Метали побічної підгрупи I групи

Російськийдержавний педагогічний університет імені А. І. Герцена

Курсоваробота з хімії

по темі:

Металипобічної підгрупи I групи

Роботу виконала

студентка першого курсу

факультету хімії(Специалитет)

Каскеро Катерина

Санкт-Петербург

2010

Вступ

Метал (назвупоходить від лат. metallum - шахта) - група елементів, що володієхарактерними металевими властивостями, такими як висока тепло-іелектропровідність, позитивний температурний коефіцієнт опору,висока пластичність та ін

У своїй роботі я розповімпро метали побічної підгрупи I групи, про їх походження, властивості,з'єднаннях, деяких цікавих фактах і застосуванні.

На противагулужним металам, всі вони дуже інертні. Вони володіють незначним спорідненістюдо кисню, їх оксиди дуже легко відновлювати і метали зустрічаються вприроді в елементарній формі (золото найчастіше).

Шляхетний характерметалів посилюється від міді до срібла, а від нього - до золота. Для рештипобічних груп періодичної системи також існує правило, що ззбільшенням порядкового номера елемента убуває його активність. Розбавленимикислотами метали побічної підгрупи 1 групи не руйнуються. Але мідь і сріблорозчиняються в сильній азотній кислоті, а золото в царській горілці (суміш однієїоб'ємної частини азотної і трьох частин соляної кислоти).

Загальними властивостямилужних металів і металів підгрупи міді є їх ступінь окислення (+ I)у багатьох з'єднаннях, а також відмінна електропровідність. Правда, іноді мідьі срібло можуть іменть ступінь окислення (+ II), а золото навіть (+ III).

Далі я докладнішерозповім про кожен з цих елементів.

Мідь

Мідь - елемент побічноїпідгрупи першої групи, четвертого періоду періодичної системи хімічнихелементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 29. Позначається символом Cu(Лат. Cuprum). Проста речовина мідь (CAS-номер: 7440-50-8) - це пластичнийперехідний метал золотаво-рожевого кольору (рожевого кольору при відсутностіоксидної плівки). C давніх пір широко застосовується людиною.

Історія тапоходження назви

Вважають, що мідь почаливикористовувати близько 5000 до н.е. У природі мідь зрідка зустрічається у виглядіметалу. З мідних самородків, можливо, за допомогою кам'яних сокир, буливиготовлені перші металеві знаряддя праці. У індіанців, що жили на йогоберегах оз. Верхнє (Півн. Америка), де є дуже чиста самородна мідь,способи її холодної обробки були відомі до часів Колумба. Близько 3500 дон.е. на Близькому Сході мідь навчилися видобувати з руд, її отримуваливідновленням вугіллям. Мідні рудники були і в Давньому Єгипті. Відомо, щобрили для знаменитої піраміди Хеопса обробляли мідним інструментом.

До 3000 до н.е. в Індії,Месопотамії і Греції для виплавки більш твердої бронзи в мідь стали додаватиолово. Відкриття бронзи могло статися випадково, проте її переваги щодопорівняно з чистим міддю швидко вивели цей сплав на перше місце. Так почавсяВ«Бронзовий вікВ».

Вироби з бронзи були уассірійців, єгиптян, індусів та інших народів давнини. Однак цільнібронзові статуї стародавні майстри навчилися відливати не раніше 5 в. до н.е.Близько 290 до н.е. Харесом на честь бога сонця Геліоса був створений КолосРодоський. Він мав висоту 32 м і стояв над входом у внутрішню гавань древньогопорту острова Родосу в східній частині Егейського моря. Гігантська бронзовастатуя була зруйнована землетрусом в 223 н.е. [2]

Предки древніх слов'ян,жили в басейні Дону і в Придніпров'ї, застосовували мідь для виготовленнязброї, прикрас і предметів домашнього ужитку. Російське слово В«мідьВ», подумку деяких дослідників, походить від слова В«МЗСВ», яке у стародавніхплемен, що населяли Східну Європу, позначало метал взагалі.

Символ Cu походить від латинського aes cyproum (пізніше, Cuprum), так як на Кіпрі (Cyprus)знаходилися мідні копальні стародавніх римлян. Відносний вміст міді вземній корі складає 6,8 В· 10-3%. Самородна мідь зустрічається дуже рідко.Зазвичай елемент знаходиться у вигляді сульфіду, оксиду або карбонату. Найважливішимирудами міді є Халькопірит CuFeS2,який, за оцінками, становить близько 50% всіх родовищ цього елемента,мідний блиск (халькоціт) Cu2S, Купрій Cu2O і малахіт Cu2CO3 (OH) 2. Великіродовища мідних руд знайдені в різних частинах Північної та Південної Америк, вАфриці і на території нашої країни. У 18-19 вв. поблизу Онезького озера добувалисамородну мідь, яку відправляли на монетний двір в Петербург. Відкриттяпромислових родовищ міді на Уралі і в Сибіру пов'язано з ім'ям Микити Демидова.Саме він за указом Петра I в1704 почав карбувати мідні гроші.

