Подгруппа меди. Элементы 11 группы (Cu,Ag,Au)

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Подгруппа меди. Элементы 11 группы (Cu,Ag,Au)

Содержание

2. Свойства элементов. Cu Ag Au Ат. № 29 47 79 Ат. Масса 63.62 107.87 196.97 Эл.
3. Свойства элементов Cu Ag Au p(г/см³) 8,96 10,5 19,3 Tплав(°С) 1083 960 1064 Tкип (°С) 2543
4. Свойства элементов Все элементы подгруппы являются относительно химически инертными металлами. Характерны также высокие значения плотности, но
5. Медь
6. Чистая медь - тягучий, вязкий металл красного, в изломе розового цвета, в очень тонких слоях на
7. Гранецентрированная кубическая решетка меди.
8. Основные минералы меди Основной минерал : CuFeS₂ – халькопирит. Другие минералы: Cu₂(OH)₂CO₃ малахит, Cu₂O куприт, Cu₂(OH)₃Cl
9. Химические свойства меди В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является
10. Химические свойства меди 3)При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II): Cu + Br2
11. Взаимодействие с кислотами В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому она не взаимодействует
12. Химические свойства Взаимодействие с аммиаком: Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с
13. Восстановительные свойства меди 4Cu + 2NO2 = 4CuO + N₂↑ (500-600°C) 4Сu+ 2NO = 2Cu₂O +
14. Получение меди Пирометаллургический метод заключается в получении меди из сульфидных руд, например, халькопирита CuFeS₂ при высоких
15. Получение меди 3) Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте; из полученных
16. Оксид меди(I) Оксид меди(I) встречается в природе в виде минерала куприта. Цвет минерала красный, коричнево-красный, пурпурно-красный
17. Оксид меди(I)
18. Химические свойства Взаимодействует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов: Cu2O + 2NaOH + H2O = 2Na[Cu(OH)2]
19. Химические свойства C конц. кислотами : Сu₂O + 6HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 3H₂O Cu₂O
20. Химические свойства С бромоводородом и йодоводородом образует соли меди (I): Cu2O + 2HBr = 2CuBr +
21. Химические свойства Реакции при нагревании: - Разложение при 1800°С: 2Cu₂O=4Cu+O₂. - Реакция с серой: 2Cu₂O+3S=2Cu₂S+SO₂ (температура
22. Оксид меди(II) Окси́д ме́ди(II) (окись меди) CuO — основный оксид двухвалентной меди. Кристаллы чёрного цвета, в
23. Получение Оксид меди (I) образуется при нагревании до 1100°С оксида меди (II): 4CuO = 2Cu2O +
24. Оксид меди(II)
25. Химические свойства При нагревании до 1100°С разлагается с образованием оксида меди (I): 4CuO = 2Cu2O +
26. Химические свойства При сплавлении со щелочами образует купраты: CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O. Восстанавливается
27. Получение Получить оксид меди(II) можно: нагревая металлическую медь на воздухе (при температурах ниже 1100 °C :
28. Оксид меди(III) — неорганическое соединение, высший оксид металла меди с формулой Cu2O3, красные кристаллы, не растворяется
29. Химические свойства Разложение происходит при воздействии температуры: 2Cu₂O₃=4CuO+O₂ (температура 400°С). Растворяется при нагревании в щелочном растворе
30. Получение Окисление гидроксида меди (II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде при низкой температуре: Сu(OH)₂ + K₂S₂O₈
31. Гидроксид меди(II) Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 – вещество голубого цвета, существует в аморфной и кристаллической формах,
32. Химические свойства При нагревании выше 70°С разлагается на оксид меди (II) и воду: Cu(OH)2 = CuO
33. Химические свойства В растворе аммиака – устойчивые аммиакаты темно-синего цвета: Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2. Проявляя
35. Скачать презентацию

Слайд 2

Свойства элементов.
Cu Ag Au
Ат. № 29 47 79
Ат. Масса 63.62

107.87 196.97
Эл. Конф. 3d¹⁰4s¹ 4d¹⁰5s¹ 4f¹⁴5d¹⁰6s¹
I₁, эВ 7.73 7.58 9.23
I₂, эВ 20.29 21.49 20.5
I₃, эВ 36.8 34.8 43.5
C.O. 1,2,(3) 1,(2),(3) (–1),1,(2),3,(5)

