Вопрос 71. Железо 6. ферраты, получение и окислительные свойства.

Fe

 

d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса – 56; (26p11; 30 n01), 26ē

1s22s22p63s23p63d64s2

Металл средней активности, восстановитель.

Основные степени окисления - +2, +3

 

Железо и его соединения

Химические свойства

1) На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2 O ® 4Fe(OH)3

Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):

3Fe + 2O2 ® Fe3O4

2) При высокой температуре (700–900°C) железо реагирует с парами воды:

3Fe + 4H2O –t°® Fe3O4 + 4H2

3) Железо реагирует с неметаллами при нагревании:

2Fe + 3Br2 –t°® 2FeBr3

Fe + S –t°® FeS

4) Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

Fe + 2HCl ® FeCl2 + H2

Fe + H2SO4(разб.) ® FeSO4 + H2

В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании

2Fe + 6H2SO4(конц.) –t°® Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3(конц.) –t°® Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).

5) Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.

Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu¯

Соединения двухвалентного железа

Гидроксид железа (II)

Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeCl + 2KOH ® 2KCl + Fе(OH)2¯

Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:

Fe(OH)2 + H2SO4 ® FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ ® Fe2+ + 2H2O

При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:

Fe(OH)2 –t°® FeO + H2O

В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ® 4Fe(OH)3

Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 ® 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 ® 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):

FeCl2 + 6NH3 ® [Fe(NH3)6]Cl2

Fe(CN)2 + 4KCN ® K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)

Качественная реакция на Fe2+

При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 3K2SO4

3Fe2+ + 3SO42- +6K+ + 2[Fe(CN)6]3- ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 6K+ + 3SO42-

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- ® Fe3[Fe(CN)6]2¯

Соединения трёхвалентного железа

Оксид железа (III)

Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

или при прокаливании солей железа:

2FeSO4 –t°® Fe2O3 + SO2 + SO3

Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства

Fe2O3 + 6HCl –t°® 2FeCl3 + 3H2O

Fe2O3 + 6H+ –t°® 2Fe3+ + 3H2O

Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O –t°® 2Na[Fe(OH)4]

Fe2O3 + 2OH- + 3H2O ® 2[Fe(OH)4]-

Гидроксид железа (III)

Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка

Fe(NO3)3 + 3KOH ® Fe(OH)3¯ + 3KNO3

Fe3+ + 3OH- ® Fe(OH)3¯

Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).

Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.

В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:

Fe3+ + H2O «[Fe(OH)]2+ + H+

[Fe(OH)]2+ + H2O «[Fe(OH)2]+ + H+

[Fe(OH)2]+ + H2O «Fe(OH)3 + H+

При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей

Fe(OH)3 + 3HCl ® FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3H+ ® Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3 + NaOH ® Na[Fe(OH)4]

Fe(OH)3 + OH- ® [Fe(OH)4]-

Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:

2Fe+3Cl3 + H2S-2 ® S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl

Качественные реакции на Fe3+

1) При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):

4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] ® Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12KCl

4Fe3+ + 12Cl- + 12K+ + 3[Fe(CN)6]4- ® Fe4[Fe(CN)6]3¯ + 12K+ + 12Cl-

4Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4- ® Fe4[Fe(CN)6]3¯

2) При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):FeCl3 + 3NH4CNS «3NH4Cl + Fe(CNS)3 (при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+ раствор остаётся практически бесцветным).

 

Ферраты — соли, содержащие феррат-анион FeO42-. Соответствуют железной кислоте H2FeO4, которая в свободном виде не существует. Как правило, имеют фиолетовый цвет.Содержание

Свойства

Ферраты — сильнейшие окислители. Окислительно-восстановительный потенциал феррат-иона

FeO42- + 8H+ + 3e- = Fe3+ + 4H2O E0 = +2.2В

FeO42- + 4H2O + 3e- = Fe(OH)3 + 5OH- E0 = +0.72В[1]

В кислой среде разлагаются с выделением кислорода:[2]:

4FeO42- + 20H+ = 4Fe3+ + 3O2 + 10H2O

Также ферраты медленно разлагаются в нейтральной среде:

4FeO42- + 10H2O = 4Fe(OH)3 + 3O2 + 8OH-

Растворимость ферратов близка к растворимости сульфатов. Так, феррат калия растворим довольно хорошо, а феррат бария — нерастворим.