Знаходження вприроді

Багаті родовищаміді давно вироблені. Сьогодні майже весь метал видобувається з низькосортнихруд, що містять не більше 1% міді. Деякі оксидні руди міді можуть бутивідновлені безпосередньо до металу нагріванням з коксом. Однак більшачастина міді виробляється з залізовмісних сульфідних руд, що вимагає більшскладної переробки. Ці руди порівняно бідні, і економічний ефект приїх експлуатації може забезпечуватися лише зростанням масштабів видобутку. Руду зазвичайдобувають у величезних кар'єрах, де використовуються екскаватори з ковшами до 25 м3 івантажівки вантажопідйомністю до 250 т. Сировина розмелюють і концентрують (довмісту міді 15-20%) з використанням пінної флотації, при цьому серйозноїпроблемою є скидання багатьох мільйонів тонн тонко подрібнених відходів внавколишнє середовище. До концентрату додають кремнезем, а потім суміш нагрівають увідбивних печах (доменні печі для тонко подрібненої руди незручні) дотемператури 1400 В° С, при якій вона плавиться.

Мідь зустрічається вприроді як в з'єднаннях, так і в самородному вигляді. Промислове значення маютьхалькопірит CuFeS2, також відомий як мідний колчедан, халькозін Cu2S іборної Cu5FeS4. Разом з ними зустрічаються і інші мінерали міді: ковеллін CuS,Купрій Cu2O, азурит Cu3 (CO3) 2 (OH) 2, малахіт Cu2CO3 (OH) 2. Іноді мідьзустрічається в самородному вигляді, маса окремих скупчень може досягати 400тонн [2]. Сульфіди міді утворюються в основному в середньотемпературнихгідротермальних жилах. Також нерідко зустрічаються родовища міді в осадовихпородах - Медист пісковики і сланці. Найбільш відомі з родовищтакого типу - Удокан в Читинської області, Джезказган в Казахстані, меденосний поясЦентральної Африки і Мансфельд в Німеччині.

Велика частина мідної рудивидобувається відкритим способом. Зміст міді в руді становить від 0,4 до 1,0%. [8]

Фізичні тахімічні властивості

Фізичні властивості міді

Колір міді червоний, взламі рожевий, при просвічуванні в тонких шарах зеленувато-блакитний. Металмає гранецентровані кубічні грати з параметром а = 3,6074 Г…;щільність 8,96 г/см3 (20 В° С). Атомний радіус 1,28 Г…; іонні радіуси Cu +0,98 Г…; Сu2 + 0,80 Г…; tпл1083 В° С; tкип 2600 В° С; питоматеплоємність (при 20 В° С) 385,48 дж/(кг В· К), тобто 0,092 кал/(г В· В° С). Найбільшважливі і широко використовувані властивості міді: висока теплопровідність - при 20В° С 394,279 вт/(м В· К.), тобто 0,941 кал/(см В· сек В· В° С); мале електричнеопір - при 20 В° С 1,68 В· 10-8 ом В· м. Термічний коефіцієнт лінійногорозширення 17,0 В· 10-6. Тиск парів над міддю мізерно, тиск 133,322 н/м2(Тобто 1 мм рт.ст.) досягається лише при 1628 В° С. Мідь діамагнітна; атомнамагнітна сприйнятливість 5,27 В· 10-6. Твердість міді 350 Мн/м2 (тобто 35кгс/мм2); межа міцності при розтягуванні 220 Мн/м2 (тобто 22 кгс/мм2);відносне подовження 60%, модуль пружності 132.103 Мн/м2 (тобто 13,2 В· 103кгс/мм2). [11]

Хімічні властивості міді

За хімічними властивостямимідь займає проміжне положення між елементами першої тріади VIIIгрупи і лужними елементами I групи системи Менделєєва. Мідь, як і Fe, Co,Ni, схильна до комплексоутворення, дає забарвлені сполуки, нерозчиннісульфіди і т. д. Схожість з лужними мет...алами незначно. Так, мідьутворює ряд одновалентних з'єднань, проте для неї більш характерно2-валентний стан. Солі одновалентних міді у воді практично нерозчинніі легко окисляються до сполук 2-валентної міді; солі 2-валентної міді,навпаки, добре розчинні у воді і в розбавлених розчинах повністюдисоційований. [11]

Мідь -електропозитивний метал. Відносну стійкість її іонів можна оцінитина підставі наступних даних:

Cu2 + + e в†’ Cu + E0 = 0,153 B,

Сu + + е в†’ Сu 0 E0 =0,52 В,

Сu2 + + 2е в†’ Сu 0 E0= 0,337 В.

