Главная / Неорганическая химия / Переходные металлы / Медь, серебро и золото

Медь, серебро и золото

Элементы IB-группы (побочная подгруппа I группы): благородные металлы цивилизации

Важно для ЕГЭ

Медь проявляет степени окисления +1 и +2, серебро — +1, золото — +1 и +3. Все три металла стоят после водорода в ряду активности и не вытесняют водород из кислот. Медь и серебро растворяются в HNO3 и конц. H2SO4, а золото — только в царской водке (смесь HNO3 и HCl 1:3).

1. Строение атомов и положение в ПС

Медь (Cu), серебро (Ag) и золото (Au) расположены в IB-группе (побочной подгруппе I группы) периодической системы. Все три элемента характеризуются так называемым «провалом электрона» — один электрон перескакивает с внешнего s-подуровня на предпоследний d-подуровень, полностью заполняя его.

Электронные конфигурации

+29Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1 (провал электрона!)

+47Ag: [Kr]4d105s1 (провал электрона!)

+79Au: [Xe]4f145d106s1 (провал электрона!)

Благодаря провалу электрона d-подуровень полностью заполнен (d10), а на внешнем уровне находится лишь один s-электрон. Это придаёт элементам некоторое сходство со щелочными металлами (один валентный электрон), однако гораздо более высокие энергии ионизации и малые радиусы атомов делают Cu, Ag и Au малоактивными металлами.

Важно для ЕГЭ

Провал электрона характерен для Cu, Ag, Au, Cr, Mo и ряда других d-элементов. Суть в том, что полностью заполненная d10 (или наполовину заполненная d5) конфигурация энергетически выгоднее, чем d9s2 (или d4s2).

2. Физические свойства

Свойство Медь (Cu) Серебро (Ag) Золото (Au)
Цвет Золотисто-розовый Серебристо-белый Жёлтый
Электро- и теплопроводность Отличная (2-е место) Наивысшая среди металлов Высокая (3-е место)
Пластичность и ковкость Высокая Высокая Максимальная (до 0,1 мкм)
Плотность (г/см³) 8,92 (тяжёлая) 10,50 (тяжёлое) 19,32 (очень тяжёлое)
t° плавления 1083°C (тугоплавкая) 962°C 1064°C (тугоплавкое)
Медь
Рис. 1. Медь (самородок)
Серебро
Рис. 2. Серебро (кристалл)
Золото
Рис. 3. Золото (кристаллы)

Интересный факт

Серебро — лучший проводник электричества и тепла среди всех металлов. Однако из-за высокой стоимости в электротехнике чаще используют медь (2-е место). Золото — самый ковкий металл: из 1 г можно вытянуть проволоку длиной более 3 км или раскатать в лист площадью около 1 м².

3. Нахождение в природе

Металл Содержание и состояние в природе Основные минералы (руды)
Медь (Cu)
Содержание ~0,005%. Часто встречается в самородном состоянии (в виде крупных самородков), но в основном добывается из сульфидных руд.
  • Халькопирит (медный колчедан) — CuFeS2 (главная руда)
    Халькопирит
  • Халькозин (медный блеск) — Cu2S
    Халькозин
  • Малахит — (CuOH)2CO3 (ярко-зелёный)
    Малахит
  • Азурит — Cu3(OH)2(CO3)2 (синий)
  • Куприт — Cu2O (красный)
Серебро (Ag)
Содержание ~7⋅10-8%. Встречается как в самородном виде, так и в виде соединений, часто сопутствует свинцовым и медным рудам.
  • Аргентит (серебряный блеск) — Ag2S
    Аргентит
  • Хлораргирит (роговое серебро) — AgCl
Золото (Au)
Содержание ~4⋅10-9%. Встречается почти исключительно в самородном виде — зёрна, пластинки и самородки в кварцевых жилах и россыпях.
  • Самородное золото (часто с примесью Ag)
    Самородное золото
  • Электрум — природный сплав Au и Ag

4. Способы получения

01

Пирометаллургия меди

Основной промышленный путь. Сульфидные руды обжигают, а затем восстанавливают (углеродом или водородом):

2CuS + 3O2 t°→ 2CuO + 2SO2 CuO + C t°→ Cu + CO
02

Растворы и электролиз

Гидрометаллургия включает вытеснение меди из растворов солей. Чистую медь получают электролизом:

CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓ 2CuSO4 + 2H2O электролиз→ 2Cu + O2↑ + ...
03

Извлечение Ag и Au

Серебро и золото добывают цианидным процессом. Из руд их переводят в раствор комплексов и осаждают цинком:

4Ag + 8NaCN + 2H2O + O2 → 4Na[Ag(CN)2] + 4NaOH 2Na[Ag(CN)2] + Zn → Na2[Zn(CN)4] + 2Ag↓

5. Качественные реакции

Cu²⁺

Ионы меди (II)

Со щелочами
Выпадает голубой студенистый осадок Cu(OH)2, который при нагревании теряет воду и превращается в чёрный CuO. CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Окрашивание пламени
Летучие соли (например, хлорид меди) окрашивают бесцветное пламя горелки в яркий зелёный цвет.
Избыток аммиака
Нерастворимые соединения меди переходят в ярко-синий (васильковый) аммиачный комплекс: Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
Ag⁺

Ионы серебра

Ион серебра — лучший реагент на галогенид-ионы. Все осадки нерастворимы в азотной кислоте, но по-разному реагируют с раствором аммиака:

Хлориды (Cl⁻)
Белый творожистый осадок.

Растворяется в NH₃!
Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓
Осадок AgCl
Бромиды (Br⁻)
Бледно-жёлтый осадок.

Частично растворим.
Ag⁺ + Br⁻ = AgBr↓
Осадок AgBr
Йодиды (I⁻)
Ярко-жёлтый осадок.

Не растворяется.
Ag⁺ + I⁻ = AgI↓
Осадок AgI

Лайфхак для ЕГЭ

Галогениды серебра — важнейшие качественные реакции на галогенид-ионы. Запомните порядок: AgCl — белый, AgBr — бледно-жёлтый, AgI — жёлтый. Все нерастворимы в кислотах, но AgCl растворяется в NH3, AgBr — частично, AgI — не растворяется.

6. Химические свойства простых веществ

Все три металла — малоактивные, стоят в ряду активности после водорода. Активность убывает: Cu > Ag > Au. Медь — наиболее активна из трёх, золото — наименее.

Взаимодействие с неметаллами

С кислородом
При нагревании медь покрывается черным налетом оксида меди(II). В избытке кислорода образуется CuO, при недостатке — красно-коричневый оксид меди(I). Серебро и золото не окисляются кислородом даже при нагревании — именно поэтому их называют «благородными» металлами:
2Cu + O2 t°→ 2CuO
При недостатке кислорода:
4Cu + O2 t°(недост.)→ 2Cu2O
С серой
Медь при нагревании реагирует с серой, образуя черный сульфид меди(II). Серебро также взаимодействует с серой. Золото с серой не реагирует:
Cu + S t°→ CuS
Реакция

2Ag + S → Ag2S
С галогенами
Медь энергично реагирует с хлором и бромом (до +2). С йодом медь дает только CuI (+1). Золото реагирует только с Cl2 и Br2:
Cu + Cl2 → CuCl2
2Cu + I2 → 2CuI
2Ag + Cl2 → 2AgCl
2Au + 3Cl2 → 2AuCl3
С азотом, углеродом
Cu, Ag и Au не реагируют с N2, C и Si.

Взаимодействие со сложными веществами

Свойство Уравнения реакций
С водой
Медь, серебро и золото не реагируют с водой ни при каких условиях (стоят после водорода в ряду активности). Однако на влажном воздухе медь покрывается зеленым налетом патины (основной карбонат меди), а серебро темнеет из-за примесей H2S в воздухе:
2Cu + H2O + CO2 + O2 → (CuOH)2CO3
С кислотами-неокислителями
(HCl, разб. H2SO4)
Все три металла не реагируют с разбавленными кислотами (HCl, H2SO4), так как стоят после водорода в электрохимическом ряду напряжений и не способны вытеснить водород.
С конц. H2SO4
(при нагревании)
Концентрированная серная кислота окисляет медь и серебро при нагревании за счет серы (S+6), которая восстанавливается до SO2. Золото с конц. H2SO4 не реагирует:
Cu + 2H2SO4(конц.) t°→ CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
Реакция

