KIM LOAI IB

Bài 4. KIM LOẠI NHÓM IB (Cu- Ag-Au)

I. GIỚI THIỆU

1. 1. Đặc trưng nguyên tử

Nhóm IB bao gồm các nguyên tố: đồng (Cu), bạc (Ag) và vàng (Au). Dứơi đây là một số đặc

điểm của nguyên tố:

Nguyên tố

(E)

Số thứ tự

nguyên tử

Cấu hình

electron

nguyên tử

Năng lượng ion hóa

(eV)

Bán kính

nguyên tử

(A0)I1 I2 I3

Cu 29 3d104s1 7,72 20,29 36,90 1,28

Ag 47 4d105s1 7,57 21,50 34,82 1,44

Au 79 5d106s1 9,22 20,50 30,50 1,44

Cả ba nguyên tố phân nhóm đồng đều có 1 electron ở lớp ngoài cùng ns1 (giống

các kim loại kiềm), ở lớp thứ 2 kể từ ngoài vào có 18 electron, tương ứng cấu hình: (n-

1)s2 (n-1)p6 (n-1)d10ns1.

Lớp 18 electron chưa hoàn toàn bền và ở cách xa nhân do sự xâm nhập của

electron ns, nên có khả năng cho đi một số những electron đó. Vì thế các nguyên tố

này thể hiện không những số oxy hóa dương +1, mà còn có các trạng thái +2, +3.

Cu đặc trưng nhất là trạng thái +2, Ag là +1, Au là +3. trạng thái oxy hoá +1 của

Ag rất bền là do cấu hình 4d10 của Ag tương đối bền (cấu hình này đã có ở Pd đứng

trước Ag).

Các nguyên tử Cu, Ag, Au có electron ngoài cùng nằm gần nhân hơn so với các nguyên tử kim

loại kiềm tương ứng trong cùng chu kỳ:

X Rk () X Rk ()

Cu 1,28 K 2,36

Ag 1,44 Rb 2,53

Au 1,44 Cs 2,74

Vì thế electron ở lớp ngoài cùng của chúng khó mất hơn so với kim loại kiềm.

Do khó mất electron nên chúng khó bị oxy hóa (nhưng ngược lại, các ion của chúng lại

rất dễ bị khử) và chúng là những kim loại kém hoạt động. Chúng không phân hủy

nước, các hydroxyt của chúng là các bazơ tương đối yếu.

Tính kim loại giảm dần từ Cu đến Au, khả năng tạo phức tăng dần.

1.2. Đơn chất

1.2.1. Tính chất vật lý

Cu, Ag, Au là những kim loại. Ở trạng thái tự do Cu có màu đỏ, Ag màu trắng và

Au màu vàng.

Các hằng số hoá lý:

Nguyên tố Cu Ag Au

I1 (eV) 7,72 7,57 9,22

d (g/cm3) 8,96 10,5 19,3

tnc (oC) 1083 961 1063

ts (oC) 2543 2167 2880

Độ dẫn nhiệt và độ dẫn điện của Cu, Ag, Au vượt xa các kim loại khác. Chúng dễ

kéo dài và dễ dát mỏng, đặc biệt là Au (lg vàng kéo được sợi dài 3km, lá vàng có thể

dát mỏng đến 0,0001 mm).

Cu, Ag, Au dễ tạo nên các hợp kim với nhau và với các kim loại khác, đặc biệt là

Cu. Các hợp kim quan trọng là bronzơ (90% Cu, 40% Sn), đồng đen (90%Cu, 10%

Zn), đồng thau (60% Cu, 40% Zn), manganin (85% Cu, 2% Mn, 3% Ni), mayso (80%

Cu, 20% Ni)…

1.2.2. Tính chất hoá học

Cu, Ag, Au đều kém hoạt động hóa học và độ hoạt động giảm dần từ Cu đến Au.

Trong không khí Ag, Au không bị biến đổi. Trong không khí khô, Cu kết hợp

trực tiếp với O2 tạo nên một lớp mỏng oxyt trên bề mặt, còn trong không khí ẩm có

chứa CO2 thì trên bề mặt Cu tạo thành một lớp muối cacbonat bazơ màu xanh

Cu(OH)2CuCO3. 2Cu + O2 = 2CuO

Cu + CO2 + H2O Cu(OH)2CuCO3

Khi đốt nóng với oxy, Cu tạo thành CuO và Cu2O, còn Ag, Au tuy không kết hợp

với oxy, nhưng ở nhiệt độ cao chúng có thể hấp thụ một lượng khá lớn oxy.

Với halogen, Cu kết hợp dễ dàng, Ag kết hợp chậm ở nhiệt độ thường, Au chỉ

phản ứng với halogen khô khi đun nóng:

M + X MCl2 (AgCl, AuCl3)

Với lưu huỳnh, Cu và Ag kết hợp trực tiếp, còn với H2, N2, C, cả ba nguyên tố

không tác dụng: Cu + S = CuS

Riêng Ag bị đen lại trong không khí có chứa H2S do sự tạo thành Ag2S màu đen:

2Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O

Trong dãy điện thế cả ba nguyên tố đều đứng sau hydro (Cu đứng sát H2, Au

đứng xa hơn), nên trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng, chúng chỉ tan khi có mặt chất

oxy hóa. Ví dụ: khi có không khí Cu bị hòa tan theo phản ứng:

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

Trong các axit có tính oxy hóa (HNO3, H2SO4 đặc nóng), Ag, Cu tan dễ dàng. Au

chỉ tan trong dung dịch HCl đặc bão hòa Clo hoặc trong dung dịch cường thủy do tác

dụng của Clo nguyên tử:

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

Au + 3Cl + HCl = H[AuCl4]

1.3. Các hợp chất ở số oxy hoá (+1)

Trạng thái oxy hóa +1 đặc trưng đối với Ag, ít bền đối với Cu, Au. Trong các

tương tác ion X+ có thể đóng vai trò là chất nhận (kiểu ) hoặc chất cho cặp electron

(kiểu ), trong đó khả năng tương tác cho () tăng dần từ Cu+ đến Au+.

Các oxyt X2O đều là chất rắn: Cu2O màu đỏ, Ag2O màu nâu sẫm, Au2O màu tím

xám. Chúng ít tan trong nước nên phải điều chế các hydroxit XOH bằng cách cho

muối X+ tác dụng với dung dịch NaOH. Các XOH khi vừa điều chế thường mất nước

để biến thành X2O, ví dụ:

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

Cu2O được điều chế bằng cách nấu nóng Cu(OH)2 hoặc một hỗn hợp dung dịch

muối Cu2+ trong kiềm với một chất khử không quá mạnh như andehyt focmic, glucozơ,

thuốc felinh…

Các XOH nói trên không bền, bị phân hủy ngay khi tạo thành (là do tác động

phân cực mạnh của các ion X+). X2O thể hiện tính bazơ trung bình, ví dụ: Ag2O làm

giấy qùy hóa xanh rõ rệt (chứng tỏ có ion OH- khi Ag2O kết hợp với nước.

Tuy nhiên các oxyt X2O tan được một ít trong dung dịch kiềm đặc:

Cu2O + 2NaOH = 2Na[Cu(OH)2]

Các muối của Ag (+I), Cu (+I) không tan trong nước, ở trạng thái ẩm, chúng

không bền nên bị phân hủy:

3AuCl (r) = AuCl3 + 2Au (r)

Các muối Cu+ và Au+ dễ bị oxy hóa (ngay cả bằng oxy không khí) chuyển thành

các muối Cu2+ và Au3+, ví dụ:

4CuCl (r) + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O

Quan trọng là các muối Ag+: AgNO3 là muối tan của bạc, các muối halogenua

AgCl, AgI, AgBr không tan trong nước, được dùng trong nhiếp ảnh.

Các muối Ag+ hoặc nhanh hoặc chậm đều bị phân hủy khi có ánh sáng tác dụng,

giải phóng Ag kim loại. Bởi vậy phải cất giữ chúng cũng như các dung dịch của chúng

trong các bình thủy tinh màu sẫm và để trong chỗ tối.


