Характеристика меди как химического элемента
Медь — представитель d–элементов. Медь расположена в побочной подгруппе I группы. В основном состоянии атом меди имеет электронную конфигурацию [Ar]3d104s1 (за счет «проскока» электрона). В соединениях медь проявляет степени окисления +1 и +2:
Cu . . . 3d104s1 — 1e— Cu+1 . . . 3d10
Cu . . . 3d104s1 — 2e— Cu+2 . . . 3d9
Обе степени окисления являются устойчивыми.
Физические свойства меди. Важнейшие сплавы меди
Медь имеет красноватую окраску. Медь — мягкий, пластичный, ковкий металл, обладает высокой тепло- и электропроводностью. Высокая теплопроводность меди обусловливает её использование для изготовления проводов. К важнейшим сплавам меди относятся бронза ( 10% олова), мельхиор (30 % никеля), латунь (40 % цинка), нейзильбер ( 20% цинка, 15% никеля).
Получение меди
В природе медь встречается в виде сульфидов, например халькопирита , ковеллина , халькозина , и осно́вных карбонатов меди(II), например малахита и азурита . В процессе получения меди сульфидную руду сначала обжигают и получают оксид меди(II), который затем восстанавливают углём или природным газом:
Cu2S + 2O2 = 2CuO + SO2
CuO + C = Cu + CO
Медь, используемую в электротехнике, очищают с помощью электрохимического рафинирования. Медный слиток помещают в гальваническую ванну с раствором сульфата меди(II) и проводят электролиз с растворимым анодом, которым является загрязнённая медь, катодом служит графитовый стержень. В процессе электролиза медный анод растворяется, а на катоде оседает чистая медь. Содержащиеся в меди примеси остаются в растворе, а часть из них — анодный шлам — оседает на дно электролитической ванны.
Химические свойства меди
Химическая активность меди не высока. В ряду активности металлов медь расположена правее водорода поэтому не может вытеснить водород из растворов неокисляющих кислот (все кроме концентрированной серной и азотной любых концентраций).
В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не реагирует. При нагревании медь взаимодействует с кислородом и в зависимости от условий образует различные оксиды:
2Cu + O2 = 2CuO ( 400-5000C, избыток кислорода) — оксид меди(II)
4Cu + O2 = 2Cu2O (t > 5000C, недостаток кислорода) — оксида меди(I)
При взаимодействии с серой медь способна к образованию двух сульфидов: при 4000C образуется сульфид меди(II):
Cu + S = CuS ( t=4000C)
а при температуры выше — сульфид меди(I):
2Cu + S = Cu2S ( t > 4000C)
При нагревании с фтором, хлором, бромом медь образует галогениды меди(II):
Cu + Br2 = CuBr2
а с иодом — иодид меди (I): (т.к. йод является весьма слабым окислителем). Далее мы рассмотрим реакции ОВР между соединениями меди(II) и йодид-ионами.
2Cu + I2 = 2CuI
Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.
Так как в электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, то она не взаимодействует с разбавленными соляной и серной кислотами. Однако в присутствии кислорода медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей:
(данная реакция в рамках ЕГЭ НЕ рассматривается)
2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + H2O
Важно запомнить: писать реакцию металлической меди с минеральными кислотами без участия кислорода — нельзя!
С разбавленной азотной кислотой медь реагирует с образованием нитрата меди(II) и оксида азота(II):
3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
С концентрированными серной и азотной кислотами медь взаимодействует с образованием солей меди(II) и продуктов восстановления кислот — SO2 и NO2 соответственно:
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O (при нагревании)
Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Медь окисляется под действием таких окислителей, как оксид азота(IV) , оксид серы(IV) , хлорид железа(III) :
4Cu + 2NO2 = 4CuO + N2
4Cu + SO2 = Cu2S + 2CuO
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
При этом в реакции 1. Медь будет окислятся до +2, в то время как, оксид азота(IV) восстановится до азота 0. В реакции 2. медь окислится до +1 и +2, сера +4 восстановится до серы -2. В реакции 3 медь окислится до +2, а железо восстановится с +3 до +2.
Последнюю реакцию используют в электротехнике для травления плат.
Во влажном воздухе в присутствии углекислого газа медь покрывается зелёным налётом гидроксокарбоната меди(II):
2Cu + H2O + CO2+ O2 = (CuOH)2CO3
Соединения меди(I)
Оксид меди(I) и соответствующий ему гидроксид проявляют основные свойства; в воде не растворяются.
Для соединений меди(I) характерна окислительно-восстановительная двойственность, они могут восстанавливаться до металлической меди и окисляться до соединений меди(II), а также подвергаются диспропорционированию. Например:
Cu2O + CO = Cu + CO2 (Cu+1 восстанавливается)
CuCl + 3HNO3 = Cu(NO3)2 + HCl + NO2 + H2O (Cu+1 окисляется)
Cu2O + H2SO4(концентр) = CuSO4 + Cu + H2O (Cu+1 диспропорционирует)
Соединения меди(II)
Соединения меди(II) по сравнению с соединениями меди(I) более распространены. Оксид меди(II) и гидроксид меди(II) обладают основными свойствами. Проявляя основные свойства, они реагируют с кислотами с образованием соответствующих солей меди(II):
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
Примечание: Несмотря на то что оксид меди(II) и соответствующий гидроксид проявляют также и кислотные свойства ( иначе говоря обладают амфотерными свойствами), в рамках ЕГЭ эти соединения рассматриваются только как основные. Ниже рассмотрены кислотные свойства в сугубо ознакомительных целях.
Кислотные свойства оксида меди(II) проявляются при его сплавлении с оксидами щелочных металлов, в результате чего образуются купраты:
CuO + Na2O = Na2CuO2
Гидроксид меди(II) проявляет кислотные свойства при взаимодействии с концентрированными растворами щелочей, образуя комплексные купраты голубого цвета:
Cu(OH)2 +2KOH = K2[Cu(OH)4]
Гидроксид меди(II) в виде студнеообразного осадка голубого цвета получают при действии разбавленных растворов щелочей на растворимые соли меди(II):
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl
При нагревании гидроксид меди(II) разлагается на оксид меди(II) чёрного цвета и воду:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
Из солей меди(II) наиболее известен медный купорос — кристаллическое вещество синего цвета. Медный купорос применяют при крашении тканей, для протравливания семян, консервирования древесины, в качестве пестицида. При добавлении раствора медного купороса к известковому молоку получают бордосcкую жидкость, которая используется для борьбы с вредителями сельского хозяйства.
При действии на раствор сульфата меди(II) раствором карбоната натрия выпадает бледно-голубой осадок основного карбоната меди(II) , который через некоторое время приобретает зелёный цвет. Основный карбонат меди(II) известен под названием малахит, который встречается в природе. При нагревании малахит разлагается:
(CuOH)2CO3 = 2CuO + H2O + CO2
Соединения меди(II) проявляют окислительные свойства, восстанавливаясь при этом до соединений меди(I) при взаимодействии со слабыми восстановителями:
2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 +2K2SO4
2CuCl2 + SO2 + 4NaOH = 2CuCl + Na2SO4 + 2NaCl + 2H2O
При этом восстановители будут окисляться до устойчивой степени окисления или до металлической меди с сильными восстановителями:
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4
CuO + H2 = Cu + H2O
Многие соединения меди окрашены: CuO и сульфиды чёрные, Cu2O— красный, Cu(OH)2— голубой; практически все безводные соли меди(II) белые, а их кристаллогидраты и водные растворы имеют голубую или зелёную окраску.
Изменение окраски соединений меди(II) при переходе в соединения меди(I) используется в органической химии для качественного анализа, например для обнаружения альдегидов.
Свежеосажденный голубого цвета восстанавливается альдегидами, в результате чего образуется осадок гидроксида меди(I) жёлтого цвета, который при слабом нагревании распадается на воду и оксид красного цвета:
CH3CHO + 2Cu(OH)2 = CH3COOH + 2CuOH + H2O
(жёлтый)
2CuOH = Cu2O + H2O
(красный)
Реакции комплексообразования для соединений меди
Данный материал в рамках ЕГЭ на данный момент не рассматривается.
С концентрированными хлороводородной, бромоводородной и иодоводородной кислотами медь реагирует с образованием комплексного соединения — дихлоркупрата(I) водорода и выделением водорода:
2Cu + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2
Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием ярко-синего раствора гидроксида тетраамминмеди(II):
2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2
Медь в степени окисления образует нерастворимые соли , а также растворимые комплексы, например хлорид диамминмеди(I) и гидроксид диамминмеди(I) , которые можно получить растворением в аммиаке хлорида меди(I) и оксида меди(I) соответственно:
CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH
Гидроксид меди(II) растворяется в аммиаке с образованием комплекса ярко-синего цвета:
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
Характеристика серебра как химического элемента
Серебро, как и медь, представитель – d элементов. Серебро расположено в побочной подгруппе I группы. В основном состоянии атом серебра имеет электронную конфигурацию[Kr]4d105s1 (за счёт «проскока» электрона). Для серебра наиболее характерна степень окисления +1 .
