Kupfer wurde in konzentrierter Salpetersäure gelöst und das freigesetzte Material freigesetzt. Lösungen. Auflösung in Ammoniak

1) Kupfernitrat wurde kalziniert, der resultierende feste Niederschlag wurde in Schwefelsäure gelöst. Schwefelwasserstoff wurde durch die Lösung geleitet, der resultierende schwarze Niederschlag wurde gebrannt und der feste Rückstand wurde durch Erhitzen in konzentrierter Salpetersäure gelöst.

11) Kupfer(II)-oxid wurde in einem Kohlenmonoxidstrom erhitzt. Die resultierende Substanz wurde in einer Chloratmosphäre verbrannt. Das Reaktionsprodukt wurde in Wasser gelöst. Die resultierende Lösung wurde in zwei Teile geteilt. Zu einem Teil wurde eine Lösung von Kaliumiodid und zum zweiten Teil eine Lösung von Silbernitrat gegeben. In beiden Fällen wurde die Bildung eines Niederschlags beobachtet. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

30) Durch unvollständige Verbrennung von Kohle entstand ein Gas, in dessen Strom Eisen(III)-oxid erhitzt wurde. Die resultierende Substanz wurde in heißer konzentrierter Schwefelsäure gelöst. Die resultierende Salzlösung wurde mit einem Überschuss an Kaliumsulfidlösung behandelt.

31) Eine bestimmte Menge Zinksulfid wurde in zwei Teile geteilt. Einer von ihnen wurde mit Salzsäure behandelt und der andere an der Luft gebrannt. Bei der Wechselwirkung der freigesetzten Gase entstand eine einfache Substanz. Diese Substanz wurde mit konzentrierter Salpetersäure erhitzt und ein braunes Gas wurde freigesetzt.

32) Schwefel wurde mit Eisen verschmolzen. Das Reaktionsprodukt wurde mit Salzsäure behandelt. Das freigesetzte Gas wurde in überschüssigem Sauerstoff verbrannt. Die Verbrennungsprodukte wurden von einer wässrigen Lösung von Eisen(III)sulfat absorbiert.

Aufgabe Nr. 1

Natrium wurde in einer Wasserstoffatmosphäre erhitzt. Bei Zugabe von Wasser zu der resultierenden Substanz wurde eine Gasentwicklung und die Bildung einer klaren Lösung beobachtet. Durch diese Lösung, die durch die Wechselwirkung von Kupfer mit einer konzentrierten Salpetersäurelösung entstand, wurde braunes Gas geleitet. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Beim Erhitzen von Natrium in einer Wasserstoffatmosphäre (T = 250-400 o C) entsteht Natriumhydrid:

2Na + H 2 = 2NaH

2) Bei Zugabe von Wasser zu Natriumhydrid entsteht ein Alkali NaOH und Wasserstoff wird freigesetzt:

NaH + H 2 O = NaOH + H 2

3) Wenn Kupfer mit einer konzentrierten Salpetersäurelösung reagiert, wird braunes Gas freigesetzt – NO 2:

Cu + 4HNO 3 (konz.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

4) Wenn braunes Gas NO 2 durch eine Alkalilösung geleitet wird, kommt es zu einer Disproportionierungsreaktion – Stickstoff N +4 wird gleichzeitig oxidiert und zu N +5 und N +3 reduziert:

2NaOH + 2NO2 = NaNO3 + NaNO2 + H2O

(Disproportionierungsreaktion 2N +4 → N +5 + N +3).

Aufgabe Nr. 2

Eisenablagerungen wurden in konzentrierter Salpetersäure gelöst. Der resultierenden Lösung wurde eine Natriumhydroxidlösung zugesetzt. Der resultierende Niederschlag wurde abgetrennt und kalziniert. Der resultierende feste Rückstand wurde mit Eisen verschmolzen. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

Die Formel von Eisenstein lautet Fe 3 O 4.

Wenn Eisenablagerungen mit konzentrierter Salpetersäure interagieren, entsteht Eisennitrat und Stickoxid NO 2 wird freigesetzt:

Fe 3 O 4 + 10HNO 3 (konz.) → 3Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

Wenn Eisennitrat mit Natriumhydroxid reagiert, wird ein Niederschlag freigesetzt – Eisen(III)-hydroxid:

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ↓ + 3NaNO 3

Fe(OH) 3 ist ein amphoteres Hydroxid, unlöslich in Wasser, zerfällt beim Erhitzen in Eisen(III)-oxid und Wasser:

2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O

Wenn Eisen(III)-oxid mit Eisen verschmilzt, entsteht Eisen(II)-oxid:

Fe 2 O 3 + Fe → 3FeO

Aufgabe Nr. 3

Das Natrium wurde an der Luft verbrannt. Die resultierende Substanz wurde beim Erhitzen mit Chlorwasserstoff behandelt. Die resultierende einfache gelbgrüne Substanz reagierte beim Erhitzen mit Chrom(III)-oxid in Gegenwart von Kaliumhydroxid. Als eine Lösung eines der resultierenden Salze mit Bariumchlorid behandelt wurde, bildete sich ein gelber Niederschlag. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Beim Verbrennen von Natrium an der Luft entsteht Natriumperoxid:

2Na + O 2 → Na 2 O 2

2) Wenn Natriumperoxid beim Erhitzen mit Chlorwasserstoff reagiert, wird Cl 2 -Gas freigesetzt:

Na 2 O 2 + 4HCl → 2NaCl + Cl 2 + 2H 2 O

3) In einer alkalischen Umgebung reagiert Chlor beim Erhitzen mit amphoterem Chromoxid unter Bildung von Chromat und Kaliumchlorid:

Cr 2 O 3 + 3Cl 2 + 10KOH → 2K 2 CrO 4 + 6KCl + 5H 2 O

2Cr +3 -6e → 2Cr +6 | . 3 - Oxidation

Cl 2 + 2e → 2Cl − | . 1 - Wiederherstellung

4) Durch die Wechselwirkung von Kaliumchromat und Bariumchlorid entsteht ein gelber Niederschlag (BaCrO 4):

K 2 CrO 4 + BaCl 2 → BaCrO 4 ↓ + 2KCl

Aufgabe Nr. 4

Zink ist in einer konzentrierten Kaliumhydroxidlösung vollständig gelöst. Die resultierende klare Lösung wurde eingedampft und anschließend kalziniert. Der feste Rückstand wurde in der erforderlichen Menge Salzsäure gelöst. Der resultierenden klaren Lösung wurde Ammoniumsulfid zugesetzt und die Bildung eines weißen Niederschlags beobachtet. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Zink reagiert mit Kaliumhydroxid unter Bildung von Kaliumtetrahydroxocinat (Al und Be verhalten sich ähnlich):

