Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі


НазваГалогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка19/23
Дата19.03.2013
Розмір3.56 Mb.
ТипДокументи
bibl.com.ua > Біологія > Документи
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   23

Найважливіший мінерал срібла -


Ag2S - аргентит, срібний блиск - звичайно міститься як домішка в поліметалевих рудах (супутники Cu, Ni, Zn, Sb, As, Cd).

Срібло також трапляється у вигляді хлориду

AgCl - кераргірит,

Ag3AsS3 - прустит, арсеносрібна обманка,

Ag3SbS3- піраргірит, сурм’яносрібна обманка,

AgBr - бромаргірит,

Ag2Sb - дискразит,

AuAgTe4 - сильваніт,

Ag2Te - гесит.

Мінерали, що містять золото, трапляються дуже рідко. До них відносять

AuTe2 - калаверит.

У невеликих кількостях золото трапляється у сульфідних рудах заліза, свинцю та міді. Вода океану містить 1,1.10-9 г/л золота.
Переробка природних сполук міді, срібла та золота

Застосовується кілька варіантів пірометалургійного виробництва міді. 1) У поширеному методі концентрат руди з добавкою флюсу SiО2 піддають окисній плавці. При цьому відбуваються такі процеси:

to

2CuFeS2  Cu2S + 2Fe + 1/2S2

халькопірит

Значна частина сполученої із залізом сірки окиснюється до SO2 (який направляють на добування H2SO4)

4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2.

Залізо переходить у шлак:

4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2.

Неокисненими залишаються Cu2S і деяка кількість FeS. У печі утворюються два рідких шари - зверху більш легкі шлаки, а внизу - розплав, що складається з FeS і Cu2S (штейн). Шлаки зливають, а рідкий штейн переливають у конвертер, у який додають флюс і вдмухують повітря. У конвертері сульфід заліза перетворюється в оксид, що переходить у шлаки й утворюється розплавлена мідь:

2Cu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2,

Cu2O + FeS = Cu2S + FeO,

1300o

2Cu2O + Cu2S = 6Cu + SO2.

Оксидні руди міді відновлюють коксом:

Cu2O + С = СO + 2Cu.

куприт

2) Деяку кількість міді добувають з бідних руд гідрометалургійними методами. Руду обробляють розчинами, що реагують зі сполуками міді з утворенням Cu2+(р), наприклад, Fe2(SO4)3, H2SO4(розб.), NH3:

Cu2S + 2Fe2(SO4)3 = 4FeSO4 + 2CuSO4 + S,

халькозин

(CuOH)2CO3 + 2H2SO4(розб.) = 2CuSO4 + CO2 + 3H2O.

малахіт

З доюутого розчину металеву мідь виділяють дією водню, порошкоподібного заліза, цинку, алюмінію або електролітичним методом:

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu.

Подальше очищення міді здійснюється електролітичним рафінуванням. При цьому листи чорнової міді (анод) поміщають у розчин електроліту CuSO4 + H2SO4, у якому анодна мідь окиснюється до іонів [Cu(H2O)4]2+ і потім осаджується в чистому виді на катоді з попередньо очищеної міді.

Срібло виділяють з неочищених металів міді, свинцю та ін., у рудах яких завжди міститься домішка срібла.

1) Для виділення срібла із чорнового свинцю застосовують

а) метод Паттинсона (1833), заснований на взаємній нерозчинності свинцю та срібла у твердому стані. При охолодженні розплавленого сплаву спочатку на його поверхні збираються кристали чистого свинцю, які видаляють. При 304оС твердне евтектична суміш, що містить 2,5 % срібла. Евтектику піддають купелюванню - продувають струмінь повітря над розплавленим металом, поки весь свинець перейде у свинцевий глет і залишиться майже чисте срібло (95 %).

б) Метод Паркеса (1855) полягає в додаванні 1-2 % цинку в розплавлений свинець, що містить срібло. Цинк утворить зі сріблом стійкі інтерметаліди Ag2Zn3, Ag2Zn5, нерозчинні в рідкому свинці. Вони спливають на поверхню розплавленого свинцю у вигляді «сріблистої плівки». Її знімають із шару рідкого свинцю, потім цинк відганяють (т. кип. Zn 906оС), а свинець видаляють у вигляді оксиду, який добувають окисненням на повітрі при нагріванні.

2) Срібло добувають обробкою ртуттю анодних шламів електролітичного рафінування міді, нікелю та свинцю.

