Оксидите са широко разпространен тип съединения в природата, които могат да се наблюдават дори в ежедневието. Примерите включват пясък, вода, ръжда, вар, въглероден диоксид и редица естествени багрила. Рудата на много ценни метали е оксид в природата, поради което представлява голям интерес за научни и промишлени изследвания.

Комбинацията от химични елементи с кислород се нарича оксиди. По правило те се образуват при нагряване на всякакви вещества във въздуха. Има киселинни и основни оксиди. Металите образуват основни оксиди, докато неметалите образуват киселинни оксиди. С изключение на хромните и мангановите оксиди, които също са киселинни. Тази статия разглежда представител на основните оксиди - CuO (II).

CuO(II)

Мед, нагрята на въздух при температура 400–500 °C, постепенно се покрива с черно покритие, което химиците наричат ​​двувалентен меден оксид или CuO(II). Описаното явление е представено в следното уравнение:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Терминът "двувалентен" се отнася до способността на атома да реагира с други елементи чрез две химични връзки.

Интересен факт!Медта, намирайки се в различни съединения, може да има различни валентности и различен цвят. Например: медните оксиди имат яркочервен (Cu2O) и кафяво-черен (CuO) цвят. А медните хидроксиди придобиват жълт (CuOH) и син (Cu(OH)2) цвят. Класически пример за явлението, когато количеството преминава в качество.

Cu2O понякога се нарича също оксид, меден (I) оксид, а CuO е оксид, меден (II) оксид. Има и меден (III) оксид - Cu2O3.

В геологията обикновено се нарича двувалентен (или двувалентен) меден оксид тенорит, другото му име е мелаконит. Името тенорит идва от името на изключителния италиански професор по ботаника Микеле Теноре (1780-1861). Мелаконитът се счита за синоним на името тенорит и се превежда на руски като медно ниело или черна медна руда. В един или друг случай става дума за кристален минерал с кафяво-черен цвят, който се разлага при нагряване и се топи само при излишно налягане на кислорода, неразтворим във вода и не реагира с нея.

Нека подчертаем основните параметри на посочения минерал.

Химична формула: CuO

Молекулата му се състоиот Cu атом с молекулно тегло 64 a. e.m. и O атом, молекулно тегло 16 a. e.m., където a. e.m. - атомна единица за маса, известна още като далтон, 1 а. е. м. = 1,660 540 2(10) × 10 −27 kg = 1,660 540 2(10) × 10 −24 g. Съответно, молекулното тегло на съединението е: 64 + 16 = 80 a. Яжте.

Кристална клетка:моноклинна система. Какво означава този тип кристални оси на симетрия, когато две оси се пресичат под наклонен ъгъл и имат различна дължина, а третата ос е разположена под ъгъл 90° спрямо тях.

Плътност – 6,51 g/cm3. За сравнение, плътността на чистото злато е 19,32 g/cm³, а плътността на трапезната сол е 2,16 g/cm3.

Топи се при 1447 °C, под налягане на кислород.

Разлага се при нагряване до 1100 °C и се превръща в меден (I) оксид:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Не реагира с вода и не се разтваря в нея.

Но той реагира с воден разтвор на амоняк, за да образува тетраамин меден (II) хидроксид: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

В кисела среда образува сулфат и вода: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Реагирайки с алкали, той създава купрат: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Реакция CuO NaOH

Образувано:

• чрез калциниране на меден (II) хидроксид при температура 200 °C: Cu(OH)2 = CuO + H2O;
• по време на окисляването на метална мед във въздуха при температура 400–500 ° C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• по време на високотемпературна обработка на малахит: (CuOH)₂CO3 -> 2CuO + CO₂ + H2O.

Редуциран до меден метал -

• при реакция с водород: CuO + H2 = Cu + H2O;
• с въглероден оксид (въглероден оксид): CuO + CO = Cu + CO2;
• с активен метал: CuO + Mg = Cu + MgO.

Токсичен. Въз основа на степента на вредно въздействие върху човешкото тяло, той се класифицира като вещество от втори клас на опасност. Предизвиква дразнене на лигавиците на очите, кожата, дихателните пътища и стомашно-чревната система. При взаимодействие с него е необходимо да се използват предпазни средства като гумени ръкавици, респиратори, предпазни очила и специално облекло.

Веществото е експлозивно и запалимо.

Използва се в индустрията, като минерален компонент на смесени фуражи, в пиротехниката, в производството на катализатори за химични реакции, като оцветяващ пигмент за стъкло, емайли и керамика.

