Серная кислота, ее свойства, получение в промышленности. Соли серной кислоты. 2 страница

Металлы и их сплавы повсеместно используются для изготовления конструкций машин, оборудования, инструмента и т. д. Несмотря на широкий круг искусственно созданных материалов (керамики, клеев), металлы служат основным конструкционным материалом и в обозримом будущем по-прежнему будут доминировать.

В природе металлы встречаются как в чистом виде, так и в рудах, оксидах и солях. В чистом виде встречаются химически устойчивые элементы (Pt, Au, Ag, Cu). Масса наибольшего самородка меди составляет 420 т, серебра — 13,5 т, золота — 112 кг. Из 111 открытых элементов, представленных в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева, 76 являются металлами, Si, Ge, As, Se, Te — промежуточными между металлами и неметаллами, иногда их называют полуметаллами. Все элементы, расположенные левее мысленной линии, проведенной от бора до астата (от № 5 до № 85) относятся к металлам, а правее — в основном, к неметаллам. Эта граница недостаточно четко выражена, так как среди элементов, расположенных вблизи границы, находятся и полуметаллы.

Металлические материалы обычно делятся на две большие группы: железо и сплавы железа (сталь и чугун) называют черными металлами, а остальные металлы и их сплавы — цветными. Кроме того, все цветные металлы, применяемые в технике, в свою очередь, делятся на следующие группы: - легкие металлы Mg, Be, Al, Ti с плотностью до 5 г/см3; - тяжелые металлы Pb, Mo, Ag, Au, Pt, W, Та, Ir, Os с плотностью, превышающей 10 г/см3; - легкоплавкие металлы Sn, Pb, Zn с температурой плавления 232; 327; 410 °С соответственно; - тугоплавкие металлы W, Mo, Та, Nb с температурой плавления выше, чем у железа (> 1536 °С); - благородные металлы Au, Ag, Pt с высокой устойчивостью против коррозии; - урановые металлы или актиноиды, используемые в атомной технике; - редкоземельные металлы (РЗМ) — лантаноиды, применяемые для модифицирования стали; - щелочные и щелочноземельные металлы Na, К, Li, Ca в свободном состоянии применяются в качестве жидкометаллических теплоносителей в атомных реакторах; натрий также используется в качестве катализатора в производстве искусственного каучука, а литий — для легирования легких и прочных алюминиевых сплавов, применяемых в самолетостроении. Свойства металлов разнообразны. Ртуть замерзает при температуре минус 38,8 °С, вольфрам выдерживает рабочую температуру до 2000 °С (Т.пл. = + 3420 °С), литий, натрий, калий легче воды, а иридий и осмий — в 42 раза тяжелее лития. Электропроводность серебра в 130 раз выше, чем у марганца. Вместе с тем металлы имеют характерные общие свойства. К ним относятся: - высокая пластичность; - высокие тепло- и электропроводность; - положительный температурный коэффициент электрического сопротивления, означающий рост сопротивления с повышением температуры и сверхпроводимость многих металлов (около 30) при температурах, близких к абсолютному нулю; хорошая отражательная способность (металлы непрозрачны и имеют характерный металлический блеск); - термоэлектронная эмиссия, т. е. способность к испусканию электронов при нагреве; кристаллическое строение в твердом состоянии.

===============================================================================

40). К элементам главной подгруппы I группы относятся литий, натрий, рубидий, цезий, франций. Металлические свойства. От лития к францию увеличивается радиус атома с увеличением порядкового номера элемента. Энергия ионизации уменьшается. Электронная конфигурация валентного слоя атомов равна ns-1(литий – s-1, натрий - 2s-1, …., франций - 7s-1) 2) Физические свойства – мягкие металлы, температура плавления низкая (30 – 180оС). Проводят электрический ток 3) Химические свойства