2Ag + 2H2SO4(конц.) t°→ Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O
С азотной кислотой
(HNO3)
Медь и серебро растворяются в азотной кислоте. Продукт восстановления азота зависит от концентрации: концентрированная — NO2 (бурый газ), разбавленная — NO (бесцветный, буреющий на воздухе). Золото с HNO3 не реагирует:
Концентрированная HNO3:
Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Реакция

Ag + 2HNO3(конц.) → AgNO3 + NO2↑ + H2O
Реакция
Разбавленная HNO3:
3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
3Ag + 4HNO3(разб.) → 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O
С царской водкой
(HNO3 + 3HCl)
Золото растворяется только в царской водке — смеси концентрированных HNO3 и HCl (объемное соотношение 1:3). Азотная кислота окисляет Au до Au3+, а HCl связывает ион в устойчивый комплекс H[AuCl4]:
Au + HNO3 + 4HCl → H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O
Реакция
С солями Fe3+
Медь окисляется солями железа(III), так как Fe3+ — достаточно сильный окислитель. Эта реакция применяется для травления печатных плат:
2FeCl3 + Cu → 2FeCl2 + CuCl2
Вытеснение металлов
Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду напряжений) из растворов их солей. На медной пластинке осаждается блестящий налет серебра:
Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Реакция

Cu + Hg(NO3)2 → Cu(NO3)2 + Hg

Важно для ЕГЭ

Запомните особенность меди с йодом: Cu + I2 = 2CuI (только +1, а не +2!). Соединение CuI2 не существует, потому что ион Cu2+ окисляет иодид-ион: 2Cu2+ + 4I− → 2CuI↓ + I2.

7. Оксид меди (II) — CuO

Твёрдое чёрное вещество, нерастворимое в воде. Основный оксид (со слабо выраженными амфотерными свойствами). Довольно сильный окислитель.

Получение CuO

Способ Уравнение реакции
Прокаливание меди
При нагревании медных изделий на воздухе их поверхность покрывается чёрным налётом оксида меди(II):
2Cu + O2 400-500°C→ 2CuO
Реакция
Разложение гидроксида
Голубой осадок Cu(OH)2 при нагревании чернеет — это признак термического разложения:
Cu(OH)2 t°→ CuO + H2O
Реакция
Разложение нитрата
Нитрат меди(II) при прокаливании образует CuO, бурый газ NO2 и кислород. Реакция хорошо заметна по выделению бурых паров:
2Cu(NO3)2 t°→ 2CuO + 4NO2↑ + O2↑
Реакция
Разложение малахита
Основной карбонат меди (малахит) при нагревании теряет воду и CO2:
(CuOH)2CO3 t°→ 2CuO + CO2↑ + H2O

Химические свойства

Свойство Уравнения реакций
С кислотами
основные свойства
Чёрный порошок CuO легко растворяется в кислотах с образованием голубых растворов солей меди(II):
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
С кислотными оксидами
При сплавлении реагирует с кислотными оксидами, проявляя основные свойства:
CuO + SO3 → CuSO4
С водой
Не реагирует — нерастворимый оксид.
Восстановление
CuO — окислитель
CuO — довольно сильный окислитель. При нагревании легко восстанавливается водородом, углеродом, угарным газом и активными металлами до свободной меди. Эти реакции широко используются в учебных опытах:
CuO + H2 t°→ Cu + H2O
CuO + CO t°→ Cu + CO2
CuO + C t°→ Cu + CO
3CuO + 2Al t°→ 3Cu + Al2O3
Окисление аммиака оксидом меди(II) — важная реакция для определения азота в органических веществах:
3CuO + 2NH3 t°→ 3Cu + N2↑ + 3H2O
Восстановление меди аммиаком
Восстановление меди аммиаком
CuO — чёрный порошок. Используется в учебных опытах для демонстрации восстановления металлов.

8. Оксид меди (I) — Cu2O

Твёрдое коричнево-красное вещество, нерастворимое в воде. Основный оксид. Образуется при нагревании меди в недостатке кислорода.

Получение Cu2O

Способ Уравнение реакции
Нагревание меди в недостатке O2
При ограниченном доступе кислорода медь окисляется только до степени +1, образуя красно-коричневый оксид:
4Cu + O2 t°→ 2Cu2O
Восстановление Cu(OH)2 альдегидами
При нагревании Cu(OH)2 с альдегидами или глюкозой голубой осадок превращается в красно-кирпичный Cu2O — это качественная реакция на альдегидную группу:
CH3CHO + 2Cu(OH)2 t°→ CH3COOH + Cu2O↓ + 2H2O

Важно для ЕГЭ

Реакция с Cu(OH)2 — качественная реакция на альдегиды. Cu(OH)2 при нагревании восстанавливается до красного осадка Cu2O. Аналогичную реакцию даёт глюкоза (содержит альдегидную группу).

Химические свойства Cu2O

Свойство Уравнения реакций
С галогеноводородными кислотами
С некоторыми бескислородными кислотами Cu2O образует нерастворимые соли Cu(I), сохраняя степень окисления +1:
Cu2O + 2HCl → 2CuCl↓ + H2O
С кислотами-окислителями
Cu+ → Cu2+
Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют Cu+ до Cu2+, поэтому образуются соли меди(II), а не меди(I):
Cu2O + 3H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + SO2↑ + 3H2O
Реакция

Cu2O + 6HNO3(конц.) → 2Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 3H2O
Растворение в аммиаке
Cu2O растворяется в аммиаке с образованием бесцветного аммиачного комплекса меди(I), который на воздухе быстро синеет (окисление до Cu2+):
Cu2O + 4NH3 + H2O → 2[Cu(NH3)2]OH
Восстановление
При нагревании с типичными восстановителями (CO, H2) медь полностью восстанавливается до металла:
Cu2O + CO t°→ 2Cu + CO2
Cu2O + H2 t°→ 2Cu + H2O
Окисление кислородом
При дальнейшем прокаливании на воздухе Cu2O доокисляется до чёрного CuO:
2Cu2O + O2 t°→ 4CuO
Cu2O — коричнево-красный порошок. Его появление — признак реакции на альдегидную группу.

9. Гидроксид меди (II) — Cu(OH)2

Голубой студенистый осадок, нерастворимый в воде. Проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных).

Получение Cu(OH)2

СпособУравнение реакции
Действие щёлочи на соли Cu(II)
При добавлении раствора NaOH к раствору соли меди(II) выпадает характерный голубой студенистый осадок:
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Действие аммиака
недостаток NH3
При недостатке аммиака (слабое основание) также осаждается Cu(OH)2. При избытке NH3 осадок растворяется в аммиачный комплекс:
CuSO4 + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2↓ + (NH4)2SO4

Химические свойства Cu(OH)2

СвойствоУравнения реакций
С кислотами
основные свойства
Cu(OH)2 легко растворяется в кислотах с образованием голубых растворов солей меди(II):
Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O
С аммиаком (избыток)
Голубой осадок Cu(OH)2 растворяется в избытке аммиака с образованием ярко-синего аммиачного комплекса — это качественная реакция на ионы Cu2+:
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
Аммиакат меди
Аммиакат меди
С конц. щёлочью
кислотные свойства
В концентрированных растворах щелочей Cu(OH)2 проявляет слабые кислотные свойства, образуя купрат:
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) → Na2[Cu(OH)4]
Разложение при нагревании
При нагревании голубой осадок чернеет — Cu(OH)2 теряет воду и превращается в чёрный CuO:
Cu(OH)2 t°→ CuO + H2O

Важно для ЕГЭ

Cu(OH)2 — используется как реактив на многоатомные спирты (глицерин, этиленгликоль, глюкоза): растворяется с образованием ярко-синего раствора (без нагревания!). При нагревании с альдегидами и глюкозой — восстанавливается до красного Cu2O.

10. Соли меди (I)

Соединения Cu+ неустойчивы в растворах и стремятся либо окислиться до Cu2+, либо диспропорционировать. Устойчивы нерастворимые соединения (CuCl, Cu2S, CuI) и комплексные соединения [Cu(NH3)2]+.

СвойствоУравнения реакций
Диспропорцио­нирование
Растворимые соли Cu(I) неустойчивы и самопроизвольно распадаются на Cu0 и Cu2+:
2CuCl → Cu + CuCl2
Как восстановитель
Cu+ → Cu2+
Cu+ легко окисляется до Cu2+ сильными окислителями (хлор, кислород, конц. HNO3):
2CuCl + Cl2 → 2CuCl2
CuCl + 3HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + HCl + NO2↑ + H2O
4CuCl + O2 + 4HCl → 4CuCl2 + 2H2O
Комплексные соединения
CuCl растворяется в аммиаке с образованием бесцветного комплекса. Аммиачные комплексы Cu(I) дают качественную реакцию на терминальный ацетилен (C≡C−H) — выпадает красно-коричневый осадок ацетиленида меди:
CuCl + 2NH3 → [Cu(NH3)2]Cl
C2H2 + 2[Cu(NH3)2]Cl → Cu2C2↓ + 2NH4Cl + 2NH3
Ацетиленид меди
Ацетиленид меди
Cu2C2 — красно-коричневый осадок ацетиленида меди. Его образование — качественная реакция на терминальный ацетилен (C≡C−H).

11. Соли меди (II)

СвойствоУравнения реакций
Окислительные свойства
Cu2+ → Cu+
Cu2+ — довольно сильный окислитель. Окисляет иодиды до свободного йода (Cu2+ восстанавливается до нерастворимого CuI), а также сульфиты:
2CuCl2 + 4KI → 2CuI↓ + I2 + 4KCl
2CuSO4 + Na2SO3 + 2H2O → Cu2O + Na2SO4 + 2H2SO4
Вытеснение меди
более активными металлами
Металлы, стоящие левее меди в ряду напряжений (Fe, Zn и др.), вытесняют медь из растворов её солей. На железном гвозде появляется характерный красноватый налёт меди:
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Реакция

Cu(NO3)2 + Fe → Fe(NO3)2 + Cu
Термическое разложение
Нитрат и основной карбонат меди(II) при прокаливании разлагаются с образованием чёрного CuO и выделением газов:
2Cu(NO3)2 t°→ 2CuO + 4NO2↑ + O2↑
(CuOH)2CO3 t°→ 2CuO + CO2↑ + H2O
Комплексо­образование
Соли Cu(II) с избытком аммиака дают ярко-синий аммиачный комплекс — тетраамминмедь(II). Это характерная качественная реакция:
CuCl2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]Cl2
CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4
Совместный гидролиз
При смешивании растворов солей Cu(II) и карбонатов происходит необратимый совместный гидролиз с образованием малахита — зелёного осадка:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O → (CuOH)2CO3↓ + 2Na2SO4 + CO2↑
Реакции обмена
Растворимые соли Cu(II) дают нерастворимые осадки с сульфидами (чёрный CuS) и щелочами (голубой Cu(OH)2):
CuBr2 + Na2S → CuS↓ + 2NaBr
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Реакция

Сравнение Ag и Au

Оксид серебра Ag2O — тёмно-коричневый, разлагается уже при 300°C (2Ag2O → 4Ag + O2). AgOH не существует — при действии щёлочи на AgNO3 сразу выпадает Ag2O:
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ + H2O + 2NaNO3

Оксид золота Au2O3 — тёмно-коричневый, разлагается при 160°C. Au(OH)3 — амфотерный гидроксид, растворяется в щелочах:
Au(OH)3 + NaOH → Na[Au(OH)4]

12. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с медью, серебром и золотом на канале Thoisoi:

📝
Практика по неорганической химии
Проверь свои знания. Задания в формате ЕГЭ с подробными решениями.
📋 Зад. 5 — Классификация ⚗️ Зад. 6 — Свойства 🔬 Зад. 7 — Свойства (2) 🧪 Зад. 8 — Свойства (3) 🔗 Зад. 9 — Цепочки ✍️ Зад. 31 — Уравнения