Неорганическая химия. неорганическая химия (часть 2) химики спец._. Лекция Элементы главной подгруппы vii группы. Галогены. Общая характеристика
 Скачать 289.6 Kb.
|
|
Оксид серебра (I) Ag2O получают действием щелочи на растворы солей серебра (I) (т.к. в молекулярном виде AgOH не существует, практически сразу расщепляясь на оксид и воду): 2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + H2O + 2NaNO3 черно-бурый осадок Выпадающий черно-бурый осадок оксида серебра (I) Ag2O не растворяется в воде, но растворяется в водном растворе аммиака с образованием комплексной соли: Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH В целом для ионов Ag+ характерно образование комплексных соединений (как и для большинства d-элементов). Хорошо известны комплексы Ag+ с лигандами NH3, CN-, S2O32- и др. Поскольку они (комплексы Ag+) обычно хорошо растворимы в воде, их используют для растворения нерастворимых солей, например: AgCI + 2NH3 = [Ag(NH3)2]CI (реакция не идет с AgI из-за слишком низкой его растворимости ПР = 8,5∙10-17). Иодиды разрушают аммиачные комплексы серебра: [Ag(NH3)2]CI + KI + AgCI↓ + 2NH3↑ + KCI желтый AgBr + 2KCN = K[Ag(CN)2] + KBr AgI + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaI При нагревании Ag2O разлагается: 2 Ag2O → 4Ag + O2↓ Соединения серебра легко восстанавливаются до Ag0. Например, цинк вытесняет серебро из залитого водой осадка AgCI (из раствора AgCI над осадком) с образованием высокодисперсного «молекулярного» Ag: 2AgCI + Zn = ZnCI2 + 2Ag Восстановление аммиачных комплексов серебра альдегидами является качественной реакцией на альдегиды («реакция серебряного зеркала» - серебро выделяется на поверхности сосуда): 2[Ag(NH3)2]CI + НСНО + H2O = 2 Ag↓ + НСООNH4 + 2 NH4CI + NH3↑ Большое значение имеют галогениды серебра. Все они (кроме AgF) очень плохо растворяются в воде, обычно их получают по реакции обмена между нитратом серебра и галогенидом Na и K: AgNO3 + KCI = AgCI↓ + KNO3 AgCI белого цвета, AgBr и AgI желтые – эта реакция является качественной на галогениды (или на Ag+). Сульфид серебра Ag2S – практически нерастворимое черное соединение. Пленка Ag2S покрывает поверхность серебра на воздухе, содержащем соединения серы, - серебро «чернеет». Из растворимых солей серебра наиболее распространен нитрат серебра AgNO3 (ляпис). При попадании на кожу он оставляет черные пятна восстановленного серебра – отсюда и название. Получение Поскольку месторождения серебра (самородного и в виде минералов) редки и выработаны, его получают из руд таких металлов, как медь и свинец, в которых всегда содержится примесь серебра. Например, серебро выделяют из неочищенного («чернового») свинца. Сначала к свинцу добавляют жидкий цинк, который не смешивается со свинцом, но дает прочные интерметаллиды с серебром: Ag2Zn3, Ag2Zn5. В жидком свинце эти интерметаллиды не растворяются, а всплывают на поверхность (образуется т.н. «серебристая пленка»). Ее снимают, удаляют Zn перегонкой ( tкип. = (Zn) = 9060C), а свинец удаляют в виде оксида: Ag + Pb + Zn → Pb + Ag∙Zn Ag + Pb + O2 → Ag + PbO2 Далее серебро очищают электролитически. Это пирометаллургический способ получения Ag. Серебро получают в виде побочного продукта при переработке медных руд. При очистке электролизом «черновой» меди в электролит (раствор CuSO4) переходят примеси металлов, стоящих в ряду напряжений до меди, а в осадок (шлам) выпадает Ag, Au, платиновые металлы и т.