Что такое подгруппа химия

Группа периодической системы

Номер группы определяется количеством электронов на внешней оболочке атома (валентных электронов) и, как правило, соответствует высшей валентности атома.

В короткопериодном варианте периодической системы группы подразделяются на подгруппы — главные (или подгруппы A), начинающиеся с элементов первого и второго периодов, и побочные (подгруппы В), содержащие d-элементы. Подгруппы также имеют названия по элементу с наименьшим зарядом ядра (как правило, по элементу второго периода для главных подгрупп и элементу четвёртого периода для побочных подгрупп). Элементы одной подгруппы обладают сходными химическими свойствами.

С возрастанием заряда ядра у элементов одной группы из-за увеличения числа электронных оболочек увеличиваются атомные радиусы, вследствие чего происходит снижение электроотрицательности, усиление металлических и ослабление неметаллических свойств элементов, усиление восстановительных и ослабление окислительных свойств образуемых ими веществ.

Несмотря на то, что в России и в большинстве стран мира признаётся, что Дмитрий Иванович Менделеев изобрел периодическую таблицу, еще до «холодной войны» в США сформировалось мнение, что первооткрываетелем является Уильям Олдинг.

Нумерация групп

Несмотря на это, продолжают применяться ставшие традиционными системы нумерации с использованием римских цифр и латинских букв, отличающиеся для Америки и Европы.

Современная система нумерации содержит следующие группы (старые системы, Европейская и Американская, приведены в скобках):

Полезное

Смотреть что такое «Группа периодической системы» в других словарях:

Группа периодической таблицы — Группа периодической системы химических элементов последовательность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением. Номер группы определяется количеством электронов на внешней оболочке атома (валентных электронов) … Википедия

Четвёртый период периодической системы — К четвёртому периоду периодической системы относятся элементы четвёртой строки (или четвёртого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических)… … Википедия

Первый период периодической системы — К первому периоду периодической системы относятся элементы первой строки (или первого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов в… … Википедия

Второй период периодической системы — Ко второму периоду периодической системы относятся элементы второй строки (или второго периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов в … Википедия

Пятый период периодической системы — К пятому периоду периодической системы относятся элементы пятой строки (или пятого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов в… … Википедия

Третий период периодической системы — К третьему периоду периодической системы относятся элементы третьей строки (или третьего периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов … Википедия

Седьмой период периодической системы — К седьмому периоду периодической системы относятся элементы седьмой строки (или седьмого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов … Википедия

Шестой период периодической системы — К шестому периоду периодической системы относятся элементы шестой строки (или шестого периода) периодической системы химических элементов. Строение периодической таблицы основано на строках для иллюстрации повторяющихся (периодических) трендов в… … Википедия

Короткая форма периодической системы элементов — Короткая форма таблицы Менделеева основана на параллелизме степеней окисления элементов главных и побочных подгрупп: например, максимальная степень окисления ванадия равна +5, как у фосфора и мышьяка, максимальная степень окисления хрома равна +6 … Википедия

Группа — Сюда перенаправляется запрос «Группировка». На эту тему нужна отдельная статья … Википедия

Источник

Что такое подгруппа химия

Выдающийся русский учёный, химик, физик и энергетик. Самым значимым его вкладом в науку стало открытие периодического закона, графическое выражение которого получило название Периодической системы химических элементов.

Периодический закон

К середине XIX века учёные располагали множеством сведений о физических и химических свойствах разных элементов и их соединений. Появилась необходимость упорядочить эти знания и представить их в наглядном виде. Исследователи из разных стран пытались создать классификацию, объединяя элементы по сходству состава и свойств веществ, которые они образуют. Однако ни одна из предложенных систем не охватывала все известные элементы.

Пытался решить эту задачу и молодой русский профессор Д.И. Менделеев. Он собирал и классифицировал информацию о свойствах элементов и их соединений, а затем уточнял её в ходе многочисленных экспериментов. Собрав данные, Дмитрий Иванович записал сведения о каждом элементе на карточки, раскладывал их на столе и многократно перемещал, пытаясь выстроить логическую систему. Долгие научные изыскания привели его к выводу, что свойства элементов и их соединений изменяются с возрастанием атомной массы, однако не монотонно, а периодически.

Так был открыт периодический закон, который учёный сформулировал следующим образом: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».

Своё открытие Менделеев совершил почти за 30 лет до того, как учёным удалось понять структуру атома. Открытия в области атомной физики позволили установить, что свойства элементов определяются не атомной массой, а зависят от количества электронов, содержащихся в нём. Поэтому современная формулировка закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Этот принцип Менделеев проиллюстрировал в таблице, в которой были представлены все 63 известных на тот момент химических элемента. При её создании учёный предпринял ряд весьма смелых шагов.

Во-первых, многочисленные эксперименты позволили Менделееву сделать вывод, что атомные массы некоторых элементов ранее были вычислены неправильно, и он изменил их в соответствии со своей системой.

Во-вторых, в таблице были оставлены места для новых элементов, открытие которых учёный предсказал, подробно описав их свойства.

Мировое научное сообщество поначалу скептически отнеслось к открытию русского химика. Однако вскоре были открыты предсказанные им химические элементы: галлий, скандий и германий. Это разрушило сомнения в правильности системы Менделеева, которая навсегда изменила науку. Там, где раньше учёному требовалось провести ряд сложнейших (и даже не всегда возможных в реальности) опытов — теперь стало достаточно одного взгляда в таблицу.

Существует легенда, якобы знаменитая таблица явилась Менделееву во сне. Но сам Дмитрий Иванович эту информацию не подтвердил. Он действительно нередко засиживался над работой до поздней ночи и засыпал, продолжая размышлять над решением задачи, однако факт мистического озарения во сне учёный отрицал: «Я над ней, может быть, двадцать лет думал, а вы думаете, сел и вдруг — готово!».

Теперь расскажем, как устроена Периодическая таблица элементов Менделеева и как ею пользоваться.

Структура Периодической системы элементов

На настоящий момент Периодическая таблица Менделеева содержит 118 химических элементов. Каждый из них занимает своё место в зависимости от атомного числа. Оно показывает, сколько протонов содержит ядро атома элемента и сколько электронов в атоме находятся вокруг него. Атом каждого последующего элемента содержит на один протон больше, чем предыдущий.

Периоды — это строки таблицы. На данный момент их семь. У всех элементов одного периода одинаковое количество заполненных электронами энергетических уровней.

Группы — это столбцы. В группы в Периодической таблице объединяются элементы с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. В кратком варианте таблицы, используемой в школьных учебниках, элементы разделены на восемь групп. Каждая из них делится на главную (A) и побочную (B) подгруппы, которые объединяют элементы со сходными химическими свойствами.

Каждый элемент обозначается одной или двумя латинскими буквами. Порядковый номер элемента (число протонов в его ядре) обычно пишется в левом верхнем углу. Также в ячейке элемента указана его относительная атомная масса (сумма масс протонов и нейтронов). Это усреднённая величина, для расчёта которой используются атомные массы всех изотопов элемента с учётом их содержания в природе. Поэтому обычно она является дробным числом.

