Miedziowiec |
29Cu |
47Ag |
79Au |
Konfiguracja el. |
[Ar] 3d104s1 |
[Kr] 4d105s1 |
[Xe] 4f145d106s1 |
1-a E.I. [kJ·mol-1] |
745 |
731 |
890 |
Promień at. [pm] |
127,8 |
144,4 |
144,2 |
Prom.jon.E1+ [pm] |
96 |
113 |
137 |
Temp. topn. [oC] |
1084 |
961,3 |
1064 |
Gęstość [g . cm-3] |
8,92 |
10,5 |
19,3 |
Rozp. litos. [%] |
0.006 |
4·10-6 |
4·10-7 |
Elekroujemnośća |
1,90 |
1,93 |
2,54 |
Stopnie utlenien. |
+1,+2 |
+1,+2, +3 |
+1, +2, +3, |
E0(E+1 + e = E) V |
+0,521 |
+0,78 |
+1,69 |
MIEDZIOWCE
a) wg. Paulinga
Dla miedzi podstawowy stopień utlenienia jest +2 (roztwory wodne). Dla srebra podstawowy stopień utlenienia jest +1, dla złota podstawowy stopień utlenienia jest +3.
M I E D Ź
Minerały miedzi:
Cu2S - chalkozyn Cu2O - kupryt
CuFeS2 - chalkopiryt CuCO3 ⋅ Cu(OH)2 - malachit
CuS - kowelin 2CuCO3 ⋅ Cu(OH)2 - lazuryt
Minerały utlenia się i stapia. Otrzymuje się 2 fazy ciekłe, żużel krzemianowy (Fe2O3 + SiO2) i kamień miedziowy (Cu2S + FeS)
2Cu2S + 3O2 → 2Cu2O + 2SO2 część się utlenia
2Cu2O + Cu2S → SO2 + 6Cu
Oczyszczanie metodą elektrolityczną. Wartościowy szlam anodowy.
Jest to czerwony metal, na powietrzu pokrywa się czerwoną warstwą Cu2O (pasywacja). Także fluorowce i fluorowcowodory w powietrzu atakują miedź. Przy dłuższym działaniu powietrza pokrywa się patyną Cu2CO3(OH)2 czasami Cu2SO4(OH)2 albo Cu2Cl2(OH)2. W wyższych temperaturach tlen wytwarza na powierzchni czarny CuO. W obecności tlenu kwasy nieutleniające powoli roztwarzają miedź.
Olbrzymie zastosowanie. Przewody elektryczne, armatura grzewcza, chemiczna, rynny, pokrywanie dachów.
Stopy miedzi:
brązy, stopy z Sn i Zn. Także brązy fosforowe (ciągliwość) i krzemowe (twardość). Brązy aluminiowe, stopy miedzi z glinem. mosiądze, stopy miedzi z cynkiem.
stop Monela, 30 % Cu i 70 % Ni
konstantan, 60 % Cu i 40 % Ni
Związki miedzi (I) d10. Rozpuszczalne są nietrwałe w roztworze wodnym: 2Cu+(aq) Cu2+(aq) + Cu(s) K ~ 106
W obecności takich ligandów jak NH3 jon [Cu(NH3)2]+ jest trwały.
[Cu(NH3)4]2+ + Cu 2 [Cu(NH3)2]+
Związki Cu(I), podobne do Ag (I), dla lk = 2 budowa liniowa, dla lk = 4 tetraedryczna.
Cu2O - czerwony proszek, przez redukcję płynu Fehlinga glukozą. Odczynnik Fehlinga jest to alkaliczny roztwór CuSO4 + Na2C4H4O6 (lub K2C4H4O6), zmieszany w stosunku molowym 1:1. Na gorąco pod wpływem aldozy - glukozy (ale także i ketoz) C6H12O6 ulega redukcji z wydzieleniem żółtego wodorotlenku CuOH, który szybko przechodzi w trakcie ogrzewania w czerwono brunatny tlenek Cu2O:
Cu2S czarny, trwały w wysokich temperaturach (kamień miedziowy)
CuCl - biały nierozpuszczalny we wodzie, redukcja Cu (II).
4CuCl2 + H2N—NH2 → 4CuCl↓ + N2 + 4HCl
Z powodu bezpieczeństwa używamy siarczanu (VI) hydrazyny.
lub lepiej:
2CuCl2 + SnCl2 + 2H2O → 2CuCl↓ + SnO2 + 4HCl
Podaj reakcję otrzymywania CuCl za pomocą H2NOH∙HCl
Produktem tej reakcji jest N2O
CuCl ↓ + 2NH3 → [Cu(NH3)2]Cl
CuCl↓ + HCl → H[CuCl2]
Biały CuI: 2Cu2+(aq) + 4KI(aq) → 2CuI(s) + I2(aq) + 4K+(aq)
ale jest [Cu(en)2]I2
I2 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI
Biały CuCN:
2Cu2+(aq) + 4KCN(aq) → 2Cu(CN)2(s) + 4K+(aq) żółty
2Cu(CN)2(s) → 2CuCN(s) + (CN)2(g)
CuCN + 3KCN → K3[Cu(CN)4] kompleks jest bardzo trwały.