д. – металлы, стоящие в ряду напряжений после меди. Применение Серебро используется в электротехнике и радиоэлектронике (серебрение деталей, серебряные контакты и припои). Серебряно-цинковые аккумуляторы применяют в реактивной авиации и космической технике. Бромид серебра используется как фоточувствительный материал в фото- и кинопромышленности. На освещенных участках AgBr разлагается на Ag и атомарный Br (он реагирует с желатином эмульсионного слоя). При проявлении пленку или бумагу обрабатывают восстановителями, и она темнеет на ранее освещенных участках (катализатором является выделившееся ранее Ag). Невосстановленный AgBr с неосвещенных участков удаляют раствором Na2S2O3 (фиксаж). AgBr + 2 Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr Серебро (как и медь) используют в качестве катализаторов в органическом синтезе. Ранее серебром покрывали зеркала оптических приборов (сейчас для этой цели чаще используют AI и Ni). Кроме того, из серебра делают украшения и предметы домашнего обихода. Нитрат серебра является антисептиком и используется в медицине. Золото Распространенность в природе Золото в природе преимущественно встречается в самородном состоянии в виде вкраплений в кварц. В небольших количествах золото встречается в сульфидных рудах железа, свинца и меди. Следы его открыты в морской воде. Общее содержание золота в земной коре составляет всего 5∙10-7% (масс.). Получение Основной источник добычи золота – золотоносный песок. Золото извлекают из руд с помощью растворов цианидов калия или натрия. Этот метод, разработанный в 1843 г. П.Р.Багратионом, принадлежит к гидрометаллургическим способам получения металлов и в настоящее время наиболее распространен в металлургии золота. Золото отделяется от песка и измельченной кварцевой породы промыванием водой, которая уносит частицы песка, как более легкие, или обработкой песка жидкостями, растворяющими золото (жидкая ртуть и ее отгонка). Чаще всего применяется раствор цианида натрия NaCN, в котором золото растворяется в присутствии кислорода с образованием комплексных анионов [Au(CN)2]- : 4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH. Из полученного раствора золото выделяют цинком: 2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Au. Осажденное золото обрабатывают для отделения от него цинка разбавленной серной кислотой, промывают и высушивают. Дальнейшая очистка золота от примесей (главным образом от серебра) производится обработкой его горячей концентрированной серной кислотой или путем электролиза. Физические свойства Золото – ярко-желтый мягкий блестящий металл. Обладает хорошей ковкостью и пластичностью, легко прокатывается, из него можно получить листочки толщиной менее 0,0002 мм, в из 1 г золота можно вытянуть проволоку длиной 3,5 км. Прекрасный проводник теплоты и электрического тока, уступающий в этом отношении только серебру и меди. Химические свойства В химическом отношении золото – малоактивный металл. Золото не окисляется кислородом даже при нагревании. Реакции с неметаллами. При нагревании реагирует с хлором. 2Au + 3CI2 → 2AuCI3 Кислоты в отдельности не действуют на золото. Взаимодействует с концентрированной селеновой: 2Cu + 6H2SeO4 конц. → Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O Золото растворяется в царской водке – смесь концентрированных кислот HNO3 и HCI (1:3) благодаря комплексообразованию: Au + HNO3 + 3HCI → AuCI3 + NO↑ + 2H2O AuCI3 + HCI → H[AuCI4] тетрахлороаурат водорода 6HCI + 2HNO3 → 2NO + 3CI2 + 4H2O 2NO + CI2 → 2NOCI AuCI3 + NOCI → (NO)[AuCI4] тетрахлороаурат оксида азота (III) Реакция с цианидом щелочного металла с образованием комплексного соединения: 4Au + 8KCN + 2H2O + O2 → 4K [Au(CN)2] + 4KOH дицианоаурат калия Ртуть тоже растворяет золото, образуя амальгаму, которая при содержании более 15% золота становится твердой. Применение Ввиду мягкости золото употребляется в сплавах, обычно с