Мідь витісняється зі своїхсолей більш електронегативними елементами і не розчиняється в кислотах, неє окислювачами. Мідь розчиняється в азотній кислоті з утвореннямCu (NO3) 2 та оксидів азоту, в гарячій конц. H2SO4 - з утворенням CuSO4 і SO2. Внагрітої розведеної H2SO4 мідь розчиняється тільки при продуванні черезрозчин повітря.

Хімічна активністьміді невелика, при температурах нижче 185 В° С з сухим повітрям і киснем нереагує. У присутності вологи і СО2 на поверхні міді утворюється зеленаплівка основного карбонату. При нагріванні міді на повітрі йде поверхневеокислення; нижче 375 В° С утворюється СuО, а в інтервалі 375-1100 В° С при неповномуокисленні міді - двошарова окалина (СuО + Сu2О). Вологий хлор взаємодієз міддю вже при кімнатній температурі, утворюючи хлорид міді (II), добрерозчинний у воді. Мідь реагує і з іншими галогенами.

Особливу спорідненість проявляємідь до сірки: в парах сірки вона горить. З воднем, азотом, вуглецем мідь не реагуєнавіть при високих температурах. Розчинність водню в твердій мідінезначна і при 400 В° С становить 0,06 г в 100 г міді. Присутність воднюв міді різко погіршує її механічні властивості (так звана "водневахвороба "). При пропущенні аміаку над розжареною міддю утворюється Cu2N.Вже при температурі каління мідь піддається впливу оксидів азоту: N2O іNO взаємодіють з утворенням Сu2О, a NO2 - з утворенням СuО. КарбідиСu2С2 і СuС2 можуть бути отримані дією ацетилену на аміачні розчинисолей міді. Окислювально-відновні рівноваги в розчинах солей міді вобох ступенях окиснення ускладнюються легкістю диспропорціонування міді (I) вмідь (0) і мідь (II), тому комплекси міді (I) зазвичай утворюються тільки в томувипадку, якщо вони нерозчинні (наприклад, CuCN і Cul) або якщо зв'язокметал-ліганд має ковалентний характер, а просторові чинникисприятливі.

Мідь (II). Двозаряднийпозитивний іон міді є її найбільш поширеним станом. Більшістьсполук міді (I) дуже легко окислюється в з'єднання двовалентній міді, алеподальше окислення до міді (Ш) ускладнене.

Конфігурація 3d9 робитьіон міді (II) легко деформується, завдяки чому він утворює міцні зв'язки зсеросодержащими реагентами (ДДТК, етілксантогенатом, рубеановодороднойкислотою, дитизоном). Основним координаційним поліедрів для двовалентній мідіє симетрично подовжена квадратна Бипирамида. Тетраедричнихкоординація для міді (П) зустрічається досить рідко і в з'єднаннях з тіолами,по-видимому, не реалізується.

Більшість комплексівміді (II) має октаедричні структуру, в якій чотири координаційних місцязайняті лігандами, розташованими до металу ближче, ніж два інших ліганда,знаходяться вище і нижче металу. Стійкі комплекси міді (II) характеризуються,як правило, плоскоквадратной або октаедричні конфігурацією. У граничнихвипадках деформації октаедричні конфігурація перетворюється в плоскоквадратную.Велике аналітичне застосування мають внешнесферние комплекси міді.

Гідроксид міді (II)Сu (ОН) 2 у вигляді об'ємистій осаду блакитного кольору може бути отриманий придії надлишку водного розчину лугу на розчини солей міді (II). ПР (Сu (ОН) -)= 1,31.10-20. У воді цей осад малорастворим, а при нагріванні переходить вСuО, отщепляя молекулу води. Гідроксид міді (II) володіє слабо вираженимиамфотерними властивостями і легко розчиняється у водному розчині аміаку зутворенням осаду темно-синього кольору. Осадження гідроксиду міді відбуваєтьсяпри рН 5,5.

Мідь (III). Доведено, щомідь (III) з конфігурацією 3d8 може існувати в кристалічних з'єднанняхі в комплексах, утворюючи аніони - купрати. Купрати деяких лужних ілужноземельних металів можна отримати, наприклад, нагріванням суміші оксидів ватмосфері кисню. КСuО2 - це діамагнітне з'єднання блакитно-сталевогокольору.

При дії фтору насуміш КСl і СuСl2 утворюються ясно-зелені кристали парамагнітного з'єднанняК3СuF6.

При окисленні лужнихрозчинів міді (II), що містять періодати або теллурати, гіпохлоритом абоіншими окислювачами утворюються діамагнітні комплексні солі складуK7 [Cu (IO6) 2] 7H2O. Ці солі є сильними окислювачами і при підкисленнівиділяють кисень.

Сполуки міді (Ш). При дії спиртового розчину лугу і пероксидуводню на охолоджений до 50 В° спиртовий розчин хлориду міді (II) випадаєкоричнево-чорний осад пероксиду міді СuО2. Це з'єднання в гідратованоїформі можна отримати при дії пероксиду водню на розчин солі сульфатуміді, що містить в невеликих кількостях Na2CO3. Суспензія Сu (ОН) 2 в розчиніКОН взаємодіє з хлором, утворюючи осад Сu2О3 червоного кольору, частковоперехідний в розчин.