· Взаимодействуют с кислородом 2Na+O2 = Na2O2

· Взаимодействуют с галогенами 2Na+Cl2 = 2NaCl2

· Взаимодействуют с водородом 2Na+H2 = 2NaH

· Взаимодействуют с водой 2Na+H2O = 2NaOH+H2+Q

· Взаимодействуют с кислотами 8Na+5H2SO4 = 4Na2SO4+H2S+4H2O

Калий. При электролизе расплавленных хлоридов на катоде выделяется расплавленный калий, а на аноде — хлор: K+ + e- → K; 2Cl- → Cl2

При электролизе щелочей на катоде также выделяется расплавленный калий, а на аноде — кислород:

K+ + e- → K; 4OH- → 2H2O + O2

Вода из расплава быстро испаряется. Чтобы калий не взаимодействовал с хлором или кислородом, катод изготовляют из меди и над ним помещают медный цилиндр. Анод изготовляют из либо из графита. Важное промышленное значение имеют и методы термохимического восстановления: Na + KOH →(380-450⁰C); N2→ NaOH + K

и восстановление из расплава хлорида калия карбидом кальция, алюминием или кремнием. Химические свойствa Взаимодействие с простыми веществами 2K + H2 = 2KH

C халькогенами (100 – 200 0с, Е= S; Se; Te) 2K + E = K2E

При сгорании калия на воздухе образуется надпероксид калия KO₂ (с примесью K₂O₂): K + O2 = KO2; фосфид зелёного цвета (200 °C): 3K + P = K3P Взаимодействие со сложными веществами 2K + 2H2O = 2KOH + H2; 2K + 2HCl = 2KCl + H2; K + NH3 = K[NH3]6 8K + 6H2SO4 = 4KSO4 + SO2 + S + 6H2O; 21K + 26HNO3 = 21KNO3 + NO + N2O +N2 + 13H2O При сплавлении металлического калия со щелочами он восстанавливает водород гидроксогруппы: 2K + 2KOH = 2K2O + H2 (4500C) (65—105 °C): 2K + 2NH3 = 2KNH2 + H2; 2K + 2C2H5OH = 2C2H5OK + H2 K + O2 = KO2 не выше 180 °C в среде, содержащей очень мало кислорода, или при нагревании KO2 + 3K = 2K2O Пероксиды представляют собой желтовато-белые порошки, которые, хорошо растворяясь в воде K2O2 + 2H2O = 2KOH + H2O2; 4KO2 + 2H2O = 4KOH + 3O2; 4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2; 20 °C: 4KOH + 4O3 = 4KO3 + O2 + 2H2O Озонид калия является очень сильным окислителем, например, окисляет элементарную серу до сульфата и дисульфата уже при 50 °C: 6KO3 + 5S = K2SO4 + 2K2S2O7 Натрий Получение Первым промышленным способом получения натрия стала (в железной ёмкости до 1000 °C (способДевилля)) Na2CO3 + 2C =2Na + 3 CO -электролиз Физические свойства Качественное определение натрия с помощью пламени — ярко-жёлтый цвет эмиссионного спектра «D-линии натрия»

Натрий — серебристо-белый металл, в тонких слоях с фиолетовым оттенком, пластичен, даже мягок (легко режется ножом), свежий срез натрия блестит. Величины электропроводности и теплопроводности натрия достаточно высоки, плотность равна 0,96842 г/см³(при 19,7 °C), температура плавления 97,86 °C, температура кипения 883,15 °C. Под давлением становится прозрачным и красным, как рубин. Химические свойства на воздухе легко окисляется до оксида натрия. Для защиты от кислорода воздуха металлический натрий хранят под слоем керосина. 4Na + O2 = 2Na2O; 2Na + O2 = Na2O2 Кроме того существует озонид натрия NaO3. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 натрий является сильным восстановителем и взаимодействуют со многими неметаллами (за исключением N, I, C, благородных газов): 2Na +Cl2 = 2NaCl; 2Na + H2 = 2NaH (250 – 400C; p); 2Na + Cl2 = 2NaCl Натрий более активен, чем литий. С азотом реагирует крайне плохо в тлеющем разряде, образуя очень неустойчивое вещество — нитрид натрия (в противоположность легко образующемуся нитриду лития): 6Na + N2 = 2Na3N С разбавленными кислотами взаимодействует как обычный металл: 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2 С концентрированными окисляющими кислотами выделяются продукты восстановления: 8Na + 10HNO3 = 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O Растворяется в жидком аммиаке, образуя синий раствор: Na + 4NH3 = Na[NH3]4(-40C) С газообразным аммиаком взаимодействует при нагревании: 2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2 (350C) С ртутью образует амальгаму натрия, которая используется как более мягкий восстановитель вместо чистого металла. При сплавлении с калием даёт жидкий сплав.