Чтобы узнать количество нейтронов в ядре элемента, необходимо вычесть его порядковый номер из относительной атомной массы (массового числа).

Свойства Периодической системы элементов

Расположение химических элементов в таблице Менделеева позволяет сопоставлять не только их атомные массы, но и химические свойства.

Вот как они изменяются в пределах группы (сверху вниз):

В пределах периодов (слева направо) свойства элементов меняются следующим образом:

Элементы Периодической таблицы Менделеева

По положению элемента в периоде можно определить его принадлежность к металлам или неметаллам. Металлы расположены в левом нижнем углу таблицы, неметаллы — в правом верхнем углу. Между ними находятся полуметаллы. Все периоды, кроме первого, начинается щелочным металлом. Каждый период заканчивается инертным газом.

Щелочные металлы

Первая группа главная подгруппа элементов (IA) — щелочные металлы. Это серебристые вещества (кроме цезия, он золотистый), настолько мягкие, что их можно резать ножом. Поскольку на их внешнем электронном слое находится только один электрон, они очень легко вступают в реакции. Плотность щелочных металлов меньше плотности воды, поэтому они в ней не тонут, а бурно реагируют с образованием щёлочи и водорода. Реакция идёт настолько энергично, что водород может даже загореться или взорваться. Эти металлы настолько активно реагируют с кислородом в воздухе, что их приходится хранить под слоем керосина (а литий — под слоем вазелина).

Учите химию вместе с домашней онлайн-школой «Фоксфорда»! По промокоду CHEMISTRY892021 вы получите бесплатный недельный доступ к курсам химии за 8 класс и 9 класс.

Щелочноземельные металлы

Вторая группа главная подгруппа (IIА) представлена щелочноземельными металлами с двумя электронами на внешнем энергетическом уровне атома. Бериллий и магний часто не относят к щелочноземельным металлам. Они тоже имеют серебристый оттенок и легко взаимодействуют с другими элементами, хотя и не так охотно, как металлы из первой группы главной подгруппы. Температура плавления щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных. Ионы магния и кальция обусловливают жёсткость воды.

Лантаноиды и актиноиды

В третьей группе побочной подгруппе (IIIB) шестого и седьмого периодов находятся сразу несколько металлов, сходных по строению внешнего энергетического уровня и близких по химическим свойствам. У этих элементов электроны начинают заполнять третий по счёту от внешнего электронного слоя уровень. Это лантаноиды и актиноиды. Для удобства их помещают под основной таблицей.

‍Лантаноиды иногда называют «редкоземельными элементами», поскольку они были обнаружены в небольшом количестве в составе редких минералов и не образуют собственных руд.

‍Актиноиды имеют одно важное общее свойство — радиоактивность. Все они, кроме урана, практически не встречаются в природе и синтезируются искусственно.

Переходные металлы

Элементы побочных подгрупп, кроме лантаноидов и актиноидов, называют переходными металлами. Они вполне укладываются в привычные представления о металлах — твёрдые (за исключением жидкой ртути), плотные, обладают характерным блеском, хорошо проводят тепло и электричество. Валентные электроны их атомов находятся на внешнем и предвнешнем энергетических уровнях.

Неметаллы

Правый верхний угол таблицы до инертных газов занимают неметаллы. Неметаллы плохо проводят тепло и электричество и могут существовать в трёх агрегатных состояниях: твёрдом (как углерод или кремний), жидком (как бром) и газообразном (как кислород и азот). Водород может проявлять как металлические, так и неметаллические свойства, поэтому его относят как к первой, так и к седьмой группе Периодической системы.

Подгруппа углерода

Четвёртую группу главную подгруппу (IVА) называют подгруппой углерода. Углерод и кремний обладают всеми свойствами неметаллов, германий и олово занимают промежуточную позицию, а свинец имеет выраженные металлические свойства. Углерод образует несколько аллотропных модификаций — вариантов простых веществ, отличающихся по своему строению, а именно: графит, алмаз, фуллерит и другие.

Большинство элементов подгруппы углерода — полупроводники (проводят электричество за счёт примесей, но хуже, чем металлы). Графит, германий и кремний используют при изготовлении полупроводниковых элементов (транзисторы, диоды, процессоры и так далее).

Подгруппа азота

Пятую группу главную подгруппу (VA) называют пниктогенами или подгруппой азота. В ходе реакций эти элементы могут как отдавать электроны, так и принимать их, завершая внешний энергетический уровень.

Физические свойства элементов подгруппы азота различны. Азот является бесцветным газом. Фосфор, мягкое вещество, образует несколько вариантов аллотропных модификаций — белый, красный и чёрный фосфор. Мышьяк — твёрдый полуметалл, способный проводить электрический ток. Висмут — блестящий серебристо-белый металл с радужным отливом.

Азот — основное вещество в составе атмосферы нашей планеты. Некоторые элементы подгруппы азота токсичны для человека (фосфор, мышьяк, висмут). При этом азот и фосфор являются важными элементами почвенного питания растений, поэтому они входят в состав большинства удобрений. Азот и фосфор также участвуют в формировании важнейших молекул живых организмов — белков и нуклеиновых кислот.

Подгруппа кислорода

Халькогены или подгруппа кислорода — элементы шестой группы главной подгруппы (VIA). Для завершения внешнего электронного уровня атомам этих элементов не хватает лишь двух электронов, поэтому они проявляют сильные окислительные (неметаллические) свойства. Однако, по мере продвижения от кислорода к полонию они ослабевают.

Кислород образует две аллотропные модификации — кислород и озон — тот самый газ, который образует экран в атмосфере планеты, защищающий живые организмы от жёсткого космического излучения.

Кислород и сера легко образуют прочные соединения с металлами — оксиды и сульфиды. В виде этих соединений металлы часто входят в состав руд.

Галогены

Седьмая группа главная подгруппа (VIIA) представлена галогенами — неметаллами с семью электронами на внешнем электронном слое атома. Это сильнейшие окислители, легко вступающие в реакции. Галогены («рождающие соли») назвали так потому, что они реагируют со многими металлами с образованием солей. Например, хлор входит в состав обычной поваренной соли.

Самый активный из галогенов — фтор. Он способен разрушать даже молекулы воды, за что и получил своё грозное имя (слово «фтор» переводится на русский язык как «разрушительный»). А его «близкий родственник» — иод — используется в медицине в виде спиртового раствора для обработки ран.

Инертные газы

‍Инертные газы, расположенные в последней, восьмой группе главной подгруппе (VIIIA) — элементы с полностью заполненным внешним электронным уровнем. Они практически не способны участвовать в реакциях. Поэтому их иногда называют «благородными», проводя параллель с представителями высшего общества, которые брезгуют контактировать с посторонними.

У инертных газов есть удивительная способность: они светятся под действием электромагнитного излучения, поэтому используются для создания ламп. Так, неон используется для создания светящихся вывесок и реклам, а ксенон — в автомобильных фарах и фотовспышках.

Гелий обладает массой всего в два раза больше массы молекулы водорода, но, в отличие от последнего, не взрывоопасен и используется для заполнения воздушных шаров.

