Свойства элементов подгруппы меди

• Содержание
• Введение
• 1. Атомные свойства
• 2. Нахождение в природе
• 3. Получение
• 4. Физические свойства
• 5. Химические свойства простых веществ
• 6. Свойства соединений меди, серебра и золота
• 7. Токсичные свойства меди, серебра, золота и их соединений
• 8. Применение меди, серебра, золота и их соединений
• Заключение
• Список литературы

Побочную подгруппу I группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева образуют медь, серебро и золото (подгруппа меди).

Медь — происхождение русского названия не установлено. Лат. Cuprum (Cu) — от греч. купрос (название о. Кипр); по месту добычи медных руд.

Медь известна человечеству с древнейших времен (5000−3500 лет до н.э.). Подробно описаны ее свойства Агриколой (1550−1556 г. г.), Василием Валентином (1599−1602 г. г.). Сплавы меди сыграли заметную роль в развитии цивилизации.

Серебро — возможно, от ассир. сарпу (светлый); по цвету металла. Лат. Argentum (Ag) от греч. аргос (белый, восходит к санскр. арганта — светлый).

Серебро было известно уже с 5000 — 4000 г. г., вновь открыто В. Бирингуччо (1560 г.), Агриколой (1550 — 1556).

Золото — одного корня с русск. желтый; по цвету металла. Лат. Aurum (Au) — от аурора (утренняя звезда); по блеску металла.

Золото добывалось и обрабатывалось задолго до н.э. (5000 лет до н.э.), большой вклад в его изучение внесли В. Бирингуччо (1540 г.), П. Р. Багратион (1843 г.).

По распространенности в природе элементы этой подгруппы стоят далеко позади соответствующих щелочных металлов. Если содержание самой меди в земной коре оценивается еще довольно большой величиной — 0,003%, то доля серебра составляет уже только 2Ч10−6%, а золота — 5Ч10−8%.

Природная медь слагается из изотопов 63Сu (69,1%) и 65Сu (30,9%), серебро — из изотопов 107Аg (51,35%) и 109Аg (48,65%), тогда как золото является «чистым» элементом (197Аu).

В основном состоянии элементы подгруппы меди имеют строение внешних электронных оболочек 3d104s1 (Сu), 4d105s1 (Аg), 5d106s1 (Аu) и одновалентны. Возбуждение ближайших потенциально трехвалентных состояний Сu (3d94s14р1), Аg (4d95s15р1) и Аu (5d96s16р1) требует затраты соответственно 464, 673 и 502 кДж/моль.

Медь принадлежит к интересным в биологическом отношении элементам. Она является катализатором внутриклеточных окислительных процессов.

Установлено, что небольшие количества меди необходимы для нормального развития растений и удобрение почв (особенно — болотистых и песчаных) ее соединениями часто сопровождается резким повышением урожайности. По отношению к избыточному содержанию меди устойчивость растительных организмов очень различна.

Из животных организмов больше всего содержат меди некоторые моллюски (осьминоги, устрицы). У высших животных она накапливается главным образом в печени и клеточных ядрах других тканей. Недостаточное поступление Сu в организм (ежедневная норма для человека составляет около 5 мг) ведет к уменьшению новообразования гемоглобина и развитию анемии, которая может быть излечена введением соединений меди в пищу. Из отдельных видов последней наиболее богаты медью молоко и дрожжи.

Следы серебра (порядка 0,02 мг Аg на 100 г сухого вещества) содержатся в организмах всех млекопитающих, но его биологическая роль не ясна. У человека повешенным содержанием Аg (0,03 мг на 100 г свежей ткани, или 0,002 вес.% в золе) характеризуется головной мозг. Интересно, что в изолированных ядрах его нервных клеток — нейронов (число которых у человека составляет около 15 млрд.) — серебра гораздо больше (0,08 вес.% в золе). С пищевым рационом человек получает в среднем около 3,1 мг Ag за сутки. Относительно много его содержит яичный желток (0,2 мг в 100 г). Выводится серебро из организма главным образом с калом.

Относительно содержания в организмах и биологической роли золота пока ничего определённого не известно. Отмечалось наличие его в зернах, листьях и стеблях кукурузы. Воды океана содержат переменные количества золота, (от ничтожных следов до 65 мг/т).

1. Атомные свойства

медь серебро золото элемент

Элементы подгруппы меди являются предпоследними d-элементами (каждый в своем периоде). В атомах элементов должны находиться по 9 d-электронов. Однако, поскольку d-подуровень близок к завершению, энергетически оказывается более выгодным переход одного s-электрона в d-состояние (таблица 1.1). Поэтому энергетическое состояние валентных электронов выражается общей формулой (n — 1) d10ns1 («провал» электрона).

Таблица 1.1. Атомные свойства элементов подгруппы меди и их соединений

У элементов подгруппы меди в образовании химической связи могут участвовать s-электрон внешнего энергетического уровня и 1 или 2 d-электрона предвнешнего энергетического уровня. Поэтому возможные степени окисления +1, +2, +3. Причем для меди характерно состояние окисления +2, для серебра +1, для золота +3.

Сродство к электрону у Cu, Ag, Au значительно больше, чем у s-эле-ментов I группы, а у Au даже выше, чем у кислорода и серы. Этот факт объясняется эффектом проникновения s-электронов внешнего уровня к ядру.

В соединениях с низшими степенями окисления элементы подгруппы меди проявляют основные свойства, а в соединениях с высшими степенями окисления — амфотерные.

2. Нахождение в природе

Среди элементов данной подгруппы наиболее распространенной является медь, а серебро и золото — редкие элементы. Медь, серебро и золото встречаются в природе, как в самородном состоянии, так и в виде соединений (таблица 1.2).

По минеральному составу медные руды делятся на три группы: сульфидные, окисленные и самородные.

Чистое серебро сопутствует золоту. Золото в природе чаще встречается в самородном состоянии. Из химических соединений золота, имеющих промышленное значение, известны минералы — теллуриды.

В морской воде содержится около 0,05 мг/т.

Таблица 1. 2. Содержание элементов подгруппы меди в земной коре

3. Получение

Для получения меди используют пирои гидрометаллургические процессы.

Выплавка меди из ее сульфидных руд — сложный процесс. Большинство металлов подгруппы меди получают обжигом сульфидов и дальнейшим их восстановлением:

Cu2O + C = 2Cu + CO

2Cu2O + Cu2S = SO2 + 6Cu

Процесс извлечения меди из халькопирита можно выразить суммарной реакцией:

2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2 = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2

В результате таких процессов получают черную медь. Для получения чистой (рафинированной) меди (99,9−99,99% Cu) ее очищают электролизом.

Гидрометаллургические методы получения меди основаны на растворении минералов, содержащих медь, в разбавленных растворах H2SO4 или NH3. Из полученных растворов медь вытесняют железом или выделяют электролизом.

Наиболее чистые металлы получают электролизом солей.

Серебро и золото получают из руды, где они находятся в самородном состоянии (с содержанием ~ 0,001%), амальгированием ртутью, а также цианированием с помощью цианидов натрия или калия, при этом образуются растворимые в воде комплексные соли, из которых металлы восстанавливают цинковой пылью:

Ag2S + 4KCN = 2K[Ag (CN)2] + K2S

AgCl + 2KCN = K[Ag (CN)2] + KCl

Аналогично получают золото из золотоносного песка:

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

2Na[Au (CN)2] + Zn = Na2[Zn (CN)4] + 2Au

4. Физические свойства

Медь, серебро и золото — блестящие металлы красного, белого и желтого цветов. Они отличаются высокой плотностью, теплои электропроводностью. Металлы подгруппы меди обладают высокими температурами кипения и плавления (таблица 1.3), а также высокой (особенно золото) пластичностью. Из них могут быть получены тончайшие проволока и фольга. Они превосходят другие металлы по теплои электропроводности, а именно, серебро и медь занимают по этим показателям I и II места среди металлов.

На воздухе медь окисляется, покрываясь зелено-серой пленкой CuCO3 Cu (OH)2, серебро и золото устойчивы к окислению кислородом:

2Cu + O2 + CO2 + H2O = (CuOH)2CO3

При наличии в воздухе сероводорода серебро покрывается черным Ag2S.

Таблица 1.3. Физические свойства элементов подгруппы меди и их соединений

5. Химические свойства простых веществ Металлы подгруппы меди малоактивны, причем химическая активность понижается в подгруппе сверху вниз.

Об уменьшении химической активности в ряду Cu-Ag-Au свидетельствуют значения стандартных электродных потенциалов, которые составляют соответственно +0,34; +0,80; +1,45 В.

Наиболее характерная степень окисления золота +3; известны соединения золота со степенями окисления +1 и +2.

Золото Д малоактивный в химическом отношении металл, нормальный электродный потенциал реакции Au3++3 e=Аu при 298 К Фо= 1,498 В. Для одновалентного золота Аu++е=Аu, при нормальных условиях этот потенциал составляет 1,962 В. В ряду напряжений, металлов золото располагается правее водорода, причем дальше всех остальных металлов. Поэтому в растворе соляной, серной и других кислот при отсутствии окислителей золото не растворяется. Хорошо растворяет золото смесь кислот, состоящая из 1 объема азотной кислоты и 3Д4 объемов соляной («царская водка»). На воздухе золото не изменяет своего цвета и не взаимодействует с кислородом даже при иагревании до 400 °C. При обычных условиях поверхность золота покрыта тончайшим адсорбированным слоем кислорода, однако непосредственно, даже при нагреве, золото не соединяется не только с кислородом, но и с серой, и селеном. Оксид Аu2О и оксид Аu2О3 могут быть получены только косвенным путем. С водородом золото не реагирует даже при высоких температурах. Однако летучие гидриды типа АuН образуются в небольших количествах при обдувке золота струей водорода при температурах выше 1425 °C. Воздействуя на золото атомарным водородом, удается получить бесцветный твердый гидрид, который очень неустойчив. Водород крайне незначительно растворяется в твердом золоте. Максимальная растворимость при 900°Ссоставляет ~8*10−4%. При воздействии аммиака на водную суспензию Аu2О образуется соединение Au3N*NH3, которое после промывки разбавленной азотной кислотой переходит в Au3N*H2О. В сухом состоянии оба соединения взрывоопасны. Золото не реагирует с углеродом даже при высоких температурах. Соединение золота с этим элементом может быть получено косвенным путем Д воздействием ацетилена на раствор тиосульфатного комплекса золота, при этом образуется желтый карбид Аu2С2, точнее ацетилид золота, который крайне взрывоопасен. Золото реагирует с хлором, бромом и иодом. Реакция с бромом протекает при комнатной температуре с образоваинем бромида AuBr3. С сухим хлором и иодом золото вступает в реакцию только при нагревании, при этом образуется хлорное золото AuCl3. Теплоты образования АиС13 и AuBr3 соответственно равны 117,08 и 54,15 кДж/моль. В водном растворе хлора (хлорной воде) золото легко растворяется. Еще более активно, чем ионы хлора, действуют на золото ноны CN-. В их присутствии золото окисляется даже кислородом воздуха. Этот процесс лежит в основе получения золота цианидным выщелачиванием из золотоносной руды. Со своими ближайшими аналогами Д серебром и медью Д золото образует непрерывные твердые растворы, аналогичный характер взаимодействия наблюдается при сплавленнн золота с некоторыми элементами VIII группы Д платиной и палладием. В системах золото Д медь и золото Д платина непрерывные твердые растворы существуют лишь при высоких температурах, при понижении температуры наблюдается их распад с образованием упорядоченных металлических соединений, так называемых фаз Курнакова. Золото образует ряд металлических соединений (ауридов) с электроположительными и переходными металлами ПА, IIIA, IVA, VIIA и VIIIA подгрупп. Ограниченные твердые растворы и металлические соединения золото образует со многими элементами, более электроотрицательными по сравнению с ним. Так, золото образует широкие области ограниченных твердых растворов с металлами ПА подгруппы (цинком, кадмием, ртутью), IIIA подгруппы (алюминием, галлием, индием), IVA подгруппы (германием, оловом, свинцом) и VA подгруппы (мышьяком, сурьмой). За пределами растворимости в этих системах образуются соединения, имеющие во многих случаях переменные составы. Характерная черта золота Д большое разнообразие во взаимодействии с другими элементами Периодической системы, связанное с образованием твердых растворов н большого числа металлических соединений различного состава, с различной кристаллической структурой и различной природой химической связи. Все это обусловливает возможность создания на основе золота большого числа сплавов различного назначения.

Серебро проявляет химические свойства, характерные для элементов Iб подгруппы периодической системы Менделеева. В соединениях обычно одновалентно.

