Подготовка к егэ медь - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

Медь

1. Положение меди в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение меди
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства

Оксид меди (II)

Способы получения
Химические свойства

Оксид меди (I)

Химические свойства

Гидроксид меди (II)

Химические свойства

Соли меди

Медь

Положение в периодической системе химических элементов

Медь расположена в 11 группе (или в побочной подгруппе II группы в короткопериодной ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение меди

Электронная конфигурация меди в основном состоянии:

+29Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ 1s 2s 2p

3s 3p 4s 3d

У атома меди уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства

Медь – твердый металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). Медь относительно легко поддается механической обработке. В природе встречается в том числе в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства.

Изображение с портала zen.yandex.com/media/id/5d426107ae56cc00ad977411/uralskaia-boginia-liubvi-5d6bcceda660d700b075a12d

Температура плавления 1083,4^оС, температура кипения 2567^оС, плотность меди 8,92 г/см³.

Медь — ценный металл в сфере вторичной переработки. Сдав лом меди в пункт приема, Вы можете получить хорошее денежное вознаграждение. Подробнее про прием лома меди.

Нахождение в природе

Медь встречается в земной коре (0,0047-0,0055 масс.%), в речной и морской воде. В природе медь встречается как в соединениях, так и в самородном виде. В промышленности используют халькопирит CuFeS₂, также известный как медный колчедан, халькозин Cu₂S и борнит Cu₅FeS₄. Также распространены и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu₂O, азурит Cu₃(CO₃)₂(OH)₂, малахит Cu₂(OH)₂CO₃. Иногда медь встречается в самородном виде, масса которых может достигать 400 тонн.

Способы получения меди

Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — электролиз, пирометаллургический и гидрометаллургический.

Гидрометаллургический метод: растворение медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты, с последующим вытеснением металлическим железом.

Например, вытеснение меди из сульфата железом:

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

Видеоопыт взаимодействия сульфата меди (II) с железом можно посмотреть здесь.

Пирометаллургический метод: получение меди из сульфидных руд. Это сложный процесс, который включает большое количество реакций. Основные стадии процесса:

1) Обжиг сульфидов:

2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂

2) восстановление меди из оксида, например, водородом:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Электролиз растворов солей меди:

2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Качественные реакции на ионы меди (II)

Качественная реакция на ионы меди +2 – взаимодействие солей меди (II) с щелочами. При этом образуется голубой осадок гидроксида меди(II).

Например, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Соли меди (II) окрашивают пламя в зеленый цвет.

Химические свойства меди

В соединениях медь может проявлять степени окисления +1 и +2.

1. Медь — химически малоактивный металл. При нагревании медь может реагировать с некоторыми неметаллами: кислородом, серой, галогенами.

1.1. При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями, например, с кислородом, образуя CuО, Cu₂О в зависимости от условий:

4Cu + О₂ → 2Cu₂О

2Cu + О₂ → 2CuО

1.2. Медь реагирует с серой с образованием сульфида меди (II):

Cu + S → CuS

Видеоопыт взаимодействия меди с серой можно посмотреть здесь.

1.3. Медь взаимодействует с галогенами. При этом образуются галогениды меди (II):

Cu + Cl₂ = CuCl₂

Сu + Br₂ = CuBr₂

Но, обратите внимание:

2Cu + I₂ = 2CuI

Видеоопыт взаимодействия меди с хлором можно посмотреть здесь.

1.4. С азотом, углеродом и кремнием медь не реагирует:

Cu + N₂ ≠

Cu + C ≠

Cu + Si ≠

1.5. Медь не взаимодействует с водородом.

Cu + H₂ ≠

1.6. Медь взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2Cu + O₂ → 2CuO

2. Медь взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Медь в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисляется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II):

2Cu + H₂O + CO₂ + O₂ = (CuOH)₂CO₃

2.2. В ряду напряжений медь находится правее водорода и поэтому не может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (разбавленной серной кислоты и др.).

Например, медь не реагирует с разбавленной серной кислотой:

Cu + H₂SO₄ (разб.) ≠

Видеоопыт взаимодействия меди с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

2.3. При этом медь реагирует при нагревании с концентрированной серной кислотой. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат меди (II) и вода:

Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

2.4. Медь реагирует даже при обычных условиях с азотной кислотой.

С концентрированной азотной кислотой:

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

С разбавленной азотной кислотой:

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

Реакция меди с азотной кислотой

2.5. Растворы щелочей на медь практически не действуют.

2.6. Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей.

Например, медь реагирует с нитратом ртути (II) с образованием нитрата меди (II) и ртути:

Hg(NO₃)₂ + Cu = Cu(NO₃)₂ + Hg

2.7. Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)

2Cu + NO₂ = Cu₂O + NO

2FeCl₃ + Cu = 2FeCl₂ + CuCl₂

Оксид меди (II)

Оксид меди (II) CuO – твердое кристаллическое вещество черного цвета.

Способы получения оксида меди (II)

Оксид меди (II) можно получить различными методами:

1. Термическим разложением гидроксида меди (II) при 200°С:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

2. В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании на воздухе при 400–500°С:

2Cu + O₂ 2CuO

3. В лаборатории оксид меди (II) также получают прокаливанием солей (CuOH)₂CO₃, Cu(NO₃)₂:

(CuOH)₂CO₃ 2CuO + CO₂ + H₂O

2Cu(NO₃)₂ 2CuO + 4NO₂ + O₂

Химические свойства оксида меди (II)

Оксид меди (II) – основный оксид (при этом у него есть слабо выраженные амфотерные свойства). При этом он является довольно сильным окислителем.

1. При взаимодействии оксида меди (II) с сильными и растворимыми кислотами образуются соли.

Например, оксид меди (II) взаимодействует с соляной кислотой:

СuO + 2HBr = CuBr₂ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

Видеоопыт взаимодействия оксида меди (II) с серной кислотой можно посмотреть здесь.

2. Оксид меди (II) вступает в реакцию с кислотными оксидами.

Например, оксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата меди (II):

CuO + SO₃ → CuSO₄

3. Оксид меди (II) не взаимодействует с водой.

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

3CuO + 2NH₃→ 3Cu + N₂ + 3H₂O

Оксид меди (II) можно восстановить углеродом, водородом или угарным газом при нагревании:

СuO + C → Cu + CO

Видеоопыт взаимодействия оксида меди (II) с водородом можно посмотреть здесь.

Более активные металлы вытесняют медь из оксида.

Например, алюминий восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2Al = 3Cu + Al₂O₃

Оксид меди (I)

Оксид меди (I) Cu₂O – твердое кристаллическое вещество коричнево-красного цвета.

Способы получения оксида меди (I)

В лаборатории оксид меди (I) получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой:

CH₃CHO + 2Cu(OH)₂ → CH₃COOH + Cu₂O↓ + 2H₂O

CH₂ОН(CHOН)₄СНО + 2Cu(OH)₂ → CH₂ОН(CHOН)₄СООН + Cu₂O↓ + 2H₂O

Химические свойства оксида меди (I)

1. Оксид меди (I) обладает основными свойствами.

При действии на оксид меди (I) галогеноводородных кислот получают галогениды меди (I) и воду:

Например, соляная кислота с оксидом меди (I) образует хлорид меди (I):

Cu₂O + 2HCl = 2CuCl↓ + H₂O

2. При растворении Cu₂O в концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли меди (II):

Cu₂O + 3H₂SO₄₍_конц_.) = 2CuSO₄ + SO₂ + 3H₂O

Cu₂O + 6HNO₃₍_конц_.) = 2Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 3H₂O

5Cu₂O + 13H₂SO₄ + 2KMnO₄= 10CuSO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 13H₂O

3. Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu₂S) или комплексные соединения [Cu(NH₃)₂]⁺. Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I):

Cu₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Cu(NH₃)₂]OH

CuCl + 2NH₃ = [Cu(NH₃)₂]Cl

Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом:

СH ≡ CH + 2[Cu(NH₃)₂]Cl → СuC ≡ CCu + 2NH₄Cl + 2NH₃

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Например, при взаимодействии с угарным газом, более активными металлами или водородом оксид меди (II) проявляет свойства окислителя:

Cu₂O + CO = 2Cu + CO₂

Cu₂O + H₂ = 2Cu + H₂O

3Cu₂O + 2Al = 6Cu + Al₂O₃

А под действием окислителей, например, кислорода — свойства восстановителя:

2Cu₂O + O₂= 4CuO

Гидроксид меди (II)

Способы получения гидроксида меди (II)

1. Гидроксид меди (II) можно получить действием раствора щелочи на соли меди (II).