Окислителните свойства на медния (II) оксид най-често се използват в лабораторни изследвания, когато е необходим елементен анализ за изследване на органични материали за наличие на водород и въглерод.

Важно е, че CuO (II) е доста разпространен в природата, подобно на минерала тенерит, с други думи, това е естествено рудно съединение, от което може да се получи мед.

Латинското име Cuprumи съответстващият му символ Cu идва от името на остров Кипър. Именно оттам, през Средиземно море, древните римляни и гърци са изнасяли този ценен метал.

Медта е един от седемте най-разпространени метала в света и е в услуга на хората от древни времена. Въпреки това, в оригиналното си, метално състояние, той е доста рядък. Това е мек, лесен за обработка метал, характеризиращ се с висока плътност и много качествен проводник на ток и топлина. По електропроводимост е на второ място след среброто, като същевременно е по-евтин материал. Широко използван под формата на тел и тънки листове.

Химическите съединения на медта са различниповишена биологична активност. В животинските и растителни организми те участват в процесите на синтез на хлорофил, поради което се считат за много ценен компонент в минералните торове.

Медта също е необходима в човешката диета. Липсата му в организма може да доведе до различни кръвни заболявания.

Видео

От видеото ще научите какво е меден оксид.

Медта (Cu) принадлежи към d-елементите и се намира в група IB на периодичната таблица на Д. И. Менделеев. Електронната конфигурация на медния атом в основно състояние се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо очакваната формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. С други думи, в случая на медния атом се наблюдава така наречения „електронен скок“ от подниво 4s към подниво 3d. За медта, освен нула, са възможни степени на окисление +1 и +2. Степента на окисление +1 е склонна към диспропорциониране и е стабилна само в неразтворими съединения като CuI, CuCl, Cu 2 O и др., Както и в сложни съединения, например Cl и OH. Медните съединения в степен на окисление +1 нямат определен цвят. Така медният (I) оксид, в зависимост от размера на кристалите, може да бъде тъмночервен (големи кристали) и жълт (малки кристали), CuCl и CuI са бели, а Cu 2 S е черен и син. Степента на окисление на медта, равна на +2, е по-химически стабилна. Солите, съдържащи мед в това състояние на окисление, са сини и синьо-зелени на цвят.

Медта е много мек, ковък и пластичен метал с висока електрическа и топлопроводимост. Цветът на металната мед е червено-розов. Медта е разположена в серията на активност от метали вдясно от водорода, т.е. принадлежи към нискоактивните метали.

с кислород

При нормални условия медта не взаимодейства с кислорода. За протичане на реакцията между тях е необходима топлина. В зависимост от излишъка или дефицита на кислород и температурните условия, медният (II) оксид и медният (I) оксид могат да образуват:

със сяра

Реакцията на сяра с мед, в зависимост от условията, може да доведе до образуването както на меден (I) сулфид, така и на меден (II) сулфид. Когато смес от прахообразни Cu и S се нагрява до температура 300-400 o C, се образува меден (I) сулфид:

При липса на сяра и реакцията протича при температури над 400 o C се образува меден (II) сулфид. Въпреки това, по-прост начин за получаване на меден (II) сулфид от прости вещества е взаимодействието на мед със сяра, разтворена във въглероден дисулфид:

Тази реакция протича при стайна температура.

с халогени

Медта реагира с флуор, хлор и бром, образувайки халиди с обща формула CuHal 2, където Hal е F, Cl или Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

В случай на йод, най-слабият окислител сред халогените, се образува меден (I) йодид:

Медта не взаимодейства с водород, азот, въглерод и силиций.

с неокисляващи киселини

Почти всички киселини са неокисляващи киселини, с изключение на концентрираната сярна киселина и азотната киселина с всякаква концентрация. Тъй като неокисляващите киселини могат да окисляват само метали в серията активност до водород; това означава, че медта не реагира с такива киселини.

с окислителни киселини

- концентрирана сярна киселина

Медта реагира с концентрирана сярна киселина както при нагряване, така и при стайна температура. При нагряване реакцията протича съгласно уравнението:

Тъй като медта не е силен редуциращ агент, сярата се редуцира в тази реакция само до степен на окисление +4 (в SO 2).

- с разредена азотна киселина

Реакцията на мед с разреден HNO 3 води до образуването на меден (II) нитрат и азотен оксид:

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

- с концентрирана азотна киселина

Концентрираната HNO 3 лесно реагира с медта при нормални условия. Разликата между реакцията на мед с концентрирана азотна киселина и реакцията с разредена азотна киселина е в продукта на азотна редукция. В случая на концентрирана HNO 3 азотът се редуцира в по-малка степен: вместо азотен оксид (II) се образува азотен оксид (IV), което се дължи на по-голямата конкуренция между молекулите на азотната киселина в концентрирана киселина за редуциращ агент (Cu ) електрони:

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

с неметални оксиди

Медта реагира с някои неметални оксиди. Например, с оксиди като NO 2, NO, N 2 O, медта се окислява до меден (II) оксид, а азотът се редуцира до степен на окисление 0, т.е. образува се просто вещество N 2:

В случая на серен диоксид се образува меден (I) сулфид вместо простото вещество (сяра). Това се дължи на факта, че медта и сярата, за разлика от азота, реагират:

с метални оксиди

Когато металната мед се синтерова с меден (II) оксид при температура 1000-2000 o C, може да се получи меден (I) оксид:

Освен това металната мед може да редуцира железен (III) оксид до железен (II) оксид при калциниране:

с метални соли

Медта измества по-малко активните метали (вдясно от нея в серията активност) от разтвори на техните соли:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Протича и интересна реакция, при която медта се разтваря в солта на по-активен метал - желязото в степен на окисление +3. Противоречия обаче няма, т.к медта не измества желязото от неговата сол, а само го редуцира от степен на окисление +3 до степен на окисление +2:

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

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

Последната реакция се използва при производството на микросхеми на етапа на ецване на медни платки.

Корозия на медта

Медта корозира с течение на времето при контакт с влага, въглероден диоксид и атмосферен кислород:

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

В резултат на тази реакция медните продукти се покриват с рехаво синьо-зелено покритие от меден (II) хидроксикарбонат.

Химични свойства на цинка

Цинкът Zn е в група IIB на IV период. Електронната конфигурация на валентните орбитали на атомите на химичния елемент в основно състояние е 3d 10 4s 2. За цинка е възможно само едно единствено състояние на окисление, равно на +2. Цинковият оксид ZnO и цинковият хидроксид Zn(OH) 2 имат изразени амфотерни свойства.

Цинкът потъмнява, когато се съхранява на въздух, като се покрива с тънък слой ZnO оксид. Окисляването става особено лесно при висока влажност и в присъствието на въглероден диоксид поради реакцията:

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

Цинковите пари горят във въздуха и тънка ивица цинк, след като е нажежена в пламък на горелка, гори със зеленикав пламък:

При нагряване металният цинк също взаимодейства с халогени, сяра и фосфор:

Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор.

Цинкът реагира с неокисляващи киселини, за да освободи водород:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Техническият цинк е особено лесно разтворим в киселини, тъй като съдържа примеси от други по-малко активни метали, по-специално кадмий и мед. Цинкът с висока чистота е устойчив на киселини по определени причини. За да се ускори реакцията, проба от цинк с висока чистота се поставя в контакт с мед или се добавя малко медна сол към киселинния разтвор.

При температура 800-900 o C (червена топлина), цинковият метал, който е в разтопено състояние, взаимодейства с прегрята водна пара, освобождавайки водород от него:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Цинкът реагира и с окислителни киселини: концентрирана сярна и азотна.

Цинкът като активен метал може да образува серен диоксид, елементарна сяра и дори сероводород с концентрирана сярна киселина.

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

Съставът на продуктите на редукция на азотната киселина се определя от концентрацията на разтвора:

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

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

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

Посоката на процеса също се влияе от температурата, количеството киселина, чистотата на метала и времето за реакция.

Цинкът реагира с алкални разтвори, за да се образува тетрахидроксицинатии водород:

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

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

Когато се слее с безводни алкали, се образува цинк цинковеи водород:

В силно алкална среда цинкът е изключително силен редуциращ агент, способен да редуцира азота в нитратите и нитритите до амоняк:

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

Поради комплексообразуването, цинкът бавно се разтваря в разтвор на амоняк, редуцирайки водорода:

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

Цинкът също редуцира по-малко активните метали (вдясно от него в серията активност) от водни разтвори на техните соли:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Химични свойства на хрома

Хромът е елемент от VIB група на периодичната таблица. Електронната конфигурация на хромния атом се записва като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, т.е. при хрома, както и при медния атом се наблюдава така нареченото „изтичане на електрони“

Най-често срещаните степени на окисление на хрома са +2, +3 и +6. Те трябва да се запомнят и в рамките на програмата за единен държавен изпит по химия може да се приеме, че хромът няма други степени на окисление.

При нормални условия хромът е устойчив на корозия както във въздуха, така и във водата.

Взаимодействие с неметали

с кислород

Нагрят до температура над 600 o C, прахообразният метален хром изгаря в чист кислород, образувайки хромен (III) оксид:

4Cr + 3O2 = о T=> 2Cr 2 O 3

с халогени

Хромът реагира с хлор и флуор при по-ниски температури, отколкото с кислород (съответно 250 и 300 o C):

2Cr + 3F 2 = о T=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = о T=> 2CrCl 3

Хромът реагира с бром при температура на нагряване (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = о T=> 2CrBr 3

с азот

Металният хром взаимодейства с азота при температури над 1000 o C:

2Cr + N 2 = оT=> 2CrN

със сяра

Със сярата хромът може да образува както хром (II) сулфид, така и хром (III) сулфид, което зависи от съотношението на сярата и хрома:

Cr+S= о т=>CrS

2Cr + 3S = о т=> Cr 2 S 3

Хромът не реагира с водород.

Взаимодействие със сложни вещества

Взаимодействие с вода

Хромът е метал със средна активност (намира се в редицата на активност на металите между алуминия и водорода). Това означава, че реакцията протича между нажежен до червено хром и прегрята водна пара:

2Cr + 3H2O = о т=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаимодействие с киселини

Хромът при нормални условия се пасивира от концентрирани сярна и азотна киселина, но се разтваря в тях при кипене, докато се окислява до степен на окисление +3:

Cr + 6HNO 3 (конц.) = да се=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (конц.) = да се=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

В случай на разредена азотна киселина, основният продукт от редукция на азот е простото вещество N 2:

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

Хромът е разположен в серията активност вляво от водорода, което означава, че той е способен да отделя Н2 от разтвори на неокисляващи киселини. По време на такива реакции, при липса на достъп до атмосферен кислород, се образуват соли на хром (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

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

Когато реакцията се провежда на открито, двувалентният хром незабавно се окислява от съдържащия се във въздуха кислород до степен на окисление +3. В този случай, например, уравнението със солна киселина ще приеме формата:

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

Когато металният хром се слее със силни окислители в присъствието на основи, хромът се окислява до степен на окисление +6, образувайки хромати:

Химични свойства на желязото

Желязо Fe, химичен елемент, намиращ се в група VIIIB и имащ пореден номер 26 в периодичната таблица. Разпределението на електроните в атома на желязото е както следва: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, т.е. желязото принадлежи към d-елементите, тъй като d-поднивото е запълнено в неговия случай. Характеризира се най-вече с две степени на окисление +2 и +3. FeO оксидът и Fe(OH) 2 хидроксидът имат преобладаващи основни свойства, докато Fe 2 O 3 оксидът и Fe(OH) 3 хидроксидът имат забележимо амфотерни свойства. По този начин железният оксид и хидроксидът (lll) се разтварят до известна степен при кипене в концентрирани разтвори на основи и също реагират с безводни основи по време на топене. Трябва да се отбележи, че степента на окисление на желязото +2 е много нестабилна и лесно преминава в степен на окисление +3. Известни са и железни съединения в рядко състояние на окисление +6 - ферати, соли на несъществуващата „желязна киселина“ H 2 FeO 4. Тези съединения са относително стабилни само в твърдо състояние или в силно алкални разтвори. Ако алкалността на средата е недостатъчна, фератите бързо окисляват дори водата, освобождавайки кислород от нея.

Взаимодействие с прости вещества

С кислород

При изгаряне в чист кислород желязото образува т.нар желязо мащаб, имащ формулата Fe 3 O 4 и всъщност представляващ смесен оксид, чийто състав може условно да бъде представен с формулата FeO∙Fe 2 O 3. Реакцията на горене на желязото има формата:

3Fe + 2O 2 = да се=> Fe 3 O 4

Със сяра

При нагряване желязото реагира със сярата, за да образува железен сулфид:

Fe + S = да се=>FeS

Или с излишък от сяра железен дисулфид:

Fe + 2S = да се=>FeS 2

С халогени

Металното желязо се окислява от всички халогени с изключение на йод до степен на окисление +3, образувайки железни халиди (lll):

2Fe + 3F 2 = да се=> 2FeF 3 – железен флуорид (lll)

2Fe + 3Cl 2 = да се=> 2FeCl 3 – железен хлорид (lll)

Йодът, като най-слабият окислител сред халогените, окислява желязото само до степен на окисление +2:

Fe + I 2 = да се=> FeI 2 – железен йодид (ll)

Трябва да се отбележи, че съединенията на тривалентно желязо лесно окисляват йодидните йони във воден разтвор до свободен йод I 2, докато се редуцират до степен на окисление +2. Примери за подобни реакции от банка FIPI:

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

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

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

С водород

Желязото не реагира с водород (само алкални метали и алкалоземни метали реагират с водород от метали):

Взаимодействие със сложни вещества

Взаимодействие с киселини

С неокисляващи киселини

Тъй като желязото е разположено в серията активност вляво от водорода, това означава, че то е способно да измества водорода от неокисляващи киселини (почти всички киселини с изключение на H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 с всякаква концентрация):

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

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Трябва да обърнете внимание на такъв трик в задачите на Единния държавен изпит като въпрос по темата до каква степен на окисление желязото ще се окисли, когато е изложено на разредена и концентрирана солна киселина. Верният отговор е до +2 и в двата случая.

Капанът тук се крие в интуитивното очакване за по-дълбоко окисление на желязото (до d.o. +3) в случай на взаимодействието му с концентрирана солна киселина.

Взаимодействие с окислителни киселини

При нормални условия желязото не реагира с концентрирана сярна и азотна киселина поради пасивация. Въпреки това, той реагира с тях при варене:

2Fe + 6H 2 SO 4 = о т=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 = о т=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Моля, имайте предвид, че разредената сярна киселина окислява желязото до степен на окисление +2, а концентрираната сярна киселина до +3.

Корозия (ръжда) на желязо

Във влажен въздух желязото много бързо ръждясва:

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

Желязото не реагира с вода при липса на кислород, нито при нормални условия, нито при кипене. Реакцията с вода протича само при температури над червена топлина (>800 o C). тези..

Като всички d-елементи, те са ярко оцветени.

Точно както при медта се наблюдава отказ на електрон- от s-орбитала към d-орбитала

Електронна структура на атома:

Съответно има 2 характерни степени на окисление на медта: +2 и +1.

Просто вещество:златисто-розов метал.

Медни оксиди:Сu2O меден оксид (I) \ меден оксид 1 - червено-оранжев цвят

CuO меден (II) оксид \ меден оксид 2 - черен.

Други медни съединения Cu(I), с изключение на оксида, са нестабилни.

Медните съединения Cu(II) са, първо, стабилни, и второ, сини или зеленикави на цвят.

Защо медните монети стават зелени? Медта в присъствието на вода взаимодейства с въглеродния диоксид във въздуха, за да образува CuCO3, зелено вещество.

Друго оцветено медно съединение, меден (II) сулфид, е черна утайка.

Медта, за разлика от други елементи, идва след водорода и следователно не го освобождава от киселини:

• с горещсярна киселина: Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• с студсярна киселина: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• с концентриран:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• с разредена азотна киселина:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Пример за вариант на проблема за единния държавен изпит C2 1:

Медният нитрат се калцинира и получената твърда утайка се разтваря в сярна киселина. През разтвора се пропуска сероводород, получената черна утайка се изпича и твърдият остатък се разтваря чрез нагряване в азотна киселина.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Твърдата утайка е меден(II) оксид.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Медният (II) сулфид е черна утайка.

„Изстрелян“ означава, че е имало взаимодействие с кислорода. Да не се бърка с "калциниране". Калцинат - топлина, естествено, при висока температура.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Твърдият остатък е CuO, ако медният сулфид е реагирал напълно, CuO + CuS, ако е реагирал частично.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

Възможна е и друга реакция:

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

Пример за вариант 2 на проблем от Единния държавен изпит C2:

Медта се разтваря в концентрирана азотна киселина, полученият газ се смесва с кислород и се разтваря във вода. В получения разтвор се разтваря цинков оксид, след което към разтвора се добавя голям излишък от разтвор на натриев хидроксид.

В резултат на реакцията с азотна киселина се образуват Cu(NO3)2, NO2 и O2.

NO2 се смесва с кислород, което означава, че се окислява: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Смесен с вода: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Медта (Cu) е един от нискоактивните метали. Характеризира се с образуването на химични съединения със степен на окисление +1 и +2. Така например два оксида, които са съединение на два елемента Cu и кислород O: със степен на окисление +1 - меден оксид Cu2O и степен на окисление +2 - меден оксид CuO. Въпреки факта, че те се състоят от едни и същи химични елементи, всеки от тях има свои собствени специфични характеристики. В студа металът взаимодейства много слабо с кислорода на въздуха, като се покрива с филм от меден оксид, който предотвратява по-нататъшното окисляване на медта. При нагряване това просто вещество с пореден номер 29 в периодичната таблица се окислява напълно. В този случай се образува и меден (II) оксид: 2Cu + O2 → 2CuO.

Азотният оксид е кафяво-червено твърдо вещество с моларна маса 143,1 g/mol. Съединението има точка на топене 1235°C и точка на кипене 1800°C. Той е неразтворим във вода, но разтворим в киселини. Медният оксид (I) се разрежда (концентрира), образувайки безцветен комплекс +, който лесно се окислява във въздуха до синьо-виолетов амонячен комплекс 2+, разтваряйки се в солна киселина, за да образува CuCl2. В историята на физиката на полупроводниците Cu2O е един от най-изследваните материали.

Медният (I) оксид, известен също като хемиоксид, има основни свойства. Може да се получи чрез окисление на метала: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Примеси като вода и киселини влияят на скоростта на този процес, както и на по-нататъшното окисление до двувалентен оксид. Медният оксид може да се разтвори в чист метал и да се образува сол: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. По подобна схема се осъществява взаимодействието на оксид със степен +1 с други киселини, съдържащи кислород. Когато хемиоксидът реагира с киселини, съдържащи халоген, се образуват едновалентни метални соли: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Медният (I) оксид се среща естествено под формата на червена руда (остаряло наименование, заедно с рубин Cu), наречена минерал "Куприт". Отнема много време за формиране. Може да се произвежда изкуствено при високи температури или под високо кислородно налягане. Хемиоксидът обикновено се използва като фунгицид, като пигмент, като противообрастващ агент в подводна или морска боя, а също така се използва като катализатор.

Ефектите на това вещество с химическа формула Cu2O върху тялото обаче могат да бъдат опасни. При вдишване причинява задух, кашлица и язви и перфорация на дихателните пътища. При поглъщане се предизвиква дразнене на стомашно-чревния тракт, което е съпроводено с повръщане, болки и диария.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Медният (II) оксид се използва в керамиката (като пигмент) за производство на глазури (сини, зелени и червени, а понякога и розови, сиви или черни). Използва се и като хранителна добавка при животни за намаляване на дефицита на купрум в организма. Това е абразивен материал, който е необходим за полиране на оптично оборудване. Използва се за производството на сухи батерии, за получаване на други Cu соли. CuO съединението се използва и при заваряване на медни сплави.

Излагането на химичното съединение CuO също може да бъде опасно за човешкото тяло. Предизвиква дразнене на белите дробове при вдишване. Медният (II) оксид може да причини треска от метални изпарения (MFF). Cu оксидът причинява обезцветяване на кожата и могат да възникнат проблеми със зрението. Ако попадне в тялото, като хемиоксид, това води до отравяне, което е придружено от симптоми под формата на повръщане и болка.

МЕД И НЕЙНИТЕ СЪЕДИНЕНИЯ

УРОК В 11 КЛАС ПО ПРИРОДНИ НАУКИ

За повишаване на познавателната активност и самостоятелност на учениците използваме уроци за колективно изучаване на материала. В такива уроци всеки ученик (или двойка ученици) получава задача, чието изпълнение трябва да докладва в същия урок, а докладът му се записва от останалите ученици в класа в тетрадки и е елемент от съдържанието от учебния материал на урока. Всеки ученик допринася за научаването на класа по темата.
По време на урока режимът на работа на учениците се променя от интраактивен (режим, при който информационните потоци са затворени вътре в учениците, характерен за самостоятелна работа) в интерактивен (режим, при който информационните потоци са двупосочни, т.е. информацията отива както от студент и към студента се обменя информация). В този случай учителят действа като организатор на процеса, коригира и допълва информацията, предоставена от учениците.
Уроците за колективно изучаване на материала се състоят от следните етапи:
Етап 1 – инсталация, в която учителят обяснява целите и програмата за работа на урока (до 7 минути);
Етап 2 – самостоятелна работа на учениците по инструкции (до 15 минути);
Етап 3 – обмен на информация и обобщаване на урока (заема цялото останало време).
Урокът „Мед и нейните съединения“ е предназначен за класове със задълбочено изучаване на химия (4 часа химия седмично), провежда се в рамките на два учебни часа, урокът актуализира знанията на учениците по следните теми: „Общи свойства на метали”, „Отношение към металите с концентрирана сярна киселина” киселина, азотна киселина”, „Качествени реакции към алдехиди и многовалентни алкохоли”, „Окисление на наситени едновалентни алкохоли с меден(II) оксид”, „Комплексни съединения”.
Преди урока учениците получават домашна работа: повторете изброените теми. Предварителната подготовка на учителя за урока се състои в съставяне на инструктивни карти за учениците и подготовка на комплекти за лабораторни опити.

ПО ВРЕМЕ НА ЗАНЯТИЯТА

Етап на монтаж

Учителят позира на учениците целта на урока: въз основа на съществуващите знания за свойствата на веществата, прогнозирайте, практически потвърдете, обобщете информация за медта и нейните съединения.
Учениците съставят електронната формула на медния атом, откриват какви степени на окисление може да има медта в съединенията, какви свойства (окислително-редукционни, киселинно-основни) ще имат медните съединения.
В тетрадките на учениците се появява таблица.

Свойства на медта и нейните съединения

Метал	Cu 2 O – основен оксид	CuO – основен оксид
Редуциращ агент	CuOH е нестабилна основа	Cu(OH) 2 – неразтворима основа
	CuCl – неразтворима сол	CuSO 4 – разтворима сол
	Притежават редокс дуалност	Окислители

Етап на самостоятелна работа

За потвърждаване и допълване на предположения учениците извършват лабораторни опити съгласно инструкциите и записват уравненията на извършените реакции.

Указания за самостоятелна работа по двойки

1. Загрейте медната жица на пламък. Забележете как се е променил цветът му. Поставете гореща калцинирана медна тел в етилов алкохол. Забележете промяната в цвета му. Повторете тези манипулации 2-3 пъти. Проверете дали миризмата на етанол се е променила.
Напишете две уравнения на реакцията, съответстващи на извършените трансформации. Какви свойства на медта и нейния оксид се потвърждават от тези реакции?

2. Добавете солна киселина към меден (I) оксид.
какво наблюдаваш Запишете уравненията на реакцията, като вземете предвид, че медният (I) хлорид е неразтворимо съединение. Какви свойства на медта (I) се потвърждават от тези реакции?

3. а) Поставете цинкова гранула в разтвор на меден (II) сулфат. Ако реакцията не протича, загрейте разтвора. b) Добавете 1 ml сярна киселина към меден(II) оксид и загрейте.
какво наблюдаваш Запишете уравненията на реакцията. Какви свойства на медните съединения се потвърждават от тези реакции?

4. Поставете лента от универсален индикатор в разтвора на меден (II) сулфат.
Обяснете резултата. Запишете йонното уравнение за хидролиза в стъпка I.
Добавете разтвор на мед(II) сулфат към разтвора на натриев карбонат.
какво наблюдаваш Запишете уравнението за реакцията на съвместна хидролиза в молекулни и йонни форми.

5.
какво наблюдаваш
Добавете разтвор на амоняк към получената утайка.
Какви промени са настъпили? Запишете уравненията на реакцията. Какви свойства на медните съединения доказват тези реакции?

6. Добавете разтвор на калиев йодид към меден (II) сулфат.
какво наблюдаваш Напишете уравнение за реакцията. Какво свойство на медта (II) доказва тази реакция?

7. Поставете малко парче медна тел в епруветка с 1 ml концентрирана азотна киселина. Затворете епруветката със запушалка.
какво наблюдаваш (Вземете епруветката под тягата.) Запишете уравнението на реакцията.
Изсипете солна киселина в друга епруветка и поставете малко парче медна тел в нея.
какво наблюдаваш Обяснете вашите наблюдения. Какви свойства на медта се потвърждават от тези реакции?

8. Добавете излишък от натриев хидроксид към меден(II) сулфат.
какво наблюдаваш Загрейте получената утайка. Какво стана? Запишете уравненията на реакцията. Какви свойства на медните съединения се потвърждават от тези реакции?

9. Добавете излишък от натриев хидроксид към меден(II) сулфат.
какво наблюдаваш
Добавете разтвор на глицерин към получената утайка.
Какви промени са настъпили? Запишете уравненията на реакцията. Какви свойства на медните съединения доказват тези реакции?

10. Добавете излишък от натриев хидроксид към меден(II) сулфат.
какво наблюдаваш
Добавете разтвор на глюкоза към получената утайка и загрейте.
Какво стана? Запишете уравнението на реакцията, като използвате общата формула на алдехидите, за да обозначите глюкозата

Какво свойство на медното съединение доказва тази реакция?

11. Добавете към меден(II) сулфат: а) разтвор на амоняк; б) разтвор на натриев фосфат.
какво наблюдаваш Запишете уравненията на реакцията. Какви свойства на медните съединения доказват тези реакции?

Етап на обмен на информация и обобщаване

Учителят задава въпрос относно свойствата на определено вещество. Учениците, които са извършили съответните експерименти, докладват за извършения експеримент и записват уравненията на реакцията на дъската. След това учителят и учениците добавят информация за химичните свойства на веществото, които не могат да бъдат потвърдени от реакции в училищната лаборатория.

Процедура за обсъждане на химичните свойства на медните съединения

1. Как реагира медта с киселини, с какви други вещества може да реагира медта?

Реакционните уравнения за мед се записват с:

Концентрирана и разредена азотна киселина:

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

Концентрирана сярна киселина:

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

Кислород:

2Cu + O 2 = 2CuO;

Cu + Cl 2 = CuCl 2;

Солна киселина в присъствието на кислород:

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

Железен (III) хлорид:

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

2. Какви свойства проявяват медният (I) оксид и хлорид?

Обръща се внимание на основните свойства, способността за образуване на комплекси и окислително-редукционната двойственост.Уравненията за реакциите на меден (I) оксид с са написани:

Солна киселина, докато се образува CuCl:

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

Излишък на HCl:

CuCl + HCl = Н;

Реакции на редукция и окисление на Cu 2 O:

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

2Cu2O + O2 = 4CuO;

Диспропорция при нагряване:

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

3. Какви свойства проявява медният (II) оксид?

Обръща се внимание на основните и окислителните свойства.Уравненията за реакциите на меден (II) оксид са написани:

киселина:

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

Етанол:

C2H5OH + CuO = CH3CHO + Cu + H2O;

Водород:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O;

Алуминий:

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

4. Какви свойства проявява медният (II) хидроксид?

Обръща се внимание на окислителните, основни свойства, способността за образуване на комплекси с органични и неорганични съединения.Уравненията на реакциите се записват с:

Алдехид:

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

киселина:

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

Амоняк:

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

Глицерин:

Уравнение на реакцията на разлагане:

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

5. Какви свойства проявяват медните (II) соли?

Обръща се внимание на реакциите на йонообмен, хидролиза, окислителни свойства и комплексообразуване. Уравненията за реакциите на меден сулфат с:

Натриев хидроксид:

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;

Натриев фосфат:

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

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

Калиев йодид:

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

Амоняк:

Cu 2+ + 4NH 3 = 2+;

и уравнения на реакцията:

Хидролиза:

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

Съвместна хидролиза с натриев карбонат за образуване на малахит:

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

Освен това можете да разкажете на учениците за взаимодействието на меден (II) оксид и хидроксид с алкали, което доказва тяхната амфотерна природа:

Cu(OH) 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2,

Cu + Cl 2 = CuCl 2,

Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg,

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

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

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

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

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

2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2,

2CuCl = CuCl 2 + Cu,

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

Упражнение 3. Направете вериги от трансформации, съответстващи на следните схеми и ги изпълнете:

Задача 1. Сплав от мед и алуминий се третира първо с излишък от алкали и след това с излишък от разредена азотна киселина. Изчислете масовите фракции на металите в сплавта, ако е известно, че обемите на газовете, освободени в двете реакции (при едни и същи условия), са равни
.

(Отговор . Масова част на медта - 84%).

Задача 2. Когато 6,05 g кристален хидрат на меден (II) нитрат се калцинира, се получават 2 g остатък. Определете формулата на оригиналната сол.

(Отговор. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)

Задача 3. Медна плоча с тегло 13,2 g се потапя в 300 g разтвор на железен (III) нитрат с масова част на солта 0,112. При изваждането му се оказва, че масовата част на железния(III) нитрат става равна на масовата част на образуваната медна(II) сол. Определете масата на плочата, след като е била извадена от разтвора.

(Отговор. 10 години)

Домашна работа.Научете материала, записан в тетрадката. Направете верига от трансформации за медни съединения, съдържаща най-малко десет реакции, и я изпълнете.

ЛИТЕРАТУРА

1. Пузаков С.А., Попков В.А.Наръчник по химия за кандидати в университети. Програми. Въпроси, упражнения, задачи. Примерни изпитни работи. М.: Висше училище, 1999, 575 с.
2. Кузменко Н.Е., Еремин В.В. 2000 задачи и упражнения по химия. За ученици и кандидати. М .: 1-ва Федеративна книготърговска компания, 1998, 512 с.