Российский государственный педагогический университет имени А.И.Герцена
Курсовая работа по химии
по теме:
Металлы побочной подгруппы I группы
Работу выполнила
студентка первого курса
факультета химии (специалитет)
Каскер Катерина
Санкт-Петербург
2010 год
Вступление
Мета́лл (название происходит от лат. metallum — шахта) — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокая тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и др.
В своей работе я расскажу о металлах побочной подгруппы I группы, об их происхождении, свойствах, соединениях, некоторых интересных фактах и применении.
В противоположность щелочным металлам, все они очень инертны. Они обладают незначительным сродством к кислороду, их оксиды очень легко восстанавливать и металлы встречаются в природе в элементарной форме (золото чаще всего).
Благородный характер металлов усиливается от меди к серебру, а от него - к золоту. Для остальных побочных групп периодической системы также существует правило, что с увеличением порядкового номера элемента убывает его активность. Разбавленными кислотами металлы побочной подгруппы 1 группы не разрушаются. Но медь и серебро растворяются в сильной азотной кислоте, а золото в царской водке (смесь одной объемной части азотной и трех частей соляной кислоты).
Общими свойствами щелочных металлов и металлов подгруппы меди являются их степень окисления (+I) во многих соединениях, а также отличная электропроводность. Правда, иногда медь и серебро могут именть степень окисления (+II), а золото даже (+III).
Далее я подробнее расскажу о каждом из этих элементов.
Медь
Медь — элемент побочной подгруппы первой группы, четвертого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu (лат. Cuprum). Простое вещество медь (CAS-номер: 7440-50-8) — это пластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной пленки). C давних пор широко применяется человеком.
История и происхождение названия
Считают, что медь начали использовать около 5000 до н.э. В природе медь изредка встречается в виде металла. Из медных самородков, возможно, с помощью каменных топоров, были изготовлены первые металлические орудия труда. У индейцев, живших на его берегах оз. Верхнее (Сев. Америка), где есть очень чистая самородная медь, способы ее холодной обработки были известны до времен Колумба. Около 3500 до н.э. на Ближнем Востоке медь научились извлекать из руд, ее получали восстановлением углем. Медные рудники были и в Древнем Египте. Известно, что глыбы для знаменитой пирамиды Хеопса обрабатывали медным инструментом.
К 3000 до н.э. в Индии, Месопотамии и Греции для выплавки более твердой бронзы в медь стали добавлять олово. Открытие бронзы могло произойти случайно, однако ее преимущества по сравнению с чистой медью быстро вывели этот сплав на первое место. Так начался «бронзовый век».
Изделия из бронзы были у ассирийцев, египтян, индусов и других народов древности. Однако цельные бронзовые статуи древние мастера научились отливать не раньше 5 в. до н.э. Около 290 до н.э. Харесом в честь бога солнца Гелиоса был создан Колосс Родосский. Он имел высоту 32 м и стоял над входом во внутреннюю гавань древнего порта острова Родоса в восточной части Эгейского моря. Гигантская бронзовая статуя была разрушена землетрясением в 223 н.э. [2]
Предки древних славян, жившие в бассейне Дона и в Приднепровье, применяли медь для изготовления оружия, украшений и предметов домашнего обихода. Русское слово «медь», по мнению некоторых исследователей, произошло от слова «мида», которое у древних племен, населявших Восточную Европу, обозначало металл вообще.
Символ Cu происходит от латинского aescyproum (позднее, Cuprum), так как на Кипре (Cyprus) находились медные рудники древних римлян. Относительное содержание меди в земной коре составляет 6,8·10–3%. Самородная медь встречается очень редко. Обычно элемент находится в виде сульфида, оксида или карбоната. Важнейшими рудами меди являются халькопирит CuFeS2, который, по оценкам, составляет около 50% всех месторождений этого элемента, медный блеск (халькоцит) Cu2S, куприт Cu2O и малахит Cu2CO3(OH)2. Большие месторождения медных руд найдены в различных частях Северной и Южной Америк, в Африке и на территории нашей страны. В 18–19 вв. близ Онежского озера добывали самородную медь, которую отправляли на монетный двор в Петербург. Открытие промышленных месторождений меди на Урале и в Сибири связано с именем Никиты Демидова. Именно он по указу Петра I в 1704 начал чеканить медные деньги.
Нахождение в природе
Богатые месторождения меди давно выработаны. Сегодня почти весь металл добывается из низкосортных руд, содержащих не более 1% меди. Некоторые оксидные руды меди могут быть восстановлены непосредственно до металла нагреванием с коксом. Однако большая часть меди производится из железосодержащих сульфидных руд, что требует более сложной переработки. Эти руды сравнительно бедные, и экономический эффект при их эксплуатации может обеспечиваться лишь ростом масштабов добычи. Руду обычно добывают в огромных карьерах, где используются экскаваторы с ковшами до 25 м3 и грузовики грузоподъемностью до 250 т. Сырье размалывают и концентрируют (до содержания меди 15–20%) с использованием пенной флотации, при этом серьезной проблемой является сброс многих миллионов тонн тонко измельченных отходов в окружающую среду. К концентрату добавляют кремнезем, а затем смесь нагревают в отражательных печах (доменные печи для тонко измельченной руды неудобны) до температуры 1400° С, при которой она плавится.
Медь встречается в природе как в соединениях, так и в самородном виде. Промышленное значение имеют халькопирит CuFeS2, также известный как медный колчедан, халькозин Cu2S и борнит Cu5FeS4. Вместе с ними встречаются и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu2O, азурит Cu3(CO3)2(OH)2, малахит Cu2CO3(OH)2. Иногда медь встречается в самородном виде, масса отдельных скоплений может достигать 400 тонн [2]. Сульфиды меди образуются в основном в среднетемпературных гидротермальных жилах. Также нередко встречаются месторождения меди в осадочных породах — медистые песчаники и сланцы. Наиболее известные из месторождений такого типа — Удокан в Читинской области, Джезказган в Казахстане, меденосный пояс Центральной Африки и Мансфельд в Германии.