Слайд 3

Свойства элементов
Cu Ag Au
p(г/см³) 8,96 10,5 19,3
Tплав(°С) 1083 960 1064
Tкип

(°С) 2543 2167 2880
ЭО 1,9 1,9 2,4
Ат.радиус (нм) 0,127 0,144 0,144

Слайд 4

Свойства элементов
Все элементы подгруппы являются относительно химически инертными металлами. Характерны также

высокие значения плотности, но относительно небольшие температуры плавления и кипения, высокая тепло- и электропроводность.
Особенностью элементов подгруппы является наличие заполненного предвнешнего -подуровня, достигаемое за счёт перескока электрона с ns-подуровня. Причина такого явления заключается в высокой устойчивости полностью заполненного d-подуровня. Эта особенность обусловливает химическую инертность простых веществ, их химическую неактивность, поэтому золото и серебро называют благородными металлами.

Слайд 5

Медь

Слайд 6

Чистая медь - тягучий, вязкий металл красного, в изломе розового цвета,

в очень тонких слоях на просвет медь выглядит зеленовато - голубой. Металл имеет гранецентрированную кубическую решетку плотность равную 8,96 г/см3 .Атомный радиус равен 0,128 нм; tпл = 1083 °С; tкип=2600 °С;

Слайд 7

Гранецентрированная кубическая решетка меди.

Слайд 8

Основные минералы меди
Основной минерал :
CuFeS₂ – халькопирит.
Другие минералы:
Cu₂(OH)₂CO₃

малахит,
Cu₂O куприт,
Cu₂(OH)₃Cl атакамит

Слайд 9

Химические свойства меди
В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой

не взаимодействует и является довольно инертным металлом.
Взаимодействие с неметаллами
1)С кислородом в зависимости от температуры взаимодействия медь образует два оксида:
при 400–500°С образуется оксид двухвалентной меди:
2Cu + O2 = 2CuO;
при температуре выше 1000°С получается оксид меди (I):
4Cu + O2 = 2Cu2O.
2)Аналогично реагирует с серой и селеном:
при 400°С образуется сульфид меди (II):
Cu + S = CuS;
при температуры выше 400°С получается сульфид меди (I):
2Cu + S = Cu2S.

Слайд 10

Химические свойства меди
3)При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди

(II):
Cu + Br2 = CuBr2;
с йодом – образуется йодид меди (I):
2Cu + I2 = 2CuI.
Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.

Слайд 11

Взаимодействие с кислотами
В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода,

поэтому она не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей.
Растворяется в разбавленной азотной кислоте с образованием нитрата меди (II) и оксида азота (II):
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот с образованием солей меди (II) и продуктов восстановления кислот:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
С концентрированной соляной кислотой медь реагирует с образованием тетрахлорокупрата (II) водорода:
Cu + 4HCl = H₂[CuCl₄] + H2.

Слайд 12

Химические свойства
Взаимодействие с аммиаком:
Медь растворяется в водном растворе аммиака в

присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II):
2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2.

Слайд 13

Восстановительные свойства меди
4Cu + 2NO2 = 4CuO + N₂↑ (500-600°C)
4Сu+ 2NO =

2Cu₂O + N₂↑ (500-600°C)
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
4Cu + SO₂ = Cu₂S + 2CuO( 600-800°C)

Слайд 14

Получение меди
Пирометаллургический метод заключается в получении меди из сульфидных руд, например,

халькопирита CuFeS₂ при высоких температурах.
CuFeS₂+ O₂+SiO₂→Cu+ FeSiO₃+ SO₂
2) Оксид меди восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:
Cu2O + H2 = 2Cu + H2O;
Cu2O + CO = 2Cu + CO2;
Cu2O + Mg = 2Cu + MgO.

Слайд 15

Получение меди
3) Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной

серной кислоте; из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом:
CuSO₄+ Fe→ Cu+FeSO₄
4) Электролиз раствора сульфата меди:
CuSO₄↔ Cu²⁺+ SO₄²⁻
K⁻: Cu²+ 2e→Cu⁰
A⁺: 2H₂O- 4e→ O₂+ 4H⁺
2CuSO₄+2H₂O→ 2Cu↓+O₂↑+ 2H₂SO₄

Слайд 16

Оксид меди(I)
Оксид меди(I) встречается в природе в виде минерала куприта. Цвет минерала

красный, коричнево-красный, пурпурно-красный или чёрный.
Оксид меди(I) при нормальных условиях — твёрдое вещество коричнево-красного цвета нерастворимое в воде и этаноле. Плавится без разложения при 1242 °C, плотность 6,1 г/см3
имеет кубическую кристаллическую решётку.

Слайд 17

Оксид меди(I)

Слайд 18

Химические свойства
Взаимодействует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:
Cu2O + 2NaOH

+ H2O = 2Na[Cu(OH)2]
В водных растворах аммиака образует гидроксид диамминмеди (I):
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH
С соляной кислотой взаимодействует с образованием дихлорокупрата (I) водорода:
Cu2O + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2O
Реакция восстановления до Cu гидросульфитом натрия, или любыми другими типичными восстановителями:
2Cu₂O+2NaHSO₃=4Cu+Na₂SO₄+H₂SO₄

Слайд 19

Химические свойства
C конц. кислотами :
Сu₂O + 6HNO₃ = Cu(NO₃)₂ +

2NO₂ + 3H₂O
Cu₂O + H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 3H₂O
2Cu₂O + 8HCl + O₂ = 4CuCl₂ + 4H₂O

Слайд 20

Химические свойства
С бромоводородом и йодоводородом образует соли меди (I):
Cu2O +

2HBr = 2CuBr + H2O;
Cu2O + 2HI = 2CuI + H2O.
В разбавленной серной кислоте диспропорционирует, образуя сульфат меди (II) и металлическую медь:
Cu2O + H2SO4 = Cu + CuSO4 + H2O.
Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:
Cu2O + H2 = 2Cu + H2O;
Cu2O + CO = 2Cu + CO2;
Cu2O + Mg = 2Cu + MgO.
При нагревании окисляется кислородом воздуха:
2Cu2O + O2 = 4CuO.

Слайд 21

Химические свойства
Реакции при нагревании: - Разложение при 1800°С: 2Cu₂O=4Cu+O₂. - Реакция с серой:

2Cu₂O+3S=2Cu₂S+SO₂ (температура более 600°С); 2Cu₂O+Cu₂S=6Cu+SO₂(температура 1200-1300°С).
- В токе водорода при нагревании оксид углерода реагирует с алюминием: Cu₂O+H₂=2Cu+H₂O (температура выше 250°С); Cu₂O+CO=2Cu+CO₂ (температура 250-300°С); 3Cu₂O+2Al=6Cu+2Al₂O₃ (температура 1000°С)

Слайд 22

Оксид меди(II)
Окси́д ме́ди(II) (окись меди) CuO — основный оксид двухвалентной меди. Кристаллы чёрного цвета, в обычных

условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита (мелаконита) белого цвета. T плавления 1447°С. Плотность 6,31 г/см³.

Слайд 23

Получение
Оксид меди (I) образуется при нагревании до 1100°С оксида меди (II):

4CuO = 2Cu2O + O2
Нагреванием мет. меди с оксидом меди(II)
Сu + CuO = 2Cu₂O + O₂
В реакции йодида меди с горячим конц. раствором гидроксида калия:
2CuI + 2KOH = Cu₂O + 4NaCl + 3H₂O
Нагревание мет. меди в токе оксида азота(II)
4Сu+ 2NO = 2Cu₂O + N₂↑ (500-600°C)
Нагревание мет. меди при недостатке кислорода (t > 200°C)
4Cu + O₂ = 2Cu₂O

Слайд 24

Оксид меди(II)

Слайд 25

Химические свойства
При нагревании до 1100°С разлагается с образованием оксида меди (I):

4CuO = 2Cu2O + O2.
В воде не растворяется и не реагирует с ней.
Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.
В водных растворах аммиака образует гидроксид тетраамминмеди (II):
CuO + 4NH3 + H2O = [Cu(NH3)4](OH)2.
Легко реагирует с разбавленными кислотами с образованием соли и воды:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Слайд 26

Химические свойства
При сплавлении со щелочами образует купраты:
CuO + 2KOH =

K2CuO2 + H2O.
Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:
CuO + H2 = Cu + H2O;
CuO + CO = Cu + CO2;
CuO + Mg = Cu + MgO.

