Составить уравнение реакции горения cus

Cus o2 изб

Взаимодействует с металлами

Al + O2 t→ Al2O3 оксидная пленка

3) Взаимодействует со щелочными металлами (кроме Li)с образованием пероксидов и надпероксидов

Na + O2 → пероксид натрия

Na + O2 → надпероксид натрия

Na2O2 + O2 P, t→ NaO2

K + O2 → озонид калия

II. Взаимодействие со сложными веществами –окисляет очень многие вещества. Часто в зависимости от избытка-недостатка кислорода или присутствия катализаторов могут быть получены различные продукты:

H2S + O2 (недост.) → S + H2O

H2S + O2 (изб.) → SO2+ H2O

NH3+ O2 Pt→ NO + H2O

NH3 + O2 → N2 + H2O

CuS + O2 → CuO + SO2

CH4 + O2 → CO2 + H2O органические соединения сгорают в кислороде до CO2 и H2O

Окисляет некоторые соли в растворе:

Na2SO3 + O2 → Na2SO4

Вместо кислорода в большинстве реакций можно использовать воздух, однако интенсивность реакции будет меньше

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА

В лаборатории

Электролизом водных растворов щелочей

NaOH →←

При термическом или каталитическом разложении кислородсодержащих соединений

KMnO4 t→ K2MnO4 + MnO2 + O2

H2O2 MnO2→ H2O + O2

KClO3 MnO2→ KCl + O2

KNO3 t→ KNO2 + O2

K2Cr2O7 t→ K2CrO4 + Cr2O3 + O2

HgO t→ Hg + O2 так кислород был получен впервые

3) Взаимодействием пероксидов и надпероксидов щелочных металлов с углекислым газом(эта реакция используется для регенерации воздуха на подводных лодках и космических станциях)

KO2 + CO2 → K2CO3 + O2

В промышленности

Перегонкой жидкого воздуха

tкип (воздуха) = -190 °С

tкип(О2) = -183 °С – уже жидкий

tкип(N2)= -195,8 °С – все еще газообразный

При температуре -190 °С азот испаряется, а кислород остается. Полученный таким образом кислород содержит 2-3 % N2 и Ar

Особо чистый кислород получают электролизом растворов щелочей или электролизом воды

Химия меди и ее соединений

В природе медь находится в основном в виде соединений: халькозина Cu2S, ковелина CuS, куприта Cu2O, малахита (CuOH)2CO3 и других соединений, но встречается и в самородном состоянии.

CuS+O2 сложить химическую реакцию

Получение обычно складывается из нескольких этапов: обжига сульфидов, восстановления полученных оксидов углем и рафинирования меди:

2CuS + 3O2 ® 2SO2 + 2CuO

CuO + СО ® Cu + СО2

Медь — мягкий красный металл, хорошо проводит тепло и электрический ток. Медь образует сплавы: латунь (60-90% Cu и 10-40% Zn), бронзы (например, 80% Cu, 15%Sn, 5% Zn), мельхиор (80% Cu, 20% Ni) и другие сплавы.

Медь расположена в ряду напряжений после водорода и не реагирует с обычными кислотами в отсутствии окислителей:

Однако медь реагирует с кислотами окислителями:

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

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

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

Красный оксид меди(I) Cu2O образуется при нагревании до 200оС меди на воздухе при недостатке кислорода.

Соответствующий оксид CuOH нестоек, распадаясь на оксид и воду, и легко окисляется до Cu(OH)2. Из соединений меди(I) устойчивы лишь комплексные соединения, например, [Cu(NH3)2]OH или H[Cu(CN)2], или малорастворимые вещества, например белый CuI.

Черный оксид меди(II) CuO получается при нагревании меди на воздухе выше 300оС при избытке кислорода.

При нагревании выше 1000оС CuO распадается на Cu2O и кислород.

Голубой осадок гидроксида меди(II) Cu(OН)2 получают действием щелочей на соли меди(II):

CuSO4 + 2NaOH ® Cu(OН)2¯ + Na2SO4

При нагревании этот осадок чернеет вследствие образования черного оксида меди(II):

Cu(OН)2¯ СuO + H2O

Гидроксид меди(II) Cu(OН)2 имеет амфотерные свойства с преобладанием основных свойств.

