Получение и травление пленок меди, серебра, золота.



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

Cu

+ O2 СuO
2 Cu Г2 (СuCl2)
+S CuS
+P Cu3P2
+NH3 Сu3N

Ag

+ Сl2 Ag Cl
+NH3 Ag3N

Au

+ 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= 2AgCl; 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: 303; ЗАКАЗАТЬ РАБОТУ