Общая характеристика элементов I группы

К I группе элементов относятся щелочные металлы: литий, натрий калий, рубидий, цезий и франций (главная подгруппа), а также медь, серебро и золото (побочная подгруппа). Свое название щелочные металлы получили от названия их гидроксидов, которые из-за хоро­шей растворимости издавна называли щелочами.

Как и щелочноземельные металлы, щелочные относятся к s-элементам. В их атомах на внешнем электронном уровне находится один s-электрон, который они легко отдают, образуя ионы с зарядом +1. Других валентных состояний щелочные металлы не имеют.

В элементах побочной подгруппы на внешнем уровне также находится один s-электрон, но этот уровень располагается после только что застроенного d-уровня. Поэтому в образовании соединений эле­ментами подгруппы меди принимает участие кроме s-электрона один или два d-электрона, поэтому в соединениях эти элементы про­являют не только степень окисления +1. Для меди наиболее стабильны соединения со степенью окисления +2, для серебра +1, а для золота +3.

Щелочные металлы очень реакционноспособны. Они вытесняют водород из воды и кислот. Наиболее активным металлом является франций. Высокая хими­ческая активность щелочных металлов объясняется малой величиной энергии, необходимой для отрыва единственного валентного электрона от атома. Так, цезий теряет электрон уже при освещении.

Литий был открыт А. Арфведсоном в 1817 г., а в свободном состоянии получен Р. В. Бунзеном и О. Маттисеном в 1865 г. Содержание ею в земной коре составляет 3,2∙10^-3%. По свойствам он несколько отличается от остальных щелочных металлов. Если почти все соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде, то некоторые соли лития (фосфат, карбонат, фторид) растворяются довольно трудно.

Как бериллий повторяет некоторые свойства алюминия, так и литий повторяет некоторые свойства магния (наблюдается сходство свойств элементов, расположенных в периодической системе по диагонали). Литий применяют при изготовлении различных свинцовых сплавов и склерона — сплава алюминия, цинка, меди, марганца, железа, кремния и лития, который но свойствам напоминает дюралюминий и применяется в самолетостроении. Добавка лития к сплавам увели­чивает их твердость. Кроме того, литий применяется в качестве раскислителя при получении меди и при рафинировании серосодержащего никеля.

Цезий был открыт Р. В. Бунзеном и Г. Р. Кирхгофом в 1860 г., а рубидий в 1861 г. Содержание рубидия и цезия в земной коре составляет соответственно 0,015, 3,7∙10^-4%. Применение их весьма ограниченно. Их используют для изготовления фотоэлементов, так как легко теряют электроны под действием света.

Франции был открыт в 1939 г. М. Переем, он радиоактивен. Встречается в продуктах радиоактивного распада актиния.

В отличие от щелочных металлов активность элементов подгруппы меди с повышением атомной массы понижается. Так, медь может вытеснять из соединений серебро и золото, а серебро вытесняет зо­лото. Все эти металлы известны человеку с глубокой древности. Издавна золото применяется для изготовления украшений. Содержание его в земной коре составляет 4,3∙10^-7% Чистое золото очень мяг­кое, поэтому его сплавляют с серебром и медью. Содержание золота в сплаве (проба) оценивается количеством частей золота на 1000 частей сплава. Золото применяется для золочения (покрытия тонким слоен поверхности) менее благородных металлов, получения некото­рых сортов цветного стекла, где оно находится в коллоидном состоянии. Из металлического золота изготовляют химическую аппара­туру, посуду, электроды.

Натрий и калий

Эти металлы были открыты и впервые выделены в свободном состоянии в 1807 г. английским химиком Г. Дэви.