Применение

Будучи сильными окислителями, ферраты легко окисляют органические загрязняющие вещества и обладают антисептическим действием. При этом они, в отличие от хлора, не образуют ядовитых продуктов. Поэтому ферраты всё активнее и активнее используют при водоочистке и водоподготовке.

Получение

Существует несколько способов синтеза ферратов[3],[4].

Первый способ — окисление гидроксида железа (III) хлором или гипохлоритом в сильнощелочной среде:

2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10OH- = 2FeO42- + 6Cl- + 8H2O

2Fe(OH)3 + 3ClO- + 4OH- = 2FeO42- + 3Cl- + 5H2O

Второй способ — электролиз раствора щелочи на железном аноде:

Fe + 2KOH + 2H2O = K2FeO4 + 3H2

Вопрос №72
Кобальт и никель — элементы VIIIB (9, 10) группы. Электронные конфигурации

валентных уровней: Co – 3 d 74 s 2, Ni – 3 d 84 s 2. Для кобальта и никеля характерны степени

окисления +2 и +3, причём в водных растворах наиболее устойчивой является степень

окисления +2.

Простые вещества Co и Ni в порошкообразном виде проявляют достаточно высокую

активность по отношению к кислотам. В результате их взаимодействия с кислотами образуются

соли со степенью окисления +2. Соли кобальта окрашены в розовый цвет, вследствие

образования аквакомплекса [Co(H2O)6]2–, а водные растворы солей Ni окрашены в зелёный цвет

из-за присутствия иона [Ni(H2O)6]2–.

Э + 2HCl = CoCl2 + H2↑

Э + H2SO4 = CoSO4 + H2↑

3Э + 8HNO3(разб.) = 3Co(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Холодная концентрированная азотная кислота пассивирует Co и Ni. При нагревании защитная

пленка разрушается и оба металла реагируют с концентрированной азотной кислотой:

Э + 4HNO3(конц.) = Э(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

С кислородом кобальт и никель образуют оксиды ЭО с основными свойствами. Эти оксиды не

растворяются в воде, не взаимодействуют со щелочами, но легко реагируют с кислотами,

образуя соли Э(II).

Соли Co(II) или Ni(II) наиболее часто используются для синтеза соответствующих гидроксидов,

например:

ЭCl2 + NaOH = Э(OH)2↓ + NaCl

При получении гидроксида кобальта (II) из солей сначала образуется синий осадок

малорастворимых основных солей Co(OH)nX2-n⋅ x H2O, а затем розовый гидроксид Co(OH)2.

Появление синего окрашивания можно также объяснить образованием гидроксида кобальта

состава 3Co(OH)2⋅2H2O, который образуется вместе с основными солями. При дальнейшем

добавлении щёлочи в результате дегидратации и старения он меняет окраску от синей до

розовой.

Гидроксид кобальта (II) проявляет незначительные признаки амфотерности с преимущественно

основными свойствами. Он легко растворяется в кислотах (с образованием солей Co(II)), а

растворение в щёлочи идёт с большим трудом. Однако, наличие кислотных свойств Co(OH)2

подтверждается существованием гидроксокомплекса [Co(OH)4]2-.

Гидроксид Co(II) очень медленно окисляется кислородом воздуха и переходит в гидроксида

Co(III), окрашенный в коричневый цвет:

4Co(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Co(OH)3

В присутствии более сильных окислителей, например пероксида водорода, процесс окисления

Co(II) идёт значительно быстрее:

2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3

Качественной реакцией на ион Co(II) является реакция образования его нитро-комплекса

жёлтого цвета.