Например, хлорид меди (II) реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием гидроксида меди (II) и хлорида натрия:

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + 2NaCl

Химические свойства

Гидроксид меди (II) Сu(OН)₂ проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных).

1. Взаимодействует с кислотами.

Например, взаимодействует с бромоводородной кислотой с образованием бромида меди (II) и воды:

Сu(OН)₂ + 2HBr = CuBr₂ + 2H₂O

Cu(OН)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

2. Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака, образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:

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

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

3. При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:

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

Но этой реакции в ЕГЭ по химии пока нет!

4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается:

Сu(OH)₂ → CuO + H₂O

Соли меди

Соли меди (I)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Как восстановители они реагируют с окислителями.

Например, хлорид меди (I) окисляется концентрированной азотной кислотой:

CuCl + 3HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + HCl + NO₂ + H₂O

Также хлорид меди (I) реагирует с хлором:

2CuCl + Cl₂ = 2CuCl₂

Хлорид меди (I) окисляется кислородом в присутствии соляной кислоты:

4CuCl + O₂ + 4HCl = 4CuCl₂ + 2H₂O

Прочие галогениды меди (I) также легко окисляются другими сильными окислителями:

2CuI + 4H₂SO₄ + 2MnO₂ = 2CuSO₄ + 2MnSO₄ + I₂ + 4H₂O

Иодид меди (I) реагирует с концентрированной серной кислотой:

4CuI + 5H₂SO₄₍_конц_._гор_.) = 4CuSO₄ + 2I₂ + H₂S + 4H₂O

Сульфид меди (I) реагирует с азотной кислотой. При этом образуются различные продукты окисления серы на холоде и при нагревании:

Cu₂S + 8HNO₃₍_конц_._хол_.) = 2Cu(NO₃)₂ + S + 4NO₂ + 4H₂O

Cu₂S + 12HNO₃₍_конц_._гор_.) = Cu(NO₃)₂ + CuSO₄ + 10NO₂ + 6H₂O

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования:

2CuCl = Cu + CuCl₂

Комплексные соединения типа [Cu(NH₃)₂]⁺ получают растворением в концентрированном растворе аммиака:

CuCl + 3NH₃ + H₂O → [Cu(NH₃)₂]OH + NH₄Cl

Соли меди (II)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства.

Например, соли меди (II) окисляют иодиды и сульфиты:

2CuCl₂ + 4KI = 2CuI + I₂ + 4KCl

2CuCl₂+ Na₂SO₃ + 2NaOH = 2CuCl + Na₂SO₄ + 2NaCl + H₂O

Бромиды и иодиды меди (II) можно окислить перманганатом калия:

5CuBr₂ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5CuSO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5Br₂ + 8H₂O

Соли меди (II) также окисляют сульфиты:

2CuSO₄ + Na₂SO₃+ 2H₂O = Cu₂O + Na₂SO₄+ 2H₂SO₄

Более активные металлы вытесняют медь из солей.

Например, сульфат меди (II) реагирует с железом:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

Cu(NO₃)₂ + Fe = Fe(NO₃)₂ + Cu

Сульфид меди (II) можно окислить концентрированной азотной кислотой. При нагревании возможно образование сульфата меди (II):

CuS + 8HNO₃₍_конц_._гор_.) = CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Еще одна форма этой реакции:

CuS + 10HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

При горении сульфида меди (II) образуется оксид меди (II) и диоксид серы:

2CuS + 3O₂ 2CuO + 2SO₂↑

Соли меди (II) вступают в обменные реакции, как и все соли.

Например, растворимые соли меди (II) реагируют с сульфидами:

CuBr₂ + Na₂S = CuS↓ + 2NaBr

При взаимодействии солей меди (II) с щелочами образуется голубой осадок гидроксида меди (II):

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Электролиз раствора нитрата меди (II):

2Cu(NO₃)₂+ 2Н₂О → 2Cu + O₂ + 4HNO₃

Некоторые соли меди при нагревании разлагаются, например, нитрат меди (II):

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂

Основный карбонат меди разлагается на оксид меди (II), углекислый газ и воду:

(CuOH)₂CO₃ → 2CuO + CO₂ + H₂O

При взаимодействии солей меди (II) с избытком аммиака образуются аммиачные комплексы:

CuCl₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]Cl₂

При смешивании растворов солей меди (II) и карбонатов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты:

2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃↓ + 2Na₂SO₄ + CO₂

Медь и соединения меди

1) Через раствор хлорида меди (II) с помощью графитовых электродов пропускали постоянный электрический ток. Выделившийся на катоде продукт электролиза растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся при этом газ собрали и пропустили через раствор гидроксида натрия. Выделившийся на аноде газообразный продукт электролиза пропустили через горячий раствор гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида меди (II), реагирует с серой. Полученный продукт обработали концентрированной азотной кислотой, и выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

3) Неизвестная соль бесцветна и окрашивает пламя в желтый цвет. При легком нагревании этой соли с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь; последнее превращение сопровождается выделением бурого газа и образованием соли меди. При термическом распаде обеих солей одним из продуктов разложения является кислород. Напишите уравнения описанных реакций.

4) При взаимодействии раствора соли А со щелочью было получено студенистое нерастворимое в воде вещество голубого цвета, которое растворили в бесцветной жидкости Б с образованием раствора синего цвета. Твердый продукт, оставшийся после осторожного выпаривания раствора, прокалили; при этом выделились два газа, один из которых бурого цвета, а второй входит в состав атмосферного воздуха, и осталось твердое вещество черного цвета, которое растворяется в жидкости Б с образованием вещества А. Напишите уравнения описанных реакций.

5) Медную стружку растворили в разбавленной азотной кислоте, и раствор нейтрализовали едким кали. Выделившееся вещество голубого цвета отделили, прокалили (цвет вещества изменился на черный), смешали с коксом и повторно прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

6) В раствор нитрата ртути (II) добавили медную стружку. После окончания реакции раствор профильтровали, и фильтрат по каплям прибавляли к раствору, содержащему едкий натр и гидроксид аммония. При этом наблюдали кратковременное образование осадка, который растворился с образованием раствора ярко-синего цвета. При добавлении в полученный раствор избытка раствора серной кислоты происходило изменение цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

7) Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине. Напишите уравнения описанных реакций.

Твердое вещество, образующееся при нагревании малахита, нагрели в атмосфере водорода. Продукт реакции обработали концентрированной серной кислотой, внесли в раствор хлорида натрия, содержащий медные опилки, в результате образовался осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

9) Соль, полученную при растворении меди в разбавленной азотной кислоте, подвергли электролизу, используя графитовые электроды. Вещество, выделившееся на аноде, ввели во взаимодействие с натрием, а полученный продукт реакции поместили в сосуд с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.

10) Твердый продукт термического разложения малахита растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте. Раствор осторожно выпарили, и твердый остаток прокалили, получив вещество черного цвета, которое нагрели в избытке аммиака (газ). Напишите уравнения описанных реакций.

11) К порошкообразному веществу черного цвета добавили раствор разбавленной серной кислоты и нагрели. В полученный раствор голубого цвета приливали раствор едкого натра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и нагрели. Продукт реакции нагревали в атмосфере водорода, в результате чего получилось вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

12) Неизвестное вещество красного цвета нагрели в хлоре, и продукт реакции растворили в воде. В полученный раствор добавили щелочь, выпавший осадок голубого цвета отфильтровали и прокалили. При нагревании продукта прокаливании, который имеет черный цвет, с коксом было получено исходное вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

13) Раствор, полученный при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой, выпарили и осадок прокалили. Газообразные продукты полностью поглощены водой, а над твердым остатком пропустили водород. Напишите уравнения описанных реакций.

14) Черный порошок, который образовался при сжигании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-серной кислоте. В полученный раствор добавили щелочь, и выпавший осадок голубого цвета отделили и растворили в избытке раствора аммиака. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Вещество черного цвета получили, прокаливая осадок, который образуется при взаимодействии гидроксида натрия и сульфата меди (II). При нагревании этого вещества с углем получают металл красного цвета, который растворяется в концентрированной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

16) Металлическую медь обработали при нагревании йодом. Полученный продукт растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшийся раствор обработали раствором гидроксидом калия. Выпавший осадок прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

17) К раствору хлорида меди (II) добавили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный порошок растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

18) Медь растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали серной кислотой до появления характерной голубой окраски солей меди. Напишите уравнения описанных реакций.

19) Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

20) Газ, полученный при взаимодействии железных опилок с раствором соляной кислоты, пропустили над нагретым оксидом меди (II) до полного восстановления металла. полученный металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Напишите уравнения описанных реакций.

21) Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. Выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

22) Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Полученное при этом твердое черное вещество в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак. Напишите уравнения описанных реакций.

23) Оксид меди (II) обработали раствором серной кислоты. При электролизе образующегося раствора на инертном аноде выделяется газ. Газ смешали с оксидом азота (IV) и поглотили с водой. К разбавленному раствору полученной кислоты добавили магний, в результате чего в растворе образовалось две соли, а выделение газообразного продукта не происходило. Напишите уравнения описанных реакций.

24) Оксид меди (II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том, и в другом случае наблюдали образование осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

25) Нитрат меди (II) прокалили, образовавшееся твердое вещество растворили в разбавленной серной кислоте. Раствор полученной соли подвергли электролизу. Выделившееся на катоде вещество растворили в концентрированной азотной кислоте. Растворение протекает с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.

26) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида кальция. В котором выпал осадок. Часть газа не поглотилась, его пропустили над твердым веществом черного цвета, полученным при прокаливании нитрата меди (II). В результате образовалось твердое вещество темно-красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

27) Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выпадения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Ответы и решения

CuCl₂ Cu + Сl₂

на катоде на аноде

Cu + 4HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ =2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

6NaOH₍_гор_.) + 3Cl₂ = NaClO₃ + 5NaCl + 3H₂O

CuCl₂ = Cu + Сl₂

на катоде на аноде

Cu + S = CuS

CuS + 8HNO₃₍_конц_._гор_.) = CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

или CuS + 10HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

4NO₂ + 2Ba(OH)₂ = Ba(NO₃)₂ + Ba(NO₂)₂ + 2H₂O

NaNO₃₍_тв_.) + H₂SO₄₍_конц_.) = HNO₃ + NaHSO₄

Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂↑

Cu(NO₃)₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaNO₃

Cu(OH)₂ + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

5. 3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 4H₂O

Cu(NO₃)₂ + 2КOH = Cu(OH)₂↓ + 2КNO₃

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

CuO + C Cu + CO

6. Hg(NO₃)₂ + Cu = Cu(NO₃)₂ + Hg

Cu(NO₃)₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaNO₃

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

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 5H₂SO₄ = CuSO₄ + 4NH₄HSO₄ + 2H₂O

7. Cu₂O + 6HNO₃₍_конц_.) = 2Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 3H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

4NO₂+ O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

10HNO₃ + 4Mg = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

8. (CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

CuSO₄ + Cu + 2NaCl = 2CuCl↓ + Na₂SO₄

3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 4H₂O

2Cu(NO₃)₂+ 2H₂O = 2Cu + O₂ + 4HNO₃

на катоде на аноде

2Na + O₂ = Na₂O₂

2Na₂O₂ + CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

10.

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

11.

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

CuO + H₂ = Cu + H₂O

12.

Cu + Cl₂ = CuCl₂

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

CuO + C = Cu + CO

13.

Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

CuO + H₂ = Cu + H₂O

14.

2Cu + O₂ = 2CuO

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuSO₄ + NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

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

15.

СuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

CuO + C = Cu + CO

Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

16.

2Cu + I₂ = 2CuI

2CuI + 4H₂SO₄ = 2CuSO₄ + I₂ + 2SO₂ + 4H₂O

СuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

17.

2CuCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + CO₂ + 4NaCl

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O

CuO + H₂ = Cu + H₂O

3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 4H₂O

18.

3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 4H₂O

Сu(NO₃)₂ + 2NH₃· H₂O = Cu(OH)₂↓ + 2NH₄NO₃

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

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 3H₂SO₄= CuSO₄ + 2(NH₄)₂SO₄+ 2H₂O

19) Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Сu(NO₃)₂ + 2NH₃· H₂O = Cu(OH)₂↓ + 2NH₄NO₃

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

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 6HCl= CuCl₂ + 4NH₄Cl+ 2H₂O

20.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂+ 2H₂O = 2Cu + O₂ + 4HNO₃

21.

I₂+ 10HNO₃ = 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃

Cu(OH)₂ + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

22.

Cu₂O + 3H₂SO₄ = 2CuSO₄ + SO₂ + 3H₂O

СuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

23.

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

2CuSO₄+ 2H₂O = 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

10HNO₃ + 4Mg = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

24.

CuO + CO = Cu + CO₂

Cu + Cl₂ = CuCl₂

2CuCl₂ + 2KI = 2CuCl↓ + I₂ + 2KCl

CuCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl↓ + Cu(NO₃)₂

25.

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

2CuSO₄+ 2H₂O = 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

26.

H₂C₂O₄ = CO↑ + CO₂↑ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O

2Cu(NO₃)₂ =2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

CuO + CO = Cu + CO₂

27.

Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

SO₂ + 2KOH = K₂SO₃ + H₂O

СuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

Источник

Медь и соединения меди.

Mедь – простое вещество.

Химически малоактивный металл, в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисляется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II) – малахит.

2Cu+ H2O + CO2 = (CuOH)2CO3

При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями,

с кислородом, образуя CuО, Cu2О в зависимости от условий:

4Cu + О2 2Cu2О 2Cu + О2 2CuО

С галогенами , серой:Cu + Cl2 = CuCl2Сu + Br2 = CuBr2Cu + SCuS
С кислотами-окислителями:

при нагревании в концентрированной серной кислоте:

Cu + 2H2SO4(конц.)CuSO4 + SO2 + 2H2O

без нагревания в азотной кислоте:

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

3Cu +8HNO3(разб..)= 3Cu(NO3)2 + 2NO2 + 4H2O

3Cu + 2HNO3 + 6HCl = 3CuCl2 + 2NO + 4H2O

Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)

2Cu + NO2 = Cu2O + NO2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2!!!!!!!!!!!!!!

Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей:

Hg(NO3)2 + Cu = Cu(NO3)2 + Hg

Соединения меди.

Оксиды.

Оксид меди (II) проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных). СuO взаимодействует с кислотами: СuO + 2HBr = CuBr2 + H2O

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

3CuO + 2NH33Cu + N2 + 3H2O СuO + C = Cu + CO 3CuO + 2Al = 3Cu + Al2O3

В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании, или прокаливанием (CuOH)2CO3, Cu(NO3)2:

2Cu + O2 2CuO (CuOH)2CO3 2CuO + CO2 + H2O

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2

Оксид меди (I) обладает основными свойствами.

При действии на оксид меди (I) галогеноводородной кислотой получают галогениды меди (I) и воду: Cu2O + 2HCl = 2CuCl↓ + H2O

При растворении Cu2O в кислородсодержащих кислотах, например, в растворе серной, образуются соли меди (II) и медь: Cu2O + H2SO4(разб.) = CuSO4 + Cu + H2O

В концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли (II).

Cu2O + 3H2SO4(конц.) = 2CuSO4 + SO2 + 3H2O

Cu2O + 6HNO3(конц.)= 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O

5Cu2O + 13H2SO4 + 2KMnO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 13H2O

Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu2S) или комплексные соединения [Cu(NH3)2]+. Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I):

Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH CuCl+ 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl

Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом:

СH ≡ CH+ 2[Cu(NH3)2]Cl→Сu–C ≡ C–Cu + 2NH4Cl

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность

Cu2O + CO = 2Cu + CO2 3Cu2O + 2Al = 6Cu + Al2O3 2Cu2O +O2 = 4CuO

В лаборатории его получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой:

CH3CHO + 2Cu(OH)2 CH3COOH + Cu2O↓ + 2H2O

CH2ОН(CHOН)4СНО + 2Cu(OH)2CH2ОН(CHOН)4СООН + Cu2O↓ + 2H2O

Гидроксиды.

Гидроксид меди (II) проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных).

Сu(OН)2 взаимодействует с кислотами: Сu(OН)2 + 2HBr = CuBr2 + 2H2O

Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака, образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:

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

При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:

Cu(OH )2 + 2NaOH(конц.)= Na2[Cu(OH)4]

При нагревании гидроксид меди (II) разлагается: Сu(OH)2CuO + H2O

Соли.

Соли меди (I). В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность.