Алкилгалогениды с избытком металла могут давать натрийорганические соединения — высокоактивные соединения, которые обычно самовоспламеняются на воздухе и взрываются с водой. При недостатке металла происходит реакция Вюрца.

Удобрения (КCl)- Является концентрированным калийным удобрением. белое кристаллическое вещество и легко растворяется в воде. применяют на любых почвах как основное удобрение. Особенно эффективно при использовании под корнеплоды, картофель, подсолнечник, плодовые и другие культуры.

Калийная селитра (КNO3) Комплексное калийно-азотное удобрение: содержание калия — 45 %, азота — 14 %. В объёме 10 см3 содержится 12,5 г (1 г занимает 0,75 см3), то есть в стакане (200 мл) поместится 250 г, в спичечном коробке 25 г. Широко применяется в защищённом грунте: перед высадкой рассады Калимагнезия (K2SO4*MgSO4) Комплексное калийно-магниевое удобрение, без содержанияхлора. Применяется под хлорофобные культуры положительно отзывающиеся на магний.

Содержание калия 26-32 %, магния 11-18 Не гигроскопична, не слеживается, рассеиваемость хорошая. Применяют в виде подкормки (10 г/м2) при низком содержании в почве подвижного магния. При основном внесении норма составляет 40 г/м2.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

41). Алюми́ний —элемент главной подгруппы III группы, третьего периода, с атомным номером 13. Физические свойства Металл серебристо-белого цвета, лёгкий температура плавления у технического алюминия — 660C Алюминий обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью обладает высокой светоотражательной способностью. Слабый парамагнетик. Алюминий образует сплавы почти со всеми металлами. Наиболее известны сплавы с медью и магнием(дюралюминий) и кремнием (силумин). Получениe Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. По сравнению с другими металлами восстановлениеалюминия из руды более сложно в связи с его высокой реакционной способностью и с высокой температурой плавления большинства его руд (таких, как бокситы). Прямое восстановление углеродом применяться не может, потому что восстановительная способность алюминия выше, чем у углерода. Современный метод получения, процесс Холла—Эру был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al2O3 в расплаве криолита Na3AlF6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых анодных электродов. Такой метод получения требует очень больших затрат электроэнергии, и поэтому получил промышленное применение только в XX веке. Лабораторный способ получения алюминия предложилФридрих Вёлер в 1827 году восстановлением металлическимкалием безводного хлорида алюминия (реакция протекает при нагревании без доступа воздуха): AlCl3 + 3K = 3KCl + Al Распространённость По распространённости в земной коре Земли занимает 1-е место среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию.В природе алюминий, в связи с высокой химической активностью, встречается почти исключительно в виде соединений. Некоторые из природных минералов алюминия:Бокситы — Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3)Нефелины — KNa3[AlSiO4]4Алуниты — (Na,K)2SO4·Al2(SO4)3·4Al(OH)3Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO2, известнякомCaCO3, магнезитом MgCO3)Корунд (сапфир, рубин, наждак) — Al2O3Полевые шпаты — (K,Na)2O·Al2O3·6SiO2, Ca[Al2Si2O8]Каолинит — Al2O3·2SiO2 · 2H2OБерилл (изумруд, аквамарин) — 3ВеО · Al2О3 · 6SiO2Хризоберилл (александрит) — BeAl2O4. Химические свойства При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочнойоксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°), O2, HNO3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. Однако при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солейаммония NH4+, горячими щелочами или в результатеамальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель. Не допустить образования оксидной пленки можно, добавляя к алюминию такие металлы, какгаллий, индий или олово. При этом поверхность алюминия смачивают легкоплавкие эвтектики на основе этих металлов.

