ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 15.04.2021
Просмотров: 1842
Скачиваний: 4
C
уществует
AuF
3
,
может
быть
синтезирован
из
простых
веществ
.
Также
могут
быть
синтезированы
хлорид
и
бромид
Au(III):
Au
2
Cl
6
+ 4(C
2
H
5
)MgCl = 2Au(C
2
H
5
)
2
Cl + 4MgCl
2
Это
–
удобный
исходный
реагент
синтеза
различных
соединений
зо
-
лота
.
C
уществует
фторид
AuF
5
:
Au + O
2
+ 3F
2
o
400 C, P
⎯⎯⎯⎯→
O
2
+
[AuF
6
]
-
O
2
+
[AuF
6
]
-
o
180 C, âàê óóì
⎯⎯⎯⎯⎯→
AuF
5
+ O
2
+ ½F
2
Фторид
AuF
5
–
сильнейший
окислитель
,
проявляет
кислотные
свой
-
ства
:
AuF
5
+ XeF
2
→
XeF
4
+ AuF
3
AuF
5
+ H
2
O = 2HF + ½O
2
+ AuF
2
NaF + AuF
5
= Na[AuF
6
]
Сульфиды
Основные
свойства
некоторых
сульфидов
приведены
в
таблице
7.
Таблица
7.
Свойства
сульфидов
элементов
IB-
группы
Соеди
-
нение
Окраска
Температура
плавления
,
о
С
-
lg(
ПР
)
Метод
синтеза
Cu
2
S
Ag
2
S
Au
2
S
CuS
Au
2
S
3
Чёрная
*1
Чёрная
Чёрно
-
ко
-
ричневая
Чёрная
»
1130
827
240
*2
220
*2
200
*2
47,6
49,7
68,4
35,2
Водой
разла
-
гается
2H[CuCl
2
] + H
2
S = Cu
2
S + 4HCl
2CuS + H
2
Cu
2
S + H
2
S
⎯
⎯ →
⎯
C
o
700
2AgNO
3
+ H
2
S = Ag
2
S
↓
+ 2HNO
3
2Ag + S = Ag
2
S
2K[Au(CN)
2
] + H
2
S = Au
2
S
↓
+ 2KCN +
2HCN
CuSO
4
+ H
2
S = CuS
↓
*3
+ H
2
SO
4
Au
2
Cl
6
+ 3H
2
S
Au
2
S
3
↓
+ 6HCl
⎯
⎯
⎯
→
⎯
O
H
C
2
5
2
)
(
*
1
Крупные
кристаллы
имеют
тёмно
-
синюю
окраску
*
2
С
разложением
*
3
Осадок
содержит
небольшую
примесь
Cu
2
S;
часто
образуется
коллоидный
растовр
,
его
разрушают
,
добавляя
2
М
HCl
Для
элементов
IB
группы
характерна
высокая
устойчивость
соедине
-
ний
,
содержащих
серу
.
Наиболее
обширна
химия
соединений
элементов
в
степени
окисления
+1.
Устойчивость
сульфидов
типа
MeS
возрастает
вниз
по
группе
.
Структура
–
производная
от
антифлюорита
.
Получение
:
2[Ag(NH
3
)
2
]
+
+ 3H
2
S = Ag
2
S
↓
+ 4NH
4+
+ 2HS
-
61
Для
сульфидов
характерно
крайне
низкое
значении
ПР
.
Ag
2
S + 4KCN
→
2K[Ag(CN)
2
] + K
2
S
3Ag
2
S + 8HNO
3 (30%)
= 6AgNO
3
+ 2NO
↑
+ 3S
↓
+ 4H
2
O
Образуют
тиосоли
с
сульфидом
и
полисульфидом
аммония
.
Известен
CuS,
он
не
реагирует
с
разбавленной
H
2
SO
4
и
раствором
NaOH,
но
раство
-
ряется
в
HNO
3
,
растворах
KCN
и
(NH
4
)
2
S.
При
нагревании
сульфида
меди
CuS c
серой
до
350°
С
под
давлением
может
быть
получен
CuS
2
(
строение
аналогично
пириту
).
Известен
также
сульфид
золота
(III),
он
является
сильным
окислителем
.
В
водном
растворе
цианидов
:
Au
2
S
3
+ 4KCN = 2K[Au(CN)
2
] + K
2
S
3
Рис
. 32.