У нас вы сможете учиться в удобном темпе, делать упор на любимые предметы и общаться со сверстниками по всему миру.

Попробовать бесплатно

Интересное по рубрике

Найдите необходимую статью по тегам

Подпишитесь на нашу рассылку

Мы в инстаграм

Домашняя онлайн-школа
Помогаем ученикам 5–11 классов получать качественные знания в любой точке мира, совмещать учёбу со спортом и творчеством

Посмотреть

Рекомендуем прочитать

Реальный опыт семейного обучения

Звонок по России бесплатный

Посмотреть на карте

Если вы не нашли ответ на свой вопрос на нашем сайте, включая раздел «Вопросы и ответы», закажите обратный звонок. Мы скоро свяжемся с вами.

Источник

Первая группа периодической системы в химии

Содержание:

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Первая группа периодической системы

Металлы главной подгруппы первой группы — литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций — называются щелочными металлами. Это название связано с тем, что гидроксиды двух главных представителей этой группы — натрия и калия — издавна были известны под названием щелочей.

Щелочные металлы

Металлы главной подгруппы первой группы — литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций — называются щелочными металлами. Это название связано с тем, что гидроксиды двух главных представителей этой группы — натрия и калия — издавна были известны под названием щелочей. Из этих щелочен, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу, Г. Дэви в 1807 г. впервые получил свободные калий и натрий.

Таблица 30. Некоторые свойства щелочных металлов

Во внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. Во втором снаружи электронном слое у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных металлов — по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся иа сравнительно большом удалении от ядра, атомы этих элементов довольно легко отдают этот электрон, т. е. характеризуются низкой энергией ионизации (табл. 30). Образующиеся при этом однозарядные положительные ноны имеют устойчивую электронную структуру соответствующего благородного газа (ион лития — структуру атома гелия, ион натрия — атома неона и т. д.). Легкость отдачи внешних электронов характеризует рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у щелочных металлов особенно резко.

Одинаковое строение не только наружного, но и предпоследнего электронного слоя атомов всех щелочных металлов, кроме лития, обусловливает большое сходство свойств этих элементов. В то же время увеличение заряда ядра и общего числа электронов в атоме при переходе сверху вниз по подгруппе создает некоторые различия в их свойствах. Как и в других группах, эти различия проявляются главным образом в увеличении легкости отдачи валентных электронов и усилении металлических свойств с возрастанием порядкового номера.

Щелочные металлы в природе. Получение и свойства щелочных металлов

Вследствие очень легкой окнсляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к распространенным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2 % (масс.). Оба металла входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа. Хлорид натрия содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной солн во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлорида или двойных солей с натрием и магнием. Однако большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение, встречаются редко. Наиболее важными из них являются соликамские месторождения в СССР, страссфуртские в ГДР и эльзасские — во Франции. Залежи натриевой селитры находятся в Чили. В воде многих озер содержится сода. Наконец, огромные количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богас-Гол Каспийского моря, где эта соль в зимние месяцы толстым слоем осаждается иа дне.

Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах.

Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются. Первым был открыт изотоп ; его существование было установлено французской исследовательницей М. Пере в 1939 г. Он образуется при распаде актиния и в ничтожном количестве встречается в природе. В настоящее время небольшие количества франция получают искусственно.

Натрий и литий получают электролизом расплавов их соединений, калий — восстановлением из расплавов или натрием, рубидий и цезий — восстановлением из их хлоридов кальцием.

Все щелочные металлы кристаллизуются в кубической объем-ноцентрированной решетке. Они обладают металлическим блеском, который можно наблюдать па свежем разрезе металла. На воздухе блестящая поверхность металла сейчас же тускнеет вследствие окисления.

Щелочные металлы характеризуются незначительной твердостью, малой плотностью и низкими температурами плавления и кипения. Наименьшую плотность имеет литий, самую низкую температуру плавления — франций (см. табл. 30).

Приведенные в табл. 30 данные показывают, что в большинстве случаев свойства щелочных металлов закономерно изменяются при переходе от лития к цезию. В основе наблюдающихся закономерностей лежит возрастание массы и радиуса атома в подгруппе сверху вниз. Рост массы приводит к возрастанию плотности. Увеличение радиуса обусловливает ослабление сил притяжения между атомами, что объясняет снижение температур плавления н кипения и уменьшение энергии атомизации металлов, а также уменьшение энергии ионизации атомов при переходе от лития к цезию. Однако стандартные электродные потенциалы щелочных металлов изменяются в ряду не так правильно. Причина этого, подробно рассмотренная в § 100, заключается в том, что величины электродных потенциалов связаны с несколькими факторами, различно изменяющимися при переходе от одного элемента подгруппы к другому.

Щелочные металлы принадлежат к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Их высокая химическая активность обусловлена в первую очередь низкими значениями энергии ионизации их атомов — легкостью отдачи ими валентных электронов. При этом энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию (табл. 30). Ясно, что химическая активность при этом возрастает.

Все щелочные металлы энергично соединяются с кислородом. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе; литий, натрий и калий загораются при небольшом нагревании. Характерно, что только литий, сгорая, образует нормальный оксид , остальные же щелочные металлы превращаются в пероксидные соединения: .

Не менее энергично, чем с кислородом, взаимодействуют щелочные металлы с галогенами, особенно с хлором и фтором. В ряду напряжений щелочные металлы стоят далеко впереди водорода и вытесняют водород из воды; при этом образуются сильные основания, например:

Легко отдавая при химических реакциях свои валентные электроны, щелочные металлы являются самыми энергичными восстановителями. Их восстановительная способность настолько велика, что они могут восстанавливать даже атомы водорода, превращая их в отрицательно заряженные ионы . Так, при нагревании щелочных металлов в струе водорода получаются их гидриды, например:

Гидриды щелочных металлов имеют ионное строение. Металл входит в их состав в виде катиона, а водород— в виде аниона.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Мало растворимы .

Если внести в пламя газовой горелки соль щелочного металла, то она разлагается, и пары освободившегося металла окрашивают пламя в характерный для данного металла цвет. Литий окрашивает пламя в карминово-красный цвет, натрий — в желтый, калий— в фиолетовый. Таким путем можно обнаружить эти элементы в соответствующей пробе.

Щелочные металлы и их соединения широко используются в технике. Литий применяется в ядерной энергетике. В частности, изотоп служит промышленным источником для производства трития, а изотоп используется как теплоноситель в урановых реакторах. Благодаря способности лития легко соединяться с водородом, азотом, кислородом, серой, он применяется в металлургии для удаления следов этих элементов из металлов и сплавов. и входят в состав флюсов, используемых при плавке металлов и сварке магния и алюминия. Используется литий и его соединения и в качестве топлива для ракет. Смазки, содержащие соединения лития, сохраняют свои свойства при температурах от —60 до +150°С. Гидроксид лития входит в состав электролита щелочных аккумуляторов (см. § 244), благодаря чему в 2—3 раза возрастает срок их службы. Применяется литий также в керамической, стекольной и других отраслях химической промышленности. Вообще, по значимости в современной технике этот металл является одним из важнейших редких элементов.