CoCl2 + 7KNO2 + 2CH3COOH = K3[Co(NO2)6] ↓ + NO + 2CH3COOK + 2KCl

Степень окисления (III) является неустойчивой для кобальта, поэтому гидроксид Co(III)

проявляет окислительные свойства, даже под воздействием такого слабого восстановителя, как

ион Cl–:

2Co(OH)3 + 6HCl = 2CoCl2 + Cl2↑ + 6H2O

Гидроксид никеля (II), зелёного цвета, по кислотно-основным свойствам похож на

гидроксид Co(II). Он легко растворяется в кислотах и практически не растворяется в щёлочах.

Длительное воздействие щелочей на осадок Ni(OH)2 приводит к получению гидроксокомплекса

неопределённого состава с условной формулой [Ni(OH)4]2−.

Гидроксид никеля (II) не окисляется в Ni(OH)3 ни кислородом воздуха, ни пероксидом

водорода. Для его окисления необходим более сильный окислитель, например, бром:

2Ni(OH)2 + 2NaOH + Br2 = 2Ni(OH)3 + 2NaBr

Никель и кобальт в степенях окисления +2 и +3 образуют большое количество комплексных

соединений. Наиболее устойчивыми их катионными комплексами являются аквакомплексы и

аммиакаты, а также комплексы, где лигандами являются полидентантные органические

молекулы, например, диметилглиоксимат. Образование нерастворимого комплексного

диметилглиоксимата ярко-красного цвета является качественной реакцией на никель (II):

H3C O − … HO CH3

╲ ╱ ╲ ╱

C = N N = C

 ↘ ↙ 

 Ni2 + 

 ↗ ↖ 

C = N N = C

╱ ╲ ╱ ╲

H3C OH …..O − CH3

NiCl2 + 2NH4OH + 2(CH3CNOH)2 = (CH3CNO)4H2N+ 2NH4Cl + 2H2O (реакция Чугаева)

Кобальт и никель образуют большое количество нерастворимых солей, многие из которых,

например фосфаты, можно синтезировать с помощью обменных реакций в водных растворах:

3MeCl2 + 4Na2HPO4 = 2Me3(PO)4 + 8NaCl + HCl

Средние карбонаты Co(II) или Ni(II) добавлением карбоната щелочного металла к растворам их

солей получить невозможно. Вследствие усиления гидролиза в присутствии карбонат ионов,

идут процессы образованием плохо растворимых основных, а не средних карбонатов:

2CoCl2 + Na2CO3 + 2H2O → (CoOH)2CO3↓ + 2NaCl + 2HCl

2NiCl2 + Na2CO3 + 2H2O → (NiOH)2CO3↓ + 2NaCl + 2HCl

Вопрос 73. Общая характеристика элементов семейства платины.

В подгруппу платины входят 6 переходных металлов. По числу электронов на 4d3s-орбиталях (Ru, Rh, Pd) и 5d6s-орбиталях (Os, Ir, Pt) и по аналогии физико-химических свойстввсе элементы 8Б группы делятся на три подгруппы:

1)Ru- Os 2) Rh- Ir 3) Pd- Pt Атомный радиус у всех 6 элементов изменяется в небольшом интервале: 134пм (Ru) – 139 пм (Pt). Это обуславливает близость свойств всех 6-ти элементов.

В электрохимическом ряду все платиновые металлы стоят после водорода. По значениям электроотрицательности все элементы группы ближе к неметаллам, чем к металлам. Поэтому соединения этих элементов проявляют амфотерность, выраженную в разной степени. Гидроксиды не всех этих элементов растворяются и в кислоте и в щелочи. Тем не менее, элементы семейства платины образуют не только катионные, но и анионные комплексы. Устойчивые валентные соединения для элементов семейства платины следующие: рутений-4,6,8, Родий – 3,4; палладий – 2,4, осмий-4,6, иридий-3,4, платина -2,4.

Гидроксиды элементов в четырехвалентном состоянии существуют в формате МО₂*nH₂O где n=2(для платины 2 и 3). Содержание воды зависит от температуры, чем выше температура, тем меньше воды.

Гидрооксиды рения, палладия и платины растворяются в кислотах и щелочах

PtO₂*3 H₂O + 2NaOH → Na₂[Pt(OH)₆] + H₂O

PtO₂*3 H₂O +6HCl → H₂[PtCl₆] + 5H₂O

В обычных условиях платиновые металлы не взаимодействуют с такими сильными окислителями как F2, Cl2, O2. Низкая реакционная способность элементарных веществ определяется большой энергией связи в кристаллической решетке. Та же причина определяет высокие температуру плавления и большие значения плотности.

Только платина реагирует без нагревания с окисляющей смесью кислот

3Pt+18HCl+4HNO₃=3H₂[PtCl₆] + 4NO +8H₂O

Или с соляной кислотой в присутствии кислорода

Pt+6HCl+O₂=H₂[PtCl₆]+ 2H₂O

Все металлы платиного семейства, кроме ирридия, переходят в 4-х валентное состояние при сплавлении со щелочными окисляющими смесями, например:

Ru+2KOH+3KNO₃→K₂RuO₄ + 3KNO₂ + H₂O

Иридий переходит в 3-х валентную форму.

При нагревании платиновые металлы реагируют с NaCl или HCl в токе хлора, что приводит к образованию комплекса

Ir + 2NaCl +2 Cl₂→Na₂[IrCl_6]

Платина при нагревании может образовывать цианидный комплекс

Pt+ 6KCN+4H₂O→K₂[Pt(CN)₆] + 4KOH +2H₂

Элементы платинового семейства образуют комплексные соединения с координационными числами 4 и 6. Наиболее изучены цианидные, галогнидные и аммиачные комплексы. Комплексные соединения могут быть катионные, анионные и нейтральные

Катионный комплекс

[Pt(NH₃)₂Cl₂]+2NH₃=[Pt(NH₃)₄ Cl₂]

Нейтральный

[Pt(NH₃)₄ ]Cl₂ +2HCl=[Pt(NH₃)₂Cl₂]+2NH₄Cl

Катионно-анионный

[Pt(NH₃)₄ ]Cl₂ + K₂[PtCl₄]=[ Pt(NH₃)₄ ] [PtCl₄] +2KCl

Вопрос 74. d- элементы первой группы. Общая характеристика группы. Физические и химические свойства простых веществ.

В 1Б группе(группе меди)находятся переходные металлы Cu, Ag, Au, которые имеют сходное распределение электронов, определяемое феноменом «проскока» или «провала» электронов.

Явление «проскока» представляет собой символическое перенесение одного из двух валентных s-электронов на d-подуровень, что отражает неравномерность удержания ядром внешних электронов.

Переход одного s-электрона на внешний уровень приводит к стабилизации d-подуровня. Поэтому в зависимости от степени возбуждения атомы 1Б группы могут отдавать на образование химической связи от 1 до 3-х электронов. Вследствие этого элементы 1Б группы могут образовывать соединения со степенями окисления +1, +2,+3. Однако имеются различия: для меи наиболее устойчивы степени окисления +1 и +2, для серебра +1, а для золота +1 и +3. Наиболее характерные координационные числа в этой группе 2,3,4.
Элементы 1Б группы относительно инертны. В электрохимическом ряду стоят после водорода, что проявляется в их слабой восстановительной способности. Поэтому в природе они встречаются в самородном виде.

Восстановительные и основные свойства убывают от меди к золоту, молярная масса в этом направлении увеличивается, плотность увеличивается, энергия ионизации увеличивается в порядке серебро-медь-золото.

Золото не подвергается коррозии

Химические свойства:

СЕРЕБРО

Оксид серебра Ag₂O получают при нагревании серебра с кислородом или обработкой растворов AgNO₃ щелочами

2 AgNO₃ + 2KOH → Ag₂O+2KNO₃+H₂O

Ag₂O в воде растворяется незначительно, тем не менее, вследствие гидролиза растворы имеют щелочную реакцию

Ag₂O+Н₂О→ 2Ag⁺+2 OH^-

В цианидных растворах превращается в комплекс

Ag₂O+4KCN +H₂O→2K[Ag(CN)₂] + 2KOH

Ag₂O – энергичный окислитель. Окислительные свойства обуславливаются применением его суспензии как антисептического средства.

