1 / 62

d -элементы І В группы.

Общая характеристика d -елементов. Типы химических реакций с их участием. d -элементы IВ группы. d -элементы IІВ группы. d -элементы І В группы. Общая характеристика группы. 2 8 Cu  1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 1 ; [ Ar ] 3 d 10 4 s 1

hertz
Download Presentation

d -элементы І В группы.

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Общая характеристика d-елементов. Типы химических реакций с их участием. d-элементы IВ группы. d-элементы IІВ группы.

  2. d-элементы І В группы.

  3. Общая характеристика группы. 28Cu  1s22s22p63s23p63d104s1; [Ar] 3d104s1 47Ag  1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1; [Kr] 4d105s1 79Au  1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1; [Xe] 4f145d106s2

  4. Cu…3d104s1 Cu2+ … 3d94s0 или… Cu3d9 4s 3 3d Cu Cu2+

  5. Стандартные электродные потенциалы d-элементов 1Б группы .. H2 …Cu… Ag… Au …

  6. Для меди наиболее характерна степень окисления +2, для серебра +1, для золота +3. Особая устойчивость степени окисления +1 у серебра объясняется большей прочностью конфигурации 4d10, т. к. эта конфигурация образуется уже у Pd, предшествующего серебру в периодической системе.

  7. Радиусы атомов элементов побочной подгруппы I группы гораздо меньше, чем у металлов главной подгруппы, поэтому медь, серебро и золото отличаются большей плотностью, высокими температурами плавления.

  8. При переходе от меди к серебру радиус атомов увеличивается, а у золота не изменяется, т. к. золото расположено в периодической системе после лантаноидов и еще испытывает эффект лантаноидного сжатия. Плотность золота очень велика. Химическая активность этих элементов невелика и убывает с возрастанием порядкового номера элемента.

  9. Нахождение в природе. В природе встречается в виде различных соединений, Cu2S - медный блеск, CuFeS2 - медный колчедан (халькопирит), Cu3FeS3 - борнит, Сu2(ОН)2СО3 или СuСО3 Сu(ОН)2 - малахит.

  10. Медь Сu довольно мягкий металл красного цвета, Tпл = 1083°С, обладает высокой электро- и теплопроводностью, образует различные сплавы.

  11. Способы получения. Продувание О2 через расплав сульфида меди (I): 2Cu2S + 3О2 = 2Cu2O + 2SO2; 2Cu2O + Cu2S = 6Cu + SO2.

  12. 2Сu + О2 = 2СuО (800°С); Сu + S = CuS(350°C); Сu + Сl2 =СuСl2; 2Сu + О2 + H2О + СО2 = (СuОН)2СО3 (пленка зеленого цвета – образуется на воздухе);

  13. Сu + 4НNО3(конц) = 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2Н2О; 3Сu + 8НNО3(разб) = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4Н2О; Сu + 2H2SO4(конц) = SO2 + CuSO4 + 2H2О; 2Сu + 2H2SO4(paзб) + О2 = 2CuSO4+ 2H2O (кипячение порошка Сu).

  14. Оксид меди (I) Сu2О - твердое вещество темно-красного цвета, обладает основными свойствами. Часть солей меди (I) растворима в воде, но легко окисляется кислородом воздуха, устойчивы комплексные соединения меди (I) [Cu(NH3)2]+:

  15. Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl + H2O; Сu2О + 4НСl(изб.) = 2H[CuCl2] + H2O; 2Сu2О + 8НСl(разб) + О2 = 4CuCl2 + 4Н2О; 2Сu2О + 4Н2О + О2 = 4Сu(ОН)2; Сu2О + СО = 2Сu + СО2. Гидроксид Cu(OH) не стоек и быстро окисляется.

