Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Лабораторний пр. Химия ч.22.doc
Скачиваний:
0
Добавлен:
03.05.2019
Размер:
1.37 Mб
Скачать

Контрольні запитання та задачі

  1. Написати електронні формули атомів Феруму, Кобальту та Ніколю, показати їх можливі валентні стани та ступені окиснення.

  2. Указати, як змінюються відновні властивості сполук у ряді:

Fe(ІІ) → Сo(ІІ) → Ni(ІІ).

  1. Порівняти кислотно-основні властивості гідроксидів Феруму у ряду Fe(OH)2 → Fe(OH)3.

  2. Скласти рівняння реакції одержання калій ферату при взаємодії ферум(Ш) хлориду з бромом у лужному середовищі. Підберіть коефіцієнти методом електронного балансу.

  3. Написати рівняння окисно-відновних реакції та підібрати коефіцієнти методои електронного балансу:

    1. Fe(OH)2 + O2 + H2O→

    2. Co(OH)3 + H2SO4

    3. Ni(OH)2 + Br2 + NaOH→

    4. K2FeO4 + H2O→

    5. FeCl3 + SnCl2

  4. Скласти рівняння реакцій за допомогою котрих можливо здійснити наступні перетворення:

а) Сo2O3 → Co → Co(NO3)2 → Co(OH)2 → Co(OH)3 → CoCl2 → CoCl3

б) NiO →Ni → Ni(NO3)2 → Ni(OH)2 → Ni(OH)3 → NiCl2.

  1. Як змінюється стійкість сполук Fe(III), Co(III), Ni(III) у ряду Fe – Co – Ni? Якого типу сполуки найбільш характерні для Со(ІІІ)?

Тема 13. Купрум. Аргентум

Основні теоретичні відомості

До побічної підгрупи І групи належать елементи Купрум Сu, Аргентум Ag і Аурум Аu. Кожен з них у своєму періоді є передостаннім d-елементом. Отже, в зовнішньому електронному шарі атомів елементів підгрупи купруму в (n- 1)d-стані повинно знаходитись по дев'ять електронів. Оскільки цей підрівень близький до завершення, енергетично вигіднішим є перехід одного з s-електронів із зовнішнього шару в (n - 1)d-стан. Тому атоми Cu, Ag, Аu в зовнішньому електронному шарі містять по одному електрону, а в передостанньому — по 18 електронів (s2p6d10).

У разі збудження атомів Сu, Ag, Аu в утворенні хімічного зв'язку можуть брати участь один або два d-електрони передостаннього електронного шару, оскільки завершення d-підрівня атомів цих елементів відбувається внаслідок переходу зовнішнього s-електрона, і повна стабілізація 18-електронної структури ще не досягається. Відповідно до цього елементи підгрупи купруму виявляють ступені окиснення не тільки +1, а й +2 і +3. Для Купруму найхарактернішим є ступінь окиснення +2, для Арґентуму +1, для Ауруму +3 і навіть +5. Сполуки Купруму зі ступенем окиснення +3 дуже нестійкі. Особлива стійкість ступеня окиснення атома Аргентуму +1 пояснюється відносно більшою міцністю конфігурації 4d10, оскільки ця конфігурація утворюється ще у попередника Аргентуму — Паладію.

Усі елементи ІВ групи належать до мало поширених у земній корі. Вони існують як у вільному стані, так і у вигляді сполук. Купрум Найчастіше знаходиться у природі у формі сульфідів (Сu2S – мідний блиск, СuFеS2 – мідний колчедан) та кисневмісних сполук (Сu2О – куприт, (СuОН)2СО3 - малахіт). Крім аргентиту Аg2S. Аргентуму міститься в поліметалічних рудах. Аурум також є у домішках поліметалічних руд, але в основному у природі воно знаходиться в самородному стані. З кисневмісних руд Купрум безпосередньо відновлюють вугіллям (коксом). Пірометалургічний метод добування міді із сульфідних руд ґрунтується на окисленні Сu2S до СuО:

Сu2S + 2О2 = 2СuО + SО2

який далі відновлюється до Сu2О і реагує з надлишком сульфіду міді:

2Сu2О + Сu2S = 6Сu + SО2.