В электрохимическом ряду нормальных окислительно-восстановительных потенциалов серебро стоит только после водорода. Поэтому металлическое серебро реагирует только с окисляющими концентрированной азотной и серной кислотами

2Ag+2H₂SO₄→Ag₂SO₄ +SO₂ + 2H₂O
большинство солей серебра плохо или мало растворимы. Практически нерастворимы галогениды, фосфаты. Плохо растворимы серебро сульфат и серебро карбонат. Растворы галогенидов серебра разлагаются под действием ультрафиолетовых и рентгеновских лучей:

2AgCl→2Ag +Cl₂

Нерастворимые серебро хлорид и серебро бромид растворяются в аммиаке с образованием аммиакатов:

AgCl + 2NH₃→[Ag(NH₃)₂]Cl

Ag чернеет Ag+H₂S+O₂=Ag₂S↓+H₂O

Чтобы осветлить: опустит в раствор с аммиаком.

AgNO₃+ NaOH = AgOH (AgO+H₂O) + NaNO₃

Ag₂O+H₂O₂ =2 Ag+ H₂O +O₂

 

МЕДЬ

Медь(1) образует нерастворимые галогениды. Эти соли растворяются в аммиаке и образуют комплексы

CuCl + 2NH₃=[Cu(NH₃)₂]Cl

Нерастворимы в воде медь (2) оксид и гидроксид, они имеют основный хпрактер и растворяются в кислотах

Cu(OH)₂+ 2HCl +4H₂O →[Cu(H₂O)₆]Cl₂

Медь(2) гидроксид растворяется в аммиаке, образует комплекс, окрашиваюший раствор в синий цвет:

Cu(OH)₂+2HCl+4H₂O=[Cu(NH₃)₄(H₂O)₂](OH)₂ эта реакция используется как качественная на ионы меди(2)

Медь во влажном воздухе реагирует следующим образом:

Cu+H₂O+CO₂+O₂=(CuOH)₂CO₃

Медь растворяется в серной кислоте и азотной

Соли меди, серебра и золота взаимодействуют с сульфидами щелочных металлов и с водородсульфидами с образованием нерастворимых в воде осадков Ag₂S, Cu₂S, CuS, Au₂S₃

 

ЗОЛОТО

Наиболее распространённым соединением золота(3) является хлорид AuCl₃, хорошо растворимый в воде.

Оксид и гидроксид золота – амфотерные соединения с более выраженными кислотными свойствами. Гидроксид золота в воде не растворяется, но растворяется в щелочах собразованием гидроксокомплекса:

AuO (AuOH) + NaOH +H₂O=Na[Au(OH)₄]

Реагирует с кислотами с образованием ацидокомплекса

AuO(AuOH)+2H₂SO₄→H[Au(SO₄)₂] + 2H₂O

Золото растворяется в царской водке

Au+4HCl+HNO₃=H[AuCl₄] + NO+ 2H₂O

Соли золота со степенью окисления +3 подвергаются гидролизу полностью

 

Физические свойства

Медь — золотисто-розовый пластичный металл, на воздухе быстро покрывается оксидной плёнкой, которая придаёт ей характерный интенсивный желтовато-красный оттенок. Тонкие плёнки меди на просвет имеют зеленовато-голубой цвет.

Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью (занимает второе место по электропроводности среди металлов после серебра). Удельная электропроводность при 20 °C 55,5-58 МСм/м[5]. Медь имеет относительно большой температурный коэффициент сопротивления: 0,4 %/°С и в широком диапазоне температур слабо зависит от температуры.