2) Nach der Kalzinierung verliert Kaliumtetrahydroxozinkat Wasser und wird zu Kaliumzinkat:

3) Kaliumzinkat bildet bei Reaktion mit Salzsäure Zinkchlorid, Kaliumchlorid und Wasser:

4) Zinkchlorid verwandelt sich durch Wechselwirkung mit Ammoniumsulfid in unlösliches Zinksulfid – einen weißen Niederschlag:

Aufgabe Nr. 5

Jodwasserstoffsäure wurde mit Kaliumbicarbonat neutralisiert. Das resultierende Salz reagierte mit einer Lösung, die Kaliumdichromat und Schwefelsäure enthielt. Als die resultierende einfache Substanz mit Aluminium reagierte, wurde ein Salz erhalten. Dieses Salz wurde in Wasser gelöst und mit einer Kaliumsulfidlösung vermischt, was zur Bildung eines Niederschlags und zur Freisetzung von Gas führte. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Jodwasserstoffsäure wird durch das Säuresalz schwacher Kohlensäure neutralisiert, was zur Freisetzung von Kohlendioxid und zur Bildung von NaCl führt:

HI + KHCO 3 → KI + CO 2 + H 2 O

2) Kaliumiodid geht in einer sauren Umgebung eine Redoxreaktion mit Kaliumdichromat ein, während Cr +6 zu Cr +3 reduziert wird, I – zu molekularem I 2 oxidiert wird, das ausfällt:

6KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + 3I 2 ↓ + 7H 2 O

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │ 1

2I − -2e → I 2 │ 3

3) Wenn molekulares Jod mit Aluminium reagiert, entsteht Aluminiumiodid:

2Al + 3I 2 → 2AlI 3

4) Wenn Aluminiumiodid mit einer Kaliumsulfidlösung reagiert, fällt Al(OH) 3 aus und H 2 S wird freigesetzt. Die Bildung von Al 2 S 3 findet aufgrund der vollständigen Hydrolyse des Salzes in einer wässrigen Lösung nicht statt:

2AlI 3 + 3K 2 S + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6KI + 3H 2 S

Aufgabe Nr. 6

Aluminiumcarbid wurde vollständig in Bromwasserstoffsäure gelöst. Der resultierenden Lösung wurde eine Lösung von Kaliumsulfit zugesetzt und die Bildung eines weißen Niederschlags und die Entwicklung eines farblosen Gases beobachtet. Das Gas wurde von einer Kaliumdichromatlösung in Gegenwart von Schwefelsäure absorbiert. Das resultierende Chromsalz wurde isoliert und der Bariumnitratlösung zugesetzt, wobei die Bildung eines Niederschlags beobachtet wurde. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Wenn Aluminiumcarbid in Bromwasserstoffsäure gelöst wird, entsteht ein Salz – Aluminiumbromid, und Methan wird freigesetzt:

Al 4 C 3 + 12HBr → 4AlBr 3 + 3CH 4

2) Wenn Aluminiumbromid mit einer Kaliumsulfitlösung reagiert, fällt Al(OH) 3 aus und Schwefeldioxid wird freigesetzt – SO 2:

2AlBr 3 + 3K 2 SO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6KBr + 3SO 2

3) Durch Durchleiten von Schwefeldioxid durch eine angesäuerte Lösung von Kaliumdichromat wird Cr +6 zu Cr +3 reduziert, S +4 wird zu S +6 oxidiert:

3SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │ 1

S +4 -2e → S +6 │ 3

4) Wenn Chrom(III)-sulfat mit einer Bariumnitratlösung reagiert, entsteht Chrom(III)-nitrat und weißes Bariumsulfat fällt aus:

Cr 2 (SO 4) 3 + 3Ba(NO 3) 2 → 3BaSO 4 ↓ + 2Cr(NO 3) 3

Aufgabe Nr. 7

Der Natriumhydroxidlösung wurde Aluminiumpulver zugesetzt. Überschüssiges Kohlendioxid wurde durch die Lösung der resultierenden Substanz geleitet. Der gebildete Niederschlag wurde abgetrennt und kalziniert. Das resultierende Produkt wurde mit Natriumcarbonat geschmolzen. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Aluminium sowie Beryllium und Zink können während des Schmelzens sowohl mit wässrigen Alkalilösungen als auch mit wasserfreien Alkalien reagieren. Wenn Aluminium mit einer wässrigen Lösung von Natriumhydroxid behandelt wird, entstehen Natriumtetrahydroxyaluminat und Wasserstoff:

2) Wenn Kohlendioxid durch eine wässrige Lösung von Natriumtetrahydroxoaluminat geleitet wird, fällt kristallines Aluminiumhydroxid aus. Da je nach Bedingung ein Überschuss an Kohlendioxid durch die Lösung geleitet wird, entsteht nicht Carbonat, sondern Natriumbicarbonat:

Na + CO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHCO 3

3) Aluminiumhydroxid ist ein unlösliches Metallhydroxid und zerfällt daher beim Erhitzen in das entsprechende Metalloxid und Wasser:

4) Aluminiumoxid, ein amphoteres Oxid, verdrängt bei der Fusion mit Carbonaten Kohlendioxid aus diesen und bildet Aluminate (nicht zu verwechseln mit Tetrahydroxoaluminaten!):

Aufgabe Nr. 8

Aluminium reagierte mit Natronlauge. Das freigesetzte Gas wurde über erhitztes Kupfer(II)-oxidpulver geleitet. Die resultierende einfache Substanz wurde durch Erhitzen in konzentrierter Schwefelsäure gelöst. Das resultierende Salz wurde isoliert und der Kaliumiodidlösung zugesetzt. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Aluminium (auch Beryllium und Zink) reagiert beim Schmelzen sowohl mit wässrigen Alkalilösungen als auch mit wasserfreien Alkalien. Wenn Aluminium mit einer wässrigen Lösung von Natriumhydroxid behandelt wird, entstehen Natriumtetrahydroxyaluminat und Wasserstoff:

2NaOH + 2Al + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

2) Wenn Wasserstoff über erhitztes Kupfer(II)-Oxidpulver geleitet wird, wird Cu +2 zu Cu 0 reduziert: Die Farbe des Pulvers ändert sich von Schwarz (CuO) zu Rot (Cu):

3) Kupfer löst sich in konzentrierter Schwefelsäure unter Bildung von Kupfer(II)sulfat. Außerdem wird Schwefeldioxid freigesetzt:

4) Wenn einer Kaliumiodidlösung Kupfersulfat zugesetzt wird, kommt es zu einer Redoxreaktion: Cu +2 wird zu Cu +1 reduziert, I – wird zu I 2 oxidiert (molekulares Jod fällt aus):

CuSO 4 + 4KI → 2CuI + 2K 2 SO 4 + I 2 ↓

Aufgabe Nr. 9

Wir führten eine Elektrolyse einer Natriumchloridlösung durch. Der resultierenden Lösung wurde Eisen(III)-chlorid zugesetzt. Der gebildete Niederschlag wurde filtriert und kalziniert. Der feste Rückstand wurde in Jodwasserstoffsäure gelöst. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Elektrolyse von Natriumchloridlösung:

Kathode: 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH −

Anode: 2Cl − − 2e → Cl 2

Durch die Elektrolyse werden gasförmiges H 2 und Cl 2 aus einer Natriumchloridlösung freigesetzt und Na + - und OH – -Ionen verbleiben in der Lösung. Im Allgemeinen lautet die Gleichung wie folgt:

2H 2 O + 2NaCl → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2) Bei Zugabe von Eisen(III)-chlorid zu einer Alkalilösung kommt es zu einer Austauschreaktion, bei der Fe(OH) 3 ausfällt:

3NaOH + FeCl 3 → Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl

3) Beim Kalzinieren von Eisen(III)-hydroxid entstehen Eisen(III)-oxid und Wasser:

4) Beim Auflösen von Eisen(III)-oxid in Jodwasserstoffsäure entsteht FeI 2, während I 2 ausfällt:

Fe 2 O 3 + 6HI → 2FeI 2 + I 2 ↓ + 3H 2 O

2Fe +3 + 2e → 2Fe +2 │1

2I − − 2e → I 2 │1

Aufgabe Nr. 10

Kaliumchlorat wurde in Gegenwart eines Katalysators erhitzt, wobei ein farbloses Gas freigesetzt wurde. Durch Verbrennen von Eisen in einer Atmosphäre dieses Gases wurde Eisenoxid gewonnen. Es wurde in überschüssiger Salzsäure gelöst. Zu der resultierenden Lösung wurde eine Lösung hinzugefügt, die Natriumdichromat und Salzsäure enthielt.

1) Beim Erhitzen von Kaliumchlorat in Gegenwart eines Katalysators (MnO 2, Fe 2 O 3, CuO usw.) entsteht Kaliumchlorid und Sauerstoff wird freigesetzt:

2) Beim Verbrennen von Eisen in einer Sauerstoffatmosphäre entsteht Eisenzunder, dessen Formel Fe 3 O 4 lautet (Eisenzunder ist ein Mischoxid aus Fe 2 O 3 und FeO):

3) Wenn Eisenablagerungen in überschüssiger Salzsäure gelöst werden, entsteht eine Mischung aus Eisen(II)- und (III)-Chloriden:

4) In Gegenwart eines starken Oxidationsmittels – Natriumdichromat – wird Fe +2 zu Fe +3 oxidiert:

6FeCl 2 + Na 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 6FeCl 3 + 2CrCl 3 + 2NaCl + 7H 2 O

Fe +2 – 1e → Fe +3 │6

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1

Aufgabe Nr. 11

Ammoniak wurde durch Bromwasserstoffsäure geleitet. Der resultierenden Lösung wurde eine Lösung von Silbernitrat zugesetzt. Der gebildete Niederschlag wurde abgetrennt und mit Zinkpulver erhitzt. Das bei der Reaktion gebildete Metall wurde einer konzentrierten Schwefelsäurelösung ausgesetzt, wodurch ein Gas mit stechendem Geruch freigesetzt wurde. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Beim Durchleiten von Ammoniak durch Bromwasserstoffsäure entsteht Ammoniumbromid (Neutralisationsreaktion):

NH 3 + HBr → NH 4 Br

2) Wenn Lösungen von Ammoniumbromid und Silbernitrat kombiniert werden, kommt es zu einer Austauschreaktion zwischen den beiden Salzen, die zur Bildung eines hellgelben Niederschlags führt – Silberbromid:

NH 4 Br + AgNO 3 → AgBr↓ + NH 4 NO 3

3) Beim Erhitzen von Silberbromid mit Zinkpulver kommt es zu einer Substitutionsreaktion – Silber wird freigesetzt:

2AgBr + Zn → 2Ag + ZnBr 2

4) Wenn konzentrierte Schwefelsäure auf Metall einwirkt, entsteht Silbersulfat und ein Gas mit unangenehmem Geruch wird freigesetzt – Schwefeldioxid:

2Ag + 2H 2 SO 4 (konz.) → Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

2Ag 0 – 2e → 2Ag + │1

S +6 + 2e → S +4 │1

Aufgabe Nr. 12

9С278С

Chrom(VI)-oxid reagierte mit Kaliumhydroxid. Die resultierende Substanz wurde mit Schwefelsäure behandelt und aus der resultierenden Lösung wurde ein orangefarbenes Salz isoliert. Dieses Salz wurde mit Bromwasserstoffsäure behandelt. Die resultierende einfache Substanz reagierte mit Schwefelwasserstoff. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Chrom(VI)-oxid CrO 3 ist ein saures Oxid, daher reagiert es mit Alkali unter Bildung eines Salzes – Kaliumchromat:

CrO 3 + 2KOH → K 2 CrO 4 + H 2 O

2) Kaliumchromat wird in einer sauren Umgebung ohne Änderung der Oxidationsstufe von Chrom in Dichromat K 2 Cr 2 O 7 umgewandelt – ein orangefarbenes Salz:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 → K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O

3) Bei der Behandlung von Kaliumdichromat mit Bromwasserstoffsäure wird Cr +6 zu Cr +3 reduziert und molekulares Brom freigesetzt:

K 2 Cr 2 O 7 + 14HBr → 2CrBr 3 + 2KBr + 3Br 2 + 7H 2 O

2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1

2Br − − 2e → Br 2 │3

4) Brom verdrängt als stärkeres Oxidationsmittel Schwefel aus seiner Wasserstoffverbindung:

Br 2 + H 2 S → 2HBr + S↓

Aufgabe Nr. 13

Magnesiumpulver wurde in einer Stickstoffatmosphäre erhitzt. Bei der Wechselwirkung der resultierenden Substanz mit Wasser wurde ein Gas freigesetzt. Das Gas wurde durch eine wässrige Lösung von Chrom(III)sulfat geleitet, wobei sich ein grauer Niederschlag bildete. Der Niederschlag wurde abgetrennt und durch Erhitzen mit einer Lösung behandelt, die Wasserstoffperoxid und Kaliumhydroxid enthielt. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Beim Erhitzen von Magnesiumpulver in einer Stickstoffatmosphäre entsteht Magnesiumnitrid:

2) Magnesiumnitrid wird vollständig zu Magnesiumhydroxid und Ammoniak hydrolysiert:

Mg 3 N 2 + 6H 2 O → 3Mg(OH) 2 ↓ + 2NH 3

3) Ammoniak hat aufgrund der Anwesenheit eines einzelnen Elektronenpaares am Stickstoffatom basische Eigenschaften und geht als Base eine Austauschreaktion mit Chrom(III)sulfat ein, wodurch ein grauer Niederschlag freigesetzt wird – Cr( OH) 3:

6NH3. H 2 O + Cr 2 (SO 4) 3 → 2Cr(OH) 3 ↓ + 3(NH 4) 2 SO 4

4) Wasserstoffperoxid oxidiert in alkalischer Umgebung Cr +3 zu Cr +6, was zur Bildung von Kaliumchromat führt:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 O 2 + 4KOH → 2K 2 CrO 4 + 8H 2 O

Cr +3 -3e → Cr +6 │2

2O − + 2e → 2O -2 │3

Aufgabe Nr. 14

Bei der Reaktion von Aluminiumoxid mit Salpetersäure entstand ein Salz. Das Salz wurde getrocknet und kalziniert. Der bei der Kalzinierung gebildete feste Rückstand wurde einer Elektrolyse in geschmolzenem Kryolith unterzogen. Das durch Elektrolyse gewonnene Metall wurde mit einer konzentrierten Lösung aus Kaliumnitrat und Kaliumhydroxid erhitzt, wobei ein stechend riechendes Gas freigesetzt wurde. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Wenn amphoteres Al 2 O 3 mit Salpetersäure interagiert, entsteht ein Salz – Aluminiumnitrat (Austauschreaktion):

Al 2 O 3 + 6HNO 3 → 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 O

2) Beim Kalzinieren von Aluminiumnitrat entsteht Aluminiumoxid, außerdem werden Stickstoffdioxid und Sauerstoff freigesetzt (Aluminium gehört zur Gruppe der Metalle (in der Aktivitätsreihe von Erdalkali bis einschließlich Cu), deren Nitrate zu Metalloxiden zerfallen , NO 2 und O 2):

3) Metallisches Aluminium entsteht bei der Elektrolyse von Al 2 O 3 in geschmolzenem Kryolith Na 2 AlF 6 bei 960–970 °C.

Schema der Al 2 O 3-Elektrolyse:

In der Schmelze kommt es zur Dissoziation von Aluminiumoxid:

Al 2 O 3 → Al 3+ + AlO 3 3-

K(-): Al 3+ + 3e → Al 0

A(+): 4AlO 3 3- − 12e → 2Al 2 O 3 + 3O 2

Gesamtprozessgleichung:

Am Boden des Elektrolyseurs sammelt sich flüssiges Aluminium.

4) Bei der Behandlung von Aluminium mit einer konzentrierten alkalischen Lösung, die Kaliumnitrat enthält, wird Ammoniak freigesetzt und es entsteht auch Kaliumtetrahydroxyaluminat (alkalisches Medium):

8Al + 5KOH + 3KNO 3 + 18H 2 O → 3NH 3 + 8K

Al 0 – 3e → Al +3 │8

N +5 + 8e → N -3 │3

Aufgabe Nr. 15

8AAA8C

Etwas Eisen(II)sulfid wurde in zwei Teile geteilt. Einer von ihnen wurde mit Salzsäure behandelt und der andere an der Luft gebrannt. Bei der Wechselwirkung der freigesetzten Gase entstand eine einfache gelbe Substanz. Die resultierende Substanz wurde mit konzentrierter Salpetersäure erhitzt und ein braunes Gas wurde freigesetzt. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen.

1) Bei der Behandlung von Eisen(II)-sulfid mit Salzsäure entsteht Eisen(II)-chlorid und es wird Schwefelwasserstoff freigesetzt (Austauschreaktion):

FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S

2) Beim Verbrennen von Eisen(II)-sulfid wird Eisen zur Oxidationsstufe +3 oxidiert (Fe 2 O 3 entsteht) und Schwefeldioxid freigesetzt:

3) Bei der Wechselwirkung zweier schwefelhaltiger Verbindungen SO 2 und H 2 S kommt es zu einer Oxidations-Reduktions-Reaktion (Coproportionierung), wodurch Schwefel freigesetzt wird:

2H 2 S + SO 2 → 3S↓ + 2H 2 O

S -2 – 2e → S 0 │2

S +4 + 4e → S 0 │1

4) Beim Erhitzen von Schwefel mit konzentrierter Salpetersäure entstehen Schwefelsäure und Stickstoffdioxid (Redoxreaktion):

S + 6HNO 3 (konz.) → H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

S 0 – 6e → S +6 │1

N +5 + e → N +4 │6

Aufgabe Nr. 16

Das durch die Behandlung von Calciumnitrid mit Wasser gewonnene Gas wurde über heißes Kupfer(II)-oxidpulver geleitet. Der resultierende Feststoff wurde in konzentrierter Salpetersäure gelöst, die Lösung eingedampft und der resultierende feste Rückstand kalziniert. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen auf.

1) Calciumnitrid reagiert mit Wasser unter Bildung von Alkali und Ammoniak:

Ca 3 N 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2NH 3

2) Durch Überleiten von Ammoniak über ein heißes Pulver aus Kupfer(II)-oxid wird das Kupfer im Oxid zu Metall reduziert und Stickstoff freigesetzt (Wasserstoff, Kohle, Kohlenmonoxid usw. werden auch als Reduktionsmittel verwendet):

Cu +2 + 2e → Cu 0 │3

2N -3 – 6e → N 2 0 │1

3) Kupfer, das in der Reihe der Metallaktivitäten nach Wasserstoff steht, reagiert mit konzentrierter Salpetersäure zu Kupfernitrat und Stickstoffdioxid:

Cu + 4HNO 3(konz.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Cu 0 - 2e → Cu +2 │1

N +5 +e → N +4 │2

4) Beim Kalzinieren von Kupfernitrat entsteht Kupferoxid, außerdem werden Stickstoffdioxid und Sauerstoff freigesetzt (Kupfer gehört zur Gruppe der Metalle (in der Aktivitätsreihe von Erdalkali bis einschließlich Cu), deren Nitrate zu Metalloxiden zerfallen , NO 2 und O 2):

Aufgabe Nr. 17

Silizium wurde in einer Chloratmosphäre verbrannt. Das resultierende Chlorid wurde mit Wasser behandelt. Der freigesetzte Niederschlag wurde kalziniert. Dann mit Calciumphosphat und Kohle verschmolzen. Schreiben Sie Gleichungen für die vier beschriebenen Reaktionen auf.

1) Die Reaktion zwischen Silizium und Chlor findet bei einer Temperatur von 340–420 °C in einem Argonstrom unter Bildung von Silizium(IV)-chlorid statt:

2) Silizium(IV)-chlorid wird vollständig hydrolysiert, es entsteht Salzsäure und Kieselsäure fällt aus:

SiCl 4 + 3H 2 O → H 2 SiO 3 ↓ + 4HCl

3) Beim Kalzinieren zerfällt Kieselsäure zu Silizium(IV)-oxid und Wasser:

4) Wenn Siliziumdioxid mit Kohle und Kalziumphosphat verschmolzen wird, kommt es zu einer Oxidations-Reduktions-Reaktion, die zur Bildung von Kalziumsilikat, Phosphor und der Freisetzung von Kohlenmonoxid führt:

C 0 − 2e → C +2 │10

4P +5 +20e → P 4 0 │1

Aufgabe Nr. 18

Notiz! Dieses Aufgabenformat ist veraltet, dennoch verdienen Aufgaben dieser Art Aufmerksamkeit, da sie tatsächlich das Aufschreiben derselben Gleichungen erfordern, die in den KIMs des Einheitlichen Staatsexamens des neuen Formats zu finden sind.

Folgende Stoffe werden verabreicht: Eisen, Eisenstein, verdünnte Salzsäure und konzentrierte Salpetersäure. Schreiben Sie Gleichungen für vier mögliche Reaktionen zwischen allen vorgeschlagenen Substanzen, ohne sich wiederholende Reaktantenpaare.

1) Salzsäure reagiert mit Eisen, oxidiert es zur Oxidationsstufe +2 und es wird Wasserstoff freigesetzt (Substitutionsreaktion):

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2

2) Konzentrierte Salpetersäure passiviert Eisen (d. h. es bildet sich ein starker schützender Oxidfilm auf seiner Oberfläche). Unter dem Einfluss hoher Temperaturen wird Eisen jedoch durch konzentrierte Salpetersäure zur Oxidationsstufe +3 oxidiert:

3) Die Formel der Eisenschicht lautet Fe 3 O 4 (eine Mischung aus den Eisenoxiden FeO und Fe 2 O 3). Fe 3 O 4 geht mit Salzsäure eine Austauschreaktion ein, wodurch eine Mischung aus zwei Eisen(II)- und (III)-Chloriden entsteht:

Fe 3 O 4 + 8HCl → 2FeCl 3 + FeCl 2 + 4H 2 O

4) Darüber hinaus geht Eisenzunder mit konzentrierter Salpetersäure eine Redoxreaktion ein und das darin enthaltene Fe +2 wird zu Fe +3 oxidiert:

Fe 3 O 4 + 10HNO 3 (konz.) → 3Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 5H 2 O

5) Eisenzunder und Eisen gehen beim Sintern eine Komporportionierungsreaktion ein (dasselbe chemische Element wirkt als Oxidationsmittel und Reduktionsmittel):

Aufgabe Nr. 19

Folgende Stoffe sind enthalten: Phosphor, Chlor, wässrige Lösungen von Schwefelsäure und Kaliumhydroxid. Schreiben Sie Gleichungen für vier mögliche Reaktionen zwischen allen vorgeschlagenen Substanzen, ohne sich wiederholende Reaktantenpaare.

1) Chlor ist ein giftiges Gas mit hoher chemischer Aktivität und reagiert besonders heftig mit rotem Phosphor. In einer Chloratmosphäre entzündet sich Phosphor spontan und verbrennt mit einer schwachen grünlichen Flamme. Je nach Verhältnis der Reaktanten kann Phosphor(III)-chlorid oder Phosphor(V)-chlorid gewonnen werden:

2P (rot) + 3Cl 2 → 2PCl 3

2P (rot) + 5Cl 2 → 2PCl 5

Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 O

Wenn Chlor durch eine heiße konzentrierte Alkalilösung geleitet wird, wird das molekulare Chlor in Cl +5 und Cl -1 disproportioniert, was zur Bildung von Chlorat bzw. Chlorid führt:

3) Durch die Wechselwirkung wässriger Lösungen von Alkali und Schwefelsäure entsteht ein saures oder mittleres Salz der Schwefelsäure (abhängig von der Konzentration der Reagenzien):

KOH + H2SO4 → KHSO4 + H2O

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O (Neutralisationsreaktion)

4) Starke Oxidationsmittel wie Schwefelsäure wandeln Phosphor in Phosphorsäure um:

2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

Aufgabe Nr. 20

Die angegebenen Stoffe sind: Stickstoffmonoxid (IV), Kupfer, Kalilauge und konzentrierte Schwefelsäure. Schreiben Sie Gleichungen für vier mögliche Reaktionen zwischen allen vorgeschlagenen Substanzen, ohne sich wiederholende Reaktantenpaare.

1) Kupfer, das sich in der Reihe der Metallaktivitäten rechts von Wasserstoff befindet, kann durch stark oxidierende Säuren (H 2 SO 4 (konz.), HNO 3 usw.) oxidiert werden:

Cu + 2H 2 SO 4 (konz.) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

2) Durch die Wechselwirkung einer KOH-Lösung mit konzentrierter Schwefelsäure entsteht ein Säuresalz – Kaliumhydrogensulfat:

KOH + H 2 SO 4 (konz.) → KHSO 4 + H 2 O

3) Beim Durchleiten von braunem Gas wird NO 2 N +4 in N +5 und N +3 disproportioniert, was zur Bildung von Kaliumnitrat bzw. -nitrit führt:

2NO 2 + 2KOH → KNO 3 + KNO 2 + H 2 O

4) Wenn braunes Gas durch eine konzentrierte Schwefelsäurelösung geleitet wird, wird N +4 zu N +5 oxidiert und Schwefeldioxid freigesetzt:

2NO 2 + H 2 SO 4 (konz.) → 2HNO 3 + SO 2

Aufgabe Nr. 21

Folgende Stoffe sind enthalten: Chlor, Natriumhydrogensulfid, Kaliumhydroxid (Lösung), Eisen. Schreiben Sie Gleichungen für vier mögliche Reaktionen zwischen allen vorgeschlagenen Substanzen, ohne sich wiederholende Reaktantenpaare.

1) Chlor, ein starkes Oxidationsmittel, reagiert mit Eisen und oxidiert es zu Fe +3:

2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3

2) Wenn Chlor durch eine kalte konzentrierte Alkalilösung geleitet wird, entstehen Chlorid und Hypochlorit (molekulares Chlor steht in keinem Verhältnis zu Cl +1 und Cl -1):

2KOH + Cl 2 → KCl + KClO + H 2 O

Wenn Chlor durch eine heiße konzentrierte Alkalilösung geleitet wird, disproportioniert das molekulare Chlor in Cl +5 und Cl -1, was zur Bildung von Chlorat bzw. Chlorid führt:

3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

3) Chlor, das stärker oxidierende Eigenschaften hat, ist in der Lage, den im sauren Salz enthaltenen Schwefel zu oxidieren:

Cl 2 + NaHS → NaCl + HCl + S↓

4) Saures Salz – Natriumhydrogensulfid wird in einer alkalischen Umgebung zu Sulfid:

2NaHS + 2KOH → K 2 S + Na 2 S + 2H 2 O

Die chemischen Eigenschaften der meisten Elemente basieren auf ihrer Fähigkeit, sich in wässrigen Medien und Säuren zu lösen. Die Untersuchung der Eigenschaften von Kupfer ist mit einer unter normalen Bedingungen geringen Wirkung verbunden. Ein Merkmal seiner chemischen Prozesse ist die Bildung von Verbindungen mit Ammoniak, Quecksilber, Stickstoff und die geringe Löslichkeit von Kupfer in Wasser, die keine Korrosionsprozesse verursachen kann. Es verfügt über besondere chemische Eigenschaften, die den Einsatz der Verbindung in verschiedenen Branchen ermöglichen.

Artikelbeschreibung

Kupfer gilt als das älteste Metall, dessen Abbau schon vor unserer Zeitrechnung erlernt wurde. Dieser Stoff wird aus natürlichen Quellen in Form von Erz gewonnen. Kupfer ist ein Element des chemischen Systems mit dem lateinischen Namen cuprum, dessen Seriennummer 29 ist. Im Periodensystem steht es in der vierten Periode und gehört zur ersten Gruppe.

Der natürlich vorkommende Stoff ist ein rosarotes Schwermetall mit einer weichen und formbaren Struktur. Sein Siede- und Schmelzpunkt liegt bei über 1000 °C. Gilt als guter Führer.

Chemische Struktur und Eigenschaften

Wenn Sie die elektronische Formel eines Kupferatoms studieren, werden Sie feststellen, dass es 4 Ebenen hat. Im 4s-Valenzorbital befindet sich nur ein Elektron. Bei chemischen Reaktionen können 1 bis 3 negativ geladene Teilchen von einem Atom abgespalten werden, dann entstehen Kupferverbindungen mit der Oxidationsstufe +3, +2, +1. Seine zweiwertigen Derivate sind am stabilsten.

Bei chemischen Reaktionen wirkt es als wenig reaktives Metall. Unter normalen Bedingungen ist Kupfer in Wasser nicht löslich. In trockener Luft wird keine Korrosion beobachtet, aber beim Erhitzen wird die Metalloberfläche mit einer schwarzen Schicht aus zweiwertigem Oxid bedeckt. Die chemische Stabilität von Kupfer zeigt sich unter der Einwirkung von wasserfreien Gasen, Kohlenstoff, einer Reihe organischer Verbindungen, Phenolharzen und Alkoholen. Es zeichnet sich durch komplexe Bildungsreaktionen unter Freisetzung farbiger Verbindungen aus. Aufgrund der Bildung einwertiger Derivate weist Kupfer leichte Ähnlichkeiten mit Metallen der Alkaligruppe auf.

Was ist Löslichkeit?

Dies ist der Prozess der Bildung homogener Systeme in Form von Lösungen, wenn eine Verbindung mit anderen Substanzen interagiert. Ihre Bestandteile sind einzelne Moleküle, Atome, Ionen und andere Teilchen. Der Löslichkeitsgrad wird durch die Konzentration des gelösten Stoffes bei Erhalt einer gesättigten Lösung bestimmt.

Die Maßeinheiten sind meist Prozente, Volumenanteile oder Gewichtsanteile. Die Löslichkeit von Kupfer in Wasser unterliegt wie bei anderen festen Verbindungen nur Änderungen der Temperaturbedingungen. Diese Abhängigkeit wird durch Kurven ausgedrückt. Ist der Indikator sehr klein, gilt der Stoff als unlöslich.

Löslichkeit von Kupfer in wässrigen Medien

Das Metall zeigt Korrosionsbeständigkeit, wenn es Meerwasser ausgesetzt wird. Dies beweist seine Inertheit unter normalen Bedingungen. Die Löslichkeit von Kupfer in Wasser (frisch) wird praktisch nicht beobachtet. Aber in einer feuchten Umgebung und unter dem Einfluss von Kohlendioxid bildet sich auf der Metalloberfläche ein grüner Film, der das Hauptkarbonat darstellt:

Cu + Cu + O 2 + H 2 O + CO 2 → Cu(OH) 2 · CuCO 2.

Betrachtet man seine einwertigen Verbindungen in Form von Salzen, so wird deren unbedeutende Auflösung beobachtet. Solche Stoffe unterliegen einer schnellen Oxidation. Es entstehen zweiwertige Kupferverbindungen. Diese Salze sind in wässrigen Medien gut löslich. Es kommt zu ihrer vollständigen Dissoziation in Ionen.

Löslichkeit in Säuren

Die üblichen Bedingungen für Reaktionen von Kupfer mit schwachen oder verdünnten Säuren begünstigen deren Wechselwirkung nicht. Der chemische Prozess des Metalls mit Alkalien wird nicht beobachtet. Eine Löslichkeit von Kupfer in Säuren ist möglich, wenn es sich um starke Oxidationsmittel handelt. Nur in diesem Fall findet eine Interaktion statt.

Löslichkeit von Kupfer in Salpetersäure

Diese Reaktion ist möglich, da der Prozess mit einem starken Reagenz abläuft. Salpetersäure in verdünnter und konzentrierter Form zeigt oxidierende Eigenschaften bei der Auflösung von Kupfer.

Bei der ersten Option entstehen bei der Reaktion Kupfernitrat und zweiwertiges Stickstoffoxid in einem Verhältnis von 75 % zu 25 %. Der Prozess mit verdünnter Salpetersäure kann durch die folgende Gleichung beschrieben werden:

8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + NO + NO + 4H 2 O.

Im zweiten Fall werden Kupfernitrat und zweiwertige und vierwertige Stickoxide erhalten, deren Verhältnis 1 zu 1 beträgt. Bei diesem Verfahren werden 1 Mol Metall und 3 Mol konzentrierte Salpetersäure benötigt. Wenn sich Kupfer auflöst, erwärmt sich die Lösung stark, was zur thermischen Zersetzung des Oxidationsmittels und zur Freisetzung einer zusätzlichen Menge Stickoxide führt:

4HNO 3 + Cu → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + NO 2 + 2H 2 O.

Die Reaktion wird in der Kleinproduktion eingesetzt, die mit dem Recycling von Schrott oder der Entfernung von Beschichtungen aus Abfällen verbunden ist. Allerdings weist diese Methode der Kupferauflösung eine Reihe von Nachteilen auf, die mit der Freisetzung großer Mengen an Stickoxiden einhergehen. Um sie einzufangen oder zu neutralisieren, ist spezielle Ausrüstung erforderlich. Diese Verfahren sind sehr teuer.

Die Auflösung von Kupfer gilt als abgeschlossen, wenn die Produktion flüchtiger Stickoxide vollständig aufhört. Die Reaktionstemperatur liegt zwischen 60 und 70 °C. Der nächste Schritt besteht darin, die Lösung vom Boden abzulassen und kleine Metallstücke zurückzulassen, die nicht reagiert haben. Der resultierenden Flüssigkeit wird Wasser zugesetzt und filtriert.

Löslichkeit in Schwefelsäure

Unter normalen Bedingungen findet diese Reaktion nicht statt. Der Faktor, der die Auflösung von Kupfer in Schwefelsäure bestimmt, ist seine hohe Konzentration. Ein verdünntes Medium kann das Metall nicht oxidieren. Die Auflösung von konzentriertem Kupfer erfolgt unter Freisetzung von Sulfat.

Der Prozess wird durch die folgende Gleichung ausgedrückt:

Cu + H 2 SO 4 + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.

Eigenschaften von Kupfersulfat

Zweibasiges Salz wird auch Schwefelsäure genannt, es wird bezeichnet als: CuSO 4. Es ist eine Substanz ohne charakteristischen Geruch und weist keine Flüchtigkeit auf. In seiner wasserfreien Form ist Salz farblos, undurchsichtig und stark hygroskopisch. Kupfer (Sulfat) hat eine gute Löslichkeit. Wassermoleküle können bei Zugabe zu Salz kristalline Hydratverbindungen bilden. Ein Beispiel ist das blaue Pentahydrat. Seine Formel: CuSO 4 5H 2 O.

Kristalline Hydrate haben eine transparente Struktur mit bläulicher Tönung und weisen einen bitteren, metallischen Geschmack auf. Ihre Moleküle sind in der Lage, mit der Zeit gebundenes Wasser zu verlieren. Sie kommen in der Natur in Form von Mineralien vor, zu denen Chalkanthit und Butit gehören.

Anfällig für Kupfersulfat. Löslichkeit ist eine exotherme Reaktion. Der Prozess der Salzhydratation erzeugt eine erhebliche Menge an Wärme.

Löslichkeit von Kupfer in Eisen

Als Ergebnis dieses Prozesses entstehen Pseudolegierungen aus Fe und Cu. Für metallisches Eisen und Kupfer ist eine begrenzte gegenseitige Löslichkeit möglich. Seine Maximalwerte werden bei einer Temperatur von 1099,85 °C beobachtet. Der Löslichkeitsgrad von Kupfer in fester Form von Eisen beträgt 8,5 %. Das sind kleine Zahlen. Die Auflösung von metallischem Eisen in der festen Form von Kupfer beträgt etwa 4,2 %.

Durch die Reduzierung der Temperatur auf Raumwerte werden die gegenseitigen Prozesse unbedeutend. Wenn metallisches Kupfer geschmolzen wird, kann es Eisen in fester Form gut benetzen. Bei der Herstellung von Fe- und Cu-Pseudolegierungen werden spezielle Rohlinge verwendet. Sie entstehen durch Pressen oder Backen von Eisenpulver in reiner oder legierter Form. Solche Werkstücke werden mit flüssigem Kupfer imprägniert und bilden Pseudolegierungen.

Auflösung in Ammoniak

Der Prozess erfolgt häufig, indem NH 3 in gasförmiger Form über heißes Metall geleitet wird. Das Ergebnis ist die Auflösung von Kupfer in Ammoniak und die Freisetzung von Cu 3 N. Diese Verbindung wird einwertiges Nitrid genannt.

Seine Salze werden einer Ammoniaklösung ausgesetzt. Die Zugabe eines solchen Reagenzes zu Kupferchlorid führt zur Bildung eines Niederschlags in Form von Hydroxid:

CuCl 2 + NH 3 + NH 3 + 2H 2 O → 2NH 4 Cl + Cu(OH) 2 ↓.

Überschüssiges Ammoniak fördert die Bildung einer komplexen Verbindung mit dunkelblauer Farbe:

Cu(OH) 2 ↓+ 4NH 3 → (OH) 2.

Dieses Verfahren dient zur Bestimmung von Kupfer(II)-Ionen.

Löslichkeit in Gusseisen

Im Gefüge von Temperguss perlitischer Gusseisen gibt es neben den Hauptbestandteilen noch ein weiteres Element in Form von gewöhnlichem Kupfer. Dies erhöht die Graphitisierung von Kohlenstoffatomen und trägt dazu bei, die Fließfähigkeit, Festigkeit und Härte von Legierungen zu erhöhen. Das Metall wirkt sich positiv auf den Perlitgehalt im Endprodukt aus. Die Löslichkeit von Kupfer im Gusseisen wird genutzt, um die ursprüngliche Zusammensetzung zu legieren. Der Hauptzweck dieses Prozesses besteht darin, eine formbare Legierung zu erhalten. Es weist verbesserte mechanische Eigenschaften und Korrosionseigenschaften auf, verringert jedoch die Versprödung.

Wenn der Kupfergehalt im Gusseisen etwa 1 % beträgt, beträgt die Zugfestigkeit 40 % und die Streckgrenze steigt auf 50 %. Dadurch verändern sich die Eigenschaften der Legierung erheblich. Eine Erhöhung der Metalllegierungsmenge auf 2 % führt zu einer Festigkeitsänderung auf 65 % und der Fließgrad beträgt 70 %. Bei einem höheren Kupfergehalt im Gusseisen ist die Bildung von Kugelgraphit schwieriger. Das Einbringen eines Legierungselements in die Struktur ändert nichts an der Technologie zur Bildung einer viskosen und weichen Legierung. Die für das Glühen vorgesehene Zeit stimmt mit der Dauer einer solchen Reaktion ohne Kupferverunreinigung überein. Es sind etwa 10 Stunden.

Die Verwendung von Kupfer zur Herstellung von Gusseisen mit hohem Siliziumgehalt kann die sogenannte Ferruginisierung der Mischung beim Glühen nicht vollständig beseitigen. Das Ergebnis ist ein Produkt mit geringer Elastizität.

Löslichkeit in Quecksilber

Wenn Quecksilber mit Metallen anderer Elemente vermischt wird, entstehen Amalgame. Dieser Prozess kann bei Raumtemperatur ablaufen, da Pb unter solchen Bedingungen flüssig ist. Die Löslichkeit von Kupfer in Quecksilber verschwindet erst beim Erhitzen. Das Metall muss zunächst zerkleinert werden. Wenn festes Kupfer mit flüssigem Quecksilber benetzt wird, kommt es zum gegenseitigen Eindringen eines Stoffes in einen anderen oder zu einem Diffusionsprozess. Der Löslichkeitswert wird in Prozent ausgedrückt und beträgt 7,4 * 10 -3. Durch die Reaktion entsteht ein hartes, einfaches Amalgam ähnlich wie Zement. Wenn man es etwas erhitzt, wird es weicher. Daher wird diese Mischung zur Reparatur von Porzellanprodukten verwendet. Es gibt auch komplexe Amalgame mit einem optimalen Metallgehalt. Beispielsweise enthält eine Dentallegierung Elemente aus Kupfer und Zink. Ihr prozentuales Verhältnis beträgt 65:27:6:2. Amalgam mit dieser Zusammensetzung wird Silber genannt. Jede Komponente der Legierung erfüllt eine bestimmte Funktion, wodurch Sie eine hochwertige Füllung erhalten.

Ein weiteres Beispiel ist eine Amalgamlegierung, die einen hohen Kupferanteil aufweist. Es wird auch Kupferlegierung genannt. Das Amalgam enthält 10 bis 30 % Cu. Der hohe Kupfergehalt verhindert die Wechselwirkung von Zinn mit Quecksilber, wodurch die Bildung einer sehr schwachen und korrosiven Phase der Legierung verhindert wird. Darüber hinaus führt die Reduzierung des Silberanteils in einer Füllung zu günstigeren Preisen. Zur Herstellung von Amalgam empfiehlt sich die Verwendung einer inerten Atmosphäre oder einer schützenden Flüssigkeit, die einen Film bildet. Die Metalle, aus denen die Legierung besteht, können durch Luft schnell oxidiert werden. Durch das Erhitzen von Kupferamalgam in Gegenwart von Wasserstoff wird das Quecksilber abdestilliert und das elementare Kupfer abgetrennt. Wie Sie sehen, ist dieses Thema nicht schwer zu lernen. Jetzt wissen Sie, wie Kupfer nicht nur mit Wasser, sondern auch mit Säuren und anderen Elementen interagiert.

Wie alle D-Elemente sind sie leuchtend gefärbt.

Genau wie bei Kupfer wird es beobachtet Elektronenversagen- vom s-Orbital zum d-Orbital

Elektronische Struktur des Atoms:

Dementsprechend gibt es 2 charakteristische Oxidationsstufen von Kupfer: +2 und +1.

Einfache Substanz: goldrosa Metall.

Kupferoxide:Сu2O Kupferoxid (I) \ Kupferoxid 1 - rot-orange Farbe

CuO Kupfer(II)-oxid \ Kupferoxid 2 - schwarz.

Andere Kupferverbindungen Cu(I), außer dem Oxid, sind instabil.

Kupferverbindungen Cu(II) sind zum einen stabil und zum anderen blau oder grünlich gefärbt.

Warum werden Kupfermünzen grün? Kupfer interagiert in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid in der Luft und bildet CuCO3, eine grüne Substanz.

Eine weitere farbige Kupferverbindung, Kupfer(II)-sulfid, ist ein schwarzer Niederschlag.

Im Gegensatz zu anderen Elementen folgt Kupfer dem Wasserstoff und setzt ihn daher nicht aus Säuren frei:

• Mit heiß Schwefelsäure: Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• Mit kalt Schwefelsäure: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• mit konzentriertem:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• mit verdünnter Salpetersäure:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Beispiel für die Problemlösung 1 des Einheitlichen Staatsexamens C2:

Kupfernitrat wurde kalziniert und der resultierende feste Niederschlag wurde in Schwefelsäure gelöst. Schwefelwasserstoff wurde durch die Lösung geleitet, der resultierende schwarze Niederschlag wurde gebrannt und der feste Rückstand wurde durch Erhitzen in Salpetersäure gelöst.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Der feste Niederschlag ist Kupfer(II)-oxid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Kupfer(II)-sulfid ist ein schwarzer Niederschlag.

„Gefeuert“ bedeutet, dass eine Wechselwirkung mit Sauerstoff stattgefunden hat. Nicht zu verwechseln mit „Kalzinierung“. Kalzinieren – natürlich auf hohe Temperatur erhitzen.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Der feste Rückstand ist CuO, wenn das Kupfersulfid vollständig reagiert hat, CuO + CuS, wenn es teilweise reagiert hat.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

CuS + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S

Auch eine andere Reaktion ist möglich:

СuS + 8HNO3 = Cu(NO3)2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O

Beispiel für die Einheitliche Staatsprüfung C2-Aufgabe Option 2:

Kupfer wurde in konzentrierter Salpetersäure gelöst, das entstehende Gas wurde mit Sauerstoff vermischt und in Wasser gelöst. In der resultierenden Lösung wurde Zinkoxid gelöst, dann wurde der Lösung ein großer Überschuss an Natriumhydroxidlösung zugesetzt.

Durch die Reaktion mit Salpetersäure entstehen Cu(NO3)2, NO2 und O2.

NO2 wurde mit Sauerstoff vermischt, was bedeutet, dass es oxidiert wurde: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Gemischt mit Wasser: N2O5 + H2O = 2HNO3.

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3