Сполуки міді

Сполуки міді (I)

Сульфід міді - Cu2S в природізустрічається у вигляді ромбічних кристалів мідного блиску; питома вага його5,785, температура плавлення 1130 0С. З розплаву Cu2S твердне вкубічних кристалах. Cu2S досить добре проводитьелектричний струм, однак гірше, ніж сульфід міді (2)

Окис міді (I) Cu2O зустрічається вприроді у вигляді мінералу купріта - щільної маси кольору від червоного до чорно -коричневого, іноді вона має кристали правильної кубічної форми. Привзаємодії сильних лугів із солями міді (I) випадає жовтий осад,перехідний при нагріванні в осад червоного кольору, мабуть, Cu2O.Гідроксид міді (I) володіє слабкими основними властивостями, він кілька розчиннийв концентрованих розчинах лугів. Штучно Cu2O отримуютьдодаванням натрієвої лугу і не занадто сильного відновлювача, наприкладвиноградного цукру, гідразину або гідроксиламіну, до розчину сульфіту міді (II)або до фелінговой рідини.

У воді окис міді (I)практично нерозчинна. Вона проте, легко розчиняється у водному розчиніаміаку і в концентрованих розчинах галогеноводородних кислот зутворенням безбарвних комплексних сполук [Cu (NH3) 2] OH і відповідно H [CuX2] (де Х - галоген).

У розчинах лугів окисміді (I) помітно розчинна. Під дією розбавлених галогеноводороднихкислот окис міді (I), перетворюється в галогенід міді (I), також не розчиннийу воді. У розведеної кисневої кислоті, наприклад сірчаної, окис міді (I)розчиняється, однак при цьому розпадається на сіль міді (II) і метал: Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + H2O + Cu.

Також у природі зустрічаютьсятакі сполуки Міді (I) як: Cu2О,в природі званий берцеліанітом (Умангіт). Який искуство отримуютьвзаємодією парів Se абоH2Se з Cu абоїї солями при високих температурах.

Сполуки міді (II)

Окис міді (II) CuO зустрічається в природі у вигляді чорногоземлистого продукту вивітрювання мідних руд (мелаконіт). У лаві Везувію воназнайдена закристалізованій у вигляді чорних тріклінную табличок (тенор).Штучно окис міді отримують нагріванням міді у вигляді стружок або дротуна повітрі при температурі червоного розжарювання або прожарюванням нітрату абокарбонату. Отримана таким шляхом окис міді аморфна і має яскраво вираженоюздатність адсорбувати гази.

Також зустрічаютьсяз'єднання: дігідроксокарбонат міді (гірська зелень) Cu2 (OH) 2CO3 темно-зелені кристали. Утворюєтьсяв зоні окислення мідних родовищ.

Застосування міді

У промисловості

Мідь, її сполуки тасплави знаходять широке застосування в різних галузях промисловості.

В електротехніці мідьвикористовується в чистому вигляді: у виробництві кабельних виробів, шин голого іконтактного проводів, електрогенераторів, телефонного і телеграфногообладнання та радіоапаратури. З міді виготовляють теплообмінники,вакуум-апарати, трубопроводи. Більше 30%... міді йде на сплави. Сплави міді зіншими металами використовують у машинобудуванні, в автомобільній і тракторнійпромисловості (радіатори, підшипники), для виготовлення хімічної апаратури.

Висока в'язкість іпластичність металу дозволяють застосовувати мідь для виготовлення різноманітнихвиробів з дуже складним візерунком. Дріт з червоної міді в відпаленогостані стає настільки м'якою і пластичною, що з неї без праці можнавити всілякі шнури і вигинати найскладніші елементи орнаменту. Крімтого, дріт з міді легко спаюється Сканія срібним припоєм, добресрібла і золота. Ці властивості міді роблять її незамінним матеріалом привиробництві філігранних виробів.

Біологічні властивостіміді

У 1893 році швейцарськийботанік Карл Негелі доповів науковому світу про своє відкриття - антимікробномудії міді та срібла. Негелі спостерігав загибель мікроорганізмів у воді приконцентраціях в ній металів, складових мільйонні частки від кількостірозчину, тобто слідові. Ці властивості міді та срібла були названі олігодінаміческімі,від грецьких слів В«олігосВ» і В«дінамісВ». У буквальному перекладі: В«діясліду В». Подальшими дослідженнями було встановлено, що найбільшимолігодінаміческім дією володіє срібло. Дія міді в 4-5 разів слабкіше.Але взяті разом, ці метали багаторазово підсилюють властивості один одного. Івластивості не тільки антимікробні. Мідь відіграє ключову метаболічну роль ворганізмі.

