Медь, серебро

Медь и серебро d- металлы IБ подгруппы.

Электронные формулы валентных электронов

атомов металлов: Cu... 3d¹⁰ 4s¹

Ag... 4d¹⁰ 5s¹

Медь и серебро -мягкие пластичные металлы с

высокой тепло- и электропроводимостью, с характерным металлическим блеском и цветом; медь- красноватого, серебро - серебристо-белого цвета.

Металлы IБ группы характеризуются высокой энергией металлической связи и высокими энергиями ионизации и, следовательно, относительно низкой химической активностью. Причем медь более активна, чем серебро. Медь непосредственно взаимодействует с кислородом, серой и галогенами, образуя соединения меди (II):

2Cu + O₂ = 2CuO

Cu + Cl₂ = CuCl₂

Исключением является реакция с иодом, при которой получается иодид меди (I). Во влажном воздухе изделия из меди покрываются «патиной» - смесью основных сульфатов и карбонатов меди (II).

Серебро на воздухе в присутствии сероводорода темнеет в результате образования сульфида серебра (I):

Ag + 2H₂S + O₂ = 2Ag₂S + 2 H₂O

Медь и серебро характеризуются положительными значениями стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, поэтому они устойчивы в водных средах различной кислотности (в воде, водном растворе щелочи, водном растворе кислот, окисляющих только ионом H⁺). Медь и серебро реагируют с разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной кислотами:

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Ag + 2HNO₃(конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

Если в растворе возможно образование комплексного соединения, восстановительные свойства металлического серебра усиливаются, например, в присутствии цианидов серебро окисляется кислородом:

4Ag + O₂ + 8CN^- + 2H₂O = 4[Ag(CN)₂]^- + 4OH ^–

Диаграмма Латимера для меди:

+0, 337

0, 153 +0, 521

Cu ²⁺ Cu⁺ Cu

X = Cl, + 0, 538 +0, 137

Cu X

X = Br, + 0, 640 + 0, 033

X = I, + 0, 860 – 0, 1852

X = CN,» + 1, 2» - 0, 43

Наиболее устойчивой для меди является степень окисления +2. Соединения меди (I) в растворе неустойчивы и диспропорционируют:

2Cu⁺ ® Cu²⁺ + Cu⁰,

а кислородом воздуха окисляются до меди (II). Степень окисления +1 стабилизируется в плохо растворимых соединениях: галогенидах, сульфиде, тиоцианате, оксиде меди (I). Соединения меди (II) являются окислителями средней силы, как правило, восстанавливаются до металлической меди:

CuSO₄ + Fe¯ ® FeSO₄ + Cu¯

Восстановление Cu²⁺ до Cu¹⁺ возможно, если образуются осадки, например:

2CuSO₄ + 4KI = 2CuI + I₂ + 2K₂SO₄,

2CuSO₄ + 2Na₂S₂O₃ + 2H₂O = Cu₂S + S +2Na₂SO₄ + 2H₂SO₄

Характерной степенью окисления серебра является степень окисления +1. Серебро (I) в растворе проявляет значительные окислительные свойства и может восстанавливаться до металлического серебра относительно слабыми восстановителями:

Cu+2AgNO₃=Cu(NO₃)₂+2Ag

2AgNO₃ + H₂O₂ + 2KOH = 2Ag¯ + O₂ + 2KNO₃ + H₂O.

Если серебро (I) входит в состав устойчивого комплекса, например, [Ag(S₂O₃)₂]^3-, или плохорастворимого соединения, например, AgX, его окислительная способность уменьшается (см. диаграмму).

Диаграмма Латимера для серебра:

+0, 017

[Ag(S₂O₃)₂]^3-

+0, 7991

Ag⁺ Ag⁰

X=CH₃COO^- + 0, 643

AgX

X=Cl^- + 0, 2222

X=Br^- + 0, 0713

При стандартных условиях устойчивыми являются следующие характеристичные соединения:

оксиды: Ag₂O¯ Cu₂O¯ CuO¯

коричн. красн. черн.

