D-Элементы I Б группы. Общая характеристика группы. 28 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ; [Ar] 3d 10 4s 1 47 Ag 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s. - презентация

1 d-Элементы I Б группы

2 Общая характеристика группы. 28 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ; [Ar] 3d 10 4s 1 47 Ag 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 1 ; [Kr] 4d 10 5s 1 79 Au 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 1 ; [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2

3 Cu…3d 10 4s 1 Cu 2+ … 3d 9 4s 0 или … Cu 3d 9 33d3d 4 s4 s Cu Cu 2+

4 ПроцессE 0 298,B Cu e - = Cu0,337 Ag e - = Ag0,799 Au e - = Au1,5 Стандартные электродные потенциалы d-элементов 1Б группы.. H 2 … Cu … Ag… Au …

5 Для меди наиболее характерна степень окисления +2, для серебра +1, для золота +3. Особая устойчивость степени окисления +1 у серебра объясняется большей прочностью конфигурации 4d 10, т. к. эта конфигурация образуется уже у Pd, предшествующего серебру в периодической системе.

6 Радиусы атомов элементов побочной подгруппы I группы гораздо меньше, чем у металлов главной подгруппы, поэтому медь, серебро и золото отличаются большей плотностью, высокими температурами плавления.

7 При переходе от меди к серебру радиус атомов увеличивается, а у золота не изменяется, т. к. золото расположено в периодической системе после лантаноидов и еще испытывает эффект лантаноидного сжатия. Плотность золота очень велика. Химическая активность этих элементов невелика и убывает с возрастанием порядкового номера элемента.

8 Нахождение в природе. В природе встречается в виде различных соединений, Cu 2 S - медный блеск, CuFeS 2 - медный колчедан (халькопирит), Cu 3 FeS 3 - борнит, Сu 2 (ОН) 2 СО 3 или СuСО 3 Сu(ОН) 2 - малахит.

9 Медь Сu довольно мягкий металл красного цвета, T пл = 1083°С, обладает высокой электро- и теплопроводностью, образует различные сплавы.

10 Способы получения. Продувание О 2 через расплав сульфида меди (I): 2Cu 2 S + 3О 2 = 2Cu 2 O + 2SO 2 ; 2Cu 2 O + Cu 2 S = 6Cu + SO 2.

11 Химические свойства

12 2Сu + О 2 = 2СuО (800°С); Сu + S = CuS (350°C); Сu + Сl 2 =СuСl 2 ; 2Сu + О 2 + H 2 О + СО 2 = (СuОН) 2 СО 3 (пленка зеленого цвета – образуется на воздухе);

13 Сu + 4НNО 3(конц) = 2NO 2 + Cu(NO 3 ) 2 + 2Н 2 О; 3Сu + 8НNО 3(разб) = 2NO + 3Cu(NO 3 ) 2 + 4Н 2 О; Сu + 2H 2 SO 4(конц ) = SO 2 + CuSO 4 + 2H 2 О; 2Сu + 2H 2 SO 4(paзб) + О 2 = 2CuSO 4 + 2H 2 O (кипячение порошка Сu).

14 Оксид меди (I) Сu 2 О - твердое вещество темно-красного цвета, обладает основными свойствами. Часть солей меди (I) растворима в воде, но легко окисляется кислородом воздуха, устойчивы комплексные соединения меди (I) [Cu(NH 3 ) 2 ] + :

15 Сu 2 О + 2НСl (разб) = 2CuCl + H 2 O; Сu 2 О + 4НСl (изб.) = 2H[CuCl 2 ] + H 2 O; 2Сu 2 О + 8НСl(разб) + О 2 = 4CuCl 2 + 4Н 2 О; 2Сu 2 О + 4Н 2 О + О 2 = 4Сu(ОН) 2 ; Сu 2 О + СО = 2Сu + СО 2. Гидроксид Cu(OH) не стоек и быстро окисляется.

16 Оксид меди (II) СuО - твердое вещество красно-коричневого цвета, проявляет основные свойства. 4CuO = 2Cu 2 O+ O 2 ; СuО + Н 2 = Сu + Н 2 О; 3СuО + 2А1 = 3Сu + Аl 2 О 3 ; СuО + С = Сu + СО;

17 СuО + СО = Сu + СО 2 ; 3СuО + 2NH 3(г) = N 2 + 3Сu + 3H 2 О; СuО + 2НС1 = СuСl 2 + Н 2 O Слабые амфотерные свойства проявляются при сплавлении со щелочами: СuО + 2NaOH = Na 2 СuO 2 + Н 2 O

18 Гидроксид меди (II) Сu(ОН) 2 - соединение голубого цвета, не растворим в воде, термически неустойчив, преобладают основные свойства, слабый окислитель: CuSO 4 + 2NaOH (разб.) = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ; Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O; Cu(OH) 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2 [Cu(OH) 4 ]; Купраты щелочных металлов имеют синюю окраску

19 2Cu(OH) 2 + CO 2 = Cu 2 ( ОН) 2 СО H 2 O; Cu(OH) 2 = CuO + 2H 2 O; Cu(OH) 2 + 4NH 4 OH = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 4H 2 O; качественная реакция на альдегиды: 2Cu(OH) 2 + СН 3 СНО = Cu 2 O + СН 3 СООН + 2H 2 O

20 Соединения меди (II) – окислители: CuSO 4 + M = Cu + MSO 4 (М = Fе, Zn) 2CuSO 4 + 2NaE + SO 2 + 2H 2 O = 2CuE + 2H 2 SO 4 + 2Na 2 SO 4 (E =Cl, Br, I, NCS)

21 Соли меди (II) сильных кислот подвергаются в водных растворах значительному гидролизу. Катион находится в гидратированном состоянии: Cu 2+ + Н 2 О CuOH + + Н + ; Сu Н 2 О [Cu(H 2 O) 4 ] 3+ [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ + Н 2 О [Cu(OH)(H 2 O) 3 ] + + Н 3 О + гидролиз в протолитической форме

22 Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами. [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 Свойство Сu (ΙΙ) реагировать с белками и пептидами, а также с биуретом (NH 2 –CO–NH– CO–NH 2 ) в щелочной среде с образованием окрашенных в сине-фиолетовый цвет комплексных соединений, используют для доказательства наличия пептидных связей. Реакция Сu (ΙΙ) с биуретом и белками называется биуретовой.

23 Серебро. Серебро Ag - тяжелый пластичный металл с характерным блеском, Т пл = 962°С, обладает наибольшей среди металлов электро- и теплопроводностью, образует сплавы со многими металлами.

24 Химические свойства

25 Является малоактивным (благородным) металлом, непосредственно не взаимодействует с О 2, не реагирует с разбавленными растворами НСl, H 2 SO 4

26 2Ag + Cl 2 = 2AgCl; 4Ag + 2SO 2 + 2O 2 = 2Ag 2 SO 4 ;(>450°C) 2Ag + H 2 S = Ag 2 S + H 2 ; 2Ag + 2HI = 2AgI + H 2 ; 2Ag + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 ; Ag + 2НNO 3( конц.) = AgNO 3 + H 2 O + NO 2.

27 Оксид серебра Ag 2 O - твердое вещество темно- коричневого цвета, разлагается при нагревании, проявляет основные свойства, плохо растворяется в НСI и H 2 SO 4 за счет образования на поверхности солей AgCl и Ag 2 SO 4,

28 2Ag 2 O = 4Ag + О 2 ;(150°С) Ag 2 O + 4NH 4 OH = 2[Ag(NH 3 ) 2 ]OH + ЗН 2 О; Ag 2 O + 2НNО 3(разб) = 2AgNO 3 + Н 2 О; Ag 2 O + H 2 О 2(конц) = 2Ag + О 2 + Н 2 О.

29 Соли серебра. Соли серебра не растворимы в воде, исключение составляют AgF, AgNO 3, AgClO 3, AgClO 4. Взаимодействие с гидратом аммиака, тиосульфатом натрия, карбонатом аммония (повторить качественные реакции на галогениды – НЛВ).

30 качественная реакция на хлорид-ион: HCl + AgNO 3 AgCl + HNO 3 NaCl + AgNO 3 AgCl + NaNO 3 AgCl + 2NH 3 H 2 O [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O AgCl + (NH 4 ) 2 СO 3 [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + СO 2 + H 2 O AgCl + 2Na 2 S 2 O 3 Na 3 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] + NaCl

31 качественная реакция на бромид-ион: NaBr + AgNO 3 AgBr + NaNO 3 AgBr + 2NH 3 H 2 O [Ag(NH 3 ) 2 ]Br + 2H 2 O AgBr + (NH 4 ) 2 СO 3 AgBr + 2Na 2 S 2 O 3 Na 3 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] + NaBr

32 качественная реакция на иодид-ион: NaI + AgNO 3 AgI + NaNO 3 AgI + 2NH 3 H 2 O AgI + (NH 4 ) 2 СO 3 AgI + 2Na 2 S 2 O 3 Na 3 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] + NaI

33 Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов в фармацевтическом анализе Растворимые соли серебра, попадая в организм в больших дозах, вызывают острое отравление, подобно другим тяжелым элементам-металлам. При этом, как правило, серебро связывается атомами серы белков. В результате инактивируются соответствующие ферменты, свертываются белки.

34 Вода, содержащая ионы серебра порядка ммоль/л, обладает бактерицидным действием, что обусловлено образованием нерастворимых альбуминатов. Эффективность бактерицидного действия серебра выше, чем у хлора, хлорной извести, карболовой кислоты.

35 Золото Au – желтый, ковкий, тяжелый металл, Т пл = 1064°С, благородный металл. Нахождение в природе. Встречается в виде самородного золота

36 Химические свойства

37 Не реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом, азотом, углеродом, серой. Переводится в раствор "царской водкой", со ртутью образует амальгаму, при нагревании взаимодействует с галогенами.

38 Au + НNО 3(конц) + 4НСl (конц) = H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 О; 2Au + 3Сl 2 = 2AuCl 3 (130°С)

39 Оксид и гидроксид золота (III) нерастворимы в воде, проявляют амфотерные свойства: Au(OH) 3 + 3HCl = AuCl 3 + 3H 2 O Au(OH) 3 + 4HNO 3 = H[Au(NO 3 ) 4 ] + 3H 2 O Au(OH) 3 + NaOH = Na[Au(OH) 4 ] - гидроксоаурат (III)

40 Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства: Подобрать коэффициенты: AuCl 3 + H 2 O 2 (конц.) Au (коллоид) +O 2 + HCl H[AuCl 4 ] +SO 2 +H 2 O H[AuCl 2 ]+H 2 SO 4 + HCl

41 Подобрать коэффициенты: Cu 2 S+HNO 3 (конц.,хол.)Cu(NO 3 ) 2 +S +NO 2 +H 2 O CuS +8HNO 3 (конц., гор.) CuSO 4 +8NO 2 + 4Н 2 О. Cu 2 S + Cu 2 O Cu + SO 2