Oxide sind in der Natur weit verbreitete Verbindungen, die auch im Alltag beobachtet werden können. Beispiele hierfür sind Sand, Wasser, Rost, Kalk, Kohlendioxid und eine Reihe natürlicher Farbstoffe. Das Erz vieler wertvoller Metalle liegt in der Natur als Oxid vor und ist daher für die wissenschaftliche und industrielle Forschung von großem Interesse.

Die Verbindung chemischer Elemente mit Sauerstoff nennt man Oxide. Sie entstehen in der Regel beim Erhitzen beliebiger Stoffe an der Luft. Es gibt saure und basische Oxide. Metalle bilden basische Oxide, während Nichtmetalle saure Oxide bilden. Mit Ausnahme von Chrom- und Manganoxiden, die ebenfalls sauer sind. In diesem Artikel wird ein Vertreter der wichtigsten Oxide besprochen – CuO (II).

CuO(II)

Kupfer, an der Luft auf eine Temperatur von 400–500 °C erhitzt, wird nach und nach mit einer schwarzen Schicht bedeckt, die Chemiker zweiwertiges Kupferoxid oder CuO(II) nennen. Das beschriebene Phänomen wird in der folgenden Gleichung dargestellt:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Der Begriff „zweiwertig“ bezieht sich auf die Fähigkeit eines Atoms, über zwei chemische Bindungen mit anderen Elementen zu reagieren.

Interessante Tatsache! Da Kupfer in verschiedenen Verbindungen vorliegt, kann es unterschiedliche Wertigkeiten und eine unterschiedliche Farbe haben. Zum Beispiel: Kupferoxide haben leuchtend rote (Cu2O) und braunschwarze (CuO) Farben. Und Kupferhydroxide nehmen gelbe (CuOH) und blaue (Cu(OH)2) Farben an. Ein klassisches Beispiel für das Phänomen, wenn aus Quantität Qualität wird.

Cu2O wird manchmal auch Oxid, Kupfer(I)-oxid genannt, und CuO ist Oxid, Kupfer(II)-oxid. Es gibt auch Kupfer(III)-oxid – Cu2O3.

In der Geologie wird üblicherweise zweiwertiges (oder bivalentes) Kupferoxid genannt Tenorit, sein anderer Name ist Melaconit. Der Name Tenorit leitet sich vom Namen des herausragenden italienischen Botanikprofessors Michele Tenore (1780-1861) ab. Melaconit gilt als Synonym für den Namen Tenorit und wird ins Russische als Kupferniello oder schwarzes Kupfererz übersetzt. In dem einen oder anderen Fall handelt es sich um ein kristallines Mineral von braunschwarzer Farbe, das sich beim Erhitzen zersetzt und nur bei überschüssigem Sauerstoffdruck schmilzt, in Wasser unlöslich ist und nicht damit reagiert.

Lassen Sie uns die Hauptparameter des genannten Minerals hervorheben.

Chemische Formel: CuO

Sein Molekül besteht aus einem Cu-Atom mit einem Molekulargewicht von 64 a. e.m. und O-Atom, Molekulargewicht 16 a. e.m., wobei a. e.m. – atomare Masseneinheit, auch bekannt als Dalton, 1 a. e.m. = 1,660 540 2(10) × 10 −27 kg = 1,660 540 2(10) × 10 −24 g. Dementsprechend beträgt das Molekulargewicht der Verbindung: 64 + 16 = 80 a. essen.

Kristallzelle: monoklines System. Was bedeutet diese Art von Kristallsymmetrieachsen, wenn sich zwei Achsen in einem schrägen Winkel schneiden und unterschiedliche Längen haben und die dritte Achse in einem Winkel von 90° dazu steht?

Dichte – 6,51 g/cm3. Zum Vergleich: Die Dichte von reinem Gold beträgt 19,32 g/cm³ und die Dichte von Speisesalz 2,16 g/cm³.

Schmilzt bei 1447 °C, unter Sauerstoffdruck.

Zersetzt sich beim Erhitzen auf 1100 °C und wird in Kupfer(I)-oxid umgewandelt:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Reagiert nicht mit Wasser und löst sich darin nicht auf.

Aber es reagiert mit einer wässrigen Ammoniaklösung unter Bildung von Tetraammin-Kupfer(II)-hydroxid: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

In saurer Umgebung bildet es Sulfat und Wasser: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Bei der Reaktion mit Alkali entsteht Cuprat: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reaktion CuO NaOH

Gegründet:

• durch Kalzinieren von Kupfer(II)-hydroxid bei einer Temperatur von 200 °C: Cu(OH)2 = CuO + H2O;
• bei der Oxidation von Kupfermetall in Luft bei einer Temperatur von 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• bei der Hochtemperaturverarbeitung von Malachit: (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Auf Kupfermetall reduziert -

• in Reaktion mit Wasserstoff: CuO + H2 = Cu + H2O;
• mit Kohlenmonoxid (Kohlenmonoxid): CuO + CO = Cu + CO2;
• mit Aktivmetall: CuO + Mg = Cu + MgO.

Giftig. Aufgrund des Ausmaßes der schädlichen Auswirkungen auf den menschlichen Körper wird es als Stoff der zweiten Gefahrenklasse eingestuft. Verursacht Reizungen der Schleimhäute der Augen, der Haut, der Atemwege und des Magen-Darm-Systems. Beim Umgang damit ist die Verwendung von Schutzausrüstung wie Gummihandschuhen, Atemschutzmasken, Schutzbrillen und Spezialkleidung erforderlich.

Der Stoff ist explosiv und brennbar.

Wird in der Industrie verwendet, als mineralischer Bestandteil von Mischfutter, in der Pyrotechnik, bei der Herstellung von Katalysatoren für chemische Reaktionen, als Farbpigment für Glas, Emaille und Keramik.

Die oxidierenden Eigenschaften von Kupfer(II)-oxid werden am häufigsten in der Laborforschung genutzt, wenn eine Elementaranalyse erforderlich ist, um organische Materialien auf das Vorhandensein von Wasserstoff und Kohlenstoff zu untersuchen.

Wichtig ist, dass CuO(II) wie das Mineral Tenerit in der Natur weit verbreitet ist, also eine natürliche Erzverbindung ist, aus der Kupfer gewonnen werden kann.

Lateinischer Name Cuprum und das entsprechende Symbol Cu stammt vom Namen der Insel Zypern. Von dort aus exportierten die alten Römer und Griechen dieses wertvolle Metall über das Mittelmeer.

Kupfer ist eines der sieben am häufigsten vorkommenden Metalle der Welt und wird seit der Antike von Menschen genutzt. In seinem ursprünglichen, metallischen Zustand ist es jedoch recht selten. Dies ist ein weiches, leicht zu verarbeitendes Metall, das sich durch eine hohe Dichte auszeichnet und ein sehr hochwertiger Strom- und Wärmeleiter ist. In der elektrischen Leitfähigkeit steht es nach Silber an zweiter Stelle, obwohl es ein billigeres Material ist. Weit verbreitet in Form von Draht und dünnen Blechen.

Die chemischen Verbindungen von Kupfer sind unterschiedlich erhöhte biologische Aktivität. In tierischen und pflanzlichen Organismen sind sie an den Prozessen der Chlorophyllsynthese beteiligt und gelten daher als sehr wertvoller Bestandteil von Mineraldüngern.

Kupfer ist auch in der menschlichen Ernährung notwendig. Sein Mangel im Körper kann zu verschiedenen Blutkrankheiten führen.

Video

Im Video erfahren Sie, was Kupferoxid ist.

