СВОЙСТВА БЛАГОРОДНЫХ МЕТАЛЛОВ.

Название и содержание в земной коре(%)	Символ	Атомный номер	Наружные электроны атома	Относительная атомная масса	Изотопный состав	Плотность г/см3	Т пл	Ткип	Степени окисления
Серебро (Argentum) 1·10-5	Ag	47	4d105s1	107,8680	107(51,35%) 109(48,65%)	10,50	960,50	2212	1
Золото (Aurum) 5·10-7	Au	79	5d106s1	196,9665	197(100%)	19,32	1064,4	2941	1,2,3
Рутений (Ruthenium) 5·10-7	Ru	44	4d75s1	101,7	7 изотопов	12,4	2250	4900	от 1 до 8
Родий (Rhodium) 1·10-7	Rh	45	4d85s1	102,9055	103(100%)	12,44	1960	4500	2,3,4
Палладий (Palladium) 1·10-6	Pd	46	4d10	106,4	6 изотопов	12,02	1552	3980	2,3,4
Осмий (Osmium) 5·10-6	Os	76	5d66s2	190,2	7 изотопов	22,5	3050	5500	2,3,4,6,8
Иридий (Iridium) 1·10-7	Ir	77	5d76s2	192,22	191(38,5%) 193(61,5%)	22,4	2410	5300	1,2,3,4,6
Платина (Platinum) 5·10-7	Pt	78	5d96s1	195,09	6 изотопов	21,45	1769	4530	2,3,4

Водородный показатель (рН) величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН. Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному  логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH=-lg[ H⁺ ] В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению H₂O=H⁺+OH^- Константа диссоциации при 22° С составляет Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: С[H₂O ]=1000/18=55,55моль/л. Тогда: 

C[ H⁺ ] ·C[ OH^- ]=K·C[H₂O]=1,8·10-16·55,55=10^-14 Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды К_В и при 25° С составляет 10^-14. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H⁺если известна концентрация ионов OH^- и наоборот:    . Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл. В случае, если [ H⁺ ] =[ OH^- ]эти  концентрации (каждая из них) равны  моль/л, т.е [ H⁺ ] =[ OH^- ]=10^-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах pH=-lg[ H⁺ ]=7 и  рОН=-lg[ OH-]=7 Если [ H⁺ ]>10^-7моль/л, [ OH-]<10^-7моль/л -среда кислая; рН<7. Если [ H⁺ ]<10^-7 моль/л, [ OH-]>10^-7моль/л  -среда щелочная; рН>7. В любом водном растворе рН + рОН =14, где рОН=-lg[ OH-]  Величина рН имеет большое значение для биохимических процес­сов, для различных производственных процессов, при изучении свойств природных вод и возможности их применения и т.д.

Вычисление рН растворов кислот и оснований.

Для вычисления рН растворов кислот и оснований следует пред­варительно вычислить молярную концентрацию свободных ионов водорода ( ) или свободных гидроксил ионов ( ), а затем воспользоваться формулами: pH=-lg[ H⁺ ]; рОН-=-lg[ OH-]; рН + рОН =14 Концентрация любого иона в моль/л в растворе электролита можно вычислить по уравнению

где См иона – молярная концентрация иона в моль/л; См – молярная концентрация электролита в моль/л; α-степень диссоциации электролита; n -количество ионов данного вида, которое получается при распаде одной молекулы электролита. Если электролит слабый, то значение степени диссоциации может быть определено на основании закона разбавления Оствальда:

тогда C_Mиона=См·α·n =v С_MК_дис

Пример 1. Вычислить рН 0,001H раствора гидроксида натрия.

Решение: гидроксид натрия является сильным электролитом, диссоциация в водном растворе происходит по схеме: NaOH —>Na⁺+OH^- Степень диссоциации в разбавленном растворе можно принять равной 1. Концентрация ионов ОН (моль/л) в растворе равна:

Пример 2. Вычислить рН 1%-ного раствора муравьиной кислоты, считая, что плотность раствора равна 1г/мл; Кдисс = 2,1·10^-4

Решение: 1л раствора содержит 10г НСООН, что составляет 10/46= =0,22моль, где 4б г/моль - молярная масса муравьиной кис­лоты. Следовательно, молярная концентрация раствора равна 0,22моль/л. Муравьиная кислота – слабый электролит, поэтому

так как HCOOH <—>H⁺+HCOO^-

Пример 3. рН раствора составляет 4,3. Вычислить [ H⁺ ] и [ OH^- ] Решение: [Н+] = 10^-pH =10^-4,3 = 5•10^-5моль/л

[ OH^- ]=10-14/5•10^-5=2•10^-10моль/л.