Легко реагирует с простыми веществами: 4Al+3O2=2Al2O3;, (кроме фтора): 2Al+3Hal2=2AlHal3 (Hal=Cl;Br;I); с другими неметаллами реагирует при нагревании::2Al+3F2=2AlF3; 2Al + 3S=Al2S3; 2Al + N2=2AlN; 4Al + 3C=Al4C3; Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S; Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4

Со сложными веществами: (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи): 2Al+H2O = 2Al(OH)3 + 3H2;:2Al + 2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2; 2Al + 6NaOH = 2Na3AlO3 + 3H2;2Al + 6HCl=2AlCl3 + 3H2; 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3+3H2

При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия: 8Al + 15H2SO4 = 4Al2(SO4)3+3H2S+12H2O

Al+ 6HNO3=Al(NO3)3+3NO2+3H2O; восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия):8Al + 3Fe3O4=4Al2O3 + 9Fe; 2Al + Cr2O3=Al2O3+2Cr

Оксид алюминия Свойства Бесцветные нерастворимые в воде кристаллы.

химические свойства — амфотерный оксид. Практически не растворим в кислотах. Растворяется в горячих растворах и расплавах щелочей.

Получение из бокситов, нефелинов, каолина, алунитовалюминатным или хлоридным методом. Сырьё в производстве алюминия, катализатор, адсорбент, огнеупорный и абразивный материал.Чистый оксид алюминия может находиться в несколькихкристаллических формах: α-Al2O3 (корунд), γ-Al2O3, δ-Al2O3, θ-Al2O3, χ-Al2O3

Применение Оксид алюминия (α-Al2O3), как минерал, называется корунд. Крупные прозрачные кристаллы корунда используются как драгоценные камни. Из-за примесей корунд бывает окрашен в разные цвета: красный корунд называется рубином, синий, традиционно — сапфиром. Согласно принятым в ювелирном деле правилам, сапфиром называют кристаллический α-оксид алюминия любой окраски, кроме красной. В настоящее время кристаллы ювелирного корунда выращивают искусственно, но природные камни всё равно ценятся выше, хотя по виду не отличаются. Также корунд применяется как огнеупорныйматериал. Остальные кристаллические формы используются, как правило, в качестве катализаторов, адсорбентов, инертных наполнителей в физических исследованиях и химической промышленности.

Керамика на основе оксида алюминия обладает высокой твёрдостью, огнеупорностью и антифрикционными свойствами, а также является хорошим изолятором. Она используется в горелках газоразрядных ламп, подложекинтегральных схем, в запорных элементах керамических трубопроводных кранов, в зубных протезах и т. д.

Так называемый β-оксид алюминия в действительности представляет собой смешанный оксид алюминия и натрия. Он и соединения с его структурой вызывают большой научный интерес в качестве металлопроводящего твёрдого электролита. Гидроксид алюминия Физические свойства представляет собой белоекристаллическое вещество, для которого известны 4 кристаллические модификации: моноклинный (γ) гиббсит; триклинный (γ') гиббсит (гидрагилит); байерит (γ); нордстрандит (β); Существует также аморфный гидроксид алюминия переменного состава Al2O3•nH2O

Получение Al(OH)3 получают при взаимодействии солей алюминия с водными растворами щёлочи, избегая их избытка: AlCl3+3NaOH=Al(OH)3+3NaCl; Гидроксид алюминия выпадает в виде белого студенистого осадка.