Кислотные свойства Cu(OН)2 не наблюдаются в растворах, но проявляются при сплавлении или действии концентрированных щелочей:

Cu(OН)2¯ + Н2SO4 ® CuSO4 + 2H2O

Cu(OН)2¯ + NaOH ¹ не идет в растворе

Cu(OН)2¯ + 2NaOH (конц.) ® Na2[Cu(OH)4]

Ионы меди(II) образуют комплексные соединения.

Так, образование интенсивно-синего тетраммина меди(II) используется для обнаружения ионов меди(II) в растворе:

CuSO4 + 4NH4OH ® [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O

Соли меди(II) имеют вследствие гидролиза кислую среду:

2CuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4

Cu2+ + SO42- + H2O CuOH+ + H+ + SO42-

Cu2+ + H2O CuOH+ + H+ (pH Гидроксосоли (основные соли)

Гидроксосоли представляют собой продукт неполного замещения гидроксид-ионов основания кислотными остатками.В составе сложного катиона основной соли присутствуют один или несколько гидроксид-ионов:

Al(OH)Cl2 Û AlOH2+ + 2Cl-

Al(OH)2Cl Û Al(OH)2+ + Cl-

По международной систематической номенклатуре названия основных солей имеют, например,следующий вид:

Zn(OH)Cl- цинк гидроксид хлорид

Al(OH)2NO3 – алюминий дигидроксид триоксонитрат (V)

Полусистематическая (международная) номенклатура использует для основных солей термин «гидроксосоли», при этом соответствующие количественные приставки в названиях гидроксосолей указывают количество гидроксид-ионов в формуле соли.

На первом месте в названии соли указывается анион кислотного остатка, приставка «гидроксо» пишется далее слитно с названием соответствующего катиона, например:

Mg(OH)Cl — хлорид гидроксомагния (допускается запись без круглых скобок: MgOHCl)

[(Al(OH)2]2SO4 – сульфат дигидроксоалюминия

Al(OH)SO4 сульфат гидроксоалюминия

В русской номенклатуре названия основных солей образовывали от средних солей с прибавлением слова «основной».

Для трех- и четырехкислотных оснований указывали число замещенных гидроксид-ионов, например,

(ZnOH)2SO4 – основной сернокислый цинк

FeOHCl- основное хлористое железо

[Al(OH)2]3PO4- основной однозамещенный ортофосфорнокислый алюминий [Al(OH)]3(PO4)2- основной двузамещенный ортофосфорнокислый алюминий

Большое затруднение, обычно, возникает, как и для гидросолей, при составлении формул и названий гидроксосолей, поэтому рассмотрим этот вопрос более подробно.

Формулы и названия гидроксосолей по

Полусистематической (международной) номенклатуре

Также как в случае гидросолей, в названии гидроксосоли отражен ее состав, при этом необходимо помнить:

однокислотные основания, содержащие одну ОН- — группу (NaOH, KOH, NH4OH и т.д.) не образуют гидроксосолей, т.к. в их растворах существует один вид катионов, например:

гидроксид-ионы всегда входят в состав катиона соли ( CuOH+, Al(OH)2+ и т.д.). Именно поэтому приставка «гидроксо» ставится после названия аниона.

Составим формулы гидроксосолей по их названиям:

сульфат гидроксомеди (II ), состав соли:

CuOH+ — катион соли (его суммарный заряд

определяют по заряду катиона металла и гидроксид-иона или сумме зарядов OH- , если их несколько ).

Формула соли имеет вид: (CuOH)2SO4.

Приставка «гидроксо» указывает на присутствие в составе катиона соли одной -ОН группы, «дигидроксо» – двух -ОН групп (в растворе после диссоциации – гидроксид-ионов ОН-) .

При этом напоминаем еще раз, что в первую очередь называют кислотный остаток в составе соли, а потом катион (это правило продемонстрировано в названиях средних и гидросолей ). Приведем еще два примера:

Нитрат гидроксоалюминия

AlOH2+- катион соли, формула – AlOH(NO3)2

Сульфитдигидроксоалюминия

Al(OH)2+ — катион соли (его суммарный заряд [(3+)+2(1-)=1+])

Формула соли: (Al(OH)2)2SO3.

Теперь давайте назовем соль по ее формуле:

(FeOH)3PO4

­- стехиометрический коэффициент, стоящий за скобками и указывающий количество катионов, не будет входить в название соли: FeOH+ — катион гидроксожелеза (II).

Название соли:ортофосфат гидроксожелеза (II).

(Fe(OH)2)2SO4 — кислотный остаток– SO42- — сульфат-ион, Fe(OH)2+ — катион дигидроксожелеза (III), название соли —сульфат дигидроксожелеза (III).

Получают гидроксосоли выше перечисленными способами.

Наиболее часто встречаются следующие:

1. кислота (или кислотный оксид) + основание (основной оксид),

(избыток по сравнению с получением нормальной соли – см. число молей основания (м) на 1 моль кислоты).

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + H2O

0.5 м 1 м хлорид железа(II)

Fe(OH)2 + HCl = Fe(OH)Cl + H2O

1м 1м хлорид гидроксожелеза (II)

избыток основания ( по сравнению с предыдущей реакцией ).

взаимодействие средней соли с основанием:

FeSO4 + Fe(OH)2 = (FeOH)2SO4¯

Как правило, гидроксосоли соли растворимы хуже средних солей.

Так же, как гидросоли, они часто встречаются в природе в составе различных пород. Образование осадков карбонатов, хлоридов и сульфатов гидроксомеди (II) наблюдается в городах на поверхности бронзовых памятников (бронза содержит медь) при протекании ряда реакций с компонентами окружающей среды (O2, H2О, HCl, H2СО3, H2SO4 ):

2Cu + O2 + 2H2O = 2 Cu(OH)2¯

2Cu + O2 + 2H2SO4 = 2CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 ¯ + CuSO4 = (CuOH)2SO4¯ — зелено-голубой осадок на бронзе (патина).

Гидроксосоли можно перевести в средние при добавлении кислот (рекомендуется добавлять сильную кислоту).

При этом происходит реакция нейтрализации:

Fe(OH)Cl ¯ + HCl = FeCl2 + H2O

2Fe(OH)Cl ¯ + H2SO4 = FeCl2 + FeSO4 + 2H2O

Чтобы определить, какие гидроксосоли может образовать данное основание, необходимо рассмотреть его ступенчатую диссоциацию (основание может последовательно отщеплять гидроксид-ионы).

Это позволяет определить вид и заряд всех возможных катионов в растворе данного основания:

Са(ОН)2 ↔ ОН- + СаОН+ — 1 ступень – катион гидроксокальция

СаOH+ ↔ OH- + Са2+— 2 ступень – катион кальция

При взаимодействии такого основания с кислотой, например HCl, могут образоваться следующие соли: Ca(OH)Clи CaCl2.

Определив виды солей, можно записать уравнения реакций их образования при различном соотношении основания и кислоты:

Ca(OH)2 + HCl = Ca(OH)Cl + H2O хлорид гидроксокальция

Ca(OH)2 + 2 HCl = CaCl2 + H2O хлорид кальция

Рассмотрим еще один пример:

Примечание: для определения заряда сложного катиона соли рекомендуем указать заряд гидроксид-иона и катиона металла в формуле основания (например, Al3+ и OH- ).

Как правило, при единичных заряда цифра 1 может не ставиться.

Эта схема позволяет написать следующие формулы солей:

Al(OH)2NO3 — нитрат дигидроксоалюминия

AlOH(NO3)2 — нитрат гидроксоалюминия

Al(NO3)3 — нитрат алюминия

Очень часто встречаются более сложные случаи взаимодействия оснований и кислот, а именно, многоосновной кислоты и многокислотного основания.

В таком случае образуется несколько видов солей (нормальная, одна или несколько гидро- и гидроксосолей).

CuS+O2=CuO+So2 помогите расписать овр

Рассмотрим пример, используя как вспомогательное действие ступенчатую диссоциацию кислоты и основания:

Эта схема позволяет записать формулы трех солей:

BeSO4 – сульфат бериллия Be(HSO4)2 — гидросульфат бериллия и (BeOH)2SO4 — сульфат гидроксобериллия.

Примечание: не бывает солей, в которых присутствуют одновременно ион Н+ и ОН-, т.к.

они взаимодействуют с образованием Н2О.

Определив возможные соли, можно записать уравнения реакций их образования:

Be(OH)2 + H2SO4 = BeSO4 + H2O

Be(OH)2 + 2 H2SO4 = Be(HSO4)2 + 2H2O

2Be(OH)2 + H2SO4 = (BeOH)2SO4 + H2O

Рассмотрим еще один пример:

Запишем формулы возможных солей:

Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III); Fe(HSO4)3 – гидросульфат железа (III);

(Fe(OH)2)2SO4 – сульфат дигидроксожелеза (III); Fe(OH)SO4–сульфат гидроксо железа (III).

Предложенная схема позволяет проанализировать, какие соли могут образоваться при взаимодействии основания с кислотой при их различном соотношении.

Напомним, что гидросоли (кислые соли) и гидроксосоли (основные соли) образуются также при гидролизе средних (нормальных) солей.

Примечание. При написании названий солей вы можете использовать любую разновидность химической номенклатуры, по наиболее узнаваемой и понятной для вас же будет полусистематическая (международная) номенклатура, которую мы и рекомендуем в качестве основной.

Вернемся теперь к нашему заданию (п.

2). По полусистематической (международной) номенклатуре названия солей будут такими:

Al2S3 – сульфид алюминия, либо сульфид Al (нормальная или средняя соль);

Al(HS)3 – гидросульфид алюминия, либо гидросульфид Al (гидросоль или кислая соль);

Al(OH)S – сульфид гидроксоалюминия, либо сульфид гидроксо Al (гидроксосоль или основная соль (двузамещенная));

[Al(OH)2]2S – сульфид дигидроксоалюминия, либо сульфид дигидроксо Al (гидроксоль или основная соль (однозамещенная)).

Примечание: в названиях солей приставка «гидро» пишется слитно с названием аниона (кислотного остатка), в названиях основных солей приставка «гидроксо» пишется слитно с названием катиона и после названия аниона.

В названиях солей катион (в нашем случае – Al(Al3+)), может быть записан либо полным названием, либо химическим символом (см. периодическую таблицу).

Теперь по п.3 задания I части.

Для выполнения данного задания вам рекомендуется прочитать из уже упоминавшегося «Опорного конспекта лекций по химии» раздел: «Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева», стр. 34-58.

Электронная формула атома

Электронная формула или электронный паспорт – это формула записи распределения электронов в атомах по энергетическим уровням и подуровням.

Количество электронов в атоме равно его порядковому номеру в периодической системе.

В нашем случае у Al должно быть 13 электронов, т.к. его номер 13. Электронная формула запишется так: 1s22s22p63s23p1. Запись начинается с низшего (первого) энергетического уровня. Далее следует буквенная запись энергетического подуровня, определяющего форму электрона (электронного облака). Число электронов на подуровне указывается цифрой справа у буквенного обозначения подуровня.

Таким образом, из приведенной выше электронной формулы следует, что у атома алюминия на первом энергетическом уровне находится два s-электрона, на втором – восемь электронов, из них два s-электрона и шесть p-электронов, на третьем – три электрона, из них два s-электрона и один p-электрон.

Графическая электронная формулы для алюминия будет выглядеть следующим образом:

Последняя запись наглядно характеризует энергетическое состояние электронов в атоме (энергетическую диаграмму атома алюминия).

Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: Cu 1 Cu

5.7. Оксид и гидроксид меди (I)

Оксид меди (I) Cu2O – красновато-коричневые кристаллы с кубической кристаллической решеткой, в которых реализуется линейно-тетраэдрическая координация атомов, плотность 6,1 г/см3, температура плавления 1242°С.

В воде не растворяется и не реагирует с ней. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.

Взаимодействует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

Cu2O + 2NaOH + H2O = 2Na[Cu(OH)2].

В водных растворах аммиака образует гидроксид диамминмеди (I):

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

С соляной кислотой взаимодействует с образованием дихлорокупрата (I) водорода:

Cu2O + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2O.

С бромоводородом и йодоводородом образует соли меди (I):

Cu2O + 2HBr = 2CuBr + H2O;

Cu2O + 2HI = 2CuI + H2O.

В разбавленной серной кислоте диспропорционирует, образуя сульфат меди (II) и металлическую медь:

Cu2O + H2SO4 = Cu + CuSO4 + H2O.

Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:

Cu2O + H2 = 2Cu + H2O;

Cu2O + CO = 2Cu + CO2;

Cu2O + Mg = 2Cu + MgO.

При нагревании окисляется кислородом воздуха:

Оксид меди (I) получают электролизом раствора хлорида натрия с использованием медных электродов.

На катоде выделяется водород, а на аноде растворяется медь с образованием ионов Cu+, при взаимодействии с группами ОН- образуется Cu2O.

Оксид меди (I) образуется при нагревании до 1100°С оксида меди (II):

или при восстановлении сульфата меди глюкозой или гидразином в щелочной среде:

2CuSO4 + C6H12O6 + 4NaOH = Cu2O + C6H12O7 + 2Na2SO4 + 2H2O.

Гидроксид меди (I) CuOH как индивидуальное соединение не выделен.

При взаимодействии солей меди (I) с щелочами в растворе образуется гидратированный оксид Cu2O · nH2O, из раствора выделяется только Cu2O.

При растворении Cu2O в растворах щелочей образуется M[Cu(OH)2].

Закончите схемы реакций: а) H2S + O2 → … ; б) CuS + O2 → … ;

Ваш ответ

решение вопроса

Похожие вопросы

• Все категории
• экономические 43,299
• гуманитарные 33,630
• юридические 17,900
• школьный раздел 607,256
• разное 16,836

Популярное на сайте:

Как быстро выучить стихотворение наизусть? Запоминание стихов является стандартным заданием во многих школах.

Как научится читать по диагонали? Скорость чтения зависит от скорости восприятия каждого отдельного слова в тексте.

Как быстро и эффективно исправить почерк? Люди часто предполагают, что каллиграфия и почерк являются синонимами, но это не так.

Как научится говорить грамотно и правильно? Общение на хорошем, уверенном и естественном русском языке является достижимой целью.

Медь. Химия меди и ее соединений

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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 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 о С, температура кипения 2567 о С, плотность меди 8,92 г/см 3 .

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) 2 CO 3 . 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: р астворение медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты, с последующим вытеснением металлическим железом.

Например , вытеснение меди из сульфата железом:

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

• 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:

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:

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:

2Cu + О₂ → 2CuО

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

Cu + S → CuS

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

Но, обратите внимание:

2Cu + I₂ = 2CuI

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

Cu + N₂ ≠

Cu + C ≠

Cu + Si ≠

1.5. Медь не взаимодействует с водородом.

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):

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 :

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:

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

С концентрированной азотной кислотой:

С разбавленной азотной кислотой:

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

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

2Cu + NO₂ = Cu₂O + NO

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 :

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:

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

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

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

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

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:

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):

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):

Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом :

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

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

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

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:

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

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

Но этой реакции в ЕГЭ по химии пока нет!

4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается :

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 :

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:

Иодид меди (I) реагирует с концентрированной серной кислотой :

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

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования :

2CuCl = Cu + CuCl₂

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

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

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

Соли меди (II) также окисляют сульфиты :

Более активные металлы вытесняют медь из солей.

Например , сульфат меди (II) реагирует с железом :

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

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

Еще одна форма этой реакции:

CuS + 10HNO 3( конц .) = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + 8NO 2 ↑ + 4H 2 O

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):

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

Электролиз раствора нитрата меди (II):

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

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

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

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

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.

8) 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.