Срібло одержують при переробці поліметалургічних (Аg, Рb, 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.

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 + 8КСN + 2Н2О = 4К[Аu(СN)2] + 4КОН.

З одержаного розчину золото відновлюють цинком:

2К[Аu(СN)2] + Zn = К2[Zn(СN)4] + 2Аu.

Мідь, срібло та золото – м’які блискучі метали.Мідь має червоний колір, срібло – сріблясто-білий, золото – жовтий. Усі ці метали дуже пластичні. Золоті пластинки можна прокатати до товщини 10-4 мм. Срібло має найвищу серед металів теплопровідність та електропровідність. На цьому засновано його використання у приладобудуванні. Хімічна активність елементів підгрупи купруму Сu - Аg – Аu швидко зменшується.

З киснем реагує лише мідь. При нагріванні міді до 400 – 500 °С у присутності кисню утворюється СuО:

2Сu + О2 = 2СuО.

На повітрі при наявності СО2 та вологи мідь окислюється з утворенням купрум гідроксидкарбонату:

2Сu + О2 + СО2 + Н2О = Сu2(ОН)2СО3.

При нагріванні вище 1100 °С СuО розкладається на Сu2О та О2. Благородні метали Аg та Аu не окислюються киснем навіть при нагріванні. Елементи підгрупи Купруму малоактивні метали.

Хача мідь малоактивна, але у вологому повітрі вона поступово вкривається зеленою плівкою гідроксокарбонату купруму (ІІ) Сu2(ОН)2СО3. При нагріванні Сu та Аg реагують з сіркою, утворюючи Сu2S та Аg2S. При нагріванні з хлором утворюються вищі хлориди СuСl2, АgСl2, АuСl3.

В електрохімічному ряді напруг Сu, Аg та Аu розміщені за воднем, тому не витясняють водень з розчинів кислот не окисників. Мідь та срібло легко розчиняються в нітратній кислоті:

3Сu + 8HNO3 (розб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4Н2О.

Аg + 2HNO3 (к.) = АgNO3 + NO2↑ + Н2О.

Продуктом відновлення концентрованої Н24 при реакції з міддю та сріблом є SО2, наприклад:

3Сu + 2Н24 = CuSO4 + SО2↑ + 2Н2О.

Золото в HNO3 не розчиняється, але взаємодіє з «царською водкою»:

Аu + HNO3 + 4НСl = Н[АgСl4] + NO↑ + 2Н2О.

Золото легко розчиняється у гарячій концентрованій Н2SеО4:

2Аu + 6Н2SеО4 = Аu2(SO4)3 + 3SеО2 + 6Н2О.

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 Аg2S Аргентуму сульфіду (вироби із срібла на повітрі, в якому є незначні домішки сірководню, темніють):

4Аg + 2Н2S + О2 = 2Аg2S + 2Н2О.

З воднем мідь безпосередньо не взаємодіє. З киснем мідь утворює два оксиди — чорний CuO і червоний Сu2О. Оксид купруму (ІІ) CuO утворюється під час нагрівання міді до 400—500 °С за наявності кисню. CuO внаслідок нагрівання до температури понад 1100 °С розкладається на Сu2О і О2. Оксид купруму (ІІ) зручно добувати термічним розкладанням основного карбонату купруму (малахіту):

(СuОН)2СО3 = 2СuО + Н2О↑ + СО2↑.

Оксид купруму (І) Сu2О можна добути, добавляючи до розчину CuSO4 луг і відновник (глюкозу, гідразин, гідроксил амін) під час нагрівання.

