Взаимодействие с простыми веществами.

1. Медь взаимодействует с кислородом только при температуре красного каления(400⁰С), давая оксид меди (II): 2Cu + O₂ = 2CuO. При еще более высокой температуре получаетс более термодинамически устойчивый оксид меди (I) – Cu₂O

2. С хлором и бромом медь реагирует при комнатной температуре в присутствии следов воды в качестве катализатора, давая галогениды меди (II). С фтором реакция идет только при высокой температуре, т.к. нерастворимый фторид меди создает на поверхности защитную солевую пленку.

3. Реагируя с расплавленной серой, медь превращается в Cu₂S, как более термодинамически устойчивый.

4. С остальными неметаллами сера непосредственно не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами.

1. С водой медь не взаимодействует, но склонность ее катионов к комплексообразованию приводит к тому, что она растворяется в растворах цианидов щелочных металлов, а в присутствии кислорода и в растворе аммиака: 2Cu + 4NaCN + H₂O = 2Na[Cu(CN)₂] + H₂↑ +2NaOH 2Cu + 8NH₃ + 2H₂O + O₂ = 2[Cu(NH₃)₄](OH)₂.

2. С кислотами-неокислителями медь не должна взаимодействовать, так как стоит в ряду напряжения металлов после водорода. Из этого правила есть исключения: а). Образование комплексных анионов с галогенид-ионами приводит к тому, что медь растворяется в иодоводородной кислоте: 2Cu + 4HJ = 2H[CuJ₂] + H₂↑. Аналогичные реакции проходят с концентрированными соляной и бромоводородной кислотами при нагревании. б). В присутствии кислорода воздуха медь реагирует с кислотами-неокислителями, даже с такими слабыми, как уксусная: 2Cu + 4HCl + O₂ = 2CuCl₂ + 2H₂O 2Cu + 4HOOCCH₃ + O₂ = 2Cu(OOCCH₃)₂ + 2H₂O

3. С кислотами-окислителями медь реагирует, чаще при небольшом нагревании, давая соли меди (II) и продукты минимального восстановления элемента-окислителя: Cu + 4HNO₃ (конц) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O; 3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O; Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O.

4. В щелочах медь не растворяется.

5. С растворами солей возможна обычная реакция, то есть, медь вытесняет из состава соли металл, стоящий справа от нее в ряду напряжения: 2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag. Медь также может окисляться катионом - сильным окислителем при его превращении в катион с меньшим зарядом: 2FeCl₃ + Cu = CuCl₂ + 2FeCl₂.

Соединения меди.

1. Cu⁺¹. В растворе данная степень окисления у меди является неустойчивой, аквакомплексы практически не образуются, но она стабилизируется путем комплексообразования или в нерастворимых соединениях с прочной кристаллической решеткой. Растворимые в воде соли меди (I) диспропорционируют: Cu₂SO₄ → Cu↓ + CuSO₄, то есть, Cu₂O + H₂SO₄ = Cu + CuSO₄ + H₂O, но Cu₂O + 2HCl = 2CuCl↓ + H₂O.

Cu₂O – амфотерный оксид оранжевого или красного цвета. В воде не растворяется, но во влажном воздухе окисляется: 2Cu₂O + 4H₂O + O₂ = 4Cu(OH)₂, при этом цвет меняется на голубой. С кислотами оксид меди (I) реагирует как основной, как кислотный, он неохотно, реагирует с концентрированными растворами щелочей и сплавляется с оксидами щелочных металлов: Cu₂O + 2NaOH + H₂O = 2Na[Cu(OH)₂]; Cu₂O + Na₂O = 2NaCuO₂ – сплавление. Последнее соединение называется купрат (I) натрия.

CuOH – неустойчивое основание желтого цвета. Образуется при восстановлении Cu²⁺ на холоду, например, RCOH + 2Cu (OH)₂ = RCOOH + 2CuOH↓ +H₂O. Но при нагревании или при попытке получить его по обменной реакции в водном растворе получается осадок Cu₂O. В частности, качественной реакцией на альдегиды и восстанавливающие сахара является появление красного осадка Cu₂O при их взаимодействии с гидроксидом меди (II) при нагревании:, RCOH + 2Cu (OH)₂ = RCOOH + Cu₂O↓ + 2H₂O.