серебром или медью. Эти сплавы применяются для электрических контактов, для зубопротезирования, в ювелирном деле. Золото – эквивалент денег (большая часть сосредоточена в хранилищах банков); его используют при изготовлении украшений, при золочении; в радиоэлектронике и производстве ЭВМ. Соединения золота Известны два ряда соединений золота, отвечающие степеням окисления +1 и +3. Так, золото образует два оксида – оксид золота (I) Au2O и оксид золота (III) Au2O3. Более устойчивы соединения, в которых золото имеет степень окисления +3. Au2O - вещество серо-фиолетового цвета. В воде не растворим. Оксид золота (I) можно получить только косвенным путем. Для него характерны кислотные свойства. Au2O3 - коричневый порошок. Не реагирует с водой и при нагревании разлагается с выделением кислорода: 2 Au2O3 → 4Au + 3O2↑ Гидроксид золота (III) Au(OH)3 имеет красно-бурую окраску. Получают: AuCI3 + 3KOH = Au(OH)3↓ + 3KCI При высушивании гидроксид золота (III) образует метагидроксид AuO(OH), а при осторожном нагревании до 140-1500С получается Au2O3, который при нагревании выше 1600С разлагается на Au и О2. Гидроксид золота (III) У Au(OH)3 преобладает кислотный характер: он практически не реагирует с разбавленными кислотами, но легко взаимодействует с щелочами: Au(OH)3 + 4HNO3 → H[Au(NO3)4] + 3H2O тетранитроаурат водорода Au(OH)3 + КОН → К[Au(OН)4] тетрагидроксоаурат калия Гидроксид золота (III) разлагается при нагревании: 2Au(OH)3 → Au2O3 + 3H2O . При растворении золота в царской водке получается комплексная тетрахлорозолотая кислота (тетрахлороаурат (III) водорода) H[AuCI4],гидрат которой кристаллизуется в виде светло-желтых игл состава H[AuCI4]∙4Н2О (обычный продажный препарат золота). Известны хорошо кристаллизующие соли этой кислоты, например Na[AuCI4], в растворах которых золото находится в виде комплексного аниона [AuCI4]-. Если осторожно нагревать тетрахлорозолотую кислоту, то она разлагается с выделением HCI и красновато-коричневых кристаллов хлорида золота (III) AICI3. Щелочи осаждают из растворов тетрахлорозолотой кислоты бурый гидроксид золота (III) Au(OH)3., называемый также золотой кислотой, так как это вещество обладает слабокислотными свойствами и образует соли. При 1000С золотая кислота теряет воду, превращаясь в бурый оксид золота (III) Au2O3. При нагревании хлорида золота (III) в струе диоксида углерода до 1800С получается хлорид золота (I) AuCI в виде белого малорастворимого в воде вещества. Из растворов хлорида золота (I) щелочи осаждают фиолетовый оксид золота (I) Au2O. Все соединения золота легко разлагаются при нагревании с выделением металлического золота. ст. Ордж-я, Ленина, 47 30.07.14 г. 13:31 Лекция: Элементы побочной подгруппы 2Б Общая характеристика Элементы побочной подгруппы – цинк, кадмий и ртуть – характеризуются наличием двух электронов на внешней электронной оболочке атома и восемнадцати на предыдущей. Восстановительные свойства элементов подгруппы цинка выражены значительно слабее, чем у элементов главной подгруппы. Это объясняется меньшими размерами атомов и, соответственно, более высокими энергиями ионизации этих элементов по сравнению с соответствующими элементами главной подгруппы. У атомов цинка, кадмия и ртути, как и у атомов элементов подгруппы меди, d-подуровень второй снаружи электронной оболочки целиком заполнен и вполне стабилен. Удаление с него электронов требует очень большой затраты энергии. Поэтому рассматриваемые элементы проявляют в своих соединениях степень окисления +2. Ртуть, кроме того, образует соединения, в которых ее степень окисления равна +1. Табл. 1. Некоторые свойства элементов побочной подгруппы второй группы
