13. Серебро, химические св-ва.

• Серебро является предпоследним d-элементом в своем периоде. Вследствие устойчивости d10- конфигурации энергетически более выгоден переход одного из ns-электронов в (n-1) d-состояние. Поэтому Ag в s-состоянии внешнего слоя имеет по одному, а в предпоследнем слое по 18 электронов. (S2p6d10)

• Уменьшение энергии ионизации при переходе от Cu к Ag зависит от главного квантового числа n.

• Для подгруппы меди возможны С.О: +1,+2,+3. Для Ag наиболее характерна С.О.: +1.

Особая устойчивость в этой С.О. объясняется прочностью конфигурации 4d10.

С.О. +1 : Ag2O; AgNCS; [Ag(CN)2]

• Особенность электронной структуры обуславливает относительно большую устойчивость двухатомных молекул ( Ag2). Прочность связана с образованием дополнительных п-связей за счёт свободных np-орбиалей и (n-1) d-электронных пар.

• Серебро встречается в природе в самородном состоянии.

Серебро входит в состав сульфидных минералов других металлов ( Pd, Zn, Cd и др.). Может входить в состав арсенидных, стибидных и сульфидарсенидных минераллов.

• Серебро представляет собой белый металл с гранецентрированной кубической решеткой.

Характеризуется хорошей пластичностью, хорошей тепло- и электропроводимостью.

Химические св-ва:

1. Реагирует с галогенами при нагревании:

2Ag+I2=2AgI

2. Взаимодействует с серой:

2Ag+S=Ag2S

3. Взаимодействие с сероводородом:

2Ag+H2S=Ag2S+H2

4. Не взаимодействует с кислородом. При наличии в воздухе сероводорода серебро покрывается черным налётом Ag2S:

4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O

5. С водородом не реагирует

6. Ag растворяется в HNO3 и конц. H2SO4 , в HCL с присутствием свободного кислорода. ( т.к. в ряду напряжения располагается после H , кислоты могут окислять серебро только за счёт аниона):

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2 + H2O

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

2Ag+2HCL=2AgCl+H2

7. Растворяется в хлорном железе ( применяют для травления):

Ag+FeCl3=AgCl+FeCl2

8. В отсутствии окислителей Ag устойчиво к щелочам

9. Растворяется в растворах оснОвных цианидов в присутствии кислорода

4Ag+8NaCN+O2+2H2O=4Na[Ag(CN)2]+4NaOH

15)Положение в периодической системе

Хром — элемент  побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода  периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом  Cr(лат. Chromium). Простое вещество хром — твёрдый металлголубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.

Строение атома

+17 Cl )2 )8 )7 - схема строения атома

1s2s2p3s3p- электронная формула

Атом располагается в III периоде, и имеет три энергетических уровня

Атом располагается в VII в группе, в главной подгруппе – на внешнем энергетическом уровне 7 электронов

Получение.

При сильном нагреве хромистого железняка с углем происходит восстановление хрома и железа:

FeO * Cr₂O₃ + 4C = 2Cr + Fe + 4CO

В результате этой реакции образуется сплав хрома с железом, отличающийся высокой прочностью. Для получения чистого хрома, его восстанавливают из оксида хрома(3) алюминием(способ Бекетова):Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr (В данном процессе обычно используют два оксида – Cr₂O₃ и CrO₃₎

Физические свойства

Хром - белый блестящий металл с кубической объемно-центрированной решеткой, а = 0,28845 нм, отличающийся твердостью и хрупкостью, с плотностью 7,2 г/см³, один из самых твердых чистых металлов (уступает только бериллию, вольфраму и урану), с температурой плавления 1903 град. И с температурой кипения около 2570 град. С. На воздухе поверхность хрома покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Добавка углерода к хрому еще больше увеличивает его твердость.

Химические свойства

Хром при обычных условиях – инертный металл, при нагревании становится довольно активным.

Взаимодействие с неметаллами

При нагревании выше 600°С хром сгорает в кислороде: 4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃.

С фтором реагирует при 350°С, с хлором – при 300°С, с бромом – при температуре красного каления, образуя галогениды хрома (III): 2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃.

С азотом реагирует при температуре выше 1000°С с образованием нитридов: 2Cr + N₂ = 2CrN или 4Cr + N₂ = 2Cr₂N.

Сера при температуре выше 300°С образует сульфиды от CrS до Cr₅S₈, например: 2Cr + 3S = Cr₂S₃.

Реагирует с бором, углеродом и кремнием с образованием боридов, карбидов и силицидов:

Cr + 2B = CrB₂ (возможно образование Cr₂B, CrB, Cr₃B₄, CrB₄),

2Cr + 3C = Cr₂C₃ (возможно образование Cr₂₃C₆, Cr₇B₃),

Cr + 2Si = CrSi₂ (возможно образование Cr₃Si, Cr₅Si₃, CrSi).

С водородом непосредственно не взаимодействует.

2. Взаимодействие с водой

В тонкоизмельченном раскаленном состоянии хром реагирует с водой, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

3. Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов хром находится до водорода, он вытесняет водород из растворов неокисляющих кислот: Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂; Cr + H₂SO₄ = CrSO₄ + H₂.

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III): 4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O.

Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют хром. Хром может растворяться в них лишь при сильном нагревании, образуются соли хрома (III) и продукты восстановления кислоты:

2Cr + 6H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O; Cr + 6HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O.

4. Взаимодействие с щелочными реагентами

В водных растворах щелочей хром не растворяется, медленно реагирует с расплавами щелочей с образованием хромитов и выделением водорода: 2Cr + 6KOH = 2KCrO₂ + 2K₂O + 3H₂.

Реагирует с щелочными расплавами окислителей, например хлоратом калия, при этом хром переходит в хромат калия: Cr + KClO₃ + 2KOH = K₂CrO₄ + KCl + H₂O.

5. Восстановление металлов из оксидов и солей

Хром – активный металл, способен вытеснять металлы из растворов их солей: 2Cr + 3CuCl₂ = 2CrCl₃ + 3Cu.