Нахождение в природе. Натрий и калий — наиболее распростра­ненные и широко применяемые щелочные металлы. Содержание каж­дого из них в земной коре составляет около 2,5%. В свободном состоянии калий и натрий не встречаются. Натрий входит в состав многих мине­ралов. Самым важным является соединение натрия с хлором NaCl (каменная, или поваренная, соль). Распространены сульфат натрия Na₂SO₄∙10H₂O (глауберова соль), карбонат натрия Na₂CO₃ (сода) и нитрат натрия NaNO₃ (чилийская селитра). Толщина пласта хлори­да натрия в некоторые месторождениях достигает нескольких сотен метров.

Калий входит в состав сильвинита KCl∙NaCl, карналлита KCl∙MgCl₂∙6Н₂О, каинита KCl∙MgSO₄∙6Н₂О, а также присутствует в золе некоторых растений в виде карбоната (поташ). Калий входит в состав почти всех растений.

Физические свойства. Щелочные металлы — серебристые с характерным блеском на свежесрезанной поверхности. Все они очень легкие и легкоплавкие. Плотность натрия 0,97 г/см³, температура плавления 97,8 °С, температура кипения 900 °С Плотность калия 0,86 г/см³, температура плавления 62,3 °С, температура кипения 760 °С. Щелочные металлы хорошо растворяются в ртути, образуя амальгамы. Будучи внесены в пламя горелки, натрий и калий (а так­же их соединения) окрашивают пламя в характерный цвет: натрий — в желтый, калий — в розово-фиолетовый.

Химические свойства. Щелочные металлы — очень активны. Они очень легко отдают электроны и являются очень сильными восстановителями. Натрий и калий настолько активно соединяются с кислородом, образуя пероксиды Na₂O₂ и КО₂ (или К₂О₄). При нагревании этих металлов в атмосфере водорода образуются гидриды NaH и КН. Калий и нат­рий хорошо взаимодействуют со всеми неметаллами и со многими сложными веществами, такими, как вода, раз­личные оксиды и соли, восстанавливая окисленный элемент до свобод­ного состояния:

2 К + Н₂ = 2 КН (гидрид калия),

2 Na + О₂ = Na₂O₂ (пероксид натрия),

2 К + 2 О₂ = К₂О₄ (пероксид калия),

2 Na + Cl₂ = 2 NaCl (хлорид натрия),

2 Na + S = Na₂S (сульфид натрия),

6 Na + N₂ = 2 Na₃N (нитрид натрия),

3 K + Р = К₃Р (фосфид калия),

2 Na + 2 Н₂О = 2 NaOH + Н₂,

10 Na + Nb₂О₅ = 5 Nа₂O + 2 Nb,

5 К + K₂TaF₇ = Та + 7 KF.

Хранят щелочные металлы под слоем керосина.

Получение. Щелочные металлы получают электролизом расплавленных хлоридов или гидроксидов. Так как хлориды имеют более высокую, чем щелочи, температуру плавления (600-650 °С), чаще подвергают электролизу расплавы щелочей с добавкой соды или поташа (до 12%). При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный щелочной металл, а на аноде — хлор:

2 NaCl  2 Na + Cl₂­,

K⁺: Na⁺ + е^- = Na              A^-: 2 Cl^- - 2 e^- = Сl₂.

При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный щелочной металл, а на аноде — кислород:

4 NaOH  4 Na + O₂­ + 2 H₂O­,

K⁺: Na⁺ + е^- = Na A^-: 4 OН^- - 4е^- = 2 Н₂О + О₂

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы щелочной металл не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Образовавшийся щелочной металл в расплавленном виде собирается в цилиндре. Анод изготов­ляют также в форме цилиндра из никеля (при электролизе щелочей) либо из графита (при электролизе хлоридов).

Применение. Натрий и калий применяют для получения их пероксидов и амидов (NaNH₂, KNH₂), сплав натрия и калия — в качестве теплоносителя в ядерных реакторах. Натрий как более дешевый применяется чаще, чем калий. Он широко используется в органическом синтезе, для получения различных металлорганических соединений (например, тетраэтилсвинца), высушивания эфиров, а также в металлургической промышленности как добавка к алюмокремниевым сплавам с целью улучшения их свойств и как восстановитель при получении некоторых редких металлов из их солей.