Соли и комплексные соединения. В отличие от CuOH, гидроксид диамминмеди (I) является устойчивым соединением. В водном растворе он полностью диссоциирует: Cu₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Cu(NH₃)₂]⁺ + 2OH^-. CuCl, CuBr, CuJ, CuCN – нерастворимые в воде кристаллы белого цвета, получающиеся по обменным или окислительно-восстановительным реакциям. Из-за комплексообразования они легко растворяются в растворах галогеноводородных кислот, соответствующих солей и в растворе аммиака: CuCl + 2NH₃ = [Cu(NH₃)₂]Cl; CuCl + HCl = H[CuCl₂]; Cu₂O + 4HCl = 2H[CuCl₂] + H₂O, CuJ + KJ = K[CuJ₂]. Комплексные частицы могут быть разрушены с повторным выпадением осадка. Движущей силой таких реакций является либо образование более прочного, чем комплексная частица, соединения одновалентной меди, например, Cu₂S, либо активное взаимодействие нового реагента с лигандами, например, NH₃ + H⁺ = NH₄⁺: 2[Cu(NH₃)₂]Cl + Na₂S = Cu₂S↓ + 2NaCl + 4NH₃↑; 2[Cu(NH₃)₂]Cl + 2H₂S = Cu₂S↓ + 2NH₄Cl + (NH₄)₂S; [Cu(NH₃)₂]Cl + 2HCl = CuCl↓ + 2NH₄Cl.

Растворимые формы меди (I) взаимодействуют с алкинами с концевой тройной связью, давая нерастворимые ацетилениды меди (I). Так как алкины – очень слабые кислоты, их соли могут быть легко разрушены сильными кислотами. Если кислоты одновременно являются окислителями или образуют растворимые соли меди (I), то происходит окисление или диспропорционирование Cu¹⁺: RCCH + [Cu(NH₃)₂]Cl = RCCCu↓ + NH₄Cl + NH₃↑; 2RCCCu + H₂SO₄ = 2RCCH + CuSO₄ + Cu; 2RCCCu + 3H₂SO₄ (конц) = 2RCCH + 2CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O; RCCCu + HCl = RCCH + CuCl↓.

Так как соединения меди (I) менее устойчивы, чем соединения меди (II), они могут окисляться даже кислородом воздуха: 4CuCl + O₂ + 2H₂O = 4Cu(OH)Cl, при этом белый осадок становится голубым, что характерно уже для двухвалентной меди.

2. Cu⁺². Это устойчивая степень окисления для меди. В водном растворе образуются аквакомплексы: [Cu(H₂O)₄]²⁺ или [Cu(H₂O)₆]²⁺, последний предпочтительнее. Аквакомплексы придают растворам соединений меди (II) голубой цвет. В осадок большинство солей и гидроксид двухвалентной меди выпадают в виде кристаллогидратов, поэтому голубой цвет сохраняется, несмотря на то, что безводные соединения чаще белого цвета. Прочность аквакомплекса приводит к тому, что он является слабой катионной кислотой. Обмен протоном с молекулами воды является проявлением довольно сильного гидролиза солей меди (II) по катиону: [Cu(H₂O)₆]²⁺ + H₂O = H₃O⁺ + [Cu(H₂O)₅(OH)]⁺. При взаимодействии растворимых солей меди (II) и карбонатов щелочных металлов гидролиз приобретает необратимый характер, во-первых, из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону, во-вторых, из-за малой растворимости продукта первой стадии гидролиза – основного карбоната меди: 2CuCl₂ + 2K₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃↓ + CO₂↑ + 4KCl.

CuO. Это вещество черного цвета, является основным оксидом с примесью амфотерности, которая выражается в возможности сплавления с оксидами щелочных металлов: Na₂O + Cu₂O = 2NaCuO. При нагревании до температуры красного каления разлагается на оксид меди (I) и кислород: 4CuO = 2Cu₂O + O₂↑. Оксид меди (II) можно получить при прокаливании ряда соединений меди: основного карбоната, нитрата, основания.

Cu(OH)₂ – нерастворимое основание голубого цвета, также имеет признаки амфотерности, реагирует с концентрированными щелочами и сплавляется с оксидами щелочных металлов.

Cu(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Cu(OH)₄] – тетрагидроксокупрат (II) натрия, вещество синего цвета. При разбавлении водой разрушается: Na₂[Cu(OH)₄] + (H₂O) = Cu(OH)₂↓ + 2NaOH. Путем сплавления можно получить Na₂CuO₂, BaCuO₂. Катион двухвалентной меди образует с молекулами аммиака комплексный ион, который имеет большую константу устойчивости, чем аквакомплекс. Поэтому при пропускании аммиака через раствор соединений меди (II) наблюдается изменение цвета с голубого на темно-синий – цвет амминокомплекса. Комплексообразование является причиной того, что гидроксид меди растворяется в растворе аммиака: Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂.