Збільшення вмісту
Позначаєтьсяе..Припускають, що

л. до н.З найдавнішихн. е..золото.золота.

Так, наприклад,Внаселення.[2]

[9]

При[9]

сріблом створюючи відповідні галогеніди.

Соляна і бромистоводневої кислоти в концентрованихрозчинах повільно реагують з сріблом:

2Ag + 4НСl = 2H [AgCl2] + Н2

2Ag + 4НВr = 2H [AgBr2] + Н2

Кисень взаємодіє з нагрітим до 168 В° металевимсріблом в різних тисках з утворенням Ag2O. Озон при +225 В° С вприсутності вологи (чи перекису водню) діє на металеве срібло,утворюючи вищі оксиди срібла.

Сірка, реагуючи з нагрітим до +179 В° С з металевим сріблом,утворює чорний сульфід срібла Ag2S. Сірководень у присутності киснюповітря і води взаємодіє з металевим сріблом при кімнатнійтемпературі по рівнянню:

2Ag + H2S +1/2O2 - Ag2S + H2O

Металеве срібло розчиняється в H2SO4 (60 В° Be) принагріванні, в разб. HN03 на холоду й у розчинах ціанідів лужних металів уприсутності повітря (кисню чи іншого окислювача):

мідь срібло золото властивість

2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O

3Ag + 4HNO3 + 3AgNO3 + NO + 2H2O

2Ag + 4NaCN + H2O + l/2 O2 = 2Na [Ag (CN) 2] + 2NaOH

Cелен, телур, фосфор, миш'як і вуглець реагують зметалевим сріблом при нагріванні з утворенням Ag2Se, Ag2Te, Ag3P, Ag3As,Ag4C. Азот безпосередньо не взаємодіє зі сріблом.

Органічні кислоти і розплавлені луги плі солі лужнихметалів не реагують з металевим сріблом. Хлорид натрію вконцентрованих розчинах і в присутності кисню повітря повільно взаємодієз сріблом з утворенням хлориду серебра.В солянокислом розчині срібловідновлює деякі солі металів, такі, як CuCl2, HgCL2, FeI2. VOC12.

сеpебpа володіє схильністю до утворення комплексних сполук.

Багато неpаствоpімие у водіз'єднання сеpебpа (напpимеp: оксид срібла (I) - Ag2O і хлоpід сеpебpа - AgCl),легко pаствоpяются у водному розчинів аміаку. Комплексні ціанисті сполукисеpебpа застосовуються для гальванічного сеpебpенія, так як пpи електpолізерозчинів цих солей на повеpхності виробів осідає щільний шармелкокpісталліческого сеpебpа. Всі з'єднання сеpебpа легко відновлюються звиділенням металевого сеpебpа. Якщо до аммиачному розчинів оксидусеpебpа (I), що знаходиться в скляному посуді, пpібавіть в якостівідновлювача трохи глюкози або фоpмаліна, то металеве срібловиділяється у вигляді щільного блискучого зеpкального шару на повеpхності скла.Цим способом готують дзеркала, а також серебрят внутрішню поверхню скла всудинах для зменшення втрати тепла випромінюванням.

Приклади:

Na3 [Ag (S2O3) 2]

[Ag (NH3) 2] OH

[Ag (NH3) 2] 2SO4

K [Ag (CN) 2]

Na [Аg (SCN) 2]; Na2 [Ag (SCN) 3]; Na3 [Аg (SСN) 4]

(NН4) 5 [Аg (SСN) 6]

Сs3Ba [Ag (NО2) 6] В· 2Н2О

(NН4) 9 [Аg (S2O3) 4Cl2] [1]

З'єднання срібла

Хімічні сполукисрібла - всілякі хімічні сполуки срібла з різним ступенемокислення, і різними фізико-хімічними характеристиками. Сполуки срібламають значне економічне, наукове та медичне значення. В данийчас відомо кілька десятків різних хімічних (органічних танеорганічних) сполук срібла.

У відповідності зі своїмстановищем у I групі періодичної системи срібло в більшості з'єднаньвиявляє ступінь окислення +1 (одновалентних). Однак є й похіднісрібла зі ступенем окислення +2 і +3, наприклад AgO, AgF2. Прояв срібломвищих ступенів окислення пояснюється тим, що в реакціях атома срібла можебрати участь не тільки єдиний валентний s-електрон зовнішньої оболонки, алетакож один або два d-електрона попередньої оболонки (конфігурація 4d105s1).Розглянемо з'єднання, в яких срібло є одновалентним.

