебра постепенно разлагаются с выделением серебра.

При добавлении растворов щелочей к раствору AgNO₃ образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag₂O:

2AgNO₃ + 2NaOH → Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O

Осадки AgCl и Ag₂O растворяются в растворах аммиака с образованием комплексных соединений (координационное число к.ч. серебра = 2):

AgCl + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl;

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O → 2[Ag(NH₃)₂]OH

Аммиачные комплексы серебра взаимодействуют с альдегидами (реакция серебряного зеркала):

	O II		O II
R –	C	+ [Ag(NH3)2]OH → R–	C	+ Ag + NH3­
	I H		I O	NH4

Золото и его соединения

Золото – мягче Cu и Ag, ковкий металл; легко образует тончайшую фольгу; благородный металл, устойчив как в сухом, так и во влажном воздухе. Растворяется в смеси концентрированных соляной и азотной кислот ("царской водке"):

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

Реагирует с галогенами при нагревании:

2Au + 3Cl₂ → 2AuCl₃

Соединения термически не очень устойчивы, разлагаются при нагревании с выделением металла. Комплексообразователь (комплексы золота (III) обладают координационными числами 4, 5 и 6).

 

ПОДГРУППА ГЕРМАНИЯ

Содержание элементов этой подгруппы в земной коре в ряду германий (2·10^–4 %) – олово (6·10^–4 %) – свинец (1·10^–4 %) изменяется лишь незначительно. Германий принадлежит к рассеянным элементам. Основной формой природного нахождения олова является минерал касситерит (SnO₂), а свинца – галенит (PbS).

Получение

Выплавка олова ведется путем восстановления касситерита углем. Обычным способом переработки галенита является перевод его путем накаливания на воздухе в РbО, после чего полученный оксид свинца (П) восстанавливается до металла углем:

2PbS + ЗО₂ → 2SO₂ + 2PbO; РbО + С → СО + Рb

По физическим свойствам Ge, Sn и Рb являются металлами. Некоторые физические константы представлены ниже: