lecture14 (792009)
Текст из файла
Лекция 1411 группаCu, Ag, Au1. Свойства(n –1)d10ns1CuAgAu128144144+1, +2+1+1, +3Тпл., °С10839611064Е°(М+ + е− = М), В0,520,801,69646747Радиусы атомов, пмУстойчивые СОЭлектропроводность,ом– 1⋅см– 12.Взаимодействие с кислотами (Е° < 0)HCl, H2SO4,разб.Cu, Ag, Au не взаимодействуют11 группаHNO3,разб., HNO3,конц., H2SO4,конц.3Cu + 8HNO3,разб.
= 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ +4H2Oнагревание(Cu) Ag + 2HNO3,конц. = AgNO3 + NO2↑ + H2O(Cu) Ag + 2H2SO4,конц. =Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2OAu + HNO3,конц, H2SO4,конц. t°≠11 группа3. Е° (образование комплексов)Cl–Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO↑ + 2H2Oβ (AuCl4–) ≅ 1021CN–2Cu + 8CN─ + 2H2O + O2 = 2[Cu(CN)4]2─ + 4OH ─(Au) 4Ag + 8CN─ + 2H2O + O2 = 4[Ag(CN)2]─ + 4OH─β (Ag(CN)2–) ≈ 1020 E°[Ag(CN)2]–/Ag = – 0,31 BE°(Ag+/Ag) = +0,8 Bβ (Au(CN)2–) ≈ 1038E°(Au+/Au) = +1,69 BЕ°[Au(CN)2]–/Au = – 0,60 B11 группа4.
Е° (образование малорастворимых в-в)2Ag + H2S = Ag2S↓ + H2↑ПР(Ag2S) ≈ 10–49E°(Ag2S/Ag) = – 0,65 BE°(Ag+/Ag) = +0,8 BСоединения Cu1. CO(+1)Cu2O, Cu2S, СuГПРCuClCuBrCuI1,7⋅10–76,3⋅10–91,3⋅10–12Растворимость ↓,устойчивость ↑11 группа2. CO(+2)CuO, Cu(OH)2CuOCu(OH)2основные св-вакислотные св-ваСоли+ 2H+ = Cu2+ + 2H2OCu(OH)2+ 2OH–конц. = [Cu(OH)4]2–амфотерныйCu2+CuSO4, Cu(NO3)2, CuCl2 , CuBr2растворимые,гидролизуютсяCuS, СuCO3, Cu3(PO4)2 нерастворимы11 группаСоединения Ag1.CO (+1)Ag2O2AgNO3 + 2KOH = Ag2O↓ + 2KNO3 + H2O¾Получение:¾Амфотерныйосновные св-ваAg2O + 2HNO3,разб.
= 2AgNO3 + H2Oкислотные св-ваAg2O + 2NaOHконц. = 2Na[Ag(OH)2]Соли Ag+¾плохо растворимы (исключение AgF, AgNO3)¾не гидролизуются(Ag+— большой r и маленький заряд)12 группаZnCdHgРадиусы атомов, пм134156160Устойчивые СО+2+2+1, +2Тпл., °С420321–38,9–0,400,85Е°(М2+ + 2е− = М), ВHCl, H2SO4,разб.–0,7612 группаHNO3,конц., H2SO4,конц.ZnO4SH2HNO3Zn2+ + SHgZn2+ +O4SH2NH4+HNO3Hg2+ + SO2↑Hg2+ + NO(NO2)↑3. Взаимодействие с щелочамиZn + 2OH– + 2H2O = [Zn(OH)4]2– + H2↑Cd, Hg не взаимодействуют12 группаОксиды и гидроксидыZnOZn(OH)2основные св-ваПР = 10–17K2 = ∼10–5(ZnO) Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2Oкислотные св-ва (ZnO) Zn(OH)2 + 2OH–разб. = [Zn(OH)4]2–CdOCd(OH)основные св-ваПР = 10–14K2 = ∼10–3(CdO) Cd(OH)2 + 2H+ = Cd2+ + 2H2Oкислотные св-ва (СdO) Cd(OH)2 + 2OH–конц.
= [Cd(OH)4]2–HgOHg(OH)2основные св-ваHg2O = HgO + HgHgO + 2H+ = Hg2+ + H2O12 группаСолиZnCl2 сильный электролитCdCl2, Hg2Cl2, HgCl2 слаб. электролиты (молек. структура)CdCl2 ' Cd2+ + 2ClHgCl2 ' Hg2+ + 2Cl0,1 М0,5 М HgCl2 α = 0,01α = 0,08Hg2Cl2 сулемаHgCl2 каломельМЕТАЛЛЫ 1 группыLi, Na, K, Rb, Csns11. Природные соединения1) Алюмосиликаты: (Na2)K2[Al2Si6O16], (Li, Rb, Cs)[Al2Si3O9]2) Хлориды: NaCl, KCl2. Распространенность в природе1) соединения Na — 2,4 мас.% (73,6 % в морской воде)2) соединения K — 2,35 мас.% (3,7 % в морской воде)3.
Изотопный составLi, K, Rb — имеют природные стабильные изотопыNa, Cs — не имеют (137Cs – иск. изотоп, τ1/2 ≅ 30 лет)МЕТАЛЛЫ 1 группыLi, Na, K, Rb, Csns14. Взаимодействие с кислородом2Li + ½ O2 = Li2O (оксид)2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)K (Rb, Cs) + O2 = K(Rb, Cs)O2 (супероксид)М2О, М2О2, МО2 — ионные структуры[О2]– — парамагнитный, [О2]2– — диамагнитный5.
Взаимодействие с водойМ + H2O = MOH + H2↑Tпл.°СΔH < 0LiNaKRbCs18098644029МЕТАЛЛЫ 1 группыLi, Na, K, Rb, Csns16. Восстановительные свойстваЕ° (Ме+/Ме), ВLiNaKRbCs–3,04–2,71–2,93–2,98–3,03(1) Разрушение решетки, Δ реш.ΗМе(в-во) → Ме+р(2) Ионизация атомов, Еион1.(3) Гидратация ионов, Δ гидр.Η(1)(2)(3)ΣLi161520–519162 кДжCs78376–271183 кДжМЕТАЛЛЫ 1 группыГидроксиды МОНLiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOHсила и растворимость возрастаютСоли1. Большинство хорошо растворимы в водеТ ↑ — растворимость возрастает,растворимость NaCl от Т не зависитМЕТАЛЛЫ 1 группы2. Малорастворимы1) Соли слабых кислот LiLiF — 0,27 мас.% (LiCl — 45 мас.% )Диагональное сходство Li + e — fMg 2+(76 пм)(72 пм)2) Соли больших катионов (K+, Cs+) c большими анионами(ClO3–, ClO4 – )CsClO4 — 0,09 моль/л (LiClO4 — 4,5 моль/л)3. Растворимость карбонатов натрияNa2CO3>NaHCO3∼ 18 % мас.∼ 9 % мас.Na2CO3 + СO2 + H2O = 2NaHCO3 (осадок растворяется)Образование кристалла Li (ММО)Энергетическая зонаσ*2sσЧисло атомов 248Зона проводимостиЗаполненная зонаNМО = N e− = 2 Nв кристалле Li из N атомов число e− = N (занято N/2 MO)МЕТАЛЛЫ 2 группыBe, Mg, Ca, Sr, Ba, Rans21.
Распространенность в природе, мас.%BeMgCaSr, Ba10–31,41,510–3Свойства BeЛегкий (в 1,5 раза легче Al)Прочный (в 3 раза прочнее стали)Твердый (режет стекло)Жаростойкий (особенно BeO)КоррозионностоекТоксичен (BeF2, BeCl2, BeO)МЕТАЛЛЫ 2 группыBe, Mg, Ca, Sr, Bans22. Свойства атомовBeMgCaSrBaРадиусы, пм112160197215222Tпл.°С900738590550503Еион1, кДж/моль520496419403376–1954–1615Δгидр.Н, кДж/моль–1339Образование кристалла металла 2 группы (ММО)Зона проводимостиnpnsЗаполненная зонаМО = 4N e− = 8Nв кристалле металла из N атомов число e− = 2NМЕТАЛЛЫ 2 группыBe, Mg, Ca, Sr, Bans23.
Взаимодействие с кислородомнагревBe(Mg) + ½O2 ⎯→ Be(Mg)OCa, Sr, Ba – окисляются на воздухе до МО4. Взаимодействие с водойBeЕ° (Ме+/Ме), В–1,85Ео < 0MgCaSrBa–2,37–2,87–2,89–2,91Be + H2O ≠нагревМg + 2H2O ⎯→ Mg(OH)2 + H2↑Ca(Sr, Ba) + 2H2O = Ca(Sr, Ba)(OH)2 + H2↑МЕТАЛЛЫ 2 группыBe, Mg, Ca, Sr, Bans25. Взаимодействие с кислотамиBe, Mg, Сa, Sr, Ba реагируютИсключения:Mg + HF ≠Be + HNO3(конц.) ≠6. Взаимодействие с щелочамиВe + 2NaOH +2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2↑Mg,Ca, Sr, Ba образуют гидроксидыМЕТАЛЛЫ 2 группыГидроксидывBe(OH)2Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2Растворимость,моль/л (20ºС)4·10–82·10–4Сила оснований5⋅10–112,5⋅10–3Кислотно-основные Амфотсв-ваер.Be(OH)2ыенвооснкислотные0,02Ba(OH)20,030,12СильныеОсновныеBe(OH)2 + 2H+ = Be2+ + 2H2OBe(OH)2 + 2OH– = [Be(OH)4]2–Mg(OH)2, Ca(OH)2, основные+ = М2+ + 2H OМ(OH)+2H22Sr(OH)2, Ba(OH)2МЕТАЛЛЫ 2 группыСоли1. Растворимость1) Be2+ – хорошо растворимы2) Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+Cl– , Br– , I– , NO3– – хорошо растворимыF–, SO42–, CO32–, PO43– – плохо растворимы3) Кислые соли растворимы лучше средних2.
Гидролиз1) Be2+ – гидролизуются[Be(H2O)4]2+ + H2O ' [Be(H2O)3OH]+ + H3O+2) Mg2+ гидролизуются только при to3) Ca2+, Sr2+, Ba2+ – не гидролизуютсяОкраска пламени соединениямиметаллов 1 и 2 группыSrBaLiNaKRbCs.
Характеристики
Тип файла PDF
PDF-формат наиболее широко используется для просмотра любого типа файлов на любом устройстве. В него можно сохранить документ, таблицы, презентацию, текст, чертежи, вычисления, графики и всё остальное, что можно показать на экране любого устройства. Именно его лучше всего использовать для печати.
Например, если Вам нужно распечатать чертёж из автокада, Вы сохраните чертёж на флешку, но будет ли автокад в пункте печати? А если будет, то нужная версия с нужными библиотеками? Именно для этого и нужен формат PDF - в нём точно будет показано верно вне зависимости от того, в какой программе создали PDF-файл и есть ли нужная программа для его просмотра.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