Большая часть медной руды добывается открытым способом. Содержание меди в руде составляет от 0,4 до 1,0 %. [8]
Физические и химические свойства
Физические свойства меди
Цвет меди красный, в изломе розовый, при просвечивании в тонких слоях зеленовато-голубой. Металл имеет гранецентрированную кубическую решетку с параметром а = 3,6074 Å; плотность 8,96 г/см3 (20 °С). Атомный радиус 1,28 Å; ионные радиусы Cu+ 0,98 Å; Сu2+ 0,80 Å; tпл1083 °С; tкип 2600 °С; удельная теплоемкость (при 20 °С) 385,48 дж/(кг·К), т.е. 0,092 кал/(г·°С). Наиболее важные и широко используемые свойства меди: высокая теплопроводность - при 20 °С 394,279 вт/(м·К.), то есть 0,941 кал/(см·сек·°С); малое электрическое сопротивление - при 20 °С 1,68·10-8 ом·м. Термический коэффициент линейного расширения 17,0·10-6. Давление паров над медью ничтожно, давление 133,322 н/м2 (т.е. 1 мм рт.ст.) достигается лишь при 1628 °С. Медь диамагнитна; атомная магнитная восприимчивость 5,27·10-6. Твердость меди 350 Мн/м2 (т. е. 35 кгс/мм2); предел прочности при растяжении 220 Мн/м2 (т. е. 22 кгс/мм2); относительное удлинение 60%, модуль упругости 132·103 Мн/м2(т.е. 13,2·103 кгс/мм2). [11]
Химические свойства меди
По химическим свойствам медь занимает промежуточное положение между элементами первой триады VIII группы и щелочными элементами I группы системы Менделеева. Медь, как и Fe, Co, Ni, склонна к комплексообразованию, дает окрашенные соединения, нерастворимые сульфиды и т. д. Сходство с щелочными металлами незначительно. Так, медь образует ряд одновалентных соединений, однако для нее более характерно 2-валентное состояние. Соли одновалентной меди в воде практически нерастворимы и легко окисляются до соединений 2-валентной меди; соли 2-валентной меди, напротив, хорошо растворимы в воде и в разбавленных растворах полностью диссоциированы. [11]
Медь — электроположительный металл. Относительную устойчивость ее ионов можно оценить на основании следующих данных:
Cu2+ + e → Cu+ E0 = 0,153 B,
Сu+ + е → Сu0 E0 = 0,52 В,
Сu2+ + 2е → Сu0 E0 = 0,337 В.
Медь вытесняется из своих солей более электроотрицательными элементами и не растворяется в кислотах, не являющихся окислителями. Медь растворяется в азотной кислоте с образованием Cu(NO3)2 и оксидов азота, в горячей конц. H2SO4 — с образованием CuSO4 и SO2. В нагретой разбавленной H2SO4 медь растворяется только при продувании через раствор воздуха.
Химическая активность меди невелика, при температурах ниже 185°С с сухим воздухом и кислородом не реагирует. В присутствии влаги и СО2 на поверхности меди образуется зеленая пленка основного карбоната. При нагревании меди на воздухе идет поверхностное окисление; ниже 375°С образуется СuО, а в интервале 375—1100°С при неполном окислении меди — двухслойная окалина (СuО + Сu2О). Влажный хлор взаимодействует с медью уже при комнатной температуре, образуя хлорид меди(II), хорошо растворимый в воде. Медь реагирует и с другими галогенами.
Особое сродство проявляет медь к сере: в парах серы она горит. С водородом, азотом, углеродом медь не реагирует даже при высоких температурах. Растворимость водорода в твердой меди незначительна и при 400°С составляет 0,06 г в 100 г меди. Присутствие водорода в меди резко ухудшает ее механические свойства (так называемая "водородная болезнь"). При пропускании аммиака над раскаленной медью образуется Cu2N. Уже при температуре каления медь подвергается воздействию оксидов азота: N2O и NO взаимодействуют с образованием Сu2О, a NO2 — с образованием СuО. Карбиды Сu2С2 и СuС2 могут быть получены действием ацетилена на аммиачные растворы солей меди. Окислительно-восстановительные равновесия в растворах солей меди в обеих степенях окисления осложняются легкостью диспропорционирования меди(I) в медь(0) и медь(II), поэтому комплексы меди(I) обычно образуются только в том случае, если они нерастворимы (например, CuCN и Cul) или если связь металл—лиганд имеет ковалентный характер, а пространственные факторы благоприятны.
Медь(II). Двухзарядный положительный ион меди является ее наиболее распространенным состоянием. Большинство соединений меди(I) очень легко окисляется в соединения двухвалентной меди, но дальнейшее окисление до меди(Ш) затруднено.
Конфигурация 3d9 делает ион меди(II) легко деформирующимся, благодаря чему он образует прочные связи с серосодержащими реагентами (ДДТК, этилксантогенатом, рубеановодородной кислотой, дитизоном). Основным координационным полиэдром для двухвалентной меди является симметрично удлиненная квадратная бипирамида. Тетраэдрическая координация для меди(П) встречается довольно редко и в соединениях с тиолами, по-видимому, не реализуется.
Большинство комплексов меди(II) имеет октаэдрическую структуру, в которой четыре координационных места заняты лигандами, расположенными к металлу ближе, чем два других лиганда, находящихся выше и ниже металла. Устойчивые комплексы меди(II) характеризуются, как правило, плоскоквадратной или октаэдрической конфигурацией. В предельных случаях деформации октаэдрическая конфигурация превращается в плоскоквадратную. Большое аналитическое применение имеют внешнесферные комплексы меди.
Гидроксид меди(II) Сu(ОН)2 в виде объемистого осадка голубого цвета может быть получен при действии избытка водного раствора щелочи на растворы солей меди(II). ПР(Сu(ОН)-) = 1,31.10-20. В воде этот осадок малорастворим, а при нагревании переходит в СuО, отщепляя молекулу воды. Гидроксид меди(II) обладает слабо выраженными амфотерными свойствами и легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием осадка темно-синего цвета. Осаждение гидроксида меди происходит при рН 5,5.
Медь(III). Доказано, что медь(III) с конфигурацией 3d8 может существовать в кристаллических соединениях и в комплексах, образуя анионы — купраты. Купраты некоторых щелочных и щелочноземельных металлов можно получить, например, нагреванием смеси оксидов в атмосфере кислорода. КСuО2 — это диамагнитное соединение голубовато-стального цвета.
При действии фтора на смесь КСl и СuСl2 образуются светло-зеленые кристаллы парамагнитного соединения К3СuF6.
При окислении щелочных растворов меди(II), содержащих периодаты или теллураты, гипохлоритом или другими окислителями образуются диамагнитные комплексные соли состава K7[Cu(IO6)2]7H2O. Эти соли являются сильными окислителями и при подкислении выделяют кислород.
Соединения меди(Ш). При действии спиртового раствора щелочи и пероксида водорода на охлажденный до 50° спиртовой раствор хлорида меди(II) выпадает коричнево-черный осадок пероксида меди СuО2. Это соединение в гидратированной форме можно получить при действии пероксида водорода на раствор соли сульфата меди, содержащего в небольших количествах Na2CO3. Суспензия Сu(ОН)2 в растворе КОН взаимодействует с хлором, образуя осадок Сu2О3 красного цвета, частично переходящий в раствор.
Соединения меди
Соединения меди (I)
Сульфид меди – Cu2S в природе встречается в виде ромбических кристаллов медного блеска; удельный вес его 5,785, температура плавления 1130 0С. Из расплава Cu2S затвердевает в кубических кристаллах. Cu2S достаточно хорошо проводит электрический ток, однако хуже, чем сульфид меди (2)
Окись меди (I) Cu2O встречается в природе в виде минерала куприта – плотной массы цвета от красного до черно – коричневого; иногда она имеет кристаллы правильной кубической формы. При взаимодействии сильных щелочей с солями меди(I) выпадает желтый осадок, переходящий при нагревании в осадок красного цвета, по-видимому, Cu2O. Гидроксид меди(I) обладает слабыми основными свойствами, он несколько растворим в концентрированных растворах щелочей. Искусственно Cu2O получают добавлением натриевой щелочи и не слишком сильного восстановителя, например виноградного сахара, гидразина или гидроксиламина, к раствору сульфита меди (II) или к фелинговой жидкости.