Второй способ получения гидроксида алюминия - взаимодействие водорастворимых солей алюминия с карбонатами щелочных металлов:2AlCl3+3Na2CO3_3H2O=2Al(OH)3+6NaCl+3CO2

Химические свойства Свежеосаждённый гидроксид алюминия может взаимодействовать с: Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O;щелочами- В растворах:Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4];сплавлениe:Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+H2O

При нагревании разлагается:2Al(OH)3=Al2O3+3H2O С растворами аммиака не реагирует. Применение Гидроксид алюминия используется при очистке воды, так как обладает способностью адсорбировать различные вещества, в медицине, в качестве антацидного средства, в качествеадъюванта при изготовлении вакцин. Применяется в качестве антипирена (подавителя горения) в пластиках и других материалах.

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------

42). d -элементы ЭЛЕМЕНТЫ ПОБОЧНОЙ ПОДГРУППЫ I ГРУППЫ Электронная конфигурация меди- 3d1O4s1, серебра - 4d1O5s1, золота - 5d 1O6s 1. В образовании связей участвуют как электроны s-подуровня так и d-подуровня. Типичные степени окисления меди +1 и +2, серебра - +1 (реже +2 и +3), золота + 3 (реже +1). Медь Металл красного цвета. Содержится в земной коре преимущественно в виде руд (Сu2S - медный блеск, Cu2O - куприт, (CuOH)2CO3 - малахит). А. Химические свойства Медь малоактивный металл, устойчивый к внешним воздействиям. Окисляется только при нагревании. Во влажной среде частично окисляется кислородом воздуха с образованием зеленого налета гидроксикарбоната меди. 2Cu + O2 = 2CuO 2Cu + O2 + CO2 + H2O = (CuOH)2CO3 Только с фтором и хлором медь взаимодействует непосредственно, с другими неметаллами соединяются при нагревании. C углеродом, азотом и водородом не взаимодействует. Не растворяется в щелочах и кислотах- неокислителях. Растворяется в кислотах-окислителях. + 2H2OáСu + 2H2SO4конц. = CuSO4 + SO2 + 2H2OáCu + 4HNO3конц. = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 4H2Oá3Cu + 8HNO3разбав.= 3Cu(NO3)2 + 2NO не реагирует с водородом CuO, Cu2Oðс кислородом CuCl2, CuBr2, CuI2 с галогенами не взаимодействуетðс азотом CuS, Cu2Sðc серой не взаимодействуетðМедь взаимодействует с водой не взаимодействуетðc HCl, HBr, HI не взаимодействуетðс разб H2SO4 CuSO4 + SO2ðc конц H2SO4 Cu(NO3)2 + NOðс разб. HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 c конц HNO3 сплавыðс металлами Б. Соединения Сu +2 Оксид меди (II). СuO - порошок черного цвета, нерастворим в воде. Гидроксид меди (II). Сu(OH)2 - cтуденистый осадок голубого цвета, образуется при действии щелочей на соли меди (II). Оба соединения проявляют амфотерные свойства: + Na2SO4 Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2OâCuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 Cu(OH)2 + 2KOH = K2[Cu(OH)4] тетрагидроксикупрат K СОЛИ МЕДИ (II) подвержены гидролизу. С аммиаком образуют комплексы: 2СuCO3 + 2H2O = (CuOH)2CO3 + CO2 2СuSO4 + 2H2O = (CuOH)2SO4 + H2SO4 CuSO4 + 4NH3.H2O = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2OБолее активные металлы вытесняют медь из растворов ее солей: CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu 3CuCl2 + 2Al = 3Cu + 2AlCl3 Cоединения Сu +2 имеют небольшие окислительные свойства: 1. СH3CHO + 2Cu(OH)2 = CH3COOH + Cu2O + 2H2O 2. 