Водород

Водород – первый элемент и один из двух представителей I периода Периодической системы. Атом водорода состоит из двух частиц – протона и электрона, между которыми существуют лишь силы притяжения. Водород и металлы IА-группы проявляют степень окисления +1, являются восстановителями и имеют сходство оптических спектров. Однако в состоянии однозарядного катиона Н⁺ (протона) водород не имеет аналогов. Кроме того, энергия ионизации атома водорода намного больше энергии ионизации атомов щелочных металлов.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного электрона до завершения внешнего электронного слоя. Подобно галогенам, водород проявляет степень окисления –1 и окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному состоянию, и по составу молекул Э₂. Но молекулярная орбиталь (МО) Н₂ не имеет ничего общего с таковыми молекул галогенов, в то же время МО Н₂ имеет определенное сходство с МО двухатомных молекул щелочных металлов, существующих в парообразном состоянии.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной, составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. На Земле по распространенности занимает 9-е место; в свободном состоянии встречается редко, и основная часть его входит в состав воды, глин, каменного и бурого угля, нефти и т. д., а также сложных веществ живых организмов.

Природный водород представляет собой смесь стабильных изотопов протия ¹Н (99,985%) и дейтерия ²H (²D), радиоактивного трития ³Н (³Т).

Простые вещества. Возможны молекулы легкого водорода – Н₂ (дипротий), тяжелого водорода – D_{2 ­}(дидейтерий), Т₂ (дитритий), HD (протодейтерий), НТ (прототритий), DТ (дейтеротритий).

Н₂ (диводород, дипротий) – бесцветный трудносжижаемый газ, очень мало растворяется в воде, лучше – в органических растворителях, хемосорбируется металлами (Fe, Ni, Pt, Pd). В обычных условиях сравнительно мало активен и непосредственно взаимодей­ствует лишь со фтором; при повышенных температурах реагирует с металлами, неметаллами, оксидами металлов. Особенно высока восстановительная способность у атомарного водорода Н⁰, образующегося при термическом разложении молекулярного водорода или в результате реакций непосредственно в зоне проведения восстановительного процесса.

Восстановительные свойства водород проявляет при взаимодействии с неметаллами, оксидами металлов, галогенидами:

Н₂⁰ + Cl₂ = 2Н⁺¹Cl; 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О; СuО + Н₂ = Сu + Н₂О

В качестве окислителя водород взаимодействует с активными ме­таллами:

2Nа + Н₂⁰ = 2NаН^–1

Получение и применение водорода. В промышленности водород получают главным образом из природ­ных и попутных газов, продуктов газификации топлива и коксового газа. Производство водорода осно­вано на каталитических реакциях взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида углерода (II):

СН₄ + Н₂О = СО + 3Н₂ (кат. Ni, 800°С)

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂ (кат. Fe, 550°С)

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. Электролиз воды (электролитом обычно служит водный раствор щелочи) обеспечивает получение наиболее чистого водорода.

В лабораторных условиях водород обычно получают действием цинка на растворы серной или хлороводородной кислоты:

Zn + Н₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂↑

Водород используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлороводорода, для гидрогенизации твердого и жидкого топлива, жиров и т. д. В виде водяного газа (в смеси с СО) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), позволяющая сваривать и разрезать тугоплавкие металлы, кварц и пр. Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив.

Соединения водорода (–I). Соединения водорода с менее электроотрицательными элементами, в которых он отрицательно поляризован относятся к гидридам, т.е. в основном его соединения с металлами.

В простых солеобразных гидридах существует анион Н^–. Наиболее полярная связь наблюдается в гидридах активных металлов – щелочных и щелочно-земельных (например, КН, СаН₂). В химическом отно­шении ионные гидриды ведут себя как оснóвные соединения.

LiН + Н₂О = LiОН + Н_2­­↑

К ковалентным относятся гидриды менее электроотрицательных, чем сам водород, неметаллических элементов (например, гидриды состава SiH₄ и ВН₃). По химической природе гидриды неметаллов являются кислотными соединениями.

SiH₄ + 3Н₂О = Н₂SiO₃ + 4Н₂↑

При гидролизе оснóвные гидриды образуют щелочь, а кислотные – кислоту.

Многие переходные металлы образуют гидриды с преимущественно металлическим характером связи нестехиометрического состава. Идеализированный состав металлических гидридов чаще всего отвечает формулам: М⁺¹Н (VН, NbН, ТаН), М⁺²Н₂ (TiН₂, ZrH₂) и М⁺³Н₃ (UН₃, РаН₃).

Соединения водорода (I). Положительная поляризация атомов водорода наблюдается в его многочисленных соединениях с ковалентной связью. При обычных условиях – это газы (НCl, Н₂S, Н₃N), жид­кости (Н₂О, НF, НNO₃), твердые вещества (Н₃РO₄, Н₂SiO₃). Свойства этих соединений сильно зависят от природы электроотрицательного элемента.

Литий

Литий достаточно широко распространен в земной коре. Он входит в состав многих минералов, содержится в каменном угле, почвах, морской воде, а также в живых организмах. Наиболее ценны минералы – сподумен LiAl(SiО₃)₂, амблигонит LiAl(PО₄)F и лепидолит Li₂Al₂(SiО₃)₃(F,OH)₂.

Простое вещество. Li (литий) – серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл самый легкий из металлов. Реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидно-нитридной пленкой (Li₂О, Li₃N). Воспламенятся при умеренном нагревании (выше 200°С); окрашивает пламя газовой горелки в темно-красный цвет. Сильный восстановитель. По сравнению с натрием и собственно щелочными металлами (подгруппа калия) литий является химически менее активным металлом. В обычных условиях бурно реагирует со всеми галогенами. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в СО₂. С металлами литий образует интерметаллические соединения. Кроме того, образует твердые растворы с Na, Al, Zn и с некоторыми другими металлами. Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород, еще легче взаимодействует с кислотами.

2Li + Н₂О = 2LiОН + Н₂↑

2Li + 2НCl = 2LiСl + Н₂↑

3Li + 4НNO₃(разб.) = 2LiNO₃ + NO↑ + 2Н₂O

Литий хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.

Получение и применение.Литий получают при вакуум-термическом восстановлении сподумена или оксида лития в качестве восстановителя применяют кремний или алюминий.

2Li₂О + Si = 4Li + SiО₂

3Li₂О + 2Al = 6Li + A1₂О₃

При электролитическом восстановлении используют расплав эвтектической смеси LiCl-KCl.

Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Так, у сплавов алюминия с содержанием до 1% Li повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение 2% Li в техническую медь значительно увеличивает ее электрическую проводимость и т. д. Важнейшей областью применения лития является атомная энергетика (в качестве теплоносителя в атомных реакторах). Его используют как источник получения трития (³Н).

Соединения лития (I). Бинарные соединения лития – бесцветные кристаллические вещества; являются солями или солеподобными соединениями. По химической природе, растворимости и характеру гидролиза они напоминают производные кальция и магния. Плохо растворимы LiF, Li₂CО₃, Li₃PО₄ и др.

Пероксидные соединения для лития малохарактерны. Однако для него известны пероксид Li₂О₂, персульфид Li₂S₂ и перкарбид Li₂C₂.

Оксид лития Li₂О – оснóвный оксид, получается взаимодействием простых веществ. Активно реагирует с водой, кислотами, кислотными и амфотерными оксидами.

Li₂О + Н₂О = 2LiOH

Li₂О + 2НCl(разб.) = 2LiCl + H₂О

Li₂О + CО₂ = Li₂CО₃

Гидроксид лития LiOH – сильное основание, но по растворимости и силе уступает гидроксидам остальных щелочных металлов, и в отличие от них, при накаливании LiOH разлагается:

2LiOH ↔ Li₂О + Н₂О (800-1000°С, в атмосфере Н₂)

LiOH получают электролизом водных растворов LiCl. Применяется как электролит в аккумуляторах.

