Oksidi su vrsta spojeva rasprostranjenih u prirodi, koji se mogu uočiti čak iu svakodnevnom životu, u svakodnevnom životu. Primjer je pijesak, voda, rđa, kreč, ugljični dioksid, brojne prirodne boje. Ruda mnogih vrijednih metala je po svojoj prirodi oksidna, zbog čega je od velikog interesa za naučna i industrijska istraživanja.

Kombinacija hemijskih elemenata sa kiseonikom naziva se oksidi. U pravilu nastaju kada se bilo koje tvari zagrijavaju na zraku. Razlikovati kisele i bazične okside. Metali formiraju bazične okside, dok nemetali formiraju kisele. Sa izuzetkom oksida hroma i mangana, koji su takođe kiseli. Ovaj članak govori o predstavniku glavnih oksida - CuO (II).

CuO(II)

Bakar, zagrejan na vazduhu na temperaturi od 400–500 °C, postepeno prekriven crnim premazom, koji hemičari nazivaju dvovalentnim bakrenim oksidom ili CuO (II). Opisani fenomen je predstavljen sljedećom jednačinom:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Termin "bivalentni" označava sposobnost atoma da reaguje sa drugim elementima kroz dve hemijske veze.

Zanimljiva činjenica! Bakar, koji se nalazi u različitim jedinjenjima, može biti različitih valencija i različite boje. Na primjer: bakreni oksidi su jarko crvene (Cu2O) i smeđe-crne (CuO) boje. A bakreni hidroksidi dobijaju žutu (CuOH) i plavu (Cu (OH) 2) boju. Klasičan primjer fenomena kada se kvantitet pretvara u kvalitet.

Cu2O se ponekad naziva i dušikov oksid, bakar (I) oksid, a CuO je oksid, bakrov (II) oksid. Tu je i bakar (III) oksid - Cu2O3.

U geologiji se obično naziva oksid dvovalentnog (ili dvovalentnog) bakra tenorit, drugo ime mu je melakonit. Naziv tenorit potiče od imena istaknutog italijanskog profesora botanike Michele Tenore, (1780-1861). Melakonit se smatra sinonimom za naziv tenorit i na ruski se prevodi kao bakar crna ili crna bakarna ruda. U ovom ili onom slučaju, riječ je o smeđe-crnom kristalnom mineralu koji se kalcinira i topi se samo pri viškom tlaka kisika, nerastvorljivom u vodi i ne reagira s njom.

Ističemo glavne parametre imenovanog minerala.

Hemijska formula: CuO

Njegov molekul se sastoji od Cu atoma molekulske težine 64 a. e. m. i O atom, molekulske težine 16 am. e. m., gdje je a. e. m. - jedinica atomske mase, također je dalton, 1 a. mu \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -27 kg = 1,660 540 2 (10) × 10 -24 g. Prema tome, molekularna težina spoja je: 64 + 16 = 80 a. jesti.

Kristalna ćelija: monoklinski sistem. Šta znači ova vrsta kristalnih osa simetrije kada se dvije ose sijeku pod kosim uglom i imaju različite dužine, a treća osa se nalazi pod uglom od 90° u odnosu na njih.

Gustina – 6,51 g/cm3. Za poređenje, gustoća čistog zlata je 19,32 g / cm³, a gustina kuhinjske soli je 2,16 g / cm 3.

Topi se na 1447 °C, pod pritiskom kiseonika.

Razlaže se pri žarenju do 1100 °C i pretvara se u bakar (I) oksid:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Ne reaguje sa vodom i ne rastvara se u njoj..

Ali on reaguje sa vodenim rastvorom amonijaka, pri čemu nastaje tetraamin-bakar (II) hidroksid: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

U kiseloj sredini stvara sulfat i vodu: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Reagujući sa alkalijom, stvara kuprat: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reakcija CuO NaOH

Formirano:

• kalciniranjem bakar (II) hidroksida na temperaturi od 200 ° C: Cu (OH) 2 = CuO + H2O;
• tokom oksidacije metalnog bakra na vazduhu na temperaturi od 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• tokom visokotemperaturne obrade malahita: (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Sveden na metalni bakar -

• u reakciji sa vodonikom: CuO + H2 = Cu + H2O;
• sa ugljen monoksidom (ugljen monoksid): CuO + CO = Cu + CO2;
• sa aktivnim metalom: CuO + Mg = Cu + MgO.

toksično. Prema stepenu štetnog dejstva na ljudski organizam, svrstava se u supstancu druge klase opasnosti. Izaziva iritaciju sluzokože očiju, kože, respiratornog trakta i gastrointestinalnog sistema. U interakciji s njim potrebno je koristiti zaštitnu opremu kao što su gumene rukavice, respiratori, naočale, kombinezoni.

Supstanca je eksplozivna i zapaljiva.

Primijenjen u industriji, kao mineralna komponenta hrane za životinje, u pirotehnici, u proizvodnji katalizatora za hemijske reakcije, kao pigment za bojenje stakla, emajla i keramike.

Oksidirajuća svojstva bakrenog oksida (II) najčešće se koriste u laboratorijskim studijama, kada je potrebna elementarna analiza vezana za proučavanje organskih materijala na prisustvo vodonika i ugljenika u njima.

Važno je da je CuO (II) prilično rasprostranjen u prirodi kao mineral tenerit, drugim riječima, to je prirodni rudni spoj iz kojeg se može dobiti bakar.

Latinski naziv Cuprum a odgovarajući simbol Cu dolazi od imena ostrva Kipar. Odatle su, preko Sredozemnog mora, stari Rimljani i Grci izvozili ovaj vrijedan metal.

Bakar je jedan od sedam najčešćih metala na svijetu i u službi je čovjeka od davnina. Međutim, u svom izvornom, metalnom stanju, prilično je rijedak. Ovo je mekani metal lak za obradu, koji se odlikuje velikom gustinom, vrlo kvalitetnim provodnikom struje i toplote. Po električnoj provodljivosti je drugi nakon srebra, dok je jeftiniji materijal. Široko se koristi u obliku proizvoda od žice i tankog lima.

Hemijska jedinjenja bakra su različita povećana biološka aktivnost. U životinjskim i biljnim organizmima sudjeluju u sintezi klorofila, pa se smatraju vrlo vrijednom komponentom u sastavu mineralnih gnojiva.

Bakar je takođe potreban u ljudskoj ishrani. Njegov nedostatak u organizmu može dovesti do raznih bolesti krvi.

Video

Iz videa ćete naučiti šta je bakreni oksid.

Bakar (Cu) pripada d-elementima i nalazi se u IB grupi periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Elektronska konfiguracija atoma bakra u osnovnom stanju zapisuje se kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 umjesto očekivane formule 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Drugim rečima, u slučaju atoma bakra primećuje se takozvani „skok elektrona“ sa 4s podnivoa na 3d podnivo. Za bakar, pored nule, moguća su oksidaciona stanja +1 i +2. Oksidacijsko stanje +1 je sklono disproporcionalnosti i stabilno je samo u nerastvorljivim jedinjenjima kao što su CuI, CuCl, Cu 2 O itd., kao iu kompleksnim jedinjenjima, na primjer, Cl i OH. Jedinjenja bakra u +1 oksidacionom stanju nemaju određenu boju. Dakle, bakar (I) oksid, ovisno o veličini kristala, može biti tamnocrven (veliki kristali) i žuti (mali kristali), CuCl i CuI su bijeli, a Cu 2 S je crno-plav. Hemijski stabilnije je oksidaciono stanje bakra, jednako +2. Soli koje sadrže bakar u datom oksidacionom stanju su plave i plavo-zelene boje.

Bakar je veoma mekan, savitljiv i duktilan metal visoke električne i toplotne provodljivosti. Boja metalnog bakra je crveno-ružičasta. Bakar je u nizu aktivnosti metala desno od vodonika, tj. odnosi se na niskoaktivne metale.

sa kiseonikom

U normalnim uslovima, bakar ne stupa u interakciju sa kiseonikom. Toplina je potrebna da bi se reakcija između njih odvijala. U zavisnosti od viška ili nedostatka kiseonika i temperaturnih uslova, može formirati bakar (II) oksid i bakar (I) oksid:

sa sumporom

Reakcija sumpora sa bakrom, u zavisnosti od uslova izvođenja, može dovesti do stvaranja i bakar (I) sulfida i bakar (II) sulfida. Kada se mješavina Cu i S u prahu zagrije na temperaturu od 300-400 ° C, nastaje bakar (I) sulfid:

Uz nedostatak sumpora i reakcija se odvija na temperaturi većoj od 400 ° C, formira se bakar (II) sulfid. Međutim, jednostavniji način za dobivanje bakrovog (II) sulfida iz jednostavnih tvari je interakcija bakra sa sumporom otopljenim u ugljičnom disulfidu:

Ova reakcija se odvija na sobnoj temperaturi.

sa halogenima

Bakar reaguje sa fluorom, hlorom i bromom, formirajući halide opšte formule CuHal 2, gde je Hal F, Cl ili Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

U slučaju joda, najslabijeg oksidansa među halogenima, nastaje bakar (I) jodid:

Bakar ne stupa u interakciju sa vodonikom, azotom, ugljenikom i silicijumom.

sa neoksidirajućim kiselinama

Gotovo sve kiseline su neoksidirajuće kiseline, osim koncentrirane sumporne kiseline i dušične kiseline bilo koje koncentracije. Pošto neoksidirajuće kiseline mogu oksidirati samo metale koji su u nizu aktivnosti do vodonika; to znači da bakar ne reaguje sa takvim kiselinama.

sa oksidirajućim kiselinama

- koncentrovana sumporna kiselina

Bakar reaguje sa koncentrovanom sumpornom kiselinom i pri zagrevanju i na sobnoj temperaturi. Kada se zagrije, reakcija se odvija u skladu s jednačinom:

Pošto bakar nije jak redukcioni agens, sumpor se u ovoj reakciji redukuje samo do +4 oksidacionog stanja (u SO 2).

- sa razblaženom azotnom kiselinom

Reakcija bakra sa razrijeđenim HNO 3 dovodi do stvaranja bakar (II) nitrata i dušikovog monoksida:

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

- sa koncentrovanom azotnom kiselinom

Koncentrovani HNO 3 lako reaguje sa bakrom u normalnim uslovima. Razlika između reakcije bakra s koncentriranom dušičnom kiselinom i interakcije s razrijeđenom dušičnom kiselinom leži u produktu redukcije dušika. U slučaju koncentriranog HNO 3, dušik se reducira u manjoj mjeri: umjesto dušikovog oksida (II) nastaje dušikov oksid (IV), što je povezano s većom konkurencijom između molekula dušične kiseline u koncentrovanoj kiselini za elektrone redukciono sredstvo (Cu):

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

sa nemetalnim oksidima

Bakar reaguje sa nekim oksidima nemetala. Na primjer, kod oksida kao što su NO 2 , NO, N 2 O, bakar se oksidira u bakrov (II) oksid, a dušik se reducira u oksidacijsko stanje 0, tj. nastaje jednostavna tvar N 2:

U slučaju sumpor-dioksida, umjesto jednostavne tvari (sumpora), nastaje bakar (I) sulfid. To je zbog činjenice da bakar sa sumporom, za razliku od dušika, reagira:

sa metalnim oksidima

Prilikom sinterovanja metalnog bakra sa bakrenim oksidom (II) na temperaturi od 1000-2000 ° C, može se dobiti bakrov oksid (I):

Također, metalni bakar može reducirati željezo (III) oksid nakon kalcinacije u željezo (II) oksid:

sa metalnim solima

Bakar istiskuje manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz rastvora njihovih soli:

Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓

Događa se i zanimljiva reakcija u kojoj se bakar rastvara u soli aktivnijeg metala - gvožđa u +3 oksidacionom stanju. Međutim, nema kontradiktornosti, jer bakar ne istiskuje željezo iz njegove soli, već ga samo vraća iz +3 ​​oksidacijskog stanja u +2 oksidacijsko stanje:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2FeSO 4

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

Posljednja reakcija se koristi u proizvodnji mikro krugova u fazi jetkanja bakrenih ploča.

Korozija bakra

Bakar vremenom korodira kada je izložen vlazi, ugljičnom dioksidu i atmosferskom kisiku:

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 \u003d (CuOH) 2 CO 3

Kao rezultat ove reakcije, bakreni proizvodi su prekriveni labavim plavo-zelenim premazom bakar (II) hidroksokarbonata.

Hemijska svojstva cinka

Cink Zn je u IIB grupi IV perioda. Elektronska konfiguracija valentnih orbitala atoma kemijskog elementa u osnovnom stanju 3d 10 4s 2 . Za cink je moguće samo jedno stanje oksidacije, jednako +2. Cink oksid ZnO i cink hidroksid Zn(OH) 2 imaju izražena amfoterna svojstva.

Cink tamni kada se čuva na vazduhu, prekrivajući se tankim slojem ZnO oksida. Oksidacija se posebno lako odvija pri visokoj vlažnosti i u prisustvu ugljičnog dioksida zbog reakcije:

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

Para cinka gori u zraku, a tanka traka cinka, nakon što usija u plamenu gorionika, gori u njoj zelenkastim plamenom:

Kada se zagrije, metalni cink također stupa u interakciju s halogenima, sumporom, fosforom:

Cink ne reaguje direktno sa vodonikom, azotom, ugljenikom, silicijumom i borom.

Cink reaguje s neoksidirajućim kiselinama i oslobađa vodik:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Industrijski cink je posebno lako rastvorljiv u kiselinama, jer sadrži nečistoće drugih manje aktivnih metala, posebno kadmija i bakra. Cink visoke čistoće je iz određenih razloga otporan na kiseline. Da bi se reakcija ubrzala, uzorak cinka visoke čistoće dovodi se u kontakt sa bakrom ili se u kiseli rastvor dodaje mala količina soli bakra.

Na temperaturi od 800-900 o C (crvena toplota), metalni cink, koji je u rastopljenom stanju, stupa u interakciju sa pregrijanom vodenom parom, oslobađajući iz nje vodik:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Cink također reagira s oksidirajućim kiselinama: koncentriranom sumpornom i dušičnom.

Cink kao aktivni metal može formirati sumpor-dioksid, elementarni sumpor, pa čak i sumporovodik sa koncentriranom sumpornom kiselinom.

Zn + 2H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Sastav proizvoda redukcije dušične kiseline određuje se koncentracijom otopine:

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

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

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

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

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Na smjer procesa također utiču temperatura, količina kiseline, čistoća metala i vrijeme reakcije.

Cink reaguje sa rastvorima alkalija i nastaje tetrahidroksozinkata i vodonik:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2

Zn + Ba (OH) 2 + 2H 2 O \u003d Ba + H 2

Sa bezvodnim alkalijama nastaje cink, kada se stapa cinkati i vodonik:

U visoko alkalnoj sredini, cink je izuzetno jak redukcioni agens, sposoban da redukuje azot u nitratima i nitritima u amonijak:

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

Zbog kompleksiranja, cink se polako otapa u otopini amonijaka, redukujući vodik:

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

Cink također obnavlja manje aktivne metale (desno od njega u nizu aktivnosti) iz vodenih otopina njihovih soli:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Hemijska svojstva hroma

Krom je element VIB grupe periodnog sistema. Elektronska konfiguracija atoma hroma je zapisana kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tj. u slučaju hroma, kao i kod atoma bakra, uočava se tzv.

