MASARYKOVA UNIVERZITA Pedagogická fakulta Katedra chemie Skupina mědi Vypracovala: Adéla Matoušková (423114) V Brně 29. 11. 2015 Obecná charakteristika skupiny Skupinu mědi tvoří prvky 11. skupiny, jejichž valenční sféry obsahují 19 elektronů. Obsahují tak elektronovou osmnáctku a jeden elektron navíc. Patří sem měď, stříbro a zlato. Tyto prvky mohou existovat v oxidačním stavu I, protože se stabilizují odtržením jednoho elektronu. To platí především u stříbra. Pro měď a zlato to však není nejstabilnější konfigurace. Tyto dva prvky upřednostňují jiné, nepravidelné uspořádání. Pro měď je typická konfigurace d^9, při které dosáhne oxidačního stavu II. Pro zlato je typická konfigurace d^8, kdy odtrhává tři elektrony a nabývá tak oxidačního stavu III. Výjimečně mohou dosahovat i jiných oxidačních stavů. Vzhledem k barevnosti jejich sloučenin a paramagnetismu se řadí k typickým přechodným kovům. Body tání všech tří prvků jsou vysoké, jsou minimálně těkavé. Mechanicky jsou pevné, ale kujné s typickou tepelnou a elektrickou vodivostí. Elementární atomy mědi, zlata i stříbra jsou velice komplexotvorné a všechny tři prvky mají význam v technice. Měď Historie Značka mědi je Cu a je odvozena z latinského cuprum. Latinské cuprum pochází od Římanů, kteří mědi říkali kyperský kov (aes cyprium). Rok objevení ani objevitel mědi není známý, přibližně se datuje do období starověku, někdy mezi 8000 a 7000 léty př. n. l. Základní charakteristika Měď je červený, měkký tažný kov. Nachází se v oxidačním stavu I (konfigurace d^10) nebo II (konfigurace d^9). U oxidačního stavu I však účinkem vzdušného kyslíku snadno přechází na oxidační stav II. Poměrně dostupným, avšak málo stálým oxidačním stavem je také stav III a 0. Měď je ušlechtilý kov nerozpustný v neoxidujících kyselinách. Částečně rozpustný je v systému s přítomným vzdušným kyslíkem. Chemické vlastnosti Velmi snadno reaguje s horkými koncentrovanými roztoky kyselin. To vyjadřuje následující rovnice: Cu + H[2]SO[4] CuSO[4] + 2H[2]O + SO[2] Měď se také rozpouští v koncentrovaných roztocích kyanidů alkalických kovů za vývoje vodíku. Viz rovnice. 2Cu + ^ + 2H[2]O + + H[2][] Měď je také ochotna za vysokých teplot reagovat s nekovy. Kromě uhlíku, vodíku a dusíku reaguje se všemi přímo. Sloučeniny Měď tvoří řadu sloučenin. Co však není pro měď typické, jsou organokovové sloučeniny. Z oxidů je typický oxid měďný a oxid měďnatý. Oxidy mědi Oxid měďný (Cu[2]O) je červený kov, nerozpustný ve vodě, avšak rozpustný v kyselinách. Jeho reakci s kyselinami vyjadřuje rovnice: . V kyselinách, u kterých jejich anion není vhodný jako ligand a zároveň je koncentrace této kyseliny nedostačující k oxidaci, dochází k disproporcionaci: . Druhým oxidem mědi je oxid měďnatý (CuO). Oxid měďnatý je černě zbarvený. Rozpouští se v kyselinách za vzniku měďnatých solí, při zahřátí snadno odštěpuje kyslík a přechází na CuO. Lze ho připravit termickým rozkladem: . Hydroxidy mědi Z hydroxidů mědi je znám pouze hydroxid měďnatý (Cu(OH)[2]), jež vzniká alkalizací vodných roztoků měďnatých solí. Tento hydroxid je světlé modré barvy. Je rozpustný v kyselinách a je amfoterní. V koncentrovaných roztocích alkalických kovů se částečně rozkládá na nestálé měďnatany. Halogenidy mědi S halogeny tvoří měď dva typy. Buď s oxidačním číslem I nebo II. Halogenidy, v nichž je měď v oxidačním stavu I jsou bezbarvé sloučeniny v bezvodém stavu. Ovšem halogenidy měďnaté exitují jako bezvodé, tak i jako hydráty a jsou barevné. Dosud se ale nepodařilo připravit fluorid měďný (CuF). K velice nestálým látkám patří také jodid měďnatý (CuI[2]). Ten se totiž rozpadá na CuI a I[2]. Sulfidy mědi Ze sulfidů je známý sulfid měďnatý a sulfid měďný. Oba se dají připravit přímou syntézou z prvků. Dále se CuS může připravit srážením měďnatých solí ve vodném roztoku se sulfanem. Cu[2]S vzniká z CuS redukcí vodíkem. Další sloučeniny mědi Dalšími sloučeninami mědi jsou kyanidy a thiokyanatany. Tyto sloučeniny jsou velmi nestálé, jelikož podléhají oxidačně-redukčním změnám. Jejich rozpadem vzniká velmi stabilní polymerní kovalentní kyanid či thiokyanatan měďný, který se vyznačuje vysokou odolností vůči vzduchu. Ostatní měďnaté soli jsou stálé a dobře dostupné sloučeniny. Jde o sírany, dusičnany, chloridy, chloristany atd. Uhličitany, křemičitany aj. jsou nerozpustné sloučeniny. Jako intermediární sloučeniny jsou označovány hydrid mědi (CuH) a nitrid mědi ( . Komplexy tvořené mědí Atomy Cu^I tvoří komplexní částice s koordinačními čísly 2, 3 a 4 (lineární, trigonální a tetraedrické koordinace). Atomy Cu^II tvoří koordinační čísla 4, 5 a 6 (tetraedrická, tetragonální, tetragonálně pyramidální, trigonálně bipyramidální, oktaedrická a tetragonálně bipyramidální koordinace středového atomu). Nejběžnějšími ligandy v komplexech mědi jsou Br^–, Cl^–, CN^–, SCN^–, OCN^–, OH^–, molekuly NH[3] a H[2]O, močovina, thiomočovina, aminy a organické ligandy. Výskyt Vzácně se v přírodě nachází ryzí měď. Častější je výskyt mědi v nerostech, například v chalkopyritu CuFeS[2], malachitu CuCO[3]∙Cu(OH)[2], azuritu 2Cu(CO)[3]∙Cu(OH)[2]. Výroba Měď se vyrábí pražením chalkopyritu, který se dále elektrolyticky čistí. Použití Velmi rozsáhlé je použité elementární mědi, jež se využívá v elektrotechnickém průmyslu a při hutní výrobě neželezných slitin. Dále v katalytické chemii a při deoxygenaci plynů. Sloučeniny mědi mají použití menší. Oxid měďnatý (CuO) slouží jako oxidovadlo, chlorid měďný a měďnatý (CuCl, CuCl[2]) jako katalyzátory při anorganické i organické syntéze. Chlorid měďnatý (CuCl) zároveň slouží jako redukovadlo při odstraňování nebezpečných organických peroxidů z reakčních směsí. Své využití má také síran měďnatý (CuSO[4]), který se používá jako mořidlo, insekticid a výchozí látka pro výrobu dalších sloučenin mědi. Některé komplexní sloučeniny mědi se využívají například ve fotografickém průmyslu, v analytické chemii, jako pigmenty a barviva. Stříbro Historie Římané stříbru říkali Argentin. Odtud pochází i název a symbol. Popřípadě může pocházet od sanskrtského argentos – jasný. Český název pochází ze slovanského serebro. Sříbro patří mezi 20 prvků, které John Dalton v roce 1880 opatřil symboly a určil jejich hmotnosti. Stejně jako měď, ani u stříbra není znám rok objevení a objevitel. Opět se datuje do období starověku, někdy mezi 8000 a 7000 léty př. n. l. Základní charakteristika Stříbro je bílý, měkký, tažný a lesklý kov, který krystaluje v tetragonální soustavě. Atomy stříbra mají elektronovou konfiguraci 5s^1 4d^10 a dosahují oxidačního stavu I (d^10), neboť odtržením jednoho elektronu mohou nabýt struktury elektronové osmnáctky. V tomto oxidačním stavu je stříbro velice stabilní a nemá výraznější oxidačně-redukční vlastnosti. Pouze velice výjimečně nabývá stříbro oxidačního stavu II. V tomto oxidačním stavu se nachází například v oxidu stříbrnatém (AgO), fluridu stříbrnatém (AgF[2]) a v některým komplexních sloučeninách. Chemické vlastnosti Elementární stříbro je ušlechtilejší než měď, nerozpouští se tedy v neoxidujících kyselinách. Rozpouští se v roztocích oxidujících kyselin, což vede ke vzniku solí. Příkladem je reakce stříbra s kyselinou dusičnou: Dále se ještě rozpouští v alkalických kyanidech, ale roztokům hydroxidů alkalických kovů odolává. Sloučeniny Stříbro je prvek, který je spíše neochotný tvořit sloučeniny z důvodu jeho vysoké ušlechtilosti. Přesto se však s mnohými sloučeninami můžeme setkat. Jde o oxid stříbrný, sloučeniny stříbra nerozpustné ve vodě, ale i sloučeniny stříbra rozpustné ve vodě nebo koordinační sloučeniny stříbra. Stejně jako pro měď, i pro stříbro nejsou typické organokovové sloučeniny. Oxidy stříbra Jediným oxidem stříbra je oxid stříbrný Ag[2]O. Lze jej připravit dehydratací nestálého AgOH. Při zvýšené teplotě se rozkládá na prvky, což svědčí o vysoké ušlechtilosti stříbra a jeho neochotě tvořit sloučeniny. Je silně bazický a s kyselinami tvoří soli stříbrné, se zásadami nereaguje. Další sloučeniny Existuje několik sloučenin stříbra, které nejsou rozpustné ve vodě. Jsou to: AgCN, AgSCN, AgCl, AgBr, AgI, Ag[2]S[2]O[3, ]Ag[2]S, Ag[3]N a další. Ve vodě rozpustnými látkami jsou dusičnan, chloristan a částečně i síran stříbrný. Příprava sloučenin Některé sloučeniny lze připravit přímou syntézou z prvků. Jedná se o binární sloučeniny. Ostatní lze připravit konverzí stříbrných solí ve vodném roztoku. Koordinační sloučeniny stříbra Stříbro je výrazně komplexotvorné. Rozpouští se v nadbytku roztoku s dostatečnou koncentrací příslušného komplexotvorného aniontu: . Stříbro v komplexech nabývá koordinačního čísla 2, 3 nebo 4. Dobře tvoří také amminokomplexy stříbrné: . Diamminstříbrný kation má lineární tvar (hybridizace sp). Koordinační číslo stříbra v kationu diamminstříbrného je 2, vyšší koordinační čísla mají trigonální nebo tetraedrickou strukturu. Výskyt Ryzí stříbro se v přírodě nachází v krystalické podobě, častěji však ve formě plechů, drátků nebo kostrovitých agregátů a v minerálech, např. v argentitu, galenitu, andoritu. Na našem území byla v minulosti významná ložiska stříbra. Nejdůležitější lokalitou těžby byla Příbram, Kutná Hora, Jáchymov a Jihlava. Historicky nejstarší stříbrný důl byl ve Stříbře. Výroba Nejčastější metodou získávání stříbra je kyanidové loužení stříbrných rud. Použití Elementární stříbro se využívá ve vědeckém výzkumu, ve šperkařství, v mincovnictví, na výrobu zrcadel (u těch dnes spíše hliník než stříbro), v elektrotechnice, bromid stříbrný ve fotografickém průmyslu, jelikož je citlivý na světlo. V lékařství nachází své využití koloidní stříbro, které má antibakteriální účinky. Zlato Historie Římany bylo zlato nazýváno aurum, což je z latiny přeloženo jako úsvit, nebo aurora – zbarvení ranních červánků. Český název pochází ze slovanského zoloto. Stejně jako u předchozích dvou prvků nejsou rok ani objevitel známé. Obecná charakteristika Zlato je červený, měkký a tažný kov. Řadí se mezi 21 mononuklidických prvků. Elektronová konfigurace valenční sféry je 6s^1 5d^10. Odtržením jednoho elektronu tedy dosahuje oxidačního stavu I. Stabilizace zlata také probíhá uvolňováním tří elektronů. Nabývá tak oxidačního stavu III s nepravidelnou elektronovou konfigurací d^8. I přesto, že zlato v tomto oxidačním stavu jeví výrazné oxidační účinky, je tento stav stálejší a v jednoduchých sloučeninách zlata i běžnější než stav I. Chemické vlastnosti Elementární zlato je na vzduchu stálé a nereaguje s většinou kovů. Je tedy ušlechtilým kovem. Reaguje s vodným roztokem chlorovodíku nasyceného chlorem za vzniku kyseliny tetrachlorozlatité nebo jejich solí: Zlato se rozpouští v lučavce královské a ještě lépe za přístupu vzdušného kyslíku ve vodných roztocích kyanidů alkalických kovů: Sloučeniny Z oxidů je známý oxid zlatný (Au[2]O) a oxid zlatitý (Au[2]O[3]). Oxid zlatný je fialový a vzniká hydrolýzou silně alkalického vodného roztoku AuCl. Oxid zlatný se rozpouští v kyselinách a vznikají sloučeniny zlatné. Při vysokých teplotách tento oxid disproporcionuje: Oxid zlatitý je hnědý a lze jej získat opatrnou dehydratací žlutohnědého hydroxidu zlatitého Au(OH)[3], který se vylučuje z roztoku tetrachlorozlatitanů alkalickou hydrolýzou: Tento oxid zlatitý je však poměrně termicky nestálý a rozkládá se na kov a kyslík. S halogenidy zlata vytváří sloučeniny typu AuY a AuY[3].Halogenidy typu AuY[3] se vyskytují i v hydratovaných formách a tvoří krystaly. Všechny halogenidy zlata se termicky rozkládají na elementární kov a halogen. Známé jsou i binární sloučeniny zlata – sulfidy, azidy, nitridy, fosfidy, a jiné. Běžné jsou i koordinační sloučeniny se středovými atomy Au^I a Au^III. Zlato v nich nabývá koordinačního čísla 4, výjimečně 6. Organokovových sloučenin ses zlatem není mnoho a většinou tvoří dimerní popř. polymerní struktury. Výskyt V přírodě se zlato nejčastěji vyskytuje na hydrotermálních křemenných žilách, obvykle v doprovodu minerálů antimonu jako ryzí kov s izomorfní příměsí stříbra. Výroba Zlato se získává tzv. kyanidovým loužením, které se provádí působením velmi zředěného roztoku KCN nebo NaCN a vzdušného kyslíku na jemně rozemletou zlatonosnou horninu. Zlato ve formě zlatného kyanidu [Au(CN)[2]]^− přejde do roztoku, ze kterého se vyloučí pomocí práškového zinku. Ze sraženiny se přebytečný zinek odstraní promýváním zředěnou kyselinou sírovou. Použití Elementární zlato má velké využití v technické praxi. Své využití nachází i ve šperkařství, mincovnictví a v lékařství. Ke galvanickému pozlacování předmětů se využívají sloučeniny zlata, např. kyselina tetrachlorozlatitá. Zlato se využívá také k malbě na sklo a porcelán a ve fotografii. Použitá literatura: 1. Obecná a anorganická chemie [Klikorka, 1985]. KLIKORKA, Jiří, Bohumil HÁJEK a Jiří VOTINSKÝ. 1. vyd. Praha: Státní nakladatelství technické literatury, 1985. 591 s 2. JANČÁŘ, Luděk. Periodická soustava prvků. 1. vyd. Brno: Masarykova univerzita, 2014, 154 s. ISBN 978-80-210-6621-2. 3. Periodická tabulka: Chemické prvky [online]. [cit. 2015-11-29]. Dostupné z: http://www.prvky.com/