Чистое серебро — довольно тяжёлый (легче свинца, но тяжелее меди), необычайно пластичный серебристо-белый металл (коэффициент отражения света близок к 100 %). Тонкая серебряная фольга в проходящем свете имеет фиолетовый цвет. C течением времени металл тускнеет, реагируя с содержащимися в воздухе следами сероводорода и образуя налёт сульфида, чья тонкая пленка придает тогда металлу характерную розоватую окраску. Обладает высокой теплопроводностью. При комнатной температуре имеет самую высокую электропроводность среди всех известных металлов (удельное электрическое сопротивление 1,59·10−8 Ом·м при температуре 20 °C). Температура плавления 962°C.

Чистое золото — мягкий металл жёлтого цвета. Красноватый оттенок некоторым изделиям из золота, например, монетам, придают примеси других металлов, в частности, меди. Золото обладает исключительно высокой теплопроводностью и низким электрическим сопротивлением.

Золото — очень тяжёлый металл: плотность чистого золота равна 19321 кг/м³ (шар из чистого золота диаметром 46 мм имеет массу 1 кг). Среди металлов по плотности занимает шестое место: после осмия, иридия, рения, платины и плутония. Высокая плотность золота облегчает его добычу. Самые простые технологические процессы, такие, как, например, промывка на шлюзах, могут обеспечить весьма высокую степень извлечения золота из промываемой породы.

Золото также высокопластично: оно может быть проковано в листки толщиной до ~0,1 мкм (сусальное золото); при такой толщине золото полупрозрачно и в отражённом свете имеет жёлтый цвет, в проходящем — окрашено в дополнительный к жёлтому синевато-зеленоватый. Золото может быть вытянуто в проволоку с линейной плотностью до 500 м/г.

Температура плавления золота составляет 1064 °C. Плотность жидкого золота меньше, чем твёрдого, и составляет 17 г/см3 при температуре плавления. Жидкое золото довольно летуче, и активно испаряется задолго до температуры кипения.

 

Соединения меди (I) и меди (II), их КО и ОВ характеристика, способность к комплексообразованию. Комплексные соединения меди (II) с аммиаком, аминокислотами, многоатомными спиртами. Комплексный характер медьсодержащих ферментов и химизм их действия в метаболических реакциях. Химические основы применения соединений меди в медицине и фармации.

Соединения меди

Оксид меди (I) Cu2O3 и закись меди (I) Cu2O, как и другие соединения меди (I) менее устойчивы, чем соединения меди (II). Оксид меди (I), или закись меди Cu2O в природе встречается в виде минерала куприта. Кроме того, она может быть получена в виде осадка красного оксида меди (I) в результате нагревания раствора соли меди (II) и щелочи в присутствии сильного восстановителя.

Оксид меди (II), или окись меди, CuO - черное вещество, встречающееся в природе (например в виде минерала тенерита). Его получают прокаливанием гидроксокарбоната меди (II) (CuOH)2CO3 или нитрата меди (II) Cu(NO2)2. Оксид меди (II) хороший осислитель.

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 осаждается из растворов солей меди (II) при действии щелочей в виде голубой студенистой массы. Уже при слабом нагревании даже под водой он разлагается, превращаясь в черный оксид меди (II).

Гидроксид меди (II) - очень слабое основание. Поэтому растворы солей меди (II) в большинстве случаев имеют кислую реакцию, а со слабыми кислотами медь образует основные соли.

Сульфат меди (II) CuSO4 в безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет. Поэтому он применяется для обнаружения следов влаги в органических жидкостях. Водный раствор сульфата меди имеет характерный сине-голубой цвет. Эта окраска свойственна гидратированным ионам [Cu(H2O)4]2+, поэтому такую же окраску имеют все разбавленные растворы солей меди (II), если только они не содердат каких-либо окрашенных анионов. Из водных растворов сульфат меди кристаллизуется с пятью молекулами воды, образуя прозрачные синие кристаллы медного купороса.

Медный купорос применяется для электролитического покрытия металлов медью, для приготовления минеральных красок, а также в качестве исходного вещества при получении других соединений меди. В сельском хозяйстве разбавленный раствор медного купороса применяется для опрыскивания растений и протравливания зерна перед посевом, чтобы уничтожить споры вредных грибков.