Цезий и рубидий применяются для изготовления фотоэлементов. В этих приборах, преобразующих лучистую энергию в энергию электрического тока и основанных на явлении фотоэлектрического эффекта (см. § 23), используется способность атомов цезия и рубидия отщеплять валентные электроды при действии на металл лучистой энергии.

Однако наибольшее практическое значение имеют натрий, калий и их соединения.

Натрий (Natrium)

Металлический натрий получают электролизом расплава хлорида натрия, к которому для снижения температуры плавления добавляют хлорид кальция.

В расплавленном состоянии хлориды натрия и кальция смешиваются неограниченно, а в твердом — нерастворимы друг в друге. В соответствии с этим системе отвечает простая диаграмма состояния с эвтектикой, подобная изображенной на рис. 147 (стр. 528). Эвтектическая смесь хлоридов натрия и кальция плавится при 505 °С, что почти на 300 °С ниже, чем температура плавления .

Натрий представляет собой серебристо-белый металл. Он настолько мягок, что легко режется ножом. Вследствие легкой окис-ляемости на воздухе натрий хранят под слоем керосина.

Важнейшие области применения натрия — это атомная энергетика, металлургия, промышленность органического синтеза. В атомной энергетике натрий и его сплав с калием применяются в качестве жидко металлических теплоносителей. Сплав натрия с калием, содержащий 77,2% (масс.) калия, находится в жидком состоянии в широком интервале температур (темп, плавл. — 12,8°С), имеет высокий коэффициент теплопередачи и не взаимодействует с большинством конструкционных материалов ни при обычных, ни при повышенных температурах. В металлургии натрийтермическим методом получают ряд тугоплавких металлов, а восстанавливая натрием выделяют калий. Кроме того, натрий используется как добавка, упрочняющая свинцовые сплавы. В промышленности органического синтеза натрий используется при получении многих веществ. Он служит также катализатором при получении некоторых органических полимеров.

Со ртутью натрий образует твердый сплав — амальгаму натрия, которая иногда используется как более мягкий восстановитель вместо чистого металла.

Важнейшие соединения натрия с кислородом — это оксид натрия и пероксид натрия .

Оксид натрия может быть получен путем пропускания над натрием, нагретым не выше 180°С, умеренного количества кислорода или нагреванием пероксида натрия с металлическим натрием:

Оксид натрия бурно реагирует с водой с образованием гидроксида натрия и выделением большого количества теплоты:

Пероксид натрия образуется при сжигании натрия на воздухе или в кислороде. В заводских условиях пероксид натрия готовят нагреванием расплавленного натрия в токе воздуха, освобожденного от . Получающийся продукт имеет слабо-желтоватую окраску, обусловленную примесыо соединения , называемого надперекисью, или супероксидом, натрия.

Пероксид натрия — очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

При осторожном растворении пероксида натрия в холодной воде получается раствор., содержащий гидроксид натрия и пероксид водорода. Взаимодействие пероксида натрия с водой представляет собой гидролиз соли, образованной слабой кислотой — пероксидом водорода — и сильным основанием — :

Если нагревать полученный раствор, то вследствие разложения пероксида водорода из него выделяется кислород.

При действии на пероксид натрия разбавленных кислот также получается пероксид водорода, например:

Пероксид натрия применяется для отбелки тканей, шерсти, шелка и т. п. Важное значение имеет реакция взаимодействия пероксида натрия с диоксидом углерода:

На этой реакции основано применение пероксида натрия для регенерации воздуха в изолированных помещениях.

Гидроксид натрия образует твердые белые, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при 322 °С. Ввиду сильного разъедающего действия на ткани, кожу, бумагу и другие органические вещества он называется также едким натром («натр» — старое название оксида натрия). В технике гидроксид натрия часто называют каустической содой.

В воде гидроксид натрия растворяется с выделением большого количества теплоты вследствие образования различных гидратов.

Гидроксид натрия следует хранить в хорошо закупоренных сосудах, так как он легко поглощает из воздуха диоксид углерода, постепенно превращаясь в карбонат натрия.

Основным способом получения гидроксида натрия является электролиз водного раствора хлорида натрия. В ходе электролиза на катоде разряжаются ноны водорода и одновременно вблизи катода накапливаются ноны натрия и гидроксид-ионы, т. е. получается гидроксид натрия; на аноде выделяется хлор. Очень важно, чтобы продукты электролиза не смешнвались, так как гидроксид натрия легко взаимодействует с хлором; в результате образуются хлорид и гипохлорит натрия:

Рис. 154. Схема электролизера с вертикальной диафрагмой: 1 — диафрагма; 2 — катод; 3 — анодное пространство. 4 — катодное пространство; 5 — аноды.

Для того чтобы воспрепятствовать проникновению хлора в раствор гидроксида натрия, чаще всего применяют диафрагменный способ, при котором анодное и катодное пространства отделены друг от друга перегородкой (диафрагмой) из асбеста или другого пористого материала. В электролизерах, служащих для получения гидроксида натрия по этому способу (рис. 154), вертикально установленная диафрагма 1, плотно прилегающая к стальному дырчатому катоду 2, отделяет анодное пространство 3 от катодного 4 и препятствует смешиванию продуктов электролиза. Анодами служат графитовые стержни 5. В процессе электролиза в анодное пространство непрерывно поступает раствор хлорида натрия, а из катодного вытекает раствор, содержащий смесь хлорида и гидроксида натрия. При его выпаривании выкристаллизовывается хлорид натрия и остается почти чистый раствор щелочи. Последний отделяют от хлорида натрия и выпаривают до полного удаления воды. Полученный сплавляют и отливают в формы. Побочными продуктами при получении гидроксида натрия являются хлор и водород.

Несколько иначе протекает электролиз раствора хлорида натрия, если катодом служит металлическая ртуть. Перенапряжение выделения водорода па ртути очень велико. Поэтому здесь у катода разряжаются не ионы водорода, а ионы натрия. Выделяющийся натрий растворяется в ртути, образуя амальгаму натрия. Амальгаму разлагают горячей водой, причем получается гидроксид натрия, выделяется водород и освобождается ртуть. Таким образом, пользуясь в качестве катода ртутью, можно получать чистый гидроксид натрия, не содержащий в виде примеси хлорид натрия.

Кроме электролитического способа получения гидроксида натрия, иногда еще применяют более старый способ—кипячение раствора соды с гашеной известью:

По окончании реакции раствор сливают с осадка карбоната кальция и, выпарив воду, сплавляют полученный гидроксид натрия.

Гидроксид натрия — один из важнейших продуктов основной химической промышленности. В больших количествах он потребляется для очистки продуктов переработки нефти; гидроксид натрия широко применяется в мыловаренной, бумажной, текстильной и других отраслях промышленности, а также при производстве искусственного волокна.

Только в СССР в 1985 г. было произведено 3,1 млн. т

Натрий образует соли со всеми известными кислотами. Важнейшие из них были описаны при рассмотрении свойств соответствующих кислот. Многие соли натрия образуют кристаллогидраты с довольно большим содержанием кристаллизационной воды (например, ).