Серебро находится в конце электрохимического ряда напряжений, его нормальный электродный потенциал Ag = Ag+ + e- равен 0,7978 в.

При обычной температуре Ag не взаимодействует с О2, N2 и Н2. При действии свободных галогенов и серы на поверхности Серебра образуется защитная пленка малорастворимых галогенидов и сульфида Ag2S (кристаллы серо-черного цвета). Под влиянием сероводорода H2S, находящегося в атмосфере, на поверхности серебряных изделий образуется Ag2S в виде тонкой пленки, чем объясняется потемнение этих изделий. Сульфид можно получить действием сероводорода на растворимые соли Серебра или на водные суспензии его солей. Растворимость Ag2S в воде 2,48· 10−3 моль/л (25 °С). Известны аналогичные соединения — селенид Ag2Se и теллурид Ag2Te.

Из оксидов Серебра устойчивыми являются оксид (I) Ag2O и оксид (II) AgO. Оксид (I) образуется на поверхности Серебра в виде тонкой пленки в результате адсорбции кислорода, которая увеличивается с повышением температуры и давления.

Ag2O получают действием КОН на раствор AgNO3. Растворимость Ag2O в воде — 0,0174 г/л. Суспензия Ag2O обладает антисептическими свойствами. При 200 °C оксид Серебра (I) разлагается. Водород, оксид углерода (II), многие металлы восстанавливают Ag2O до металлического Ag. Озон окисляет Ag2O с образованием AgO. При 100 °C AgO разлагается на элементы со взрывом. Серебро растворяется в азотной кислоте при комнатной температуре с образованием AgNO3. Горячая концентрированная серная кислота растворяет Серебро с образованием сульфата Ag2SO4 (растворимость сульфата в воде 0,79% по массе при 20 °С). В царской водке Серебро не растворяется из-за образования защитной пленки AgCl. В отсутствие окислителей при обычной температуре НCl, HBr, HI не взаимодействуют с Серебром благодаря образованию на поверхности металла защитной пленки малорастворимых галогенидов. Большинство солей Серебра, кроме AgNO3, AgF, AgClO4, обладают малой растворимостью. Серебро образует комплексные соединения, большей частью растворимые в воде. Многие из них имеют практическое значение в химические технологии и аналитической химии, например комплексные ионы [Ag (CN)2]-, [Ag (NH3)2]+, [Ag (SCN)2]-.

Отношение к простым веществам

С водородом эти элементы гидридов не образуют.

С галогенами образуют галиды с соответствующими степенями окисления: медь окисляется до +1, +2 (при обычной температуре), остальные при нагревании: Ag до +1 (лучше всего взаимодействует с фтором), Au до +1, +3 (лучше всего взаимодействует с хлором).

Кислородом медь окисляется до степеней окисления +1, +2. Оксиды Ag2O, Au2O, Au2O3 получаются косвенным путем.

Оксид серебра (I) Ag2O образуется при окислении серебра озоном.

С серой образуют сульфиды все элементы, кроме золота.

С некоторыми малоактивными неметаллами (например, фосфором и углеродом) взаимодействуют только медь и серебро (образуются фосфиды и карбиды).

С металлами образуют сплавы, в том числе и между собой.

Известны сплавы меди: бронза, томпак, манганин, мельхиор, латунь, константан.

Медь, серебро и золото образуют сплавы друг с другом.

Все элементы подгруппы меди растворяются в ртути, образуя амальгамы.

Отношение к сложным веществам

Так как в ряду стандартных электродных потенциалов металлы подгруппы меди расположены правее водорода, то они взаимодействуют только с разбавленными кислотами в присутствии окислителя, например кислорода:

2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O

С водой не взаимодействуют.

С кислотами — окислителями (разбавленная и концентрированная HNO3, концентрированная H2SO4) реагируют все металлы, кроме золота.

При этом кислоты могут окислять их только за счет аниона:

Золото растворяется лишь в горячей концентрированной селеновой кислоте, «царской водке» (HNO3(конц.) + 3HCl (конц.)) и в насыщенном хлором растворе HCl:

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O

Au + HNO3 + 4HCl = HAuCl4 + NO + 2H2O

2Au + 6H2SeO4(конц.) = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O

Au + 3Cl + 3HCl = HAuCl4

Все металлы устойчивы к щелочам.

Однако медь в присутствии кислорода растворяется в водных растворах аммиака:

4Cu + 8NH3 + O2 + 2H2O = 4[Cu (NH3)2]OH

6. Свойства соединений меди, серебра и золота

Медь, серебро и золото образуют оксиды состава, где они проявляют низшую степень окисления +1, которым соответствуют гидроксиды — основания средней силы.

Cu2O — красного цвета

Ag2O — темно-бурого цвета нерастворимы в воде

Au2O — серо-фиолетового цвета

Cu2O и Ag2O взаимодействуют с азотной кислотой и с концентрированными растворами щелочей, т. е. обладают амфотерными свойствами. Растворению малорастворимых соединений этих элементов способствует образование комплексов:

Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O

Cu2O + 2NaOH + H2O = 2NaCu (OH)2

Ag2O (Сu2O) + 4NH3 + H2O 2[Ag (NH3)2]OH

AgCl + KCl = K[AgCl2]

AgCl + 2KCN = K[Ag (CN)2] + KCl

AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag (S2O3)2] + NaBr

Гидроксид CuOH образуется при действии щелочи на соли Cu+.

AgOH существует в растворе в очень малых концентрациях, т.к. разлагается в момент образования:

AgOH = Ag2O + H2O

Поэтому при действии щелочей на растворы солей серебра (I) образуется оксид Ag2O, а не AgOH:

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

Соединения серебра (I) — сильные окислители. В реакциях с пероксидом водорода, арсином, альдегидами, иодидом калия и соединениями марганца (II) в растворе аммиака восстанавливается серебро.

Характерным взаимодействием соединений серебра (I) в аммиачных растворах с альдегидами (например, глюкозой) является реакция «серебряного зеркала» (окисление альдегидов до соответствующих кислот или их солей):

2[Ag (NH3)2]OH + R-CHO = 2Ag + R-CHONH4 + 3NH3 + H2O

Гидроксид золота (I) разлагается с выделением соответствующего оксида:

AuOH = Au2O + H2O

Соединения Cu (I) и Au (I) легко окисляются, даже кислородом воздуха, например

4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2+ 2H2O

Соединения CuГ и AuГ (Г — галоген) диспропорционируют:

3AuГ = 2Au + AuГ3

2CuI = Cu + CuI2

Соединения элементов со степенью окисления +2 представлены следующими веществами: — оксид меди (II) черного цвета; AgF2 и AgO, Ag3(PO4)2, известны комплексы Ag (II).

Наиболее распространены соединения меди (II), которые являются сильными окислителями. На окислительных свойствах сульфата меди (II) основан процесс дегазации белого фосфора и фосфина:

5CuSO4 + 2P + 8H2O = 5Cu + 2H3PO4 + 5H2SO4

4CuSO4 + PH3 + 4H2O = 4Cu + H3PО4 + 4H2SO4

Качественная реакция на соединения меди (II) протекает с альдегидами, например глюкозой, при нагревании с образованием сначала желто-оранжевого осадка гидроксида меди (I), а затем красного осадка Cu2O.

Из соединений с кислородом со степенью окисления +2 устойчивы соединения меди. Оксид CuO нерастворим в воде, но растворим в кислотах.

Гидроксид — осадок голубого цвета, образуется при действии щелочей на соли меди (II):

CuSO4 + 2KOH = Cu (OH)2 + K2SO4

Гидроксид меди (II) — неустойчивое соединение, разлагается при нагревании:

Cu (OH)2 = CuO + H2O

Гидроксид меди (II) обладает амфотерными свойствами. Растворим в растворах кислот и щелочей.

В щелочной среде происходит получение гидроксокомплексов:

Cu (OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu (OH)4]

С водным раствором аммиака гидроксид меди и оксид меди (II) образуют аммиакат меди (II) сине-фиолетового цвета:

Cu (OH)2 + 4NH3 = Cu (NH3)4(OH)2

CuO + 4NH3 + Н2О = Cu (NH3)4(OН)2

CuSO4 + 4NH3 = [Cu (NH3)4]SO4

В растворах разбавленных кислот гидроксид меди и оксид меди (II) образуют аквакомплексы:

Cu (OH)2 + 2HCl + H2O = [Cu (H2O)4]Cl2

Соли элементов побочной подгруппы I группы и сильных кислот легко гидролизуются:

Cu (NO3)2 + H2O CuOHNO3 + HNO3.