Сульфиды
меди
:
а
–
халькопирит
CuFeS
2
(Cu
+1
Fe
+3
S
2
);
б
–
ковеллин
С
uS (Cu
2
+1
Cu
+2
S
-2
(S)
2
-1
)
62
I
I
I
I
Г
Г
Р
Р
У
У
П
П
П
П
А
А
П
П
Е
Е
Р
Р
И
И
О
О
Д
Д
И
И
Ч
Ч
Е
Е
С
С
К
К
О
О
Й
Й
С
С
И
И
С
С
Т
Т
Е
Е
М
М
Ы
Ы
ГЛАВА
7. IIA-
ГРУППА
7.1.
Общая
характеристика
Свойства
элементов
IIA-
группы
Основные
характеристики
элементов
представлены
в
таблице
8.
Таблица
8.
Основные
характеристики
элементов
IIA-
группы
Свойство
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Заряд
ядра
Z
Электронная
конфигурация
в
основном
состоянии
Металлический
радиус
r
мет
*,
нм
Ионный
радиус
r
ион
**,
нм
Энергия
ионизации
,
кДж
/
моль
:
I
1
I
2
I
3
Электроотрицательность
:
по
Полингу
по
Оллреду
-
Рохову
4
[He]2s
2
0,112
0,027
899,5
1757
14850
1,57
1,47
12
[Ne]3s
2
0,160
0,72
737,7
1451
7733
1,31
1,23
20
[Ar]4s
2
0,197
0,100
589,8
1145
4912
1,00
1,04
38
[Kr]5s
2
0,215
0,126
549,5
1064
4138
0,95
0,99
56
[Xe]6s
2
0,217
0,142
502,8
965
3619
0,89
0,97
88
[Rn]7s
2
0,223
0,148
509,3
979
3300
0,90
0,97
________________
*
Для
КЧ
12
**
Для
Ве
2+
КЧ
4,
для
других
М
2+
КЧ
6
Особенности
•
От
элементов
IA-
группы
элементы
IIA-
группы
отличаются
более
вы
-
сокими
значениями
энергии
ионизации
,
убывающими
в
ряду
:
Be – Mg –
Ca – Sr – Ba
.
Тенденция
нарушается
при
переходе
от
Ba
к
Ra –
резкое
по
-
вышение
I
1
и
I
2
для
Ra
по
сравнению
с
Ba (
эффект
инертной
6s-
электронной
пары
);
•
У
элементов
IIA-
группы
–
единственная
положительная
степень
окисления
и
невозможность
восстановления
ионов
Me
2+
в
водной
среде
–
сходство
с
остальными
металлами
s-
блока
.
Нахождение
в
природе
Наиболее
распространены
Mg
(1,4
масс
. %)
и
Ca
(1,5
масс
. %).
Со
-
держание
Sr
и
Ba
составляет
3,8·10
-2
масс
.%
и
5·10
-2
масс
.%
соответствен
-
но
.
7.2.
Химия
бериллия
Минералы
Важнейшим
природным
соединением
бе
-
риллия
является
минерал
берилл
Be
3
Al
2
Si
6
O
18
или
3BeO·Al
2
O
3
·6SiO
2
.
Хризоберилл
BeAl
2
O
4
или
BeO·Al
2
O
3
63
Получение
Рис
. 33.
Строение
берилла
Be
3
Al
2
[Si
6
O
18
]
Соединения
концентрируют
и
переводят
в
BeF
2
или
BeCl
2
,
затем
–
магнийтермия
или
электролиз
расплава
BeCl
2
+ NaCl (
эвтектика
,
пониже
-
ние
t
пл
).
Особочистый
бериллий
получают
зонной
плавкой
.
Физические
свойства
Бериллий
–
серебристо
-
белого
цвета
,
отличается
твёрдостью
и
хруп
-
костью
.
Ве
–
диамагнетик
.
Электродный
потенциал
Be = –1,7
В
,
у
Al = –
1,67
В
(
диагональная
аналогия
).
Покрывается
слоем
пассивирующего
ок
-
сида
(
диагональная
аналогия
)
Особенности
химии
бериллия
•
Be
по
свойствам
значительно
отличается
от
других
элементов
IIA-
группы
•
Ион
Be
2+
благодаря
чрезвычайно
малому
ионному
радиусу
(0,027
нм
),
высокой
плотности
заряда
,
большим
значениям
энергии
атомизации
и
ионизации
оказывается
устойчивым
лишь
в
газовой
фазе
при
высоких
тем
-
пературах
.
Поэтому
химическая
связь
в
бинарных
соединениях
даже
с
наиболее
электроотрицательными
элементами
(BeO, BeF
2
)
обладает
высо
-
кой
долей
ковалентности
.
