Добування елементів ів групи

Мідь

З кисневмісних руд Купрум безпосередньо відновлюють вугіллям (коксом), а сульфідні руди перш за все випалюють на повітрі.

Добування міді відбувається в декілька стадій:

CuFeS₂ + O₂ = CuO + Fe₂O₃ + SO₂

C uO Cu₂S

Cu₂S + O₂ = Cu₂O + SO₂

Cu₂O + Cu₂S = Cu + SO₂

Таким чином отримують чорнову мідь, яку очищують електролізом в розчині купрум (ІІ) сульфаті.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

CuO + CO = Cu + CO₂

Срібло одержують при переробці поліметалічних (Ag, Pb, Zn) сульфідних руд. Після їх випалювання срібло міститься у розплаві цинку. У розплаві срібло та цинк знаходяться над свинцем. Із суміші срібла та цинку останній відганяють (tкип Zn = +906 °С), а свинець видаляють у вигляді оксиду. Одержане срібло очищають електролізом.

Золото

Із золотовмісних руд золото переважно одержують хімічним способом. Для цього золото від пустої породи відділяють промиванням водою, а потім його розчиняють у ртуті або у розчині ціаніду калію в присутності кисню. Внаслідок цього утворюється комплексна сіль диціаноаурат(І) калію:

4Аu + О₂ + 8KCN + 2Н₂0 = 4K[Au(CN)₂] + 4КОН

З одержаного розчину золото відновлюють цинком:

2K[Au(CN)₂] + Zn = K₂[Zn(CN)] + 2Au.

Фізичні властивості Cu, Ag, Au

Мідь, срібло та золото — м'які блискучі метали, дуже пластичні, тугоплавкі, важкі.

Мідь має черво­ний колір, Т_плавл = 1100˚С, густина – 8,94г/см³. Чиста мідь – м’яка, пластична, легко витягується і прокатується, має високу тепло- і електропровідність, утворює багато сплавів. Мідь знаходиться на другому місці після срібла по електро- і теплопровідності.

Срібло — сріблясто-білий метал з характерним блиском, Т_плавл = 960˚С, густина = 10,5г/см³, пластине, має найвищу серед металів тепло- та електроп­ровідність. На цьому засновано його використання у приладобуду­ванні. Входить до складу сплавів.

Золото — жовтий метал, м’який, пластичний, густина = 19,3г/см³, Тпл = 1060С. Золоті пластинки можна прокатати до товщини 10^-4 мм.

Хімічні властивості міді та сполук Купруму.

Всі елементи підгрупи купруму характеризуються стабільністю металічного стану (Е⁰). Належність срібла і золота до дорогоцінних металів обумовлена інертністю цих елементів в металічному стані. Термодинамічна нестабільність сполук елементів підгрупи міді, зокрема оксидів, є головною причиною їх розпаду при підвищеній температурі. Наслідком цього є утворення “самородків” металів в умовах земної кори.

Всі ці метали стоять за воднем в ряді напруг – неактивні, тобто водень з сполук не витісняють. Хімічна активність міді та її аналогів невелика і в ряді Си— Ag— Au швидко зменшується.

З киснем реагує лише мідь.

На холоді купрум слабко взаємодіє з киснем, вкрившись плівкою, а при нагріванні до 400-500 °С у присутності кисню оксинюється повністю:

2Сu + О₂ - 2СuO

При нагріванні вище 1100°С СиО розкладається на Си₂О та О₂.

СиО = Си₂О + О₂

Благородні метали Ag та Au не окиснюються киснем навіть при нагріванні.

Си + Cl₂ = CuCl₂

Cu + S = CuS

Мідь та срібло легко розчиняються в нітратній кислоті:

Cu + HNO_{3 (p)} = Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Cu + HNO_{3 (k)} = Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Cu + H₂SO_{4 (k)} = CuSO₄ + SO₂ + H₂O

Cu + CuCl₂ + HCl = H[CuCl₂]

Ag + Cl₂ = Ag₂Cl

Ag + S = Ag₂S

Au + Cl₂ = AuCl₃

Ag + HNO_{3 (k)} = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

Ag + H₂SO_{4 (k)} = Ag₂SO₄ + SO₂ + H₂O

Золото розчиняється в «царській водці»:

Au + HNO₃ + 3НС1 = AuCl₃ + NO + Н₂О.

Au + Cl₂ + HCl = H[AuCl₄]

Золото легко розчиняється у гарячій концентрованій H₂SeO₄:

2Au + 6H₂SeO₄ = Au₂(SeO₄)₃ + 3SeO₂ + 6H₂O.

Срібло має велику спорідненість до сірки та, незважаючи на те, що у ряді напруг воно розміщене за воднем, у присутності кисню повітря реагує з сірководнем з утворенням сульфіду аргентуму Ag₂S (вироби із срібла на повітрі, в якому є незначні домішки сірководню, темніють):

4Ag + 2H₂S + О₂ = 2Ag₂S + 2Н₂О.

Застосування міді:

• виготовлення дротів

• сплави – аппаратура, інструменти, художньо-промислові вироби

Біолоігчна роль – це життєвоважливий елемент – впливає на утворення гемоглобіну і еритроцитів.

Сполуки Купруму

З Оксигеном Купрум утворює два нерозчинні у воді оксиди: червоний Си₂О - геміоксид та чорний CuO.