В организме человека натрий в виде его растворимых солей, главным образом хлорида, фосфата и бикарбоната, содержится в основном во внеклеточных жидкостях — плазме крови, лимфе, пищеварительных соках. Осмотическое давление плазмы крови поддерживается на необходимом уровне прежде всего за счет хлорида натрия.

Калий (Kalium)

По внешнему виду, а также по физическим и химическим свойствам калин очень похож на натрий, но обладает еще большей активностью. Подобно натрию он имеет серебристо-белый цвет, быстро окисляется на воздухе и бурно реагирует с водой с выделением водорода.

Гидроксид калия, или едкое кали, получается аналогично гидроксиду натрия—электролизом раствора хлорида калия. Хотя действие его такое же, как и гидроксида натрия, но применяется он гораздо реже, ввиду его более высокой стоимости.

Соли калия очень сходны с солями натрия, по обычно выделяются из растворов без кристаллизационной воды.

Калий отлагается в растениях главным образом в стеблях, поэтому удобрение земли навозом, содержащим солому, отчасти пополняет убыль калия. Но так как стебли перечисленных выше растений используются для промышленных целей, то в конце концов большая часть калия уходит из почвы, и для пополнения его убыли необходимо вносить в почву калийные удобрения.

Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей. В СССР такие отложения находятся в районе Соликамска. Пласты соли, состоящие главным образом из минералов карналлита и сильвинита , залегают на большой площади между верховьями Камы и предгорьями Урала. В пределах СССР калийные месторождения имеются также в Саратовской области и в Западной Украине. По запасам калийных солей наша страна занимает первое место в мире.

В качестве калийных удобрений применяют как природные вещества, так и продукты их переработки. Из природных веществ используется главным образом сильвинит. Продуктами переработки, находящими наибольшее применение, являются хлорид и сульфат калия. Иногда применяется также растительная зола, содержащая калий главным образом в виде карбоната.

Подобно натрию, калий образует соли со всеми кислотами. Важнейшие из них были рассмотрены при описании свойств соответствующих кислот.

Как и натрий, калий содержится во всех тканях организма человека. Но, в отличие от натрия, калий в преобладающем количестве находится внутри клеток. Ион калия играет важную роль в некоторых физиологических и биохимических процессах, например, он участвует в проведении нервных импульсов. Определенная концентрация калия в крови необходима для нормальной работы сердца. В организм калий поступает главным образом с растительной пищей; суточная потребность взрослого человека в нем составляет 2—3 г.

Подгруппа меди

К подгруппе меди относятся три элемента — медь, серебро и золото. Подобно атомам щелочных металлов, атомы всех этих элементов имеют в наружном слое по одному электрону; но предпоследний их электронный слой содержит, в отличие от атомов щелочных металлов, восемнадцать электронов. Структуру двух внешних электронных оболочек атомов этих элементов можно изобразить формулой (где — номер периода, в котором находится данный элемент). Все элементы подгруппы меди — предпоследние члены декад -элементов. Однако, как видно из приведенной формулы, их атомы содержат на -подуровне не 9, а 10 электронов. Это объясняется тем, что структура более устойчива, чем структура (см. стр. 93).

В табл. 31 приведены некоторые физические константы, характеризующие элементы подгруппы меди.

Сравнивая данные табл. 31 с соответствующими величинами для щелочных металлов (табл. 30), можно видеть, что радиусы атомов меди, серебра и золота меньше радиусов атомов металлов главной подгруппы. Это обусловливает значительно большую плотность, высокие температуры плавления и большие величины энтальпии атомизации рассматриваемых металлов; меньшие по размеру атомы располагаются в решетке более плотно, вследствие чего силы притяжения между ними велики.

Малый радиус атомов объясняет также более высокие значения энергии ионизации металлов этой подгруппы, чем щелочных металлов. Это приводит к большим различиям в химических свойствах металлов обеих подгрупп. Элементы подгруппы меди — малоактивные металлы. Они с трудом окисляются, и, наоборот, их ионы легко восстанавливаются; они не разлагают воду, гидроксиды их являются сравнительно слабыми основаниями. В ряду напряжений они стоят после водорода. В то же время восемнадцатиэлектронный слой, устойчивый у других элементов, здесь еще не вполне стабилизировался и способен к частичной потере электронов. Так, медь наряду с однозарядными катионами образует и двухзарядные, которые для нее даже более характерны. Точно так же для золота степень окисленности +3 более характерна, чем +1. Степень окисленности серебра в его обычных соединениях равна +1; однако известны соединения со степенью окисленности серебра +2 и +3.

Таблица 31. Некоторые свойства меди и ее аналогов

Медь. (Cuprum)

Общее содержание меди в земной коре сравнительно невелико [0,01% (масс.)], однако она чаще, чем другие металлы, встречается в самородном состоянии, причем самородки меди достигают значительной величины. Этим, а также сравнительной легкостью обработки меди объясняется то, что она ранее других металлов была использована человеком.

В настоящее время медь добывают из руд. Последние, в зависимости от характера входящих в их состав соединений, подразделяют на оксидные и сульфидные. Сульфидные руды имеют наибольшее значение, поскольку из них выплавляется 80 % всей добываемой меди.

Важнейшими минералами, входящими в состав медных руд, являются: халькозин, или медный блеск, ; халькопирит, или медный колчедан, ; малахит .

В СССР богатые месторождения медных руд находятся на Урале, в Казахстане и в Закавказье.

Медные руды, как правило, содержат большое количество пустой породы, так что непосредственное получение из них меди экономически невыгодно. Поэтому в металлургии меди особенно важную роль играет обогащение (обычно флотационный метод), позволяющее использовать ряды с небольшим содержанием меди.

Выплавка мед» из ее сульфидных руд или концентратов представляет собою сложный процесс. Обычно он слагается из следующих операций: обжиг, плавка, конвертирование, огневое и электролитическое рафинирование. В ходе обжига большая часть сульфидов примесных элементов превращается в оксиды. Так, главная примесь большинства медных руд пирит превращается в . Газы, отходящие при обжиге, содержат и используются для получения серной кислоты.

Получающиеся в ходе обжига оксиды железа, цинка и других примесей отделяются в виде шлака при плавке. Основной же продукт плавки — жидкий штейн ( с примесью ) поступает в конвертор, где через пего продувают воздух. В ходе конвертирования выделяется диоксид серы и получается черновая, или сырая, медь.

Для извлечения ценных спутников ( и др.) и для удаления вредных примесей черновая медь подвергается огневому, а затем электролитическому рафинированию. В ходе огневого рафинирования жидкая медь насыщается кислородом. При этом примеси железа, цинка, кобальта окисляются, переходят в шлак и удаляются. Медь же разливают в формы. Получающиеся отливки служат анодами при электролитическом рафинировании (см. § 103).