Характерной особенностью элементов подгруппы цинка, сближающей их с элементами подгруппы меди, является их склонность к комплексообразованию. Цинк Распространенность в природе Цинк в сплавах был известен еще в древности. В чистом виде его получили только в конце XVIII века. Содержание цинка в земной коре составляет 8,3∙10-3 % - 23-е место по распространенности среди элементов. Цинк встречается только в виде минералов – сфалерита (цинковой обманки) ZnS, смитсонита (галмей) ZnCO3, кремнецинковая руда Zn2SiO4∙H2O, цинковая шпинель ZnO∙AI2O3 и красная цинковая руда, или цинкит, ZnO. Цинковые руды обычно содержат минералы меди, свинца и других металлов (т.н. полиметаллические руды). Природный цинк состоит из смеси 5 изотопов с массовыми числами 64,66, 67, 68 и 70, наиболее распространенным является 64Zn (48,89%). Соединения цинка менее ядовиты, чем ртути. Физические свойства Цинк – серебристо-белый, чуть голубоватый мягкий металл, он является одним из наиболее летучих металлов (tкип. = 9060С). Цинк высокой чистоты весьма пластичен. Обладает металлическим блеском. На воздухе его поверхность покрывается оксидной пленкой. На холоду цинк довольно хрупок, но при температуре 100-1500С легко поддается прокатке и вытягиванию. Легко образует сплавы с другими металлами. Основные константы цинка приведены в табл. 1 (выше). Химические свойства Химическая активность металлов подгруппы в ряду Zn – Cd – Hg уменьшается. Химическая активность цинка весьма велика, он довольно сильный восстановитель (в ряду напряжений он стоит левее водорода). В соединениях Zn проявляет степень окисления +2. Цинк вступает в реакции с неметаллами. При обычной температуре цинк покрывается защитной пленкой оксида ZnO, предохраняющей его от дальнейшего окисления. При нагревании Zn сгорает ярким голубоватым пламенем: 2Zn + O2 → 2ZnO При растирании Zn с серой образуется сульфид. Чтобы началась реакция Zn с серой, смесь необходимо нагреть. Zn + O2 → ZnS порошок С галогенами цинк реагирует без нагревания: Zn + CI2 = ZnCI2 Zn реагирует и с фосфором: 3Zn + 2Р = Zn3Р2 (фосфид цинка) С водородом Zn не реагирует. Цинк легко образует сплавы с ртутью и с другими металлами. При нагревании цинк взаимодействует с аммиаком, в результате чего образуется нитрид цинка: 3 Zn + 2NH3 = Zn3N2 + H2↑ и сероводородом: Zn + H2S = ZnS + H2↑ Образующийся на поверхности цинка сульфид предохраняет его от дальнейшего взаимодействия с сероводородом. В обычных условиях Zn в воде почти нерастворим (цинк покрыт пленкой нерастворимого ZnO), однако при сильном нагревании раскаленный цинк реагирует с парами воды с образование оксида и водорода: Zn + H2Oпар → ZnO + H2↑ Цинк хорошо растворим в кислотах. Из соляной и разбавленной серной кислот цинк вытесняет водород: Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2↑ Zn + H2SO4 разб. = ZnSO4 + H2↑ Это общепринятый способ получения водорода в лаборатории. В реакциях с кислотами-окислителями цинк вступает в роли восстановителя: Zn + HNO3 конц. = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O 4Zn + 10HNO3 оч.разб.. = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Zn + H2SO4 конц. = Zn SO4 + SO2↑ + 2H2O Цинк, в отличие от ртути, проявляет слабые амфотерные свойства и поэтому взаимодействует с растворами щелочей с образованием комплексов: Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2↑ тетрагидроксоцинкат калия Следует отметить, Что, будучи переходным металлом, Zn способен к образованию комплекса. Для него характерно координационное число 4 (тетраэдрическое расположение лигандов), хотя известны комплексы с координационным число 6. Например, это гидратированный ион цинка (II): [Zn(H2O)6]2+. |