Cu(s) + 4CN- + H2O → [Cu(CN)4]3- + OH- + ½H2(g)
Związki miedzi (II) d9. Są to związki paramagnetyczne.
CuO - utlenianie sproszkowanej miedzi powietrzem. Ulega łatwo redukcji do Cu - zastosowanie do utlenienia związków organicznych. CuO + CH3OH → Cu + HCHO + H2O
Czarny siarczek CuS. Napisz reakcję roztwarzania CuS w HNO3.
Wodorotlenek Cu(OH)2: niebieski proszek, amfoteryczny,
Cu(CH3COO)2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2 CH3COONa
Cu(OH)2 + 2KOH → K2[Cu(OH)4]
Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 odczynnik Schweitzera (jedw)
Cu(OH)2 → CuO + H2O
CuSO4∙5H2O najważniejszy handlowy związek miedzi. Zawiera jon [Cu(H2O)4]2+. Odwadnianie jest dwustopniowe. W 100 ºC oddaje 4 cząsteczki wody, w 200 ºC ostatnią. Ciecz bordoska.
[Cu(H2O)4]2+ SO42- + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ SO42 + 4H2O
[Cu(NH3)4]SO4 ⋅ H2O↓ ciemnoniebieskie kryształy
Chlorek CuCl2 bezwodny struktura polimeryczna.
[Cu(H2O)4]2+ + 2HCl [CuCl2(H2O)2] + 2H2O zielony [CuCl2(H2O)2] + 2HCl [CuCl4]2- + 2 H2O żółty
Z wody krystalizuje CuCl2∙2H2O
Dobrze rozpuszczalne sole miedzi (II): chlorek, siarczan (VI), azotan (V), octan.
Chelatowe kompleksy miedzi (II) bardzo trwałe [Cu(acac)2]
Związki miedzi (III) d8 mało istotne.
S R E B R O
Minerały: Ag2S - argentyt, Ag3SbS3, AgCl - chlorargiryt. Często zanieczyszczenia rud ołowiu i miedzi, także w stanie wolnym. Srebro ługuje się z rud rozcieńczonym roztworem NaCN w obecności tlenu.
2Ag2S + 8NaCN + 2O2 + H2O → Na2S2O3 + 2NaOH + 4Na[Ag(CN)2]
2 [Ag(CN)2]- + Zn → 2Ag ↓ + [Zn(CN)4]2-
Srebro rodzime
Ag + KCN + H2O + O2 → uzupełnij tę reakcję.
Srebro otrzymuje się także przy przeróbce rud ołowiu. Wydziela się srebro metodą Parkes'a, ekstrahując je ze stopu z ołowiem stopionym cynkiem. Z odpowiedniej frakcji usuwa się cynk przez destylację, ołów przez utlenianie i zostaje Ag. Otrzymuje się także przy anodowej rafinacji miedzi. Nie roztwarza się na anodzie. Zastosowania: biżuteria, elektronika, fotografia, wyrób luster, wytwarzanie monet.
Srebrzenie szkła;
2Ag+ + C4H4O62- → Ag2C4H4O6↓ → [Ag(NH3)2]2C4H4O6
→ Ag↓ Probówkę z amoniakalnym roztworem winianu srebra trzymamy w temperaturze ok. 60 do 700C.
Srebro roztwarza się w HNO3 podaj reakcję , w stężonym H2SO4 podaj reakcję i w roztworze KCN przy dostępie tlenu podaj reakcję.
Ulega działaniu H2S wobec tlenu:
2Ag + H2S + ½O2 → Ag2S + H2O
Związki srebra (I) d10. Bezbarwny kation [Ag(H2O)4]+ w roztworze wodnym. Chętnie tworzy układy ML2 (o liniowej geometrii ligandów wokół jonu srebra).
Halogenki: fluorek dobrze rozpuszczalny we wodzie.
Ag+ + X- → AgX↓, gdzie X = Cl-, Br-, I-
AgCl - biały, fioletowiejący pod wpływem światła słonecznego
AgBr - jasnożółty (białożółty), szybko zieleniejący na świetle
AgI - żółty, powoli zieleniejący na świetle
2AgX → 2Ag + X2
AgCl i AgBr - rozpuszczalne w NH3⋅H2O, natomiast AgI nie roztwarza się w wodzie amoniakalnej. AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]Cl
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
AgI + 2KCN → K[Ag(CN)2] + KI
AgCl + KCl → K[AgCl2] powstają także [AgCl3]2- i [AgCl4]3-
Reakcje azotanu srebra z zasadami:
2Ag+ + 2OH- → ( 2AgOH) → Ag2O + H2O
Mocne zasady dodawane po kropli wydzielają biały AgOH który nieomal natychmiast rozkłada się na Ag2O i wodę. Odczyn zawiesiny Ag2O jest silnie alkaliczny.