Чистая медь — тягучий вязкий металл светло-розового цвета, легко прокатываемый в тонкие листы. Она очень хорошо проводит теплоту и электрический ток, уступая в этом отношении только серебру. В сухом воздухе медь почти не изменяется, так как образующаяся на ее поверхности тончайшая пленка оксидов (придающая меди более темный цвет) служит хорошей защитой от дальнейшего окисления. Но в присутствии влаги и диоксида углерода поверхность меди покрывается зеленоватым налетом карбоната гидроксомеди . При нагревании на воздухе в интервале температур 200—375°С медь окисляется до черного оксида меди(II) . При более высоких температурах на ее поверхности образуется двухслойная окалина: поверхностный слой представляет собой оксид меди (II), а внутренний — красный оксид меди(I) . Ввиду высокой теплопроводности, электрической проводимости, ковкости, хороших литейных качеств, большого сопротивления на разрыв и химической стойкости медь широко используется в промышленности.

Большие количества чистой электролитической меди (около 40 % всей добываемой меди) идут на изготовление электрических проводов и кабелей. Из меди изготовляют различную промышленную аппаратуру: котлы, перегонные кубы и т. п.

Широкое применение в машиностроительной промышленности, а также в электротехнике и других производствах имеют различные сплавы меди с другими металлами. Важнейшими из них являются латуни (сплавы меди с цинком), медноникелевые сплавы и бронзы.

Латуни содержат до 45 % цинка. Различают простые и специальные латуни. В состав последних, кроме меди и цинка, входят другие элементы, например железо, алюминий, олово, кремний. Латуни находят разнообразное применение. Из них изготовляют трубы для конденсаторов и радиаторов, детали механизмов, в частности часовых. Некоторые специальные латуни обладают высокой коррозионной стойкостью в морской воде и применяются в судостроении. Латунь с высоким содержанием меди — томпак — благодаря своему внешнему сходству с золотом используется для ювелирных и декоративных изделий.

Медноникелевые сплавы подразделяются на конструкционные и электротехнические. К конструкционным относятся мельхиоры и нейзильберы. Мельхиоры содержат 20—30 % никеля и небольшие количества железа и марганца, а нейзильберы содержат 5— 35 % никеля и 13—45% цинка. Благодаря стойкости против коррозии в воде, в том числе в морской, конструкционные медноникелевые сплавы получили широкое распространение в судостроении и в энергетической промышленности. Из них изготовляют радиаторы, трубопроводы, дистилляционные установки для получения питьевой воды из морской. К электротехническим медноникелевым сплавам относятся константан (40 % , 1,5% ) и манганин (3% , 32% ), обладающие низким температурным коэффициентом электросопротивления и служащие для изготовления магазинов сопротивления, а также копель (43% , 0,5 % ), применяемый для изготовления термопар.

Бронзы подразделяются по основному входящему в их состав компоненту (кроме меди) на оловянные, алюминиевые, кремнистые и др. Из них оловянные представляют собой самые древние сплавы. На протяжении столетий они занимали ведущее место во многих отраслях производства. Сейчас применение их в машиностроении сокращается. Более широко применяются алюминиевые бронзы (5—10% и добавки ). Бериллиевые бронзы очень прочны и применяются для изготовления пружин и других ответственных деталей.

Все медные сплавы обладают высокой стойкостью против атмосферной коррозии.

В химическом отношении медь является малоактивным металлом. Однако с галогенами она реагирует уже при комнатной температуре, например, с влажным хлором образует хлорид . О взаимодействии меди с кислородом воздуха говорилось выше. При нагревании медь взаимодействует и с серой, образуя сульфид .

Находясь в ряду напряжений после водорода, медь не вытесняет его из кислот. Поэтому соляная и разбавленная серная кислоты на медь не действуют. Однако в присутствии кислорода воздуха медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей:

Летучие соединения меди окрашивают несветящее пламя газовой горелки в сине-зеленый цвет.

Известны соединения, в которых медь имеет степень окисленности один, два и три. Их можно рассматривать как производные соответствующих оксидов: и .

Соединения меди(I), в общем, менее устойчивы, чем соединения меди(II). Оксид и его производные весьма нестойки.

Соединения меди(I). Оксид меди(I), или закись меди, встречается в природе в виде минерала куприта. Искусственно она может быть получена путем нагревания раствора соли меди(II) со щелочью и каким-нибудь сильным восстановителем, например формалином или глюкозой. При нагревании образуется осадок красного оксида меди(I).

В паре с металлической медью применяется в купроксных выпрямителях переменного тока.

При действии на соляной кислоты получается бесцветный раствор хлорида меди(I) . Если разбавить этот раствор водой, то хлорид меди(I) выпадает в виде белого творожистого осадка, нерастворимого в воде. Он может быть получен также кипячением раствора хлорида меди (II) с металлической медью в солянокислой среде:

Соединения меди(II). Оксид меди(II), или окись меди, — черное вещество, встречающееся в природе (например, в виде минерала тенорита). Его можно легко получить прокаливанием карбоната гидроксомеди(II) или нитрата меди(II) . Оксид меди(II) проявляет окислительные свойства. При нагревании с различными органическими веществами окисляет их, превращая углерод в диоксид углерода, а водород — в воду и восстанавливаясь при этом в металлическую медь. Этой реакцией пользуются при элементарном анализе органических веществ для определения содержания в них углерода и водорода.

Гидроксид меди(II) осаждается из растворов солей меди(II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей. Уже при слабом нагревании даже под водой он разлагается, превращаясь в черный оксид меди(II).

Гидроксид меди(II)—очень слабое основание. Поэтому растворы солей меди(II) в большинстве случаев имеют кислую реакцию, а со слабыми кислотами медь образует основные соли.

Важнейшими из солей меди (II) являются следующие.

Сульфат меди(II) в безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет. Поэтому он применяется для обнаружения следов влаги в органических жидкостях. Водный раствор сульфата меди имеет характерный сине-голубой цвет. Эта окраска свойственна гидратированным ионам , поэтому такую же окраску имеют все разбавленные растворы солей меди(II), если только они не содержат каких-либо окрашенных анионов. Из водных растворов сульфат меди кристаллизуется с пятью молекулами воды, образуя прозрачные синие кристаллы. В таком виде он называется медным купоросом (см.стр. 376).

Хлорид меди(II) . Образует темно-зеленые кристаллы, легко растворимые в воде. Очень концентрированные растворы хлорида меди(II) имеют зеленый цвет, разбавленные — сине-голубой.

Нитрат меди(II) . Получается при растворении меди в азотной кислоте. При нагревании синие кристаллы нитрата меди сначала теряют воду, а затем легко разлагаются с выделением кислорода и бурого диоксида азота, переходя в оксид меди (II).

Карбонат гидроксомеди(II) . Встречается в природе в виде минерала малахита, имеющего красивый изумрудно-зеленый цвет. Искусственно приготовляется действием на растворы солей меди(II):

Применяется для получения хлорида меди(II), для приготовления синих и зеленых минеральных красок, а также в пиротехнике.

Ацетат меди(II) . Получается обработкой металлической меди или оксида меди(II) уксусной кислотой. Обычно представляет собой смесь основных солей различного состава и цвета (зеленого и сине-зеленого). Под названием ярь-медянка применяется для приготовления масляной краски.

Смешанный ацетат-арсенит меди (II) . Применяется под названием париокская зелень для уничтожения вредителей растений.

