Понимание химических свойств меди, серебра и их соединений нужно для решения заданий 6–9, 29, 30 и 31 ЕГЭ по химии. Элементы побочных подгрупп обладают множеством особенностей: образуют окрашенные соли, участвуют в специфических окислительно-восстановительных реакциях и формируют комплексные соединения. В статье мы разберём свойства простых веществ, оксидов, гидроксидов и солей меди и серебра, чтобы экзаменационные задания не вызывали проблем.
В каких заданиях встречается тема
Свойства меди, серебра и их соединений проверяются в нескольких линиях контрольно-измерительных материалов:
- В заданиях 6 и 7 нужно описывать реакции в пробирках и подбирать реагенты для неорганических веществ.
- В заданиях 8 и 9 требуется устанавливать соответствие между реагентами и продуктами, а также решать цепочки превращений.
- В задании 29 нужно составить окислительно-восстановительную реакцию и уравнять её методом электронного баланса. Соединения меди(II) часто выступают в роли окислителей, а соединения меди(I) — восстановителей.
- В заданиях 30 и 31 (реакции ионного обмена и описание мысленного эксперимента) проверяют знание тонкостей растворимости сульфидов и нестабильности гидроксида серебра.
Строение атома и степени окисления
Медь ($Cu$) и серебро ($Ag$) — d-элементы. Они расположены в побочной подгруппе I группы Периодической системы. Основная особенность строения их атомов — проскок электрона.
Проскок электрона — это явление, при котором один электрон с внешнего s-подуровня переходит на предвнешний d-подуровень, так как атому энергетически выгоднее иметь полностью заполненный d-подуровень.
Электронные конфигурации атомов:
- Медь ($Z = 29$): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^{10} 4s^1$;
- Серебро ($Z = 47$): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^{10} 4p^6 4d^{10} 5s^1$
Благодаря вовлечению в образование связей d-электронов эти металлы проявляют степени окисления, превышающие номер их группы (особенно медь).
Таблица 1. Устойчивые степени окисления меди и серебра
| Элемент | Степень окисления | Примеры соединений | Характер соединений |
|---|---|---|---|
| Медь ($Cu$) | $+1$ | $Cu_2O,\, CuCl$ | Основный, восстановители |
| Медь ($Cu$) | $+2$ | $CuO,\, Cu(OH)_2,\, CuSO_4$ | Основный, слабые окислители |
| Серебро ($Ag$) | $+1$ | $Ag_2O,\, AgNO_3,\, AgCl$ | Основный, слабые окислители |
Химические свойства простых веществ
Медь — тягучий металл красновато-розового цвета. Серебро — блестящий белый металл, обладающий наивысшей электропроводностью. Оба металла находятся в электрохимическом ряду напряжений после водорода, поэтому имеют низкую химическую активность.
Реакции с простыми веществами
Медь реагирует с галогенами, кислородом и серой при нагревании:
$2Cu + O_2 \xrightarrow{t} 2CuO \text{ — образуется чёрный оксид меди(II).}$
$4Cu + O_2 \xrightarrow{t} 2Cu_2O \\ \text{ — при недостатке кислорода образуется кирпично-красный оксид меди(I).}$
$Cu + Cl_2 \xrightarrow{t} CuCl_2\\ Cu + S \xrightarrow{t} CuS\\ Cu + Br_2 \xrightarrow{t} CuBr_2$
Серебро проявляет ещё меньшую активность. Оно не взаимодействует с кислородом даже при сильном нагревании, но вступает в реакцию с серой и галогенами:
$2Ag + S \xrightarrow{t} Ag_2S\\ 2Ag + Cl_2 \xrightarrow{t} 2AgCl\\ 2Ag + Br_2 \xrightarrow{t} 2AgBr$
Реакции с кислотами
Эти металлы не вытесняют водород из растворов обычных кислот-неокислителей (соляной, разбавленной серной, фосфорной и других). Однако они полностью растворяются в кислотах-окислителях (азотной кислоте любой концентрации и концентрированной серной кислоте).
Взаимодействие меди с кислотами-окислителями:
$Cu + 4HNO_{3(конц.)} \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$ — выделяется бурый газ.
$3Cu + 8HNO_{3(разб.)} \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$ — выделяется бесцветный газ.
$Cu + 2H_2SO_{4(конц.)} \xrightarrow{t} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$ — выделяется газ с резким запахом.
Взаимодействие серебра с кислотами-окислителями:
$Ag + 2HNO_{3(конц.)} \rightarrow AgNO_3 + NO_2\uparrow + H_2O\\ 3Ag + 4HNO_{3(разб.)} \rightarrow 3AgNO_3 + NO\uparrow + 2H_2O\\ 2Ag + 2H_2SO_{4(конц.)} \xrightarrow{t} Ag_2SO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O.$
Взаимодействие с солями
Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли.
Так как медь стоит правее водорода, но левее серебра, она способна вытеснять серебро, но сама вытесняется железом или цинком.
$Cu + 2AgNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2Ag\downarrow\\ Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu\downarrow.$
Особое свойство меди — реакция с солями железа(III):
$2FeCl_3 + Cu \rightarrow CuCl_2 + 2FeCl_2$
С солями меди(II) идёт реакция сопропорционирования:
$Cu + CuCl_2 \rightarrow 2CuCl$
Химические свойства оксида меди(I)
Оксид меди(I) ($Cu_2O$) — твёрдое вещество кирпично-красного цвета. Проявляет основные свойства. Атом меди находится в промежуточной степени окисления $+1$, поэтому оксид вступает в реакции окисления и восстановления.
Реакции с кислотами
Если оксид реагирует с кислотой-неокислителем, происходит реакция обмена.
$Cu_2O + 2HCl \rightarrow 2CuCl + H_2O$
Если кислота является окислителем, медь полностью окисляется до стабильной степени $+2$:
$Cu_2O + 6HNO_{3(конц)} \rightarrow 2Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 3H_2O\\ 3Cu_2O + 14HNO_{3(разб)} \rightarrow 6Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 7H_2O\\ Cu_2O + 3H_2SO_{4(конц)} \xrightarrow{t} 2CuSO_4 + SO_2\uparrow + 3H_2O$
Окисление кислородом
При нагревании с кислородом медь(I) окисляется до меди(II):
$2Cu_2O + O_2 \xrightarrow{t} 4CuO$
Восстановление до металла
Оксид восстанавливается до чистой меди при взаимодействии с типичными восстановителями (водородом, угарным газом, углеродом):
$Cu_2O + H_2 \xrightarrow{t} 2Cu + H_2O\\ Cu_2O + CO \xrightarrow{t} 2Cu + CO_2\\ 2Cu_2O + C \xrightarrow{t} 4Cu + CO_2$
Химические свойства оксида и гидроксида меди(II)
Оксид меди(II) ($CuO$) — порошок чёрного цвета.
Гидроксид меди(II) ($Cu(OH)_2$) — осадок голубого цвета.
Оба соединения проявляют преимущественно основные свойства.
Реакции с кислотами
Оксид и гидроксид растворяются в кислотах с образованием солей меди(II). Водный раствор хлорида меди(II) имеет зелёный цвет, а сульфата и нитрата — голубой.
$CuO + 2HCl \rightarrow CuCl_2 + H_2O\\ Cu(OH)_2 + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + 2H_2O\\ CuO + 2HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + H_2O$
Взаимодействие с иодоводородом
Ион меди(II) выступает достаточно сильным окислителем по отношению к иодид-иону. Реакция обычного ионного обмена невозможна, так как ион $Cu^{+2}$ сразу окисляет $I^-$ до свободного иода $I_2$, а сам восстанавливается до меди(I). Медь(I) образует нерастворимый иодид меди(I) — $CuI$.
$CuO + 2HI \rightarrow CuI\downarrow + I_2\downarrow + H_2O\\ 2Cu(OH)_2 + 4HI \rightarrow 2CuI\downarrow + I_2\downarrow + 4H_2O$
Восстановление оксида меди(II)
Чёрный оксид легко восстанавливается до чистой меди при нагревании:
$CuO + H_2 \xrightarrow{t} Cu + H_2O\\ CuO + CO \xrightarrow{t} Cu + CO_2\\ 2CuO + C \xrightarrow{t} 2Cu + CO_2\\ 3CuO + 2NH_3 \xrightarrow{t} 3Cu + N_2\uparrow + 3H_2O$
Термическое разложение и образование комплексов
При небольшом нагревании голубой гидроксид меди(II) переходит в чёрный оксид:
$Cu(OH)_2 \xrightarrow{t} CuO + H_2O$
Химические свойства солей меди(II)
Растворимые соли участвуют в классических реакциях ионного обмена.
$CuSO_4 + 2NaOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4$
— выпадает голубой осадок гидроксида.
Соли меди(II) также реагируют с растворимыми иодидами (протекает окислительно-восстановительная реакция):
$2CuSO_4 + 4KI \rightarrow 2CuI\downarrow + I_2\downarrow + 2K_2SO_4\\ 2CuCl_2 + 4KI \rightarrow 2CuI\downarrow + I_2\downarrow + 4KCl$
Химические свойства соединений серебра(I)
Оксид и гидроксид серебра
Гидроксид серебра(I) ($AgOH$) — крайне неустойчивое соединение, которое разлагается на оксид серебра и воду в момент образования. При добавлении щёлочи к соли серебра выпадает буро-чёрный осадок оксида серебра(I) — $Ag_2O$.
$2AgNO_3 + 2NaOH \rightarrow Ag_2O\downarrow + 2NaNO_3 + H_2O$
Оксид серебра(I) реагирует с кислотами с образованием солей:
$Ag_2O + 2HNO_3 \rightarrow 2AgNO_3 + H_2O$
При нагревании оксид полностью разлагается:
$2Ag_2O \xrightarrow{t} 4Ag + O_2\uparrow$
При добавлении гидрата аммиака оксид серебра образует реактив Толленса, применяемый для качественной реакции серебряного зеркала (например, на альдегиды или муравьиную кислоту):
$Ag_2O + 4NH_3 + H_2O \rightarrow 2[Ag(NH_3)_2]OH$
Соли серебра
Наиболее известны реакции ионного обмена с участием нитрата серебра. Это универсальный качественный реагент на галогенид-ионы.
$AgNO_3 + HCl \rightarrow AgCl\downarrow + HNO_3 \text{ — белый творожистый осадок.}$
$AgNO_3 + NaBr \rightarrow AgBr\downarrow + NaNO_3 \text{ — светло-жёлтый осадок.}$
$AgNO_3 + KI \rightarrow AgI\downarrow + KNO_3 \text{ — жёлтый осадок.}$
Особые случаи и термическое разложение
Одно из важнейших правил ЕГЭ связано с термическим разложением нитратов металлов, расположенных в электрохимическом ряду правее магния. Разложение нитрата меди(II) идёт до оксида:
$2Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{t} 2CuO + 4NO_2\uparrow + O_2\uparrow$
В случае с нитратом серебра образующийся оксид при высокой температуре нестабилен, поэтому реакция разложения идёт сразу до чистого металла:
$2AgNO_3 \xrightarrow{t} 2Ag + 2NO_2\uparrow + O_2\uparrow$
Чёрные осадки $CuS$ и $Ag_2S$ обладают крайне низкой растворимостью. Они не растворяются в соляной кислоте или разбавленной серной кислоте. Сероводород способен вытеснять сильную кислоту из солей меди и серебра:
$CuSO_4 + H_2S \rightarrow CuS\downarrow + H_2SO_4$
Растворить выпавшие осадки сульфидов можно только в концентрированной азотной кислоте (или горячей концентрированной серной):
$CuS + 8HNO_{3(конц)} \xrightarrow{t} CuSO_4 + 8NO_2\uparrow + 4H_2O$
$Ag_2S + 10HNO_{3(конц)} \xrightarrow{t} 2AgNO_3 + 8NO_2\uparrow + H_2SO_4 + 4H_2O$
Обобщающие таблицы
Таблица 2. Цвета нерастворимых соединений меди и серебра
| Соединение | Формула | Цвет |
|---|---|---|
| Оксид меди(II) | $CuO$ | Чёрный порошок |
| Оксид меди(I) | $Cu_2O$ | Кирпично-красный порошок |
| Гидроксид меди(II) | $Cu(OH)_2$ | Голубой осадок |
| Сульфид меди(II) | $CuS$ | Чёрный осадок |
| Хлорид серебра | $AgCl$ | Белый творожистый осадок |
| Бромид серебра | $AgBr$ | Светло-жёлтый осадок |
| Иодид серебра | $AgI$ | Жёлтый осадок |
| Оксид серебра | $Ag_2O$ | Буро-чёрный осадок |
| Сульфид серебра | $Ag_2S$ | Чёрный осадок |
Таблица 3. Термическое разложение основных соединений
| Вещество | Продукты разложения |
|---|---|
| Гидроксид меди(II) | $CuO + H_2O$ |
| Нитрат меди(II) | $CuO + NO_2 + O_2$ |
| Нитрат серебра | $Ag + NO_2 + O_2$ |
| Оксид серебра | $Ag + O_2$ |
Типичные ошибки ЕГЭ
Чтобы не терять баллы на экзамене, обращай внимание на следующие детали при составлении уравнений:
- Написание гидроксида серебра. Часто используют стандартное правило реакций ионного обмена и пишут в продуктах $AgOH$. Это неверно, так как гидроксид серебра нестабилен. Всегда пиши $Ag_2O$ и $H_2O$.
Пример: $2AgNO_3 + 2NaOH \rightarrow Ag_2O\downarrow + 2NaNO_3 + H_2O$. - Использование иодида меди(II). Реакцию хлорида меди(II) с иодидом калия путают с обычным ионным обменом и пишут $CuI_2$. Протекает окислительно-восстановительная реакция с образованием иода и иодида меди(I): $2CuCl_2 + 4KI \rightarrow 2CuI\downarrow + I_2\downarrow + 4KCl$.
- Кислоты-неокислители и сульфиды. Нельзя растворять $CuS$ или $Ag_2S$ в соляной кислоте $HCl$. В отличие от сульфидов цинка и железа, сульфиды меди и серебра взаимодействуют только с азотной кислотой или горячей концентрированной серной.
Примеры решения заданий ЕГЭ
Рассмотрим алгоритм действий на примерах реальных тестовых форматов.
Пример 1
Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых это вещество может взаимодействовать.
Вещество: $CuO$
Список реагентов:
- $AgNO_3,\, KOH,\, Br_2$.
- $CO_2,\, H_2S,\, NaNO_3$.
- $HCl,\, H_2,\, NH_3$.
- $O_2,\, Al,\, HNO_3$.
Оксид меди(II) — основный оксид.
Проверим варианты:
- Строка 1: с нитратом серебра реакция не идёт, так как основные оксиды не реагируют с растворами солей.
- Строка 2: с кислотными оксидами $CuO$ практически не взаимодействует, с солью $NaNO_3$ реакция также невозможна.
- Строка 3: с соляной кислотой реагирует как основный оксид ($CuO + 2HCl \rightarrow CuCl_2 + H_2O$); водородом восстанавливается до металла ($CuO + H_2 \xrightarrow{t} Cu + H_2O$); аммиаком также восстанавливается ($3CuO + 2NH_3 \xrightarrow{t} 3Cu + N_2\uparrow + 3H_2O$). Этот вариант подходит полностью.
- В строке 4 реакция с кислородом не пойдёт, так как медь уже находится в высшей возможной стабильной степени окисления ($+2$).
Ответ: 3.
Пример 2
Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами, которые образуются при взаимодействии этих веществ.
А) $Cu_2O + HNO_{3(конц)}$
Б) $Cu(OH)_2 + HNO_3$
В) $Cu(NO_3)_2 + KI$
Продукты реакции:
- $Cu(NO_3)_2 + H_2O$.
- $Cu(NO_3)_2 + NO_2 + H_2O$.
- $CuI + I_2 + KNO_3$.
- $Cu(NO_3)_2 + NO + H_2O$.
- Буква А. В оксиде медь имеет промежуточную степень окисления $+1$. Азотная концентрированная кислота — сильный окислитель. Медь перейдёт в степень $+2$, а азот восстановится до $NO_2$. Верный продукт под номером 2.
- Буква Б. Гидроксид меди(II) участвует в обычной реакции обмена. Степени окисления не изменяются, образуется соль и вода. Верный вариант под номером 1.
- Буква В. Иодид-анион восстанавливает ион меди(II). Протекает ОВР, в которой образуется осадок $CuI$, свободный иод и соль калия. Букве В соответствует номер 3.
Ответ: 213.
Пример 3
Для выполнения задания дан перечень веществ: дихромат калия, иодид калия, концентрированная азотная кислота, оксид меди(I), гидроксид бария. Допустимо использование воды. Окислительно-восстановительная реакция протекает между двумя из них. В ходе реакции наблюдается выделение бурого газа, а раствор приобретает голубоватый оттенок. Запишите уравнение реакции, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
- Ищем газ. Выделение бурого газа — маркер образования диоксида азота ($NO_2$). Окислителем выступает концентрированная азотная кислота ($HNO_3$).
- Ищем причину голубоватого оттенка. Он указывает на образование ионов $Cu^{+2}$. Восстановителем является оксид меди(I) — $Cu_2O$.
- Составляем каркас уравнения:
$Cu_2O + HNO_{3} \rightarrow Cu(NO_3)_2 + NO_2\uparrow + H_2O$ - Составляем электронный баланс:
$2Cu^{+1} -2\bar{e} \rightarrow 2Cu^{+2}$ — медь отдаёт электроны, это восстановитель.
$N^{+5} + 1\bar{e} \rightarrow N^{+4}$ — азот принимает электрон, это окислитель. - Расставляем коэффициенты в уравнении с учётом множителей из баланса. Перед азотом(IV) и нитратом меди(II) ставим 2. Для уравнивания правой части нам потребуется всего 6 атомов азота, поэтому перед кислотой ставим 6. Выравниваем водород, поставив 3 перед водой.
Ответ:
$Cu_2O + 6HNO_{3} \rightarrow 2Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 3H_2O$
Запись электронного баланса:
$2Cu^{+1} -2\bar{e} \rightarrow 2Cu^{+2} \quad | \, 1$ (восстановитель)
$N^{+5} + 1\bar{e} \rightarrow N^{+4} \quad \, \, | \, 2$ (окислитель)
Заключение
Теперь ты умеешь анализировать поведение меди, серебра и их соединений в различных условиях, различать типы происходящих реакций и избегать частых ошибок с нестабильными соединениями вроде $AgOH$ и $CuI_2$. Эти знания помогут уверенно решать задачи на качественные реакции и писать сложные ОВР. Чтобы закрепить материал, отработай навык на свежих задачах из первой и второй частей экзамена в «100балльном банке».