Очищення срібла проводять методом електролітичного рафінування, електроліт AgNO3.

З бідних руд, що містять срібло та золото, метал витягають способом П. Р. Багратіона, заснованим на обробці руди 0,1-0,2 %-ним розчином ціаніду калію або натрію в присутності кисню повітря:

а) Ag2S + 4NaCN = 2Na[Ag(CN)2] + Na2S,

2Na[Ag(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Ag;

б) 4Au + 8NaCN + 2H2O + O2 = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH,

2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Au.

Здавна для виділення золота використовували спосіб відмивання водою більш легкої частини порожньої породи із золотоносного піску, а також обробку золотоносного піску рідкою ртуттю з її наступним відгоном (амальгамний спосіб).

Для витягу золота з розчинів використають іонообмінні смоли.

Золото очищають електролітичним методом (електроліт H[AuCl4] + HCl).

Для видалення срібла із золота використають афінаж - нагрівання сплаву з конц. сірчаною кислотою, що розчиняє тільки срібло незалежно від його концентрації в сплаві.

Фізичні властивості. Мідь, срібло та золото - блискучі метали з гранецентрованою кубічною решіткою.

Значно більші густини, температури плавлення та кипіння, твердості металів підгрупи міді порівняно з лужними металами спричинені меншими розмірами їхніх атомів та більш щільною упаковкою в кристалічній решітці за рахунок участі в утворенні зв’язку як ns-, так само і (n-1)d-електронів. Порівняно з міддю та золотом для срібла спостерігаються занижені значення температур плавлення та кипіння, енергії атомізації та першого іонізаційного потенціалу і завищені теплопровідність та електропровідність. Це спричинене тим, що валентний електрон срібла менше схильний до ефекту проникнення через особливу стабільність повністю заповненої 4d-оболонки (вже у паладію).

Мідь, срібло та золото порівняно м’які, дуже пластичні, в’язкі. Особливою пластичністю характеризується золото. З нього можна витягнути дріт діаметром в 0.001 мм (яка приблизно у 50 разів тонша від людського волосу), а шляхом кування або прокатки золота можуть бути добуті листочки («золота фольга») завтовшки до 0.0001 мм.

Мідь, срібло та золото перевершують решту металів за теплопровідністю та електропровідністю.

Міль, срібло та золото утворюють сплави один з одним та з багатьма іншими металами. Зокрема, всі вони сплавляються зі ртуттю (важче від інших мідь).
Хімічні властивості

Хімічна активність металів Cu, Ag, Au порівняно невелика і швидко зменшується із зростанням порядкового номера елемента. Мідь, срібло та золото важко окиснюються, а їхні іони Мn+ легко відновлюються. Золото за інертністю перевершує платинові метали.

На повітрі мідь вкривається зеленим пухким шаром основних карбонатів та сульфатів:

2Cu + O2 + H2O + CO2 = (CuOH)2CO3 ,

8Cu + 5O2 + 6H2O + 2SO2 = 2Cu4(OH)6SO4 .

Срібло чорніє від наявності сірководню:

4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O,

тоді як золото не змінюється.

З киснем безпосередньо взаємодіє лише мідь. При розжарюванні міді до 400 оС на повітрі утворюється оксид міді(II), а при обмеженому доступі повітря та 800 оС - оксид міді (I):

400 oC

2Cu + O2 = 2CuO,

800 oC

4Cu + O2 = 2Cu2O.

Благородні метали Ag та Au не окиснюються киснем навіть при нагріванні, проте у вигляді тонких плівок можуть бути окиснені кисневою плазмою або озоном при опромінюванні ультрафіолетом. З азотом, воднем та вуглецем метали IB групи не взаємодіють навіть при високих температурах. Найлегше мідь та її аналоги реагують з галогенами. Мідь при низьких температурах не взаємодіє зі фтором через утворення щільної фторидної плівки CuF2. З іншими галогенами мідь легко сполучається вже при звичайній температурі, а золото реагує із сухими галогенами лише при нагріванні. При взаємодії з галогенами утворюються сполуки, в яких мідь та її аналоги виявляють найбільш типові для них ступені окиснення:

+2

Cu + Cl2 = CuCl2,

+1

2Ag + Cl2 = 2AgCl,

+3

2Au + 3Cl2 = 2AuCl3.