Хлорид меди (II) CuCl2. 2H2O. Образует темно-зеленые кристаллы, легко растворимые в воде. Очень концентрированные растворы хлорида меди (II) имеют зеленый цвет, разбавленные - сине-голубой.

Нитрат меди (II) Cu(NO3)2.3H2O. Получается при растворении меди в азотной кислоте. При нагревании синие кристаллы нитрата меди сначала теряют воду, а затем легко разлагаются с выделением кислорода и бурого диоксида азота, переходя в оксид меди (II).

Гидроксокарбонат меди (II) (CuOH)2CO3. Встречается в природе в виде минерала малахита, имеющего красивый изумрудно-зеленый цвет. Искусственно приготовляется действием Na2CO3 на растворы солей меди (II).

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

Применяется для получения хлорида меди (II), для приготовления синих и зеленых минеральных красок, а также в пиротехнике.

Ацетат меди (II) Cu (CH3COO)2.H2O. Получается обработкой металлической меди или оксида меди (II) уксусной кислотой. Обычно представляет собой смесь основных солей различного состава и цвета (зеленого и сине-зеленого). Под названием ярь-медянка применяется для приготовления масляной краски.

Комплексные соединения меди образуются в результате соединения двухзарядных ионов меди с молекулами аммиака.

 

Медь является необходимым элементом для всех высших растений и животных. В токе крови медь переносится главным образом белком церулоплазмином. После усваивания меди кишечником она транспортируется к печени с помощью альбумина. Медь встречается в большом количестве ферментов, например, в цитохром-с-оксидазе, в содержащем медь и цинк ферменте супероксид дисмутазе, и в переносящем кислород белке гемоцианине. В крови большинства моллюсков и членистоногих медь используется вместо железа для транспорта кислорода.

 

Предполагается, что медь и цинк конкурируют друг с другом в процессе усваивания в пищеварительном тракте, поэтому избыток одного из этих элементов в пище может вызвать недостаток другого элемента. Здоровому взрослому человеку необходимо поступление меди в количестве 0,9 мг в день.

Токсичность

 

Некоторые соединения меди могут быть токсичны при превышении ПДК в пище и воде. Содержание меди в питьевой воде не должно превышать 2 мг/л, однако недостаток меди в питьевой воде также нежелателен. Всемирная Организация Здравоохранения сформулировала в 1998 году это правило так: «Риски для здоровья человека от недостатка меди в организме многократно выше, чем риски от её избытка».

 

В 2003 году в результате интенсивных исследований ВОЗ пересмотрела прежние оценки токсичности меди. Было признано, что медь не является причиной расстройств пищеварительного тракта.

 

Существовали опасения, что Гепатоцеребральная дистрофия сопровождается накоплением меди в организме, так как она не выделяется печенью в желчь. Эта болезнь вызывает повреждение мозга и печени. Однако причинно-следственная связь между возникновением заболевания и приёмом меди внутрь подтверждения не нашла. Установлена лишь повышенная чувствительность лиц, в отношении которых диагностировано это заболевание к повышенному содержанию меди в пище и воде.

Бактерицидность

 

Бактерицидные свойства меди и её сплавов были известны человеку давно. В 2008 году после длительных исследований Федеральное Агентство по Охране Окружающей Среды США официально присвоило меди и нескольким сплавам меди статус веществ с бактерицидной поверхностью. Особенно выражено бактерицидное действие поверхностей из меди проявляется в отношении метициллин-устойчивого штамма стафилококка золотистого, известного как «супермикроб» MRSA. Летом 2009 была установлена роль меди и сплавов меди в инактивировании вируса гриппа A/H1N1.

Органолептические свойства

 

Ионы меди придают излишку меди в воде отчётливый «металлический вкус». У разных людей порог органолептического определения меди в воде составляет приблизительно 2-10 мг/л. Естественная способность к такому определению повышенного содержания меди в воде является природным механизмом защиты от приёма внутрь воды с излишним содержанием меди.

 

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: