Получение и травление пленок меди, серебра, золота.

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 3Следующая ⇒

В побочной подгруппе I группы периодической системы (в подгруппе меди) находятся переходные металлы медь (Сu), серебро (Ag) и золото (Аu).

Атомы этих элементов имеют по одному электрону на последнем электронном уровне и по 18 электронов на предпоследнем электронном уровне в отличие от щелочных металлов, которые на предпоследнем электронном уровне имеют по 8 электронов (за исключением лития, у которого 2 электрона). Электронная конфигурация последнего и предпоследнего электронного слоя ns¹(n-1)d¹⁰.

В химических реакциях атомы металлов подгруппы меди могут терять как валентные электроны, так и электроны предпоследнего электронного уровня. При этом образуются соединения, в которых медь может иметь валентность I, II или III, серебро — I, реже II или III, золото — I или III и очень редко II.

+1	+2	+3
Cu+	Cu+²
Ag+
Au+		Au+³
Слабоосновные	Слабоамфотерные	Амфотерность выражена сильнее

Атомные радиусы в А° (ангстрем =10^-10 м)

медь (Сu)	1,28 А
серебро (Ag)	1,44 А
золото (Аu)	1,44 А

Получение меди из CuS

1) Обжиг сульфидных руд с продувкой воздуха под давлением: CuS + O₂ ® CuO(CuS) + C ® Cu₂S + O₂ ® Cu₂O; Cu₂S + 2Cu₂O = 6Cu + SO₂

2) электролитическое рафинирование (электролиз CuSO₄ с растворимым Cu – анодом)

Химические свойства

Взаимодействие с простыми веществами

+ O2

СuO

+Г₂

Cu Г₂ (СuCl₂)

CuS

Cu₃P₂

+NH₃

Сu₃N

+ Сl₂

Ag Cl

+NH₃

Ag₃N

+ Сl₂

AuCl₃

+NH₃

Au₃N

Взаимодействие с кислотами С разбавленными соляной и серной кислотами медь, серебро и золото не взаимодействуют, т. к. стоят после водорода в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Азотная кислота растворяет медь и серебро: Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O; Ag + 2HNO₃ = AgNO₃ + NO₂ + H₂O, Золото растворяется в царской водке (HNO₃ + 3HCl): Au + HNO₃ + 4HCl = H[АuСl₄] +NO + 2H₂O

Легче всего медь и ее аналоги реагируют с галогенами (медь реагирует уже при комнатной температуре), образуя соединения, в которых проявляют наиболее типичные для них степени окисления:

2+ 1+ 3+

Cu+CI₂= CuCl₂; 2Ag + Cl₂= 2A_gCl; 2Au +3CI₂ = 2AuCl₃

Cu, Ag	HNO₃ ₍_разб.)	NO↑
	HNO₃ + 3HCl (царская водка)	NO↑
	HNO₃ ₍_конц.)	NO₂↑
	H₂SO₄ ₍_разб.)	SO₂↑
Au	H₂SeO₄ ₍_конц.₎	SeO₂↑
	HNO₃ + 3HCl (царская водка)	NO↑
	KCN + O₂ + H₂O	K[Au(CN)₂]

3Сu +8HNO₃ ₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ +2NO↑ + 4H₂O

Ag +2HNO₃ ₍_конц_.) = AgNO₃ + NO₂↑+ H₂O

2Ag +2H₂SO₄ ₍_конц_.,t) = Ag₂SO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Au + HNO₃ + 4HCl = H[АuСl₄] +NO + 2H₂O

2Au +6H₂SeO₄ = 3SeO₂ + Au₂(SeO₄)₃ + 6H₂O

4Au + 8KCN + O₂ + 2H₂O = 4K[Au(CN)₂] + 4KOH

Наиболее характерной особенностью большинства соединений Сu, Ag и Аu является легкость восстановления их до металлов. При этом в соответствии с положением в ряду стандартных электродных потенциалов легче всего восстанавливается золото. Другая заметно выраженная особенность — склонность соединений Сu, Ag и Аu к комплексообразованию. Так, например, труднорастворимый гидроксид Сu(ОН)₂ легко растворяется в аммиаке: Cu(OH)₂ + 4NH₃= [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2OН^-

а иодид серебра AgI — в избытке иодида калия: AgI + I^-= [AgI₂]^-

В комплексных катионах и анионах Сu⁺ и Ag⁺ имеют координационное число, равное двум, а Сu²⁺и Аu³⁺ — равное четырем. Катионы Сu²⁺ в аквакомплексах и некоторых других могут иметь координационное число, равное шести. При растворении в воде безводного сульфата меди (II) образуются катионы [Сu(Н₂О)₄]²⁺. При сильном разбавлении раствора тетрааквакомплексы переходят в гексааквакомплексы [Сu (Н₂O)₆]²⁺. Сульфат меди кристаллизуется из водных растворов с пятью молекулами воды: CuSO₄ ·5Н₂0. При нагревании легко удаляется только одна молекула воды, так как четыре молекулы Н₂О связаны с Сu²⁺ донорно-акцепторными связями

Гидролиз солей Cu, Ag, Au 2CuSO₄ + 2H₂O = (CuOH)₂SO₄+ H₂SO₄

Пленки	Травители
Cu	FeCl₃; (NH₄)₂S₂O₈; CuCl₂; HCl + H₂SO₄
Ag	Fe(NO₃)₃; KI + I₂; H₂O₂ + NH₃
Au	HNO₃ + 3HCl; KI + I₂; KBr + Br₂; KCN

Химическое травление пленокCu, Ag, Au

Примеры реакции травления пленок:

Cu + (NH₄)₂S₂O₈ = CuSO₄ + (NH₄)₂SO₄

2Ag + H₂O₂ + 4NH₃ = 2[Ag(NH₃)₂)]OH

2Au + 2KBr + 3Br₂ = 2K[AuBr₄]

2Au + 2KI + 3I₂ = 2K[AuI₄]

Химические свойства Цинк .Типичный амфотерный металл. Стандартный электродный потенциал −0,76 В, в ряду стандартных потенциалов расположен до железа. На воздухе цинк покрывается тонкой пленкой оксида ZnO. При сильном нагревании сгорает с образованием амфотерного белого оксида ZnO: 2Zn + O2 = 2ZnO. Оксид цинка реагирует как с растворами кислот: ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O так и щелочами: ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О, Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑, Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2↑ и растворами щелочей: Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑, образуя гидроксоцинкаты. С растворами кислот и щелочей очень чистый цинк не реагирует. Взаимодействие начинается при добавлении нескольких капель раствора сульфата меди CuSO4. При нагревании цинк реагирует с галогенами с образованием галогенидов ZnHal2. С фосфором цинк образует фосфиды Zn3P2 и ZnP2. С серой и её аналогами — селеном и теллуром — различные халькогениды, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe. С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует. Нитрид Zn3N2 получают реакцией цинка с аммиаком при 550—600 °C.

В водных растворах ионы цинка Zn2+ образуют аквакомплексы [Zn(H2O)4]2+ и [Zn(H2O)6]2+.

Дата добавления: 2018-02-18; просмотров: 849; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!