Trạng thái oxy hóa +2 chỉ đặc trưng đối với Cu. Các hợp chất Cu (+2) bền hơn

Cu (+1).

Các hợp chất Cu (+2) thường gặp: CuO, Cu(OH)2, các muối khác nhau.

1.4.1. CuO :

Là chất bột màu đen, thu được khi đốt nóng Cu trong không khí hay nhiệt phân

hydroxyt hoặc muối tương ứng.

2Cu + O2 = 2CuO

Cu(OH)2 CuO + H2O

CuO không tan trong nướcKhi đun nóng đến 800oC nó phân hủy cho Cu2O VO2.

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

4CuO = 2Cu2O + O2

Trong khí quyển hydro, ngay ở 250oC, CuO bị khử dễ dàng:

CuO + H2 = Cu + H2O

1.4.2. Hydroxyt Cu(OH)2

đều chế bằng cách cho dung dịch kiềm tác dụng với muối Cu2+. nó là chất kết tủa

màu lam (ở pH = 5,5), không tan trong nước.

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl

Cu(OH)2 là hydroxyt luỡng tính, cả 2 tính đều yếu nhưng tính axit yếu hơn tính

bazơ. Khi tan trong axit Cu(OH)2 tạo nên muối Cu2+:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4] + 2H2O

Cu(OH)2 cũng tan trong dung dịch amoniac tạo dung dịch màu xanh đậm của

phức [Cu(NH3)4](OH)2:

Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O


Trạng thái oxy hóa +3 đặc trưng nhất đối với Au có phối trí 4. Các hợp chất đơn

giản của Au (+3) thường gặp là Au2O3,Au(OH)3, AuHal3.

1.5.1. Au2O3

Được điều chế bằng cách đun nóng nhẹ (100oC) hydroxyt Au(OH)3:

Nó là chất rắn màu nâu đen, không tan trong nước, bi phân hủy thành Au và O2 ở

160oC.

Au2O3 Au + O2

Au(OH)3 là kết tủa màu hung đỏ, tạo thành khi cho kiềm tác dụng lên dung dịch

AuCl3 đặc.

AuCl3đ + NaOH = Au(OH)3 + NaCl

Au(OH)3 cũng như Au2O3 có tính lưỡng tính, nhưng chức axit mạnh hơn chức

bazơ KOH + Au(OH)3 = K[Au(OH)4]

1.5.2. Các muối Au3+

được điều chế bằng cách hịa tan Au(OH)3 trong các axit mạnh. Chúng dễ có

khuynh hướng tạo phức,

HCl + AuCl3 = H[AuCl4]

Hay: Au(OH)3 + 4HNO3 = H[Au(NO3)4] + 3H2O

Tất cả các muối của Au (+3) đều dễ bị nhiệt phân hủy, cho vàng kim loại

1.6. Trạng thái tự nhiên và điều chế

Đồng thường gặp trong thiên nhiên dưới dạng khoáng chất sunfua l cancopirit

(CuFeS2), canzin (Cu2S), đôi khi dưới dạng hợp chất với O2 như quặng cuprit (Cu2O) v

malasit (3Cu(OH)2.CuCO3). Ở nước ta quặng đồng có ở vùng Lạng Sơn.

Khoáng chất sunfua của Ag là argetit (Ag2S), nó thường lẫn với các quặng sunfua

của Pb, Cu, Zn. Khống chất của vàng l calaverit (AuTe2). Vàng hay gặp dưới dạng tự

do, có lẫn trong nham thạch hoặc trong cát.

Điều chế:

Đồng thường được diều chế bằng phương pháp hỏa luyện:

Nếu là quặng oxyt: CuO + C = Cu + CO

Nếu quăng sunfua, ví dụ từ cancopirit:

2FeS + 3O2 = 2FeO + 2SO2

2FeO + 2SiO2 = 2FeSiO3 (tách ra ở dạng xỉ)

2Cu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2

2Cu2O + 3Cu2S = 6Cu + SO2

Ag thường thu được trong quá trình luyện quặng đồng và chì có lẫn bạc,

Au tự sinh có trong đất cát thường được tách riêng bằng phương pháp đi bằng

nước. Phương pháp tốt nhất để tách vàng là phương pháp xyanua:

2Au + 4NaCN + H2O + ½ O2 = 2Na[Au(CN)2] + 2NaOH

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

Cuối cùng chế hoá vàng tạp bằng H2SO4 loãng (để hòa tan Zn), hoặc bằng hỏa

luyện sẽ thu được Au.

II. THỰC HÀNH

II.1. Thí nghiệm 1: Điều chế CuSO4.5H2O

II.1.1. Dụng cụ và hóa chất

Dụng cụ:

Beaker (1)

Muỗng thủy tinh(1)

Phễu lọc và giấy lọc

Bình nón

Bếp từ.

Hóa chất:

Bột CuO

Dung dịch H2SO4 2M

II.1.2. Tiến hành

Cân 2g CuO bột cho vào beaker nhỏ, khối lượng cân m = 2.0078g.

Từ khối lượng CuO đã cân, dựa vào phương trình phản ứng tính ra lượng H2SO4

cần dùng, từ số mol của CuO.

Số mol của CuO n = m/M = 2.0078/ 80 = 0.02590 mol

Phương trình phản ứng:

CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O

Số mol của H2SO4 cần dùng là n = 0.02590 + 0.02590*(20/100) =

0.031096

Thể tích dung dịch H2SO4 cần dùng là

V = n/CM = 0.031096/2 = 0.015548 l = 15.5 ml

Dùng lượng dư H2SO4 để đảm bảo bột CuO phản ứng hoàn toàn.

Dùng pipet thủy tinh hút 15.5ml H2SO4 cho vào beaker đựng CuO, đặt lên bếp điện

đun nhẹ, vừa đun vừa khuấy đều cho đến khi tan hết bột CuO, nếu còn một ít đồng

đỏ thì đem lọc, lấy dung dịch qua lọc. Cô cạn dung dịch qua lọc cho đế khi xuất

hiện một vài tinh thể (khi cô không được khuấy vì nếu khuấy sẽ ảnh hưởng quá

trình bão hòa của dung dịch, như thế sẽ ảnh hưởng đến sự kết tinh của dung dịch).

Đem dung dịch đã cô xuống để cho kết tinh tự nhiên ở nhiệt độ phòng. Lọc hút tinh

thể bằng phễu lọc chân không (không được tráng beaker bằng nước vì CuSO4 và

hợp chất ion có thể tan trong nước, nếu ta tráng beaker bằng nước sẽ làm tan mất

một phần tinh thể).

II.1.3. Kết quả

Sản phẩm sau khi kết tinh là tinh thể CuSO4. 5H2O.

II.2. Thí nghiệm 2: Tính chất của Cu(OH)2


Dụng cụ:

- 3 ống nghiệm

- Pipet hút.

- Bếp điện.

Hóa chất:

- Dung dịch CuSO4 0.5M

- Dung dịch NaOH 2M

II.2.2. Tiến hành thí nghiệm

Dùng viết marker đánh dấu 3 ống nghiệm và cho vào cả 3 ống mỗi ống

0.5ml dung dịch CuSO4 0.5M, quan sát thấy cả ba ống lúc đầu đều có màu

xanh nước biển của CuSO4, tiếp đó lần lượt cho vào 3 ống mỗi ống vài giọt

NaOH, dung dịch xuất hiện kết tủa dạng keo màu xanh nhạt(pale blue).

- Ống 1: đem đun trên ngọn lửa đèn cồn cho đến khi sôi.

- Ống 2: Thêm HCl đặc cẩn thận vừa đun vừa lắc đều.

- Ống 3: thêm dung dịch NaOH 40%. Đun nhẹ. Nhưng do không có

NaOH nên không thực hiện thí nghiệm này.

II.2.3. Kết quả và nhận xét

Khi cho NaOH vào dung dịch CuSO4, phản ứng xày ra tạo kết tủa:

CuSO4 + NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4

(Xanh nhạt)

Hình 1. Màu của Cu(OH)2

Ống 1: khi đun trên ngọn lửa đèn cồn, dung dịch từ kết tủa dạng keo chuyển

sang kết tủa màu đen do Cu(OH)2 chuyển hóa thành CuO, dung dịch trong

suốt.


to

Cu(OH)2 CuO + H2O

Ống 2: khi thêm HCl đặc vào, kết tủa màu xanh dạng keo tan ra và dung dịch có màu xanh ngọc(xanh lá nhạt) là do CuCl2 được tạo thành.


Cu(OH)2 + HCl CuCl2 + H2O

Hình 2. Màu của CuCl2

Đồng là một hydroxit lưỡng tính, nhưng tính axit yếu hơn tính bazo, do điều kiện

phòng thí nghiệm không đủ hóa chất nên ta không thấy được tính axit của nó khi tác

dụng với bazo NaOH 40%.

II.3. Thí nghiệm 5


Dụng cụ:

- 2 ống nghiệm

- Pipet hút

Hóa chất:


- Dung dịch AgNO3 0.1M

- Dung dịch KI 1M

II.3.2. Tiến hành

Dùng viết marker đánh dấu hai ống nghiệm.

- Ống 1: cho khoảng 5ml dung dịch CuSO4 0.5M vào.

- Ống 2: cho vài giọt AgNO3 0.1M

Cho vào cả hai ống từng giọt dung dịch KI 1M

Quan sát màu của dung dịch rồi sau đó đem đun nóng trên ngọn lửa đèn cồn


- Ống 1: khi ta cho từng giọt KI vào CuSO4, xuất hiện kết tủa màu nâu,

khi đun có khí màu tím thoát ra.


CuSO4 + KI CuI2 + K2SO4

Theo lý thuyết thì CuI là chất rắn có màu trắng nhưng khi thực nghiệm thì lại

quan sát được kết tủa màu nâu. Có lẽ là do lượng tạp chất trong đó, vì màu sắc của CuI

cũng phụ thuộc vào độ tinh khiết của nó.

Hình 3. Màu của CuI

Khi đun nóng CuI2 lập tức chuyển sang CuI và giải phóng khí I2, vậy khí thoát ra

chính là khí iôt.

CuI2 CuI + I2

Ống 2: cho vài giọt KI vài AgNO3, quan sát hiện tượng ta thấy xuất hiện kết

tủa màu vàng của AgI.


KI + AgNO3 KNO3 + AgI

Hình 4. AgI

Kết tủa này khi đun không thấy hiện tượng xảy ra do AgI là một chất rắn rất

bền, rất khó tan trong nước (3*10-7 g/ 100ml nước ở 20oC).



Dụng cụ

- 2 ống nghiệm

- Pipet hút

Hóa chất



- Dung dịch NaOH 2M

- Axit HNO3

- Dung dịch NH4OH


Đánh dấu hai ống nghiệm bằng viết marker.

- Ống 1: cho vào 5 giọt CuSO4 0.5M

- Ống 2: cho vào 5 giọt AgNO3 0.1M

Cho vào mỗi ống từng giọt NaOH 2M, sau đó ghi nhận màu kết tủa.

Sau đó lấy kết tủa ở hai ống mỗi ống chia đôi kết tủa ra

- Thử kết tủa với axit HNO3.

- Tiếp tục thử tác dụng của kết tủa với NH4OH 2M.


Quan sát hiện tượng ta thấy:

- Ống 1: xuất hiện kết tủa màu xanh nhạt của Cu(OH)2


CuSO4 + NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4

Phần kết tủa này dược chia ra làm hai cho tác dụng với HNO3 thì tạo ra

muối Cu(NO3)2 và đồng thời quan sát thấy khói bốc lên, lý do là vì axit HNO3 là một

axit mạnh và có tính oxi hóa cao, khi được cho vào dung dịch có nước thì nó xuất hiện

khói tương tự như axit HCl đậm đặc.


Cu(OH)2 + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O

Phần còn lại cho tác dụng với NH4OH 2M thì kết tủa tan ra dung dịch từ

màu xanh lơ chuyển sang xanh đậm. Lý do là có sự hình thành của phức [Cu(NH3)4]2+,

có màu xanh đậm.

Cu(OH)2 + 4NH4OH [Cu(NH3)4](OH)2 +4H2O

- Ống 2: xuất hiện kết tủa màu nâu sẫm do sự hình thành cùa Ag2O

2AgNO3 + 2 NaOH Ag2O + H2O + 2NaNO3

(Nâu sẫm)

Phản ứng đầu tiên sinh ra AgOH trước nhưng nó không bền lập tức bị phân hủy

ngay tạo thành Ag2O kết tủa màu xám và H2O. Đây cũng là phản ứng điều chế Ag2O.

Lý do mà các oxit kim loại nhóm IB không bền là do tác động phân cực mạnh

của các ion Ag+, nó còn thể hiện tính bazo trung bình, Ag2O làm quỳ ẩm hóa xanh

chứng tỏ có ion OH- khi Ag2O kết hợp với nước.

Lấy kết tủa chia ra làm hai, phần thứ nhất cho HNO3 vào, phần thứ hai cho

NH4OH đậm đặc vào, quan sát được:

Cà hai phần đều tan ra và dung dịch trong suốt.

Nhận xét: các oxit của kim loại nhóm IB đều có khả năng tan trong dung dịch

axit và bazo.



Dụng cụ:

- Ống nghiệm

- Pipet

Hóa chất:


- Dung dịch KCl 1M

- Dung dịch KI 0.1M

- Dung dịch NH4OH 2M


Dùng viết marker đánh dấu hai ống nghiệm. Cả hai ống nghiệm đều được

nhỏ vào 5 giọt AgNO3.

- Ống 1: cho 10 giọt dung dịch KCl 1M.

- Ống 2: cho 10 giọt KI

Quan sát hiện tượng.

Sau đó thêm từng giọt dung dịch NH4OH 2M đến dư.

II.5.3. Kết quả

Đối với cả hai ống nghiệm khi cho KCl và KI vào thì thấy xuất hiện kết tủa

màu trắng của AgCl, màu vàng nhạt của AgI.

Phương trình phản ứng

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

(Trắng)

AgNO3 + KI AgI + KNO3

(vàng nhạt)

Sau khi thêm dung dịch NH4OH vào thì kết tủa trắng của AgCl tan ra, còn

kết tủa vàng nhạt của AgI thì lại không tan.

Nhận xét:

Khi đi từ AgCl đến AgI, độ tan của kết tủa giảm dần.

II.6. Thí nghiệm 8: Phản ứng tráng gương


Dụng cụ:

Ống nghiệm

Đèn cồn

Đồ kẹp ống nghiệm

Pipet

Hóa chất:

Dung dịch AgNO3 0.1M

Dung dịch NH4OH 10%

Dung dịch formadehyde 40%


Nhỏ vào ống nghiệm 5 giọt AgNO3 0.1M rồi lại nhỏ thêm 5 giọt dung dịch

NH4OH 10%, quan sát thấy xuất hiện kết tủa màu nâu sẫm của Ag2O


2AgNO3 + 2 NaOH Ag2O + H2O + 2NaNO3

Sau đó ta cho vào ống nghiệm 5 giọt formandehyde 40% , đun trên ngọn lửa

đèn cồn.

Chú ý: dùng kẹp kẹp ống nghiệm và hơ trên ngọn lửa cho đều tay, tránh để

đáy ống nghiệm một chỗ trên ngọn lửa vì như vậy sẽ làm bể ống nghiệm.

Khi nhiệt độ lên khoàng 50oC, ta thấy có hiện tượng bạc bám lên thành ống

nghiệm, ánh bạc rất sáng.


Ag2O + HCHO NH3 HCOOH + 2 Ag

II.6.3. Nhận xét

Ngoài những tính chất vừa khảo sát ở trên, Ag+ còn có một tính chất đặc

biệt nữa, đó chính là tính oxi hóa. Phản ứng trên được gọi là phản ứng tráng

gương vì khi kim loại bạc vừa sinh ra bám lên thành chất nền tạo nên bề mặt

sáng ánh kim trông như một tấm gương.

Documents

KIM LOAI IB