Вони реагують з кислотами з утво­ренням солей Си(І) та Си(ІІ):

Cu₂O + 2НС1 = 2CuCl + Н₂О,

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

Cu₂O + H₂SO₄ = CuSO₄ + Cu + H₂O

Оксиди купруму(І) та купруму(ІІ) легко розчиняються у вод­ному розчині NH₃:

Cu₂O + 4NH₃ + Н₂O = 2[Cu(NH₃)₂]OH,

безбарвний

CuO +4NH₃ + H₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

темно-синій

CuO + SO₃ = CuSO₄

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuO + H₂ = Cu + H₂O

CuO + CO = Cu + CO₂

Добування СиО:

Си + О₂ = СиО

Си(ОН)₂ = СиО + Н₂О

Застосування СиО:

• виробництво скла і емалі (як зелений і синій барвник)

• оксиник в органічному синтезі

Гідроксид купруму(ІІ)

При дії лугів на розчини солей Cu(ІІ) утворюється гідроксид купруму(ІІ) блакитного кольору:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ — слабка основа, яка невели­кою мірою виявляє амфотерні властивості — вона розчиняється в концентрованих розчинах лугів з утворенням тетрагідроксокупрат(ІІ)-іонів:

Cu(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Cu(OH)₄]

яскраво-синій

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

Сіро-фіолетовий

а також у розчинах кислот:

Cu(OH)₂ + 2HC1 + 2Н₂O = [Си(ОН₂)₄]С1₂.

При нагріванні Си(ОН)₂ легко розкладається:

Си(ОН)₂ =CuO + Н₂O

Для одержання білого малорозчинного у воді хлориду купруму(І) CuCl нагрівають суміш СиС1₂, концентрованої НСІ та порошкоподі­бної міді (для створення відновного середовища):

Си + СиС1₂ + 2НС1 = 2Н[СиСl₂].

При розведенні водою комплекс руйнується і CuCl випадає в осад:

Н[СиС1₂] = НСІ + CuCl.

Хлорид купруму(І) малостійкий, проявляє відновні властивості, тому легко окиснюється Оксигеном повітря до СиС1₂:

4СиС1 + О₂ + 4НС1 = 4СиСl₂ + 2H₂O

Катіон купруму(ІІ) утворює велику кількість солей. Найчастіше на прак­тиці застосовують синій CuSO₄ · 5H₂O — мідний купорос. При на­гріванні мідний купорос втрачає воду. Безводний CuSO₄ безбарвний.

Гідроліз солей купруму(ІІ) супроводжується утворенням мало­розчинних у воді основних солей:

СиС1₂ + Н₂O = CuOHCl + НС1.

Дією на розчини, які містять солі купруму(ІІ), карбонатів луж­них металів утворюється зеленувато-блакитний осад основного кар­бонату купруму:

2CuSO₄ + 2Na₂C0₃ + Н₂О = = (CuOH)₂CO₃ + 2Na₂SO₄+ CO₂.

При взаємодії розчину сульфату купруму(ІІ) з гідратом аміаку утворюється блакитний осад гідроксосульфату купруму(ІІ):

2CuSO₄ + 2NH₃ · H₂0 = (CuOH)₂SO₄ + (NH₄)₂SO₄.

Під дією надлишку аміаку утворюється катіон тетраамінкупруму(ІІ) інтенсивного синього кольору:

(CuOH)₂SO₄ + 8NH₃ · H₂O = = [Cu(NH₃)]S0₄ + [Cu(NH₃)](OH)₂ + 8Н₂О.

Солі купруму(ІІ) мають окиснювальні властивості. Так, при до­даванні до розчину CuSO₄ йодиду калію виділяється йод та білий осад йодиду купруму(І):

2CuSO₄ + 4КІ = 2CuI + І₂ + 2K₂SO₄.

Окиснення CuI на повітрі не відбувається внаслідок дуже ма­лої величини його добутку розчинності.

Двохвалентний стан для міді – найстабільніший. Саме у двохвалентному стані знаходиться мідь у вторинних природних мінералах. Проте, незважаючи на термодинамічну стабільність, двохвалентний стан для міді є досить лабільним (рухливим). Навіть при досить м'яких впливах електронна система міді легко видозмінюється, причому Cu (II) може перейти і в Cu(I) (або Cu(0)) і в Cu (III).

Значна лабільність електронної оболонки міді, в тому числі в двохвалентному стані, зумовлює забарвленість сполук, а також забарвлення полум'я, в яке внесені будь-які сполуки міді.

Купрум (ІІ) – сильний комплексоутворювач. Він утворює комплекси з сотнями різних лігандів. Найвідоміший комплекс Cu(II) – гексааквааніон [Cu(OH₂)₆]²⁺, у вигляді якого мідь знаходиться у водних розчинах. Комплекс [Cu(OH₂)₆]²⁺ зумовлює голубе забарвлення розчинів. При поступовому заміщенні Н₂О в [Cu(OH₂)₆]²⁺ на молекули NH₃ утворюються комплексні амміакати міді.

З металами мідь утворює велику кількість інтерметалідів.

Найвідоміші сплави міді:

латунь – Cu, Zn (18-40% Zn)

бронза – Cu, Sn (20% Sn)

томпак – Cu, Zn (12-15% Zn)

мельхіор – 68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe

нейзільбер – 65% Cu, 30% Ni, 20% Zn

нікелін – 67.5% Cu, 30% Ni, 2.5% (Mn, Zn, Fe)

Мідні руди надзвичайно бідні на мідь. Найбагатші зразки найважливішої мідної руди – халькопіриту CuFeS2 – містять лише 1-2% міді.