d-Элементы I Б группы

Август 31, 2022

Главная
Химия
d-Элементы I Б группы

Содержание

2. Общая характеристика группы. 28Cu − 1s22s22p63s23p63d104s1; [Ar] 3d104s1 47Ag − 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1; [Kr] 4d105s1 79Au − 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1;
3. Cu…3d104s1 Cu2+ … 3d94s0 или … Cu 3d9 3 3d 4 s Cu Cu2+
4. Стандартные электродные потенциалы d-элементов 1Б группы .. H2 … Cu … Ag… Au …
5. Для меди наиболее характерна степень окисления +2, для серебра +1, для золота +3. Особая устойчивость степени
6. Радиусы атомов элементов побочной подгруппы I группы гораздо меньше, чем у металлов главной подгруппы, поэтому медь,
7. При переходе от меди к серебру радиус атомов увеличивается, а у золота не изменяется, т. к.
8. Нахождение в природе. В природе встречается в виде различных соединений, Cu2S - медный блеск, CuFeS2 -
9. Медь Сu довольно мягкий металл красного цвета, Tпл = 1083°С, обладает высокой электро- и теплопроводностью, образует
10. Способы получения. Продувание О2 через расплав сульфида меди (I): 2Cu2S + 3О2 = 2Cu2O + 2SO2;
11. Химические свойства
12. 2Сu + О2 = 2СuО (800°С); Сu + S = CuS (350°C); Сu + Сl2 =СuСl2;
13. Сu + 4НNО3(конц) = 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2Н2О; 3Сu + 8НNО3(разб) = 2NO + 3Cu(NO3)2
14. Оксид меди (I) Сu2О - твердое вещество темно-красного цвета, обладает основными свойствами. Часть солей меди (I)
15. Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl? + H2O; Сu2О + 4НСl(изб.) = 2H[CuCl2] + H2O; 2Сu2О +
16. Оксид меди (II) СuО - твердое вещество красно-коричневого цвета, проявляет основные свойства. 4CuO = 2Cu2O+ O2;
17. СuО + СО = Сu + СО2; 3СuО + 2NH3(г) = N2 + 3Сu + 3H2О;
18. Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 - соединение голубого цвета, не растворим в воде, термически неустойчив, преобладают основные
19. 2Cu(OH)2 + CO2 = Cu2 ( ОН)2 СО3?- + H2O; Cu(OH)2 = CuO + 2H2O; Cu(OH)2
20. Соединения меди (II) – окислители: CuSO4+ M = Cu↓ + MSO4 (М = Fе, Zn) 2CuSO4
21. Соли меди (II) сильных кислот подвергаются в водных растворах значительному гидролизу. Катион находится в гидратированном состоянии:
22. Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами. [Cu(NH3)4](OH)2 Свойство Сu (ΙΙ) реагировать с белками
23. Серебро. Серебро Ag - тяжелый пластичный металл с характерным блеском, Тпл = 962°С, обладает наибольшей среди
24. Химические свойства
25. Является малоактивным (благородным) металлом, непосредственно не взаимодействует с О2, не реагирует с разбавленными растворами НСl, H2SO4
26. 2Ag + Cl2 = 2AgCl; 4Ag + 2SO2 + 2O2 = 2Ag2SO4; (>450°C) 2Ag + H2S
27. Оксид серебра Ag2O - твердое вещество темно-коричневого цвета, разлагается при нагревании, проявляет основные свойства, плохо растворяется
28. 2Ag2O = 4Ag + О2; (150°С) Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + ЗН2О; Ag2O + 2НNО3(разб)
29. Соли серебра. Соли серебра не растворимы в воде, исключение составляют AgF, AgNO3, AgClO3, AgClO4. Взаимодействие с
30. качественная реакция на хлорид-ион: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3 NaCl + AgNO3 → AgCl↓
31. качественная реакция на бромид-ион: NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3 AgBr + 2NH3 • H2O
32. качественная реакция на иодид-ион: NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3 AgI + 2NH3 • H2O
33. Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов в фармацевтическом анализе Растворимые соли серебра, попадая
34. Вода, содержащая ионы серебра порядка 10-8 ммоль/л, обладает бактерицидным действием, что обусловлено образованием нерастворимых альбуминатов. Эффективность
35. Золото Au – желтый, ковкий, тяжелый металл, Тпл = 1064°С, благородный металл. Нахождение в природе. Встречается
36. Химические свойства
37. Не реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом, азотом, углеродом, серой. Переводится в раствор "царской водкой", со
38. Au + НNО3(конц) + 4НСl(конц) = H[AuCl4] + NO + 2H2О; 2Au + 3Сl2 = 2AuCl3
39. Оксид и гидроксид золота (III) нерастворимы в воде, проявляют амфотерные свойства: Au(OH)3 + 3HCl = AuCl3
40. Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства: Подобрать коэффициенты: AuCl3 + H2O2 (конц.) → Au (коллоид) +O2
42. Скачать презентацию

Слайд 2

Общая характеристика группы.
28Cu − 1s22s22p63s23p63d104s1; [Ar] 3d104s1
47Ag − 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1; [Kr] 4d105s1
79Au

− 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1;
[Xe] 4f145d106s2

Слайд 3

Cu…3d104s1 Cu2+ … 3d94s0 или … Cu 3d9
3
3d
4 s
Cu
Cu2+

Слайд 4

Стандартные электродные потенциалы
d-элементов 1Б группы
.. H2 … Cu … Ag…

Au …

Слайд 5

Для меди наиболее характерна степень окисления +2, для серебра +1, для

золота +3. Особая устойчивость степени окисления +1 у серебра объясняется большей прочностью конфигурации 4d10, т. к. эта конфигурация образуется уже у Pd, предшествующего серебру в периодической системе.

Слайд 6

Радиусы атомов элементов побочной подгруппы I группы гораздо меньше, чем у

металлов главной подгруппы, поэтому медь, серебро и золото отличаются большей плотностью, высокими температурами плавления.

Слайд 7

При переходе от меди к серебру радиус атомов увеличивается, а у

золота не изменяется, т. к. золото расположено в периодической системе после лантаноидов и еще испытывает эффект лантаноидного сжатия. Плотность золота очень велика.
Химическая активность этих элементов невелика и убывает с возрастанием порядкового номера элемента.

Слайд 8

Нахождение в природе.
В природе встречается в виде различных соединений,
Cu2S

- медный блеск,
CuFeS2 - медный колчедан (халькопирит), Cu3FeS3 - борнит,
Сu2 (ОН)2 СО3 или СuСО3 Сu(ОН)2 - малахит.

Слайд 9

Медь Сu
довольно мягкий металл красного цвета,
Tпл = 1083°С,

обладает высокой электро- и теплопроводностью,
образует различные сплавы.

Слайд 10

Способы получения.
Продувание О2 через расплав сульфида меди (I):
2Cu2S + 3О2

= 2Cu2O + 2SO2;
2Cu2O + Cu2S = 6Cu + SO2.

Слайд 11

Химические свойства

Слайд 12

2Сu + О2 = 2СuО (800°С);
Сu + S = CuS (350°C);
Сu

+ Сl2 =СuСl2;
2Сu + О2 + H2О + СО2 = (СuОН)2СО3
(пленка зеленого цвета – образуется на
воздухе);

Слайд 13

Сu + 4НNО3(конц) = 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2Н2О;
3Сu + 8НNО3(разб)

= 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4Н2О;
Сu + 2H2SO4(конц) = SO2 + CuSO4 + 2H2О;
2Сu + 2H2SO4(paзб) + О2 = 2CuSO4+ 2H2O (кипячение порошка Сu).

Слайд 14

Оксид меди (I) Сu2О - твердое вещество темно-красного цвета, обладает основными

свойствами.
Часть солей меди (I) растворима в воде, но легко окисляется кислородом воздуха, устойчивы комплексные соединения меди (I)
[Cu(NH3)2]+:

Слайд 15

Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl? + H2O;
Сu2О + 4НСl(изб.) = 2H[CuCl2]

+ H2O;
2Сu2О + 8НСl(разб) + О2 = 4CuCl2 + 4Н2О;
2Сu2О + 4Н2О + О2 = 4Сu(ОН)2;
Сu2О + СО = 2Сu + СО2.
Гидроксид Cu(OH) не стоек и быстро окисляется.