  16. Оксид меди (II) СuО - твердое вещество красно-коричневого цвета, проявляет основные свойства. 4CuO = 2Cu2O+ O2; СuО + Н2 = Сu + Н2О; 3СuО + 2А1 = 3Сu + Аl2О3; СuО + С = Сu + СО;

  17. СuО + СО = Сu + СО2; 3СuО + 2NH3(г) = N2 + 3Сu + 3H2О; СuО + 2НС1 = СuСl2 + Н2O Слабые амфотерные свойства проявляются при сплавлении со щелочами: СuО + 2NaOH = Na2СuO2 + Н2O

  18. Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 - соединение голубого цвета, не растворим в воде, термически неустойчив, преобладают основные свойства, слабый окислитель: CuSO4 + 2NaOH(разб.) = Cu(OH)2↓ + Na2SO4; Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O; Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]; Купраты щелочных металлов имеют синюю окраску

  19. 2Cu(OH)2 + CO2 = Cu2 (ОН)2 СО3- + H2O; Cu(OH)2 = CuO + 2H2O; Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O; качественная реакция на альдегиды: 2Cu(OH)2 + СН3СНО = Cu2O + СН3СООН + 2H2O

  20. Соединения меди (II) – окислители: CuSO4+ M = Cu + MSO4 (М = Fе, Zn) 2CuSO4 + 2NaE + SO2 + 2H2O = 2CuE + 2H2 SO4 + 2Na2SO4 (E =Cl, Br , I, NCS)

  21. Соли меди (II) сильных кислот подвергаются в водных растворах значительному гидролизу. Катион находится в гидратированном состоянии: Cu2+ + Н2О CuOH + + Н+; Сu2++ 4Н2О  [Cu(H2O)4]3+ [Cu(H2O)4]2+ + Н2О [Cu(OH)(H2O)3]+ + Н3О+ гидролиз в протолитической форме

  22. Серебро. Серебро Ag - тяжелый пластичный металл с характерным блеском, Тпл = 962°С, обладает наибольшей среди металлов электро- и теплопроводностью, образует сплавы со многими металлами.

  23. Является малоактивным (благородным) металлом, непосредственно не взаимодействует с О2, не реагирует с разбавленными растворами НСl, H2SO4

  24. 2Ag + Cl2 = 2AgCl; 4Ag + 2SO2 + 2O2 = 2Ag2SO4; (>450°C) 2Ag + H2S = Ag2S + H2; 2Ag + 2HI = 2AgI + H2; 2Ag + 2H2SO4(конц.) = Ag2SO4 + 2H2O + SO2; Ag + 2НNO3(конц.) = AgNO3 + H2O + NO2.

  25. Оксид серебра Ag2O - твердое вещество темно-коричневого цвета, разлагается при нагревании, проявляет основные свойства, плохо растворяется в НСI и H2SO4 за счет образования на поверхности солей AgCl и Ag2SO4,

  26. 2Ag2O = 4Ag + О2; (150°С) Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + ЗН2О; Ag2O + 2НNО3(разб) = 2AgNO3 + Н2О; Ag2O + H2О2(конц) = 2Ag + О2 + Н2О.

  27. Соли серебра. Соли серебра не растворимы в воде, исключение составляют AgF, AgNO3, AgClO3, AgClO4. Взаимодействие с гидратом аммиака, тиосульфатом натрия, карбонатом аммония (повторить качественные реакции на галогениды – НЛВ).

  28. качественная реакция на хлорид-ион:HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3NaCl + AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3AgCl + 2NH3 • H2O → [Ag(NH3)2]Cl + 2H2OAgCl + (NH4)2СO3 → [Ag(NH3)2]Cl + СO2↑ + H2OAgCl + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl

  29. качественная реакция на бромид-ион:NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3AgBr + 2NH3 • H2O → [Ag(NH3)2]Br+ 2H2OAgBr + (NH4)2СO3 ≠AgBr + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr

  30. качественная реакция на иодид-ион:NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3AgI + 2NH3 • H2O ≠ AgI + (NH4)2СO3 ≠AgI + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaI

  31. Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов в фармацевтическом анализе Растворимые соли серебра, попадая в организм в больших дозах, вызывают острое отравление, подобно другим тяжелым элементам-металлам. При этом, как правило, серебро связывается атомами серы белков. В результате инактивируются соответствующие ферменты, свертываются белки.

  32. Вода, содержащая ионы серебра порядка 10-8 ммоль/л, обладает бактерицидным действием, что обусловлено образованием нерастворимых альбуминатов. Эффективность бактерицидного действия серебра выше, чем у хлора, хлорной извести, карболовой кислоты.