За силою агресивної дії на золото галогени можна розташувати у такому порядку: Br2(р)>I2(г)>Cl2(г)>F2(г). З парами брому золото реагує вже при кімнатній температурі:

2Au + 2Br2 = AuBr + AuBr3,

з йодом - при 60-110 оС з утворенням AuI, з газоподібними хлором та фтором - вище 200 оС та 300 оС, утворюючи тригалогеніди. Золото легко розчиняється у водному розчині хлору («хлорній воді»):

2Au + 3Cl2 + 2Н2О = 2Н2[AuCl3O].

За таких умов реакція взаємодії найповільніше перебігає у срібла зважаючи на покриття його поверхні шаром важкорозчинного AgCl.

Реакція міді з сірководнем вище 400оС приводить до сульфіду міді(I), а нижче цієї температури – до суміші Cu2S та CuS.Срібло у розплавленій сірці перетворюються на сульфід Ag2S. З фосфором мідь дає фосфіди Cu3P, CuP2, Cu2P7, срібло - AgP2, Ag3P11, золото - AuP3, Au2P3. Срібло утворює міцні сполуки із селеном. Золото не взаємодіє з сіркою, хоча з телуром утворює телурид AuTe2.

В електрохімічному ряді мідь, срібло та золото стоять після водню, причому мідь стоїть майже поряд з ним, а золото - далі за всі метали. Тому вони не взаємодіють з водою та не витісняють водень з розчинів кислот. Кислоти можуть окиснювати їх лише за рахунок аніона: мідь та срібло розчиняються в HNO3, HClO3 та конц. H2SO4, золото - у гарячій конц. H2SeO4, насиченому хлором розчині HCl, суміші соляної кислоти та гіпохлорита натрію та царській горілці:

3Cu + 8HNO3(30 %) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O,

6Cu + 12HClO3 = 5Cu(ClO3)2 + CuCl2 + 6H2O,

Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O (t>270oC),

5Cu + 4H2SO4(конц.) = 3CuSO4 + Cu2S + 4H2O (t<270oC),

3Ag + 4HNO3(розб.) = 3AgNO3 + NO + 2H2O,

Ag + 2HNO3(конц.) = AgNO3 + NO2 + H2O,

6Ag + 6HClO3 = 5AgClO3 + AgCl + 3H2O,

2Ag + 2H2SO4(конц.) = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O,

2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O,

2Au + 3Cl2 + 2НCl = 2Н[AuCl4],

Au + HNO3 + 4НCl = Н[AuCl4] + NO + 2H2O.

У двох останніх випадках взаємодія відбувається за рахунок окиснення золота атомарним хлором та утворення аніонного комплексу.

Дещо активніша мідь реагує з дуже концентрованими галогеноводневими кислотами (окрім фтороводневої) за рахунок зв’язування іонів Cu+ у міцні аніонні комплекси:

2Cu + 4НCl = 2Н[CuCl2] + H2­.

Аналогічний окисно-відновний процес, зумовлений комплексоутворенням, перебігає у розчинах ціанідів:

2Cu + 6KCN + 2H2O = 2K2[Cu(CN)3] + 2KOH + H2.

Мідь та срібло можуть взаємодіяти з хлороводнем у присутності окисника (кисню) та при високій температурі:

2Cu + 4НCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2О.

У відсутності окисників мідь, срібло та золото стійкі до дії розчинів та розплавів гідроксидів лужних елементів, проте завдяки комплексоутворенню вони можуть реагувати із ціанідами лужних металів та з розчином аміаку:

4Ag + 8KCN + 2H2O + O2 = 4K[Ag (CN)2] + 4KOH,

2Cu + 8NH3 + O2 + 2H2O = 2[Cu(NH3)4](OH)2.

Реакція з аміаком у присутності кисню характерна лише для міді, оскільки вона розташована у ряді напруг лівіше срібла та золота.

При обробці дрібнодисперсного золота водним розчином, що містить дийодойодат калію та йодид калію, утворюється водорозчинний комплекс золота(+1):

2Au +[I(I2)]- + I- « 2[AuI2]-.

Цю реакцію застосовують при переробці золотовмісних відходів.

При нагріванні золото також реагує з полісульфідами та тіосульфатами лужних металів з утворенням тіосолей, з розчином хлорного заліза.

Мідь, срібло та золото не взаємодіють з лугами, що дозволяє використовувати, зокрема, срібні тиглі для лужного плавлення.