Ag2O - оксид срібла (I)- Речовина буро-чорного кольору, може бути отримано тільки непрямим шляхом.Осаджується при введенні іонів ОH-в розчин, що містить іони Ag +:

2AgNO3 +2 КОН = Ag2O +2 KNO3 + H2O

Оксид срібла (I) вже при300 В° С розкладається на кисень і срібло:

2Ag2O = 4Ag + O2

У воді не розчиняється, алерозчинний у водяному розчині аміаку з утворенням комплексної солі:Ag2O +4 NH3 + H2O = 2 [Ag (NH3) 2] OH

Проявляє окислювальнівластивості, особливо по відношенню до деяких органічних речовин:

НСНО +2 Ag2O-> 4Ag + СО2 + Н2О

реакція В«срібногодзеркала В»

З солей срібла слідвідзначити галогеніди. З галогенідів срібла у воді розчинний фторид сріблаAgF. Хлорид, бромід і йодид срібла відрізняються дуже слабкою розчинністю вводі і розведених кислотах. Їх отримують дією відповідних галогенідівнатрію або калію на розчин нітрату срібла:

AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

Утворені галогенідисрібла випадають в осад у вигляді пластівців (AgCl - білий, AgBr і AgI -жовтуваті). Такі реакції мають велике значення в аналітичній хімії: іонисрібла Ag + служать дуже чутливими реагентами на галогенід-іони. Найменшрозчинна сіль срібла - сульфід срібла Ag2S. З розчинних солей найбільше поширений нітрат срібла AgNO3,його отримують безпосереднім розчиненням срібла в азотній кислоті.

Всі солі срібла легковідновлюються до металу. Нітрат срібла та її розчини, потрапивши на шкіру,залишають на ній чорні плями мелкораздробленного срібла; звідси старовиннаназву AgNO3 - ляпіс. [1]

Застосування срібла

Срібло раніше служилоголовним чином для вичинки розмінної монети, домашнього начиння і прикрас. ВНині великий попит на нього пред'являють деякі галузіпромисловості (електротехнічна та ін.) Його застосовують також для виготовленнячастин заводської апаратури деяких хімічних виробництв. У лабораторіяхсрібними тиглями користуються для плавлення лугів, при високих температурахдіючих роз'їдаюче майже на всі інші матеріали. Сполуки Аg знаходятьзастосування переважно в фотографічної промисловості і медицині. Світовавироблення срібла становила в 1800 р. 800 т, а в 1900 р. 5500 т. У данийчас його щорічно видобувається близько 10 тис. т (без СРСР). Приблизно 2/3всього срібла отримано при комплексній переробці поліметалевих сірчистихруд.

Срібло - елемент,відомий ще з давніх часів, - завжди відігравало велику роль в житті людини.Висока хімічна стійкість, цінні фізичні властивості і красивий зовнішнійвид зробили срібло незамінним матеріалом для виготовлення розмінної монети,посуду і прикрас. Сплави срібла застосовуються в різних областях техніки: в якостікаталізаторів, для електричних контактів, як припої. Цікаве застосуваннязнаходить отримується відновленням дрібно роздроблене срібло в санітарнійтехніці та медицині. Як показує досвід, іон Аg • володіє ...виключно сильно вираженими бактерицидними (вбиваютьбактерії) властивостями, Наприклад, витримана деякий час в срібнихсудинах вода може потім поза контакту з повітрям зберігатися без загниваннянеобмежено довго, так як вона виявляється досить стерилизованной вже тієїнікчемною концентрації іона Аg, яка в ній створюється при зіткненні зметалевим сріблом. Це було відомо ще в давнину. Так, близько 2500 роківтому перський цар Кір користувався срібними судинами для зберіганняпитної води під час своїх військових походів.

Накопичення іонів Аg • протікає тим швидше, чим більше поверхнядотику води з металом. Для максимального збільшення цієї поверхніз найменшою витратою металу доцільно осаджувати останній дуже тонкимшаром на зернах звичайного піску і потім фільтрувати воду крізь шар такогопосрібленого піску. Подібним чином можуть бути створені зручні похідніфільтри для знезараження води. З іншого боку, перев'язки із застосуваннямотриманої тим же шляхом В«срібної марліВ» або В«срібною ватиВ» (або простоприсипки порошком колоїдного срібла) добре діють при лікуванні деякихшкірних захворювань, важко гояться виразок і т. д. Покриття поверхневих рансрібними пластинками практикувалося вже в древньому Єгипті. [2]

В«Срібна водаВ» можеслужити для знезараженні та консервування деяких харчових продуктів.Слід зазначити, що більш швидким і зручним способом її одержання є контактводи не з металевим Аg, а з хлористим сріблом. Создающаяся в насиченомурозчині цієї солі концентрація Аg •становить близько 1 мг/л. тоді як нижня межа бактерицидної діїсрібла оцінюється концентрацією порядку 10-6 мг/л. Отже, насичений розчин АgСl без втрати йогобактерицидності може бути розведений в 100 і більше разів.

Очищення великих кількостейводи на основі використання бактерицидної дії іона Ag • особливо зручно проводити електрохімічним шляхом. Для цьогодосить мати невеликий джерело постійного струму та дві срібні пластинкив якості електродів. Струмом силою в 10 мА (при напрузі близько 1,5 в) можназдійснити стерилізацію 4000 л води за годину.