Оксиды и пероксиды щелочных металлов. При взаимодействии щелочных металлов с кислородом воздуха образуются не оксиды, а пероксиды:

2 Na + О₂ = Na₂O₂,           2 К + 2 О₂ = K₂O₄.

Оксид натрия (калия) может быть получен при нагревании металла до температуры не выше 180 °С в среде, содержащей незначительное количество кислорода, или при нагревании смеси пероксида натрия (калия) с металлическим натрием (калием):

Na₂O₂ + 2 Na = 2 Na₂O,                К₂О₄ + 6 К = 4 К₂О.

Оксиды калия и натрия обладают ярко выраженными основными свой­ствами: они бурно реагируют с водой, кислотами и кислотными окси­дами, практического значения не имеют. Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, хорошо растворимые в воде с образованием едких щелочей и пероксида водорода:

Na₂O₂ + Н₂О = 2 NaOH + Н₂О₂.

При нагревании пероксид водорода разлагается с выделением кисло­рода. Взаимодействуя с кислотами, пероксид натрия образует соли и пероксид водорода. Практическое значение имеет реакция пероксидов с углекислым газом:

2 Na₂О₂ + 2 СО₂ = 2 Na₂CO₃ + О₂,

2 К₂О₄ + 2 СО₂ = 2 К₂СО₃ + 3 О₂.

Свойство обменивать углекислый газ на кислород используется в про­тивогазах, в замкнутых объемах. В качестве поглотителя используют эквимолярную смесь пероксидов калия и натрия. Если смесь не эквимолярна, то в случае избытка пероксида натрия поглотится газа больше, чем выделится (при поглощении двух объемов СО₂ выделяется один объем O₂), и давление в замкнутом пространстве упадет, а в случае избытка пероксида калия (при поглощении двух объемов СО₂ выде­ляется три объема О₂) газа выделится больше, чем поглотится, а давление повысится. При использовании эквимолярной смеси (Na₂O₂: К₂О₄ = 1: 1) объемы поглощаемого и выделяемого газов будут равными (при поглощении четырех объемов СО₂ выделяется четыре объема О₂).

Пероксиды приме­няют в текстильной промышленности для отбеливания тканей.

Получают пероксиды прокаливанием металлов на воздухе, освобожденном от углекислого газа.

Гидроксиды. Твердые, белые, непрозрачные, очень гигроскопичные вещества, плавящиеся при 328 °С (NaOH) и 360 °С (КОН). Они имеют названия: гидроксид натрия — едкий натр, каустик, каустическая сода; гидроксид калия — едкое кали. Они хорошо растворяются в воде с выделением большого количества тепла. Растворимость едкого натра при 20 °С в 100 г воды составляет 109 г, а едкого кали — 112 г.

Хранят гидроксиды калия и натрия в герметически закрытых сосудах. На поверхности их гидроксидов всегда образуется слой соды или поташа. Толщина его зависит от времени контакта щелочей с воз­духом и концентрации в воздухе углекислого газа. Это необходимо учитывать при приготовлении растворов из сухих гидроксидов.

Получение и применение. В лабо­раторных условиях едкий натр и едкое кали можно получить, растворяя в воде металлы (малыми порциями и с большой осторожностью), а также их оксиды и пероксиды.

В промышленности едкие щелочи получают химическими и электрохимическим методами. К химическим относятся известковый и ферритный методы, а электрохимический — это элект­ролиз водных растворов хлоридов щелочных металлов.

При получении едкого натра известковым методом (каустификация соды) водный раствор соды с известью нагревают, постоянно его перемешивая:

Na₂CO₃ + CaO + Н₂О = 2 NaOH + CaCO₃¯, 

или Na₂CO₃ + Ca(ОН)₂ = 2 NaOH + СаСО₃¯.

Нерастворимый карбонат кальция отфильтровывают, а водный раствор каустика (отсюда происходит название процесса) упаривают для полу­чения сухого продукта.

По ферритному методу смесь соды и оксида железа(III) спекают при 1000-1100 °С. Оксид железа(III) обладает слабо выраженными амфотерными свойствами и как кислотный оксид реагирует только при высоких температурах, образуя феррит натрия:

Na₂CO₃ + Fe₂О₃ = 2 NaFeO₂ + СО₂­.

Горячий сплав обрабатывают водой:

2 NaFeO₂ + Н₂О = Fе₂O₃¯ + 2 NaOH.

В водном растворе щелочи оксид железа(III) не растворяется, его отфильтровывают, а водный раствор упаривают для получения твер­дой щелочи. Аналогично можно получить едкое кали.

Рис. 7.1. Схема электролитической ванны с фильтрующей диафрагмой: 1 — железный катод; 2 — асбестовая диафрагма; 3 — катодное пространство; 4 — графитовый анод; 5 — анодное пространство.

Электрохимический способ получения щелочей осуществляется в специальных электролизерах. Анод изготовляют из графита, ка­тод — из железа или ртути. В качестве электролита используют водные растворы хлоридов, которые диссоциируют на ионы металла и хлора:

NaCl  Na⁺ + Cl^-.

При пропускании электрического тока через водный раствор ионы натрия и водорода движутся к катоду, а хлора и гидроксила — к ано­ду. Так как натрий стоит в ряду напряжений значительно левее водорода, прежде всего восстанавливаются ионы водорода. На аноде в первую очередь происходит окисление хлорид-ионов. Если катодное и анод­ное пространства разделены полупроницаемой перегородкой (диаф­рагмой), чтобы хлор не попадал в катодное пространство, то на катоде разряжаются ионы Н⁺ и выделяется свободный водород 2 Н⁺+ 2е^- = Н₂

а на аноде — хлор: 2 Cl^- - 2е^- = Сl₂

2 NaCl + 2 H₂O  2 NaOH + Cl₂­ + H₂­.

В катодном пространстве концентрируются гидроксильные ионы и образуется едкий натр. Анодом в этом процессе слу­жат графитовые стержни, катодом — дырчатая или сетчатая железная перегородка, на которую нанесен слой асбеста, выполняющего функ­цию полупроницаемой диафрагмы (рис. 7.1). В анодное пространство непрерывно подается насыщенный раствор хлорида натрия, раство­римость хлора в котором из-за высокой концентрации хлорид-ионов незначительна, а из катодного пространства выводится раствор ед­кого натра с хлоридом натрия, который подают на упаривание. Так как растворимость хлорида натрия значительно меньше растворимости едкого натра, то при упаривании хлорид натрия выкристаллизовы­вается, что позволяет отделить едкий натр от примеси хлорида нат­рия.

При использовании ртутного катода, на нем разряжаются ионы натрия, а не водорода. Так как на ртутном катоде водород оказывается более электроотрицательным, чем натрий. Восстановленный натрий растворяется в ртути, образуя амальгаму. Амальгаму натрия выпускают из электролизера в другую ванну, где она взаимодействует с водой, образуя едкий натр и водород. Для ускорения реакции разложения амальгамы к ванне подключают источник напряжения так, чтобы амальгама, стала анодом. Этот метод значительно дороже прочих, но зато полученный по нему едкий натр или едкое кали отличается высокой чистотой.

Едкий натр применяется в больших количествах для очистки нефтепродуктов, в бумажной и текстильной промышленности, при производстве мыла и искусственных волокон, для изготовления полупроводников. Едкий кали значительно дороже, поэтому его применяют редко, например при производстве жидкого мыла. Соли натрия и ка­лия широко применяются в промышленности. Важнейшими солями натрия являются поваренная соль, сода, сульфат натрия.

Калий имеет большое значение для нормального питания расте­ний. При его недостатке в почве растения развиваются очень пло­хо, уменьшается урожай. На производство калийных удобрений используется около 90% добываемых солей калия.