Слайд 16

Оксид меди (II) СuО - твердое вещество красно-коричневого цвета, проявляет основные

свойства.
4CuO = 2Cu2O+ O2;
СuО + Н2 = Сu + Н2О;
3СuО + 2А1 = 3Сu + Аl2О3;
СuО + С = Сu + СО;

Слайд 17

СuО + СО = Сu + СО2;
3СuО + 2NH3(г) = N2

+ 3Сu + 3H2О;
СuО + 2НС1 = СuСl2 + Н2O
Слабые амфотерные свойства проявляются при сплавлении со щелочами:
СuО + 2NaOH = Na2СuO2 + Н2O

Слайд 18

Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 - соединение голубого цвета, не растворим в

воде, термически неустойчив, преобладают основные свойства, слабый окислитель:
CuSO4 + 2NaOH(разб.) = Cu(OH)2↓ + Na2SO4;
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O;
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4];
Купраты щелочных металлов имеют синюю окраску

Слайд 19

2Cu(OH)2 + CO2 = Cu2 ( ОН)2 СО3?- + H2O;
Cu(OH)2 =

CuO + 2H2O;
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O;
качественная реакция на альдегиды:
2Cu(OH)2 + СН3СНО = Cu2O + СН3СООН + 2H2O

Слайд 20

Соединения меди (II) – окислители:
CuSO4+ M = Cu↓ + MSO4 (М

= Fе, Zn)
2CuSO4 + 2NaE + SO2 + 2H2O = 2CuE↓ + 2H2 SO4 + 2Na2SO4
(E =Cl, Br , I, NCS)

Слайд 21

Соли меди (II) сильных кислот подвергаются в водных растворах значительному гидролизу.

Катион находится в гидратированном состоянии:
Cu2+ + Н2О  CuOH + + Н+;
Сu2++ 4Н2О  [Cu(H2O)4]3+
[Cu(H2O)4]2+ + Н2О [Cu(OH)(H2O)3]+ + Н3О+
гидролиз в протолитической форме

Слайд 22

Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами.
[Cu(NH3)4](OH)2
Свойство Сu

(ΙΙ) реагировать с белками и пептидами, а также с биуретом (NH2 –CO–NH–CO–NH2) в щелочной среде с образованием окрашенных в сине-фиолетовый цвет комплексных соединений, используют для доказательства наличия пептидных связей. Реакция Сu (ΙΙ) с биуретом и белками называется биуретовой.

Слайд 23

Серебро.
Серебро Ag - тяжелый пластичный металл с характерным блеском,

Тпл = 962°С,
обладает наибольшей среди металлов электро- и теплопроводностью,
образует сплавы со многими металлами.

Слайд 24

Химические свойства

Слайд 25

Является малоактивным (благородным) металлом, непосредственно не взаимодействует с О2, не реагирует

с разбавленными растворами НСl, H2SO4

Слайд 26

2Ag + Cl2 = 2AgCl;
4Ag + 2SO2 + 2O2 = 2Ag2SO4; (>450°C)
2Ag

+ H2S = Ag2S + H2;
2Ag + 2HI = 2AgI + H2;
2Ag + 2H2SO4(конц.) = Ag2SO4 + 2H2O + SO2;
Ag + 2НNO3(конц.) = AgNO3 + H2O + NO2.

Слайд 27

Оксид серебра Ag2O - твердое вещество темно-коричневого цвета,
разлагается при нагревании,

проявляет основные свойства,
плохо растворяется в НСI и H2SO4 за счет образования на поверхности солей AgCl и Ag2SO4,

Слайд 28

2Ag2O = 4Ag + О2; (150°С)
Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + ЗН2О;
Ag2O

+ 2НNО3(разб) = 2AgNO3 + Н2О;
Ag2O + H2О2(конц) = 2Ag + О2 + Н2О.

Слайд 29

Соли серебра.
Соли серебра не растворимы в воде, исключение составляют AgF, AgNO3,

AgClO3, AgClO4.
Взаимодействие с гидратом аммиака, тиосульфатом натрия, карбонатом аммония (повторить качественные реакции на галогениды – НЛВ).