В воде окись меди (I) практически нерастворима. Она однако, легко растворяется в водном растворе аммиака и в концентрированных растворах галогеноводородных кислот с образованием бесцветных комплексных соединений [Cu(NH3)2]OH и соответственно H[CuX2] (где Х – галоген).
В растворах щелочей окись меди (I) заметно растворима. Под действием разбавленных галогеноводородных кислот окись меди (I), превращается в галогенид меди (I), также не растворимый в воде. В разбавленной кислородной кислоте, например серной, окись меди (I) растворяется, однако при этом распадается на соль меди (II) и металл: Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + H2O + Cu.
Также в природе встречаются такие соединения Меди (I) как: Cu2О, в природе называемый берцелианитом (Умангит). Который искуствено получают взаимодействием паров Se или H2Se с Cu или её солями при высоких температурах.
Соединения меди (II)
Окись меди (II) CuO встречается в природе в виде черного землистого продукта выветривания медных руд (мелаконит). В лаве Везувия она найдена закристаллизованной в виде черных триклинных табличек (тенорит). Искусственно окись меди получают нагреванием меди в виде стружек или проволоки на воздухе при температуре красного каления или прокаливанием нитрата или карбоната. Полученная таким путём окись меди аморфна и обладает ярко выраженной способностью адсорбировать газы.
Также встречаются соединения: дигидроксокарбонат меди (горная зелень) Cu2(OH)2CO3 тёмно-зелёные кристаллы. Образуется в зоне окисления медных месторождений.
Применение меди
В промышленности
Медь, ее соединения и сплавы находят широкое применение в различных отраслях промышленности.
В электротехнике медь используется в чистом виде: в производстве кабельных изделий, шин голого и контактного проводов, электрогенераторов, телефонного и телеграфного оборудования и радиоаппаратуры. Из меди изготавливают теплообменники, вакуум-аппараты, трубопроводы. Более 30% меди идет на сплавы. Сплавы меди с другими металлами используют в машиностроении, в автомобильной и тракторной промышленности (радиаторы, подшипники), для изготовления химической аппаратуры.
Высокая вязкость и пластичность металла позволяют применять медь для изготовления разнообразных изделий с очень сложным узором. Проволока из красной меди в отожженном состоянии становится настолько мягкой и пластичной, что из нее без труда можно вить всевозможные шнуры и выгибать самые сложные элементы орнамента. Кроме того, проволока из меди легко спаивается сканым серебряным припоем, хорошо серебрится и золотится. Эти свойства меди делают ее незаменимым материалом при производстве филигранных изделий.
Биологические свойства меди
В 1893 году швейцарский ботаник Карл Негель доложил научному миру о своем открытии – антимикробном действии меди и серебра. Негели наблюдал гибель микроорганизмов в воде при концентрациях в ней металлов, составляющих миллионные доли от количества раствора, т.е. следовые. Эти свойства меди и серебра были названы олигодинамическими, от греческих слов «олигос» и «динамис». В буквальном переводе: «действие следа». Дальнейшими исследованиями было установлено, что наибольшим олигодинамическим действием обладает серебро. Действие меди в 4-5 раз слабее. Но взятые вместе, эти металлы многократно усиливают свойства друг друга. И свойства не только антимикробные. Медь играет ключевую метаболическую роль в обмене веществ всех живых организмов, начиная от простейшей клетки. Она входит в состав биологических катализаторов – ферментов. Без них невозможна жизнь. Именно поэтому биологи назвали медь «металлом жизни». Прямо или косвенно медь участвует в большинстве обменных процессов и является их главным регулятором.
Основная биохимическая функция меди в организме – это участие в ферментативных реакциях в качестве активатора или в составе медьсодержащих ферментов. Количество меди в растениях колеблется от 0,0001 до 0,05% (на сухое вещество) и зависит от вида растения и содержания меди в почве. В растениях медь входит в состав ферментов-оксидаз и белка пластоцианина. В оптимальных концентрациях медь повышает холодостойкость растений, способствует их росту и развитию. Среди животных наиболее богаты медью некоторые беспозвоночные (у моллюсков и ракообразных в гемоцианине содержится 0,15-0,26% меди). Поступая с пищей, медь всасывается в кишечнике, связывается с белком сыворотки крови - альбумином, затем поглощается печенью, откуда в составе белка церулоплазмина возвращается в кровь и доставляется к органам и тканям.
Медь – очень важный для жизни металл. Содержание меди в организме человека колеблется (на 100 г сухой массы) от 5 мг в печени до 0,7 мг в костях, в жидкостях тела - от 100 мкг (на 100 мл) в крови до 10 мкг в спинномозговой жидкости. А всего меди в организме взрослого человека около 100 мг. Медь входит в состав ряда ферментов - тирозиназы, цитохромоксидазы, стимулирует кроветворную функцию костного мозга.
Ежедневный прием меди с пищей составляет 0,50-6 мг, из которых усваивается только 30%. Токсическая доза меди больше 250 мг. Попав в организм, соединение меди поступает в печень, которая является главным складом этого микроэлемента. Медь концентрируется также в мозге, сердце и почках, мышечной и костной тканях. Многие растения и животные концентрируют медь, и лечебное действие при их использовании связано в большей мере с этим элементом. Наиболее богаты медью шампиньоны, картофель, печень (особенно палтуса и трески), почки, яичный желток, цельное зерно, а также устрицы и каракатицы. В молоке и молочных продуктах ее очень мало, поэтому длительный молочный рацион может привести к недостаточности меди в организме.
Малые дозы меди влияют на обмен углеводов в организме (снижение содержания сахара в крови), минеральных веществ (уменьшение в крови количества фосфора) и других. Увеличение содержания меди в крови приводит к превращению минеральных соединений железа в органические, стимулирует использование накопленного в печени железа при синтезе гемоглобина.
Серебро
Серебро — элемент побочной подгруппы первой группы, пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 47. Обозначается символом Ag (лат. Argentum).
Простое вещество серебро (CAS-номер: 7440-22-4) — ковкий, пластичный благородный металл серебристо-белого цвета.
История и происхождение названия
Данными о первооткрывателе и обстоятельствах открытия элемента №47 человечество не располагает. Ни один из прославленных ученых к открытию серебра не причастен. Серебром люди стали пользоваться еще тогда, когда не было ученых.В Египте археологами найдены серебряные украшения, относящиеся еще к додинастическому периоду (5000 - 3400 до н. э.). Однако до середины II тысячелетия до н. э. серебро было большой редкостью и ценилось дороже золота. Предполагают, что древнеегипетское серебро было привозным из Сирии. Древнейшие серебряные предметы в Египте и других странах Западной Азии, как правило, содержат в себе золото (от 1 до 38%); их, вероятно, изготовляли из естественных сплавов, так же как и знаменитый золото-серебряный сплав "электрон" (греч. азем). Может быть, это обстоятельство дало повод называть серебро "белым золотом".