2KI + 2CuCl2 = I2 + 2CuCl + 2KCl 3. 2HI + 2CuSO4 = I2 + Cu2SO4 + H2SO4 4. 2CuO + Na3AsO3 = Cu2O + Na3AsO4 5. SnCl2 + 2CuCl2 = SnCl4 + 2CuCl to + 3Cu + 3H2Oá6. 2NH3 + 3CuO = N2 B. Соедитения Сu +1 Оксид меди (I). Cu2O - красный порошок, нерастворим в воде. Гидроксид меди (I). CuOH - нерастворимый осадок красного цвета, образуется при действии щелочей на соли меди (I). Имеет основные свойства, самопроизвольно распадается до оксида меди (I). + NaCl 2СuOH = Cu2O + H2OâСuCl + NaOH = CuOH Соединения Cu +1 имеют небольшие восстановительные свойства: 1. 4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O 2. Cu2O + HgCl2 + H2O = CuCl2 + Cu(OH)2 + Hg 3. Cu2S + 4AgNO3 = 2Cu(NO3)2 + 2Ag + Ag2S Серебро Благородный металл стойкий к внешним воздействиям. Кислород практически не окисляет серебро (частичное окисление идет в присутствии сероводорода - поверхность серебра покрывается черным налетом). 4Ag + O2 + 2H2S = 2Ag2S + 2H2O Растворяется только в кислотах-окислителях: +á + H2O Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2á2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 H2O конц. конц. + 2H2Oá3Ag + 2HNO3разб. = 3AgNO3 + NO Галогениды и сульфиды серебра нерастворимы: + NaNO3â + KNO3 AgNO3 + NaI = AgIâAgNO3 + KCl = AgCl + 2NaNO3â2AgNO3 + Na2S = Ag2S Ион Ag +1 - комплексообразователь и сильный окислитель: AgNO3 + 2NH3.H2O = [Ag(NH3)2]NO3 + 2H2O 2AgNO3 + Mn(NO3)2 + 4NaOH = 2Ag + MnO2 + 4NaNO3 + 2H2O 8AgNO3 + PH3 + 4H2O = 8Ag + H3PO4 + 8HNO3 Ag2SO4 + 2FeSO4 = 2Ag + Fe2(SO4)3 Ион Ag +1 - окислитель альдегидов, альдегидосахаров, муравьиной кислоты (реакция серебряного зеркала). Реакцию проводят в присутствии гидрата аммиака, который вытесняет из солей оксид серебра. Поэтому для упрощения в качестве окислителя чаще указывают Ag2O. 2AgNO3 + 2NH3 + 2NH4NO3 + H2Oâ.H2O = Ag2O + CH3COOHâ1. Ag2O + CH3COH = 2Ag + HCOOH + H2Oâ2. Ag2O + HCOH = 2Ag + H2Oá + CO2â3. Ag2O + HCOOH = 2Ag Эти же реакции в полной форме: 1. 2AgNO3 + CH3COH + 2NH3 + CH3COOH + 2NH4NO3 + H2Oâ.H2O = 2Ag 2. 2AgNO3 + HCOH + 2NH3 + HCOOH + 2NH4NO3 + H2O3. 2AgNO3 + HCOOH + 4NH3â.H2O = 2Ag + (NH4)2CO3 + 2NH4NO3 + 3H2Oâ.H2O = 2Ag Физиологическое действие Следы серебра (порядка 0,02 мг/кг веса) содержатся в организмах всех млекопитающих. Но его биологическая роль недостаточно изучена. У человека повышенным содержанием серебра (0,03 мг на 1000 г свежей ткани, или 0,002 вес. % в золе) характеризуется головной мозг. Интересно, что в изолированных ядрах его нервных клеток — нейронах — серебра гораздо больше (0,08 вес.% в золе)[10].

С пищевым рационом человек получает в среднем около 0,1 мг Ag в сутки. Относительно много его содержит яичный желток (0,2 мг в 100 г). Выводится серебро из организма главным образом с калом[10].

