Углерод, общ. Хар-ка, хим. Св-ва.

Существует несколько аллотропных модификаций углерода с разными свойствами. К примеру:

-Алмаз: прочность, связей, твердость. Хим. Инертность, неэлектропроводен, sp3 гибридизация (непрозрачные используют для бурения, резки стекла)

-Графит: мягкое темное вещество, слоистая крист. Структура, электро- и тепло-проводен(используют для теплообменников, электродов)

-Карбин: черный порошок, линейный полимер, полупроводник (сод. в саже, двересном угле, коксе)

Сграфит =(2000t, p)= C алмаз

Суголь =(3000t)=Сграфит

Свойства

окислитель

С + О2 = СО(СО2) (в зависимости от соотн.) (t)

С + 4HNO_3(конц.) =CO2 + 2H₂O + 4NO₂ (t)

C + CuO =CO + Cu (t)

4C + BaSO4 = BaS + 4CO (t)

C + 2S = CS₂

Восст.

2С+ Mg = MgC₂; Mg₂C₃

4Al + 3C = Al₄C₃ (t)

C + 2H₂ = CH₄ (электр. разряд)

Оксид углерода (II)

СО – без цвета, запаха, не реагирует с водой и щелочами(н.у.), кислотами, ядовит

Получение

С + СO2 = 2CO (t)

C + H₂O(г) = CO + H₂ (t)

CH₄ + H₂O(г) <=> CO + H₂ (синтез-газ)

Св-ва

CO + Cl₂ = COCl2(фосген) (t)

СO + S = COS, 2CO + O₂ = 2CO₂

Образование карбонилов

Карбонилы: летучи, легкоплавки, нерастворимы в воде (только в неполярных р-лях), атом металла находится в нулевой степени окисления. При нагревании выше опр. Температуры разлагаются на СО и металл в мелкодисперсном состоянии

Ni + 4CO = Ni(CO)₄, Fe + 5CO = Fe(CO)₅ (повышенная температура и давление)

3CO + Fe₂O₃ = 2Fe + 3CO₂

Качественная реакция

I₂O₅ + 5CO  I₂ + 5CO₂

CO + PdCl₂ + H₂O = Pd + CO₂ + 2HCl

Оксид углерода VI

CO₂ – кисл. оксид, без вкуса, цвета, запаха

Получение

С + O₂ = CO₂

2CO + O₂= 2CO₂ (t)

CaCO₃ = CaO + CO₂ (900 ⁰)

Св-ва

CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O CaCO₃ + CO₂ + H₂O + Ca(HCO3)₂ CO₂ + Mg = 2MgO + C (t)

Получение мочевины (азотное удобрение)

СO₂ + 2NH₃ =(180t, 200атм)= CO(NH₂)₂ + H₂O

Дициан

бесцветный газ с резким запахом

Получение C + N₂ =(эл. дуга)= (CN)₂

2AgCN = 2Ag + (CN)₂ (t)

Hg(CN)₂ + HgCl₂ = Hg₂Cl₂ + (CN)₂

Св-ва

Окислитель

(CN)₂ + H₂ = 2HCN (синильная кислота)

(CN)₂ + 2NaOH = NaCN + NaCNO + H₂O (диспропорционирование)

Восстановитель

(СN)₂ + Cl₂ = 2CNCl (хлорциан)

Медь,серебро, золото

Бла-бла-бла….Для меди характерна степень окисления +1 +2; для серебра +1 для золота +3 …бла-бла-бла- что это за хуйня??

Получение

2Cu₂S + 3O₂= 2Cu₂O + 2SO₂ 2Cu₂O + Cu₂S= 6Cu + SO₂

Если руда содержит Сu₂(ОH)₂СO₃ или оксиды меди, ее обрабатывают разб. H₂SO₄. Из полученного раствора выделяют металлическую медь действием порошкообразного железа или электролитическим методом.

Серебро извлекается из руд путем промывки водой. Бедные руды обрабатываются растворами цианидов в которых в присутствии кислорода воздуха серебро растворяется; извлекается серебро из растворов путем восстановления цинком

Широко применяется химический способ извлечения золота из золотоносных пород обработкой их раствором цианида натрия (метод П. Р. Багратиона). Он основан на реакции:

4Au + 8NaCN + 2H₂O +O₂ =4Na[Au(CN)₂] + 4NaOH

Из полученного раствора Au выделяют с помощью цинка:

2Na[Au(CN)₂] + Zn = Na₂[Zn(CN)₄] + 2Au

Свойства

Соединения Сu, Ag, Au ядовиты, особенно соединения меди.

Обладают высокой электро- и теплопроводностью. Серебро – наиболее электропроводный из металлов.

В атомах элементов Сu, Ag, Au происходит «провал» s-электрона, приводящий к полному заполнению электронами d-орбиталей. Благодаря наличию одного s-электрона во внешнем слое для этих элементов характерна степень окисления +1. В образовании химических связей могут принимать участие также электроны с d-оболочки, поэтому медь проявляет устойчивую степень окисления +2, а золото +3.

Химическая активность металлов Сu, Ag, Au сравнительно невелика. С кислородом реагирует только медь 4Cu+O₂=2Cu₂O(t=200) 2Cu+O₂=2CuO(t=400), благородные металлы Ag и Au не окисляются кислородом даже при нагревании.