Оксид купруму (І) і купруму (ІІ) з водою не взаємодіють, розчиняються у кислотах з утворенням солей купруму (І) і купруму (ІІ).

Сu2О + 2НСl = 2СuСl + Н2О,

СuО + Н24 = СuSО4 + Н2О.

Оскільки для купруму дуже стійкими є амінокомплекси, то Сu2О і CuO легко розчиняються у водному розчині аміаку:

Сu2О + 4NH3 + Н2О = 2[Cu(NH3)2]OH;

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

Під час сплавляння CuO з лугами утворюються темно-сині купрати Ме2СuО2.

Під дією лугів на розчини солей Купруму (ІІ) осаджується синій гідроксид Сu(ОН)2:

СuSО4 + 2NаОН = Сu(ОН)2 + Nа24.

Це слабка основа, що виявляє також слабкі амфотерні властивості, вона розчиняється в концентрованих розчинах лугів з утворенням яскраво-синіх розчинів тетрагідроксокупратів Ме2[Сu(ОН)4] та аміаку з утворенням сильної комплексної основи [Cu(NH3)4](OH)2 — гідроксиду тетрамінкупруму (ІІ):

Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4];

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2,

а також у розчинах кислот:

Cu(OH)2 + 2HСl + 2Н2О = [Cu(H2O)4]Сl2;

Під час нагрівання Сu(ОН)2 легко розкладається:

Cu(OH)2 CuO + Н2О.

Всі солі Купруму (ІІ), як солі слабкої основи, здатні сильно гідролізу вати. Розчини солей Купруму (ІІ) здебільшого мають кислу реакцію:

CuСl2 + Н2О = CuOHСl + НСl.

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

2СuSО4 + 2Nа2СО3 + Н2О = (СuОН)2СО3↓ + 2Nа24 +СО2.

Солі Купруму (ІІ) мають окисні властивості. Так, при додаванні до розчину СuSО4 калій йодиду виділяється йод та білий осад купруму (І) йодиду:

2Сu+24 + 4КІ-1 = 2Сu+1І↓ +І2° + 2К24.

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

Для одержання білого малорозчинного у воді хлориду купруму (І) СuСl нагрівають суміш СuСl2, концентрованої НСl та порошкоподібної міді (для створення відновного середовища):

Сu + СuСl2 + 2НСl = 2Н[СuСl2].

При розведення водою комплекс руйнується і СuСl випадає в осад:

2Н[СuСl2] = НСl + СuСl.

Хлорид купруму (І) малостійкий, проявляє відновні властивості, тому легко окислюється Оксисеном повітря до СuСl2:

4СuСl2 + О2 + 4НСl = 4СuСl2 + 2Н2О.

Для похідних купруму (І) характерні реакції диспропорціонування:

2СuСl → Сu + Сl2.

Для одержання більшості сполук Аргентуму використовують аргентум нітрат АgNО3, який добувають розчиненням срібла в нітратній кислоті.

Срібло утворює один ряд солей, розчини яких містять безбарвні йони Ag+. Сполуки аргентуму (ІІ) дуже нестійкі. Під дією лугів на розчини солей аргентуму випадає бурий осад оксиду аргентуму Ag2O:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O.

Випадання осаду Ag2O зумовлено тим, що гідроксид аргентуму AgOH може існувати тільки в дуже розбавлених розчинах, під час виділення він розкладається на Ag2O і Н2О. Оксид аргентуму Ag2O дещо розчинний у воді (0,01 г/л за температури 20 °С), розчин має лужну реакцію. Очевидно, в розчині є молекули гідроксиду аргентуму AgOH, що є сильною основою. Це підтверджується тим, що солі арґентуму (І) не гідролізують.

Для арґентуму (І) характерне комплексоутворення, особливо міцними є амінокомплекси, тому Ag2O добре розчиняється в розчинах аміаку з утворенням сильної комплексної основи:

Ag2O + 4NH3 + Н2О = 2[Ag(NH3)2]OH.