Медь

Медь — d-элемент, находящийся в IB-группе четвертого пери­ода периодической системы. Электронная конфигурация атома 3d¹⁰4s¹. Медь в соединениях существует преимущественно в сте­пенях окисления +1 и +2.

Медь была известна человечеству еще в глубокой древности.

Нахождение в природе. Содержание меди в земной коре состав­ляет 4,7∙10^-3%. Она встречается главным образом в виде суль­фидных соединений. Наиболее важные минералы — медный блеск CuS, медный колчедан (халькопирит) CuFeS₂ и борнит Cu₃FeS₃ — входят в состав так называемых полиметаллических сульфидных руд. Реже встречаются кислородсодержащие соединения: малахит (основ­ной карбонат меди) СuСО₃∙Cu(ОН)₂, азурит 2СuСО₃∙Cu(ОН)₂ и куприт Сu₂О.

Физические свойства. Медь — металл красного цвета, плавится при температуре 1085 °С, кипит при 2540 °С, плотность 8,92 г/см³. Чистая медь довольно мягка, легко поддается прокатке и вытягиванию. Примеси увеличивают ее твердость. Медь отличается очень высокой электро- и тепло­проводностью. Примеси мышьяка и сурьмы значительно уменьшают электропроводность меди. Она образует различные сплавы.

Химические свойства. Медь относится к числу малоактивных металлов На холоду она очень слабо взаимодействует с кислородом воздуха, покрываясь пленкой оксида, которая препятствует дальнейшему окислению металла. При нагревании медь окисляется пол­ностью:

2 Cu + О₂ = 2 CuO

С сухим хлором на холоду медь не взаимодействует, но в присут­ствии влаги реакция проходит довольно энергично:

Cu + Сl₂ = CuCl₂.

При нагревании медь энергично взаимодействует с серой:

Cu + S = CuS.

Она растворяется только в кислотах-окислителях: в концентрированной серной — только при нагревании, а в азотной — и на холоду:

Cu + 2 H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + Н₂O

3 Cu + 8 HNO_3(разб.) = 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

Cu + 4 HNO_3(конц.) = Cu(NО₃)₂ + 2 NO₂ + 2 Н₂О

Медь медленно окисляет­ся кислородом воздуха в солянокислом растворе:

2 Cu + 4 HCl + O₂ 2 CuCl₂ + 2 H₂O.

Помимо кислот, медь окисляется некоторыми оксидами неме­таллов, например:

4 Cu + SO₂ Cu₂S + 2 CuO,

4 Cu + 2 NO₂ 4 CuO + N₂.

Обе реакции протекают при повышенной температуре.

Получение. Процесс получения меди состоит из нескольких ста­дий. Сначала сульфидную руду обжигают при этом часть меди превращается в оксид:

4 CuFeS₂ + 13 O₂ = 4 CuO + 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂­.

Затем проводят плавку на штейн и получают сульфид меди(I). При этом к огарку прибавляют кокс и песок для образования шлака:

2 CuO + FeS + С + SiO₂ = Cu₂S + FeSiO₃ + СО­,

 

 

CuO + FeO + CuS + С + SiO₂ = Cu₂S + FeSiO₃ + CO.

Далее штейн подвергают конвертерной плавке:

2 Cu₂S + 3 О₂ = 2 Сu₂О + 2 SO₂,

2 Cu₂O + Cu₂S = 6 Cu + SO₂.

Получаемая медь называется черновой.

Очищают медь электролитическим рафинированием. Электролитом служит раствор сульфата меди, анодом — медные болванки черновой меди, а като­дом — пластинка чистой меди. При пропускании электрического тока через электролит медь анода растворяется, а на катоде выделяется чистая медь.

Применение. Большое количество меди применяется для изготовления электропроводов. Сплавы меди применяют для изготовления различной аппаратуры, деталей машин и инструментов, а также худо­жественно-промышленных изделий.