Реакция водного раствора зависит не только от наличия в нем кислот или оснований, но также и от присутствия некоторых солей. Многие соли, растворяясь в воде, способны смещать реакцию среды в ту или иную сторону. При этом происходит химическое взаимодействие между ионами соли и молекулами воды, сопровождающееся образо­ванием слабых кислот или слабых оснований или малодиссоциируемых ионов. Эта реакция получила название гидролиза солей. Гидролиз соли - это обратимый, обменный процесс взаимодействия ионов соли с водой, приво­дящий к образованию слабых электролитов. В результате гидролиза изменяется кислотность среды. Рассмотрим наиболее типичные случаи гидролиза солей. 1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).

NH₄Cl+HOH<—>NH₄OH+HCl

NH₄⁺ +Cl^-+HOH<—>NH₄OH+H⁺+ Cl^-

NH₄⁺ +HOH<—>NH₄OH+H⁺

В растворе накапливаются ионы H⁺, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).

CH₃COONa+HOH<—>CH₃COOH+NaOH

CH₃COO^-+Na⁺+HOH<—>CH₃COOH+Na⁺+OH^-

CH₃COO^-+HOH<—>CH₃COOH+OH^- В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов в растворе, среда щелочная, рН>7.

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).

CH₃COONH₄ +HOH<—>CH₃COOH+NH₄OH

CH₃COO^- + NH₄⁺ +HOH<—>CH₃COOH+NH₄OH

В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.

4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Соли подобного типа гид­ролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H⁺ и  OH^-воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН  равен 7.

 

Вычисление pH растворов солей

В качестве примера возьмем гидролиз ацетата натрия: CH₃COONa+HOH<—>CH₃COOH+NaOH Ионное уравнение: CH₃COO^-+HOH<—>CH₃COOH+OH^- Константа равновесия этой реакции

K=[CH₃COOH]•[OH^-]/[CH₃COO^- ]•[HOH] так как концентрация воды практически остается постоянной, ее можно объединить с константой равновесия:

K_г=K•[H2O]=[CH₃COOH]•[OH^-]/[CH₃COO^-] где Кг - константа гидролиза. Выразим [OH^-] через ионное произведение воды [OH^-] =K_в / [H⁺] и подставив эту величину в уравнение Кг получаем K_г=K•K_в =[CH₃COOH]•[OH^-]/[CH₃COO^-]•[H⁺] =K_в/K_k где K_k - константа диссоциации слабой кислоты. В общем случае, если исходную концентрацию аниона слабой кислоты А^- -обозначить через С моль/л, то Ch моль/л – это концентрация той части аниона А^-, которая подверглась гидролизу и образовала Ch моль/л слабой кислоты HA и Ch моль/л гидроксильных ионов:

A-	+	HOH	<—>	HA	+	OH-
C-Ch				Ch		Ch

где: h – степень гидролиза, т.е доля молекул соли, подвергающихся гидролизу. Константа гидролиза соли:

При малом значении h: K_г=Сh² откуда . Так как [HA]=[OH^-]=C , то K_г=[OH^- ]² /C; [H⁺]=K_в/[OH^- ]=K_в/K_к , pH=-lg[H⁺].

Аналогично соотношение можно получить и при рассмотрении гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты: K_г=[OH^- ]² /C; [H⁺]=K_в/[OH^- ]=K_в/K_осн

Пример: Определить pH 0.02Н раствора соды Na2C03, учитывая только первую ступень гидролиза.

Решение: Гидролиз соли протекает по уравнению

Na₂CO₃+HOH=NaOH+NaHCO₃ или CO₃^2-+HOH=OH^-+HCO₃ ^-

K_г=K_в/K_к=10^-14/4,7•10^-11=2,1•10^-4

Для вычисления степени гидролиза необходимо вычислить молярную концентрацию раствора С (Na₂CO₃)=0,01 моль/л

ГРУППОВЫЕ НАЗВАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

группы элементов	элементы
актиноиды	Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr
благородные газы	He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
галогены	F, Cl, Br, I, At
лантаноиды	La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Cd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu
халькогены	O, S, Se, Te, Po
семейство железа	Fe, Co, Ni,
семейство платины	Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt
щелочные металлы	Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
щелочно-земельные металлы	Ca, Sr, Ba, Ra

ПОДГРУППА Ia. [ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr )]