Сполука [Ag(NH3)2]OH значно стійкіша, ніж AgOH, і за силою наближається до лугів. Це пояснюється зменшенням поляризаційної дії йона Ag+ на йони ОН- за рахунок екранування їх молекулами аміаку.

Крім оксиду арґентуму (І) Ag2O відомі оксиди AgO і Ag2O3. Оксид Ag2O — бурого кольору, AgO і Ag2O3 — чорного, добути їх можна тільки непрямим способом. Всі ці оксиди належать до солетворних. Кислотно-основна природа їх визначається загальним правилом: від Ag2O до Ag2O3 посилюється кислотна функція, в той час як Ag2O основний, AgO і Ag2O3 — амфотерні.

Під час нагрівання срібла з галогенами утворюються галогеніди. Галогеніди аргентуму, за винятком AgF, у воді не розчиняються. Галогеніди аргентуму, подібно до NaCl, мають кубічні кристалічні ґратки. Хлорид аргентуму забарвлений у білий колір, AgBr — у блідо-жовтий, AgІ і AgF — у жовтий. У разі безпосереднього сполучення срібла з фтором утворюється тверда сполука AgF2 коричнево-чорного кольору.

Хлорид аргентуму утворюється у вигляді білого сирнистого осаду внаслідок взаємодії йонів аргентуму з хлорид-іонами. AgCl не розчиняється у воді і кислотах, але добре розчиняється в аміаку з утворенням розчинного, досить стійкого комплексного йона [Ag(NH3)2]+:

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+ + Сl-.

Під дією кислот аміакат аргентуму руйнується з утворенням стійкішого, порівняно з [Ag(NH3)2]+, комплексного йона NH4+:

[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3.

AgCl під час нагрівання помітно розчиняється в концентрованому розчині хлоридної кислоти і в концентрованих розчинах хлоридів лужних металів, ціаніду калію, тіосульфату натрію. Розчинність AgCl зумовлена утворенням комплексних йонів: [AgCl3]2-, [Ag(CN)2]-, [Ag(S2O3)2]3-.

Бромід аргентуму AgBr не розчиняється у воді й нітратній кислоті, погано розчиняється в аміаку і добре у ціаніді калію і тіосульфаті натрію з утворенням аналогічних комплексів.

AgBr + 2Nа2S2О3 = Nа3[AgS2О3] + NаВr.

В підгрупі Купруму золото є найпасивнішим металом. У сполуках Аурум може виявляти ступені окиснення +1, +2, +3. Найменш характерний для нього ступінь окиснення +2, найбільш характерний +3.

Відомі оксиди ауруму: сіро-фіолетовий Аu2О, темно-зелений АuО і темно-коричневий Аu2О3. Добути їх можна тільки непрямими способами.

Основними вихідними речовинами для одержання інших сполук Ауруму є АuСl3 та Н[АuСl4]. АuСl3 одержують нагріванням порошку Аu з надлишком Сl2:

2Аu + 3Сl2 = 2АuСl3.

Тетрахлороаурат (ІІІ) гідрогену Н[АuСl4] утворюється внаслідок розчинення золота в «царській водці» або взаємодією АuСl3 з хлоридною кислотою:

АuСl3 + НСl = Н[АuСl4].

При дії лугів на розчини АuСl3 та Н[АuСl4] утворюється бурий осад гідроксиду ауруму (ІІІ):

АuСl3 + 3КОН = Аu(ОН)3 +3КСl,

Н[АuСl4] + 4NаОН = Аu(ОН)3 + 4NаСl + Н2О.

Аu(ОН)3 – амфотерний гідроксид, розчинний у кислотах і лугах з утворенням відповідних аніонних комплексів:

Аu(ОН)3 + NаОН = Nа[Аu(ОН)4],

Аu(ОН)3 + 4НNО3 = Н[Аu(NО3)4] + 3Н2О.