Cu²⁺ - сильный окислитель, поэтому не существуют иодид, цианид и сульфит двухвалентной меди, попытки получить их по обменной реакции приводят к окислению соответствующих анионов и восстановлению меди: 2CuSO₄ + 4KJ = 2K₂SO₄ + 2KJ + J₂↑ 2Cu(NO₃)₂ + 4KCN = 2CuCN↓ + (CN)₂↑ + 4KNO₃ или Cu(NO₃)₂ + 6KCN = 2K[Cu(CN)₂] + (CN)₂↑ + 4KNO₃; CuCl₂ + Na₂SO₃ + H₂O = 2CuCl↓ + Na₂SO₄ + 2HCl, 2CuCl₂ + SO₂ + 2H₂SO₄ = 2H[CuCl₂] + H₂SO₄, но CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O = Cu↓ + 2H₂SO₄, так как первоначально образующаяся растворимая соль меди (I) диспропорционирует: Cu₂SO₄ = Cu↓ + CuSO₄. Окислительные свойства меди (II) проявляются также в следующих реакциях: CuO + NH₃ = Cu + N₂↑ + H₂O(при нагревании); 2CuSO₄ + 2NH₂OH + 4NaOH = Cu₂O↓ + N₂↑ + 2Na₂SO₄ + 5H₂O. Качественная реакция на альдегиды уже упоминалась. При нагревании CuO также окисляет первичные и вторичные спирты до карбонильных соединений.

Некоторые соли Cu(II).

1. CuCl₂ безводный имеет желтый цвет, а в растворе и в кристаллогидрате цвет меняется от желтого через зеленый к голубому. Это явление связано с тем, что и молекулы воды, и хлорид-ионы могут занимать координационные места в комплексном ионе меди: [Cu(H₂O)₄]²⁺, [Cu(H₂O)₃Cl]¹⁺, [Cu(H₂O)₂Cl₂]⁰, [Cu(H₂O)Cl₃]^1-, [CuCl₄]^2-. Изменение состава комплексной частицы влечет за собой изменение цвета.

2. CuS нельзя получить из простых веществ, так как при этом получается более устойчивый сульфид меди (I). Но по обменной реакции сульфид меди (II) получить можно из-за прочности его кристаллической решетки: CuCl₂ + K₂S = 2KCl + CuS↓. Произведения растворимости обоих сульфидов меди так малы, что они не растворяются в растворах сильных кислот, как многие другие сульфиды,например, железа и марганца. CuS медленно окисляется кислородом до CuSO₄.

3. CuCO₃, как уже говорилось, не получается по обменной реакции. Средний карбонат можно получить из основного реакцией с углекислым газом при небольшом нагревании и повышенном давлении: (CuOH)₂CO₃ + CO₂ = 2CuCO₃ + H₂O↑.

4. Cu(OOCCH₃)₂^.H₂O. На самом деле это соединение выпадает в осадок в виде смеси основных солей переменного состава ярко-зеленого цвета. Имеет название ярь-медянка и используется для приготовления зеленых красок. Получается при действии уксусной кислоты на медь в присутствии кислорода воздуха или просто по реакции оксида и кислоты.

5. Двухвалентная медь образует двойные сульфаты с катионами щелочных металлов состава Me₂Cu(SO₄)₂ ^. 12H₂O, относящиеся к шенитам.

Cu⁺³. Эта очень малоустойчивая степень окисления достигается при окислении соединений Cu(II) и представлена, в основном, оксидом Cu₂O₃: 2Cu(OH)₂ + 2KOH + K₂S₂O₈ = Cu₂O₃↓ + 2K₂SO₄ + 3H₂O; 2Cu(OH)₂ + 2NaOH + NaClO = 2Na[Cu(OH)₄] + NaCl = 3H₂O. Cu₂O₃ – кислотный оксид и сильный окислитель, устойчивой кислоты трехвалентная медь не образует: Cu₂O₃ + 2NaOH (конц) + 3H₂O = 2Na[Cu(OH)₄] – красного цвета; 2Na[Cu(OH)₄] + H₂O = 2NaOH + Cu₂O₃↓ + 3H₂O; Cu₂O₃ + 3HCl = 2CuCl₂ + Cl₂↑ + 3H₂O.