При комнатной температуре медь практически не взаимодействует со фтором вследствие образования прочной защитной пленки фторида. При нагревании Сu и Ag реагируют с серой, образуя сульфиды Cu₂S и Ag₂S. Хлориды CuCl₂, AgCl, AuCl₃ также образуются в результате взаимодействия элементных веществ при нагревании.

Cu, Ag, Аu не вытесняют водород из растворов кислот. Исключение представляет взаимодействие меди с очень конц. НCl

2Сu + 4НCl = 2Н[CuCl₂] + H₂

Аналогичный окислительно-восстановительный процесс, обусловленный комплексообразованием, протекает в растворах цианидов:

2Сu + 4KCN + 2H₂O = 2K[Cu(CN)₂] + 2КОН + Н₂

Медь и серебро легко окисляются азотной кислотой:

3Сu + 8НNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O Ag + 2HNO₃(конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

3олото реагирует с селеновой кислотой:

2Au + 6H₂SeO₄ = Au₂(SeO₄)₃ + 3H₂SeO₃ + 3H₂O

Соединения

С водородом медь непосредственно не взаимодействует. Легко разлагающийся гидрид меди (I) получают, действуя алюмогидридом лития на CuI в эфирном растворе:

3CuI + Li[AlH₄] = 3СuН+LiH + АlI₃

Cu+ O₂ = CuO (500 ⁰) 4Cu + O₂ = 2Cu₂O (1100 ⁰)

Оксид СuО удобно получать термическим разложением основного карбоната меди:

Сu₂(ОН)₂СO₃ = 2СuО + H₂O + СO₂

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O (t)

Оксид меди (II) легко восстанавливается водородом:

СuО + Н₂ = Сu + H₂O

Оба оксида меди Сu₂O и СuО не взаимодействуют с водой. С кислотами реагируют с образованием солей Сu⁺ и Сu⁺². Легко растворяются в водном растворе NH3 с образованием комплексных соединений:

Сu₂O + 4NH₃ + H₂O =2[Cu(NH₃)₂]OH (бесцветный) CuO + 4NH₃ + H₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ (темно-синий)

При действии щелочей на растворы солей Сu осаждается синий гидроксид Сu(ОН)2. Это слабое основание, обладающее в небольшой степени амфотерными свойствами – оно растворяется в концентрированных растворах щелочей с образованием ярко-синих растворов гидроксокупратов (III) М₂⁺[Сu(ОН)4] и в разбавленных кислотах с образованием аквакомплексов [Сu(H₂O)₆]²⁺.

Для получения хлорида меди (I) нагревают смесь CuCl2, конц. НCl и порошкообразной меди:

Сu + CuCl₂ + 2НCl = 2H[СuСl₂]

Малоустойчивый комплекс H[СuСl2] при сильном разбавлении водой раствора диссоциирует на НCl и CuCl, последний выпадает в осадок. С хлоридами щелочных металлов CuCl образует хлорокупраты (I), например K[СuСl₂] с аммиаком – бесцветные аммиакаты, в частности [Сu(NH₃)₃]Cl.

При добавлении к раствору CuSO₄ иодида калия выделяются иод и белый осадок иодида меди(I):

2CuSO₄ + 4KI = 2CuI +I₂ + 2K₂SO₄

2Cu(NO₃)₂= 2CuO + 4NO₂ + O₂

При действии на растворы, содержащие Cu²⁺, карбонатов щелочных металлов образуется основной карбонат меди (зеленовато-голубой осадок):

2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O = Сu₂(ОН)₂СO₃ + 2Na₂SO₄ + СO₂

Для серебра наиболее распространены соединения Ag⁺.

При действии щелочей на растворы, содержащие ионы Ag⁺, выпадает оксид Ag₂O (бурый осадок):

2AgNO₃ + 2КОН = Ag₂O + 2KNO₃ + H₂O

Хлорид серебра растворяется в водном аммиаке с образованием амминкомплекса:

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

Аналогичная реакция происходит с AgBr, но не идет с AgI,, так как эта соль очень мало растворима .

Все галогениды серебра растворяются в растворе Na2S2O3

2AgГ + 2Na₂S₂O₃ = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] +NaГ .

Из соединений золота наиболее используются тетрахлороаурат (III) водорода H[AuCl₄]·4H₂O получаемsq растворением золота в царской водке, и хлорид золота AuCl₃, образующийся при действии хлора на золото.

При действии щелочей на растворы AuCl3 или H[AuCl4] осаждается бурый гидроксид золота (III) Au(ОН)3. При его высушивании образуется метагидроксид AuО(ОН), а при осторожном нагревании до 140-150° С получается оксид Au2O3, который при нагревании выше 160° С разлагается на Au и O2. Гидроксид золота (III) – амфотерное соединение, при его взаимодействии со щелочами образуются гидроксоаураты(III), например желтый К[Au(OH)4]·H2O зеленый Ва[Au(ОН)4]2·5H2O мало растворим в воде. Известно много комплексов Au+3.

Соединения золота являются окислителями и восстановливаются легче, чем соединения серебра. Например, в водном растворе быстро происходит реакция с сульфатом железа:

Н[AuCl₄] + 3FeSO₄ =Au+ Fe₂(SO₄)₃ + FeCl₃ + HCl

Эту реакцию используют в химическом анализе для отделения золота от других элементов.