Interaktion av kopparoxid 2 med vatten. Kopparföreningar. - med koncentrerad salpetersyra

Koppar (Cu) tillhör d-elementen och finns i grupp IB i D.I. Mendeleevs periodiska system. Den elektroniska konfigurationen av kopparatomen i grundtillståndet skrivs som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 istället för den förväntade formeln 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Med andra ord, i fallet med kopparatomen, observeras ett så kallat "elektronhopp" från 4s undernivå till 3d undernivå. För koppar är förutom noll även oxidationstillstånd +1 och +2 möjliga. Oxidationstillståndet +1 är benäget att disproportionera och är endast stabilt i olösliga föreningar såsom CuI, CuCl, Cu2O, etc., såväl som i komplexa föreningar, till exempel Cl och OH. Kopparföreningar i +1 oxidationstillstånd har ingen specifik färg. Sålunda kan koppar(I)oxid, beroende på storleken på kristallerna, vara mörkröd (stora kristaller) och gul (små kristaller), CuCl och CuI är vita och Cu 2 S är svart och blå. Oxidationstillståndet för koppar lika med +2 är mer kemiskt stabilt. Salter som innehåller koppar i detta oxidationstillstånd är blå och blågröna till färgen.

Koppar är en mycket mjuk, formbar och formbar metall med hög elektrisk och termisk ledningsförmåga. Färgen på metallisk koppar är röd-rosa. Koppar finns i aktivitetsserien av metaller till höger om väte, d.v.s. tillhör lågaktiva metaller.

med syre

Under normala förhållanden interagerar koppar inte med syre. Värme krävs för att reaktionen mellan dem ska ske. Beroende på överskott eller brist på syre och temperaturförhållanden kan koppar(II)oxid och koppar(I)oxid bildas:

med svavel

Reaktionen av svavel med koppar, beroende på förhållandena, kan leda till bildning av både koppar(I)sulfid och koppar(II)sulfid. När en blandning av pulvriserad Cu och S upphettas till en temperatur av 300-400 o C, bildas koppar(I)sulfid:

Om det råder brist på svavel och reaktionen utförs vid temperaturer över 400 o C bildas koppar(II)sulfid. Ett enklare sätt att erhålla koppar(II)sulfid från enkla ämnen är dock samspelet mellan koppar och svavel löst i koldisulfid:

Denna reaktion sker vid rumstemperatur.

med halogener

Koppar reagerar med fluor, klor och brom och bildar halogenider med den allmänna formeln CuHal 2, där Hal är F, Cl eller Br:

Cu + Br2 = CuBr2

När det gäller jod, det svagaste oxidationsmedlet bland halogenerna, bildas koppar(I)jodid:

Koppar interagerar inte med väte, kväve, kol och kisel.

med icke-oxiderande syror

Nästan alla syror är icke-oxiderande syror, förutom koncentrerad svavelsyra och salpetersyra oavsett koncentration. Eftersom icke-oxiderande syror kan oxidera endast metaller i aktivitetsserien upp till väte; detta betyder att koppar inte reagerar med sådana syror.

med oxiderande syror

- koncentrerad svavelsyra

Koppar reagerar med koncentrerad svavelsyra både vid upphettning och rumstemperatur. Vid uppvärmning fortskrider reaktionen enligt ekvationen:

Eftersom koppar inte är ett starkt reduktionsmedel, reduceras svavel i denna reaktion endast till +4 oxidationstillstånd (i SO 2).

- med utspädd salpetersyra

Reaktionen av koppar med utspädd HNO 3 leder till bildning av koppar (II) nitrat och kvävemonoxid:

3Cu + 8HNO3 (utspädd) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

- med koncentrerad salpetersyra

Koncentrerad HNO 3 reagerar lätt med koppar under normala förhållanden. Skillnaden mellan reaktionen av koppar med koncentrerad salpetersyra och reaktionen med utspädd salpetersyra ligger i produkten av kvävereduktion. Vid koncentrerad HNO 3 reduceras kvävet i mindre utsträckning: istället för kväveoxid (II) bildas kväveoxid (IV), vilket beror på ökad konkurrens mellan salpetersyramolekyler i koncentrerad syra om reduktionsmedel (Cu) ) elektroner:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

med icke-metalloxider

Koppar reagerar med vissa icke-metalloxider. Till exempel, med oxider som NO 2, NO, N 2 O, oxideras koppar till koppar(II)oxid, och kväve reduceras till oxidationstillstånd 0, dvs. en enkel substans N 2 bildas:

När det gäller svaveldioxid bildas koppar(I)sulfid istället för det enkla ämnet (svavel). Detta beror på det faktum att koppar och svavel, till skillnad från kväve, reagerar:

med metalloxider

När metallisk koppar sintras med koppar(II)oxid vid en temperatur av 1000-2000 o C, kan koppar(I)oxid erhållas:

Metallisk koppar kan också reducera järn(III)oxid till järn(II)oxid vid kalcinering:

med metallsalter

Koppar förskjuter mindre aktiva metaller (till höger om den i aktivitetsserien) från lösningar av deras salter:

Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

En intressant reaktion äger också rum där koppar löses i saltet av en mer aktiv metall - järn i +3-oxidationstillståndet. Det finns dock inga motsägelser, eftersom koppar förskjuter inte järn från sitt salt, utan reducerar bara det från oxidationstillståndet +3 till oxidationstillståndet +2:

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

Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Den senare reaktionen används vid tillverkning av mikrokretsar vid etsning av kopparkretskort.

Kopparkorrosion

Koppar korroderar med tiden vid kontakt med fukt, koldioxid och atmosfäriskt syre:

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

Som ett resultat av denna reaktion täcks kopparprodukter med en lös blågrön beläggning av koppar(II)hydroxikarbonat.

Kemiska egenskaper hos zink

Zink Zn är i grupp IIB av IV-perioden. Den elektroniska konfigurationen av valensorbitaler för atomerna i ett kemiskt element i grundtillståndet är 3d 10 4s 2. För zink är endast ett enda oxidationstillstånd möjligt, lika med +2. Zinkoxid ZnO och zinkhydroxid Zn(OH) 2 har uttalade amfotära egenskaper.

Zink mattas när den förvaras i luft och täcks med ett tunt lager av ZnO-oxid. Oxidation sker särskilt lätt vid hög luftfuktighet och i närvaro av koldioxid på grund av reaktionen:

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

Zinkånga brinner i luften, och en tunn remsa av zink, efter att ha glödts i en brännarlåga, brinner med en grönaktig låga:

Vid uppvärmning interagerar metallisk zink också med halogener, svavel och fosfor:

Zink reagerar inte direkt med väte, kväve, kol, kisel och bor.

Zink reagerar med icke-oxiderande syror för att frigöra väte:

Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Teknisk zink är särskilt lättlösligt i syror, eftersom det innehåller föroreningar av andra mindre aktiva metaller, särskilt kadmium och koppar. Högren zink är resistent mot syror av vissa skäl. För att påskynda reaktionen bringas ett högrent prov av zink i kontakt med koppar eller så tillsätts lite kopparsalt till den sura lösningen.

Vid en temperatur på 800-900 o C (röd värme) interagerar zinkmetall, som är i smält tillstånd, med överhettad vattenånga och frigör väte från den:

Zn + H2O = ZnO + H2

Zink reagerar också med oxiderande syror: koncentrerad svavelsyra och salpetersyra.

Zink som en aktiv metall kan bilda svaveldioxid, elementärt svavel och till och med vätesulfid med koncentrerad svavelsyra.

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Sammansättningen av reduktionsprodukterna av salpetersyra bestäms av koncentrationen av lösningen:

Zn + 4HNO3 (konc.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Zn +10HNO3 (20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

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

Riktningen på processen påverkas också av temperatur, mängd syra, metallens renhet och reaktionstid.

Zink reagerar med alkaliska lösningar för att bildas tetrahydroxycinater och väte:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba + H2

När den smälts med vattenfria alkalier bildas zink zinkater och väte:

I en mycket alkalisk miljö är zink ett extremt starkt reduktionsmedel som kan reducera kväve i nitrater och nitriter till ammoniak:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2 + NH3

På grund av komplexbildning löses zink långsamt i ammoniaklösning, vilket minskar väte:

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

Zink reducerar också mindre aktiva metaller (till höger om det i aktivitetsserien) från vattenlösningar av deras salter:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

Kemiska egenskaper hos krom

Krom är ett grundämne i grupp VIB i det periodiska systemet. Den elektroniska konfigurationen av kromatomen skrivs som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, dvs. i fallet med krom, såväl som i fallet med kopparatomen, observeras det så kallade "elektronläckaget"

De vanligaste uppvisade oxidationstillstånden för krom är +2, +3 och +6. De bör komma ihåg, och inom ramen för Unified State Examination-programmet i kemi kan man anta att krom inte har några andra oxidationstillstånd.

Under normala förhållanden är krom resistent mot korrosion i både luft och vatten.

Interaktion med icke-metaller

med syre

Uppvärmd till en temperatur på mer än 600 o C brinner pulverformig krommetall i rent syre och bildar krom(III)oxid:

4Cr + 3O2 = o t=> 2Cr2O3

med halogener

Krom reagerar med klor och fluor vid lägre temperaturer än med syre (250 respektive 300 o C):

2Cr + 3F2 = o t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl3

Krom reagerar med brom vid en glödhet temperatur (850-900 o C):

2Cr + 3Br2 = o t=> 2CrBr 3

med kväve

Metalliskt krom interagerar med kväve vid temperaturer över 1000 o C:

2Cr + N2 = ot=> 2CrN

med svavel

Med svavel kan krom bilda både krom (II) sulfid och krom (III) sulfid, vilket beror på proportionerna av svavel och krom:

Cr+S= o t=>CrS

2Cr + 3S = o t=> Cr2S3

Krom reagerar inte med väte.

Interaktion med komplexa ämnen

Interaktion med vatten

Krom är en metall med medelhög aktivitet (belägen i aktivitetsserien av metaller mellan aluminium och väte). Det betyder att reaktionen sker mellan glödhett krom och överhettad vattenånga:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2

Interaktion med syror

Krom passiveras under normala förhållanden av koncentrerade svavel- och salpetersyror, men det löses i dem vid kokning, medan det oxideras till oxidationstillståndet +3:

Cr + 6HNO3(konc.) = t o=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2SO4(konc) = t o=> Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

När det gäller utspädd salpetersyra är huvudprodukten av kvävereduktion den enkla substansen N 2:

10Cr + 36HNO3(dil) = 10Cr(NO3)3 + 3N2 + 18H2O

Krom finns i aktivitetsserien till vänster om väte, vilket betyder att det kan frigöra H2 från lösningar av icke-oxiderande syror. Under sådana reaktioner, i frånvaro av tillgång till atmosfäriskt syre, bildas krom (II) salter:

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Cr + H2SO4 (utspädd) = CrSO4 + H2

När reaktionen utförs i fri luft oxideras tvåvärt krom omedelbart av det syre som finns i luften till oxidationstillståndet +3. I det här fallet, till exempel, kommer ekvationen med saltsyra att ha formen:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

När metalliskt krom smälts samman med starka oxidationsmedel i närvaro av alkalier, oxideras krom till +6-oxidationstillståndet och bildar kromater:

Järns kemiska egenskaper

Järn Fe, ett kemiskt grundämne beläget i grupp VIIIB och med serienummer 26 i det periodiska systemet. Fördelningen av elektroner i järnatomen är som följer: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, det vill säga järn tillhör d-elementen, eftersom d-subnivån är fylld i sitt fall. Det kännetecknas mest av två oxidationstillstånd +2 och +3. FeO-oxid och Fe(OH)2-hydroxid har dominerande basiska egenskaper, medan Fe2O3-oxid och Fe(OH)3-hydroxid har märkbart amfotära egenskaper. Sålunda löses järnoxid och hydroxid (III) i viss utsträckning när de kokas i koncentrerade lösningar av alkalier, och reagerar även med vattenfria alkalier under fusion. Det bör noteras att oxidationstillståndet för järn +2 är mycket instabilt och lätt övergår i oxidationstillståndet +3. Även kända är järnföreningar i ett sällsynt oxidationstillstånd +6 - ferrater, salter av den icke-existerande "järnsyran" H 2 FeO 4. Dessa föreningar är relativt stabila endast i fast tillstånd eller i starkt alkaliska lösningar. Om alkaliniteten i miljön är otillräcklig, oxiderar ferrater snabbt även vatten och frigör syre från det.

Interaktion med enkla ämnen

Med syre

Vid förbränning i rent syre bildar järn den sk järn skala, med formeln Fe 3 O 4 och som faktiskt representerar en blandad oxid, vars sammansättning konventionellt kan representeras av formeln FeO∙Fe 2 O 3. Järns förbränningsreaktion har formen:

3Fe + 2O2 = t o=> Fe 3 O 4

Med svavel

Vid upphettning reagerar järn med svavel och bildar järnsulfid:

Fe + S = t o=>FeS

Eller med överskott av svavel järndisulfid:

Fe + 2S = t o=>FeS 2

Med halogener

Metalliskt järn oxideras av alla halogener utom jod till +3 oxidationstillstånd och bildar järnhalogenider (lll):

2Fe + 3F2 = t o=> 2FeF 3 – järnfluorid (lll)

2Fe + 3Cl2 = t o=> 2FeCl 3 – järnklorid (lll)

Jod, som det svagaste oxidationsmedlet bland halogenerna, oxiderar endast järn till oxidationstillståndet +2:

Fe + I2 = t o=> FeI 2 – järnjodid (ll)

Det bör noteras att järn(III)järnföreningar lätt oxiderar jodidjoner i en vattenlösning till fri jod I2 samtidigt som de reduceras till oxidationstillståndet +2. Exempel på liknande reaktioner från FIPI-banken:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O

Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O

Med väte

Järn reagerar inte med väte (endast alkalimetaller och alkaliska jordartsmetaller reagerar med väte från metaller):

Interaktion med komplexa ämnen

Interaktion med syror

Med icke-oxiderande syror

Eftersom järn är beläget i aktivitetsserien till vänster om väte, betyder det att det kan ersätta väte från icke-oxiderande syror (nästan alla syror utom H 2 SO 4 (konc.) och HNO 3 i vilken koncentration som helst):

Fe + H2SO4 (utspädd) = FeSO4 + H2

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Du måste vara uppmärksam på ett sådant trick i Unified State Examination-uppgifterna som en fråga om ämnet till vilken grad av oxidation järn kommer att oxidera när det utsätts för utspädd och koncentrerad saltsyra. Rätt svar är upp till +2 i båda fallen.

Fällan här ligger i den intuitiva förväntan om en djupare oxidation av järn (till d.o. +3) i fallet med dess interaktion med koncentrerad saltsyra.

Interaktion med oxiderande syror

Under normala förhållanden reagerar järn inte med koncentrerad svavelsyra och salpetersyror på grund av passivering. Men det reagerar med dem när de kokas:

2Fe + 6H2SO4 = o t=> Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Observera att utspädd svavelsyra oxiderar järn till ett oxidationstillstånd av +2 och koncentrerad svavelsyra till +3.

Korrosion (rostning) av järn

I fuktig luft rostar järn mycket snabbt:

4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH) 3

Järn reagerar inte med vatten i frånvaro av syre, varken under normala förhållanden eller vid kokning. Reaktionen med vatten sker endast vid temperaturer över röd värme (>800 o C). de där..

KOPPAR OCH DESS FÖRENINGAR

LEKTION I 11. NATURVETENSKAPSKLASSEN

För att öka elevernas kognitiva aktivitet och självständighet använder vi lektioner för kollektiva studier av material. I sådana lektioner får varje elev (eller elevpar) en uppgift, vars slutförande han måste rapportera om i samma lektion, och hans rapport registreras av resten av klassens elever i anteckningsböcker och är en del av innehållet av lektionens utbildningsmaterial. Varje elev bidrar till klassens lärande om ämnet.
Under lektionen ändras elevernas arbetsläge från intraaktivt (ett läge där informationsflöden är stängda inom eleverna, typiskt för självständigt arbete) till interaktivt (ett läge där informationsflöden är tvåvägs, dvs. information går både från student och till studenten utbyts information). I det här fallet agerar läraren som organisatör av processen, korrigerar och kompletterar den information som eleverna lämnar.
Lektioner för kollektiv studie av material består av följande steg:
Steg 1 – installation, där läraren förklarar målen och arbetsprogrammet för lektionen (upp till 7 minuter);
Steg 2 – självständigt arbete av studenter enligt instruktioner (upp till 15 minuter);
Steg 3 – utbyte av information och summering av lektionen (tar upp all återstående tid).
Lektionen "Koppar och dess föreningar" är designad för klasser med fördjupade studier i kemi (4 timmar kemi per vecka), genomförs över två akademiska timmar, lektionen uppdaterar elevernas kunskaper om följande ämnen: "Allmänna egenskaper hos metaller”, ”Inställning till metaller med koncentrerad svavelsyra” syra, salpetersyra”, ”Kvalitativa reaktioner på aldehyder och flervärda alkoholer”, ”Oxidation av mättade envärda alkoholer med koppar(II)oxid”, ”Komplexa föreningar”.
Före lektionen får eleverna läxor: upprepa de angivna ämnena. Lärarens preliminära förberedelser inför lektionen består av att upprätta instruktionskort för eleverna och förbereda uppsättningar för laboratorieförsök.

UNDER KLASSERNA

Installationsstadiet

Läraren poserar för eleverna syftet med lektionen: baserat på befintlig kunskap om ämnens egenskaper, förutsäga, praktiskt bekräfta, sammanfatta information om koppar och dess föreningar.
Eleverna komponerar den elektroniska formeln för kopparatomen, tar reda på vilka oxidationstillstånd koppar kan uppvisa i föreningar, vilka egenskaper (redox, syra-bas) kopparföreningar kommer att ha.
En tabell visas i elevernas anteckningsböcker.

Egenskaper hos koppar och dess föreningar

Självständigt arbetsskede

För att bekräfta och komplettera antaganden utför eleverna laboratorieexperiment enligt instruktionerna och skriver ner ekvationerna för de utförda reaktionerna.

Instruktioner för självständigt arbete i par

1. Värm koppartråden i en låga. Lägg märke till hur dess färg har ändrats. Placera varm bränd koppartråd i etylalkohol. Lägg märke till förändringen i dess färg. Upprepa dessa manipulationer 2-3 gånger. Kontrollera om lukten av etanol har ändrats.
Skriv ner två reaktionsekvationer som motsvarar de utförda transformationerna. Vilka egenskaper hos koppar och dess oxid bekräftas av dessa reaktioner?

2. Tillsätt saltsyra till koppar(I)oxid.
Vad observerar du? Skriv ner reaktionsekvationerna, med hänsyn till att koppar(I)klorid är en olöslig förening. Vilka egenskaper hos koppar(I) bekräftas av dessa reaktioner?

3. a) Placera en zinkgranul i en lösning av koppar(II)sulfat. Om reaktionen inte fortsätter, värm lösningen. b) Tillsätt 1 ml svavelsyra till koppar(II)oxid och värm upp.
Vad observerar du? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bekräftas av dessa reaktioner?

4. Placera en remsa med universalindikator i koppar(II)sulfatlösningen.
Förklara resultatet. Skriv ner joniska ekvationen för hydrolys i steg I.
Tillsätt en lösning av honungs(II)sulfat till natriumkarbonatlösningen.
Vad observerar du? Skriv ner ekvationen för ledhydrolysreaktionen i molekylär och jonform.

5.
Vad observerar du?
Tillsätt ammoniaklösning till den resulterande fällningen.
Vilka förändringar har skett? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bevisar dessa reaktioner?

6. Tillsätt en lösning av kaliumjodid till koppar(II)sulfat.
Vad observerar du? Skriv en ekvation för reaktionen. Vilken egenskap hos koppar(II) bevisar denna reaktion?

7. Lägg en liten bit koppartråd i ett provrör med 1 ml koncentrerad salpetersyra. Stäng provröret med en propp.
Vad observerar du? (Ta provröret under draget.) Skriv ner reaktionsekvationen.
Häll saltsyra i ett annat provrör och placera en liten bit koppartråd i det.
Vad observerar du? Förklara dina observationer. Vilka egenskaper hos koppar bekräftas av dessa reaktioner?

8. Tillsätt överskott av natriumhydroxid till koppar(II)sulfat.
Vad observerar du? Värm den resulterande fällningen. Vad hände? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bekräftas av dessa reaktioner?

9. Tillsätt överskott av natriumhydroxid till koppar(II)sulfat.
Vad observerar du?
Tillsätt glycerinlösning till den resulterande fällningen.
Vilka förändringar har skett? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bevisar dessa reaktioner?

10. Tillsätt överskott av natriumhydroxid till koppar(II)sulfat.
Vad observerar du?
Tillsätt glukoslösning till den resulterande fällningen och värm upp.
Vad hände? Skriv ner reaktionsekvationen med den allmänna formeln för aldehyder för att beteckna glukos

Vilken egenskap hos kopparföreningen bevisar denna reaktion?

11. Tillsätt till koppar(II)sulfat: a) ammoniaklösning; b) natriumfosfatlösning.
Vad observerar du? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bevisar dessa reaktioner?

Stadium av informationsutbyte och sammanfattning

Läraren ställer en fråga om egenskaperna hos ett visst ämne. Elever som utförde de relevanta experimenten rapporterar om det utförda experimentet och skriver ner reaktionsekvationerna på tavlan. Sedan lägger läraren och eleverna till information om ämnets kemiska egenskaper, som inte kunde bekräftas av reaktioner i skollaboratoriet.

Procedur för att diskutera de kemiska egenskaperna hos kopparföreningar

1. Hur reagerar koppar med syror, vilka andra ämnen kan koppar reagera med?

Reaktionsekvationerna för koppar skrivs med:

Koncentrerad och utspädd salpetersyra:

Cu + 4HNO3 (konc.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O,
3Cu + 8HNO3 (utspädd) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

Koncentrerad svavelsyra:

Cu + 2H2S04 (konc.) = CuS04 + SO2 + 2H2O;

Syre:

2Cu + O2 = 2CuO;

Cu + Cl2 = CuCl2;

Saltsyra i närvaro av syre:

2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O;

Järn(III)klorid:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2.

2. Vilka egenskaper uppvisar koppar(I)oxid och klorid?

Uppmärksamhet uppmärksammas på de grundläggande egenskaperna, förmågan att bilda komplex och redoxdualitet. Ekvationerna för koppar(I)oxidens reaktioner med är skrivna:

Saltsyra tills CuCl bildas:

Cu2O + 2HCl = 2CuCl + H2O;

Överskott av HCl:

CuCl + HCl = H;

Reduktion och oxidationsreaktioner av Cu 2 O:

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

2Cu2O + O2 = 4CuO;

Disproportionering vid uppvärmning:

Cu2O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl2.

3. Vilka egenskaper uppvisar koppar(II)oxid?

Uppmärksamhet uppmärksammas på de grundläggande och oxidativa egenskaperna. Ekvationerna för reaktionerna mellan koppar(II)oxid och är skrivna:

Syra:

CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O;

Etanol:

C2H5OH + CuO = CH3CHO + Cu + H2O;

Väte:

CuO + H2 = Cu + H2O;

Aluminium:

3CuO + 2Al = 3Cu + Al2O3.

4. Vilka egenskaper uppvisar koppar(II)hydroxid?

Uppmärksamhet uppmärksammas på oxidativa, grundläggande egenskaper, förmågan att bilda komplex med organiska och oorganiska föreningar.Reaktionsekvationer skrivs med:

Aldehyd:

RCHO + 2Cu(OH)2 = RCOOH + Cu2O + 2H2O;

Syra:

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O;

Ammoniak:

Cu(OH)2 + 4NH3 = (OH)2;

Glycerin:

Nedbrytningsreaktionsekvationen:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

5. Vilka egenskaper uppvisar koppar(II)salter?

Uppmärksamhet dras till reaktionerna av jonbyte, hydrolys, oxidativa egenskaper och komplexbildning. Ekvationerna för reaktionerna av kopparsulfat med:

Natriumhydroxid:

Cu2+ + 2OH - = Cu(OH)2;

Natriumfosfat:

3Cu2+ + 2= Cu3(PO4)2;

Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+;

Kaliumjodid:

2CuS04 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2S04;

Ammoniak:

Cu2+ + 4NH3 = 2+;

och reaktionsekvationer:

Hydrolys:

Cu2+ + HOH = CuOH + + H+;

Samhydrolys med natriumkarbonat för att bilda malakit:

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

Dessutom kan du berätta för eleverna om interaktionen mellan koppar(II)oxid och hydroxid med alkalier, vilket bevisar deras amfotera natur:

Cu(OH)2 + 2NaOH (konc.) = Na2,

Cu + Cl2 = CuCl2,

Cu + HgCl2 = CuCl2 + Hg,

2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O,

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O,

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O,

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

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

2CuCl + Cl2 = 2CuCl2,

2CuCl = CuCl2 + Cu,

CuSO4 + BaCl2 = CuCl2 + BaSO4.)

Övning 3. Gör kedjor av transformationer som motsvarar följande scheman och utför dem:

Uppgift 1. En legering av koppar och aluminium behandlades först med ett överskott av alkali och sedan med ett överskott av utspädd salpetersyra. Beräkna massfraktionerna av metaller i legeringen om det är känt att volymerna av gaser som frigörs i båda reaktionerna (under samma förhållanden) är lika
.

(Svar . Massfraktion av koppar – 84%.)

Uppgift 2. När 6,05 g kristallint koppar(II)nitrathydrat kalcinerades erhölls 2 g av en återstod. Bestäm formeln för det ursprungliga saltet.

(Svar. Cu(NO3)23H2O.)

Uppgift 3. En kopparplatta som vägde 13,2 g doppades i 300 g järn(III)nitratlösning med en saltmassfraktion av 0,112. När den togs ut visade det sig att massfraktionen av järn(III)nitrat blev lika med massfraktionen av det bildade koppar(II)saltet. Bestäm plattans massa efter att den tagits bort från lösningen.

(Svar. 10 år)

Läxa. Lär dig materialet som skrivits i anteckningsboken. Gör en kedja av omvandlingar för kopparföreningar, innehållande minst tio reaktioner, och utför den.

LITTERATUR

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. En handbok om kemi för sökande till universitet. Program. Frågor, övningar, uppgifter. Exempel på tentamen. M.: Högre skola, 1999, 575 sid.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 problem och övningar i kemi. För skolbarn och sökande. M.: 1st Federative Book Trading Company, 1998, 512 sid.

Kemiska egenskaper hos koppar(II)oxid

Korta egenskaper hos koppar(II)oxid:

Kopparoxid(II) – ett oorganiskt ämne med svart färg.

2. reaktion av koppar(II)oxid med kol:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200°C).

kol.

3.kopparoxidreaktion(II) med svavel:

CuO + 2S → Cu + S2O (t = 150-200°C).

Reaktionen sker i vakuum. Som ett resultat av reaktionen bildas koppar och oxid svavel.

4. kopparoxidreaktion(II) med aluminium:

3CuO + 2Al → 3Cu + Al2O3 (t = 1000-1100°C).

Som ett resultat av reaktionen bildas koppar och oxid aluminium.

5.kopparoxidreaktion(II) med koppar:

CuO + Cu → Cu2O (t = 1000-1200°C).

Som ett resultat av reaktionen bildas koppar(I)oxid.

6. kopparoxidreaktion(II) Med litiumoxid:

CuO + Li2O → Li2CuO2 (t = 800-1000°C, O2).

Reaktionen sker i ett flöde av syre. Som ett resultat av reaktionen bildas litiumkuprat.

7. kopparoxidreaktion(II) med natriumoxid:

CuO + Na2O → Na2CuO2 (t = 800-1000°C, O2).

Reaktionen sker i ett flöde av syre. Som ett resultat av reaktionen bildas natriumkuprat.

8.kopparoxidreaktion(II) med kolmonoxid:

CuO + CO → Cu + CO 2.

Reaktionen producerar koppar och kolmonoxid (koldioxid).

9. kopparoxidreaktion(II) med oxid körtel:

CuO + Fe2O3 → CuFe2O4 (t o).

Som ett resultat av reaktionen bildas ett salt - kopparferrit. Reaktionen sker när reaktionsblandningen kalcineras.

10. kopparoxidreaktion(II) med fluorvätesyra:

CuO + 2HF → CuF2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kopparfluorid och vatten.

11.kopparoxidreaktion(II) med salpetersyra:

CuO + 2HNO3 → 2Cu(NO3)2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kopparnitrat och vatten .

Reaktionerna av kopparoxid fortskrider på liknande sätt.(II) och med andra syror.

12. kopparoxidreaktion(II) med vätebromid (vätebromid):

CuO + 2HBr → CuBr2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kopparbromid och vatten .

13. kopparoxidreaktion(II) med vätejodid:

CuO + 2HI → CuI2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kopparjodid och vatten .

14. kopparoxidreaktion(II) Med natriumhydroxid :

CuO + 2NaOH → Na2 CuO2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - natriumkuprat och vatten .

15.kopparoxidreaktion(II) Med kaliumhydroxid :

CuO + 2KOH → K2 CuO2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kaliumkuprat och vatten .

16.kopparoxidreaktion(II) med natriumhydroxid och vatten:

CuO + 2NaOH + H2O → Na22 (t = 100°C).

Natriumhydroxid löses i vatten. En lösning av natriumhydroxid i vatten 20-30%. Reaktionen sker vid kokpunkten. Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls natriumtetrahydroxikuprat.

17.kopparoxidreaktion(II) med kaliumsuperoxid:

2CuO + 2KO2 → 2KCuO2 + O2 (t = 400-500°C).

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kaliumkuprat (III) och

Cuprum (Cu) är en av de lågaktiva metallerna. Det kännetecknas av bildandet av kemiska föreningar med oxidationstillstånd +1 och +2. Så till exempel två oxider, som är en förening av två element Cu och syre O: med ett oxidationstillstånd på +1 - kopparoxid Cu2O och ett oxidationstillstånd på +2 - kopparoxid CuO. Trots det faktum att de består av samma kemiska element, har var och en av dem sina egna speciella egenskaper. I kylan interagerar metallen mycket svagt med luftens syre och täcks av en film av kopparoxid, vilket förhindrar ytterligare oxidation av koppar. Vid upphettning oxideras detta enkla ämne med serienummer 29 i det periodiska systemet helt. I detta fall bildas även koppar(II)oxid: 2Cu + O2 → 2CuO.

Lustgas är ett brunrött fast ämne med en molmassa på 143,1 g/mol. Föreningen har en smältpunkt på 1235°C och en kokpunkt på 1800°C. Det är olösligt i vatten, men lösligt i syror. Kopparoxid (I) späds i (koncentrerad) och bildar ett färglöst komplex +, som lätt oxideras i luft till ett blåviolett ammoniakkomplex 2+, löses i saltsyra för att bilda CuCl2. I halvledarfysikens historia är Cu2O ett av de mest studerade materialen.

Koppar(I)oxid, även känd som hemioxid, har grundläggande egenskaper. Det kan erhållas genom oxidation av metallen: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Föroreningar som vatten och syror påverkar hastigheten för denna process, såväl som ytterligare oxidation till tvåvärd oxid. Kopparoxid kan lösas upp i en ren metall och det bildas salt: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Enligt ett liknande schema sker interaktionen av en oxid med graden +1 med andra syrehaltiga syror. När hemioxid reagerar med halogenhaltiga syror bildas envärda metallsalter: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Koppar(I)oxid förekommer naturligt i form av rödmalm (ett föråldrat namn, tillsammans med rubin Cu), kallat mineralet "Cuprite". Det tar lång tid att bilda. Det kan tillverkas artificiellt vid höga temperaturer eller under högt syretryck. Hemioxid används vanligtvis som en svampdödande medel, som ett pigment, som ett antifouling-medel i undervattens- eller marinfärg, och används också som katalysator.

Emellertid kan effekterna av detta ämne med den kemiska formeln Cu2O på kroppen vara farliga. Vid inandning orsakar det andnöd, hosta och sårbildning och perforering av luftvägarna. Vid förtäring irriterar det mag-tarmkanalen, vilket åtföljs av kräkningar, smärta och diarré.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Koppar(II)oxid används i keramik (som ett pigment) för att framställa glasyrer (blå, grön och röd, och ibland rosa, grå eller svart). Det används också som ett kosttillskott hos djur för att minska cuprumbrist i kroppen. Detta är ett slipmaterial som är nödvändigt för att polera optisk utrustning. Det används för tillverkning av torrbatterier, för att erhålla andra Cu-salter. CuO-föreningen används också vid svetsning av kopparlegeringar.

Exponering för den kemiska föreningen CuO kan också vara farlig för människokroppen. Orsakar lungirritation vid inandning. Koppar(II)oxid kan orsaka metallröksfeber (MFF). Cu-oxid orsakar missfärgning av huden och synproblem kan uppstå. Om det kommer in i kroppen, som hemioxid, leder det till förgiftning, som åtföljs av symtom i form av kräkningar och smärta.

Ansökan