Najčešća oksidaciona stanja hroma su +2, +3 i +6. Treba ih zapamtiti, a u okviru USE programa iz hemije možemo pretpostaviti da hrom nema druga oksidaciona stanja.

U normalnim uslovima, hrom je otporan na koroziju i na vazduhu iu vodi.

Interakcija sa nemetalima

sa kiseonikom

Zagrijan na temperaturu veću od 600 o C, metalni hrom u prahu sagorijeva u čistom kisiku i nastaje krom (III) oksid:

4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3

sa halogenima

Krom reaguje sa hlorom i fluorom na nižim temperaturama nego sa kiseonikom (250 odnosno 300 o C):

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

2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3

Krom reaguje sa bromom na temperaturi crvene toplote (850-900 o C):

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

sa azotom

Metalni hrom stupa u interakciju sa dušikom na temperaturama iznad 1000 o C:

2Cr + N 2 = ot=> 2CrN

sa sumporom

Sa sumporom, krom može formirati i krom (II) sulfid i krom (III) sulfid, ovisno o omjeru sumpora i hroma:

Cr+S= o t=> CRS

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

Krom ne reaguje sa vodonikom.

Interakcija sa složenim supstancama

Interakcija sa vodom

Krom spada u metale srednje aktivnosti (nalazi se u nizu aktivnosti metala između aluminijuma i vodonika). To znači da se reakcija odvija između usijanog hroma i pregrijane vodene pare:

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

Interakcija sa kiselinama

Krom, u normalnim uvjetima, pasivizira koncentriranu sumpornu i dušičnu kiselinu, međutim, otapa se u njima tijekom ključanja, dok se oksidira do oksidacijskog stanja od +3:

Cr + 6HNO 3 (konc.) = t o=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

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

U slučaju razrijeđene dušične kiseline, glavni proizvod redukcije dušika je jednostavna tvar N 2:

10Cr + 36HNO 3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Krom se nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodonika, što znači da je u stanju da oslobađa H 2 iz otopina neoksidirajućih kiselina. U toku takvih reakcija, u nedostatku pristupa atmosferskom kiseoniku, nastaju soli hroma (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 (razb.) \u003d CrSO 4 + H 2

Prilikom izvođenja reakcije na otvorenom, dvovalentni krom se trenutno oksidira kisikom sadržanim u zraku do oksidacijskog stanja od +3. U ovom slučaju, na primjer, jednadžba sa klorovodičnom kiselinom imat će oblik:

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

Kada je metalni hrom fuzionisan sa jakim oksidacionim agensima u prisustvu alkalija, hrom se oksidira do oksidacionog stanja od +6, formirajući hromati:

Hemijska svojstva gvožđa

Gvožđe Fe, hemijski element u grupi VIIIB i ima serijski broj 26 u periodnom sistemu. Raspodjela elektrona u atomu gvožđa je sledeća 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , odnosno gvožđe pripada d-elementima, pošto je u njegovom slučaju popunjen d-podnivo. Najkarakterističniji je za dva oksidaciona stanja +2 i +3. FeO oksidom i Fe(OH) 2 hidroksidom dominiraju bazna svojstva, Fe 2 O 3 oksid i Fe(OH) 3 hidroksid su izrazito amfoterni. Dakle, oksid i hidroksid gvožđa (lll) se u izvesnoj meri otapaju kada se kuvaju u koncentrisanim rastvorima alkalija, a takođe reaguju sa bezvodnim alkalijama tokom fuzije. Treba napomenuti da je oksidaciono stanje gvožđa +2 vrlo nestabilno i lako prelazi u oksidaciono stanje +3. Poznata su i jedinjenja gvožđa u retkom oksidacionom stanju +6 - ferata, soli nepostojeće „gvozdene kiseline“ H 2 FeO 4. Ova jedinjenja su relativno stabilna samo u čvrstom stanju ili u jako alkalnim rastvorima. Uz nedovoljnu alkalnost medija, ferati brzo oksidiraju čak i vodu, oslobađajući kisik iz nje.

Interakcija sa jednostavnim supstancama

Sa kiseonikom

Kada se sagori u čistom kiseoniku, gvožđe stvara tzv gvožđe skala, koji ima formulu Fe 3 O 4 i zapravo predstavlja mješoviti oksid, čiji sastav se uslovno može predstaviti formulom FeO∙Fe 2 O 3 . Reakcija sagorevanja gvožđa ima oblik:

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

Sa sumporom

Kada se zagrije, gvožđe reaguje sa sumporom i formira željezni sulfid:

Fe+S= t o=> FeS

Ili sa viškom sumpora gvožđe disulfid:

Fe + 2S = t o=> FeS2

Sa halogenima

Sa svim halogenima osim joda, metalno željezo se oksidira do oksidacijskog stanja od +3, stvarajući željezne halogenide (lll):

2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 - željezo fluorid (lll)

2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 - gvožđe hlorid (lll)

Jod, kao najslabiji oksidant među halogenima, oksidira željezo samo do +2 oksidacijskog stanja:

Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - gvožđe jodid (ll)