Монооксид меди CuO. Вещество черного цвета, нерастворимое в воде. Обладает основными свойствами. Взаимодействует с кислотами и кис­лотными оксидами:

CuO + 2 HCl = CuCl₂ + Н₂О,                   CuO + SO₃ = CuSO₄.

При его нагревании в присутствии восстановителя довольно легко выделяется медь:

CuO + Н₂ = Cu + Н₂О,     CuO + СО = Cu + СО₂.

Оксид меди получают окислением меди при нагревании или прокали­ванием гидроксида меди:

2 Cu + О₂ = 2 CuO,           Cu(ОН)₂ = CuO + Н₂О.

Он встречается в природе в продуктах выветривания некото­рых медных руд и используется в производстве стекла (медно-рубиновое стекло) и эмалей как зеленый и синий красители, как окисли­тель в органическом анализе и в медицине.

Гидроксид меди Cu(OH)₂. Выпадает в виде осадка голубого цвета при действии на растворы солей меди(II) растворов щелочей (но не аммиака):

CuСl₂ + 2 КОН = 2 KCl + Cu(OH)₂.

Гидроксид ме­ди(II) — термически неустойчивое соединение и полностью раз­лагается на оксид и воду при 200 °С.

При действии аммиака на соли меди(II) в осадок сначала выпадает гидроксид меди, который очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:

Cu(OH)₂ + 4 NH₄ОH = [Cu(NН₃)₄](ОН)₂ + 4 Н₂О,

Cu(OH)₂ + 4 NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂.

Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов меди(II) в растворе.

Гидроксид меди обладает очень слабо выраженными амфотерными свойствами. В кислотах он растворяется легко, в концентрированных растворах щелочей — с большим трудом. В первом случае образуются соли меди(II), во втором — гидроксокупраты:

Cu(ОН)₂ + Н₂SO₄ = CuSO₄ + 2 Н₂О,

Cu(OH)₂ + 2 КОН = K₂[Cu(OH)₄].

При сплавлении с оксидами щелочных металлов монооксида меди образуются куприты, например:

CuO + Na₂O Na₂CuO₂.

Для образования комплексной соли Na₂[Cu(OH)₄] требуются очень концентрированные растворы (более 40%).

Многие соединения меди окрашены: CuO и сульфиды — чер­ные, Cu₂O — красный; Cu(OH)₂ — голубого цвета; почти все без­водные соли белые, а кристаллогидраты солей меди(II) имеют голубой или зеленый цвет.

Многие соли меди(II) хорошо растворимы в воде, но подвержены гидролизу, поэтому в растворе всегда должен быть небольшой избыток кислоты. Нерастворимыми солями меди(II) являются сульфид CuS, карбонат (основной карбонат) СuСО₃∙Cu(ОН)₂∙0,5Н₂О, оксалат СuС₂О₄ и фосфат Cu₃(PO₄)₂.

Соединения меди(II) могут восстанавливаться по полу-реакциям:

а) Сu²⁺ + е^– Cu⁺, например:

2 CuSO₄ + 4 KI 2 CuI¯ + I₂ + 2 K₂SO₄,

CuCl₂ + Cu 2 CuCl,

2 CuCl₂ + SO₂ + 4 NaOH 2 CuCl + Na₂SO₄ + 2 NaCl + 2 H₂O,

2 CuS + H₂ Cu₂S + H₂S,

б) Cu²⁺ + 2e^– Cu⁰

Fe + CuSO₄ FeSO₄ + Cu.