В древнем Уре (около 2000 л. до н. э.) серебро называлось ку-баб-бар (ku-babbar) от ку (быть чистым) и баббар (белый). Серебряные предметы, относящиеся ко II тысячелетию до н. э., найдены и в других странах (Эгейский архипелаг, Троя). В рукописях тех времен встречается греческое название серебра - от слова (белый, блистающий, сверкающий). С древнейших времен серебро применялось в качестве монетного сплава (900 частей серебра и 100 частей меди). Европейские народы познакомились с серебром около 1000 г. до н. э. Еще в эллинистическом Египте, а вероятно, и раньше серебро часто называли луной и обозначали знаком луны (чаще - растущей после новолуния),в Ассирии серебро считалось «металлом Луны» и было таким же священным, как в Египте золото. Наряду с ним и с обычным лат. algentum существовали и тайные названия, например Sidia (id est Luna), terra fidelis, terra coelestis и т. д. Алхимики иногда считали серебро конечным продуктом трансмутации неблагородных металлов, осуществляемым с помощью "белого философского камня" (белого порошка), а иногда - промежуточным продуктом при получении искусственного золота.
Полагают, что все названия серебра, а именно англ. Silver (древнеангл. Seolfor), нем. Silber и схожие с ними готский Silubr, голландский zilver, шведский silfer, датский solf произошли от ассирийского Сарпу (sarpu), точнее Si-rа-pi-im (серафим), означающего "белый металл", "серебро". Что касается происхождения славянских названий сидабрас, сиребро (чешск, стрибро) и древнеславянского (древнерусского) сребро (сьребро, съребро, серебро), то большинство филологов связывает их с германским Silber, т. е. с ассирийским Сарпу. Возможно, однако, и другое сопоставление со словом "серп" (лунный) - по-древнеславянски "сьрп".С серебром связано происхождение некоторых общепринятых понятий и названий. Так, например, в древней Руси мерой стоимости различных предметов являлись бруски серебра. В случаях, когда тот или иной предмет торговли стоил меньше всего бруска, от бруска отрубали часть, соответствующую стоимости вещи. Эти отрубленные части назывались "рублями", от них и пошло название принятой в нашей стране денежной единицы - рубль.От серебра произошло название и одной из стран Южной Америки - Аргентины. Легенда, в которой исторические факты тесно переплетаются с поэтическим вымыслом, рассказывает, что в 1515 г. испанский правительственный лоцман де Солис открыл в Южной Америке устье большой реки, названной после Солиса его именем. В 1527 г. Себастиан Кабот, поднимаясь вверх по течению реки де Солис, был поражен количеством серебра, награбленного его матросами у населения. Это дало Каботу повод назвать устье реки Ла Платой - серебряной (по-испански "плата" - серебро, де плата - серебряный), от имени которой произошло впоследствии название и всей страны. После освобождения страны от испанских войск (1811-1826 гг.), чтобы не вспоминать испанцев, название страны латинизировали (серебро - по-латыни аргентум), оно и сохранилось до наших дней. [2]
Нахождение серебра в природе
Содержание серебра в земной коре составляет 1x10-6 вес.% по Ферсману и Виноградову. В метеоритах серебро содержится в количестве 3,3-10-4 %, в Солнечной системе на каждые 106 атомов кремния приходится 0,067 атомов серебра с массовым числом 107 и 0,063 атома серебра с массовым числом 109. Следы серебра — около 0,02 мг на 100 г сухого вещества - содержатся в организмах млекопитающих, в органах человека, а также в морской воде — от 0,3 до 10 мг/т. Серебро встречается в самородном состоянии и в виде редких минералов, входящих, как правило, в состав полиметаллических руд — сульфидов свинца, цинка, меди.
Наиболее важное значение имеет самородное серебро, аргентит (серебряный блеск, серебряная чернь), пираргирит и прустит. Самый крупный когда-либо найденный самородок серебра весил 13,5 т.
Главные месторождения полиметаллических руд находятся в Брокен-Хилле (Австралия), в районе рек Миссисипи и Миссури (США), в Мексике, Чили, Перу, Боливии, Канаде, Африке. В России месторождения этих руд сосредоточены на Северном Кавказе, в республиках Средней Азии, Западной и Восточной Сибири, на Дальнем Востоке. Самородное серебро встречается в Консберге (Норвегия). В России известны Змеиногорское месторождение (Алтай), также месторождения Нерчинского округа и Верхоянья.
Мировая выработка серебра в настоящее время составляет около 7 тыс. тонн.[7]
Физические и химические свойства серебра
Физические свойства серебра
Серебро проявляет большее сходство с палладием (за которым он следует в периодической системе), чем с рубидием (с которым он находится рядом в I группе периодической системы и в том же пятом периоде).
Расположение серебра в побочной подгруппе I группы периодической системы определяется электронной структурой атома, которая аналогична электронной структуре атома рубидия. Большое различие в химических свойствах серебра и рубидия определяется разной степенью заполненности электронами 4й-орбитали. Атом серебра отличается от атома палладия наличием одного электрона на 5й-орбитали.
По большинству физических и химических свойств серебро приближается к меди и золоту. В подгруппе меди серебро (средний элемент) обладает наиболее низкими температурами плавления и кипения и максимальным значением коэффициента расширения, максимальной тепло- и электропроводностью.
Физико-химические свойства серебра в значительной степени зависят от его чистоты.
Металлическое серебро в компактном полированном виде (бруски, трубки, проволока, пластинки, листы) представляет собой белый блестящий металл, обладающий большой отражательной способностью по отношению к инфракрасным и видимым лучами и более слабой - к ультрафиолетовым лучам. Серебро в виде тонких листочков (они кажутся синими или фиолетовыми в проходящем свете) обладает электрическими и оптическими свойствами, отличными от свойств металлического серебра в слитках.
Металлическое серебро обладает кубической гранецентрированной решеткой с плотностью 10,50 г/см3 при +20°C, температура плавления +960,5°C, температура кипения +2177°C (пары желтовато-синие); оно диамагнитно, является очень хорошим проводником тепла и электричества (удельное сопротивление при +20°C равно 1,59 мком/см). В числе физико-механических свойств следует отметить пластичность, относительную мягкость (твердость 2,5-3 балла по шкале Мооса), ковкость и тягучесть (легко протягивается и прокатывается), малую прочность.
При легировании устраняются основные недостатки серебра, такие, как мягкость, низкая механическая прочность и высокая реакционная способность по отношению к сере и сульфидам. [9]
Химические свойства серебра
Некоторые газы, например водород, кислород, окись и двуокись углерода, растворяются в серебре, причем растворимость их пропорциональна квадратному корню от
Азот и инертные газы с трудом растворяются в серебре при температуре выше -78°C. [9]
Как уже говорилось ранее, с химической точки зрения серебро достаточно инертно, оно не проявляет способности к ионизации и легко вытесняется из соединения более активными металлами или водородом.
Оксид серебра является амфотерным оксидом, так как серебро является металлом и проявляет ярко выраженные металлические свойства - следовательно, он не может быть кислотным. Щелочным металлом серебро тоже не является. Электроотрицательность серебра по шкале равна 1,9.
Под действием влаги и света галогены легко взаимодействуют с металлическим серебром образуя соответствующие галогениды.
Соляная и бромистоводородная кислоты в концентрированных растворах медленно реагируют с серебром:
2Ag + 4НСl = 2H[AgCl2] + Н2
2Ag + 4НВr = 2H[AgBr2] + Н2
Кислород взаимодействует с нагретым до 168° металлическим серебром при разных давлениях с образованием Ag2O. Озон при +225°С в присутствии влаги (или перекиси водорода) действует на металлическое серебро, образуя высшие окислы серебра.
Сера, реагируя с нагретым до +179°С с металлическим серебром, образует черный сульфид серебра Ag2S. Сероводород в присутствии кислорода воздуха и воды взаимодействует с металлическим серебром при комнатной температуре по уравнению:
2Ag + H2S +1/2O2 - Ag2S + H2O
Металлическое серебро растворяется в H2SO4 (60° Be) при нагревании, в разб. HN03 на холоду и в растворах цианидов щелочных металлов в присутствии воздуха (кислорода или другого окислителя):
медь серебро золото свойство
2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
3Ag + 4HNO3 + 3AgNO3 + NO + 2H2O
2Ag + 4NaCN + H2O + l/2 O2 = 2Na[Ag(CN)2] + 2NaOH
Cелен, теллур, фосфор, мышьяк и углерод реагируют с металлическим серебром при нагревании с образованием Ag2Se, Ag2Te, Ag3P, Ag3As, Ag4C. Азот непосредственно не взаимодействует с серебром.
Органические кислоты и расплавленные щелочи пли соли щелочных металлов не реагируют с металлическим серебром. Хлорид натрия в концентрированных растворах и в присутствии кислорода воздуха медленно взаимодействует с серебром с образованием хлорида серебра.В солянокислом растворе серебро восстанавливает некоторые соли металлов, такие, как CuCl2, HgCL2, FeI2. VOC12.
Сеpебpо обладает склонностью к образованию комплексных соединений.
Многие неpаствоpимые в воде соединения сеpебpа (напpимеp: оксид сеpебpа(I) — Ag2O и хлоpид сеpебpа — AgCl), легко pаствоpяются в водном pаствоpе аммиака. Комплексные цианистые соединения сеpебpа пpименяются для гальванического сеpебpения, так как пpи электpолизе pаствоpов этих солей на повеpхности изделий осаждается плотный слой мелкокpисталлического сеpебpа. Все соединения сеpебpа легко восстанавливаются с выделением металлического сеpебpа. Если к аммиачному pаствоpу оксида сеpебpа(I), находящемуся в стеклянной посуде, пpибавить в качестве восстановителя немного глюкозы или фоpмалина, то металлическое сеpебpо выделяется в виде плотного блестящего зеpкального слоя на повеpхности стекла. Этим способом готовят зеркала, а также серебрят внутреннюю поверхность стекла в сосудах для уменьшения потери тепла лучеиспусканием.
Примеры:
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]·2Н2О
(NН4)9[Аg(S2O3)4Cl2] [1]
Соединения серебра
Химические соединения серебра — всевозможные химические соединения серебра с различной степенью окисления, и различными физико-химическими характеристиками. Соединения серебра имеют значительное экономическое, научное и медицинское значение. В настоящее время известно несколько десятков различных химических (органических и неорганических) соединений серебра.
В соответствии со своим положением в I группе периодической системы серебро в большинстве соединений проявляет степень окисления +1 (одновалентно). Однако есть и производные серебра со степенью окисления +2 и +3, например AgO, AgF2. Проявление серебром высших степеней окисления объясняется тем, что в реакциях атома серебра может участвовать не только единственный валентный s-электрон внешней оболочки, но также один или два d-электрона предыдущей оболочки (конфигурация 4d105s1). Рассмотрим соединения, в которых серебро является одновалентным.
Ag2O — оксид серебра (I) — вещество буро-черного цвета, может быть получено только косвенным путем. Осаждается при введении ионов ОH- в раствор, содержащий ионы Ag+:
2AgNO3+2КОН=Ag2O+2KNO3+H2O
Оксид серебра (I) уже при 300°С разлагается на кислород и серебро:
2Ag2O=4Ag+O2
В воде нерастворим, но растворим в водном растворе аммиака с образованием комплексной соли: Ag2O+4NH3+H2O=2[Ag(NH3)2]OH
Проявляет окислительные свойства, особенно по отношению к некоторым органическим веществам:
НСНО+2Ag2O->4Ag+СО2+Н2О
реакция «серебряного зеркала»
Из солей серебра следует отметить галогениды. Из галогенидов серебра в воде растворим фторид серебра AgF. Хлорид, бромид и иодид серебра отличаются очень слабой растворимостью в воде и разбавленных кислотах. Их получают действием соответствующих галогенидов натрия или калия на раствор нитрата серебра:
AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3
Образующиеся галогениды серебра выпадают в осадок в виде хлопьев (AgCl — белый, AgBr и AgI — желтоватые). Такие реакции имеют большое значение в аналитической химии: ионы серебра Ag+ служат очень чувствительными реагентами на галогенид-ионы. Наименее растворимая соль серебра — сульфид серебра Ag2S. Из растворимых солей наиболее распространен нитрат серебра AgNO3, его получают непосредственным растворением серебра в азотной кислоте.
Все соли серебра легко восстанавливаются до металла. Нитрат серебра и его растворы, попав на кожу, оставляют на ней черные пятна мелкораздробленного серебра; отсюда старинное название AgNO3 — ляпис. [1]
Применение серебра
Серебро ранее служило главным образом для выделки разменной монеты, домашней утвари и украшений. В настоящее время большой спрос на него предъявляют некоторые отрасли промышленности (электротехническая и др.). Его применяют также для изготовления частей заводской аппаратуры некоторых химических производств. В лабораториях серебряными тиглями пользуются для плавления щелочей, при высоких температурах действующих разъедающее почти на все другие материалы. Соединения Аg находят применение преимущественно в фотографической промышленности и медицине. Мировая выработка серебра составляла в 1800 г. 800 т, а в 1900 г. 5500 т. В настоящее время его ежегодно добывается около 10 тыс. т (без СССР). Приблизительно 2/3 всего серебра получено при комплексной переработке полиметаллических сернистых руд.
Серебро — элемент, известный еще с древних времен,— всегда играло большую роль в жизни человека. Высокая химическая устойчивость, ценные физические свойства и красивый внешний вид сделали серебро незаменимым материалом для изготовления разменной монеты, посуды и украшений. Сплавы серебра применяются в различных областях техники: в качестве катализаторов, для электрических контактов, как припои. Интересное применение находит получаемое восстановлением мелко раздробленное серебро в санитарной технике и медицине. Как показывает опыт, ион Аg• обладает исключительно сильно выраженными бактерицидными (убивающим бактерии) свойствами, Например, выдержанная некоторое время в серебряных сосудах вода может затем вне контакта с воздухом сохраняться без загнивания неограниченно долго, так как она оказывается достаточно стерилизованной уже той ничтожной концентрации иона Аg, которая в ней создается при соприкосновении с металлическим серебром. Это было известно еще в древности. Так, около 2500 лет тому назад персидский царь Кир пользовался серебряными сосудами для хранения питьевой воды во время своих военных походов.
Накопление ионов Аg• протекает тем быстрее, чем больше поверхность соприкосновения воды с металлом. Для максимального увеличения этой поверхности с наименьшей затратой металла целесообразно осаждать последний очень тонким слоем на зернах обычного песка и затем фильтровать воду сквозь слой такого посеребренного песка. Подобным образом могут быть созданы удобные походные фильтры для обеззараживания воды. С другой стороны, перевязки с применением полученной тем же путем «серебряной марли» или «серебряной ваты» (либо просто присыпки порошком коллоидного серебра) хорошо действуют при лечении некоторых кожных заболеваний, трудно заживающих язв и т. д. Покрытие поверхностных ран серебряными пластинками практиковалось уже в древнем Египте. [2]
«Серебряная вода» может служить для обеззараживании и консервирования некоторых пищевых продуктов. Следует отметить, что более быстрым и удобным способом ее получения является контакт воды не с металлическим Аg, а с хлористым серебром. Создающаяся в насыщенном растворе этой соли концентрация Аg• составляет около 1 мг/л. тогда как нижний предел бактерицидного действия серебра оценивается концентрацией порядка 10-6 мг/л. Следовательно, насыщенный раствор АgСl без потери его бактерицидности может быть разбавлен в 100 и более раз.
Очистку больших количеств воды на основе использования бактерицидного действия иона Ag• особенно удобно проводить электрохимическим путем. Для этого достаточно иметь небольшой источник постоянного тока и две серебряные пластинки в качестве электродов. Током силой в 10 мА (при напряжении около 1,5 в) можно осуществить стерилизацию 4000 л воды за час.
Летучесть серебра при высоких температурах используется в ракетной технике. Из показанной схемы сопла, его внутренняя графитовая обкладка в наиболее горячей зоне защищается от выгорания пластиной плотного вольфрама с внутренней полостью, которую заполняет пористый вольфрам, пропитанный серебром. Испарение последнего охлаждает вольфрам, что дает ему возможность противостоять действию стремительного потока газа, нагретого примерно до 3000 °С. [9]
Золото
Золото — элемент побочной подгруппы первой группы, шестого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 79. Обозначается символом Au (лат. Aurum). Простое вещество золото (CAS-номер: 7440-57-5) — благородный металл жёлтого цвета.
История и происхождение названия
Золото — одно из первых металлов, с которым познакомилось человечество. Самородное золото, как и серебро, известно человечеству несколько тысячелетий; об этом свидетельствуют изделия, найденные в древних захоронениях, и примитивные горные выработки, сохранившиеся до наших дней. В древности основными центрами добычи благородных металлов были Верхний Египет, Нубия, Испания, Колхида (Кавказ); имеются сведения о добыче и в Центральной, в Южной Америке, в Азии (Индия, Алтай, Казахстан, Китай). Из россыпей металлы извлекали промывкой песка на шкурах животных с подстриженной шерстью (для улавливания крупинок золота), а также при помощи примитивных желобов, лотков и ковшей. Из руд металлы добывали нагреванием породы до растрескивания с последующими дроблением глыб в каменных ступах, истиранием жерновами и промывкой. Разделение по крупности проводили на ситах. В Древнем Египте был известен способ разделения сплавов золота и серебра кислотами, выделение золота и серебра из свинцового сплава купелированием, извлечение золота путем амальгамирования ртутью, или сбор частиц с помощью жировой поверхности (Древняя Греция). Купелирование осуществляли в глиняных тиглях, куда добавляли свинец, поваренную соль, олово и отруби.
В XI—VI веках до н. э. золото добывали в Испании в долинах рек Тахо, Дуэро, Миньо и Гуадьяро. В VI—IV веках до н. э. начались разработки коренных и россыпных месторождений золота в Трансильвании и Западных Карпатах. [2]
В России первым золотодобытчиком считается Ерофей Марков, памятник которому стоит в городе Берёзовский близ Екатеринбурга.
Поскольку золото было известно, вероятно, ещё до появления письменности, проследить историю его названия, скорее всего, невозможно. Известно, однако, что в славянских языках слово золото имело в древности общий корень со словом «жёлтый», первоначальный вариант слово записывают как zolto. Некоторые связывают происхождения слова «золото» со словом «солнце» (корень sol). Однако достаточно достоверных версий происхождения названия нет.
Слово gold в европейских языках связано с греческим богом Солнца Гелиосом. Латинское aurum означает «жёлтое» и родственно с «Авророй» (Aurora) — утренней зарёй.
Нахождение в природе
Золото - очень редкий металл. Его содержание в земной коре (кларк) составляет около 4 х 10-7 %, то есть в 1 км3 содержится 12 т золота. Это в несколько тысяч раз меньше, чем содержание таких металлов, как медь, цинк или свинец, поэтому при поисках и разведке месторождений золота важно понять условия его концентрирования и рассеяния в природе. Проведенные исследования показали, что золото присутствует в разных горных породах: как в магматических (гранитах и базальтах), так и в осадочных (океанических илах). Ф. Фриденбург в 1953 году рассчитал, что в слое земной коры до глубины 3000 м содержится 4470 млн т золота. Еще большие запасы хранятся в воде. Содержание золота в пресной воде составляет 1 х 10-9 %, а в морской может достигать 15-16 мг/т (у берегов США, в водах Карибского моря). Таким образом, 1 т воды содержит около 0,02 мг золота и общая масса морского золота составляет 25-27 млн т. [6]
Самородное золото часто представляет собой его природный сплав с серебром, называемый электрумом. Присутствие в самородном золоте примесей серебра, меди и некоторых других металлов определяет его пробу - отношение содержания золота к сумме содержаний золота и серебра. Наиболее широко в природе распространено самородное золото с пробой выше 650.