Tlenek srebra (I) roztwarza się w wodzie amoniakalnej z utworzeniem nietrwałego wodorotlenku diammina srebra (I):
Ag2O + 4NH3 + H2O → 2[Ag(NH3)2]OH → Ag3N + Ag2NH?
Wybuchowy jest także amidek AgNH2. srebro piorunujące
Tlenek srebra łatwo redukuję się do Ag (reakcja z H2O2)
Cyjanek srebra: bialy osad Ag+ + CN-→AgCN → [Ag(CN)2]-
napisz reakcje
Azotan srebra AgNO3 najważniejszy związek srebra. Przez roztwarzanie srebra w HNO3. Napisz reakcję.
Acetylenek srebra: bardzo wybuchowy.
2AgNO3 + C2H2 → 2HNO3 + Ag2C2↓
Związki srebra (II) d9. Nietrwały pomarańczowy [Ag(H2O)6]2+. Bardziej trwały w jonach kompleksowych jak [Ag(py)4]2+ lub [Ag(phen)2]2+ (phen = o-fenantrolina).
Bardzo silny utleniacz. Ag2+(aq) + e = Ag+(aq) E0 = +1,98 V
Ag2+(aq) + 2e = Ag (s) E0 = +1,39 V
Fluorek srebra (II) paramagnetyczny, Ag + F2 → AgF2, termicznie trwały związek, z wodą szybka hydroliza i wydzielanie tlenu i ozonu. Kompleksy niebieskie AgF2 + 2KF → K2[AgF4]
AgO czarny, diamagnetyczny dlatego postuluje się AgI[AgIIIO2]. Ogniwa galwaniczne. Powstaje przy utlenianiu Ag2O nadtlenodwusiarczanem potasu w środowisku alkalicznym.
2Ag+ + S2O82- + 4OH- → Ag2O2 + 2SO42- + 2H2O
Związki srebra (III) d8. Małe znaczenie.
Z Ł O T O
Zasadniczo w stanie wolnym, minerał kalaweryt AuTe2. Także przy przeróbce rud miedzi. Żółty metal, bardzo plastyczny, nieroztwarzalny w kwasach nieutleniających i w kwasie azotowym. Roztwarza się w wodzie królewskiej:
Au + 2HNO3 + 8HCl → 2H[AuCl4] + 2NO + 4H2O
H[AuCl4] jest podstawowym odczynnikiem złota.
Wydobywa się z rud metodą cyjankową:
4Au + 8KCN + 4 H2O + O2 → 4K[Au(CN)2] + 4KOH
Złoto roztwarza się również dobrze w roztworze cyjanku potasu i nadtlenku wodoru: Podaj reakcję.
Związki złota (I) d10. Z reguły liczba koordynacyjna wynosi 2. Trwałe są tylko związki kompleksowe lub trudno rozpuszczalne.
Au + 1½Cl2 AuCl + Cl2 AuCl3 AuCl - nie rozp. we wodzie
AuCl przy ogrzaniu we wodzie: 3AuCl 2Au + AuCl3
Budowa
polimeryczna
Mamy dane: Au+(aq) + e = Au(s) E0 = +1,691 V
Au3+(aq) + 3e = Au(s) E0 = +1,401 V
Nierozpuszczalny AuCN - polimer liniowy, taki jak AgCN
AuCN + KCN → K[Au(CN)2] bardzo trwały kompleks
Napisz podaną reakcję w formie jonowej.
Związki złota (II) d9. Mało istotne. Tylko mała ilość kompleksów.
Związki złota (III) d8. Podstawowy stopień utlenienia. Nie ma wolnych hydratowanych kationów [Au(H2O)4]3+ w roztworze wodnym
związki Au (III) występują głównie jako kompleksy o lk = 4 (płaskie kwadratowe) lub jako dimery np. (AuCl3)2.
Chlorek złota (III) AuCl3: Synteza bezpośrednia (150 ºC).
Budowa dimeryczna (w stanie stałym)
AuCl3 + HCl → H[AuCl4]
AuCl3 + KCl → K[AuCl4]
HAuCl4 + 4NaOH → Au(OH)3↓ → AuO(OH)↓ → Au2O3↓ + H2O
brązowożółty) brązowy
Au(OH)3 właściwości amfoteryczne.
Au(OH)3 ↓ + OH- → [Au(OH)4]- fioletowa sól potasowa
Au(OH)3 ↓ + 4HCl → H[AuCl4] + 3H2O
Związki złota (III) ulegają łatwo redukcji do wolnego metalu. Purpura Kasjusza, koloidalne złoto. Redukcja HAuCl4.
Redukcja związków złota do wolnego metalu za pomocą H2O2 w środowisku zasadowym:
AuCl4- + 3H2O2 + 6OH- → 2Au↓ + 3O2 + 8Cl- + 6H2O
Redukcja Au3+ do metalu za pomocą kwasu szczawiowego:
2H[AuCl4] + 3H2C2O4 → 2Au↓ + 6CO2↑ + 8HCl
Także za pomocą FeSO4, NH2OH ⋅ HCl lub N2H4 ⋅ 2HCl.
Napisz równania tych reakcji.
1