Гидроксид меди может восстанавливаться до гемиоксида меди при нагревании с альдегидами, сахарами, гидразином, гидроксиламином и другими не очень сильными восстановителями:

2 Cu(ОН)₂ + R-CHO Cu₂O + R-COOH + 2 H₂O.

Соединения меди(II) являются более распространенными по сравнению с соединениями Cu(I). Под действием восстановителей соли меди(II) в кислом растворе могут восстанавливаться до солей меди(I):

2 CuSO₄ + 4 KI = 2 К₂SО₄ + 2 CuI¯ + I₂

Гемиоксид меди, Cu₂O, обладает только основными свойствами. Часть солей меди(I) хорошо растворима, но довольно неустойчива и легко окисляется кислородом воздуха:

4 CuCl + О₂ + 4 HCl = 4 СuСl₂ + 2 Н₂О

Устойчивыми соединениями меди(I) являются, как правило, либо нерастворимые (Cu₂S, Cu₂O, CuI), либо комплексные ([Cu(NН₃)₂]⁺ и др.). Гемиоксид меди применяется для изготовления купоросных выпрямителей переменного тока.

При растворении гемиоксида меди в кислородсодержащих кислотах, например серной, образуются соли меди(II) и медь:

Сu₂О + H₂SO₄ = CuSO₄ + Cu + Н₂O.

а при растворении в галогеноводородных кислотах — соли меди(I):

Cu₂O + 2 HCl = 2 CuCl + Н₂O.

Аммиачные растворы солей меди(I) могут взаимодействовать с ацетиленом, образуя ацетиленид меди:

НСºСН + 2 [Cu(NН₃)₂]Cl = Cu₂C₂ + 2 HCl + 4 NH₃.

Для соединений меди(I) характерны следующие окислитель­но-восстановительные реакции:

а) восстановление (Cu⁺ + е^– Сu⁰), например:

Cu₂O + СО 2 Cu + СO₂.

б) окисление (Cu⁺ – е^– Сu²⁺), например:

CuCl + 3 HNO₃ Cu(NO₃)₂ + HCl + NO₂­ + Н₂O.

в) диспропорционирование (2 Cu⁺ Сu²⁺ + Сu⁰), например:

Cu₂SO₄ Cu + CuSO₄.

Последняя реакция показывает, что в водном растворе ионы Cu⁺ практически не существуют.

Серебро

Серебро известно человеку с давних времен.

Нахождение в природе. Самородное серебро встречается очень редко. Основная масса серебра находится либо в виде сульфида Ag₂S, либо в виде тиосолей, таких, как тиоантимонит(III) Ag₃SbS₃, тиоарсенит(III) Ag₃AsS₃ и др. Эти соединения содержатся в виде приме­сей в различных сульфидных рудах. Общее содержание серебра в зем­ной коре составляет 7∙10^-6% по массе.

Физические свойства. Серебро — белый металл с характерным блеском. Оно плавится при температуре 960,8 °С и кипит при 2163 °С. Плотность серебра 10,5 г/см³. Серебро обладает наибольшей среди всех металлов электро- и теплопроводностью. Оно образует сплавы со многими металлами.

Химические свойства. Серебро относится к благородным метал­лам и непосредственно с кислородом не взаимодействует. Оно обладает очень большим сродством к сере и, несмотря на то что в ряду напряже­ний стоит за водородом, реагирует с сероводородом с образованием сульфида серебра Ag₂S (серебряные предметы, находящиеся длительное время на воздухе, в котором есть следы сероводорода, темнеют). Серебро вытесняет водород из иодоводородной кислоты, образуя труднорастворимый иодид серебра:

2 Ag + 2 HI = 2 AgI + Н₂­.

При высокой температуре серебро может взаимодействовать с хлороводородом:

2 Ag + 2 HCl = 2 AgCl + Н₂­.

В отличие от золота серебро растворяется в кислотах-окислителях:

Ag + 2 НNО_3(конц.) = AgNO₃ + NO₂­ + H₂O,

2 Ag + 2 H₂SO_4(конц.) = Ag₂SO₄ + SO₂­ + 2 Н₂O.

При контакте серебра с водой, содержащей кислород, оно в очень незначительных количествах переходит в раствор. Ионы серебра убивают микроорганизмы. Поэтому вода, выдержанная некоторое время в серебряных сосудах, является стерильной.