Летючість срібла при високих температурах використовується вракетній техніці. З показаної схеми сопла, його внутрішня графітова обкладкав найбільш гарячій зоні захищається від вигорання пластиною щільного вольфраму звнутрішньою порожниною, яку заповнює пористий вольфрам, просочений сріблом.Випаровування останнього охолоджує вольфрам, що дає йому можливість протистоятидії стрімкого потоку газу, нагрітого приблизно до 3000 В° С. [9]

Золото

Золото - елемент побічноїпідгрупи першої групи, шостого періоду періодичної системи хімічнихелементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 79. Позначається символом Au(Лат. Aurum). Проста речовина золото (CAS-номер: 7440-57-5) - благороднийметал жовтого кольору.

Історія тапоходження назви

Золото - одне з першихметалів, з яким познайомилося людство. Самородне золото, як ісрібло, відомо людству кілька тисячоліть; про це свідчатьвироби, знайдені в древніх похованнях, і примітивні гірничі виробки,збереглися до наших днів. У давнину основними центрами видобутку благороднихметалів були Верхній Єгипет, Нубія, Іспанія, Колхіда (Кавказ); маютьсявідомості про видобуток і в Центральній, у Південній Америці, в Азії (Індія, Алтай,Казахстан, Китай). З розсипів метали витягували промиванням піску на шкурахтварин з підстриженою шерстю (для уловлювання крупинок золота), а також придопомогою примітивних жолобів, лотків і ковшів. З руд метали добувалинагріванням породи до розтріскування з подальшими дробленням брил в кам'янихступах, стиранням жорнами і промиванням. Поділ по крупності проводили наситах. У Стародавньому Єгипті був відомий спосіб поділу сплавів золота і сріблакислотами, виділення золота і срібла з свинцевого сплаву купелирования,вилучення золота шляхом амальгамування ртуттю, або збір частинок за допомогоюжирової поверхні (Стародавня Греція). Купелирования здійснювали в глинянихтиглях, куди додавали свинець, кухонну сіль, олово і висівки.

В XI-VI століттях до н. е..золото добували в Іспанії в долинах річок Тахо, Дуеро, Міньо і Гуадьяро. У VI-IVстоліттях до н. е.. почалися розробки корінних і розсипних родовищ золота вТрансільванії і Західних Карпатах. [2]

У Росії першимзолотошукачем вважається Єрофій Марков, пам'ятник якому стоїть у містіБерезовський поблизу Єкатеринбурга.

Оскільки золото буловідомо, ймовірно, ще до появи писемності, простежити історію йогоназви, швидше за все, неможливо. Відомо, однак, що в слов'янських мовахслово золото мало в давнину спільний корінь зі словом В«жовтийВ», первіснийваріант слово записують як zolto. Деякі пов'язують походження словаВ«ЗолотоВ» зі словом В«сонцеВ» (корінь sol). Однак достатньо достовірних версійпоходження назви немає.

Слово gold в європейськихмовах пов'язане з грецьким богом Сонця Геліосом. Латинське aurum означаєВ«ЖовтеВ» і споріднене з В«АвророюВ» (Aurora) - ранковою зорею.

Знаходження вприроді

Золото - дуже рідкіснийметал. Його вміст у земній корі (кларк) складає близько 4 х 10-7%, тоТобто в 1 км3 міститься 12 т золота. Це в кілька тисяч разів менше, ніжзміст таких металів, як мідь, цинк або свинець, тому при пошуках ірозвідці родовищ золота важливо зрозуміти умови його концентрування тарозсіювання в природі. Проведені дослідження показали, що золото присутнійв різних гірських породах: як у магматичних (гранітах і базальтах), так і восадових (океанічних мулах). Ф. Фріденбург в 1953 році розрахував, що в шаріземної кори до глибини 3000 м міститься 4470 млн т золота. Ще більші запасизберігаються у воді. Вміст золота в прісній воді становить 1 х 10-9%, а вморський може досягати 15-16 мг/т (біля берегів США, у водах Карибського моря).Таким чином, 1 т води містить близько 0,02 мг золота і загальна маса морськогозолота становить 25-27 млн ​​т. [6]

Самородне золото частоявляє собою його природний сплав з сріблом, званий Електрум.Присутність в самородному золоті домішок срібла, міді та деяких іншихметалів визначає його пробу - відношення вмісту золота до суми змістівзолота і срібла. Найбільш широко в природі поширена самородне золото зпробій вище 650.