З металами мідь, срібло та золото утворюють інтерметаліди, наприклад, CuZn, Cu5Sn, Cu3Al, Au3Hg, AuHg, AuHg3, Ag4Hg3, Ag5Hg8.
Оксид міді(II)

Оксид міді(II) у промисловому масштабі добувають окисненням мідної стружки киснем повітря (<400 оС), а у лабораторних умовах - термічним розкладом гідроксиду, нітрату або основного карбонату міді(II):

Cu(OH)2 = CuO + H2O,

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2­+ O2­,

(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2­+ H2O.

Оксид міді(II) можна добути також прожарюванням сульфату:

2CuSO4 ® 2CuO + 2SO2­+ O2­.

CuO чорного кольору, у воді практично нерозчинний.

Оксид міді(II) - амфотерна речовина, переважають у нього основні властивості. У кислотах він розчиняється, утворюючи відповідні солі Cu2+:

CuO + 2H3O+ + H2O = [Cu(H2O)4]2+.

Легко розчиняється у водному розчині аміаку з утворенням комплексних сполук:

CuO + 4NH3 + H2O = [Cu(NH3)4](OH)2.

темно-синій

При сплавленні CuO з лугами, оксидами та карбонатами лужних металів утворюються темно-сині купрати(II) M+2CuO2 - куприти:

CuO + K2CO3 = K2CuO2 + CO2.

Оксид міді(II) виявляє окисні властивості. Він легко відновлюється до металу воднем або оксидом вуглецю(II) при ~250 оС. При нагріванні з різними органічними речовинами CuO окиснює їх, перетворюючи вуглець на діоксид вуглецю, а водень - на воду та відновлюючись при цьому у металеву мідь. На цьому засноване застосування CuO в органічному кількісному аналізі.

При 1026 оС CuO розкладається:

4CuO = 2Cu2O + О2­.

Гідроксид міді(II)

Гідроксид міді(II) випадає при обробці розчинів солей міді(II) гідроксидами лужних металів:

CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2¯ + K2SO4.

Cu(OH)2 - речовина блакитного кольору, у воді практично нерозчинний. Це слабка основа, що має невеликою мірою амфотерні властивості. Розчиняється у кислотах з утворенням солей:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.

При нагріванні Cu(OH)2 розчиняється у концентрованих розчинах лугів, утворюючи сині гідроксокупрати(II) - куприти:

Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.)= Na2[Cu(OH)4].

Гідроксид міді(II) легко розчиняється у водному розчині аміаку з утворенням розчину темно-синього кольору, що містить гідроксид тетраамінміді(II), що є сильною основою:

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2.

Цей розчин (реактив Швейцера) має здатність розчиняти клітковину, що використовується у виробництві штучного шовку.

Вже при слабкому нагріванні (~100 оС) навіть під водою гідроксид міді(II) розкладається на оксид та воду.

Солі міді(II)

Більшість солей міді(II) легко розчиняються у воді з утворенням гексаакваіону [Cu(H2O)6]2+, що має світло-синє забарвлення. Це забарвлення спостерігається і у водних розчинах солей міді(II), і в деяких кристалогідратах. У твердому стані забарвлення солей різне. Наприклад: CuCl2,2H2O – зелений, CuSO4 – білий, CuSO4.5H2O – синій, CuS – чорний.

Розчинні солі міді(II) гідролізуються з утворенням малорозчинних основних солей:

2CuSO4 + 2H2O = (CuOH)2SO4 + H2SO4,

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + CO2 + 2Na2SO4.

Для солей міді(II) можливий прояв окиснювальних властивостей. Так, спроби добути у розчині йодид міді(II), ціанід міді(II) та роданід (тіоціанат) міді(II) приречені на невдачу, оскільки перебігають окисно-відновні реакції:

2CuSO4 + 4KI = 2CuI¯ + I2 + 2K2SO4,

2CuSO4 + 4KCN = 2CuCN + (CN)2 + 2K2SO4.

Усі розчинні солі міді(II) отруйні: спричинюють болі у шлунку та блювоту при попаданні всередину, дратують очі та шкіру, часто викликають алергічні дерматити.

Оксид міді(I)

У лабораторних умовах Cu2O виділяють з лужних розчинів Cu(II) дією відновників (гідразин, гідроксиламін, формалін, глюкоза):

2CuSO4 + 2NH2OH + 4NaOH = Cu2O¯ + N2­+ 2Na2SO4 + 5H2O.

Промисловий спосіб добування Cu2O заснований на використанні електролізу водного розчину хлориду натрію з мідним анодом:

катод(-): 2H2O + 2e- = H2 ­ + 2OH- ,

анод(+): Cu0 + 2Cl- - e- = [CuCl2]-,

електроліт: 2[CuCl2]- + 2OH- = Cu2O¯ + 4Cl- + H2O.

Оксид міді(I) можна добути також при термічному розкладі CuO та при прямій взаємодії міді з киснем при 800 оС.

Cu2O червоного кольору, у воді нерозчинний, з водою не взаємодіє.

Cu2O амфотерний. З кислотами реагує з утворенням солей Cu+, які або утворюють комплекси, або диспропорціонують:

Cu2O + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2O,
H2O

Cu2O + H2SO4 = Cu¯ + CuSO4 + H2O.

Cu2SO4 можна добути лише дією 100%-ної H2SO4 на Cu2O.

Кислотна природа Cu2O виявляється при взаємодії з відповідними основними сполуками. При сплавленні з оксидами лужних елементів утворює купрати(I) складу NaCuO. Дещо розчинний у концентрованих розчинах лугів:

Cu2O + 2NaOH + H2O = 2Na[Cu(OH)2].

Кислотні властивості Cu2O менш виражені, ніж у CuO.

Оксид міді(I) розчиняється в аміаку з утворенням амінів:

Cu2O + 4NH3 (р) + H2O = 2[Cu(NH3)2]OН (безбарвний).

Cu2O дуже стійкий до нагрівання, він має найбільшу термічну стійкість зі всіх оксидів та гідроксидів підгрупи міді (tрозкл. = 1800 оС).

Гідроксид міді(I)

Гідроксид міді(I) CuOH, що відповідає оксиду Cu2O, є слабкою основою. Він нестійкий, при спробі добування за обмінними реакціями розкладається на оксид та воду:

2CuOH = Cu2O + H2O.

З аміаком утворює безбарвну сполуку [Cu(NH3)2]OH. Ця сполука значно стійкіша та по силі наближається до лугів.

Солі міді(I)

Солі міді(I) утворюються при відновленні відповідних сполук Cu(II). Наприклад:

CuCl2 + Cu + 2HCl = 2H[CuCl2].

Малостійкий комплекс К[CuCl2] при сильному розбавленні водою розчину дисоціює на HCl та CuCl, причому хлорид міді(I) випадає в осад.

У водному розчині вільний іон Сu+ може бути присутнім лише у надзвичайно низькій концентрації. Відомі сполуки міді(I) або нерозчинні, або є комплексними сполуками.

У вологому стані солі міді(I) легко окиснюються киснем повітря:

4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O.

Для них можливі також реакції диспропорціонування:

2CuCl = CuCl2 + Cu.

Більшість солей міді(I) досить легко розчиняються у присутності аміаку, наприклад:

CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl.

Крім того, нерозчинні у воді галогеніди, ціаніди, сульфіди тощо досить легко розчиняються у розчинах, що містять надлишок відповідного аніону:

CuCl + HCl = H[CuCl2],

CuCN + HCN = H[Cu(CN)2].

Із солей міді(I) стійким є сульфід Cu2S, певну стійкість мають також галогеніди міді(I), причому стійкість зростає у ряді F – Cl – Br – I (CuF невідомий).

Оксид міді(III)

Cu2O3 можна добути дією на Cu(OH)2 сильних окисників (персульфату калію, пероксиду водню, гіпохлориту калію) при -20 оС:

2Cu(OH)2 + 2KOH + K2S2O8 = Cu2O3¯ + 2K2SO4 + 3H2O,

2Cu(OH)2 + KClO = Cu2O3¯ + KCl + 2H2O.

Cu2O3 – кристалічна речовина червоного кольору. З гідроксидами лужних металів утворює гідроксокупрати(III) або купрати:

Cu2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Cu(OH)4],

Cu2O3 + 2NaOH = 2NaCuO2 + H2O.

Cu2O3 - дуже сильний окисник, наприклад, він окиснює соляну кислоту до хлору:

Cu2O3 + 6HCl = 2CuCl2 + Cl2­ + 3H2O.

При нагріванні вже до 100 оС Cu2O3 розкладається:

2Cu2O3 = 4CuO + O2.