Как восстановители они реагируют с окислителями:

CuCl + 3HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + HCl + NO2 + H2O

2CuCl+ Cl2 = 2CuCl2

4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O

2CuI + 4H2SO4 + 2MnO2= 2CuSO4 + 2MnSO4+ I2 + 4H2O

4CuI + 5H2SO4(конц.гор.)= 4CuSO4 + I2 + H2S + 4H2O

Cu2S + 8HNO3(конц.хол.)= 2Cu(NO3)2 + S + 4NO2 + 4H2O

Cu2S +12HNO3(конц.хол.)=Cu(NO3)2 + CuSO4 + 10NO2 + 6H2O

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования:2CuCl =Cu + CuCl2

Комплексные соединения типа [Cu(NH3)2]+ получают растворением в концентрированном растворе аммиака: CuCl + 3NH3 + H2O → [Cu(NH3)2]OH + NH4Cl

Соли меди (II). В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

2CuCl2 + 4KI = 2CuI + I2 + 4HCl

2CuCl2 + Na2SO3 + 2NaOH =2CuCl + Na2SO4 + 2NaCl + H2O

5CuBr2 + 2KMnO4 + 8H2SO4=5CuSO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 5Br2 + 8H2O

2CuSO4 + Na2SO3 + 2H2O = Cu2O + Na2SO4+ 2H2SO4

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

CuS +8HNO3(конц.гор..)=CuSO4 + 8NO2+ 4H2O

CuS+ 2FeCl3= CuCl2 + 2FeCl2 + S

2CuS + 3O2 2CuO + 2SO2↑

CuS + 10HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O

2CuCl2+ 4KI = 2CuI + I2↓ + 4KCl

CuBr2 + Na2S = CuS↓ + 2NaBr

Cu(NO3)2 + Fe = Fe(NO3)2 + Cu

CuSO4 +Cu + 2NaCl = 2CuCl↓ + Na2SO4

2Cu(NO3)2+ 2Н2О2Cu + O2 + 4HNO3

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2

CuCl2 +4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2

Медь и соединения меди.

6)В раствор нитрата ртути (II) добавили медную стружку. После окончания реакции раствор профильтровали, и фильтрат по каплям прибавляли к раствору, содержащему едкий натр и гидроксид аммония. При этом наблюдали кратковременное образование осадка, который растворился с образованием раствора ярко-синего цвета. При добавлении в полученный раствор избытка раствора серной кислоты происходило изменение цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

10) Твердый продукт термического разложения малахита растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте. Раствор осторожно выпарили, и твердый остаток прокалили, получив вещество черного цвета, которое нагрели в избытке аммиака (газ). Напишите уравнения описанных реакций.

11) К порошкообразному веществу черного цвета добавили раствор разбавленной серной кислоты и нагрели. В полученный раствор голубого цвета приливали раствор едкого натра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и нагрели. Продукт реакции нагревали в атмосфере водорода, в результате чего получилось вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

12) Неизвестное вещество красного цвета нагрели в хлоре, и продукт реакции растворили в воде. В полученный раствор добавили щелочь, выпавший осадок голубого цвета отфильтровали и прокалили. При нагревании продукта прокаливании, который имеет черный цвет, с коксом было получено исходное вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

13) Раствор, полученный при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой, выпарили и осадок прокалили. Газообразные продукты полностью поглощены водой, а над твердым остатком пропустили водород. Напишите уравнения описанных реакций.

14) Черный порошок, который образовался при сжигании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-серной кислоте. В полученный раствор добавили щелочь, и выпавший осадок голубого цвета отделили и растворили в избытке раствора аммиака. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Вещество черного цвета получили, прокаливая осадок, который образуется при взаимодействии гидроксида натрия и сульфата меди (II). При нагревании этого вещества с углем получают металл красного цвета, который растворяется в концентрированной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

) Металлическую медь обработали при нагревании йодом. Полученный продукт растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшийся раствор обработали раствором гидроксидом калия. Выпавший осадок прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

17)Крастворухлорида меди (II) добавили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный порошок растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

18)Медь растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали серной кислотой до появления характерной голубой окраски солей меди. Напишите уравнения описанных реакций.

19)Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

20)Газ, полученный при взаимодействии железных опилок с раствором соляной кислоты, пропустили над нагретым оксидом меди (II) до полного восстановления металла. полученный металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Напишите уравнения описанных реакций.

21)Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. Выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

22)Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Поученное при этом твердое черное вещество в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак. Напишите уравнения описанных реакций.

23) Оксид меди (II) обработали раствором серной кислоты. При электролизе образующегося раствора на инертном аноде выделяется газ. Газ смешали с оксидом азота (IV) и поглотили с водой. К разбавленному раствору полученной кислоты добавили магний, в результате чего в растворе образовалось две соли, а выделение газообразного продукта не происходило. Напишите уравнения описанных реакций.

24) Оксид меди (II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том, и в другом случае наблюдали образование осадка.Напишите уравнения описанных реакций.

25) Нитрат меди (II) прокалили, образовавшееся твердое вещество растворили в разбавленной серной кислоте. Раствор полученной соли подвергли электролизу. Выделившееся на катоде вещество растворили в концентрированной азотной кислоте. Растворение протекает с выделением бурого газа.Напишите уравнения описанных реакций.

26) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида кальция. В котором выпал осадок. Часть газа не поглотилась, его пропустили над твердым веществом черного цвета, полученным при прокаливании нитрата меди (II). В результате образовалось твердое вещество темно-красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

27) Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выпадения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты.Напишите уравнения описанных реакций.

Медь. Соединения меди.

1. CuCl2Cu+ Сl2

на катоде на аноде

Cu + 4HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

6NaOH(гор.)+ 3Cl2 = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O

2. CuCl2Cu+ Сl2

на катоде на аноде

Cu + SCuS

CuS + 8HNO3(конц.гор.)= CuSO4 + 8NO2↑ + 4H2O

илиCuS + 10HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O

4NO2 + 2Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + Ba(NO2)2 + 2H2O

3. NaNO3(тв.)+ H2SO4(конц.)= HNO3 + NaHSO4

Cu + 4HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

2NaNO32NaNO2 +O2↑

4. Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaNO3

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

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

5. 3Cu + 8HNO3(разб.)= 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Cu(NO3)2 + 2КOH = Cu(OH)2↓ + 2КNO3

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

CuO +CCu + CO

6. Hg(NO3)2 + Cu = Cu(NO3)2 + Hg

Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaNO3

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

[Cu(NH3)4](OH)2 + 5H2SO4 = CuSO4 + 4NH4HSO4 + 2H2O

7. Cu2O +6HNO3(конц.)= 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

10HNO3 + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O

8. (CuOH)2CO3 2CuO + CO2 + H2O

CuO +H2Cu + H2O

Cu + 2H2SO4(конц.)= CuSO4 + SO2 + 2H2O

CuSO4 +Cu + 2NaCl = 2CuCl↓ + Na2SO4

9.3Cu + 8HNO3(разб.)= 3Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 4H2O

2Cu(NO3)2+ 2H2O 2Cu+ O2+ 4HNO3

накатоденааноде

2Na +O2 = Na2O2

2Na2O2 +CO2 = 2Na2CO3 + O2

10. (CuOH)2CO3 2CuO + CO2 + H2O

CuO + 2HNO3 Cu(NO3)2 + H2O

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

3CuO + 2NH3 3Cu + N2 + 3H2O

11. CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Cu(OH)2 CuO + H2O

CuO + H2 Cu + H2O

12. Cu + Cl2 CuCl2

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Cu(OH)2 CuO + H2O

CuO + C Cu + CO

13.Cu + 4HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

CuO +H2Cu + H2O

14. 2Cu + O2= 2CuO

CuO+ H2SO4= CuSO4 + H2O

CuSO4+ NaOH= Cu(OH)2↓ + Na2SO4

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

15. СuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Cu(OH)2 CuO + H2O

CuO + C Cu + CO

Cu + 2H2SO4(конц.)= CuSO4 + SO2 + 2H2O

16) 2Cu + I2 = 2CuI

2CuI + 4H2SO4 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O

СuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4

Cu(OH)2 CuO + H2O

17) 2CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + CO2 + 4NaCl

(CuOH)2CO3 2CuO + CO2 + H2O

CuO +H2Cu + H2O

3Cu + 8HNO3(разб.)= 3Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 4H2O

18)3Cu + 8HNO3(разб.)= 3Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 4H2O

Сu(NO3)2 + 2NH3· H2O = Cu(OH)2↓ + 2NH4NO3

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

[Cu(NH3)4](OH)2 + 3H2SO4= CuSO4 + 2(NH4)2SO4 + 2H2O

19) Cu + 4HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Сu(NO3)2 + 2NH3· H2O = Cu(OH)2↓ + 2NH4NO3

