Ионы d-элементов I группы
К d-элементам I группы относятся Cu, Ag, Au. Структуру 2х внешних электронных оболочек атомов этих элементов можно представить формулой:
(n I) s2p6d10ns1,
где n – номер периода, в котором находится данный элемент.
Элементы подгруппы меди проявляют степень окисления +1, +2, +3. Для меди наиболее характерна степень окисления +2, для серебра +1, а для золота +3.
РЕАКЦИИ ИОНОВ МЕДИ (Cu2+)
Аммония гидроксид NH4OH, взятый в небольших количествах, образует с растворами солей Cu2+ (имеет голубую окраску) осадок основной соли меди гидроксосульфата (CuOH)2SO4 голубовато-зеленоватого цвета:
2 CuSO4 + 2 NH4OH = (CuOH)2SO4 ↓ + (NH4)2SO4
Осадок легко растворяется в избытке NH4OH с образованием комплексного катиона тетраамминмеди (II) интенсивно-синего цвета:
(CuOH)2SO4 + (NH4)2SO4 + 6 NH4OH = 2 [Cu(NH3)4]SO4 + 8 H2O
ОПЫТ. Поместить в пробирку 3-5 капель капель раствора соли Cu2+ и прибавить несколько капель раствора NH4OH (разбавленного) до появления голубого осадка. Растворить осадок в избытке NH4OH. Что наблюдается?
РЕАКЦИИ ИОНОВ СЕРЕБРА (Ag+)
Соляная кислота и растворы ее солей (т.е. хлорид-ионы Clˉ) образуют с растворами солей Ag+ практически нерастворимый в воде белый осадок серебра хлорида AgCl, который хорошо растворяется в избытке раствора NH4OH. При этом образуется растворимая в воде комплексная соль диамминсеребра (I) хлорид [Ag(NH3)2]Cl. При действии азотной кислоты комплексный ион разрушается и серебра хлорид выпадает в осадок. Эти свойства солей серебра используются для его обнаружения:
AgNO3 + HCl = AgCl ↓ + HNO3
AgCl + 2 NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2 H2O
[Ag(NH3)2]Cl + 2 HNO3 = AgCl ↓ + 2 NH4NO3
ОПЫТ. В пробирку поместить 2-3 капли раствора соли Ag+ и прибавить 2-3 капли раствора HCl. Прозрачную жидкость слить с осадка и растворить его в растворе аммиака. К полученному прозрачному раствору прибавить раствор HNO3. Что наблюдается?
Ионы d-элементов II группы
Элементы Zn, Cd, Hg проявляют в своих соединениях степень окисления +2.
РЕАКЦИИ ИОНОВ ЦИНКА (Zn2+)
1. Растворы гидроксидов щелочных металлов (NaOH, KOH) осаждают из водных растворов солей Zn2+ осадок цинка гидроксида Zn(OH)2 белого цвета, проявляющий амфотерные свойства. В избытке щелочи осадок растворяется с образованием бесцветного раствора комплексной соли натрия тетрагидроксоцинката Na2[Zn(OH)4]:
ZnCl2 + 2 NaOH = Zn(OH)2 ↓ + 2 NaCl
Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2[Zn(OH)4]
ОПЫТ. В пробирку поместить 3-5 капель раствора соли Zn2+ и добавить 1-2 капли раствора NaOH до образования осадка. Испытать растворимость осадка в HCl и в избытке NaOH. Что наблюдается?
2. Калия гексацианоферрат (II) образует с растворами солей Zn2+ белый осадок калия-цинка гексацианоферрата (II) K2Zn3[Fe(CN)6]2:
3 ZnCl2 + 2 K4[Fe(CN)6] = K2Zn3[Fe(CN)6]2 ↓ + 6 KCl
ОПЫТ. В пробирку поместить 3-5 капель раствора соли Zn2+ и добавить 2-3 капли раствора соли K4[Fe(CN)6]. Что наблюдается?
РЕАКЦИИ ИОНОВ РТУТИ (Hg2+)
1. Растворы гидроксидов щелочных металлов (NaOH, KOH) осаждают из водных растворов солей Hg2+ желтый осадок ртути (II) оксида HgO, так как ртути (II) гидроксид Hg(OH)2 неустойчив:
Hg(NO3)2 + 2 NaOH = HgO ↓ + 2 NaNO3 + H2O
ОПЫТ. В пробирку поместить 3-5 капель раствора соли Hg2+ (соли Hg2+ ядовиты!) и добавить 2-3 капли раствора NaOH. Что наблюдается?
2. Раствор калия иодида KI образует с растворами солей Hg2+ ярко-красный осадок ртути (II) иодида HgI2, растворимый в избытке реактива с образованием бесцветного комплексного иона тетраиодомеркурат (II) [HgI4]2ˉ.
ОПЫТ. К 4-5 каплям раствора соли Hg2+ прибавляем сначала 1-2 капли раствора соли KI, а затем избыток его. Что наблюдается? Написать уравнение:
Hg(NO3)2 + 2 KI = HgI2 ↓ + 2 KNO3
HgI2 + 2 KI = K2[HgI4]