Элементы I группы побочной подгруппы

Строение атома (на примере меди):

Все элементы побочных подгрупп являются d-элементами (это самое многочисленное семейство в таблице Менделеева), так как в их атомах последним заполняется d-подуровень.

У элементов I группы побочной подгруппы наблюдается проскок электрона, например, у атома меди один электрон с 4s-подуровня переходит на 3d-подуровень, где не хватает одного электрона до завершения слоя.

Основное состояние:

+29

2e 8e 18e 1e

↑↓

↑

4s 4p

↑↓

3s 3p 3d

↑↓

проскок электрона

2s 2p

↑↓

↑

↑↓

4s 4p

↑↓

3s 3p 3d

↑↓

2s 2p

↑↓

Электронная формула: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹

Характерные валентности меди: I и II.

Характерные степени окисления меди: 0, +1, +2.

Для серебра наиболее характерна валентность I и степень окисления 0 и +1 (в редких случаях встречаются валентность II и степень окисления +2).

Для золота характерны валентности I и III и степени окисления 0, +1, +3.

Отрицательных степеней окисления, как и все металлы, не имеют, так как электроотрицательность низкая и забрать электроны у других элементов не могут.

Физические свойства:

Медь (Cu):	Серебро (Ag):
Металл красного (розового) цвета, очень ковкий и пластичный.	Блестящий серебристо-белый, мягкий и пластичный металл.
Обладает высокой тепло- и электропроводностью (второе место после серебра) и низким сопротивлением.	Самый электропроводный среди всех металлов.

Нахождение в природе:

1. В свободном состоянии медь и серебро встречаются, но достаточно редко.

2. В земной коре содержатся в виде солей:

CuS – ковеллин;
Cu₂S – медный блеск;
FeCuS₂ – халькопирит;
(CuOH)₂CO₃ – малахит;
Ag₂S – серебряный блеск.

Получение:

1. В промышленности: чаще всего обжигают сульфидные руды, в результате чего они переходят в оксиды, которые подвергают действию различных восстановителей (C, CO, H₂):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

CuO + C → Cu + CO

При обжиге сульфидов серебра ввиду нестойкости оксида Ag₂O при высокой температуре непосредственно получается металл: Ag₂S + O₂ → Ag + SO₂

2. В лаборатории: из солей Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓

Химические свойства:

В химических реакциях медь и серебро, как и другие металлы, выступают в роли восстановителей.

Так как химическая активность элементов в побочных подгруппах, в отличие от главных, уменьшается с ростом заряда ядра их атомов, медь является более активным металлом, чем серебро.

Медь (Cu)	Серебро (Ag)
I. Взаимодействие с простыми веществами. 1. Как и большинство металлов, медь и серебро, взаимодействуют с наиболее активными неметаллами, например, с галогенами:
Cu + Cl₂ → CuCl₂	2Ag + Cl₂ → 2AgCl
2. Относительно легко взаимодействуют с серой, образуя соответствующие сульфиды:
Cu + S → CuS (t=400°C) 2Cu + S → Cu₂S (t >400°C)	2Ag + S → Ag₂S (при нагревании)
3. Медь, в отличие от серебра взаимодействует и с кислородом:
2Cu + O₂ → 2CuO (t=400 - 500°C) 4Cu + O₂ → 2Cu₂O (t >1000°C)	Ag + O₂ ≠
II. Взаимодействие с кислотами. Так как медь и серебро стоят в ряду напряжений правее водорода, они взаимодействуют только с кислотами, являющимися сильными окислителями – азотной и концентрированной серной кислотой:
Cu + HCl ≠ Cu + H₂SO₄₍_разб_.) ≠ 3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) → 3Сu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O Cu + 4HNO₃₍_конц_.) → Сu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) → СuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O	Ag + HCl ≠ Ag + H₂SO₄₍_разб_.) ≠ 3Ag + 4HNO₃₍_разб_.) → 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O Ag + 2HNO₃₍_конц_.) → AgNO₃ + NO₂↑ + H₂O 2Ag + 2H₂SO₄₍_конц_.) → Ag₂SO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
III. Особые свойства.
В сухом воздухе медь при обычной температуре не изменяется, но во влажном воздухе постепенно реагирует с водой, кислородом и углекислым газом с образованием зеленой основной соли (CuOH)₂CO₃: 2Cu + H₂O + CO₂ + O₂ → (CuOH)₂CO₃	Серебряные предметы чернеют, если в воздухе есть примесь сероводорода: 4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O