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs-значительно меньше, Fr- искусственно полученный элемент NaCl - поваренная соль (каменная соль), галит Na2SO4· 10H2O - глауберова соль NaNO3 - чилийская селитра Na3AlF6 - криолит Na2B4O7· 10H2O - бура KCl - сильвин KCl NaCl - сильвинит

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Очень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе - белого цвета с серебристым металлическим блеском, исчезающим на воздухе из-за окисления. Плотности веществ Li (0,534) , Na (0,97), K (0,86), Rb (1,532), Cs (1,87) г/см3. Тпл. Li (179) , Na (97,8), K (63,5), Rb (39,0), Cs (28,5) 0С

ПОЛУЧЕНИЕ

Т.к. щелочные металлы - это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей: 2NaCl=2Na+Cl2 на катоде:Na++e=Na на аноде:2Cl--e=Cl2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
1.С кислородом (Rb, Cs - самовоспламеняются)	2Na+O2=Na2O2; 2K+2O2=K2O4 (пероксиды) 4Li+O2=2Li2O (оксид лития)
2.С галогенами	2Na+Cl2=2NaCl
3.С серой при нагревании	2Li+S=Li2S (сульфид)
4.Литий взаимодействует с азотом	6Li+N2=2Li3N ( нитрид)
5.С водородом при нагревании	2Na+H2=2NaH (гидрид)
6.С водой	2Na+2H2O=2NaOH+H2

СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Щелочные металлы - самые сильные восстановители, их ионы не проявляют окислительных свойств
Гидроксиды(едкие щелочи) - твердые кристаллические вещества, типично ионные соединения, сильные основания. NaOH-едкий натр, каустическая сода KOH-едкое кали Получение: 1.Электролиз водного раствораNaCl: катод: H2O+2e=H2 +2OH- анод: 2Cl--2e=Cl2 суммарная реакция: 2H2O+2NaCl=2NaOH+Cl2 +H2	Соли - типично ионные соединения, как правило-хорошо растворимы в воде, кроме некоторых солей лития. Образованные слабыми кислотами сильно гидролизуются. Na2CO3 10H2O - кристаллическая сода Na2CO3 - кальцинированная сода NaHCO3 - питьевая сода K2CO3 - поташ Получение соды: 1.Аммиачный способ - насыщение раствора NaCl газами CO2 и NH3 NH3+CO2+H2O=NH4HCO3 NH4HCO3 +NaCl=NaHCO3 +NH4Cl NaHCO3 выпадает в осадок (сравнительно мало растворим) 2.Кальцинирование - прокаливание: NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O	Качественные реакции: окрашивание пламени ионами Li+ - карминово-красное Na+ - желтое K+ - фиолетовое

Свойства элементов подгруппы меди

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	ρ г/см3	t0пл. 0C	t0кип. 0C	ЭО	Атомный радиус, нм	Удельная злектро- проводность м,мм-2,ом-1	Степень окисления
29	Медь Cu	[Ar] 3d104s1	8,96	1083	2595	1,9	0,127	58,1	+1,+2
47	Серебро Ag	[Kr] 4d105s1	10,5	960	2180	1,9	0,144	61,0	+1
79	Золото Au	[Xe]4f145d106s1	19,3	1064	2700	2,4	0,144	41,3	+1,+3

Физические свойства. Высокие значения плотности, температур плавления и кипения. Высокая тепло- и электропроводность.

Химические свойства. Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера.

 

Медь и её соединения.

Получение

Пирометаллургия:

CuO + C Cu + CO

CuO + CO Cu + CO₂

Гидрометаллургия:

CuO + H₂SO₄ CuSO₄ + H₂O CuSO₄ + Fe FeSO₄ + Cu

Электролиз:

2CuSO₄ + 2H₂O 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄                 (на катоде) (на аноде)

Химические свойства

 

Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах:

2Cu + O₂    2CuO Cu + Cl₂    CuCl₂

Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

3Cu + 8HNO₃(разб.) 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 2H₂O Cu + 4HNO₃(конц.) Cu(NO₃)₂ + 2NO2 + 2H₂O Cu + 2H₂SO₄(конц.) CuSO₄ + SO₂ +2H₂O

Сплавы меди с оловом - бронзы, с цинком - латуни.