При обережному нагріванні Аu(ОН)3 до 140 – 150 °С утворюється оксид Аu2О3:

2Аu(ОН)3 = Аu2О3 + 3Н2О.

Якщо нагрівати оксид Аu2О3, то він у свою чергу розкладається:

2Аu2О3 = 4Аu + 3О2.

Оксид ауруму (ІІІ), як і відповідний йому гідроксид, має амфотерні властивості:

Аu2О3 + 2NаОН + 3Н2О = 2Nа[Аu(ОН)4].

Аu2О3 = 8НСl(к) = 2Н[АuСl4] + 3Н2О.

Для Ауруму мало характерні сполуки зі ступенем окиснення +1. При нагріванні АuСl3 до 185 °С утворюється ауруму (І) АuСl:

АuСl3 = АuСl + Сl2

Сполуки ауруму (І) – нестійкі. Процес комплексоутворення призводить до їх стабілізації:

АuСl + 2КСN = К[Аu(СN)2] + КСl.

Сполуки ауруму (ІІІ) – окисники. При взаємодії Аu3+ та І- у водному розчині утворюється АuІ:

АuСl3 + 3КІ = АuІ + І2 + 3КСl.

Лабораторна робота

Дослід 1. Взаємодія міді з кислотами

а). У пробірку помістити шматочок мідного дроту і додати 5-7 крапель розведеної сульфатної кислоти. Помітних змін не протікає. Прилити у пробірку декілька крапель гідроген пероксиду і трохи нагріти. Відмітить що спостерігається. Написати відповідну реакцію.

б). У три пробірки помістити по шматочку мідного дроту і додати по 5-7 крапель у першу концентровану сульфатну кислоту, у другу – розведену нітратну кислоту, у третю – концентровану нітратну кислоту. Пробірки, в яких реакція на холоді не відбувається, злегка підігріти. Звернути увагу на колір і запах газів, що виділяються. Написати рівняння відповідних реакцій.

Дослід 2. Одержання купрум(ІІ) гідроксиду і його властивості

У три пробірки внести по 2-3 краплі купрум(ІІ) сульфату та додати в кожну з них краплями розчин натрій гідроксиду до випадіння драглистого осаду голубого кольору.

Вміст першої пробірки нагріти до кипіння. Відмітити зміну кольору осаду. У другу пробірку додати 3-4 краплі розчину сульфатної кислоти, у третю – 3-4 краплі концентрованого розчину натрій гідроксиду та нагріти. Відмітити що спостерігається? Написати відповідні рівняння реакцій.

Дослід 3. Окисні властивості похідних купрум (ІІ)

У пробірку внести 2-3 краплі розчину купрум (ІІ) сульфату та 2-3 краплі розчину калій йодиду. Спостерігати утворення осаду і забарвлення розчину в пробірці у жовтий колір.

Відлити частину суміші у пробірку, розбавити водою і додати 1-2 краплі крохмалю, відмітити появу синього забарвлення, яке свідчить про наявність у розчині йоду. Для встановлення кольору осаду Cu2I2 додати в пробірку краплями розчин натрій тіосульфату або натрій сульфіту до зникнення жовтого забарвлення.

Написати рівняння реакцій.

Дослід 4. Гідроліз солей купруму (ІІ)

а). На синій лакмусовий папірець нанести 2 краплі розчину купрум(ІІ) сульфату. Як змінився колір лакмусу? Сильною чи слабкою основою є Cu(OH)2? Написати рівняння реакції гідролізу солі міді в молекулярному та йонному вигляді.

б). У пробірку внести 2-3 краплі концентрованого розчину купрум (ІІ) сульфату і додати 2-3 краплі розчину натрій карбонату. Спостерігати утворення (СuОН)2СО3 та виділення газу. Написати рівняння реакції сумісного гідролізу солей в молекулярному та йонному вигляді.

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.