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

[Cu(NH3)4](OH)2 + 6HCl= CuCl2 + 4NH4Cl+ 2H2O

20) Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

CuO+ H2 = Cu + H2O

Cu + 4HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

2Cu(NO3)2+ 2H2O 2Cu + O2 + 4HNO3

21) I2 + 10HNO3 = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

Cu(OH)2 + 2HNO3Cu(NO3)2 + 2H2O

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

22) Cu2O + 3H2SO4 = 2CuSO4 + SO2 + 3H2O

СuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4

Cu(OH)2 CuO + H2O

3CuO + 2NH3 3Cu + N2 + 3H2O

23) CuO+ H2SO4 = CuSO4 + H2O

2CuSO4 + 2H2O2Cu + O2 + 2H2SO4

4NO2+ O2 + 2H2O = 4HNO3

10HNO3 + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

24) CuO + CO Cu + CO2

Cu + Cl2= CuCl2

2CuCl2 + 2KI = 2CuCl↓ + I2 + 2KCl

CuCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl↓ + Cu(NO3)2

25) 2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

CuO+ H2SO4 = CuSO4 + H2O

2CuSO4 + 2H2O2Cu + O2 + 2H2SO4

Cu + 4HNO3(конц.)= Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

26) H2C2O4 CO↑ + CO2↑ + H2O

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O

2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑

CuO + CO Cu + CO2

27) Cu + 2H2SO4(конц.)= CuSO4 + SO2 + 2H2O

SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O

СuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

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

Источник

Медь – d
элемент, расположенный в 1B
подгруппе – 3 d¹⁰
4 S¹

Степень окисления + 1, + 2

v Химически
малоактивный Ме

1. 2 Cu
+ O₂
=^t
2CuO
(или Cu₂O в зависимости от условий)

2. Cu +
Cl₂ =^t CuCl₂ c CuS или Cu₂S

3. Cu +
Br =^t CuBr₂ 2Cu + O₂ + CO₂ + H₂O
=^t Cu (OH)₂ . CuCO₃

v Не
реагирует с H₂O,
растворами щелочей, с разбавленной H₂SO₄и HCl.

v Медленно
окисляется в солянокислом растворе:

2Cu +
4HCl + O₂ = 2CuCl₂ + 2H₂O

v 2H₂SO₄_{(концентрированная)}
+
Cu
=^t CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

8HNO₃₍_{разбавленная}₎ + 3Cu
= Cu(NO₃)₂ + 2NO + 2H₂O

4HNO_{3(концентрированная)}+
Cu
= Cu(NO₃)₂
+ 2NO₂
+ 2H₂O

v Окисляет
некоторые оксиды НеМе

4Cu + SO2 =^t Cu2S + 2CuO;
CuS + 2O₂ = 2CuO + SO₂!

4Cu + 2NO₂ =^t 4CuO +
N₂; CuO + Cu₂S =^t 4Cu +
SO₂

Ø Cu₂O
– основной характеристикой является окраска красного цвета, нерастворим в воде(H₂O).

Cu₂O
+ 2HJ
= 2CuJ(осадок)
+ H₂O,
существуют только Cu₂S
и галогениды, соли Cu(I)
кислородосодержащие не получены, устойчивы комплексные соли.

§ Восстановление: Cu₂O
+ CO = 2Cu + CO₂

§ Окисление: CuCl
+ HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + HCl + NO₂ + H₂O

§ Диспропорционирование: Cu₂SO₄
=^H2O Cu+ CuSO₄

Ионы Cu⁺
в водном растворе не существуют

Ø CuO
– основный оксид, слабоамфотерные свойства.

CuO +
Na₂O = Na₂CuO₂; Cu(OH)₂ =^t
CuO + H₂O.

§ Восстановление:
2CuSO₄
+ 4KJ
= 2CuJ
+ J₂
+ K₂SO₄;

CuCl₂
+ Cu = CuCl;

CuCl₂
+ SO₂ + 4NaOH = 2CuCl + Na₂SO₄ + 2NaCl + 2H₂O;

2CuS +
H₂ = Cu₂S + H₂S;

CuO +
H₂ =^t Cu + H₂O; Fe + CuSO₄
= FeSO₄ + Cu;

Источник

2.2.4. Химические свойства переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа).

Химические свойства меди

Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ вместо предполагаемой формулы 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s². Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu₂O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, [Cu(NH₃)₂]Cl и [Cu(NH₃)₂]OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu₂S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

с серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400^оС образуется сульфид меди (I):

При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400^оС образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

с галогенами

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal₂, где Hal – F, Cl или Br:

Cu + Br₂ = CuBr₂

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

с кислотами-неокислителями

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

с кислотами-окислителями

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO₂).

— с разбавленной азотной кислотой

Реакция меди с разбавленной HNO₃ приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

3Cu + 8HNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO₃ легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO₃ азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

с оксидами неметаллов

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO₂, NO, N₂O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N₂:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

с оксидами металлов

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 ^оС может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

с солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Fe₂(SO₄)₃ + Cu = CuSO₄ + 2FeSO₄

Cu + 2FeCl₃ = CuCl₂ + 2FeCl₂

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Коррозия меди

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

2Cu + H₂O + СО₂ + О₂ = (CuOН)₂СO₃

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d¹⁰4s². Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)₂ обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

2Zn + H₂O + O₂ + CO₂ → Zn₂(OH)₂CO₃

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Zn + H₂SO₄ (20%) → ZnSO₄ + H₂↑

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900^oC (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Zn + H₂O = ZnO + H₂↑

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO₃(конц.) = 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

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

Zn + Ba(OH)₂ + 2H₂O = Ba[Zn(OH)₄] + H₂↑

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

4Zn + NaNO₃ + 7NaOH + 6H₂O → 4Na₂[Zn(OH)₄] + NH₃↑

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4NH₃·H₂O → [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + H₂↑ + 2H₂O

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl₂ = Cu + ZnCl₂

Zn + FeSO₄ = Fe + ZnSO₄

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶3d⁵4s¹, т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Раскаленный до температуры более 600 ^oС порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

4Cr + 3O₂ =^ot=> 2Cr₂O₃

с галогенами

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 ^oC соответственно):

2Cr + 3F₂ =^ot=> 2CrF₃

2Cr + 3Cl₂ =^ot=> 2CrCl₃

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 ^oC):

2Cr + 3Br₂ =^ot=> 2CrBr₃

с азотом

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 ^oС:

2Cr + N₂ =^ot=> 2CrN

с серой

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

Cr + S =^ot=> CrS

2Cr + 3S =^ot=> Cr₂S₃

С водородом хром не реагирует.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

2Cr + 3H₂O =^ot=> Cr₂O₃ + 3H₂↑

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO₃₍_конц_.) =t^o=> Cr(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

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

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N₂:

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

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H₂ из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl₂ + H₂↑

Cr + H₂SO₄₍_разб_.) = CrSO₄ + H₂↑

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O₂ = 4CrCl₃ + 6H₂O

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее ₂₆Fe1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s², то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)₂ преобладают основные свойства, у оксида Fe₂O₃ и гидроксида Fe(OH)₃ заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H₂FeO₄. Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe₃O₄и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe₂O₃. Реакция горения железа имеет вид:

3Fe + 2O₂ =t^o=> Fe₃O₄

С серой

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Fe + S =t^o=> FeS

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Fe + 2S =t^o=> FeS₂

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F₂ =t^o=> 2FeF₃ – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl₂ =t^o=> 2FeCl₃ – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br₂ =t^o=> 2FeBr₃ – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Fe + I₂ =t^o=> FeI₂ – йодид железа (ll)

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I₂ при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂+ 2KCl

2Fe(OH)₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 6H₂O

Fe₂O₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

С водородом

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с кислотами

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ любой концентрации):

Fe + H₂SO₄ (разб.) = FeSO₄ + H₂↑

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

Взаимодействие с кислотами-окислителями

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

2Fe + 6H₂SO₄ =^ot=> Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Fe + 6HNO₃ =^ot=> Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

Коррозия (ржавление) железа

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 ^оС). т.е.:

Источник

Чтобы поделиться, нажимайте

Медь расположена в IB группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. В четвертом периоде медь является предпоследним d-элементом, её валентные электроны 3d⁹4s², однако вследствие устойчивости d¹⁰-состояния энергетическим более выгодным оказывается переход одного d-электрона на 4s-подуровень, поэтому валентные электроны меди имеют следующую конфигурацию: 3d¹⁰4s¹. В соединениях для меди характерная степень окисления +2, возможно проявление степеней окисления +1 и +3.

Физические свойства меди

Медь – пластичный, розовато-красный металл с металлическим блеском. Обладает высокой тепло- и электропроводностью, по значению электропроводности уступает только серебру. Температура плавления 1083°С, температура кипения 2567°С, плотность 8,92 г/см³.

На воздухе медь покрывается плотной зелено-серой пленкой основного карбоната, которая защищает её от дальнейшего окисления.

Химические свойства меди

С кислородом в зависимости от температуры взаимодействия медь образует два оксида:
2Cu + O₂ = 2CuO (черный цвет)

При температуре около 150 ^оС металл покрывается темно-красной пленкой оксида меди (I):
4Cu + O₂ = 2Cu₂O

При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II):
Cu + Br₂ = CuBr₂;

с йодом – образуется йодид меди (I):
2Cu + I₂ = 2CuI.

Cu + S = CuS
4Cu + SO₂= Cu₂S + 2CuO
4Cu + 2NO₂ = 4CuO + N₂

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому она не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей.

Растворяется в разбавленной азотной кислоте с образованием нитрата меди (II) и оксида азота (II):

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот с образованием солей меди (II) и продуктов восстановления кислот:

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

С концентрированной горячей соляной кислотой:

${displaystyle {mathsf {2Cu+4HCllongrightarrow 2H[CuCl_{2}]+H_{2}uparrow }}}$

Получение

Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — пирометаллургия, гидрометаллургия и электролиз.

Пирометаллургический метод

Пирометаллургический метод заключается в получении меди из сульфидных руд, например, халькопирита CuFeS₂. Халькопиритное сырье содержит 0,5-2,0 % Cu. После флотационного обогащения исходной руды концентрат подвергают окислительному обжигу при температуре 1400°:

${displaystyle {mathsf {2CuFeS_{2}+O_{2}longrightarrow 2Cu_{2}S+2FeS+SO_{2}uparrow }}}$

${displaystyle {mathsf {2FeS+3O_{2}longrightarrow 2FeO+2SO_{2}uparrow }}}$

Затем обожженный концентрат подвергают плавке на штейн. В расплав для связывания оксида железа добавляют кремнезём:

${displaystyle {mathsf {FeO+SiO_{2}longrightarrow FeSiO_{3}}}}$

Образующийся силикат в виде шлака всплывает и его отделяют. Оставшийся на дне штейн — сплав сульфидов FeS и Cu₂S — подвергают бессемеровской плавке. Для этого расплавленный штейн переливают в конвертер, в который продувают кислород. При этом оставшийся сульфид железа окисляется до оксида и с помощью кремнезема выводится из процесса в виде силиката. Сульфид меди частично окисляется до оксида и затем восстанавливается до металлической меди:

${displaystyle {mathsf {2Cu_{2}S+3O_{2}longrightarrow 2Cu_{2}O+2SO_{2}}}}$

${displaystyle {mathsf {2Cu_{2}O+Cu_{2}Slongrightarrow 6Cu+SO_{2}}}}$

Получаемая черновая медь содержит 90,95 % металла и подвергается дальнейшей электролитической очистке с использованием в качестве электролита подкисленного раствора медного купороса. Образующаяся на катоде электролитическая медь имеет высокую чистоту до 99,99 % и используется для изготовления проводов, электротехнического оборудования, а также сплавов.

Гидрометаллургический метод

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте или в растворе аммиака; из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом:

${displaystyle {mathsf {CuSO_{4}+Felongrightarrow Cudownarrow +FeSO_{4}}}}$

Электролизный метод

Электролиз раствора сульфата меди:

${displaystyle {mathsf {CuSO_{4}rightleftarrows Cu^{2+}+SO_{4}^{2-}}}}$

${mathsf {K^{-}:Cu^{2+}+2elongrightarrow Cu^{0}}}$

${mathsf {A^{+}:2H_{2}O-4elongrightarrow O_{2}+4H^{+}}}$

${displaystyle {mathsf {2CuSO_{4}+2H_{2}Olongrightarrow 2Cudownarrow +O_{2}uparrow +2H_{2}SO_{4}}}}$

Источник

медь

I . Исторические сведения

II . Медь – химический элемент:

1) Положение меди в периодической системе

химических элементов Д.И.Менделеева

2) Строение атома.

3) Нахождение в природе

III. Медь – простое вещество

1. Состав. Строение. Свойства .

2 . Получение.

3. Химические свойства

4 . Применение

5. Биологическое значение меди.

IV. Соединения меди

VI . Качественная реакция на медь

I . Исторические сведения

Медь (англ. Copper, франц. Cuivre, нем. Kupfer) — один из первых металлов, которые человек стал применять для технических целей. В древности медь применялась в основном в виде сплава с оловом — бронзы для изготовления оружия. Периоды использования меди и бронзы ознаменовали целые эпохи культурного развития человечества под названием медный век и бронзовый век.

Латинское название меди Cuprum (древн. Aes cuprium, Aes cyprium) произошло от названия острова Кипр, где уже в III в. до н. э. существовали медные рудники и производилась выплавка меди.

Положение меди в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.

порядковый номер

группа

период

I B

+29

металл

4 s 1

2 s 2 2 p 6

1 s 2

3 s 2 3 p 6

3 d 1 0

1 8

валентные электроны

Cu 0 ─ 2e → Cu +2

Cu 0 ─ 1 e → Cu +1

Нахождение меди

в природе

Медь встречается в природе как в соединениях, так и в самородном виде. Промышленное значение имеют халькопирит CuFeS 2 , также известный как медный колчедан, халькозин Cu 2 S и борнит Cu 5 FeS 4 . Вместе с ними встречаются и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu 2 O , азурит Cu 3 (CO 3 ) 2 (OH) 2 , малахит Cu 2 CO 3 (OH) 2 . Иногда медь встречается в самородном виде, масса отдельных скоплений может достигать 400 тонн .

Медь занимает по распространению в природе 23-е место среди всех элементов: ее массовая доля в земной коре равна 0,01%.

Физические свойства

Медь тяжелый розово-красный металл, мягкий и ковкий, плавится при температуре 1084,5°С, очень хорошо проводит электрический ток и теплоту: электрическая проводимость меди в 1,7 раза выше, чем алюминия, в 6 раз выше, чем железа, и лишь немного уступает электрической проводимости серебра

Кристаллическая решётка меди .

Получение меди

Исходным сырьем для промышленного получения меди

являются сульфидные руды. Процесс получения меди из

сульфидных руд относят к пирометаллургическим

(протекающим при повышенной температуре)

Вначале сульфид меди (например, Cu 2 S) подвергают окислительному обжигу:

Cu 2 S + 20 2 = 2CuO + S0 2

К образовавшемуся оксиду, меди (II) добавляют новую порцию сульфида. При высокой температуре протекает реакция: 2CuO + Cu 2 S = 4Сu + S0 2

Очищают медь от примесей электролитическим рафинированием.

Для этой цели в качестве анода используют медные листы , подлежащие

рафинированию, в качестве катода – пластинки чистой меди , электролита –

раствор сульфата меди ( II ). При прохождении электрического тока через

электролит медь анода растворяется, а на катоде выделяется чистая медь,

т.е. протекает электролиз с растворимым анодом.

Анод, нерафинированная

медь.

Содержащиеся в меди примеси остаются в растворе часть из них – анодный шлам – оседает на дне электролитической ванны.

Анодный шлам служит важным

источником благородных металлов

CuSO 4 = Cu 2+ + SO 4 2–

Cu 2+

Cu 2+ + 2e →Cu 0

На катоде :

Cu 0 − 2e → Cu 2+

На аноде :

Cu 2+

Катод,

рафинированная

медь.

примеси

Получение меди гидрометаллургическим способом.

Медную руду обрабатывают растворами серной кислоты или

или аммиака:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

CuO + 4NH 3 + H 2 O = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2

Медь, перешедшую в раствор, восстанавливают более активным металлом:

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu

[Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + Zn = Cu + [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2

Химические свойства

Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn,Cr Fe Co,Sn,Pb, H 2, Hg,Ag,Au

О 2

неметаллы

H 2 SO 4 (конц.)

HNO 3

растворы солей

При комнатной температуре медь устойчива на воздухе.

При нагревании на воздухе металл покрывается черной

пленкой оксида меди ( II) . Составьте уравнение реакции.

2Cu + O 2 = 2CuO

При длительном хранении медные изделия покрываются

зеленым налетом .

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

Взаимодействие с неметаллами:

Медь вступает в реакции с галогенами, серой, селеном.

С водородом, углеродом, азотом медь не взаимодействует

даже при высокой температуре.

Составьте уравнение реакции меди с хлором, бромом, серой. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные. Назовите окислитель и восстановитель.

Cu 0 + Br 2 0 = Cu +2 Br 2 –

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 1

Br 2 0 + 2e → 2Br –1 1

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисления

Br 2 – окислитель, процесс восстановления

Взаимодействие хлора с медью

Даже малоактивные металлы энергично взаимодействуют с хлором. Пучок медной проволоки, нагретый в пламени горелки помещают в цилиндр, наполненный хлором. Медь раскаляется, взаимодействует с хлором, с кончика проволоки на дно цилиндра начинает капать расплавленный хлорид меди ( II ).

Cu 0 + Cl 2 0 = Cu +2 Cl 2 –

опыт

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 1

Cl 2 0 + 2e → 2Cl –1 1

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисления

Cl 2 – окислитель, процесс восстановления

Взаимодействие серы с медью

Медь — неактивный металл. Но при повышенных температурах она активно взаимодействует с серой. Сера плавится и постепенно закипает. Пробирка наполняется бурыми парами серы. В парах серы медь загорается. Продукт взаимодействия – черный сульфид меди.

Cu + S = CuS

опыт

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов медь

расположена правее водорода. Кислоты не обладающие

окислительными свойствами, на нее не действуют, но медь

легко растворяется в кислотах-окислителях – концентрирован-

ной серной и азотной. Рассмотрите эти реакции как

окислительно-восстановительные. Назовите окислитель и

восстановитель.

Cu + H 2 S O 4 → Cu SO 4 + S O 2 + H 2 O

опыт

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 2

S +6 + 4e → S +4` 1

Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисления

H 2 SO 4 (за счет S +6 ) – окислитель, процесс восстановления

Cu + HN O 3 → Cu (NO 3 ) 2 + N O 2 + H 2 O

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 1

N + 5 + 1e → N +4` 2

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

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисление

HNO 3 – окислитель, процесс восстановление

опыт

Cu + HN O 3 → Cu (NO 3 ) 2 + N O + H 2 O

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 3

N + 5 + 3 e → N +4 2 2

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

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисление

HNO 3 – окислитель, процесс восстановление

Разбавленные серная и соляная кислоты на медь не

действуют. Однако в присутствии кислорода воздуха медь

растворяется в этих кислотах с образованием солей меди (II):

2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + 2H 2 O

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

Взаимодействие с растворами солей

+ 2

Cu + Hg(NO 3 ) 2 → Cu(NO 3 ) 2 + Hg

опыт

Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную и

расставьте коэффициенты.

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 1

Hg +1 + 2e → Hg 0 1

Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Cu(NO 3 ) 2 + Hg

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисления

Hg(NO 3 ) 2 (за счет Hg +2 ) – окислитель, пр . восстановления

Применение меди

в электротехнике

теплоотводные устройства

производство труб

сплавы на основе меди

ювелирные сплавы

в архитектуре

другие сферы применения

Из-за низкого удельного сопротивления медь широко применяется в электротехнике для изготовления силовых кабелей, проводов или других проводников, например, при печатном монтаже. Медные провода, в свою очередь, также используются в обмотках энергосберегающих электроприводов и силовых трансформаторов. Для этих целей металл должен быть очень чистый

Другое полезное качество меди — высокая теплопроводность. Это позволяет применять её в различных теплоотводных устройствах, теплообменниках, к числу которых относятся радиаторы охлаждения, кондиционирования и отопления.

В связи с высокой механической прочностью, но одновременно пригодностью для механической обработки, медные бесшовные трубы круглого сечения получили широкое применение для транспортировки жидкостей и газов, во внутренних системах водоснабжения, отопления, газоснабжения, системах кондиционирования и холодильных агрегатах. В ряде стран трубы из меди являются основным материалом, применяемым для этих целей. Кроме того, трубопроводы из меди и сплавов меди широко используются в судостроении и энергетике для транспортировки жидкостей и пара.

В разнообразных областях техники широко используются сплавы с использованием меди, самыми широко распространёнными из которых бронза и латунь, дюралюминий ( w ( Cu) = 4 ,4%)

Медь является важным компонентом твёрдых припоев — сплавов с температурой плавления 590—880°С .

В ювелирном деле часто используются сплавы меди с золотом для увеличения прочности изделий к деформациям и истиранию, так как чистое золото — очень мягкий металл и нестойко к этим механическим воздействиям.

Медь применяют для изготовления украшений

Широко применяется медь в архитектуре. Кровли и фасады из тонкой листовой меди служат безаварийно по 100—150 лет.

Другие сферы применени я

Медь — самый широко употребляемый катализатор полимеризации ацетилена. Из-за этого трубопроводы из меди для транспортировки ацетилена можно применять только при содержании меди в сплаве материала труб не более 64 %.

Прогнозируемым новым массовым применением меди обещает стать её применение в качестве бактерицидных поверхностей в лечебных учреждениях для снижения внутрибольничного бактериопереноса: дверей, ручек, водозапорной арматуры, перил, поручней кроватей, столешниц — всех поверхностей, к которым прикасается рука человека.

Биологическая роль

Медь присутствует во всех организмах и принадлежит к числу микроэлементов, необходимых для их нормального развития. В растениях и животных содержание меди варьируется от 10 -15 до 10 -3 %. Всего в организме человека (масса тела 70 кг) содержится 72 мг меди. Основная роль меди в тканях растений и животных — участие в ферментативном катализе. Медь служит активатором ряда реакций и входит в состав медьсодержащих ферментов. Так как медь токсична, в животном организме она находится в связанном состоянии. Медь необходима для осуществления различных функций организма — дыхания, кроветворения (стимулирует усвоение железа и синтез гемоглобина), обмена углеводов и минеральных веществ. Недостаток меди вызывает болезни как растений, так и животных и человека. С пищей человек ежедневно получает 0,5-6 мг меди.

Соединения меди

оксиды

гидроксиды

соли

Соединения меди ( I )

Оксид меди ( I) красного цвета, в

природе встречается в виде минерала

куприта.

Соединения меди ( I )

Cu 2 O

Составьте формулу оксида меди ( I).

В лаборатории его получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди ( II) альдегидами или глюкозой.

опыт

O O

Н – С + 2 Cu(OH) 2 → H – C + Cu 2 O ↓+ 2 H 2 O

H OH

t°

O O

CH 2 ОН – ( C НОН) 4 – С + 2 Cu(OH) 2 → CH 2 ОН – ( C НОН) 4 – С +

H OH

+ Cu 2 O + 2H 2 O

t°

опыт

Получают оксид меди(I) прокаливанием металлической

меди при недостатке кислорода

4Cu + O 2 = 2 Cu 2 O

Химические свойства Cu 2 O

При нагревании без доступа воздуха разлагается на металлическую медь и оксид меди (II):

Cu 2 O = CuO + Cu

Водородом, оксидом углерода (II), алюминием оксид меди ( II) восстанавливается до металлической меди:

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

Cu 2 O + CO = 2Cu + CO 2

3 Cu 2 O + 2 Al = 6 Cu + Al 2 O 3

1) В разбавленной серной и соляной кислотах растворяется только в присутствии кислорода.

2Cu 2 O + 8HCl (разб.) + O 2 = 4CuCl 2 + 4H 2 O

2) В концентрированной серной кислоте растворяется с выделением диоксида серы SO 2 .

С u 2 O + H 2 SO 4 (конц.) → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

3) В концентрированной азотной кислоте растворяется с выделением диоксида азота N O 2

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

Рассмотрите реакции 2,3 как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты. Определите окислитель, восстановитель

С u +1 2 O + H 2 S +6 O 4( конц.) → Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + H 2 O

С u +1 – 1е → Cu +2 2

S +6 + 2е → S +4 1

С u 2 O + 3 H 2 SO 4 = 2 CuSO 4 + SO 2 + 3 H 2 O

С u 2 O (за счёт С u +1 ) — восстановитель, процесс окисления

H 2 SO 4 (за счёт S +6 ) – окислитель, процесс восстановления

Cu 2 +1 O + HN + 5 O 3( конц.) = Cu +2 (NO 3 ) 2 + N +4 O 2 + H 2 O

С u +1 – 1е → Cu +2 1

N + 5 + 1 е → N +4 1

Cu 2 O + 6HNO 3( конц.) = 2Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O

С u 2 O (за счёт С u +1 ) — восстановитель, процесс окисления

HNO 3 (за счёт N +5 ) – окислитель, процесс восстановления

Устойчивыми соединениями меди ( I) являются

нерастворимые соединения ( CuCl, Cu 2 S ) или комплексные соединения [Cu(NH 3 ) 2 ]OH, [Cu(NH 3 ) 2 ]Cl,

которые получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди ( I), хлорида меди (I)

Cu 2 O + 4 (NH 3 · H 2 O) = 2[Cu(NH 3 ) 2 ]OH + 3Н 2 О

CuCl + 2NH 3 = [Cu(NH 3 ) 2 ]Cl

Аммиачные растворы солей меди взаимодействуют с

алкинами, например, с ацетиленом:

CH ≡ CH + 2[Cu(NH 3 ) 2 ]Cl → Cu–C≡C–Cu + 2NH 3 + 2NH 4 Cl

В окислительно-восстановительных реакциях соединения

меди ( I) проявляют окислительно-восстановительную

двойственность.

С u 2 O + H 2 → Cu + H 2 O

С u 2 O + H 2 SO 4 + KMnO 4 → CuSO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

С uCl + HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + HCl + NO 2 + H 2 O

Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные.

Определите окислитель, восстановитель

С u 2 +1 O + H 2 0 → Cu 0 + H 2 +1 O

С u +1 + 1е → Cu 0 2

Н 2 0 – 2е → 2Н +1 1

С u 2 O + H 2 = 2 Cu + H 2 O

С u 2 O (за счет С u +1 ) – окислитель, процесс восстановления

Н 2 – восстановитель, процесс окисления

С u 2 +1 O + H 2 SO 4 + KMn +7 O 4 →Cu +2 SO 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

2С u +1 – 2е → 2 Cu +2 5

Mn + 7 + 5 е → Mn + 2 2

5 С u 2 O + 13H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 10CuSO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +

+ 13H 2 O

С u 2 O (за счет С u +1 ) – восстановитель, процесс окисления

KMnO 4 ( за счет Mn + 7 ) – окислитель, процесс восстановления

С u +1 Cl + HN +5 O 3 → Cu +2 (NO 3 ) 2 + HCl + N +4 O 2 + H 2 O

С u +1 – 1е → Cu +2 5

N + 5 + 1 е → N + 4 1

С uCl + 3 HNO 3( конц.) = Cu(NO 3 ) 2 + HCl + NO 2 + H 2 O

С uCl (за счет С u +1 ) – восстановитель, процесс окисления

HNO 3 ( за счет N + 5 ) – окислитель, процесс восстановления

оксид меди ( II )

Кристаллы чёрного цвета, в обычных условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита

(мелаконита) чёрного цвета.

CuO

Составьте формулу оксида меди ( II).

Получение оксида меди (II)

Оксид меди ( II ) получают как при взаимодействии меди с

кислородом, так и при разложении гидроксида меди ( II ),

нитрата меди ( II ) и малахита ( CuOH ) 2 CO 3 .

Составьте уравнения реакций получения оксида меди ( II)

t°

2Cu + O 2 = 2CuO

t°

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

опыт

t°

2Cu(NO 3 ) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

t°

опыт

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

Химические свойства CuO

Оксид меди ( II ) обладает слабыми амфотерными

свойствами, т.е. взаимодействуют как с кислотами так и

со щелочами.

Составьте уравнения реакции взаимодействия CuO

c соляной, серной кислотами.

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

CuO + 2H + + Cl – = Cu 2+ + 2Cl – + H 2 O

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

опыт

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

CuO + 2H + + SO 4 2– = Cu 2+ + SO 4 2– + H 2 O

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

При сплавлении со щелочами CuO образует куприты:

CuO + 2KOH = K 2 CuO 2 + H 2 O

Взаимодействие уксусной кислоты с оксидом меди ( II)

Как и неорганические кислоты, уксусная кислота реагирует с оксидами металлов. При обычных условиях реакция идет очень медленно. При нагревании наблюдается растворение

Н оксида меди ( II ) и появление голубой окраски раствора. В пробирке образовался ацетат меди ( II ).

2 СН 3 СООН + CuO → (CH 3 COO) 2 Cu + H 2 O

опыт

Оксид меди ( II ) при нагревании взаимодействует с аминоуксусной кислотой. Раствор приобретает голубую окраску. Альфа-аминокислоты дают с медью окрашенные, очень устойчивые комплексные соли. Эти комплексные соединения очень прочны и не разрушаются под действием раствора щелочи.

опыт

Такие восстановители, как водород, аммиак, оксид

углерода (II), кокс, алюминий и другие восстанавливают

CuO до свободной меди.

Составьте уравнения реакций.

опыт

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

CuO + C О = Cu + CO 2

CuO + C ( кокс) = Cu + CO

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

CuO обладает слабыми амфотерными свойствами.

При сплавлении со щелочами оксид меди ( II ) образует

купраты.

CuO + 2 KOH = K 2 CuO 2 + H 2 O

Оксид меди ( II ) растворяется в водном растворе аммиака

CuO + 4(NH 3 · H 2 O) = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 3H 2 O

Оксид меди ( II )

восстанавливается

спиртами, превращая их в

альдегиды

CuO + C 2 H 5 OH → CH 3 ─ C + Cu + H 2 O

опыт

Гидрооксид меди ( II )

Гидроксид меди(II) — голубое аморфное или кристаллическое вещество.

Составьте формулу гидроксида меди ( II).

Cu(OH) 2

Получение гидроксида

меди (II)

Лабораторный опыт.

К раствору сульфата меди ( II ) добавляйте по каплям раствор гидроксида натрия. Образующийся в начале голубой осадок

основной соли в избытке щелочи переходит в синий гидроксид меди ( II ).

Составьте уравнения реакций получения гидроксида

меди( II ), используя сульфат меди ( II ), хлорид меди ( II ) и гидроксид натрия. Рассмотрите реакции с т.зр. ТЭД.

опыт

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Cu 2+ + SO 4 2– + 2Na + + 2OH – = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + SO 4 2–

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ↓

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

Cu 2+ + 2Cl – + 2Na + + 2OH – = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl –

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ↓

Химические свойства Cu ( O H) 2

Перечислите свойства нерастворимых оснований.

Составьте уравнения реакций гидроксида меди ( II ) с

растворами кислот (соляной и серной). Рассмотрите

реакции с точки зрения теории электролитической

диссоциации.

Cu(OH) 2 + Н 2 SO 4 = CuSO 4 + 2 H 2 O

опыт

Cu(OH) 2 + 2 Н + + SO 4 2– = Cu 2+ + SO 4 2– + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 + 2 Н + = Cu 2+ + 2 H 2 O

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

Cu(OH) 2 + 2 Н + + 2Cl – = Cu 2+ + 2Cl – + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 + 2 Н + = Cu 2+ + 2 H 2 O

Лабораторный опыт.

Нагрейте пробирку с гидроксидом меди ( II ).

Чем вызвано изменение окраски?

Составьте уравнение реакции.

нагревание

голубая суспезия

Cu(OH) 2

черный осадок

CuO

опыт

t°

С u(OH) 2 CuO + H 2 O

Гидроксид меди ( II ) очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди. Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов меди(II) в растворе.

Cu(OH) 2 + 4NH 4 OH = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 4H 2 O

или

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2

Гидроксид меди ( II ) при нагревании окисляет альдегиды до карбоновых кислот. При этом интенсивная окраска реактива исчезает и образуется кирпично-красный осадок оксида меди ( I ).

опыт

t°

Н-СОН + 2 Cu ( OH ) 2 HCOOH + Cu 2 О + 2 H 2 O

При добавлении к глицерину , осадок гидроксида меди (II) растворяется и образуется темно-синий раствор глицерата меди (II). При добавлении гидроксида меди (II) к раствору этиленгликоля также образуется темно-синий раствор. Реакция с гидроксидом меди (II) является качественной реакцией на многоатомные спирты.

опыт

СН 2 – ОН СН 2 – О O– СН 2

2 СН – ОН + Cu(OH) 2 СН 2 – О O– СН 2

– 2H 2 O H

СН 2 – ОН СН 2 –О H СН 2 – OH

Соли

Сульфат меди(II) (CuSO 4 ) — белые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Однако из водных растворов, а также на воздухе хотя бы с незначительным содержанием влаги кристаллизуется голубой пентагидрат CuSO 4 · 5H 2 O — медный купорос. Благодаря этому свойству сульфат меди(II) иногда используется в качестве индикатора влажности помещения

опыт

Малахит (основной карбонат меди) – Cu 2 (OH) 2 CO 3

При нагревании до 200°С разлагается с выделением

углекислого газа и воды, превращаясь в черный оксид

меди ( II )

t°

Cu 2 (OH) 2 CO 3 2CuO + H 2 O + CO 2

опыт

Для малахита характерна растворимость в кислотах с выделением углекислого газа, а также в аммиаке, который окрашивается при этом в голубой цвет.

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

(CuOH) 2 CO 3 + 8(NH 3 ·H 2 O) = [Cu(NH 3 ) 4 ]CO 3 + +[Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 8H 2 O

С глубокой древности известен способ получения из малахита свободной меди. В условиях неполного сгорания угля, при котором образуется угарный газ, происходит реакция:

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

Медь можно обнаружить по зелёно-голубой окраске пламени .

Источник