Из солей меди вырабатывают большое количество минеральных красок, разнообразных по цвету: зеленых, синих, коричневых, фиолетовых и черных. Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду лудят, т. е. покрывают внутри слоем олова, чтобы предотвратить возможность образования медных солей.

Комплексные соединения меди. Характерное свойство двухзарядных ионов меди—их способность соединяться с молекулами аммиака с образованием комплексных ионов.

Если к раствору сульфата меди приливать раствор аммиака, то выпадает голубой осадок основной соли, который легко растворяется в избытке аммиака, окрашивая жидкость в интенсивный синий цвет. Прибавление щелочи к полученному раствору не вызывает образования осадка гидроксида меди ; следовательно, в этом растворе так мало ионов , что даже при большом количестве ионов не достигается произведение растворимости . Отсюда можно заключить, что ионы меди вступают во взаимодействие с прибавленным аммиаком и образуют какие-то новые ионы, которые не дают нерастворимого соединения с ионами . В то же время ионы остаются неизмененными, так как прибавление к аммиачному раствору хлорида бария тотчас же вызывает образование осадка сульфата бария (характерная реакция на ион ).

Исследованиями установлено, что темно-синяя окраска аммиачного раствора обусловлена присутствием в нем сложных ионов , образовавшихся путем присоединения к иону меди четырех молекул аммиака. При испарении воды ионы связываются с ионами и из раствора выделяются темно-синие кристаллы, состав которых выражается формулой .

Таким образом, при взаимодействии сульфата меди(II) с аммиаком происходит реакция

или в ионной форме:

Ионы, которые, подобно , образуются путем присоединения к данному иону нейтральных молекул или ионов противоположного знака, называются комплексными ионами. Соли, в состав которых входят такие ионы, получили название комплексных солей. Известны также комплексные кислоты, комплексные основания и комплексные неэлектролиты*.

* Приведенное определение комплексных соединений не является исчерпывающим. Подробнее комплексные соединения рассматриваются в главе XVIII.

При написании формул комплексный ион обычно заключают в квадратные скобки. Этим отмечается, что при растворении данного соединения в воде комплексный ион практически не диссоциирует.

Подобно сульфату меди(II) реагируют с аммиаком и другие соли двухвалентной меди. Во всех этих случаях получаются темно-синие растворы, содержащие комплексные ионы .

Гидроксид меди(II) тоже растворяется в аммиаке с образованием темно-синего раствора, содержащего ионы :

Гидроксид меди(II) растворяется также в очень концентрированных растворах щелочей, образуя сине-фиолетовые растворы купритов — солей, содержащих комплексный ион

или в ионной форме:

В отличие от аммиачных комплексов меди, в этом случае ион меди присоединяет к себе не нейтральные молекулы, а ионы , вследствие чего образуются комплексные анионы, а не катионы. Куприты очень нестойки и при разбавлении щелочных растворов водой разлагаются, выделяя гидроксид меди(II) в осадок.

Из других комплексных анионов меди(II) отметим ионы , образующиеся в концентрированных растворах хлорида меди (II) и обусловливающие их зеленую окраску:

При разбавлении растворов водой ионы превращаются в обычные гидратированные ионы меди и зеленая окраска растворов переходит в сине-голубую:

Медь принадлежит к числу микроэлементов. Такое название получили в связи с тем, что малые количества их необходимы для нормальной жизнедеятельности растений. Микроэлементы повышают активность ферментов, способствуют синтезу сахара, крахмала, белков, нуклеиновых кислот, витаминов и ферментов. Микроэлементы вносят в почву с микроудобрениями. Удобрения, содержащие медь, способствуют росту растений на некоторых малоплодородных почвах, повышают их устойчивость против засухи, холода и некоторых заболеваний.

Серебро (Argentum)

В качестве примеси серебро присутствует почти во всех медных и особенно свинцовых рудах. Из этих руд и получают около 80 % всего добываемого серебра.

В СССР серебро получают главным образом из серебряно-свинцовых руд, месторождения которых имеются на Урале, Алтае, Северном Кавказе, в Казахстане.

Чистое серебро — очень мягкий, тягучий металл, оно лучше всех металлов проводит теплоту и электрический ток.

На практике чистое серебро вследствие мягкости почти не применяется: обычно его сплавляют с большим или меньшим количеством меди. Сплавы серебра служат для изготовления ювелирных и бытовых изделий, монет, лабораторной посуды *. Серебро используется для покрытия им других металлов, а также радиодеталей в целях повышения их электрической проводимости и устойчивости к коррозии. Часть добываемого серебра расходуется на изготовление серебряно-цинковых аккумуляторов.

* Содержание серебра или золота в сплаве указывает проба, которая ставится иа изделии в виде клейма. В Советском Союзе применяется метрическая система проб. Метрическая проба показывает, сколько единиц массы драгоценного металла содержится в 1000 единицах массы сплава. Наиболее распространены изделия из серебра 800 и 875 пробы, из золота — 683 и 750.

В серебряно-цинковых аккумуляторах, обладающих хорошими электрическими характеристиками и имеющих малую массу и объем, электродами служат оксиды серебра (катод) и губчатый цинк (анод); электролитом служит раствор .

При работе аккумулятора цинк окисляется, превращаясь в н , а оксид серебра восстанавливается до металла. Суммарную реакцию, протекающую при разряде аккумулятора, можно приближенно выразить уравнением:

Э. д. с. заряженного серебряно-цинкового аккумулятора приближенно равна 1,85 В. При снижении напряжения до 1,25 В аккумулятор заряжают. При этом процессы на электродах «обращаются»: цинк восстанавливается, серебро окисляется— «новь получаются вещества, необходимые для работы аккумулятора.

Серебро — малоактивный металл. В атмосфере воздуха оно не окисляется ни при комнатных температурах, ни при нагревании. Часто наблюдаемое почернение серебряных предметов — результат образования на их поверхности черного сульфида серебра . Это происходит под влиянием содержащегося в воздухе сероводорода (см. стр. 371), а также при соприкосновении серебряных предметов с пищевыми продуктами, содержащими соединения серы.

В ряду напряжений серебро расположено значительно дальше водорода. Поэтому соляная и разбавленная серная кислоты на него не действуют. Растворяют серебро обычно в азотной кислоте, которая взаимодействует с ннм согласно уравнению:

Серебро образует один ряд солей, растворы которых содержат бесцветные катионы .

Оксид серебра(I), или закись серебра, . При действии щелочей на растворы солей серебра можно ожидать получения , но вместо него выпадает бурый осадок оксида серебра (I):

Оксид серебра (I) незначительно растворяется в воде (0,017 г/л ). Получающийся раствор имеет щелочную реакцию и, подобий щелочам, осаждает гидроксиды некоторых металлов из растворов их солей. Очевидно, в растворе содержится гидроксид серебра , представляющий собой довольно сильное основание. Последнее подтверждается тем, что соли серебра не гидролизуются.

Кроме оксида серебра(I) известны оксиды и .

Наибольшее значение имеют следующие соли серебра.

Нитрат серебра , называемый также ляписом. Образует бесцветные прозрачные кристаллы, хорошо растворимые в воде. Применяется в производстве фотоматериалов, при изготовлении зеркал, в гальванотехнике, в медицине.

