Сайт учителя биологии и географии Лотоцкой Е. Г.

СЕРЕБРО (Argentum) Ag хим. элемент I гр. периодической системы, ат. н. 47, ат. м. 107,8682; относится к благородным металлам. Природное С. состоит из двух стабильных изотопов: ¹⁰⁷Ag (51,35%) и ¹⁰⁹Ag (48,65%). Поперечное сечение захвата тепловых нейтронов для прир. смеси изотопов 6,2∙10−27 м².
Конфигурация внеш. электронных оболочек атома 4s²4p⁶4d¹⁰5s¹; степени окисления + 1 (наиб. устойчива), +2 и +3; энергии ионизации при переходе Ag⁰ : Ag⁺ : Ag²⁺ 7,57632, 21,487 эВ; сродство к электрону 1,301 эВ; электроотрицательность по Полингу 1,93; атомный радиус 0,145 нм, ионные радиусы (в скобках даны координац. числа), нм: Ag+ 0,100 (4) и 0,115 (6), Ag²⁺ 0,079 (4) и 0,094 (6).
С. — самый распространенный из благородных металлов, его содержание в земной коре оценивают в 7∙10−6 % по массе, в морской воде — 1,5∙10−8–2,9∙10−7%, пресной — 2,7∙10−8%. Известно более 60 серебросодержащих минералов, делящихся на 6 групп: самородное С. и сплавы его с Cu и Au; простые сульфиды С. — акантит и аргентит Ag₂S; теллуриды и селениды С. — гессит Ag₂Te, науманит Ag₂Se, эвкайрит AgCuSe и др.; антимониды и арсениды С. — дискра-зит Ag₃Sb и др.; галогениды и сульфаты С. — кераргирит AgCl, аргентоярозит AgFe₃(SO₄)₂(OH)₆ и др.; сложные сульфиды, или тиосоли, типа nAg₂S∙mM₂S₃, где М = As, Sb, Bi, напр. пираргирит Ag₃SbS₃, прустит Ag₃AsS₃, полибазит (Ag, Cu)16Sb₂S₁₁ и т. п.
Все минер. месторождения делятся на собственно серебряные руды, в которых содержание С. превышает 50%, и комплексные полиметаллич. руды цветных и тяжелых металлов с содержанием С. не выше 10–15%. Комплексные месторождения обеспечивают примерно 80% добычи С. Осн. месторождения таких руд сосредоточены в Мексике, Канаде, Австралии, Перу, США, Боливии и Японии. На долю указанных стран приходится 70–80% добычи первичного С. Общие запасы С. в развитых и развивающихся странах 505 тыс. т (1986), в т. ч. подтвержденные 360 тыс. т.
Свойства. С. — белый блестящий металл, в тонких пленках и проходящем свете-голубого цвета. Кристаллизуется в гранецентрир. кубич. решетке, а = 0,4086 нм, z = 4.
Из благородных металлов С. — наиб. реакционноспособно. Тем не менее С. химически мало активно и легко вытесняется из своих соед. более активными металлами. Углем, H₂ и др. восстановителями ионы С. восстанавливаются до Ag⁰. Стандартный электродный потенциал Ag⁺/Ag⁰ 0,799 В. При комнатной температуре С. не взаимод. с O₂ воздуха, но при нагр. до 170 °C покрывается пленкой оксида Ag₂O. Озон в присутствии влаги окисляет С. до высших оксидов-Ag₂O₂ и Ag₂O₃. При взаимодействии нагретого С. с S или H₂S в присутствии O₂ образуется серебра сульфид Ag₂S. Халькогены, фосфор, мышьяк и углерод реагируют с нагретым С. с образованием соответствующих бинарных соединений. С. легко раств. в разб. и конц. HNO3 с образованием серебра нитрата AgNO3. При нагр. Ag раств. и в конц. H2SO4, давая сульфат Ag2SO4. Галогены в присутствии влаги, а также конц. галогеноводород-ные кислоты медленно реагируют с металлическим С., давая серебра галогениды AgX. В присут. O₂ С. легко раств. в растворах цианидов щелочных металлов с образованием комплексных цианидов M₁[Ag(CN)₂].
Известны многочисл. комплексные соединения С., в которых координац. число С. равно 2, 3 и 4.
Большинство соед. Ag(I) плохо раств. в воде, за исключением AgF, AgNO₃, AgClO₄ и AgClO₃.
Соли С. — бесцв. или слегка желтоватые вещества. На свету почти все соед. Ag(I) разлагаются до свободного С. и при этом окрашиваются в серый или черный цвет, что используется в фотографии.
Соединения С. термодинамически мало устойчивы, причем углерод- и азотсодержащие соед. Ag(I) способны к разложению со взрывом.
Оксид Ag(I) (гемиоксид) Ag₂O при нагр. выше 100 °C разлагается до Ag и O₂; растворимость в воде 1,3∙103 г в 100 г воды; водные растворы Ag₂O имеют щелочную реакцию вследствие частичного образования AgOH; в водной суспензии легко восстанавливается до металлического С. водородом, CO, металлами и др. восстановителями; раств. в кислотах, водном NH₃, цианидах и тиосульфатах щелочных металлов с образованием соответствующих простых и комплексных солей Ag(I); теряет на свету O₂; диамагнитен; получают при обработке раствора AgNO3 щелочами, применяют в гопкалитовых патронах противогазов, как окислитель в орг. синтезе; водные растворы-антисептич. средство.
Гидроксид AgOH, по непроверенным сведениям, м. б. получен в виде неустойчивого белого осадка при обработке раствора AgNO₃ в этаноле спиртовым раствором KOH при −45 °C; обладает амфотерными свойствами с преобладанием диссоциации по щелочному типу.
Сульфат Ag₂SO₄ при 427 °C переходит из ромбич. α-модификации в гексагон. β-модификацию, ΔH перехода 18,64 кДж/моль; выше 1100 °C разлагается до Ag, SO₂ и O₂; растворимость в воде 0,8 г в 100 г при 20 °C; в сернокислотных растворах легко восстанавливается FeSO₄, Zn и Mg до Ag0; получают действием конц. H₂SO₄ на Ag или Ag₂O или обменной реакцией растворимых солей С. с сульфатами металлов, в избытке H₂SO₄ образуются гидросульфат AgHSO₄ и ад-дукты Ag₂SO₄ c H₂SO₄.
Карбонат Ag₂CO₃ выше 120 °C разлагается до Ag, CO₂ и O₂; растворимость в воде 3∙10−3 г в 100 г, раств. в водном NH3, цианидах и тиосульфатах щелочных металлов, с карбонатами др. металлов образует двойные карбонаты; получают действием растворов карбонатов или гидрокарбонатов металлов на AgNO₃.
Цианид AgCN практически не раств. в воде (2∙10−5 г в 100 г), в водном растворе с избытком KCN образует комплексный цианоаргентат K[Ag(CN)₂], при действии кислот на цианоаргентаты выделяется синильная кислота HCN; получают действием растворов KCN или NaCN на стехиометрич. количество AgNO₃; компонент электролитов при гальванич. серебрении
Специфич. хим. свойство С. — способность легко образовывать коллоидное С. в растворе при восстановлении соединений С. или при диспергировании компактного металла.
Золи С. окрашены в разл. цвета — от фиолетового до оранжевого—в зависимости от размера частиц металла и способа получения золя. С. в коллоидном состоянии-энергичный восстановитель, катализатор окисления, бактерицидный препарат (колларгол, протаргол). Бактерицидные свойства присущи и металлическому С.: при концентрации С. в растворе 40–200 мкг/л погибают неспоровые бактерии, а при более высоких концентрациях — споровые. С. хорошо адсорбирует газы, такие, как H₂, O₂, Ar и др. Так, при 500 °C Ag может поглощать до 5 объемов O₂. При охлаждении жидкого С., содержащего растворенный в нем O₂, выделение газа может происходить со взрывом. С. образует множество интерметаллидов и сплавов с др. металлами. Так, с Pd и Au С. дает непрерывный ряд твердых растворов, с Cu, Ni и Pb-эвтектич. сплавы, а с остальными металлами — интерметаллиды разл. состава. Введение металлов в С. часто улучшает его мех. и хим. свойства. Получение. Первая стадия переработки всех серебросодержащих руд-флотац. и гравитац. обогащение. Дальнейшие методы выделения С. зависят от типа руды и содержания С. и делятся на пирометаллургич. и гидрометаллургические.
Применение. Примерно 30–40% производимого С. расходуют на изготовление кино- и фотоматериалов. Ок. 20% С. в виде сплавов с Pd, Au, Cu, Zn и др. металлами идет на изготовление контактов, припоев, проводящих слоев, элементов реле и др. устройств в электротехнике и электронике. Сплавы С. с Au и Cu, а также с Hg, Sn, Zn и Cu используют в стоматологии для пломбирования и протезирования. 20–25% С. расходуют на изготовление элементов питания-серебряно-цинковых аккумуляторов, обладающих высокой энергоемкостью (космич. и оборонная техника), оксидно-серебряных элементов питания часов и т. п. Из С. изготовляют монеты, ювелирные изделия, украшения, столовую посуду. С. используют для серебрения зеркал, аппаратов в пищ. промышленности, как катализатор процессов дожигания CO, восстановления NO и реакций окисления в орг. синтезе. В связи с тем, что С. — второй валютный металл, сведения о масштабах его производства и потребления являются оценочными. В сер. 80-х гг. производство первичного С. в развитых и развивающихся странах оценивалось в 10–15 тыс. т/год. ПДК С. в воздухе 0,1–0,5 мг/м³. При попадании растворимых соединений С. на кожу и слизистые оболочки происходит восстановление С. до серо-черного коллоидного металла. Это окрашивание поверхности тканей (аргирия) исчезает в результате растворения и истирания коллоидного С. вместе с кожей. С. известно человеку с древнейших времен, еще в 4-м тыс. до н.э. оно использовалось для изготовления украшений, служило торговым эквивалентом в странах Востока.

СЕРИН (2-амино-3-гидроксипропионовая кислота, β-гидроксиаланин, Ser, S) HOCH₂CH(NH₂)СООН мол. м. 105,09; бесцветные кристаллы. С. обладает свойствами аминокислот и спиртов. О-Ацилирование С. осуществляют в нейтральной или кислой среде, N-ацилирование — в сильно щелочной. О-Ацилсерин может претерпевать О,N-ацильную перегруппировку. При энергичном восстановлении (напр., при действии HI и Р) С. переходит в аланин.
При нагр. со щелочами С. распадается с образованием пировиноградной кислоты; при периодатном окислении образует формальдегид, NH₃ и глиоксиловую кислоту; с формальдегидом образует 1,3-оксазолидин-4-карбо-новую кислоту. В синтезе пептидов гидроксигруппу С. защищают бензильной или трет-бутильной группами. Остаток L-C. встречается во всех организмах в составе молекул белков, особенно много их в фиброине шелка; остаток С. входит также в молекулу фосфатидилсерина. Активность ряда ферментов (трипсин, химотрипсин, холин-эстераза) связана со специфич. реакц. способностью гидроксигруппы остатка С., входящего в структуру их активных центров. С. — кодируемая заменимая аминокислота, образуется в организме в результате трансаминирования и послед. дефосфорилирования 3-фосфопировиноградной кислоты, участвует в биосинтезе триптофана и серосодержащих аминокислот, обратимо расщепляется на глицин и формальдегид, претерпевает дезаминирование, превращаясь в пировиноградную кислоту. Из С. в организме синтезируются этанол-амин и холин. Синтез С. осуществляют гидроксигалогенированием и послед. аминированием акриловой кислоты или гидроксимети-лированием ацетамидомалонового эфира и послед. гидролизом продукта реакции, напр.: HCHO + CH₃С(O)NHCH(COOC₂H₅)₂ : CH₃C(O)NHC(CH₂OH)(COOC₂H₅)₂ : С. В спектре ПМР С. в D₂О хим. сдвиги протонов (в м. д.) у α-атома С составляют 3,846, у β-атома-3,989 и 3,95. Характерная цветная реакция на С. — действие йодной кислоты и реактива Несслера. С. впервые выделен Э. Крамером в 1865 из шелка. Мировое производство L-C. ок. 130 т/год (1989).
В.В.Баев.