Из соединений со степенью окисления +3 известны соединения меди и золота.

При окислении гидроксида меди (II) в щелочной среде гипохлоритом образуется купрат — производное меди (III):

2Cu (OH)2 + NaClO + 2NaOH = 2NaCuO2 + NaCl + 3H2O

Купраты неустойчивы и разлагаются с выделением кислорода в водной среде или при подкислении:

4NaCuO2 + 6H2O = O2 + 4Cu (OH)2 + 4NaOH

4NaCuO2 + 12HCl = 4NaCl + 4CuCl2 + O2 + 6H2O

Оксид — темно-коричневого цвета порошок, нерастворим в воде, получают косвенным путем. Соответствующий ему гидроксид Au (OH)3 получают при действии концентрированных растворов щелочей на хлорид золота (III) AuCl3:

AuCl3 + 3NaOH = Au (OH)3 + 3NaCl

Гидроксид золота (III) обладает амфотерными свойствами с преобладанием кислотных свойств. При растворении его в щелочах образуются аураты (соли метазолотой кислоты HAuO2):

Au (OH)3 + KOH = KAu (OH)4

При взаимодействии с HCl образуется анионный комплекс:

Au (OH)3 + 4HCl = HAuCl4 + 3H2O

Гидроксид Au (OH)3 — вещество красно-бурого цвета, при просушивании переходит в желто-красный порошок HAuO2 HAuCl4 4H2O — золотохлористоводородную кислоту. Образуется при упаривании раствора золота в насыщенной хлором хлороводородной кислоте:

2Au + 3Cl2 + 2HCl = 2HAuCl4

Соль этой кислоты NaAuCl4 2H2O называется «золотой» солью.

Ионы золота (III) — сильные окислители:

2AuCl3 + 3SnCl2 + 6HCl = 2Au + 3H2[SnCl6]

2AuCl3 + 3H2O2 + 6KOH = 2Au + 3O2 + 6KCl + 6H2O.

7. Токсичные свойства меди, серебра, золота и их соединений

Все соли меди ядовиты, раздражают слизитые, поражают желудочно-кишечный тракт, вызывают тошноту, рвоту, заболевание печени. При вдыхании пыли меди развивается хроническое отравлении. Предельно-допустимые концентрации (ПДК) для аэрозолей 1 мг/м3, питьевой воды 1 мг/л, для рыбных водоемов 0,01 мг/л, в сточных водах до биологической очистки 0,5 мг/л.

Медеплавильное производство является источником канцерогенов.

ПДК серебра в воздухе 0,1−0,5 мг/м3. При попадании растворимых соединений серебра на кожу и слизистые оболочки происходит восстановление серебра до серо-черного коллоидного металла. Это окрашивание исчезает в результате растворения и истирания коллоидного серебра.

При отравлении соединениями серебра следует дать большое количество 10%-ного раствора хлорида натрия (поваренной соли).

Некоторые препараты Au (I) токсичны, накапливаются в почках, в меньшей степени — в печени, селезенке и гипоталамусе; накопление в почках может привести к их заболеванию, а также дерматитам, стоматитам, тромбоцитопении.

Все растворимые производные меди, серебра и золота ядовиты!

8. Применение меди, серебра, золота и их соединений

Медь, серебро и золото находят применение как в индивидуальном состоянии, так и в виде сплавов:

латунь (40 — 50% Zn, остальное — Cu) — гильзы боеприпасов;

бронза (сплавы меди с оловом, алюминием, кремнием, висмутом, бериллием, фосфором);

нейзильбер (65% Cu, 20% Zn, 15% Ni);

томпак (90% Cu, 10% Zn).

Линии высоковольтных передач изготавливают из сплавов Cu — Zn — Cd, отличающихся значительной прочностью и твердостью.

Свыше 50% меди используется в электрохимической промышленности. Сплавы меди с другими металлами широко применяются в машиностроительной промышленности, в судостроении, в электротехнике (в качестве полупроводниковых материалов — Cu2O и CuO), энергетической промышленности, стекольной промышленности для окраски стекол в красный цвет. Все медные сплавы обладают высокой стойкостью против атмосферной коррозии. Соли меди — минеральные краски различных цветов.

Сульфат меди (II) используется при хранении военной техники (для определения влажности). Кроме того, в гальванопластике, при электролитической очистке меди, как средство борьбы с вредителями сельского хозяйства.

Медь относится к числу микроэлементов, необходимых живым организмам.

Серебро используется при изготовлении мощных циклотронов (серебряные провода), при изготовлении аккумуляторов (в газоанализаторах), для дезинфекции воды.

Аммиачный раствор оксида серебра в присутствии глюкозы восстанавливают до серебра (получение зеркал).

Ион Ag+ обладает сильно выраженными бактерицидными свойствами. Поэтому в медицине используют «серебряные марли» и «вату».

AgNO3 — исходное вещество для получения всех производных серебра, применяется в аналитической химии и в медицине под названием «ляпис». Галогениды серебра применяются в фотографии.

Золото используют для покрытия металлов, в медицине, в ювелирном деле. Соединения золота применяют для золочения и окраски стекол и фарфора, в фотографии используются AuCl3 и H[AuCl4].

Элементы подгруппы меди находят и другое разнообразное применение, включая окислительно-восстановительные каталитические процессы.

Заключение

Медь Си — необходимый микроэлемент живых организмов. Серебро Ag и золото Au — примесные микроэлементы. Их соединения применяют в медицине.

Медь — биогенный элемент, содержится в тканях животных и растений. Общая масса меди в организме взрослого человека примерно 100 мг, что составляет около 0,0001%. Примерно 30% этого количества содержится в мышцах. Печень и мозг также богаты медью. Металлическая медь и ее соединения токсичны. Наиболее важными с физиологической точки зрения являются медьсодержащие белки — цитохромоксидаза и супероксиддисмутаза.

Цитохромоксидаза — один из компонентов дыхательной цепи, локализованной в мембранах митохондрий. Обеспечивает клеточное дыхание, восстанавливая кис-лород до воды на конечном участке дыхательной цепи.

Ежедневно организму требуется 2,5—5,0 мг меди. При недостатке в организме меди может развиваться болезнь — медьдефицитная анемия. Медь необходима для усвоения железа, в частности, при синтезе цитохромоксидазы, которая содержит и железо, и медь. При дефиците меди нарушается нормальное развитие соединительных тканей и кровеносных сосудов.

Отравления обычно связаны со случайной передо-зировкой инсектицидов, вдыханием порошка металла, заглатыванием растворов солей меди. Большую опасность представляют напитки, хранящиеся в медных сосудах без защитного покрытия стенок.

В качестве наружного средства применяют 0,25%-ный водный раствор сульфата меди CuSO4 при воспалении слизистых оболочек и конъюнктивитах. Малые дозы этого препарата могут применяться во время приема пищи для усиления эритропоэза при малокровии.

В организме взрослого человека обнаруживается около 1 мг серебра, т. е. примерно 10% (1 часть на миллион), и до 10 мг золота, т. е. примерно 10% (10 частей на миллион).

Антисептические свойства растворимых солей серебра известны с древних времен. Священнослужители давно знали, что вода («святая») при хранении в серебряных сосудах долго не портится, т. е. не подвергается микроб-ному загрязнению. В настоящее время это свойство «серебряной» воды используется моряками в дальних плаваниях. Сильные токсические проявления у взрослого человека наблюдаются при приеме внутрь 7 г AgNO3.

В медицине издавна используются такие препараты, как кристаллический нитрат серебра AgN03 (ляпис) и его водные растворы. Давно известны также препараты коллоидного металлического серебра протаргол (8% Ag) и колларгол (70% Ag), которые представляют собой мелкодисперсные порошки с металлическим блеском. Каждая частица таких порошков представляет собой кристаллик восстановленного металлического серебра размером менее 1 мкм с белковой оболочкой из альбумина (протаргол) или коллагена (колларгол). Белковая оболочка защищает кристаллики серебра от слипания и обеспечивает их переход в водную среду (солюбилизирует).

Препараты серебра применяют как противовоспалительные, антисептические и вяжущие средства.

В качестве эффективных противовоспалительных средств применяют также препараты золота. Наиболее известны кризанол с 30%-ным содержанием благородного металла, и коллоидное золото.

Металлы, особенно серебро, имеют необычные свойства, которые придают им важное значение для промышленного применения, помимо их значения в качестве денежной и декоративной ценности. Они являются отличными проводниками электричества, самыми лучшими среди всех металлов. Серебро также является самым лучшим теплопроводящим элементом и самым лучшим отражателем света, а также имеет такое необычное свойство, как чернение, образование на его поверхности тёмного слоя, при этом электроводность его не ухудшается.

Медь широко используется для электрических соединений в схемотехниеке. Иногда в особо точном оборудовании электрические контакты изготавливают из золота ввиду его высокой коррозийной стойкости. Серебро также широко используется в критически важных случаях для изготовления электрических контактов. Также оно используется в фотографии (потому что под действием света из нитрата серебра происходит выпадение серебра), сельском хозяйстве, медицине, аудиофилии и в научных приложениях.

Золото, серебро и медь являются довольно мягкими металлами, поэтому при ежедневном использовании в качестве монет происходит быстрый выход их из строя, драгоценные металлы легко истираются в процессе применения. Для нумизматических функций эти металлы должны быть легированы другими металлами, чтобы повысить их износостойкость.

Золотые монеты: золотые монеты, как правило, производятся из сплава с 90% золота (например, монеты США до 1933 г.), или чистотой 22 карат (92% золота, как например, современные коллекционные монеты и крюгерранд), остальное медь и серебро. Весовые золотые монеты содержат до 99,999% золота (например, в канадских монетах серии «Кленовый лист»).

Серебряные монеты: серебряные монеты содержат, как правило, 90% серебра (как, например, чеканились монеты США до 1965 г., которые были распространены во многих странах), или, как в стерлинге, 92,5% серебра, как в монетах Британского Содружества до 1967 г. и других чеканках из серебра, остальное составляет медь.

Медные монеты: медные монеты часто имеют весьма высокую чистоту, около 97%, и, как правило, легированы небольшим количеством цинка и олова.

Инфляция привела к снижению номинальной стоимости монет, они уже не являются той твёрдой валютой, которой были исторически. Это привело к тому, что современные монеты стали делать из цветных металлов: мельхиор (медь и никель в пропорции 80:20, черного цвета), никель-латунь (медь, никель и цинк в пропорции 75:5:20, золотистого цвета), марганец-латунь (медь, цинк, марганец и никель), бронза, а также просто сталь с гальванопокрытием.

1.Аналитическая химия. Физические и физико-химические методы анализа./ Под ред. О. М. Петрухина. М.; 2006.

2.Артеменко А. И. Органическая химия. М.; 2006.

3.Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. М.; 2008.

4.Биологическая химия./Под ред. Ю. Б. Филипповича, Н. И. Ковалевская, Г. А. Севастьяновой. М.; 2009.

5.Биохимия / Под редакцией В. Г. Щербакова. СПб.; 2008.

6.Вольхин В. В. Общая химия. Избранные главы. СПб, М, Краснодар.; 2008.

7.Вольхин В. В. Общая химия. Основной курс. СПб, М, Краснодар.; 2008.

8.Гельфман М. И., Юстратов В. П. Химия. СПб, М, Краснодар.; 2008.

9.Глинка Н. Л. Общая химия. М.; 2007.

10.Говарикер В. Р., Васванатхан Н. В., Шридхар Дж.М. Полимеры М.; 2009.

11.Гранберг И. И. Органическая химия. М.; 2007.

12.Дорохова Е. Н., Прохорова К. В. Аналитическая химия. Физико-химические методы. М.; 2006.

13.Семчиков Ю. Д. Высокомолекулярные соединения. М.; 2009.

14.Зимон А. Д., Лещенко Н. Ф. Коллоидная химия. М.; 2008.

15.Зимон А. Д. Физическая химия. М.; 2008.

16.Ипполитов Е. Г., Артемов А. В., Батраков В. В. Физическая химия. М.; 2007.

17.Ким А. М. Органическая химия. Новосибирск; 2009.

18.Коржуков Н. Г. Общая и неорганическая химия. М.; 2008.

19.Коровин И. В. Общая химия. М.;2009.

20.Кругляков П. М., Лещенко Н. Ф. Физическая и коллоидная химия. М.; 2007.

21.Нейланд О. Я. Органическая химия. М.; 2006.

22.Никольский А. Б., Суворов А. В. Химия. СПб.; 2007.

23.Петров А. А., Бальян Х. В., Трощенко А. Т. Органическая химия. СПб.;2008.

24.Семенов И. Н., Перфилова Н. Л. Химия. СПб.; 2006.