Получают медь путем обжига сульфидных руд с последующей реакционной плавкой при 1300⁰С: медный блеск – 2Cu₂S + 3O₂ = 2Cu₂O + 2SO₂↑; 2Cu₂O + Cu₂S = 6Cu + SO₂↑; суммарный процесс: Cu₂S + O₂ = 2Cu + SO₂↑. При обжиге медного колчедана для связывания железа добавляют диоксид кремния: 2CuFeS₂ + 5O₂ + 2SiO₂ = 2Cu + 2FeSiO₃ + 4SO₂↑. Медь получают также гидрометаллургическим методом, согласно которому медь переводят в раствор в виде солей меди (II), а потом вытесняют из состава соли реакцией с железом. Полученную таким образом медь часто подвергают электролитическому рафинированию. Проводят электролиз раствора медной соли, используя в качестве катода пластинку из чистой меди, а в качестве анода – из загрязненной. Анодная медь растворяется, а из раствора переходит на катод. Примеси остаются либо в растворе (более активные металлы), либо не растворяются и остаются в виде шлама, откуда потом добываются благородные металлы, сопутствующие меди в минералах.

 

Сера.

Это элемент с порядковым номером 16, относительной атомной массой 32,064, электронным строением [Ne]3s²3p⁴. В периодической системе находится в III периоде, 6 группе, главной подгруппе, то есть, входит в семейство халькогенов, что означает «рождающие руды». На внешнем электронном уровне атома серы есть свободный d-электронный подуровень, благодаря чему сера может увеличить количество неспаренных электронов и быть акцептором электронных пар других атомов. В невозбужденном состоянии атом серы имеет два неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары. В возбужденном состоянии каждое распаривание дает два электрона, поэтому сера может образовывать по обменному механизму две, четыре или шесть связей. Основные степени окисления, которые сера проявляет в своих соединениях - +4, +6, -2. По химическим свойствам сера – типичный неметалл, по электроотрицательности она уступает только фтору, кислороду, азоту, хлору и брому.

В качестве простого вещества сера существует в виде восьмиатомной молекулы (S₈), в которой атомы серы соединены одинарными связями, угол между которыми 108⁰, что придает молекуле форму короны. Известны три кристаллические аллотропные модификации S₈. При комнатной температуре сера находится в наиболее устойчивой ромбической форме. Она имеет желтый цвет, является тепло- и электроизолятором, не растворяется в воде, но растворяется в некоторых органических растворителях. При 95⁰С происходит энантиотропный переход в моноклинную серу, цвет которой более бледный. Моноклинная сера плавится при 119⁰С, а ромбическая – при 113⁰С. При этом расплав серы имеет необычное свойство: после 160⁰С его вязкость повышается, к 200⁰С он становится вязким, как смола и меняет цвет на темно-коричневый, а после 250⁰С снова становится подвижной жидкостью. Такое поведение серы связано с разрушением кольцевых молекул, на смену которым приходят длинные полимерные цепи, имеющие большую плотность. При дальнейшем нагревании они также разрушаются, отчего уменьшается плотность. При 445⁰С сера кипит. Сначала она переходит в газообразное состояние в виде молекул S₈, которые постепенно разрушаются на более мелкие, а при 800⁰С в газовой фазе присутствуют исключительно молекулы S₂.

В промышленности серу получают либо извлечением на поверхность земли самородной серы, либо неполным окислением сероводорода: 2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O.

Сера – достаточно активный неметалл. Она не образует соединений только с благородными газами, золотом, платиной, иодом и астатом.

Взаимодействие с простыми веществами (для упрощения пишут не S₈, а просто S).

1. Реакция с кислородом: S + O₂ = SO₂

2. C галогенами реакция проходит в соответствии с их активностью. Фтор воспламеняет серу при комнатной температуре, давая SF₆, хлор и бром реагируют при небольшом нагревании с образованием продуктов разного состава: SCl₂, S₂Cl₂, S₂Br₂.

3. С водородом сера взаимодействует при температуре выше 150⁰С. Реакция слабоэкзотермична и сильно обратима: H₂ + S ↔ H₂S. При 400⁰С сероводород разлагается на исходные вещества.

4. С азотом сера непосредственно не реагирует, а с остальными неметаллами реагирует чаще в расплавленном состоянии, проявляя степень окисления –2 и давая соединения в соответствии с валентностью элементов, например, CS₂, P₂S₃, P₂S₅.

5. С металлами сера реагирует активно, чаще в расплаве, но с ртутью при комнатной температуре. Со щелочными металлами при избытке серы получаются персульфиды (полисульфиды), содержащие цепочки из атомов серы. С другими металлами полисульфиды получаются при взаимодействии сульфидов с серой. Известный минерал пирит FeS₂ также относится к полисульфидам.