Слайд 27

Получение
Получить оксид меди(II) можно:
нагревая металлическую медь на воздухе (при температурах ниже

1100 °C :
2Сu + O₂ = 2CuO
нагревая гидроксид меди(II) или её нитрат :
2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂
Сu(OH)₂ = CuO + H₂O
нагревая малахит:
Cu₂CO₃(OH)₂ = 2CuO + CO₂ + H₂O

Слайд 28

Оксид меди(III) — неорганическое соединение, высший оксид металла меди с формулой Cu2O3, красные кристаллы,

не растворяется в воде. Очень сильный окислитель

Слайд 29

Химические свойства
Разложение происходит при воздействии температуры: 2Cu₂O₃=4CuO+O₂ (температура 400°С).
Растворяется при нагревании

в щелочном растворе периодата калия.
Cu₂O₃ + 4KIO₄ + 10KOH = 2K₅[Cu(HIO₆)₂] + 4H₂O

Слайд 30

Получение
Окисление гидроксида меди (II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде при низкой

температуре:
Сu(OH)₂ + K₂S₂O₈ + 2KOH = Cu₂O₃ + 2K₂SO₄ + 3H₂O

Слайд 31

Гидроксид меди(II)
Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 – вещество голубого цвета, существует в аморфной

и кристаллической формах, кристаллическая решетка ромбическая, плотность 3,37 г/см3

Слайд 32

Химические свойства
При нагревании выше 70°С разлагается на оксид меди (II) и

воду:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
В воде плохо растворим. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.
Легко реагирует с кислотами с образованием солей: Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.
В водных растворах щелочей образует неустойчивые ярко-синие гидроксокомплексы:
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4].

Слайд 33

Химические свойства
В растворе аммиака – устойчивые аммиакаты темно-синего цвета:
Cu(OH)2 + 4NH3 =

[Cu(NH3)4](OH)2.
Проявляя основные свойства, взаимодействует с углекислым газом образованием основного карбоната меди (II) – малахита:
2Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O.

Подгруппа меди. Элементы 11 группы (Cu,Ag,Au)

Содержание

Свойства элементов. Cu Ag AuАт. № 29 47 79Ат. Масса 63.62

Свойства элементов Cu Ag Aup(г/см³) 8,96 10,5 19,3Tплав(°С) 1083 960 1064Tкип

Свойства элементов Все элементы подгруппы являются относительно химически инертными металлами. Характерны также

Медь

Чистая медь - тягучий, вязкий металл красного, в изломе розового цвета,

Гранецентрированная кубическая решетка меди.

Основные минералы медиОсновной минерал : CuFeS₂ – халькопирит. Другие минералы: Cu₂(OH)₂CO₃

Химические свойства медиВ сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой

Химические свойства меди3)При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди

Взаимодействие с кислотами В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода,

Химические свойстваВзаимодействие с аммиаком: Медь растворяется в водном растворе аммиака в

Восстановительные свойства меди4Cu + 2NO2 = 4CuO + N₂↑ (500-600°C)4Сu+ 2NO =

Получение медиПирометаллургический метод заключается в получении меди из сульфидных руд, например,

Получение меди3) Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной

Оксид меди(I) Оксид меди(I) встречается в природе в виде минерала куприта. Цвет минерала

Оксид меди(I)

Химические свойстваВзаимодействует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов: Cu2O + 2NaOH

Химические свойстваC конц. кислотами : Сu₂O + 6HNO₃ = Cu(NO₃)₂ +

Химические свойстваС бромоводородом и йодоводородом образует соли меди (I): Cu2O +

Химические свойстваРеакции при нагревании: - Разложение при 1800°С: 2Cu₂O=4Cu+O₂. - Реакция с серой:

Оксид меди(II)Окси́д ме́ди(II) (окись меди) CuO — основный оксид двухвалентной меди. Кристаллы чёрного цвета, в обычных

ПолучениеОксид меди (I) образуется при нагревании до 1100°С оксида меди (II):