•
Специфика
водных
растворов
бериллия
–
в
1-
ой
координационной
сфере
бериллия
могут
находиться
лишь
4
лиганда
– [Be(H
2
O)
4
]
2+
;
[Be(OH)
4
]
2-
,
что
связано
с
малым
ионным
радиусом
металла
и
отсутствием
d-
орбиталей
.
Химические
свойства
Be
не
подвержен
действию
водяного
пара
даже
при
высокой
темпе
-
ратуре
,
реагирует
с
кислотами
и
щелочами
:
Be + 2HCl = BeCl
2
+ H
2
↑
Be + 4HF = H
2
[BeF
4
] + H
2
↑
Be + 2NaOH + 2H
2
O = Na
2
[Be(OH)
4
] + H
2
↑
(
подобно
Al)
Be
амфотерный
элемент
,
расположен
вблизи
диагональной
границы
Be
горит
в
O
2
,
реагирует
с
галогенами
,
халькогенами
, N, P, C.
Характеристические
соединения
BeO
(Be + O
2
).
Чистый
BeO
получают
разложением
Be(OH)
2
, BeCO
3
,
Be(NO
3
)
2
:
Be(NO
3
)
2
o
t, C
⎯⎯⎯
→
BeO + 2NO + ½O
2
↑
BeO –
структура
вюрцита
(
изоэлектронный
ряд
C).
Преимуществен
-
но
ковалентный
характер
связи
.
ОЭО
(Be) = 1.5 (
как
у
Al).
BeO –
амфотерен
:
64
2NaOH + BeO
o
t, C
⎯⎯⎯
→
Na
2
BeO
2
+ H
2
O
Be(OH)
2
-
получают
из
растворов
солей
действием
щелочи
.
[Be(H
2
O)
4
]
2+
2H
2OH
+
−
⎯⎯⎯→
←⎯⎯⎯
[Be(OH)
2
(H
2
O)
2
]
0
2OH
2H
−
+
⎯⎯⎯→
←⎯⎯⎯
[Be(OH)
4
]
2-
(NH
4
)
2
[BeF
4
]
o
t, C
⎯⎯⎯
→
2NH
4
F + BeF
2
(
структура
SiO
2
!)
BeO + C + Cl
2
o
t, C
⎯⎯⎯
→
BeCl
2
+ CO
BeCl
2
представляет
собой
неорганический
полимер
с
мостиковыми
связями
,
атом
бериллия
подвергается
sp
3
-
гибридизации
,
к
.
ч
. = 4.
Рис
. 34.
Строение
хлорида
бериллия
:
а
–
в
газовой
фазе
;
б
–
в
твёрдом
состоянии
;
в
–
образование
связей
в
полимерном
BeCl
2
;
г
–
молекулярная
модификация
,
образую
-
щаяся
из
пара
при
T < 405
o
C
У
алюминия
существует
димер
Al
2
Cl
6
(
в
паре
),
т
.
к
.
только
1
вакант
-
ная
p-
орбиталь
.
(BeH
2
)
n
–
полимерный
гидрид
,
получают
косвенным
пу
-
тем
,
непосредственно
с
H
2
бериллий
не
соединяется
!
BeCl
2
+ 2LiH
→
BeH
2
+ 2LiCl
2Be(CH
3
)
2
+ Li[AlH
4
]
→
2BeH
2
+ Li[Al(CH
3
)
4
]
Be + S
o
t, C
⎯⎯⎯
→
BeS
K
2
S + BeS
→
K
2
BeS
2
BeS
здесь
как
бы
выполняет
функцию
«
кислотного
оксида
»,
при
этом
образуется
тиосоль
(
тиобериллат
калия
).
Аналогично
:
CaO + CO
2
= CaCO
3
CaO + CS
2
= CaCS
3
С
азотом
Be,
в
отличие
от
Li
и
Mg,
взаимодействует
только
при
очень
высоких
температурах
,
образует
Be
3
N
2
.
С
углеродом
–
Be
2
C
(
метанид
)
и
BeC
2
(
ацетиленид
):
Be
2
С
+ 4H
2
O
→
2Be(OH)
2
+ CH
4
↑
Be
С
2
+ 2H
2
O
→
Be(OH)
2
+ C
2
H
2
↑
Be
не
реагирует
с
Si
и
Ge,
в
отличие
от
Mg
и
щелочноземельных
металлов
.
Соли
и
комплексные
соединения
65
Be(NO
3
)
2
·4H
2
O
или
[Be(H
2
O)
4
](NO
3
)
2
; BeSO
4
·4H
2
O; BeCO
3
·4H
2
O