Самородное золото - главная форма нахождения золота в природе. Оно концентрируется в гидротермальных месторождениях образуя золотые руды, неравномерно распределяясь в трещиноватом жильном кварце и в сульфидах - пирите, арсенопирите, пирротине и др. В существенно сульфидных рудах самородное золото тонкодисперсное. При окислении руд на земной поверхности мелкое самородное золото частично растворяется и переотлагается; в ряде случаев оно обогащает верхние части рудных тел. Процессы их разрушения приводят к освобождению частиц самородного золота и их накоплению в россыпях; перемещаясь водными потоками вместе с другим кластическим материалом, частицы окатываются, округляются, деформируются, частично перекристаллизовываются; в результате электрохимической коррозии на них образуется тонкая оболочка высокопробного золота, что приводит к общему повышению пробы самородного золота в россыпях.
В России самородками богаты восточные (Урал, бассейн р. Лена) и др. районы (самый крупный самородок, найденный на Урале, весит 36,2 кг). Ценные самородки сохраняются государствами как раритеты.
Помимо серебристого золота (электрума) в природе было найдено также медистое, висмутистое, платинистое, палладистое и иридистое самородное золото. Часть золота с примесями Pt, Pd и Ir попадает на поверхность Земли из космоса в составе метеоритов. Количество таких космических золотых осадков составляет около 18 кг в год. [13]
Физические и химические свойства
Физические свойства золота
Золото давно является объектом научных исследований и относится к числу металлов, чьи свойства изучены достаточно глубоко. Атомный номер золота 79, атомная масса 197.967, атомный объем 10.2см /моль. Природное золото моноизотопно и в нормальных условиях инертно по отношению к большинству органических и неорганических веществ. Золото имеет гранецентрированную кубическую решетку и не претерпевает аллотропических превращений. Постоянная решетки а составляет 4.07855 А при 25 С, что соответствует значению 4.0724 А при 20 С.
Большие расхождения существуют в результате измерения температуры плавления золота – от 1062.7 до 1067.4 С. Как правило, температурой плавления золота считают 1063 С. Теплота сублимации золота при 25 С равна 87.94 ккал. Поверхностное натяжение расплавленного золота составляет 1.134 Дж/м. Теплопроводность золота l при 20 С составляет 0.743 кал и мало меняется с повышением температуры. При низких температурах наблюдается максимум теплопроводности при 10 К. Температурный коэффициент электросопротивления при 0 – 100 С равен 0.004 С. Облучение, наклеп и закалка золота приводят в результате образования дефектов решетки к небольшим изменениям параметра решетки и объема металла. Однако эти изменения очень не значительны, линейные размеры изменяются лишь на несколько сотых процентов. В процессе отжига происходит термический возврат свойств, изменение которых было вызвано дефектами решетки. Для чистого золота характерны низкое значение предела прочности s - порядка 13 – 13.3 кгс/мм – и высокое значение относительного удлинения – порядка 50% - в отожженном состоянии. Предел текучести s также очень низок, он равен 0.35 кгс/мм. Упрочение в процессе пластической деформации весьма не значительно вследствие склонности золота к рекристаллизации в процессе деформирования.
Химические свойства золота
Золото — самый инертный металл, стоящий в ряду напряжений правее всех других металлов, при нормальных условиях оно не реагирует с большинством кислот и не образует оксидов, благодаря чему было отнесено к благородным металлам, в отличие от металлов обычных, легко разрушающихся под действием окружающей среды. Затем была открыта способность царской водки растворять золото, что поколебало уверенность в его инертности.
Из чистых кислот золото растворяется только в горячей концентрированной селеновой кислоте:
2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O
Золото сравнительно легко реагирует с кислородом и другими окислителями при участии комплексобразователей. Так, в водных растворах цианидов при доступе кислорода золото растворяется, образуя цианоаураты:
4Au + 8CN− + 2H2O + O2 → 4[Au(CN)2]− + 4 OH−
В случае реакции с хлором возможность комплексообразования также значительно облегчает ход реакции: если с сухим хлором золото реагирует при ~200 °С с образованием хлорида золота(III), то в водном растворе (царская водка) золото растворяется с образованием хлораурат-иона уже при комнатной температуре:
2Au + 3Cl2 + 2Cl− → 2[AuCl4]−
Золото легко реагирует с жидким бромом и его растворами в воде и органических растворителях, давая трибромид AuBr3.
Со фтором золото реагирует в интервале температур 300−400°C, при более низких реакция не идёт, а при более высоких фториды золота разлагаются.
Золото также растворяется во ртути, фактически образуя легкоплавкий сплав (амальгаму).
В концентрированной серной кислоте золото растворяется в присутствии окислителей: иодной кислоты, азотной кислоты, диоксида марганца. В водных растворах цианидов при доступе кислорода золото растворяется с образованием очень прочных дицианоауратов:
4Au + 8NaCN + 2H2O + O2 → 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH
Эта реакция лежит в основе важного промышленного способа извлечения золота из руд.
Но самыми необычными являются свойства мелкораздробленного золота. При восстановлении золота из сильно разбавленных растворов оно не выпадает в осадок, а образует интенсивно окрашенные коллоидные растворы – гидрозоли, которые могут быть пурпурно-красными, синими, фиолетовыми, коричневыми и даже черными. Так, при добавлении к 0,0075%-ному раствору H[AuCl4] восстановителя (например, 0,005%-ного раствора солянокислого гидразина) образуется прозрачный голубой золь золота, а если к 0,0025%-ному раствору H[AuCl4] добавить 0,005%-ный раствор карбоната калия, а затем по каплям при нагревании добавить раствор танина, то образуется красный прозрачный золь. Таким образом, в зависимости от степени дисперсности окраска золота меняется от голубой (грубодисперсный золь) до красной (тонкодисперсный золь). При размере частиц золя 40 нм максимум его оптического поглощения приходится на 510–520 нм (раствор красный), а при увеличении размера частиц до 86 нм максимум сдвигается до 620–630 нм (раствор голубой). Реакция восстановления с образованием коллоидных частиц используется в аналитической химии для обнаружения малых количеств золота. [4]
Соединения золота
Галоидные соединения
Наиболее часто встречается на практике и служит для получения многих других соединений хлорное золото AuClЗ. Оно получается при нагревании Au в струе хлора при 300°, или же при растворении в царской водке. В последнем случае при выпаривании раствора досуха, для удаления кислот, происходит легкое разложение AuCl 3 с образованием AuCl, которое, будучи нерастворимо в воде, легко отделяется от AuClЗ. Хлорное золото растворимо в спирте, эфире и воде, довольно непрочно; при нагревании около 150° выделяет Cl и образует AuCl, а при более сильном совсем разлагается на Cl и Au; то же самое происходит под влиянием света. Из водного раствора множество веществ выделяют золото в металлическом виде; в этом отношении наиболее употребительны: SO2, FeSO4 и щавелевая кислота. Например с FeSO4 реакция идет так:
2АuСl 3 + 6FeSО 4 = 2Аu + Fe2Cl6 + 2Fe2(SO4) З.
AuCl3 соединяется с НСl, образуя AuCl 3 HCl (легкая разлагаемость и способность соединяться с НСl делают почти невозможным получение AuCl3 в совершенно чистом виде). [5]
Кислородные соединения золота
Из соединений золота с кислородом достоверно известны два: закись золота Au2O и окись Au2O3, хотя указывают на существование еще Аu2O2, Аu2O4, Аu2O5. Закись Au2O получается при действии КНО на AuCl на холоде или при кипячении AuCl 3 с уксуснокислым кали, лимонной кислотой, азотнокислой закисью ртути и пр., например:
2AuCl3 + 2Hg2(NO3)2 + Н 2 О = Au 2O + 3HgCl2 + 2HNO З + Hg(NO3)2.
Au2O в кислотах не растворяется, при нагревании выделяет кислород. Из солей, отвечающих закиси золота, наиболее прочны двойные, например сернистокислые соли щелочных металлов, AuNa 3(SO3)2 + 1/2 Н 2 О и пр. Особенной известностью пользуется двойная серноватисто-натровая соль Na 3Au(S2O3).2H2 O, так называемая соль Фодро и Желиса. Она образуется при действии серноватисто-натровой соли на AuCl .В воде она хорошо растворима и от прибавления спирта к раствору выделяется в виде хорошо образованных кристаллов. Своим постоянством она резко отличается от других солей золота. Щавелевая кислота, SO2 и FeSO4 не выделяют из нее металлическое золото, НCl, Н2SО4 не дают осадка серы, как у других серноватистых солей, HNO3 разрушает ее с выделением золота. Употребляется в медицине и фотографии. [5]
Цианистые соединения
Из других соединений золота наиболее интересны цианистые. Золото растворяется в KCN, в присутствии кислорода воздуха; при этом образуется двойная соль AuCNKCN, лучше всего она приготовляется, действуя KCN на гремучее золото или на Au2O3; обладает сравнительной прочностью, растворима в воде, из которой кристаллизуется в безводном состоянии (для растворения 1 части соли требуется около 7 час. воды при обыкновенной температуре). FeSO4 на нее не действует; SO 2 и щавелевая кислота не выделяют из нее золото, а осаждают AuCN. Бром и йод прямо присоединяются, образуя KCNAuCNJ 2 + Н 2 О и AuCNKCN Br 2 + 3Н 2 О. Тоже известно и для хлора. AuCNKCN употребляется на практике в большом количестве для золочения гальваническим путем. При выпаривании с HNO 3 или НCl это соединение разлагается с выделением AuCN - кристаллического порошка, нерастворимого в воде, HNO3, Н2SО4 и легко растворяющегося в цианистых металлах, с которыми образует двойные соли. При действии KCN на раствор AuCl 3, по возможности нейтральный, получается AuCN 3 KCN в виде кристаллов, растворимых в теплой воде и спирте. При разложении кислотами из нее получают кислоту AuCN 3HCN. [5]
Применение золота
Золото в медицине
Первые попытки применять золото в медицинских целях относятся еще ко временам алхимии, но они были немногим успешнее поисков философского камня.
Более эффективным медицинским средством оказался тиосульфат золота и натрия AuNaS2O3, который успешно применяется для лечения трудноизлечимого кожного заболевания – эритематозной волчанки. В медицинской практике стали применять и органические соединения золота, прежде всего кризолган и трифал.
Кризолган одно время широко применяли в Европе для борьбы с туберкулезом, а трифал, менее токсичный и более эффективный, чем тиосульфат золота и натрия, – как лекарство от эритематозной волчанки. В Советском Союзе был синтезирован высокоактивный препарат – кризанол (Au–S–СН2–СНОН–CH2SO3)2Ca для лечения волчанки, туберкулеза, проказы. [2]
После открытия радиоактивных изотопов золота его роль в медицине заметно возросла. Коллоидные частицы изотопов используют для лечения злокачественных опухолей. Эти частицы физиологически инертны, и потому их не обязательно как можно скорее выводить из организма. Введенные в отдельные области опухоли, они облучают только пораженные места. При помощи радиоактивного золота удается излечивать некоторые формы рака. Создан специальный «радиоактивный пистолет», в обойме которого 15 стерженьков из радиоактивного золота с периодом полураспада в 2,7 суток. Практика показала, что лечение «радиоактивными иголками» дает возможность ликвидировать поверхностно расположенную опухоль молочной железы уже на 25-й день.
Золотой катализ
Радиоактивное золото нашло применение не только в медицине.
Особенно интересны перспективы использования каталитических свойств золота в двигателях сверхскоростных самолетов. Известно, что выше 80 км в атмосфере содержится довольно много атомарного кислорода. Объединение отдельных атомов кислорода в молекулу O2 сопровождается выделением большого количества тепла. Золото каталитически ускоряет этот процесс. [2]
Золото в производстве волокна
Нити искусственного и синтетического волокна получают в устройствах, называемых фильерами. Материал фильер должен быть устойчивым к агрессивной среде прядильного раствора и достаточно прочным. В производстве нитрона применяют фильеры из платины, в которую, добавлено золото. Добавкой золота достигаются две цели: фильеры становятся дешевле (ибо платина дороже золота) и прочнее. И тот и другой металл в чистом виде мягкие, однако в сплаве они представляют собой материал не только повышенной прочности, но даже пружинящий. [2]
Заключение
В своей работе я рассказала о свойствах, применении, некоторых интересных фактах меди, серебра и золота. Видно, что все они имеют большое значение и будут и дальше использоваться человеком в различных сферах. Важное место занимает их способность длительное время сохранять неизменными свой внешний вид, форму, массу, что на языке химии определяется как высокая химическая, термическая, противокоррозионная и износостойкость. Сопоставив обе подгруппы I группы, можно наметить лишь немногие черты сходства. В частности, все металлы I группы отличаются высокой электропроводностью и образуют соединения, в которых они одновалентны. Однако Li и его аналоги только одновалентны, между тем как элементы подгруппы меди способны проявлять (а в случаях Cu и Au даже предпочтительно проявляют) более высокую валентность. В этом отношении несколько ближе других элементов подгруппы меди стоит к щелочным металлам серебро.
Список литературы
1) Реми Г. Курс неорганической химии (том 1), М., Химия 1967 г.
2) И. В. Петрянов-Соколов Популярная Библиотека химических элементов (книга 2-я) М., Наука 1977 г
3) Степин Б.Д., Аликберова Л.Ю. Книга по химии для домашнего чтения. М., Химия, 1994
4) Соболевский В. Благородные металлы. Золото. М., Знание, 1970
5) Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона
6) Максимов М.М. Очерк о золоте. М., Недра, 1977
7) Максимов М.М Очерк о серебре М., Недра, 1981
8) Максимов, М.М., Горнунг, М.Б. Очерк о первой меди М., Недра 1976
9) Некрасов Б.В. Основы общей химии (том 2),М., Химия, 1973
10) Ю.Н.Кукушкин Химия вокруг нас, М., Высшая школа, 1992
11) Л.Ф.Попова. Медь. М., “Просвещение”, 1989
12) И.В.Пятницкий, В.В.Сухан Аналитическая химия серебра, М., Наука 1974
13) http://wiki.web.ru/