Оксид срібла(I)

Оксид срібла(I) добувають за обмінними реакціями з розчинних солей:

2AgNO3 + 2KOH = Ag2O + 2KNO3 + H2O.

Ag2O - речовина коричневого кольору, трохи розчинний у воді, причому розчин має лужну реакцію:

Ag2O + H2O ® 2Ag+ + 2OH-.

Ag2O амфотерний. З кислотами взаємодіє з утворенням простих солей (AgNO3, AgCl, Ag2SO4), поглинає з повітря діоксид вуглецю, утворюючи карбонат срібла(I). Кислотна природа Ag2O виявляється в його здатності утворювати аргентати(I) при розчиненні у концентрованих розчинах лугів та при сплавленні з оксидами лужних елементів.

Оксид срібла(I) - сильний окисник, наприклад, по відношенню до пероксиду водню та деяких органічних речовин:

Ag2O + H2O2 = 2Ag + H2O + O2.

У концентрованих лужних розчинах Ag2O відновлюється легше, ніж у воді.

Аміак переводить Ag2O в катіон диамінсрібла(I):

Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH.

При нагріванні вище 160 оС оксид срібла(I) розкладається:

2Ag2O = 4Ag + O2­.

Оксид срібла(I) застосовують у неорганічній хімії для перетворення розчинних хлоридів, бромідів або йодидів на гідроксиди. Наприклад:

2Cs+ + 2Cl- + Ag2O + H2O = 2AgCl¯ + 2Cs+ + 2OH-.

Гідроксид срібла(I)

Гідроксид срібла(I) AgOH існує лише у дуже розбавленому розчині, при виділенні він розкладається:

2AgOH = Ag2O + H2O.

Добути темний осад AgOH вдається лише при низьких температурах (-50 оС) із спиртових розчинів нітрату срібла(I) осадженням гідроксид-іонами. Досягши кімнатної температури, він повністю розкладається.

AgOH - амфоліт із сильніше вираженими основними властивостями. Гідроксид срібла є досить сильною основою. Це підтверджується тим, що солі срібла не гідролізуються.

Розчинні та нерозчинні солі срібла

З солей срібла(I) розчинні у воді AgNO3, AgClO4, AgClO3. Погано розчинні Ag2SO4, Ag2CO3, CH3COOAg, Ag3PO4, AgCN, AgSCN, Ag2S. Розчинність галогенідів AgГ зменшується при переході від AgF до AgI. Все галогеніди срібла стійкі, плавляться без розкладу.

Хлорид та бромід срібла розчиняються у надлишку розбавленого розчину аміаку з утворенням аміакатів:

AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl.

AgI не розчиняється за цих умов. Його можна розчинити у надлишку йодиду металу:

AgI + KI = K[AgI2].

Все галогеніди срібла розчиняються у розчині Na2S2O3:

AgГ + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaГ.

Реакція «срібного дзеркала». Поверхню скла або пластмаси заздалегідь знежирюють, а потім покривають розчином, що містить аміачний комплекс срібла(I) та відновник – глюкозу або формальдегід. При нагріванні розчину на поверхні скла або пластмаси виділяється металеве срібло у вигляді щільного блискучого дзеркального шару:

2[Ag(NH3)2]Cl + HCOH + H2O ® 2Ag¯ + HCOONH4 + 2NH4Cl + NH3.

Оксид срібла(II)

Оксид срібла(II) можна добути окисненням Ag2O персульфатом у лужному середовищі при ~90 оС:

Ag2O + 2KOH + K2S2O8 = 2AgO + 2K2SO4 + H2O

або дією озону на металеве срібло або Ag2O.

Оксид срібла(II) відповідає формулі AgIAgIIIO2. AgO - чорний порошок, нерозчинний у воді.

AgO є сильним окисником, розчиняється у кислотах з виділенням кисню:

4AgO + 2H2SO4 = 2Ag2SO4 + O2­ + 2H2O.

При 100 оС AgO розкладається. Анодне окиснення AgO, розчиненого в HClO4, веде до утворення Ag2O3, який вмить розкладається при виділенні з розчину.
1   ...   15   16   17   18   19   20   21   22   23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На...
Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення...
Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...

Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів)
Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді
Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівнян­ня у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів»
У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)...
України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...
УРОК №45 Тема уроку
Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання ста­тистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки...
Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...
    ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА
Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...
Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання


При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
Головна сторінка