гидроксиды: Cu(OH)₂¯

голуб.

ослабление основных свойств

Гидроксиды меди (I) и серебра (I) термически неустойчивы, поэтому, например, при действии щелочи на раствор соли серебра (I) образуется не гидроксид, а оксид:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O

Гидроксид меди (II) легко разлагается при нагревании до оксида меди: (II): Cu(OH)₂ ® CuO + H₂O

Перечисленные оксиды и гидроксиды плохо растворимы в воде, проявляют основной характер и растворяются в кислотах:

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

В водных растворах щелочей оксиды и гидроксиды меди и серебра практически не растворяются. Но при сплавлении, например, с гидроксидом натрия оксид или гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства и образуют соответствующие соли - купраты:

CuO + 2NaOH = Na₂CuO₂ + H₂O

купрат натрия

Оксиды серебра (I) и меди (II) и гидроксид меди (II) растворяются в концентрированном растворе аммиака с образованием аммиакатных комплексов:

Ag₂O¯ + 4NH₄OH = 2[Ag(NH₃)₂]OH + 3H₂O

коричн. бесцв.

Cu(OH)₂¯ + 4NH₄OH = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

голуб. фиолет.

Плохо растворимые соли слабых кислот (фосфаты, карбонаты) растворяются в сильных кислотах:

Ag₃PO₄¯ + 3HNO₃ = 3AgNO₃ + H₃PO₄

(CuOH)₂CO₃¯ + 4HCl = 2CuCl₂ + 3H₂O + CO₂

Некоторые соли переходят в раствор в результате комплексообразования. Например, хлорид серебра (I) растворяется в избытке аммиака:

AgCl¯ + 2NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2H₂O

Бромид и иодид серебра (I) растворяются в растворе тиосульфата натрия:

AgBr¯ + 2Na₂S₂O₃ = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr

Среда в водных растворах солей сильных кислот и серебра (I) близка к нейтральной, так как гидролиз по катиону Ag⁺ практически не протекает. Растворимые соли меди (II) в значительной степени гидролизуются по катиону, поэтому среда в их растворах кислая:

Iст. Cu²⁺ + H₂O CuOH⁺ + H⁺

IIст. CuOH⁺ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺

Кроме средних солей медь (II) легко образует основные соли. Например, малахит (природное соединение) имеет в основном состав (CuOH)₂CO₃; на воздухе медные изделия покрываются «патиной», которая является смесью сульфата и карбоната гидроксомеди (II).

Серебро (I), медь (I) и медь (II) образуют устойчивые комплексные соединения с аммиаком, этилендиамином, тиосульфат-, тиоционат-, цианид-ионами.

Вопросы для подготовки к занятию

1. Электронные конфигурации атомов, валентные электроны, степени окисления.

2. Свойства простых веществ – металлов:

- активность металлов, положение в «ряду стандартных окислительно-восстановительных (электродных) потенциалов металлов»;

- взаимодействие с кислородом, галогенами, серой, азотом и другими неметаллами;

- взаимодействие с водой, водными растворами щелочей, водными растворами кислот, окисляющими H⁺ (HF, HCl, HBr, HI, разбавленной H₂SO₄, H₃PO₄, RCOOH и другими);

- взаимодействие с концентрированной H₂SO₄, разбавленной и концентрированной HNO₃.

3. Свойства оксидов и гидроксидов металлов IБ подгруппы:

- растворимость, взаимодействие с водой, диссоциация в водном растворе;

- взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами;

- взаимодействие соединений Cu с основаниями при сплавлении.

4. Свойства солей металлов IБ подгруппы:

- растворимость в воде, гидролиз;

- растворимость в кислотах, щелочах.

5. Комплексные соединения металлов IБ подгруппы, влияние комплексообразования на восстановительные свойства металлов.

6. Окислительно-восстановительные свойства соединений металлов IБ подгруппы.

7. Нахождение в природе и получение простых веществ – металлов.

8. Получение и применение соединений металлов IIA подгруппы.