  33. Золото Au – желтый, ковкий, тяжелый металл, Тпл = 1064°С, благородный металл.Нахождение в природе. Встречается в виде самородного золота

  34. Не реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом, азотом, углеродом, серой. Переводится в раствор "царской водкой", со ртутью образует амальгаму, при нагревании взаимодействует с галогенами.

  35. Au + НNО3(конц) + 4НСl(конц) = H[AuCl4] + NO + 2H2О; 2Au + 3Сl2 = 2AuCl3 (130°С)

  36. Оксид и гидроксид золота (III) нерастворимы в воде, проявляют амфотерные свойства: Au(OH)3 + 3HCl = AuCl3 + 3H2O Au(OH)3 + 4HNO3 = H[Au(NO3)4] + 3H2O Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4] - гидроксоаурат (III)

  37. Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства: Подобрать коэффициенты: AuCl3 + H2O2 (конц.) → Au (коллоид) +O2 + HCl H[AuCl4] +SO2+H2O →H[AuCl2]+H2SO4 + HCl

  38. Подобрать коэффициенты: Cu2S+HNO3(конц.,хол.)→Cu(NO3)2+S+NO2 +H2O CuS +8HNO3(конц., гор.) →CuSO4+8NO2+ 4Н2О. Cu2S + Cu2O → Cu + SO2

  39. Au Ag2SO4 не реагирует H[AgCl2] AgP2, AgP3 H2SO4, t>160º HNO3+HCl H[AuCl2] AuP3 H2SO4, t>160º HNO3+HCl P, t P, t HNO3, t>160º HNO3, t>160º не реагирует Ag сплавы AgNO3 сплавы Me, t Me, t NaCN,O2 NaCN,O2 Hal2, t S, t S, t Hal2, t Na[Au(CN)2] AgF2, AgCl, AgBr, AgI Na[Ag(CN)2] AuF3, AuCl, AuBr, AuI не реагирует Ag2S

  40. NaHCO3 H2S, Na2S H2SO4 FeCl3 O2+HCl NH4Cl CuCl2 CuS HCl+Cu Cu(NO3)2 HNO3 HNO3+O2 CuSO4 H[CuCl2] t CuCN Cu2S KCN CuCl CuCO3*Cu(OH)2 CuO HCl H2SO4 роз N2H4*H2O CuOH H2SO4 H2O,CO2,O2 Cu2SO4 Cu2O Na[Cu(OH)2] O2,t S, t HCl+KClO3 H2, t O2, t O2 LiAlH4 NH3 CuH CuJ t [Cu(NH3)2]OH I2, t Cu

  41. d-элементы II В группы.

  42. Халькопирит СuFeS2 Пирит FeS2 Сфалерит ZnS

  43. Элементы IIБ-группы Рост металличности

  44. Элементы IIБ-группы Общая электроннаяформула:[…] ns2 (n–1)d10 nd 0 np 0 (n–1)d 10 ns 2 Степени окисления: +II, +I (Hg) • КЧ –координационное число: 4, 6; 2 (Hg+I)

  45. Простые вещества Цинк Ртуть Кадмий

  46. Zn Cd Hg В ЭХРН: … Zn ... Cd …H…Hg , В(M2+/M) –0,76–0,40 +0,85 Амфотерные Металл Восстановительная способность растет ЭIIБ + 2 H3O+ = Э2+ + H2(г) + 2H2O (Zn, Cd) Hg(ж) + H3O+ Hg(ж) + HNO3 Hg2(NO3)2; Hg(NO3)2 + … подробности см. далее: «Химия ртути»

  47. Кислородные соединения ZnO CdO HgO Zn(OH)2 Cd(OH)2 Hg(OH)2 Термическая устойчивость падает t° t° 2HgO  2Hg + O2(450-500 С) не существует ЭО(т) + 2H3O+ = Э2+ + 3H2O ЭО(т) + 2OH– = ЭО22– + H2O ЭО(т) + H2O t° ZnO CdO

  48. Комплексные соединения ЭIIБКЧ Тип гибр. Примеры Zn+II 4 sp3 [Zn(H2O)4]2+ [Zn(NH3)4]2+ Cd+II 6 sp3d2 [Cd(H2O)6]2+ [Cd(NH3)6]2+ Hg+I 2 sp [(H2O)Hg–Hg(H2O)]2+ Hg+II 4 sp3 [HgI4]2–

More Related