Treba napomenuti da jedinjenja feri željeza lako oksidiraju jodidne ione u vodenoj otopini do slobodnog joda I 2 dok se vraćaju u +2 oksidacijsko stanje. Primjeri sličnih reakcija iz FIPI banke:

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

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

Fe 2 O 3 + 6HI \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

Sa vodonikom

Gvožđe ne reaguje sa vodonikom (samo alkalni i zemnoalkalni metali reaguju sa vodonikom iz metala):

Interakcija sa složenim supstancama

Interakcija sa kiselinama

Sa neoksidirajućim kiselinama

Budući da se željezo nalazi u nizu aktivnosti lijevo od vodika, to znači da je sposobno istisnuti vodik iz neoksidirajućih kiselina (skoro sve kiseline osim H 2 SO 4 (konc.) i HNO 3 bilo koje koncentracije):

Fe + H 2 SO 4 (dif.) \u003d FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Na takav trik potrebno je obratiti pažnju u zadacima ispita, kao pitanje na temu do kojeg stepena oksidacije će se željezo oksidirati pod djelovanjem razrijeđene i koncentrirane hlorovodonične kiseline na njega. Tačan odgovor je do +2 u oba slučaja.

Zamka ovdje leži u intuitivnom očekivanju dublje oksidacije željeza (do s.o. +3) u slučaju njegove interakcije s koncentriranom hlorovodoničnom kiselinom.

Interakcija sa oksidirajućim kiselinama

U normalnim uslovima, gvožđe ne reaguje sa koncentrisanom sumpornom i azotnom kiselinom zbog pasivacije. Međutim, reaguje s njima kada se prokuha:

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

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

Imajte na umu da razrijeđena sumporna kiselina oksidira željezo do oksidacijskog stanja od +2, a koncentrirana do +3.

Korozija (rđanje) gvožđa

Na vlažnom vazduhu, gvožđe vrlo brzo rđa:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 \u003d 4Fe (OH) 3

Gvožđe ne reaguje sa vodom u odsustvu kiseonika ni u normalnim uslovima ni kada je prokuvano. Reakcija s vodom se odvija samo na temperaturi iznad temperature crvene topline (> 800 °C). one..

Kao i svi d-elementi, jarkih boja.

Kao i kod bakra, primećuje se electron dip- od s-orbitale do d-orbitale

Elektronska struktura atoma:

Prema tome, postoje 2 karakteristična oksidaciona stanja bakra: +2 i +1.

Jednostavna supstanca: zlatno-ružičasti metal.

oksidi bakra: Su2O bakar oksid (I) \ bakar oksid 1 - crveno-narandžasta boja

CuO bakar (II) oksid \ bakar oksid 2 - crna.

Ostala jedinjenja bakra Cu(I), osim oksida, su nestabilna.

Jedinjenja bakra Cu (II) - prvo, stabilna su, a drugo su plave ili zelenkaste boje.

Zašto bakarni novčići postaju zeleni? Bakar reaguje sa ugljen-dioksidom u prisustvu vode i formira CuCO3, zelenu supstancu.

Drugo obojeno jedinjenje bakra, bakar (II) sulfid, je crni talog.

Bakar, za razliku od drugih elemenata, stoji iza vodika, pa ga ne oslobađa od kiselina:

• With vruće sumporna kiselina: Su + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• With hladno sumporna kiselina: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• sa koncentrisanim:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• sa razblaženom azotnom kiselinom:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Primjer zadatka ispita C2 opcija 1:

Bakar nitrat je kalciniran, a nastali čvrsti talog je otopljen u sumpornoj kiselini. Vodonik sulfid je propušten kroz rastvor, nastali crni talog je kalcinisan, a čvrsti ostatak je otopljen zagrevanjem u azotnoj kiselini.

2Su(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Čvrsti talog je bakar(II) oksid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Bakar(II) sulfid je crni talog.

„Opaljen“ znači da je došlo do interakcije sa kiseonikom. Nemojte brkati sa "kalcinacijom". Zapaliti - zagrijati, prirodno, na visokoj temperaturi.

2SuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Čvrsti ostatak je CuO ako je bakar sulfid reagovao u potpunosti, CuO + CuS ako je delimično.

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

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

moguća je i druga reakcija:

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

Primjer zadatka ispita C2 opcija 2:

Bakar je otopljen u koncentrovanoj azotnoj kiselini, nastali gas je pomešan sa kiseonikom i otopljen u vodi. Cink oksid je otopljen u nastaloj otopini, a zatim je u otopinu dodan veliki višak otopine natrijum hidroksida.

Kao rezultat reakcije sa dušičnom kiselinom nastaju Cu(NO3)2, NO2 i O2.

NO2 pomešan sa kiseonikom znači oksidisan: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Pomešano sa vodom: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH \u003d Na 2 + 2NaNO 3

Kuprum (Cu) je jedan od nisko aktivnih metala. Karakterizira ga stvaranje hemijskih jedinjenja sa oksidacionim stanjima +1 i +2. Tako, na primjer, dva oksida, koji su spoj dva elementa Cu i kisika O: sa oksidacijskim stanjem +1 - bakrov oksid Cu2O i oksidacijskim stanjem +2 - bakrov oksid CuO. Unatoč činjenici da se sastoje od istih kemijskih elemenata, ali svaki od njih ima svoje posebne karakteristike. Na hladnoći, metal vrlo slabo stupa u interakciju s atmosferskim kisikom, prekrivajući se filmom, koji je bakrov oksid, koji sprječava dalju oksidaciju bakra. Kada se zagrije, ova jednostavna tvar sa serijskim brojem 29 u periodnom sistemu potpuno se oksidira. U ovom slučaju nastaje i bakar (II) oksid: 2Cu + O2 → 2CuO.

Dušikov oksid je smeđkastocrvena čvrsta supstanca sa molarnom masom od 143,1 g/mol. Jedinjenje ima tačku topljenja od 1235°C, tačku ključanja od 1800°C. Nerastvorljiv je u vodi, ali je rastvorljiv u kiselinama. Bakar (I) oksid se razblaži (koncentruje) i formira se bezbojni kompleks + koji se lako oksidira na vazduhu u plavo-ljubičasti amonijumski kompleks 2+, koji se rastvara u hlorovodoničnoj kiselini i formira CuCl2. U istoriji fizike poluprovodnika, Cu2O je jedan od najviše proučavanih materijala.

Bakar(I) oksid, poznat i kao hemioksid, ima osnovna svojstva. Može se dobiti oksidacijom metala: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Nečistoće kao što su voda i kiseline utiču na brzinu ovog procesa, kao i na dalju oksidaciju u dvovalentni oksid. Bakar oksid se može rastvoriti u ovom obliku čistog metala i soli: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Prema sličnoj shemi, oksid sa stupnjem +1 stupa u interakciju s drugim kiselinama koje sadrže kisik. U interakciji hemioksida sa kiselinama koje sadrže halogene nastaju monovalentne soli metala: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Oksid bakra (I) se u prirodi javlja u obliku crvene rude (ovo je zastarjeli naziv, zajedno s rubin ​​Cu), koji se naziva mineral "Cuprite". Potrebno je mnogo vremena za edukaciju. Može se proizvesti umjetno na visokim temperaturama ili pod visokim pritiskom kisika. Hemioksid se obično koristi kao fungicid, kao pigment, kao sredstvo protiv obrastanja u podvodnim ili morskim bojama i kao katalizator.

Međutim, dejstvo ove supstance sa hemijskom formulom Cu2O na organizam može biti opasno. Ako se udiše, uzrokuje dispneju, kašalj i ulceraciju i perforaciju respiratornog trakta. Ako se proguta, iritira gastrointestinalni trakt, što je praćeno povraćanjem, bolom i proljevom.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Bakar(II) oksid se koristi u keramici (kao pigment) za proizvodnju glazure (plave, zelene i crvene, a ponekad i ružičaste, sive ili crne). Koristi se i kao dodatak ishrani kod životinja za smanjenje nedostatka bakra u organizmu. To je abrazivni materijal koji je neophodan za poliranje optičke opreme. Koristi se za proizvodnju suhih ćelija, za proizvodnju drugih Cu soli. CuO spoj se također koristi u zavarivanju legura bakra.

Izlaganje hemijskom jedinjenju CuO takođe može biti opasno za ljudski organizam. Izaziva iritaciju pluća ako se udiše. Bakar(II) oksid može izazvati groznicu metalne pare (MFF). Cu oksid izaziva promjenu boje kože, mogu se pojaviti problemi s vidom. Kada se proguta, poput hemioksida, dovodi do trovanja, koje je praćeno simptomima u vidu povraćanja i boli.

BAKAR I NJEGOVA JEDINJENJA

ČAS U 11. PRIRODNO-NAUČNOM ČASU

Za povećanje kognitivne aktivnosti i samostalnosti učenika koristimo nastavu kolektivnog proučavanja gradiva. Na takvim časovima svaki učenik (ili par učenika) dobija zadatak o čijem izvršenju mora izvijestiti na istom času, a njegov izvještaj ostatak razreda bilježi u sveske i predstavlja element sadržaja obrazovnog materijala lekcije. Svaki učenik doprinosi proučavanju teme od strane razreda.
Tokom časa, način rada učenika se mijenja iz intraaktivnog (način u kojem su tokovi informacija zatvoreni unutar učenika, tipičan za samostalan rad) u interaktivni (način u kojem su tokovi informacija dvosmjerni, tj. studentu i studentu, razmjenjuju se informacije). Istovremeno, nastavnik djeluje i kao organizator procesa, ispravlja i dopunjuje informacije koje daju učenici.
Lekcije kolektivnog proučavanja materijala sastoje se od sljedećih faza:
1. faza - instalacija, u kojoj nastavnik objašnjava ciljeve i program rada na času (do 7 minuta);
2. faza - samostalan rad učenika prema uputstvu (do 15 minuta);
Faza 3 - razmjena informacija i sumiranje lekcije (zauzima svo preostalo vrijeme).
Čas "Bakar i njegova jedinjenja" je namenjen za nastavu sa dubinskim izučavanjem hemije (4 časa hemije nedeljno), održava se dva nastavna časa, čas ažurira znanja učenika o sledećim temama: "Opšta svojstva metala“, „Odnos prema metalima sa koncentrovanom sumpornom kiselinom, azotnom kiselinom“, „Kvalitativne reakcije na aldehide i polihidrične alkohole“, „Oksidacija zasićenih monohidratnih alkohola sa bakar (II) oksidom“, „Složena jedinjenja“.
Prije časa učenici dobijaju domaći zadatak: da pregledaju navedene teme. Preliminarna priprema nastavnika za nastavu sastoji se od sastavljanja nastavnih kartica za učenike i pripremanja kompleta za laboratorijske oglede.

TOKOM NASTAVE

Faza instalacije

Nastavnik stavlja ispred učenika svrha lekcije: na osnovu postojećih znanja o svojstvima supstanci, predvidjeti, potvrditi u praksi, generalizirati informacije o bakru i njegovim jedinjenjima.
Učenici sastavljaju elektronsku formulu atoma bakra, saznaju koja oksidaciona stanja bakar može pokazati u jedinjenjima, koja svojstva (redox, acidobazna) jedinjenja bakra će imati.
U učeničkim sveskama pojavljuje se tabela.

Svojstva bakra i njegovih spojeva

Metal	Cu 2 O - osnovni oksid	CuO - osnovni oksid
Redukciono sredstvo	CuOH je nestabilna baza	Cu (OH) 2 - nerastvorljiva baza
	CuCl - nerastvorljiva so	CuSO 4 - rastvorljiva so
	Poseduju redoks dualnost	Oksidatori

Faza samostalnog rada

Za potvrdu i dopunu pretpostavki studenti izvode laboratorijske eksperimente prema uputama i zapisuju jednačine izvedenih reakcija.

Uputstvo za samostalan rad u paru

1. Zapalite bakarnu žicu u plamenu. Obratite pažnju kako se njegova boja promijenila. Stavite vruću kalciniranu bakarnu žicu u etil alkohol. Obratite pažnju na promjenu njegove boje. Ponovite ove manipulacije 2-3 puta. Provjerite da li se promijenio miris etanola.
Zapišite dvije jednadžbe reakcije koje odgovaraju izvršenim transformacijama. Koja svojstva bakra i njegovog oksida potvrđuju ove reakcije?

2. Dodati hlorovodoničnu kiselinu u bakrov(I) oksid.
Šta gledaš? Zapišite jednadžbe reakcije, s obzirom da je bakar (I) hlorid nerastvorljivo jedinjenje. Koja svojstva bakra(I) su potvrđena ovim reakcijama?

3. a) Stavite granulu cinka u rastvor bakar(II) sulfata. Ako ne dođe do reakcije, zagrijte otopinu. b) Dodati 1 ml sumporne kiseline bakrovom (II) oksidu i zagrejati.
Šta gledaš? Zapišite jednačine reakcije. Koja svojstva jedinjenja bakra potvrđuju ove reakcije?

4. Stavite univerzalnu indikatorsku traku u rastvor bakar(II) sulfata.
Objasnite rezultat. Zapišite ionsku jednačinu hidrolize za prvi stupanj.
Dodati rastvor med(II) sulfata u rastvor natrijum karbonata.
Šta gledaš? Napišite jednadžbu za reakciju hidrolize zgloba u molekularnom i ionskom obliku.

5.
Šta gledaš?
U nastali talog dodati rastvor amonijaka.
Koje promjene su se dogodile? Zapišite jednačine reakcije. Koja svojstva jedinjenja bakra su dokazana provedenim reakcijama?

6. Dodati rastvor kalijum jodida u bakar(II) sulfat.
Šta gledaš? Napišite jednačinu za reakciju. Koje svojstvo bakra(II) dokazuje ova reakcija?

7. Stavite mali komad bakrene žice u epruvetu sa 1 ml koncentrovane azotne kiseline. Zatvorite epruvetu čepom.
Šta gledaš? (Uzmite epruvetu pod propuhom.) Zapišite jednačinu reakcije.
U drugu epruvetu sipajte hlorovodoničnu kiselinu, u nju stavite mali komad bakrene žice.
Šta gledaš? Objasnite svoja zapažanja. Koja svojstva bakra potvrđuju ove reakcije?

8. Dodati višak natrijum hidroksida bakar(II) sulfatu.
Šta gledaš? Zagrijte talog. Šta se desilo? Zapišite jednačine reakcije. Koja svojstva jedinjenja bakra potvrđuju ove reakcije?

9. Dodati višak natrijum hidroksida bakar(II) sulfatu.
Šta gledaš?
U nastali talog dodajte otopinu glicerina.
Koje promjene su se dogodile? Zapišite jednačine reakcije. Koja svojstva jedinjenja bakra dokazuju ove reakcije?

10. Dodati višak natrijum hidroksida bakar(II) sulfatu.
Šta gledaš?
Sipajte otopinu glukoze u nastali talog i zagrijte.
Šta se desilo? Napišite jednadžbu reakcije koristeći opću formulu za aldehide za označavanje glukoze

Koje svojstvo jedinjenja bakra dokazuje ova reakcija?

11. Bakar(II) sulfatu dodati: a) rastvor amonijaka; b) rastvor natrijum fosfata.
Šta gledaš? Zapišite jednačine reakcije. Koja svojstva jedinjenja bakra su dokazana provedenim reakcijama?

Faza komunikacije i debrifinga

Nastavnik postavlja pitanje o svojstvima određene supstance. Učenici koji su izvodili odgovarajuće oglede izvještavaju o eksperimentu i zapisuju jednačine reakcija na tabli. Zatim nastavnik i učenici dopunjuju podatke o hemijskim svojstvima supstance, što se nije moglo potvrditi reakcijama u uslovima školske laboratorije.

Redoslijed rasprave o hemijskim svojstvima jedinjenja bakra

1. Kako bakar reagira sa kiselinama, s kojim drugim tvarima bakar može reagirati?

Reakcije bakra su zapisane sa:

Koncentrirana i razrijeđena dušična kiselina:

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

Koncentrovana sumporna kiselina:

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

kiseonik:

2Cu + O 2 \u003d 2CuO;

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2;

Hlorovodonična kiselina u prisustvu kiseonika:

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

Gvožđe(III) hlorid:

2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2.

2. Koja su svojstva bakar(I) oksida i hlorida?

Skreće se pažnja na glavna svojstva, sposobnost formiranja kompleksa, redoks dualnost Jednačine reakcije bakar (I) oksida sa:

Hlorovodonična kiselina koja stvara CuCl:

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

Višak HCl:

CuCl + HCl = H;

Reakcije redukcije i oksidacije Cu 2 O:

Cu 2 O + H 2 \u003d 2Cu + H 2 O,

2Cu 2 O + O 2 \u003d 4CuO;

Disproporcionalnost pri zagrevanju:

Cu 2 O \u003d Cu + CuO,
2CuCl \u003d Cu + CuCl 2.

3. Koja su svojstva bakar(II) oksida?

Skreće se pažnja na osnovna i oksidaciona svojstva Jednadžbe za reakcije bakar(II) oksida sa:

kiselina:

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

etanol:

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

vodonik:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O;

aluminijum:

3CuO + 2Al \u003d 3Cu + Al 2 O 3.

4. Koja su svojstva bakar(II) hidroksida?

Skreće se pažnja na oksidaciona, bazična svojstva, sposobnost kompleksiranja sa organskim i anorganskim jedinjenjima.Reakcione jednačine se pišu sa:

aldehid:

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

kiselina:

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

amonijak:

Cu (OH) 2 + 4NH 3 \u003d (OH) 2;

glicerin:

Jednačina reakcije razgradnje:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.

5. Koja su svojstva soli bakra(II)?

Skreće se pažnja na reakcije jonske izmjene, hidrolize, oksidacijska svojstva, kompleksiranje. Jednačine za reakcije bakrenog sulfata zapisuju se sa:

Natrijev hidroksid:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2;

natrijum fosfat:

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

Cu 2+ + Zn \u003d Cu + Zn 2+;

Kalijum jodid:

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

amonijak:

Cu 2+ + 4NH 3 \u003d 2+;

i jednadžbe reakcije:

hidroliza:

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

Ko-hidroliza s natrijevim karbonatom da nastane malahit:

2Cu 2+ + 2 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2.

Osim toga, učenicima se može reći o interakciji bakar (II) oksida i hidroksida sa alkalijama, što dokazuje njihovu amfoternost:

Cu (OH) 2 + 2NaOH (konc.) \u003d Na 2,

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

Cu + HgCl 2 \u003d CuCl 2 + Hg,

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

CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O,

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

CuBr 2 + Cl 2 \u003d CuCl 2 + Br 2,

(CuOH) 2 CO 3 + 4HCl \u003d 2CuCl 2 + 3H 2 O + CO 2,

2CuCl + Cl 2 \u003d 2CuCl 2,

2CuCl \u003d CuCl 2 + Cu,

CuSO 4 + BaCl 2 \u003d CuCl 2 + BaSO 4.)

Vježba 3 Napravite lance transformacija koji odgovaraju sljedećim shemama i izvršite ih:

Zadatak 1. Legura bakra i aluminijuma tretirana je prvo viškom lužine, a zatim viškom razrijeđene dušične kiseline. Izračunajte masene udjele metala u leguri, ako je poznato da su zapremine plinova oslobođenih u obje reakcije (pod istim uvjetima) međusobno jednake
.

(Odgovori . Maseni udio bakra - 84%.)

Zadatak 2. Kalcinacijom 6,05 g hidratisanog bakar(II) nitrata, dobijeno je 2 g ostatka. Odredite formulu originalne soli.

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

Zadatak 3. Bakarna ploča mase 13,2 g spuštena je u 300 g rastvora gvožđe (III) nitrata sa masenim udelom soli od 0,112. Kada je izvađen, ispostavilo se da je maseni udio gvožđe(III) nitrata postao jednak masenom udjelu formirane soli bakra(II). Odredite masu ploče nakon što je uklonjena iz otopine.

(Odgovori. 10 g.)

Zadaća. Naučite gradivo napisano u svesci. Sastavite lanac transformacija za jedinjenja bakra, koji sadrži najmanje deset reakcija, i izvedite ga.

LITERATURA

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. Priručnik o hemiji za studente. Programi. Pitanja, vježbe, zadaci. Uzorci ispitnih radova. Moskva: Viša škola, 1999, 575 str.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 zadataka i vježbi iz hemije. Za školarce i polaznike. M.: Prvo savezno knjižarsko društvo, 1998, 512 str.