Ионы серебра обладают бактериостатическими свойствами. Однако для достижения бактериостатического эффекта концентрацию ионов серебра в воде необходимо повысить настолько, что она становится непригодной для питья. Бактериостатические свойства серебра известны с древности. 2500 лет назад персидский царь Кир в своих военных походах использовал серебряные сосуды для хранения воды. Покрытие поверхностных ран серебряными пластинами практиковалось ещё в древнем Египте. Очистку больших количеств воды, основанную на бактерицидном действии серебра, особенно удобно производить электрохимическим путём[10].

В начале 1970-х нижний предел бактериостатического действия серебра оценивался содержанием его в воде порядка 1 мкг/л[10]. По данным 2009 года — нижний предел действия находится на уровне 50—300 мкг/л[8], что уже опасно для человека.

Как и все тяжёлые металлы, серебро при избыточном поступлении в организм токсично[10].

По санитарным нормам США содержание серебра в питьевой воде не должно превышать 0,05 мг/л.

При длительном поступлении в организм избыточных доз серебра развивается аргирия, внешне выражающаяся серой окраской слизистых оболочек и кожи[11], причем преимущественно на освещённых участках тела, что обусловлено отложением частичек восстановленного серебра. Какие-либо расстройства самочувствия заболевших аргирией наблюдаются далеко не всегда. Вместе с тем немедицинскими источниками отмечалось, что они не подвержены инфекционным заболеваниям[10].

Согласно действующим российским санитарным нормам серебро относится к высокоопасным веществам (класс опасности 2 по санитарно-токсикологическому признаку вредности), и предельно допустимая концентрация серебра в питьевой воде составляет 0,05 мг/л[9].

Золото Физические свойства Чистое золото — мягкийметалл жёлтого цвета. Красноватый оттенок некоторым изделиям из золота, например,монетам, придают примеси других металлов, в частности,меди. В тонких плёнках золото просвечивает зелёным. Золото обладает высокойтеплопроводностью и низким электрическим сопротивлением.очень тяжёлый металл. Среди металлов по плотности занимает седьмое место после осмия, иридия, рения, платины, нептуния и плутония. Сопоставимую с золотом плотность имеет вольфрам. Высокая плотность золота облегчает его добычу, отчего даже простые технологические процессы — например, промывка на шлюзах, — могут обеспечить высокую степень извлечения золота из промываемой породы.

Золото также высокопластично: оно может быть проковано в листки толщиной до ~0,1 мкм (100 нм) (сусальное золото); при такой толщине золото полупрозрачно и в отражённом свете имеет жёлтый цвет, в проходящем — окрашено в дополнительный к жёлтому синевато-зеленоватый. Золото может быть вытянуто в проволоку с линейной плотностью до 2 мг/м..

Химические свойства Золото — один из самых инертных металлов, стоящий в ряду напряжений правее всех других металлов. При нормальных условиях оно не взаимодействует с большинством кислот и не образует оксидов, поэтому его относят к благородным металлам, в отличие от обычных металлов, разрушающихся под действием кислот и щелочей. Из чистых кислот золото растворяется только в концентрированной селеновой кислоте при 200 °C: 2Au+6H2SeO4=Au2(SeO4)3+3H2SeO3+3H2O

Концентрированная HClO4 реагирует с золотом и при комнатной температуре, при этом образуя различные нестойкие оксиды хлора. Жёлтый раствор растворимого в воде перхлората золота (III). 6Au + 8HClO4=Cl2+2Au(ClO4)3+2O2+4H2O; Реакция обусловлена сильной окислительной способностью Cl2O7. 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]^-+4OH^-

Цианоаураты легко восстанавливаются до чистого золота:2Na[Au(CN)2]+Zn=Na2[Zn(CN4)]+2Au

В случае реакции с хлором возможность комплексообразования также значительно облегчает ход реакции: если с сухим хлором золото реагирует при ~200 °C с образованием хлорида золота(III), то в концентрированном водном растворе соляной и азотной кислот («царская водка») золото растворяется с образованием хлораурат-иона уже при комнатной температуре:2Au+3Cl2+2Cl^-=2[AuCl4]^-

Кроме того, золото растворяется в хлорной воде. Золото легко реагирует с жидким бромом и его растворами в воде и органических растворителях, образуя трибромид AuBr3. С 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 в ртути, образуя легкоплавкий сплав (амальгаму), содержащий интерметаллиды золото-ртуть.