Серебро известно человечеству с глубокой древности. В природе серебро встречается как в самородном состоянии, так и в виде соединений.
Физические свойства серебра
Чистое серебро — мягкий и ковкий металл, легко прокатывается в фольгу и вытягивается в проволоку, обладает прекрасной тепло- и электропроводностью. Серебро широко используется для изготовления ювелирных изделий, однако для этих целей применяют не чистое серебро, а его сплавы –875й пробы (87.5 % серебра) или 925й пробы (92.5 % серебра). Это связано с тем, что сплавы, сохраняя окраску металла, обладают большей твёрдостью.
Химические свойства серебра
С химической точки зрения серебро достаточно инертно (в ряду химической активность находится правее водорода и меди). Серебро не реагирует с кислородом, однако при длительном хранении на воздухе в присутствии влаги чернеет, так как вступает в реакцию с содержащимся в нём в небольших количествах сероводородом:
4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O
Именно этот процесс обусловливает потемнение серебряных изделий. Как и медь, серебро не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах-окислителях:
2Ag + 2H2SO4(конц) = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
Ag + 2HNO3(конц) = AgNO3 + NO2 + H2O
3Ag + 4HNO3(разб) = 3AgNO3 + NO + 2H2O
Соединения серебра(I)
Оксид серебра(I) в виде коричневого осадка получают, действуя щелочами на растворимые соли серебра:
2AgNO3 +2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
Оксид серебра(I) проявляет основные свойства и взаимодействует с кислотами:
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O
Осадок оксида серебра(I) легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием бесцветного раствора гидроксида диамминсеребра(I), который называют «аммиачным раствором оксида серебра»:
Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH
Этот раствор применяют в органической химии для качественного определения альдегидной группы (реакция «серебряного зеркала»):
2[Ag(NH3)2]OH + CH3CHO = 2Ag + CH3COONH4 + 3NH3 + H2O
Серебро в степени окисления +1 в этой реакции проявляет окислительные свойства.
Наибольшее значение среди солей серебра имеет нитрат серебра , который называется также ляписом. Водный раствор нитрата серебра имеет нейтральную реакцию среды, что указывает на практически полное отсутствие гидролиза этой соли. Нитрат серебра прекрасно растворяется в воде: при 20oC в 100 г воды растворяется 223 г соли, а при 100oC— 770г. При нагревании нитрат серебра разлагается:
2AgNO3 = 2Ag + NO2 + O2
Ляпис находит применение в медицине благодаря прижигающему и дезинфицирующему действию.
Все галогениды серебра, кроме фторида , не растворяются в воде. Хлорид серебра имеет белый цвет, бромид — светло-жёлтый, иодид — жёлтый. Галогениды серебра светочувствительны, что находит применение в фотографии.
Нерастворимые галогениды серебра, как и его оксид, можно перевести в раствор действием аммиака или цианидов вследствие образования растворимых комплексов:
AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl
AgI + 2KCN = K[Ag(CN)2] + KI
Ионы серебра даже при очень низком содержании их в растворе способны убивать болезнетворные бактерии, что обусловливает целебное действие воды, в которую были погружены серебряные предметы.
Серебро используется в производстве зеркал, аккумуляторов, изготовлении монет, столовой посуды, ювелирных изделий, электрических контактов, микросхем и др.
Выводы по курсу:
- Медь и серебро — представители d–элементов. В основном состоянии их атомы содержат 10d–электронов на предвнешнем уровне и 1s–электрон на внешнем. Для электронного строения атомов меди и серебра характерен «проскок» электрона.
- Для меди наиболее устойчивой является степень окисления(+2), для серебра(+1).
- Химическая активность меди и серебра невысока. ( см. ряд активности)
- Медь и серебро не взаимодействуют с разбавленными растворами кислот-неокислителей, но растворяются в концентрированной серной кислоте и азотной кислоте любой концентрации.
- Оксид меди(I) и гидроксид меди(I), а также оксид серебра(I) проявляют основные свойства. Оксид меди(II) и гидроксид меди(II) обладают слабоамфотерными свойствами с преобладанием основных