Соединения одновалентной меди

 

Встречаются либо в нерастворимых соединениях (Cu₂O, Cu₂S, CuCl), либо в виде растворимых комплексов (координационное число меди – 2):

CuCl + 2NH₃ [Cu(NH₃)₂]Cl

Оксид меди (I) - красного цвета, получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:

2CuSO₄ + C₆H₁₂O₆ + 5NaOH Cu₂O + 2Na₂SO₄ + C₆H₁₁O₇Na + 3H₂O

 

Соединения двухвалентной меди

 

Оксид меди (II) - чёрного цвета. Восстанавливается под действием сильных восстановителей (например, CO) до меди. Обладает основным характером, при нагревании растворяется в кислотах:

CuO + H₂SO₄    CuSO₄ + H₂O CuO + 2HNO₃    Cu(NO₃)₂ + H₂O

Гидроксид меди (II) Cu(OH)₂ - нерастворимое в воде вещество светло-голубого цвета. Образуется при действии щелочей на соли меди (II):

CuSO₄ + 2NaOH Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

При нагревании чернеет, разлагаясь до оксида:

Cu(OH)2  CuO + H2O

Типичное основание. Растворяется в кислотах.

Cu(OH)₂ + 2HCl CuCl₂ + 2H₂O Cu(OH)₂ + 2H⁺ Cu²⁺ + 2H₂O

Растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения (координационное число меди – 4) василькового цвета (реактив Швейцера, растворяет целлюлозу):

Cu(OH)₂ + 4NH₃ [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Малахит Cu₂(OH)₂CO₃. Искусственно можно получить по реакции:

2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O Cu₂(OH)₂CO₃ + 2Na₂SO₄ + CO₂

Разложение малахита: Cu₂(OH)₂CO₃  2CuO + CO₂ + H₂O

Дополнительную информацию о меди , её свойствах и применении можно получить здесь

 

Серебро и его соединения

 

Благородный металл, устойчивый на воздухе. При потускнении серебра происходит реакция Гепара:

4Ag + 2H₂S + O₂ 2Ag₂S + 2H₂O

В ряду напряжений находится правее водорода, поэтому растворяется только в кислотах - окислителях:

3Ag + 4HNO₃(разб.) 3AgNO₃ + NO + 2H₂O Ag + 2HNO₃(конц.) AgNO₃ + NO₂ + H₂O 2Ag + 2H₂SO₄(конц.) Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

В соединениях серебро обычно проявляет степень окисления +1. Растворимый нитрат серебра AgNO₃ используется как реактив для качественного определения Cl-, Br-, I-:

Ag⁺ + Cl^- AgCl белый Ag⁺ + Br^- AgBr светло-жёлтый Ag⁺ + I^- AgI тёмно-жёлтый

(Способность этих осадков образовывать растворимые комплексные соединения уменьшаются в ряду AgCl – AgBr – AgI). На свету галогениды серебра постепенно разлагаются с выделением серебра. При добавлении растворов щелочей к раствору AgNO₃ образуется тёмно-коричневый осадок оксида серебра Ag₂O:

2AgNO₃ + 2NaOH Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O

Осадки AgCl и Ag₂O растворяются в растворах аммиака с образованием комплексных соединений (координационное число серебра – 2):

AgCl + 2NH₃ [Ag(NH₃)₂]Cl Ag₂O + 4NH₃ + H₂O 2[Ag(NH₃)₂]OH

Аммиачные комплексы серебра взаимодействуют с альдегидами (реакция серебряного зеркала):

	O II		O II
R –	C	+ [Ag(NH3)2]OH R–	C	+ Ag + NH3
	I H		I O	-NH4

Золото и его соединения

Золото - мягче Cu и Ag, ковкий металл; легко образует тончайшую фольгу; благородный металл, устойчив как в сухом, так и во влажном воздухе. Растворим только в смеси концентрированных соляной и азотной кислот ("царской водке"):

Au + HNO₃ + 4HCl H[AuCl₄] + NO + 2H₂O

Реагирует с галогенами при нагревании:

2Au + 3Cl₂ 2AuCl₃

Соединения термически не очень устойчивы и разлагаются при нагревании с выделением металла. Комплексообразователь (комплексы золота (III) обладают координационными числами 4, 5 и 6).

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	Атомный радиус, нм	ρ г/см3	t0пл. 0С	t0кип. 0С	ЭО	Степени окисления
30	Цинк Zn	[Ar]3d104s2	0,132	7,13	419,4	907	1,6	+2
48	Кадмий Cd	[Kr]4d105s2	0,148	8,64	320,9	767	1,7	+2
80	Ртуть Hg	[Xe]4f145d106s2	0,15	13,59	-38,8	357	1,9	+1,+2