1.3.3. Оксиди
Елементи IВ групи утворюють такі оксиди: Cu2O, CuO, Cu2O3, Ag2O, AgO, Ag2O3, Au2O3. Всі оксиди тверді, забарвлені сполуки, практично нерозчинні у воді. Оксиди Ag, Au та Cu2O3 - нестійкі.
2Ag2O
4Ag + O2;
2Au2O3 4Au + 3O2.
AgO – змішаний оксид – Ag+1Ag+3O2.
CuO одержують:
– термічним розкладом основного карбонату, нітрату чи гідроксиду Cu(II):
(CuOH)2CO3 2CuO + CO2 + H2O;
2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2;
Cu(OH)2 CuO + H2O;
– окисненням міді при нагріванні:
2Cu + O2 2CuO.
Ag2O – за реакцією:
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O
Au2O3 – за реакцією:
2Au(OH)3
Au2O3
+ 3H2O.
Ag2O – основний оксид; оксиди міді та золота проявляють амфотерні властивості: Cu2O i CuO мають сильно виражені основні властивості, а Au2O3 - переважно кислотні. При взаємодії з лугами вони утворюють купрати та гідроксоаурати. З надлишком галогеноводневих кислот – галогенідні комплекси:
Ag2O + 2HNO3 → 2AgNO3 + H2O;
Cu2O + 4HCl → 2H[CuCl2] + H2O;
CuO + 2HCl(конц.) → CuCl2 + H2O;
Ag2O + 4HCl(конц., надл.) → 2H[AgCl2] + H2O;
CuO + 4HCl(конц., надл.) → H2[CuCl4] + H2O;
CuO + 2NaOH Na2CuO2 + H2O;
Au2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Au(OH)4];
Au2O3 + 8HCl(конц., надл.) → 2H[AuCl4] + 3H2O.
Оксиди Е (І) і СuО легко розчиняються у водному розчині NH3 :
Cu2O + 4NH3 + H2O → 2[Cu(NH3)2]OH
CuO + 4NH3 + H2O → [Cu(NH3)4](OH)2
Ag2O + 4NH3 + H2O → 2[Ag(NH3)2]OH.
[Ag(NH3)2OH] при зберіганні перетворюється у вибухонебезпечний імід срібла:
2[Ag(NH3)2OH] → Ag2NH + 3NH3 + 2H2O.
CuO – розчиняється у склі, емалях, надаючи їм зелено-синього забарвлення.
Cu2O, CuO, Ag2O – проявляють властивості окисників:
Cu2O + Н2 → 2Cu + H2O;
3CuO + 2Al → 3Cu + Al2O3;
Ag2O + HCOH → HCOOH + 2Ag;
Внаслідок відновлення аміачних комплексів Ag(І) альдегідами, глюкозою тощо Ag виділяється у вигляді блискучого осаду, який міцно закріплюється на поверхні скла.
1.3.4. Сполуки з іншими елементами
Відомі сульфіди Cu(I), Cu(II), Ag(I), Au(I,III).
Cu2S oдержують взаємодією міді з сіркою при нагріванні, інші сульфіди – за реакціями обміну.
Сульфіди міді розчиняються у полісульфідах лужних металів та амонію, а також в HNO3; сульфіди срібла та золота – в сульфідах лужних металів:
3CuS + 8HNO3 → 3CuSO4 + 8NO + 4H2O;
Ag2S + Na2S → 2Na[AgS] або Na3[AgS2];
Au2S + 3Na2S → 2Na3[AuS2];
Au2S3 + 5Na2S → 2Na3[AuS2] + 2Na2S2.
Вологий CuS окиснюється киснем повітря:
CuS + 2O2
CuSO4.
Прожарюванням CuS відновлюється до сульфіду міді (І):
2CuS
Cu2S
+ S.
1.4. Гідроксиди та їх похідні
Відомі гідроксиди Cu(І), Cu(II) та Au(ІІІ). AgОН існує тільки в дуже розбавленому розчині і вже при виділенні з нього розкладається на Ag2О та Н2О.
За звичайних умов гідроксиди Cu та Au тверді забарвлені речовини, практично нерозчинні у воді, термічно нестійкі.
Cu(ОН)2 та Au(ОН)3 одержують за загальним методом одержання нерозчинних гідроксидів:
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
AuCl3 + 3NaOH → Au(OH)3 +3NaCl.
Гідроксиди Cu та Au проявляють амфотерні властивості, AgОН – сильна основа. При взаємодії гідроксидів Cu та Au з лугами утворюються аніонні комплекси: гідроксокупрати та гідроксоаурати. Розчиняючись у кислотах, Cu(ОН)2 може утворювати і катіонні, і аніонні комплекси, Au(ОН)3 – тільки аніонні:
CuOH + HCl → CuCl + H2O;
Cu(OH)2 + 2HCl(конц.) → CuCl2 + 2H2O;
Cu(OH)2 + 4HCl(конц., надл.) → H2[CuCl4] + 2H2O;
Cu(OH)2 + 2HCl(розб.) + 4H2O → [Cu(H2O)6]Cl2;
CuOH + NaOH(конц.) → Na[Cu(OH)2];
Cu(OH)2 + 2 NaOH(конц.) → Na2[Cu(OH)4];
Au(OH)3 + NaOH Na[Au(OH)4];
Au(OH)3 + 4HNO3 → H[Au(NO3)4] + 3H2O.
Гідроксиди Cu розчиняються у водному розчині NH3 з утворенням амінокомплексів:
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2.
Серед катіонних комплексів міді амінокомплекси найбільш стійкі. Аквакомплекси Cu(І) нестійкі, більшість солей Cu(І) у воді нерозчинні. Для Cu(ІІ), навпаки, аквакомплекси [Cu(H2O)4]2+ дуже характерні і зумовлюють голубий колір водних розчинів солей Cu(ІІ) та їх кристалогідратів. Солі Cu(ІІ) у водному розчині частково гідролізують з утворенням малорозчинних основних солей:
2CuSO4
+ 2H2O
(CuOH)2SO4
+ H2SO4.
Серед аніонних комплексів Cu та Au найбільш стійкі гідроксо-, галогено-, ціанокупрати і аурати з координаційними числами 2 та 4.