Самородне золото -головна форма знаходження золота в природі. Воно концентрується вгідротермальних родовищах утворюючи золоті руди, нерівномірно розподіляючисьв тріщинуватих жильного кварцу і в сульфіду - піриті, арсенопіріт, пірротін іін У суттєво сульфідних рудах самородне золото тонкодисперсних. При окисленніруд на земній поверхні дрібне самородне золото частково розчиняється іпереотлагается; в ряді випадків воно збагачує верхні частини рудних тіл. Процесиїх руйнування призводять до звільнення частинок самородного золота і їх накопиченнюв розсипах; переміщаючись водними потоками разом з іншим кластіческіхматеріалом, частинки обливаються, округляються, деформуються, частковоперекрісталлізовивают; внаслідок електрохімічної корозії на нихутворюється тонка оболонка високопробного золота, що призводить до загальногопідвищенню проби самородного золота в розсипах.

У Росії самородкамибагаті східні (Урал, басейн р.. Лена) та ін райони (найбільший самородок,знайдений на Уралі, важить 36,2 кг). Цінні самородки зберігаються державамияк раритети.

Крім сріблястогозолота (електрума) в природі було знайдено також мідистого, вісмутістое,платіністое, палладістое і ірідістое самородне золото. Частина золота здомішками Pt, Pd та Ir потрапляє на поверхню Землі з космосу в складіметеоритів. Кількість таких космічних золотих опадів становить близько 18 кгв рік. [13]

Фізичні тахімічні властивості

Фізичні властивостізолота

Золото давно єоб'єктом наукових досліджень і відноситься до числа металів, чиї властивостівивчені досить глибоко. Атомний номер золота 79, атомна маса 197.967,атомний об'єм 10.2см/моль. Природне золото моноізотопному і в нормальнихумовах інертно по відношенню до більшості органічних і неорганічнихре...човин. Золото має гранецентровані кубічні грати і не зазнаєаллотропических перетворень. Постійна решітки а складає 4.07855 А при 25С, що відповідає значенню 4.0724 А при 20 С.

Великі розбіжностііснують в результаті вимірювання температури плавлення золота - від 1062.7 до1067.4 С. Як правило, температурою плавлення золота вважають 1063 С. Теплотасублімації золота при 25 С дорівнює 87.94 ккал. Поверхневий натягрозплавленого золота становить 1.134 Дж/м. Теплопровідність золота l при 20 Сстановить 0.743 кал і мало змінюється з підвищенням температури. При низькихтемпературах спостерігається максимум теплопровідності при 10 К. Температурнийкоефіцієнт електроопору при 0 - 100 С дорівнює 0.004 С. Опромінення, наклепі гарт золота приводять у результаті утворення дефектів решітки до невеликихзмінам параметра решітки та обсягу металу. Однак ці зміни дуже незначні, лінійні розміри змінюються лише на декілька сотих відсотків. Впроцесі відпалу відбувається термічний повернення властивостей, зміна яких буловикликано дефектами решітки. Для чистого золота характерні низька значеннямежі міцності s - порядку 13 - 13.3 кгс/мм - і високе значеннявідносного подовження - порядку 50% - в відпаленого стані. Межаплинності s також дуже низький, він дорівнює 0.35 кгс/мм. Зміцнення в процесіпластичної деформації дуже не значно внаслідок схильності золота дорекристалізації в процесі деформування.

Хімічні властивостізолота

Золото - самий інертнийметал, що стоїть в ряду напруг правіше всіх інших металів, при нормальнихумовах воно не реагує з більшістю кислот і не утворює оксидів,завдяки чому було віднесено до благородних металів, на відміну від металівзвичайних, легко руйнуються під дією навколишнього середовища. Потім була відкритаспроможність царської горілки розчиняти золото, що похитнуло впевненість в йогоінертності.

З чистих кислот золоторозчиняється тільки в гарячій концентрованої селенової кислоті:

2Au + 6H2SeO4= Au2 (SeO4) 3 + 3H2SeO3 + 3H2O

Золото порівняно легкореагує з киснем та іншими окислювачами за участюкомплексобразователей. Так, у водних розчинах ціанідів при доступі киснюзолото розчиняється, утворюючи ціаноаурати:

4Au + 8CN-+ 2H2O + O2 в†’4 [Au (CN) 2] - + 4 OH-

У випадку реакції з хлоромможливість комплексоутворення також значно полегшує перебіг реакції: якщоіз сухим хлором золото реагує при ~ 200 В° С з утворенням хлориду золота (III),то у водному розчині (царська горілка) золото розчиняється з утвореннямхлораурат-іона вже при кімнатній температурі:

2Au + 3Cl2 + 2Cl-в†’2 [AuCl4] -

Золото легко реагує зрідким бромом і його розчинами у воді і органічних розчинниках, даючитрібромід AuBr3.

Зі фтором золотоТак, приТаким чином, в залежності від[4]

Найбільш часто

[2]

Після відкриттяЦі частинкиорганізму.день.

Золото[2]

волокна

Матеріал[2]

Висновок

У своїй роботі язолота.Однак

Список літератури

1)читання.

4)Золото. М., Знання, 1970

5)Брокгауза і І.А.Мідь.