Соединения одновалентной меди

Химические свойства

Получение

Химические свойства

Физические свойства

Свойства элементов подгруппы меди

ПОДГРУППА МЕДИ

Никель и его соединения

Гидроксид кобальта (II)

Кобальт и его соединения

По химической активности кобальт уступает железу. Он легко растворяется в кислотах - окислителях и медленно в обычных кислотах:

Co + 2HCl ® CoCl₂ + H₂­

В простых соединениях у кобальта наиболее устойчива степень окисления +2, в комплесных – +3. Водные растворы солей кобальта (II) обычно окрашены в розовый цвет.

Образуется при действии щелочей на соли кобальта (II):

CoSO₄ + 2KOH ® K₂SO₄ + Co(OH)₂¯

На воздухе розовый осадок Co(OH)₂ постепенно буреет, превращаясь в гидроксид кобальта (III):

4Co(OH)₂ + O₂ + 2H₂O ® 4Co(OH)₃

Сo(OH)₂ - слабое основание, растворимое в сильных кислотах:

Co(OH)₂ + 2HCl ® CoCl₂ + 2H₂O

При прокаливании Co(OH)₂ образует оксид кобальта (II) CoO:

Co(OH)₂ –^t°® CoO + H₂O

Cоединения кобальта склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

Co(OH)₂ + 6NH₃ ® [Co(NH₃)](OH)₂

Никель легко растворяется в разбавленной азотной кислоте и медленно в соляной и серной кислотах

Ni + 2HCl ® NiCl₂ + H₂­

Ион Ni²⁺ в водных растворах имеет зелёную окраску. Для никеля наиболее характерна степень окисления +2. Оксид и гидроксид никеля проявляют основной характер.

NiO + H₂SO₄ –^t°® NiSO₄ + H₂O

NiCl₂ + 2NaOH –^t°® Ni(OH)₂¯(зелёный) + 2NaCl

Ni(OH)₂ + H₂SO₄ ® NiSO₄ + 2H₂O

Соединения двухвалентного никеля могут давать комплексы с аммиаком:

Ni(OH)₂ + 6NH₂ ® [Ni(NH₃)₆](OH)₂

Подгруппа меди – побочная подгруппа I группы

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	r г/см^3	t°пл. °C	t°кип. °C	ЭО	Атомный радиус, нм	Удельная злектро- проводность м,мм^-2,ом^-1	Степень окисления
	Медь Cu	[Ar] 3d^104s^1	8,96			1,9	0,127	58,1	+1,+2
	Серебро Ag	[Kr] 4d^105s^1	10,5			1,9	0,144	61,0	+1
	Золото Au	[Xe]4f^145d^106s^1	19,3			2,4	0,144	41,3	+1,+3

1. Высокие значения плотности, температур плавления и кипения.

2. Высокая тепло- и электропроводность.

Химическая активность небольшая, убывает с увеличением атомного номера.

Медь и её соединения

1. Пирометаллургия

CuO + C ® Cu + CO

CuO + CO ® Cu + CO₂

2. Гидрометаллургия

CuO + H₂SO₄ ® CuSO₄ + H₂O

CuSO₄ + Fe ® FeSO₄ + Cu

электролиз:

2CuSO₄ + 2H₂O ® 2Cu + O₂­ + 2H₂SO₄
(на катоде) (на аноде)

Взаимодействует с неметаллами при высоких температурах:

2Cu + O₂ –^t°® 2CuO

Cu + Ci₂ –^t°® CuCl₂

Медь стоит в ряду напряжений правее водорода, поэтому не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами, но растворяется в кислотах – окислителях:

3Cu + 8HNO₃(разб.) ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 2H₂O

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

Cu + 2H₂SO₄(конц.) ® CuSO₄ + SO₂­ +2H₂O

Сплавы меди с оловом - бронзы, с цинком - латуни.

Встречаются либо в нерастворимых соединениях (Cu₂O, Cu₂S, CuCl), либо в виде растворимых комплексов (координационное число меди – 2):

CuCl + 2NH₃ ® [Cu(NH₃)₂]Cl

Оксид меди (I) - красного цвета, получают восстановлением соединений меди (II), например, глюкозой в щелочной среде:

2CuSO₄ + C₆H₁₂O₆ + 5NaOH ® Cu₂O¯ + 2Na₂SO₄ + C₆H₁₁O₇Na + 3H₂O

Дата добавления: 2014-01-14