Слайд 30

качественная реакция на хлорид-ион: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3 NaCl +

AgNO3 → AgCl↓ + NaNO3 AgCl + 2NH3 • H2O → [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O AgCl + (NH4)2СO3 → [Ag(NH3)2]Cl + СO2↑ + H2O AgCl + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl

Слайд 31

качественная реакция на бромид-ион: NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3 AgBr +

2NH3 • H2O → [Ag(NH3)2]Br + 2H2O AgBr + (NH4)2СO3 ≠ AgBr + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr

Слайд 32

качественная реакция на иодид-ион: NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3 AgI +

2NH3 • H2O ≠ AgI + (NH4)2СO3 ≠ AgI + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaI

Слайд 33

Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов в фармацевтическом

анализе
Растворимые соли серебра, попадая в организм в больших дозах, вызывают острое отравление, подобно другим тяжелым элементам-металлам.
При этом, как правило, серебро связывается атомами серы белков. В результате инактивируются соответствующие ферменты, свертываются белки.

Слайд 34

Вода, содержащая ионы серебра порядка 10-8 ммоль/л, обладает бактерицидным действием, что

обусловлено образованием нерастворимых альбуминатов.
Эффективность бактерицидного действия серебра выше, чем у хлора, хлорной извести, карболовой кислоты.

Слайд 35

Золото Au –
желтый, ковкий, тяжелый металл,
Тпл = 1064°С,
благородный металл. Нахождение

в природе. Встречается в виде самородного золота

Слайд 36

Химические свойства

Слайд 37

Не реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом, азотом, углеродом, серой.
Переводится

в раствор "царской водкой",
со ртутью образует амальгаму,
при нагревании взаимодействует с галогенами.

Слайд 38

Au + НNО3(конц) + 4НСl(конц) = H[AuCl4] + NO + 2H2О;
2Au

+ 3Сl2 = 2AuCl3 (130°С)

Слайд 39

Оксид и гидроксид золота (III) нерастворимы в воде, проявляют амфотерные свойства:

Au(OH)3 + 3HCl = AuCl3 + 3H2O
Au(OH)3 + 4HNO3 = H[Au(NO3)4] + 3H2O
Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4] - гидроксоаурат (III)

Слайд 40

Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства:
Подобрать коэффициенты:
AuCl3 + H2O2 (конц.) →

Au (коллоид) +O2 + HCl
H[AuCl4] +SO2+H2O →H[AuCl2]+H2SO4 + HCl

d-Элементы I Б группы

Содержание

Общая характеристика группы.28Cu − 1s22s22p63s23p63d104s1; [Ar] 3d104s147Ag − 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1; [Kr] 4d105s179Au

Cu…3d104s1 Cu2+ … 3d94s0 или … Cu 3d9 33d4 s CuCu2+

Стандартные электродные потенциалы d-элементов 1Б группы.. H2 … Cu … Ag…

Для меди наиболее характерна степень окисления +2, для серебра +1, для

Радиусы атомов элементов побочной подгруппы I группы гораздо меньше, чем у

При переходе от меди к серебру радиус атомов увеличивается, а у

Нахождение в природе.В природе встречается в виде различных соединений, Cu2S

Медь Сu довольно мягкий металл красного цвета, Tпл = 1083°С,

Способы получения.Продувание О2 через расплав сульфида меди (I):2Cu2S + 3О2

Химические свойства

2Сu + О2 = 2СuО (800°С);Сu + S = CuS (350°C);Сu

Сu + 4НNО3(конц) = 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2Н2О;3Сu + 8НNО3(разб)

Оксид меди (I) Сu2О - твердое вещество темно-красного цвета, обладает основными

Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl? + H2O;Сu2О + 4НСl(изб.) = 2H[CuCl2]

Оксид меди (II) СuО - твердое вещество красно-коричневого цвета, проявляет основные

СuО + СО = Сu + СО2;3СuО + 2NH3(г) = N2

Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 - соединение голубого цвета, не растворим в

2Cu(OH)2 + CO2 = Cu2 ( ОН)2 СО3?- + H2O;Cu(OH)2 =

Соединения меди (II) – окислители:CuSO4+ M = Cu↓ + MSO4 (М

Соли меди (II) сильных кислот подвергаются в водных растворах значительному гидролизу.

Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами. [Cu(NH3)4](OH)2Свойство Сu

Серебро. Серебро Ag - тяжелый пластичный металл с характерным блеском,

Химические свойства

Является малоактивным (благородным) металлом, непосредственно не взаимодействует с О2, не реагирует

2Ag + Cl2 = 2AgCl;4Ag + 2SO2 + 2O2 = 2Ag2SO4; (>450°C)2Ag

Оксид серебра Ag2O - твердое вещество темно-коричневого цвета, разлагается при нагревании,

2Ag2O = 4Ag + О2; (150°С)Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + ЗН2О;Ag2O

Соли серебра.Соли серебра не растворимы в воде, исключение составляют AgF, AgNO3,

качественная реакция на хлорид-ион: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3 NaCl +

качественная реакция на бромид-ион: NaBr + AgNO3 → AgBr↓ + NaNO3 AgBr +

качественная реакция на иодид-ион: NaI + AgNO3 → AgI↓ + NaNO3 AgI +

Химические основы применения соединений серебра в качестве лечебных препаратов в фармацевтическом

Вода, содержащая ионы серебра порядка 10-8 ммоль/л, обладает бактерицидным действием, что

Золото Au –желтый, ковкий, тяжелый металл, Тпл = 1064°С, благородный металл. Нахождение

Химические свойства

Не реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом, азотом, углеродом, серой. Переводится

Au + НNО3(конц) + 4НСl(конц) = H[AuCl4] + NO + 2H2О;2Au

Оксид и гидроксид золота (III) нерастворимы в воде, проявляют амфотерные свойства:

Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства:Подобрать коэффициенты:AuCl3 + H2O2 (конц.) →

Похожие презентации

Общая характеристика группы.
28Cu − 1s22s22p63s23p63d104s1; [Ar] 3d104s1
47Ag − 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1; [Kr] 4d105s1
79Au

Cu…3d104s1 Cu2+ … 3d94s0 или … Cu 3d9
3
3d
4 s
Cu
Cu2+

Стандартные электродные потенциалы
d-элементов 1Б группы
.. H2 … Cu … Ag…

Нахождение в природе.
В природе встречается в виде различных соединений,
Cu2S

Медь Сu
довольно мягкий металл красного цвета,
Tпл = 1083°С,

Способы получения.
Продувание О2 через расплав сульфида меди (I):
2Cu2S + 3О2

2Сu + О2 = 2СuО (800°С);
Сu + S = CuS (350°C);
Сu

Сu + 4НNО3(конц) = 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2Н2О;
3Сu + 8НNО3(разб)

Сu2О + 2НСl(разб) = 2CuCl? + H2O;
Сu2О + 4НСl(изб.) = 2H[CuCl2]

СuО + СО = Сu + СО2;
3СuО + 2NH3(г) = N2

2Cu(OH)2 + CO2 = Cu2 ( ОН)2 СО3?- + H2O;
Cu(OH)2 =

Соединения меди (II) – окислители:
CuSO4+ M = Cu↓ + MSO4 (М

Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами.
[Cu(NH3)4](OH)2
Свойство Сu

Серебро.
Серебро Ag - тяжелый пластичный металл с характерным блеском,

2Ag + Cl2 = 2AgCl;
4Ag + 2SO2 + 2O2 = 2Ag2SO4; (>450°C)
2Ag

Оксид серебра Ag2O - твердое вещество темно-коричневого цвета,
разлагается при нагревании,

2Ag2O = 4Ag + О2; (150°С)
Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + ЗН2О;
Ag2O

Соли серебра.
Соли серебра не растворимы в воде, исключение составляют AgF, AgNO3,

Золото Au –
желтый, ковкий, тяжелый металл,
Тпл = 1064°С,
благородный металл. Нахождение

Не реагирует с водой, кислотами, щелочами, кислородом, азотом, углеродом, серой.
Переводится

Au + НNО3(конц) + 4НСl(конц) = H[AuCl4] + NO + 2H2О;
2Au

Соединения Au (III) проявляют окислительные свойства:
Подобрать коэффициенты:
AuCl3 + H2O2 (конц.) →