Wechselwirkung von Kupferoxid 2 mit Wasser. Kupferverbindungen. - mit konzentrierter Salpetersäure

Kupfer (Cu) gehört zu den d-Elementen und befindet sich in der Gruppe IB des Periodensystems von D. I. Mendelejew. Die elektronische Konfiguration des Kupferatoms im Grundzustand wird als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 anstelle der erwarteten Formel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 geschrieben. Mit anderen Worten: Im Falle des Kupferatoms wird ein sogenannter „Elektronensprung“ von der 4s-Unterebene zur 3d-Unterebene beobachtet. Für Kupfer sind neben Null auch die Oxidationsstufen +1 und +2 möglich. Die Oxidationsstufe +1 neigt zur Disproportionierung und ist nur in unlöslichen Verbindungen wie CuI, CuCl, Cu 2 O usw. sowie in komplexen Verbindungen wie Cl und OH stabil. Kupferverbindungen in der Oxidationsstufe +1 haben keine bestimmte Farbe. So kann Kupfer(I)-oxid je nach Kristallgröße dunkelrot (große Kristalle) und gelb (kleine Kristalle) sein, CuCl und CuI sind weiß und Cu 2 S ist schwarz und blau. Der Oxidationszustand von Kupfer von +2 ist chemisch stabiler. Salze, die Kupfer in dieser Oxidationsstufe enthalten, haben eine blaue und blaugrüne Farbe.

Kupfer ist ein sehr weiches, formbares und duktiles Metall mit hoher elektrischer und thermischer Leitfähigkeit. Die Farbe von metallischem Kupfer ist rot-rosa. Kupfer steht in der Aktivitätsreihe der Metalle rechts vom Wasserstoff, also gehört zu den niedrigaktiven Metallen.

mit Sauerstoff

Unter normalen Bedingungen interagiert Kupfer nicht mit Sauerstoff. Für die Reaktion zwischen ihnen ist Wärme erforderlich. Je nach Sauerstoffüberschuss oder -mangel und Temperaturbedingungen können sich Kupfer(II)-oxid und Kupfer(I)-oxid bilden:

mit Schwefel

Die Reaktion von Schwefel mit Kupfer kann je nach Bedingungen zur Bildung sowohl von Kupfer(I)-sulfid als auch von Kupfer(II)-sulfid führen. Wenn eine Mischung aus pulverisiertem Cu und S auf eine Temperatur von 300–400 °C erhitzt wird, entsteht Kupfer(I)sulfid:

Bei einem Mangel an Schwefel und der Durchführung der Reaktion bei Temperaturen über 400 o C entsteht Kupfer(II)-sulfid. Eine einfachere Möglichkeit, Kupfer(II)-sulfid aus einfachen Stoffen zu gewinnen, ist jedoch die Wechselwirkung von Kupfer mit in Schwefelkohlenstoff gelöstem Schwefel:

Diese Reaktion findet bei Raumtemperatur statt.

mit Halogenen

Kupfer reagiert mit Fluor, Chlor und Brom und bildet Halogenide mit der allgemeinen Formel CuHal 2, wobei Hal für F, Cl oder Br steht:

Cu + Br 2 = CuBr 2

Bei Jod, dem schwächsten Oxidationsmittel unter den Halogenen, entsteht Kupfer(I)-iodid:

Kupfer interagiert nicht mit Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff und Silizium.

mit nicht oxidierenden Säuren

Fast alle Säuren sind nicht oxidierende Säuren, mit Ausnahme von konzentrierter Schwefelsäure und Salpetersäure jeglicher Konzentration. Da nichtoxidierende Säuren nur Metalle in der Aktivitätsreihe bis zu Wasserstoff oxidieren können; das bedeutet, dass Kupfer mit solchen Säuren nicht reagiert.

mit oxidierenden Säuren

- konzentrierte Schwefelsäure

Kupfer reagiert sowohl beim Erhitzen als auch bei Raumtemperatur mit konzentrierter Schwefelsäure. Beim Erhitzen läuft die Reaktion nach der Gleichung ab:

Da Kupfer kein starkes Reduktionsmittel ist, wird Schwefel bei dieser Reaktion nur bis zur Oxidationsstufe +4 (in SO 2) reduziert.

- mit verdünnter Salpetersäure

Die Reaktion von Kupfer mit verdünnter HNO 3 führt zur Bildung von Kupfer(II)-nitrat und Stickstoffmonoxid:

3Cu + 8HNO 3 (verdünnt) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

- mit konzentrierter Salpetersäure

Konzentriertes HNO 3 reagiert unter normalen Bedingungen leicht mit Kupfer. Der Unterschied zwischen der Reaktion von Kupfer mit konzentrierter Salpetersäure und der Reaktion mit verdünnter Salpetersäure liegt im Produkt der Stickstoffreduktion. Bei konzentrierter HNO 3 wird Stickstoff in geringerem Maße reduziert: Anstelle von Stickoxid (II) entsteht Stickoxid (IV), was auf die stärkere Konkurrenz zwischen Salpetersäuremolekülen in konzentrierter Säure um das Reduktionsmittel (Cu) zurückzuführen ist ) Elektronen:

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

mit Nichtmetalloxiden

Kupfer reagiert mit einigen Nichtmetalloxiden. Beispielsweise wird bei Oxiden wie NO 2, NO, N 2 O Kupfer zu Kupfer(II)-oxid oxidiert und Stickstoff auf die Oxidationsstufe 0 reduziert, d. h. Es entsteht ein einfacher Stoff N 2:

Bei Schwefeldioxid entsteht anstelle der einfachen Substanz (Schwefel) Kupfer(I)-sulfid. Dies liegt daran, dass Kupfer und Schwefel im Gegensatz zu Stickstoff reagieren:

mit Metalloxiden

Wenn metallisches Kupfer mit Kupfer(II)-oxid bei einer Temperatur von 1000–2000 °C gesintert wird, kann Kupfer(I)-oxid erhalten werden:

Außerdem kann metallisches Kupfer beim Kalzinieren Eisen(III)-oxid zu Eisen(II)-oxid reduzieren:

mit Metallsalzen

Kupfer verdrängt weniger aktive Metalle (rechts davon in der Aktivitätsreihe) aus Lösungen ihrer Salze:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Es findet auch eine interessante Reaktion statt, bei der sich Kupfer im Salz eines aktiveren Metalls auflöst – Eisen in der Oxidationsstufe +3. Es gibt jedoch keine Widersprüche, denn Kupfer verdrängt Eisen nicht aus seinem Salz, sondern reduziert es lediglich von der Oxidationsstufe +3 auf die Oxidationsstufe +2:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2

Die letztere Reaktion wird bei der Herstellung von Mikroschaltungen beim Ätzen von Kupferleiterplatten verwendet.

Kupferkorrosion

Kupfer korrodiert im Laufe der Zeit bei Kontakt mit Feuchtigkeit, Kohlendioxid und Luftsauerstoff:

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuOH) 2 CO 3

Als Ergebnis dieser Reaktion werden Kupferprodukte mit einer losen blaugrünen Schicht aus Kupfer(II)-hydroxycarbonat bedeckt.

Chemische Eigenschaften von Zink

Zink Zn gehört zur Gruppe IIB der IV-Periode. Die elektronische Konfiguration der Valenzorbitale der Atome eines chemischen Elements im Grundzustand beträgt 3d 10 4s 2. Für Zink ist nur eine einzige Oxidationsstufe möglich, nämlich +2. Zinkoxid ZnO und Zinkhydroxid Zn(OH) 2 haben ausgeprägte amphotere Eigenschaften.

Zink läuft bei Lagerung an der Luft an und wird mit einer dünnen Schicht ZnO-Oxid bedeckt. Bei hoher Luftfeuchtigkeit und in Gegenwart von Kohlendioxid kommt es aufgrund der Reaktion besonders leicht zu einer Oxidation:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Zinkdampf brennt an der Luft, und ein dünner Zinkstreifen brennt nach dem Glühen in einer Brennerflamme mit einer grünlichen Flamme:

Beim Erhitzen interagiert metallisches Zink auch mit Halogenen, Schwefel und Phosphor:

Zink reagiert nicht direkt mit Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff, Silizium und Bor.

Zink reagiert mit nicht oxidierenden Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Technisches Zink ist in Säuren besonders gut löslich, da es Verunreinigungen anderer weniger aktiver Metalle, insbesondere Cadmium und Kupfer, enthält. Hochreines Zink ist aus bestimmten Gründen säurebeständig. Um die Reaktion zu beschleunigen, wird eine hochreine Zinkprobe mit Kupfer in Kontakt gebracht oder der Säurelösung etwas Kupfersalz zugesetzt.

Bei einer Temperatur von 800–900 °C (Rotglut) interagiert Zinkmetall im geschmolzenen Zustand mit überhitztem Wasserdampf und setzt daraus Wasserstoff frei:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Zink reagiert auch mit oxidierenden Säuren: konzentrierter Schwefelsäure und Salpetersäure.

Zink als Aktivmetall kann mit konzentrierter Schwefelsäure Schwefeldioxid, elementaren Schwefel und sogar Schwefelwasserstoff bilden.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Die Zusammensetzung der Reduktionsprodukte der Salpetersäure wird durch die Konzentration der Lösung bestimmt:

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

3Zn + 8HNO 3 (40 %) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn +10HNO 3 (20 %) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO3 (0,5 %) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Die Richtung des Prozesses wird auch von der Temperatur, der Säuremenge, der Reinheit des Metalls und der Reaktionszeit beeinflusst.

Zink reagiert mit alkalischen Lösungen unter Bildung von Zink Tetrahydroxycinate und Wasserstoff:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2

Beim Schmelzen mit wasserfreien Alkalien entsteht Zink Zinkate und Wasserstoff:

In einer stark alkalischen Umgebung ist Zink ein extrem starkes Reduktionsmittel, das Stickstoff in Nitraten und Nitriten zu Ammoniak reduzieren kann:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Aufgrund der Komplexierung löst sich Zink langsam in Ammoniaklösung auf und reduziert dabei Wasserstoff:

Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Zink reduziert auch weniger aktive Metalle (rechts davon in der Aktivitätsreihe) aus wässrigen Lösungen ihrer Salze:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Chemische Eigenschaften von Chrom

Chrom ist ein Element der Gruppe VIB des Periodensystems. Die elektronische Konfiguration des Chromatoms wird als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 geschrieben, d.h. Sowohl beim Chrom als auch beim Kupferatom wird das sogenannte „Elektronenleck“ beobachtet

Die am häufigsten vorkommenden Oxidationsstufen von Chrom sind +2, +3 und +6. Sie sollten beachtet werden und im Rahmen des Einheitlichen Staatsexamens in Chemie kann davon ausgegangen werden, dass Chrom keine anderen Oxidationsstufen aufweist.

Unter normalen Bedingungen ist Chrom sowohl in der Luft als auch im Wasser korrosionsbeständig.

Wechselwirkung mit Nichtmetallen

mit Sauerstoff

Auf eine Temperatur von mehr als 600 °C erhitzt, verbrennt pulverförmiges Chrommetall in reinem Sauerstoff und bildet Chrom(III)-oxid:

4Cr + 3O2 = Ö T=> 2Cr 2 O 3

mit Halogenen

Chrom reagiert mit Chlor und Fluor bei niedrigeren Temperaturen als mit Sauerstoff (250 bzw. 300 °C):

2Cr + 3F 2 = Ö T=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = Ö T=> 2CrCl 3

Chrom reagiert mit Brom bei glühender Temperatur (850–900 °C):

2Cr + 3Br 2 = Ö T=> 2CrBr 3

mit Stickstoff

Metallisches Chrom interagiert mit Stickstoff bei Temperaturen über 1000 °C:

2Cr + N 2 = ÖT=> 2CrN

mit Schwefel

Mit Schwefel kann Chrom sowohl Chrom(II)-sulfid als auch Chrom(III)-sulfid bilden, was von den Anteilen von Schwefel und Chrom abhängt:

Cr+S= o t=>CrS

2Cr + 3S = o t=> Cr 2 S 3

Chrom reagiert nicht mit Wasserstoff.

Interaktion mit komplexen Substanzen

Wechselwirkung mit Wasser

Chrom ist ein Metall mittlerer Aktivität (liegt in der Aktivitätsreihe der Metalle zwischen Aluminium und Wasserstoff). Das bedeutet, dass die Reaktion zwischen glühendem Chrom und überhitztem Wasserdampf stattfindet:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Wechselwirkung mit Säuren

Chrom wird unter normalen Bedingungen durch konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure passiviert, löst sich jedoch beim Kochen darin auf und oxidiert zur Oxidationsstufe +3:

Cr + 6HNO 3(konz.) = Zu=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4(konz) = Zu=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Bei verdünnter Salpetersäure ist das Hauptprodukt der Stickstoffreduktion der einfache Stoff N 2:

10Cr + 36HNO 3(dil) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Chrom steht in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff und ist daher in der Lage, aus Lösungen nichtoxidierender Säuren H2 freizusetzen. Bei solchen Reaktionen entstehen ohne Zugang zu Luftsauerstoff Chrom(II)-Salze:

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 (verdünnt) = CrSO 4 + H 2

Wenn die Reaktion an der Luft durchgeführt wird, wird zweiwertiges Chrom sofort durch den in der Luft enthaltenen Sauerstoff zur Oxidationsstufe +3 oxidiert. In diesem Fall sieht die Gleichung mit Salzsäure beispielsweise so aus:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

Wenn metallisches Chrom mit starken Oxidationsmitteln in Gegenwart von Alkalien geschmolzen wird, wird Chrom zur Oxidationsstufe +6 oxidiert und bildet sich Chromate:

Chemische Eigenschaften von Eisen

Eisen Fe, ein chemisches Element der Gruppe VIIIB mit der Seriennummer 26 im Periodensystem. Die Elektronenverteilung im Eisenatom ist wie folgt: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, d. h. Eisen gehört zu den d-Elementen, da in seinem Fall die d-Unterebene gefüllt ist. Es zeichnet sich am stärksten durch zwei Oxidationsstufen +2 und +3 aus. FeO-Oxid und Fe(OH) 2-Hydroxid haben überwiegend basische Eigenschaften, während Fe 2 O 3-Oxid und Fe(OH) 3-Hydroxid deutlich amphotere Eigenschaften haben. So lösen sich Eisenoxid und -hydroxid (III) zum Teil beim Kochen in konzentrierten Alkalilösungen und reagieren beim Schmelzen auch mit wasserfreien Alkalien. Es ist zu beachten, dass die Oxidationsstufe von Eisen +2 sehr instabil ist und leicht in die Oxidationsstufe +3 übergeht. Bekannt sind auch Eisenverbindungen in der seltenen Oxidationsstufe +6 – Ferrate, Salze der nicht existierenden „Eisensäure“ H 2 FeO 4. Diese Verbindungen sind nur im festen Zustand oder in stark alkalischen Lösungen relativ stabil. Wenn die Alkalität der Umgebung nicht ausreicht, oxidieren Ferrate schnell sogar Wasser und setzen daraus Sauerstoff frei.

Wechselwirkung mit einfachen Substanzen

Mit Sauerstoff

Beim Verbrennen in reinem Sauerstoff bildet Eisen das sogenannte Eisen Skala, das die Formel Fe 3 O 4 hat und eigentlich ein Mischoxid darstellt, dessen Zusammensetzung herkömmlicherweise durch die Formel FeO∙Fe 2 O 3 dargestellt werden kann. Die Verbrennungsreaktion von Eisen hat die Form:

3Fe + 2O 2 = Zu=> Fe 3 O 4

Mit Schwefel

Beim Erhitzen reagiert Eisen mit Schwefel unter Bildung von Eisensulfid:

Fe + S = Zu=>FeS

Oder mit überschüssigem Schwefel Eisendisulfid:

Fe + 2S = Zu=>FeS 2

Mit Halogenen

Metallisches Eisen wird von allen Halogenen außer Jod zur Oxidationsstufe +3 oxidiert und bildet Eisenhalogenide (lll):

2Fe + 3F 2 = Zu=> 2FeF 3 – Eisenfluorid (lll)

2Fe + 3Cl 2 = Zu=> 2FeCl 3 – Eisenchlorid (lll)

Jod, als schwächstes Oxidationsmittel unter den Halogenen, oxidiert Eisen nur bis zur Oxidationsstufe +2:

Fe + I 2 = Zu=> FeI 2 – Eiseniodid (ll)

Es ist zu beachten, dass Eisen(III)-Eisen-Verbindungen Jodidionen in einer wässrigen Lösung leicht oxidieren, um Jod I 2 freizusetzen, während sie auf die Oxidationsstufe +2 reduziert werden. Beispiele für ähnliche Reaktionen der FIPI-Bank:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

Mit Wasserstoff

Eisen reagiert nicht mit Wasserstoff (nur Alkalimetalle und Erdalkalimetalle reagieren mit Wasserstoff aus Metallen):

Interaktion mit komplexen Substanzen

Wechselwirkung mit Säuren

Mit nicht oxidierenden Säuren

Da sich Eisen in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff befindet, bedeutet dies, dass es in der Lage ist, Wasserstoff aus nicht oxidierenden Säuren (fast allen Säuren außer H 2 SO 4 (konz.) und HNO 3 beliebiger Konzentration) zu verdrängen:

Fe + H 2 SO 4 (verdünnt) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Auf einen solchen Trick müssen Sie bei den Aufgaben des Einheitlichen Staatsexamens achten, etwa auf die Frage, bis zu welchem ​​Oxidationsgrad Eisen oxidiert, wenn es verdünnter und konzentrierter Salzsäure ausgesetzt wird. Die richtige Antwort ist in beiden Fällen bis zu +2.

Die Falle liegt hier in der intuitiven Erwartung einer tieferen Oxidation des Eisens (auf d.o. +3) im Falle seiner Wechselwirkung mit konzentrierter Salzsäure.

Wechselwirkung mit oxidierenden Säuren

Unter normalen Bedingungen reagiert Eisen aufgrund der Passivierung nicht mit konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure. Beim Kochen reagiert es jedoch mit ihnen:

2Fe + 6H 2 SO 4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Bitte beachten Sie, dass verdünnte Schwefelsäure Eisen auf eine Oxidationsstufe von +2 und konzentrierte Schwefelsäure auf +3 oxidiert.

Korrosion (Rosten) von Eisen

In feuchter Luft rostet Eisen sehr schnell:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

Eisen reagiert in Abwesenheit von Sauerstoff nicht mit Wasser, weder unter normalen Bedingungen noch beim Kochen. Die Reaktion mit Wasser findet erst bei Temperaturen oberhalb der Rotglut (>800 °C) statt. diese..

KUPFER UND SEINE VERBINDUNGEN

LEKTION IN DER 11. NATURWISSENSCHAFTLICHEN KLASSE

Um die kognitive Aktivität und Unabhängigkeit der Schüler zu steigern, nutzen wir den Unterricht zum gemeinsamen Lernen von Stoffen. In einem solchen Unterricht erhält jeder Schüler (oder jedes Schülerpaar) eine Aufgabe, über deren Erledigung er in derselben Unterrichtsstunde berichten muss, und sein Bericht wird von den übrigen Schülern der Klasse in Heften festgehalten und ist Bestandteil des Inhalts des Unterrichtsmaterials. Jeder Schüler trägt dazu bei, dass die Klasse etwas über das Thema lernt.
Während des Unterrichts ändert sich der Arbeitsmodus der Schüler von intraaktiv (ein Modus, in dem Informationsflüsse innerhalb der Schüler geschlossen sind, was typisch für unabhängiges Arbeiten ist) zu interaktiv (ein Modus, in dem Informationsflüsse in beide Richtungen erfolgen, d. h. Informationen gehen sowohl von der zwischen Studierenden und Studierenden werden Informationen ausgetauscht). In diesem Fall fungiert der Lehrer als Organisator des Prozesses, korrigiert und ergänzt die von den Schülern bereitgestellten Informationen.
Der Unterricht zum gemeinsamen Studium des Stoffes besteht aus folgenden Phasen:
Stufe 1 – Installation, in der der Lehrer die Ziele und das Arbeitsprogramm für den Unterricht erklärt (bis zu 7 Minuten);
Stufe 2 – selbständiges Arbeiten der Studierenden nach Anleitung (bis zu 15 Minuten);
Stufe 3 – Informationsaustausch und Zusammenfassung der Lektion (nimmt die gesamte verbleibende Zeit in Anspruch).
Die Lektion „Kupfer und seine Verbindungen“ richtet sich an Klassen mit vertieftem Chemiestudium (4 Stunden Chemie pro Woche), wird über zwei Unterrichtsstunden durchgeführt, die Lektion aktualisiert das Wissen der Schüler zu folgenden Themen: „Allgemeine Eigenschaften von Metalle“, „Umgang mit Metallen mit konzentrierter Schwefelsäure“, „Salpetersäure“, „Qualitative Reaktionen auf Aldehyde und mehrwertige Alkohole“, „Oxidation gesättigter einwertiger Alkohole mit Kupfer(II)-oxid“, „Komplexe Verbindungen“.
Vor dem Unterricht erhalten die Schüler Hausaufgaben: Wiederholen Sie die aufgeführten Themen. Die vorbereitende Vorbereitung des Lehrers auf den Unterricht besteht aus der Erstellung von Lehrkarten für die Schüler und der Vorbereitung von Sets für Laborversuche.

WÄHREND DES UNTERRICHTS

Installationsphase

Der Lehrer posiert vor den Schülern der Zweck des Unterrichts: Basierend auf dem vorhandenen Wissen über die Eigenschaften von Stoffen Informationen über Kupfer und seine Verbindungen vorhersagen, praktisch bestätigen und zusammenfassen.
Die Schüler stellen die elektronische Formel des Kupferatoms zusammen, finden heraus, welche Oxidationsstufen Kupfer in Verbindungen aufweisen kann und welche Eigenschaften (Redox, Säure-Base) Kupferverbindungen haben werden.
In den Heften der Schüler erscheint eine Tabelle.

Eigenschaften von Kupfer und seinen Verbindungen

Unabhängige Arbeitsphase

Um Annahmen zu bestätigen und zu ergänzen, führen die Studierenden Laborexperimente gemäß den Anweisungen durch und schreiben die Gleichungen der durchgeführten Reaktionen auf.

Anleitung zum selbständigen Arbeiten zu zweit

1. Erhitzen Sie den Kupferdraht in einer Flamme. Beachten Sie, wie sich seine Farbe geändert hat. Legen Sie heißen kalzinierten Kupferdraht in Ethylalkohol. Beachten Sie die Änderung seiner Farbe. Wiederholen Sie diese Manipulationen 2-3 Mal. Überprüfen Sie, ob sich der Ethanolgeruch verändert hat.
Schreiben Sie zwei Reaktionsgleichungen auf, die den durchgeführten Transformationen entsprechen. Welche Eigenschaften von Kupfer und seinem Oxid werden durch diese Reaktionen bestätigt?

2. Salzsäure zu Kupfer(I)oxid hinzufügen.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf und berücksichtigen Sie dabei, dass Kupfer(I)-chlorid eine unlösliche Verbindung ist. Welche Eigenschaften von Kupfer(I) werden durch diese Reaktionen bestätigt?

3. a) Geben Sie ein Zinkgranulat in eine Kupfer(II)sulfatlösung. Wenn die Reaktion nicht abläuft, erhitzen Sie die Lösung. b) 1 ml Schwefelsäure zu Kupfer(II)-oxid geben und erhitzen.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch diese Reaktionen bestätigt?

4. Legen Sie einen Streifen Universalindikator in die Kupfer(II)sulfatlösung.
Erklären Sie das Ergebnis. Schreiben Sie die Ionengleichung für die Hydrolyse in Schritt I auf.
Fügen Sie der Natriumcarbonatlösung eine Lösung von Honig(II)sulfat hinzu.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Gleichung für die gemeinsame Hydrolysereaktion in molekularer und ionischer Form auf.

5.
Was beobachten Sie?
Fügen Sie dem resultierenden Niederschlag Ammoniaklösung hinzu.
Welche Veränderungen sind eingetreten? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?

6. Fügen Sie eine Lösung von Kaliumiodid zu Kupfer(II)sulfat hinzu.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion. Welche Eigenschaft von Kupfer(II) beweist diese Reaktion?

7. Geben Sie ein kleines Stück Kupferdraht in ein Reagenzglas mit 1 ml konzentrierter Salpetersäure. Verschließen Sie das Reagenzglas mit einem Stopfen.
Was beobachten Sie? (Nehmen Sie das Reagenzglas unter die Zugkraft.) Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf.
Gießen Sie Salzsäure in ein anderes Reagenzglas und legen Sie ein kleines Stück Kupferdraht hinein.
Was beobachten Sie? Erläutern Sie Ihre Beobachtungen. Welche Eigenschaften von Kupfer werden durch diese Reaktionen bestätigt?

8. Überschüssiges Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen.
Was beobachten Sie? Erhitzen Sie den resultierenden Niederschlag. Was ist passiert? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch diese Reaktionen bestätigt?

9. Überschüssiges Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen.
Was beobachten Sie?
Fügen Sie dem resultierenden Niederschlag Glycerinlösung hinzu.
Welche Veränderungen sind eingetreten? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?

10. Überschüssiges Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen.
Was beobachten Sie?
Dem resultierenden Niederschlag Glukoselösung hinzufügen und erhitzen.
Was ist passiert? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf, indem Sie die allgemeine Formel für Aldehyde zur Bezeichnung von Glucose verwenden

Welche Eigenschaft der Kupferverbindung beweist diese Reaktion?

11. Zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen: a) Ammoniaklösung; b) Natriumphosphatlösung.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?

Phase des Informationsaustauschs und der Zusammenfassung

Der Lehrer stellt eine Frage zu den Eigenschaften einer bestimmten Substanz. Studierende, die die entsprechenden Experimente durchgeführt haben, berichten über das durchgeführte Experiment und schreiben die Reaktionsgleichungen an die Tafel. Anschließend ergänzen Lehrer und Schüler Informationen über die chemischen Eigenschaften des Stoffes, die durch Reaktionen im Schullabor nicht bestätigt werden konnten.

Verfahren zur Diskussion der chemischen Eigenschaften von Kupferverbindungen

1. Wie reagiert Kupfer mit Säuren, mit welchen anderen Stoffen kann Kupfer reagieren?

Die Reaktionsgleichungen für Kupfer lauten wie folgt:

Konzentrierte und verdünnte Salpetersäure:

Cu + 4HNO 3 (konz.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (verdünnt) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Konzentrierte Schwefelsäure:

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

Sauerstoff:

2Cu + O 2 = 2CuO;

Cu + Cl 2 = CuCl 2;

Salzsäure in Gegenwart von Sauerstoff:

2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O;

Eisen(III)-chlorid:

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2.

2. Welche Eigenschaften weisen Kupfer(I)-oxid und -chlorid auf?

Es wird auf die grundlegenden Eigenschaften, die Fähigkeit zur Komplexbildung und die Redoxdualität hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfer(I)-oxid mit lauten:

Salzsäure bis zur Bildung von CuCl:

Cu 2 O + 2HCl = 2CuCl + H 2 O;

Überschüssiges HCl:

CuCl + HCl = H;

Reduktions- und Oxidationsreaktionen von Cu 2 O:

Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O,

2Cu2O + O2 = 4CuO;

Disproportionierung beim Erhitzen:

Cu 2 O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl 2 .

3. Welche Eigenschaften weist Kupfer(II)-oxid auf?

Es wird auf die basischen und oxidativen Eigenschaften hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfer(II)-oxid mit lauten:

Säure:

CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;

Ethanol:

C 2 H 5 OH + CuO = CH 3 CHO + Cu + H 2 O;

Wasserstoff:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O;

Aluminium:

3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3.

4. Welche Eigenschaften weist Kupfer(II)-hydroxid auf?

Es wird auf oxidative, basische Eigenschaften, die Fähigkeit zur Komplexbildung mit organischen und anorganischen Verbindungen hingewiesen. Reaktionsgleichungen werden geschrieben mit:

Aldehyd:

RCHO + 2Cu(OH) 2 = RCOOH + Cu 2 O + 2H 2 O;

Säure:

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O;

Ammoniak:

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2;

Glycerin:

Zersetzungsreaktionsgleichung:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

5. Welche Eigenschaften weisen Kupfer(II)-Salze auf?

Es wird auf die Reaktionen des Ionenaustauschs, der Hydrolyse, der oxidativen Eigenschaften und der Komplexierung hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfersulfat mit:

Natriumhydroxid:

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;

Natriumphosphat:

3Cu 2+ + 2= Cu 3 (PO 4) 2;

Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+ ;

Kaliumjodid:

2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4 ;

Ammoniak:

Cu 2+ + 4NH 3 = 2+ ;

und Reaktionsgleichungen:

Hydrolyse:

Cu 2+ + HOH = CuOH + + H + ;

Co-Hydrolyse mit Natriumcarbonat zur Bildung von Malachit:

2Cu 2+ + 2 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2.

Darüber hinaus können Sie den Schülern die Wechselwirkung von Kupfer(II)-oxid und -hydroxid mit Alkalien erklären, die deren amphotere Natur beweist:

Cu(OH) 2 + 2NaOH (konz.) = Na 2,

Cu + Cl 2 = CuCl 2,

Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg,

2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O,

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O,

CuBr 2 + Cl 2 = CuCl 2 + Br 2,

(CuOH) 2 CO 3 + 4HCl = 2CuCl 2 + 3H 2 O + CO 2,

2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2,

2CuCl = CuCl 2 + Cu,

CuSO 4 + BaCl 2 = CuCl 2 + BaSO 4.)

Übung 3. Erstellen Sie Transformationsketten entsprechend den folgenden Schemata und führen Sie diese aus:

Aufgabe 1. Eine Legierung aus Kupfer und Aluminium wurde zunächst mit einem Überschuss an Alkali und dann mit einem Überschuss an verdünnter Salpetersäure behandelt. Berechnen Sie die Massenanteile der Metalle in der Legierung, wenn bekannt ist, dass die bei beiden Reaktionen (unter den gleichen Bedingungen) freigesetzten Gasvolumina gleich sind
.

(Antwort . Massenanteil von Kupfer – 84 %.)

Aufgabe 2. Beim Kalzinieren von 6,05 g kristallinem Kupfer(II)nitrathydrat wurden 2 g Rückstand erhalten. Bestimmen Sie die Formel des ursprünglichen Salzes.

(Antwort. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)

Aufgabe 3. Eine 13,2 g schwere Kupferplatte wurde in 300 g Eisen(III)nitratlösung mit einem Salzmassenanteil von 0,112 getaucht. Bei der Entnahme stellte sich heraus, dass der Massenanteil an Eisen(III)-nitrat dem Massenanteil des gebildeten Kupfer(II)-Salzes entsprach. Bestimmen Sie die Masse der Platte, nachdem sie aus der Lösung entfernt wurde.

(Antwort. 10 Jahre)

Hausaufgaben. Lernen Sie den im Notizbuch geschriebenen Stoff. Erstellen Sie eine Transformationskette für Kupferverbindungen mit mindestens zehn Reaktionen und führen Sie diese durch.

LITERATUR

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. Ein Handbuch zur Chemie für Studienbewerber. Programme. Fragen, Übungen, Aufgaben. Musterprüfungsunterlagen. M.: Higher School, 1999, 575 S.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 Aufgaben und Übungen in Chemie. Für Schüler und Bewerber. M.: 1st Federative Book Trading Company, 1998, 512 S.

Chemische Eigenschaften von Kupfer(II)-oxid

Kurze Eigenschaften von Kupfer(II)-oxid:

Kupferoxid(II) – eine anorganische Substanz von schwarzer Farbe.

2. Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).

Kohlenstoff.

3.Kupferoxidreaktion(II) mit Schwefel:

CuO + 2S → Cu + S 2 O (t = 150-200 °C).

Die Reaktion findet im Vakuum statt. Durch die Reaktion entstehen Kupfer und Oxid Schwefel.

4. Kupferoxidreaktion(II) mit Aluminium:

3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (t = 1000-1100 ° C).

Durch die Reaktion entstehen Kupfer und Oxid Aluminium.

5.Kupferoxidreaktion(II) mit Kupfer:

CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).

Als Ergebnis der Reaktion entsteht Kupfer(I)-oxid.

6. Kupferoxidreaktion(II) Mit Lithiumoxid:

CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).

Die Reaktion findet im Sauerstoffstrom statt. Als Ergebnis der Reaktion entsteht Lithiumcuprat.

7. Kupferoxidreaktion(II) mit Natriumoxid:

CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).

Die Reaktion findet im Sauerstoffstrom statt. Als Ergebnis der Reaktion entsteht Natriumcuprat.

8.Kupferoxidreaktion(II) mit Kohlenmonoxid:

CuO + CO → Cu + CO 2.

Bei der Reaktion entstehen Kupfer und Kohlenmonoxid (Kohlendioxid).

9. Kupferoxidreaktion(II) mit Oxid Drüse:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).

Durch die Reaktion entsteht ein Salz – Kupferferrit. Die Reaktion findet statt, wenn die Reaktionsmischung kalziniert wird.

10. Kupferoxidreaktion(II) mit Flusssäure:

CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.

Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz – Kupferfluorid und Wasser.

11.Kupferoxidreaktion(II) mit Salpetersäure:

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kupfernitrat und Wasser .

Die Reaktionen von Kupferoxid verlaufen ähnlich.(II) und mit anderen Säuren.

12. Kupferoxidreaktion(II) mit Bromwasserstoff (Hydrogenbromid):

CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.

Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kupferbromid und Wasser .

13. Kupferoxidreaktion(II) mit Jodwasserstoff:

CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.

Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kupferiodid und Wasser .

14. Kupferoxidreaktion(II) Mit Natriumhydroxid :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Natriumcuprat und Wasser .

15.Kupferoxidreaktion(II) Mit Kaliumhydroxid :

CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.

Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kaliumcuprat und Wasser .

16.Kupferoxidreaktion(II) mit Natriumhydroxid und Wasser:

CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).

Natriumhydroxid wird in Wasser gelöst. Eine Lösung von Natriumhydroxid in Wasser 20–30 %. Die Reaktion findet beim Siedepunkt statt. Durch eine chemische Reaktion entsteht Natriumtetrahydroxycuprat.

17.Kupferoxidreaktion(II) mit Kaliumsuperoxid:

2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 o C).

Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kaliumcuprat (III) und

Kupfer (Cu) gehört zu den niedrigaktiven Metallen. Es zeichnet sich durch die Bildung chemischer Verbindungen mit den Oxidationsstufen +1 und +2 aus. So zum Beispiel zwei Oxide, die eine Verbindung aus zwei Elementen Cu und Sauerstoff O sind: mit einer Oxidationsstufe von +1 – Kupferoxid Cu2O und einer Oxidationsstufe von +2 – Kupferoxid CuO. Obwohl sie aus den gleichen chemischen Elementen bestehen, weist jedes von ihnen seine eigenen besonderen Eigenschaften auf. Bei Kälte interagiert das Metall nur sehr schwach mit Luftsauerstoff und wird mit einem Kupferoxidfilm bedeckt, der eine weitere Oxidation von Kupfer verhindert. Beim Erhitzen wird dieser einfache Stoff mit der Seriennummer 29 im Periodensystem vollständig oxidiert. Dabei entsteht auch Kupfer(II)-oxid: 2Cu + O2 → 2CuO.

Lachgas ist ein bräunlich-roter Feststoff mit einer Molmasse von 143,1 g/mol. Die Verbindung hat einen Schmelzpunkt von 1235 °C und einen Siedepunkt von 1800 °C. Es ist in Wasser unlöslich, in Säuren jedoch löslich. Kupferoxid (I) wird verdünnt (konzentriert) und bildet einen farblosen Komplex +, der an der Luft leicht zu einem blauvioletten Ammoniakkomplex 2+ oxidiert wird und sich in Salzsäure unter Bildung von CuCl2 auflöst. In der Geschichte der Halbleiterphysik ist Cu2O eines der am besten untersuchten Materialien.

Kupfer(I)-oxid, auch Hemioxid genannt, hat basische Eigenschaften. Es kann durch Oxidation des Metalls erhalten werden: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Verunreinigungen wie Wasser und Säuren beeinflussen die Geschwindigkeit dieses Prozesses sowie die weitere Oxidation zu zweiwertigem Oxid. Kupferoxid kann sich in einem reinen Metall lösen und es entstehen Salze: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Nach einem ähnlichen Schema erfolgt die Wechselwirkung eines Oxids mit Grad +1 mit anderen sauerstoffhaltigen Säuren. Bei der Reaktion von Hemioxid mit halogenhaltigen Säuren entstehen einwertige Metallsalze: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Kupfer(I)-oxid kommt natürlicherweise in Form von rotem Erz vor (ein veralteter Name, zusammen mit Rubin-Cu), dem Mineral „Cuprit“. Die Bildung dauert lange. Es kann künstlich bei hohen Temperaturen oder unter hohem Sauerstoffdruck hergestellt werden. Hemioxid wird üblicherweise als Fungizid, als Pigment, als Antifouling-Mittel in Unterwasser- oder Schiffsanstrichen und auch als Katalysator verwendet.

Allerdings kann die Wirkung dieses Stoffes mit der chemischen Formel Cu2O auf den Körper gefährlich sein. Bei Einatmen kommt es zu Kurzatmigkeit, Husten sowie Geschwürbildung und Perforation der Atemwege. Bei Einnahme kommt es zu einer Reizung des Magen-Darm-Trakts, die mit Erbrechen, Schmerzen und Durchfall einhergeht.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Kupfer(II)-oxid wird in Keramik (als Pigment) zur Herstellung von Glasuren (blau, grün und rot und manchmal rosa, grau oder schwarz) verwendet. Es wird auch als Nahrungsergänzungsmittel bei Tieren eingesetzt, um den Kupfermangel im Körper zu reduzieren. Dabei handelt es sich um ein Schleifmittel, das zum Polieren optischer Geräte erforderlich ist. Es wird zur Herstellung von Trockenbatterien verwendet, um andere Cu-Salze zu gewinnen. Die CuO-Verbindung wird auch beim Schweißen von Kupferlegierungen verwendet.

Auch der Kontakt mit der chemischen Verbindung CuO kann für den menschlichen Körper gefährlich sein. Verursacht beim Einatmen Lungenreizungen. Kupfer(II)-oxid kann Metallrauchfieber (MFF) verursachen. Cu-Oxid führt zu Hautverfärbungen und es können Sehstörungen auftreten. Gelangt es wie Hemioxid in den Körper, kommt es zu einer Vergiftung, die mit Symptomen in Form von Erbrechen und Schmerzen einhergeht.

Anwendung