При совместной кристаллизации или сплавлении солей лития с однотипными соединениями других щелочных металлов образуются эвтектические смеси (LiNО₃–KNО₃ и др.); реже образуются двойные соединения, например M⁺¹LiSО₄, Na₃Li(SО₄)₂∙6H₂О и твердые растворы.

Расплавы солей лития и их смесей являются неводными растворителями; в них растворяется большинство металлов. Эти растворы имеют интенсивную окраску и являются очень сильными восстановителями. Растворение металлов в расплавленных солях важно для многих электрометаллургических и металлотермических процессов, для рафинирования металлов, проведения различных синтезов.

Натрий

Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Важнейшие минералы натрия: каменная соль или галит NaCl, мирабилит или глауберова соль Na₂SO₄∙10H₂О, криолит Na₃AlF₆, бура Na₂B₄O₇∙10H₂О и др.; входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Соединения натрия содержатся в гидросфере (около 1,5∙10 т), в живых организмах (так, в крови человека ионы Na⁺ составляют 0,32%, в мышечной ткани – до 1,5%).

Простое вещество. Na (натрий) – серебристо-белый, легкий, очень мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Весьма реакционноспособный; на воздухе покрывается оксидной пленкой (тускнеет), воспламеняется при умеренном нагревании. Устойчив в атмосфере аргона и азота (с азотом реагирует только при нагревании). Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой, кислотами, неметаллами. С ртутью образует амальгаму (в отличие от чистого натрия, реакция с водой протекает спокойно). Окрашивает пламя газовой горелки в желтый цвет.

2Na + Н₂О = 2NaOH + Н₂↑

2Na + 2НCl(разб.) = 2NaCl + Н₂↑

2Na + 2NaOH(ж) = 2Na₂О + H₂↑

2Na + H₂ = 2NaH

2Na + Hal₂ = 2NaHal (комн., Hal = F, Cl; 150-200° C, Hal = Br, I)

2Na + NH₃(г) = 2NaNH₂ + H₂

Co многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Так, с оловом дает ряд соединений: NaSn₆, NaSn₄, NaSn₃, NaSn₂, NaSn, Na₂Sn, Na₃Sn и др.; с некоторыми металлами дает твердые растворы.

Натрий хранят в запаянных сосудах или под слоем керосина.

Получение и применение натрия.Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При электролитическом восстановлении NaCl используют эвтектическую смесь, например, NaCl-KCl (температура плавления почти на 300°С ниже, чем температура плавления NaCl).

2NaCl(ж) = 2Na + Cl₂↑ (эл. ток)

Натрий используется в металлотермии, органическом синтезе, ядерных энергетических установках (в качестве теплоносителя), клапанах авиационных двигателей, химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450-650° С.

Соединения натрия (I).Наиболее характерны ионные соединения кристаллического строения, отличающиеся тугоплавкостью, хорошо растворяются в воде. Труднорастворимы некоторые производные со сложными анионами, как гексагидроксостибат (V) Na[Sb(OH)₆]; мало растворим NaHCO₃ (в отличие от карбоната).

При взаимодействии с кислородом натрий (в отличие от лития) образует не оксид, а пероксид: 2Na + O₂ = Na₂O₂

Оксид натрия Na₂O получают восстановлением Na₂O₂ металлическим натрием. Известны также малостойкие озонид NaO₃ и надпероксид натрия NaO₂.

Из соединений натрия важное значение имеют его хлорид, гидроксид, карбонаты и многочисленные другие производные.

Хлорид натрия NaCl является основой для целого ряда важнейших производств, таких, как производство натрия, едкого натра, соды, хлора и др.

Гидроксид натрия (едкий натр, каустическая сода) NaOH – очень сильное основание. Применяется в разнообразных отраслях промышленности, главные из которых – производство мыл, красок, целлюлозы и др. Получают NaOH электролизом водных растворов NaCl и хи­мическими методами. Так, распространен известковый способ – взаимодействие раствора карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашеной известью):

Na₂CO₃ + Са(ОН)₂ = 2NaOH + СаСO₃

Карбонаты натрия Na₂CO₃ (кальцинированная сода), Na₂СО₃∙10Н₂О (кристаллическая сода), NaHCO₃ (питьевая сода) используются в химической, мыловаренной, бумажной, текстильной, пищевой промышленности.

Подгруппа калия (калий, рубидий, цезий, франций)

Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлы. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Комплексообразование с неорганическими лигандами для К⁺, Rb⁺, Cs⁺ нехарактерно.

Наиболее важными минералами калия являются: сильвин КCl, сильвинит NaCl∙KCl, карналлит KCl∙MgCl₂∙6H₂О, каинит KCl∙MgSО₄∙3H₂О. Калий (вместе с натрием) входит в состав живых организмов и всех силикатных пород. Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет (наиболее долгоживущий изотоп Fr с периодом полураспада 22 мин.).

Простые вещества. К (калий)– серебристо-белый, мягкий, низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О₂ воздуха, водой (идет воспламенение выделяющегося Н₂), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом, расплавом гидроксида калия. Практически не реагирует с азотом (в отличие от лития и натрия). Образует интерметаллиды с Na, Tl, Sn, Pb и Bi. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Rb (рубидий) – белый, мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный; сильнейший восстановитель; энергично реагирует с О₂ воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н₂), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. Не реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в фиолетовый цвет.

Cs (цезий) – белый (на срезе светло-желтый), мягкий, весьма низкоплавкий щелочной металл. Чрезвычайно реакционноспособный, сильнейший восстановитель; реагирует с О₂ воздуха, водой (идет воспламенение металла и выделяющегося Н₂), разбавленными кислотами, неметаллами, аммиаком, сероводородом. He реагирует с азотом. Окрашивает пламя газовой горелки в синий цвет.

Fr (франций) – белый, весьма легкоплавкий щелочной металл. Радиоактивен. Самый реакционноспособный из всех металлов, по химическому поведению подобен цезию. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; энергично реагирует с водой и кислотами, выделяя Н₂. Выделены соединения франция FrClО₄ и Fr₂[PtCl₆] методом осаждения с соответствующими малорастворимыми солями Rb и Cs.

Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах, а также под слоем парафинового или вазелинового масла. Калий, кроме того, хорошо сохраняется под слоем керосина или бензина.

Получение и применение. Калий получают электролизом расплава КCl и натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида калия. Рубидий и цезий чаще получают вакуум-термическим восстановлением их хлоридов металлическим кальцием. Все щелочные металлы хорошо очищаются возгонкой в вакууме.

Металлы подгруппы калия при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны, и эта способность делает их ценным материалом для изготовления фотоэлементов.

Соединения калия (I), рубидия (I), цезия (I). Производные калия и его аналогов являются преимущественно солями и солеподобными соединениями. По составу, кристаллическому строению, растворимости и характеру сольволиза их соединения проявляют большое сходство с однотипными соединениями натрия.

В соответствии с усилением химической активности в ряду K–Rb–Cs возрастает тенденция к образованию пероксидных соединений. Так, при сгорании они образуют надпероксиды ЭО₂. Косвенным путем можно получить также пероксиды Э₂О₂ и озониды ЭО₃. Пероксиды, надпероксиды и озониды – сильные окислители, легко разлагаются водой и разбавленными кислотами:

2КО₂ + 2Н₂О = 2КОН + Н₂О₂ + О₂↑

2КО₂ + 2НCl = 2КCl + Н₂О₂ + О₂↑

4КО₃ + 2Н₂О = 4КОН + 5О₂↑

Гидроксиды ЭОН – самые сильные основания (щелочи); при накаливании, подобно NaOH, возгоняются без разложения. При растворении в воде выделяется значительное количество теплоты. Наибольшее значение в технике имеет КОН (едкое кали), получаемый электролизом водного раствора КCl.

В противоположность аналогичным соединениям Li⁺ и Na⁺ их оксохлораты (VII) ЭОCl₄, хлороплатинаты (IV) Э₂РlCl₆, нитритокобальтаты (III) Э₃[Со(NO₂)₆] и некоторые другие труднорастворимы.

Из производных подгруппы наибольшее значение имеют соединения калия. Около 90% солей калия потребляется в качестве удобрении. Его соединения применяются также в производстве стекла, мыла.

Подгруппа меди (медь, серебро, золото)

Для меди наиболее характерны соединения со степенями окисления +1 и +2, для золота +1 и +3, а для серебра +1. Все они обладают ярко выраженной склонностью к комплексообразованию.

Все элементы IB-группы относятся к сравнительно малораспространенным. Наибольшее значение из природных соединений меди имеют минералы: медный колчедан (халькопирит) CuFeS₂, медный блеск Cu₂S, а также куприт Cu₂О, малахит CuСО₃∙Cu(ОН)₂ и др. Серебро входит в состав сульфидных минералов других металлов (Pd, Zn, Cd и др.). Для Cu, Ag и Au довольно обычны также арсенидные, стибидные и сульфидарсенидные минералы. Медь, серебро и особенно золото встречаются в природе в самородном состоянии.

Все растворимые соединения меди, серебра и золота ядовиты.

Простые вещества. Си (медь) – красный, мягкий, ковкий металл. Не изменяется на воздухе в отсутствии влаги и СO₂, при нагревании тускнеет (образование оксидной пленки). Слабый восстановитель (благородный металл); не реагирует с водой. Переводится в раствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии O₂, цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами металлов. Реагирует при нагревании с галогеноводородами.

Cu + H₂SO₄(конц., гор.) = CuSО₄ + SO₂↑ + H₂O

Cu + 4НNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

ЗCu + 8НNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂O

2Cu + 4НCl(разб.) + O₂ = 2CuCl₂ + 2Н₂O

Cu + Cl₂(влаж., комн.) = CuCl₂

2Cu + O₂(нагр.) = 2CuО

Cu + 4KCN(конц.) + Н₂O = 2K[Cu(CN)₂] + 2KOH + H₂↑

4Cu + 2O₂ + 8NH₃ + 2Н₂O = 4[Cu(NH₃)₂]OH

2Cu + СO₂ + O₂ + Н₂O = Cu₂СO₃(ОН)₂↓

Ag (серебро) – белый, тяжелый, пластичный металл. Малоактивный (благородный металл); не реагирует с кислородом, водой, разбавленными хлороводородной и серной кислотами. Слабый восстановитель; реагирует с кислотами-окислителями. Чернеет в присутствии влажного H₂S.

Ag + 2H₂SO₄(конц., гор.) = Ag₂SO₄↓ + SO₂↑ + Н₂O

3Ag + 4HNO₃(paзб.) = 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O

4Ag + H₂S + О₂(воздух) = 2Ag₂S + 2H₂O

2Ag + Наl₂(нагр.) = 2AgHal

4Ag + 8KCN + 2H₂O + O₂ = 4K[Ag(CN)₂] + 4KOH

Аи (золото) – желтый, ковкий, тяжелый, высокоплавкий металл. Устойчив в сухом и влажном воздухе. Благородный металл; не реагирует с водой, кислотами-неокислителями, концентрированной серной и азотной кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом, азотом, углеродом, серой. В растворе простых катионов не образует. Переводится в раствор «царской водкой», смесями галогенов и галогеноводородных кислот, кислородом в присутствии цианидов щелочных металлов. Окисляется нитратом натрия при сплавлении, дифторидом криптона.

Au + HNO₃(конц.) + 4НCl(конц.) = Н[AuCl₄] + NO↑ + 2Н₂O

2Au + 6H₂SeO₄(конц., гор.) = Au₂(SeO₄)₃ + 3SeO₂ + 6Н₂O

2Au + 3Cl₂(до 150°C) = 2AuCl₃

2Au + Cl₂(150-250°С) = 2AuCl

Au + 3Наl + 2ННаl(конц.) = Н[AuНаl₄] + NO↑ + 2Н₂О (Hal = Cl, Br, I)

4Au + 8NaCN + 2Н₂О + О₂ = 4Na[Au(CN)₂] + 4KOH

Au + NaN0₃ = NaAuО₂ + NO↑

Получение и применение.Медь получают пирометаллургическим восстановлением окисленных сульфидных концентратов. Выделяющийся при обжиге сульфидов диоксид серы SO₂ идет на производство серной кислоты, а шлак используется для производства шлакобетона, каменного литья, шлаковаты и пр. Восстановленную черновую медь очищают электрохимическим рафинированием. Из анодного шлама извлекают благородные металл, селен, теллур и др. Серебро получают при переработке полиметаллических (серебряно-свинцово-цинковых) сульфидных руд. После окислительного обжига, цинк отгоняют, медь окисляют, а черновое серебро подвергают электрохимическому рафинированию. При цианидном способе добычи золота сначала золотоносную породу отмывают водой, затем обрабатывают раствором NaCN на воздухе; при этом золото образует комплекс Na[Au(CN)₂], из которого его осаждают цинком:

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

Этим способом можно выделять и серебро из бедных руд. При ртутном способе золотоносную породу обрабатывают ртутью с целью получения амальгамы золота, затем ртуть отгоняется.

Си, Ag и Au друг с другом и со многими другими металлами образуют сплавы. Из сплавов меди наибольшее значение имеют бронзы (90% Cu, 10% Sn), томпак (90% Cu, 10% Zn), мельхиор (68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe), нейзильбер (65% Cu, 20% Zn, 15% Ni), латунь (60% Cu, 40% Zn), а также монетные сплавы.

Ввиду высокой тепло- и электропроводимости, ковкости, хороших литейных качеств, большого сопротивления на разрыв и химической стойкости медь широко используется в промышленности, электротехнике, машиностроении. Из меди изготавливают электрические провода и кабели, различную промышленную аппаратуру (котлы, перегонные кубы и т.п.)

Серебро и золото вследствие мягкости обычно сплавляют с другими металлами, чаще с медью. Сплавы серебра служат для изготовления ювелирных и бытовых изделий, монет, радиодеталей, серебряно-цинковых аккумуляторов, в медицине. Сплавы золота применяются для электрических контактов, для зубопротезирования, в ювелирном деле.

Соединения меди (I), серебра (I) и золота (I).Степень окисления +1 наиболее характерна для серебра; у меди и, в особенности, у золота эта степень окисления проявляется реже.

Бинарные соединения Cu (I), Ag (I) и Au (I) – твердые кристаллические солеподобные вещества, в большинстве нерастворимые в воде. Производные Ag (I) образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ, а Cu (I) и Au (I) – при восстановлении соответствующих соединений Cu (II) и Au (III).

Для Cu (I) и Ag (I) устойчивы амминокомплексы типа [Э(NH₃)₂]⁺, и поэтому большинство соединений Cu (I) и Ag (I) довольно легко растворяется в присутствии аммиака, так:

CuCl + 2NH₃ = [Cu(NH₃)₂]Cl

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Ag(NH₃)₂](OH)

Гидроксиды типа [Э(NH₃)₂](OH) значительно устойчивее, чем ЭОН, и по силе приближаются к щелочам. Гидроксиды ЭОН неустойчивы, и при попытке их получения по обменным реакциям выделяются оксиды CuО (красный), Ag₂O (темно-коричневый), так:

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O + 2NaNO₃ + Н₂O

Оксиды Э₂O проявляют кислотные свойства при взаимодействии с соответствующими основными соединениями образуются купраты (I), аргентаты (I) и аураты (I).

Cu₂O + 2NаОН(конц.) + Н₂O = 2Na[Cu(OH)₂]

Нерастворимые в воде и кислотах галогениды ЭНаl довольно значительно растворяются в растворах галогеноводородных кислот или основных галогенидов:

CuCl + HC1 = H[CuCl₂] AgI + KI = K[AgI₂]

Аналогично ведут себя нерастворимые в воде цианиды ЭCN, сульфиды Э₂S и пр.

Большинство соединений Cu (I) и Au (I) легко окисляется (даже кислородом воздуха), переходя в устойчивые производные Cu (II) и Au (III).

4CuCl + O₂ + 4НCl = 4CuCl₂ + 2Н₂О

Для соединений. Cu (I) и Au (I) характерно диспропорционирование:

2CuC1 = СuCl₂ + Cu

3AuCl + КCl = K[AuCl₄] + 2Au

Большинство соединений Э (I) при небольшом нагревании и при действии света легко распадаются, поэтому их обычно хранят в банках из темного стекла. Светочувствительность галогенидов серебра используется для приготовления светочувствительных эмульсий. Оксид меди (I) применяют для окрашивания стекла, эмалей, а также в полупроводниковой технике.

Соединения меди (II).Степень окисления +2 характерна только для меди. При растворении солей Cu (II) в воде или при взаимодействии CuО (черного цвета) и Cu(ОН)₂ (голубого цвета) с кислотами образуются голубые аквакомплексы [Cu(H₂O)₂]²⁺. Такую же окраску имеет большинство кристаллогидратов, например, Cu(NO₃)₂∙6H₂O; встречаются также кристаллогидраты Cu (II), имеющие зеленую и темно-коричневую окраску.

При действии аммиака на растворы солей меди (II) образуются аммиакаты:

Cu(OH)₂↓ + 4NH₃ + 2H₂ = [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂](OH)₂

Для меди (II) характерны также анионные комплексы – купраты (II). Так, Сu(ОН)₂ при нагревании в концентрированных растворах щелочей частично растворяется, образуя синие гидроксокупраты (II) типа M₂⁺¹[Cu(OH)₄]. В водных растворах гидроксокупраты (II) легко разлагаются.

В избытке основных галогенидов CuHal₂ образуют галогенокупраты (II) типа M⁺¹[CuHal₃] и М₂⁺¹[СuНаl₄]. Известны также анионные комплексы Cu (II) с цианид-, карбонат-, сульфат- и другими анионами.

Из соединений меди (II) технически наиболее важен кристаллогидрат CuSO₄∙5H₂O (медный купорос) применяется для получения красок, для борьбы с вредителями и болезнями растений, служит исходными продуктом для получения меди и ее соединений и т. д.

Соединения меди (III), серебра (III), золота (III). Степень окисления +3 наиболее характерна для золота. Соединения меди (III) и серебра (III) неустойчивы и являются сильными окислителями.

Исходным продуктом для получения многих соединений золота является АuCl₃, который получают взаимодействием порошка Аu с избытком Cl₂ при 200°С.

Галогениды, оксид и гидроксид Au (III) – амфотерные соединения с преобладанием кислотных свойств.

NaOH + Au(OH)₃ = Na[Au(OH)₄]

Au(OH)₃ + 4HN0₃ = H[Au(NO₃)₄] + 3H₂O

AuHal₃ + M⁺¹Hal = M[Au(Hal)₄]

Нитрато- и цианоаураты (III) водорода выделены в свободном состоянии. В присутствии солей щелочных металлов образуются аураты, например: М⁺¹[Au(NO₃)₄], M⁺¹[Au(CN)₄] и др.

Соединения золота (V) и(VII). Взаимодействием золота и фторида криптона (II) получен пентафторид золота AuF₅:

2Au + 5KrF₂ = 2AuF₅ + 5Кr

Пентафторид AuF₅ проявляет кислотные свойства, с оснóвными фторидами образует фтороаураты (V).

NaF + AuF₅ = Na[AuF₆]

Соединения Au (V) – очень сильные окислители. Так, AuF₅ окисляет даже XeF₂:

AuF₅ + XeF₂ = XeF₄ + AuF₃

Известны также соединения типа XeFAuF₆, XeF₅AuF₆ и некоторые другие.

Известен крайне неустойчивый фторид AuF₇.