Хлорид серебра образуется в виде белого творожистого нерастворимого в воде и кислотах осадка при взаимодействии ионов серебра с хлорид-ионами. На свету хлорид серебра постепенно темнеет, разлагаясь с выделением металлического серебра. Такими же свойствами обладают бромид и иодид серебра, имеющие в отличие от хлорида серебра желтоватый цвет. Напротив, фторид серебра растворим в воде.

Комплексные соединения серебра. Подобно меди, серебро обладает склонностью к образованию комплексных соединений.

Многие нерастворимые в воде соединения серебра, например оксид серебра(I) и хлорид серебра, легко растворяются в водном растворе аммиака. Причина растворення заключается в образовании комплексных ионов . Например, равновесия, устанавливающиеся при взаимодействии хлорида серебра с водным раствором аммиака, можно представить следующей схемой:

В насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается динамическое равновесие между ионами и и осадком . Вводимые в раствор молекулы аммиака связываются с ионами серебра в комплексные ионы и осадок растворяется. Таким образом, в аммиачном растворе серебро находится в виде, комплексных катионов . Но наряду с ними в растворе всегда остается и некоторое, хотя и незначительное количество ионов серебра вследствие диссоциации комплексного иона согласно уравнению:

Комплексные цианистые соединения серебра применяются для гальванического серебрения, так как при электролизе растворов этих солей на поверхности изделий осаждается плотный слой мелкокристаллического серебра. При пропускании тока через раствор серебро выделяется на катоде за счет незначительного количества ионов серебра, которое получается вследствие диссоциации комплексного аниона:

Все соединения серебра легко восстанавливаются с выделением металлического серебра. Если к аммиачному раствору оксида серебра (I), находящемуся в стеклянном сосуде, прибавить в качестве восстановителя немного глюкозы или формалина, то металлическое серебро выделяется в виде плотного блестящего зеркального слоя на поверхности стекла. Этим способом готовят зеркала, а также серебрят внутреннюю поверхность стекла в сосудах Дьюара и в термосах для уменьшения потерн теплоты лучеиспусканием.

Соли серебра, особенно хлорид и бромид, ввиду их способности разлагаться под влиянием света с выделением металлического серебра, широко используются для изготовления фотоматериалов — пленки, бумаги, пластинок. Фотоматериалы обычно представляют собой светочувствительную суспензию в желатине, слои которой нанесен на целлулоид, бумагу или стекло.

При экспозиции в тех местах светочувствительного слоя, где на него попал свет, образуются мельчайшие зародыши кристаллов металлического серебра. Это — скрытое изображение фотографируемого предмета. При проявлении бромид серебра разлагается, причем скорость разложения тем больше, чем выше концентрация зародышей в данном месте слоя. Получается видимое изображение, которое является обращенным, или негативным, изображением, поскольку степень почернения в каждом месте светочувствительного слоя тем больше, чем выше была его освещенность при экспозиции. В ходе закрепления (фиксирования) из светочувствительного слоя удаляется неразложившнйся бромид серебра. Это происходит в результате взаимодействия между и веществом закрепителя — тиосульфатом натрия. При этой реакции получается растворимая комплексная соль:

Далее негатив накладывают на фотобумагу и подвергают действию света— «печатают». При этом наиболее освещенными оказываются те места фотобумаги, которые находятся против светлых мест негатива. Поэтому в ходе печатания соотношение между светом и тенью меняется на обратное и становится отвечающим сфотографированному объекту. Это — позитивное изображение.

Золото (Aurum)

Золото встречается в природе почти исключительно в самородном состоянии, главным образом в виде мелких зерен, вкрапленных в кварц или содержащихся в кварцевом песке. В небольших количествах золото встречается в сульфидных рудах железа, свинца и меди. Следы его открыты в морской воде. Общее содержание золота в земной коре составляет всего % (масс.).

В СССР месторождения золота находятся в Сибири и на Урале. Крупные месторождения золота имеются в Южной Африке, на Аляске, в Канаде и Австралии.

Золото отделяется от песка и измельченной кварцевой породы промыванием водой, которая уносит частицы песка, как более легкие, или обработкой песка жидкостями, растворяющими золото. Чаще всего применяется раствор цианида натрия , в котором золото растворяется в присутствии кислорода с образованием комплексных анионов :

Из полученного раствора золото выделяют цинком:

Осажденное золото обрабатывают для отделения от него цинка разбавленной серной кислотой, промывают и высушивают. Дальнейшая очистка золота от примесей (главным образом от серебра) производится обработкой его горячей концентрированной серной кислотой или путем электролиза.

Метод извлечения золота из руд с помощью растворов цианидов калия или натрия был разработан в 1843 г. русским инженером П. Р. Багратионом. Этот метод, принадлежащий к гидрометаллургическим способам получения металлов, в настоящее время наиболее распространен в металлургии золота.

Золото—ярко-желтый блестящий металл. Оно очень ковко и пластично; путем прокатки из него можно получить листочки толщиной менее 0,0002 мм, а из 1 г золота можно вытянуть проволоку длиной 3,5 км. Золото — прекрасный проводник теплоты и электрического тока, уступающий в этом отношении только серебру и меди.

Ввиду мягкости золото употребляется в сплавах, обычно с серебром или медью. Эти сплавы применяются для электрических контактов, для зубопротезирования, в ювелирном деле.

В химическом отношении золото — малоактивный металл. На воздухе оно не изменяется, даже при сильном нагревании. Кислоты в отдельности не действуют на золото, но в смеси соляной и азотной кислот (царской водке) золото легко растворяется. Так же легко растворяется золото в хлорной воде и в аэрируемых (продуваемых воздухом) растворах цианидов щелочных металлов. Ртуть тоже растворяет золото, образуя амальгаму, которая при содержании более 15 % золота становится твердой.

Известны два ряда соединений золота, отвечающие степеням окисленности +1 и +3. Так, золото образует два оксида — оксид золота(I), или закись золота, и оксид золота(III), или окись золота, . Более устойчивы соединения, в которых золото имеет степень окисленности +3.

При растворении золота в царской водке получается комплексная тетрахлорозолотая, или золотохлористоводородная, кислота , которая кристаллизуется в виде светло-желтых игл состава (обычный продажный препарат золота). Известны хорошо кристаллизующиеся соли этой кислоты, например , в растворах которых золото находится в виде комплексного аниона .

Если осторожно нагревать тетрахлорозолотую кислоту, то она разлагается с выделением и красновато-коричневых кристаллов хлорида золота(III) .

Щелочи осаждают из растворов тетрахлорозолотои кислоты бурый гидроксид золота(III) , называемый также золотой кислотой, так как это вещество обладает слабокислотными свойствами и образует соли. При 100°С золотая кислота теряет воду, превращаясь в бурый оксид золота (III) .

При нагревании хлорида золота(III) в струе диоксида углерода до 180°С получается хлорид золота(I) в виде белого малорастворимого в воде вещества. Из растворов хлорида золота(I) щелочи осаждают фиолетовый оксид золота (I) .

Все соединения золота легко разлагаются при нагревании с выделением металлического золота.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник