Содержание учебного материала: Общая характеристика элементов. Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления атомов. Характер химической связи в соединениях. Склонность к образованию катионнойи анионной форм, комплексообразованию.Химические свойства простых веществ. Отношение к кислороду, воде, щелочам, кислотам. Растворение золота в царской водке. Способы добычи золота. Применение металлов.Оксиды меди (I, II), серебра (I, II), золота (I, III). Свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения.Гидроксиды меди (II), золота (III). Кислотно-основные свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы получения.Соли меди, серебра, золота (I). Окислительно -восстановительные свойства. Аммин-и цианокомплексы. Соли меди (II). Кристаллогидраты.Комплексные соединения. Галогено-, циано-и амминокомплексы.Соли золота (III). Тетрахлорозолотая кислота и ее соли. Применение соединений элементов I В группы в фармации.
Основные понятия: химический элемент, атом, химическая связь, электроотрицательность, валентность,степень окисления, основные типы реакций в неорганической химии; комплексные соединения.
Основные законы химии: Периодический закон Д.И. Менделеева.
Основные теории химии: Теории строения атома, химической связи, строения неорганических соединений
Методические рекомендации: При изученииматериала необходимо отметить, какие элементы относятся к побочной подгруппе I группы. Обратите внимание на строение электронных уровней элементов. Также рассмотрите физические и химические свойства соединений элементов.
Краткое изложение теоретических вопросов:
Общая характеристика элементов I В группы периодической системы Д. И. Менделеева.
Элементы меди, серебра, золота составляют побочную группу 1 группы и относятся к d- элементам.
Строение внешнего электронного слоя:
Cu …3 d 104 s 1
Ag ….4 d 105 s 1
На наружной оболочке этих элементов имеется по одному электрону. Атомы меди, серебра, золота имеют законченный d -подуровень предпоследнего слоя, но не вполне стабилизированы, способны к частичной потере электронов. Поэтому эти металлы проявляют разные степени окисления: медь +1, +2; серебро +1; золото +1, +3.
Элементы меди, серебра, золота имеют менее ярко выраженные металлические свойства по сравнению с металлами главной подгруппы. Это связано с тем, что радиусы атомов меди, серебра, золота значительно меньше, а их ионизационные потенциалы намного больше, чем у атомов натрия, калия.
Поэтому медь, серебро, золото мало активны, причем инертность возрастает с увеличением атомной массы.
Медь. Соединения меди
Медь была известна еще 5-6 тысяч лет до н. э. Уже в 3 тысячелетии до н.э. медь широко использовали как материал для изготовления орудий труда. Из древних медных рудников особой славой пользовались рудники на острове Кипр. Отсюда и пошло латинское название меди – купрум.
Нахождение в природе
В природе встречается как в самородном виде, так и входит в различные соединения:
CuCO3 ·Cu(OH)2 – малахит, зеленого цвета
CuFeS2 ‒ медный колчедан или халькопирит, золотистого цвета
2CuCO3∙ Cu(OH)2 ‒ медная лазурь или азурит, синего цвета
Cu2O ‒ куприт, красная медная руда
CuS ‒ ковеллин
Cu2S ‒ медный блеск
Физические свойства
Медь - тугоплавкий металл, тяжелый, красно-коричневого цвета. С металлами образует сплавы: бронза (медь + олово), латунь (медь + цинк). Они широко используются в машиностроительной промышленности, электротехнике и других.
Медь хорошо проводит тепло, электрический ток, поэтому идет на производство электропроводов.
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислородом при нагревании:
2Cu + O2 → 2CuO
2. В сухом воздухе медь не изменяется, во влажном окисляется, образуя основной карбонат меди:
2Cu + H2O + O2 + CO2 = (CuOH)2CO3
3. Взаимодействует с галогенами:
Cu + Cl2 = CuCl2
4. В ряду активности медь стоит за водородом (пассивный металл), поэтому растворяется только в кислотах – окислителях (конц. и разб. азотная кислота, конц. серная кислота):
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Cu + 4HNO3 (конц.)= Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O
Медь в своих соединениях проявляет степени окисления +1 и +2. Соединения меди (II) более устойчивы, чем соединения меди (I). Ионы меди (I) и меди (II) являются типичными комплексообразователями, для иона Cu+ наиболее характерно координационное число 2, а для иона Cu2+ - 4.
Оксид меди(I) С u 2 O
Твердое вещество оранжево-красного цвета, не растворимое в воде.
Получение
4CuO = 2Cu2O + O2
Основный оксид.
1. Взаимодействует с кислотами:
Cu2O + 2HCl = CuCl↓+ H2O
белый осадок
2. Растворяется в водном растворе аммиака:
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH
Соответствующее этому оксиду основание – CuOH – является крайне нестойким соединением, разлагается на оксид меди (I) Cu2O и воду/
Оксид меди (II) CuO
Твердое вещество черного цвета, не растворимое в воде
Получение
1. При окислении меди кислородом при температуре:
2Cu + O2 → 2CuO
2. Разложение гидроксида меди:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
3. Разложение некоторых солей меди:
(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O
Химические свойства
Основный оксид.
1. Взаимодействует с кислотами:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
2. Проявляет окислительные свойства и легко восстанавливается до металлической меди: t 0
CuO + H2 = Cu + H2O
CuO ‒ не растворим в воде и с ней не взаимодействует.
Гидроксид меди (II) Cu (OH)2
Получение
В лаборатории получают реакцией обмена растворимых солей меди (II) со щелочами, при этом образуется голубой осадок гидроксида меди (II):
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl
Cu2+ + 2Cl- + 2Na+ + 2OH-= Cu(OH)2↓+ 2Na+ + 2Cl-
Cu+2 + 2OH- = Cu(OH)2↓
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислотами:
Cu(OH) + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
2. Гидроксид меди (II) растворяется в очень концентрированных растворах щелочей:
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4 ]
Данная реакция свидетельствует о проявлении гидроксидом меди (II) признаков амфотерности.
3. Вступает в реакции комплексообразования:
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
4. Проявляет окислительные свойства при взаимодействии с восстановителями:
t 0
СН3СОН + Сu(OH)2 = CH3COOH + Cu2O + H2O
Соли меди (II)
Растворимые соли меди (II) диссоциируют в водных растворах с образованием гидратированных ионов [Cu(H2О)4]2+, которые имеют сине-голубой цвет, в отличие от негидратированных ионов Cu2+. Поэтому такая окраска свойственна разбавленным растворам солей меди (II), если они не содержат окрашенных анионов.
Качественные реакции на Cu2+
а) реакция со щелочами:
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓ голубой осадок
б) реакция с раствором аммиака:
Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2- раствор ярко-синего цвета
