Подгруппа меди – побочная подгруппа I группы

 

Свойства элементов подгруппы меди

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	r г/см3	t°пл. °C	t°кип. °C	ЭО	Атомный радиус, нм	Удельная злектро- проводность м,мм-2,ом-1	Степень окисления
	Медь Cu	[Ar] 3d104s1	8,96			1,9	0,127	58,1	+1,+2
	Серебро Ag	[Kr] 4d105s1	10,5			1,9	0,144	61,0	+1
	Золото Au	[Xe]4f145d106s1	19,3			2,4	0,144	41,3	+1,+3

 

Физические свойства

 

1. Высокие значения плотности, температур плавления и кипения.

2. Высокая тепло- и электропроводность.

 

Химические свойства

 

Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера.

 

Медь и её соединения

 

Получение

 

1. Пирометаллургия

CuO + C ® Cu + CO

CuO + CO ® Cu + CO₂

 

2. 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 –^t°® 2CuO

Cu + Ci₂ –^t°® 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 –^t°® CuSO₄ + H₂O

CuO + 2HNO₃ –^t°® 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 –^t°® 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(HN₃)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 –^t°® 2CuO + CO₂­ + H₂O

 

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).

 

 

ПОДГРУППА МАРГАНЦА

Подгруппа марганца

Побочная подгруппа VII группы

 

Свойства элементов подгруппы марганца

 

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	r г/см3	t°пл. °C	t°кип. °C	ЭО	Атомный радиус, нм	Степень окисления
	Марганец Mn	[Ar] 3d54s2	7,45			1,6	0,131	+2,+3,+4, +5,+6,+7
	Технеций Tc	[Kr] 4d55s2	11,5			1,36	0,136	+2,+3,+4, +5,+6,+7
	Рений Re	[Xe] 4f145d56s2	20,53			1,46	0,137	+3,+4,+5, +6,+7

 

Физические свойства

 

Серебристо-белые, тугоплавкие металлы.

 

Химические свойства

 

1. В ряду Mn – Tc – Re химическая активность понижается. Mn – металл средней активности, в ряду напряжений стоит до водорода и растворяется в соляной и серной кислотах:

 

Mn + 2H⁺ ® Mn²⁺ + H₂­

 

Re и Tc стоят в ряду напряжений после водорода. Они реагируют только с азотной кислотой:

 

3Tc + 7HNO₃ ® 3HTcO₄ + 7NO­ + 2H₂O

 

2. С увеличением степени окисления усиливается кислотный характер оксидов и гидроксидов. (RO – основные; R₂O₇ – кислотные, им соответствуют кислоты HRO₄).

 

Марганец и его соединения

Марганец

 

Электронная конфигурация валентного слоя

 

 

Получение

 

Алюмотермия: 3MnO₂ + 4Al ® 2Al₂O₃ + 3Mn

 

Химические свойства

 

Металл средней активности. На воздухе покрывается тонкой плёнкой оксидов. Реагирует с неметаллами, например, с серой:

 

Mn + S ® MnS

Растворяется в кислотах:

Mn + 2HCl ® MnCl₂ + H₂­

(При этом образуются соединения двухвалентного марганца).

 

Соединения Mn(II)

Оксид марганца (II) MnO получается восстановлением природного пиролюзита MnO₂ водородом:

 

MnO₂ + H₂ ® MnO + H₂O

 

Гидроксид марганца (II) Mn(OH)₂ - светло-розовое нерастворимое в воде основание:

 

MnSO₄ + 2NaOH ® Mn(OH)₂¯ + Na₂SO₄

Mn²⁺ + 2OH^- ® Mn(OH)₂

 

Легко растворимо в кислотах:

Mn(OH)₂ + 2HCl ® MnCl₂ + 2H₂O

Mn(OH)₂ + 2H⁺ ® Mn²⁺ + 2H₂O

 

На воздухе Mn(OH)₂ быстро темнеет в результате окисления:

 

2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O ® 2[MnO₂ • 2H₂O]

 

При действии сильных окислителей наблюдается переход Mn²⁺ в MnO₄^-:

 

2Mn(OH)₂ + 5Br₂ + 12NaOH –^кат.CuSO4® 2NaMnO₄ + 10NaBr + 8H₂O

2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃ ® 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

2Mn(NO₃)₂ + 5NaBiO₃ + 16HNO₃ ® 2HMnO₄ + 5NaNO₂ + 5Bi(NO₃)₃ + 7H₂O

 

(смотри тему "Окислительно - восстановительные реакции", упражнения 3 и 7).

Оксид марганца (IV) MnO₂ - тёмно-коричневый порошок, нерастворимый в воде. Образуется при термическом разложении нитрата марганца (II):

 

Mn(NO₃)₂ –^t°® MnO₂ + 2NO₂­

 

При сильном нагревании теряет кислород, превращаясь в Mn₂O₃ (при 600°C) или Mn₃O₄ (при 1000°C).

Сильный окислитель:

MnO₂ + 4HCl ® MnCl₂ + Cl₂­ + 2H₂O

 

При сплавлении с содой и селитрой образует манганат натрия тёмно - зелёного цвета:

 

MnO₂ + Na₂CO₃ + NaNO₃ –^t°® Na₂MnO₄ + NaNO₂ + CO₂­

 

Манганаты также могут быть получены при восстановлении перманганатов в щелочной среде:

 

Na₂SO₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + 2KOH ® Na₂SO₄ + 2K₂Mn⁺⁶O₄ + H₂O

 

Гидролиз манганатов протекает по схеме:

 

3K₂MnO₄ + 2H₂O «2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH

 

	MnO2		MnO42-		MnO4-
		SO32- ––		Cl2 ––®
раствор ®		раствор	раствор
	бурый осадок		H+­¯OH-
		раствор®	бурый осадок

 

3MnO₄^2- + 2H₂O «2MnO₄^- + MnO₂ + 4OH^-

 

За способность обратимо менять окраску манганат калия называют "минеральным хамелеоном".

 

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇ - тёмно-зелёная жидкость, кислотный оксид. Получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический KMnO₄ (марганцевая кислота HMnO₄ нестабильна):

 

2KMnO₄ + H₂SO₄ ® Mn₂O₇¯ + K₂SO₄ + H₂O

 

При растворении в щелочах образует перманганаты:

 

Mn₂O₇ + 2KOH ® 2KMnO₄ + H₂O

Перманганат калия KMn⁺⁷O₄ -тёмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

 

2KMnO₄ –^t°® K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂­

 

Сильный окислитель, причём восстанавливается в кислой среде до Mn²⁺, в нейтральной – до Mn⁺⁴O₂, а в щелочной – до Mn⁺⁶O₄^2-.

(смотри тему "Окислительно-восстановительные реакции")

 

ПОДГРУППА ХРОМА