Известны золотоорганические соединения — например, этилдибромид золота или ауротиоглюкоза.

43). Подгру́ппа ци́нка — химические элементы 12-й группы периодической таблицы химических элементов. В группу входятцинк Zn, кадмий Cd и ртуть Hg. На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и искусственно синтезированный элемент коперниций Cn, эксперименты с отдельными атомами которого начали проводиться совсем недавно[5][6].

Все элементы этой группы являются металлами. Близость металлических радиусов кадмия и ртути обусловлено косвенным влиянием лантаноидного сжатия. Все три металла имеют сравнительно низкие температуры плавления и кипения, что говорит о том, что металлическая связь относительно слабая, с относительно небольшим перекрытием между валентной зоной и зоной проводимости. Таким образом, цинк близок к границе между металлами и металлоидами, которая обычно помещается между галлием и германием, хотя галлий присутствует в полупроводниках, таких как арсенид галлия.

Цинк является наиболее электроположительным элементом в группе, следовательно, он является хорошим восстановителем. Окислительно-восстановительный статус группы равен +2, причём ионы имеют достаточно стабильную d10 электронную конфигурацию, с заполненными подуровнями. Все три иона металлов образуют тетраэдрические молекулярные формы, такие как MCl42−. Когда двухвалентные ионы этих элементов формируют тетраэдрический координатный комплекс, он подчиняется правилу октета. Цинк и кадмий могут также формировать октаэдрических комплексы, такие как ионы [M(H2O)6]2+, которые присутствуют в водных растворах солей этих металлов. Ковалентный характер достигается за счет использования 4d или 5d-орбиталей соответственно, формируя sp³d²гибридные орбитали. Ртуть, однако, редко превышает координационное число четыре. Когда это происходит, должны быть вовлечены 5f-орбитали. Известны также координационные числа 2, 3, 5, 7 и 8.

Элементы группы цинка как правило, считаются d-блок элементами, но не переходными металлами, у которых s-оболочка заполнена. Некоторые авторы классифицируют эти элементы как основные элементы группы, поскольку валентные электроны у них расположены на ns²-орбиталях. Так, цинк имеет много сходных характеристик с соседним переходным металлом — медью. Например, комплексы цинка заслужили включения в ряд Ирвинга-Уильямса, поскольку цинк образует многие комплексные соединения с такой же стехиометрией, как и комплексы меди (II), хотя и с меньшей константой устойчивости. Очень мало сходства между кадмием и серебром, поскольку соединения серебра (II) являются редкими, а те, что существуют, являются очень сильными окислителями. Аналогичным образом, окислительно-восстановительный статус для золота равен +3, что исключает сходство между химией ртути и золота, хотя есть сходство между ртутью (I) и золотом (I), такое как формирование линейных цианистых комплексов [M(CN)2]−. Цинк Физические свойства В чистом виде — довольно пластичный серебристо-белый металл. Обладает. При комнатной температуре хрупок, при сгибании пластинки слышен треск от трения кристаллитов (обычно сильнее, чем «крик олова»). Примеси, даже незначительные, резко увеличивают хрупкость цинка. Химические свойства Типичный пример металла, образующего амфотерные соединения. Амфотерными являются соединения цинка ZnO и Zn(OH)2 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+2HCl=ZnCl2+H2O; так и щелочами:ZnO+NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4]; Цинк обычной чистоты активно реагирует с растворами кислот:Zn+2HCl=ZnCl2+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.