Получение. Серебро, содержащееся в сульфидах цинковых рудах, выделяют в виде интерметаллических соединений с цинком, которые всплывают на поверхность расплавленного свинца или цинка. Полученное соединение цинка с серебром нагревают и цинк отгоняется. Остаток серебра сплавляют со свинцом. Полученный свинцовый сплав нагревают в магнезитовых тиглях. При этом свинец окисляется и погло­щается пористой поверхностью тигля, а серебро (королек) остается в тигле. Этот процесс называется купелированием.

Серебро, содержащееся в медных рудах, переходит в черновую медь, а при рафинировании (аффинаже) последней выделяется вместе с другими благородными металлами в виде электролитического анодного шлама.

Применение. Серебро служит для изготовления монет, домашней утвари, украшений, химической посуды, медицинских инструментов и электрических контактов. Соединения серебра применя­ются в фотографии и при изготовлении зеркал. Серебро используют для изготовления сплавов, а также в гальванопластике.

Оксид серебра Ag₂O. Очень мало растворим в воде, однако придает ей слабощелочную реакцию. Если к воде прибавить соль гало­гена, с которой серебро образует нерастворимую соль, то количество щелочи в воде увеличится:

Ag₂O + Н₂О  2 Ag⁺ + 2 OН^-,

Ag₂O + Н₂О + 2 KCl  2 K⁺ + 2 AgCl¯ + 2 OН^-.

Оксид серебра очень хорошо растворяется в растворе аммиака, образуя аммиакат серебра:

Ag₂O + 4 NH₄OH = 2 [Ag(NH₃)₂]OH + 3 Н₂О.

Соли серебра. Хорошо растворимыми солями серебра являются фторид AgF, нитрат AgNO₃, хлорат AgClO₃ и перхлорат AgClO₄. Менее растворимы сульфат Ag₂SO₄, ацетат CH₃COOAg и нитрит AgNO₂. Остальные соли серебра практически нерастворимы. Галогениды AgCl и AgBr растворяются в растворе аммиака или тиосульфата:

AgCl + 2 NH₄OH = [Ag(NH₃)₂]Cl + 2 Н₂О,

AgBr + 2 Na₂S₂O₃ = Nа₃[Ag(S₂О₃)₂] + NaBr.

Иодид и сульфид серебра растворяются в растворах цианидов:

Ag₂S + 4 KCN = 2 K[Ag(CN)₂] + K₂S.

Соли серебра находят широкое применение. Смесь нитрата серебра (AgNO₃) и нитрата калия (KNO₃) в соотношении 1:2— ляпис — применяется в медицине и при производстве зеркал.

В связи с тем, что оксид серебра термически нестоек нитрат разлагается по следующей схеме:

2 AgNO₃ 2 Ag + 2 NO₂­ + O₂­.

Галогениды серебра светочувствительны: под действием света они разлагаются на серебро и галоген. На этом свойстве основано фото­графирование. На подложку (фотопластинку, фотопленку, фотобума­гу) наносят тонкий слой эмульсии, содержащей галогенид серебра (обычно AgBr). При кратковременном действии света (экспозиции) происходит частичное разложение бромида серебра на серебро и бром. Если экспонированный фотоматериал обработать проявителем (рас­твором, содержащим восстановитель), то быстрее всего серебро восста­навливается в подвергшихся освещению местах, т. е. там, где уже произошло частичное его восстановление. Появляется изображение. Чтобы избежать полного разложения бромида серебра, пластинку обрабатывают закрепителем — раствором тиосульфата, который растворяет избыток бромида серебра.

Аммиачные растворы солей серебра взаимодействуют с ацетиле­ном, образуя нерастворимый ацетиленид:

НСºСН + 2 AgNO₃ = Ag₂C₂ + 2 HNO₃.

ГЛАВА 8. ВТОРАЯ ГРУППА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