Kupfer (Cu) gehört zu den d-Elementen und befindet sich in der Gruppe IB des Periodensystems von D. I. Mendelejew. Die elektronische Konfiguration des Kupferatoms im Grundzustand wird als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 anstelle der erwarteten Formel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 geschrieben. Mit anderen Worten: Im Falle des Kupferatoms wird ein sogenannter „Elektronensprung“ von der 4s-Unterebene zur 3d-Unterebene beobachtet. Für Kupfer sind neben Null auch die Oxidationsstufen +1 und +2 möglich. Die Oxidationsstufe +1 neigt zur Disproportionierung und ist nur in unlöslichen Verbindungen wie CuI, CuCl, Cu 2 O usw. sowie in komplexen Verbindungen wie Cl und OH stabil. Kupferverbindungen in der Oxidationsstufe +1 haben keine bestimmte Farbe. So kann Kupfer(I)-oxid je nach Kristallgröße dunkelrot (große Kristalle) und gelb (kleine Kristalle) sein, CuCl und CuI sind weiß und Cu 2 S ist schwarz und blau. Der Oxidationszustand von Kupfer von +2 ist chemisch stabiler. Salze, die Kupfer in dieser Oxidationsstufe enthalten, haben eine blaue und blaugrüne Farbe.

Kupfer ist ein sehr weiches, formbares und duktiles Metall mit hoher elektrischer und thermischer Leitfähigkeit. Die Farbe von metallischem Kupfer ist rot-rosa. Kupfer steht in der Aktivitätsreihe der Metalle rechts vom Wasserstoff, also gehört zu den niedrigaktiven Metallen.

mit Sauerstoff

Unter normalen Bedingungen interagiert Kupfer nicht mit Sauerstoff. Für die Reaktion zwischen ihnen ist Wärme erforderlich. Je nach Sauerstoffüberschuss oder -mangel und Temperaturbedingungen können sich Kupfer(II)-oxid und Kupfer(I)-oxid bilden:

mit Schwefel

Die Reaktion von Schwefel mit Kupfer kann je nach Bedingungen zur Bildung sowohl von Kupfer(I)-sulfid als auch von Kupfer(II)-sulfid führen. Wenn eine Mischung aus pulverisiertem Cu und S auf eine Temperatur von 300–400 °C erhitzt wird, entsteht Kupfer(I)sulfid:

Bei einem Mangel an Schwefel und der Durchführung der Reaktion bei Temperaturen über 400 o C entsteht Kupfer(II)-sulfid. Eine einfachere Möglichkeit, Kupfer(II)-sulfid aus einfachen Stoffen zu gewinnen, ist jedoch die Wechselwirkung von Kupfer mit in Schwefelkohlenstoff gelöstem Schwefel:

Diese Reaktion findet bei Raumtemperatur statt.

mit Halogenen

Kupfer reagiert mit Fluor, Chlor und Brom und bildet Halogenide mit der allgemeinen Formel CuHal 2, wobei Hal für F, Cl oder Br steht:

Cu + Br 2 = CuBr 2

Bei Jod, dem schwächsten Oxidationsmittel unter den Halogenen, entsteht Kupfer(I)-iodid:

Kupfer interagiert nicht mit Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff und Silizium.

mit nicht oxidierenden Säuren

Fast alle Säuren sind nicht oxidierende Säuren, mit Ausnahme von konzentrierter Schwefelsäure und Salpetersäure jeglicher Konzentration. Da nichtoxidierende Säuren nur Metalle in der Aktivitätsreihe bis zu Wasserstoff oxidieren können; das bedeutet, dass Kupfer mit solchen Säuren nicht reagiert.

mit oxidierenden Säuren

- konzentrierte Schwefelsäure

Kupfer reagiert sowohl beim Erhitzen als auch bei Raumtemperatur mit konzentrierter Schwefelsäure. Beim Erhitzen läuft die Reaktion nach der Gleichung ab:

Da Kupfer kein starkes Reduktionsmittel ist, wird Schwefel bei dieser Reaktion nur bis zur Oxidationsstufe +4 (in SO 2) reduziert.

- mit verdünnter Salpetersäure

Die Reaktion von Kupfer mit verdünnter HNO 3 führt zur Bildung von Kupfer(II)-nitrat und Stickstoffmonoxid:

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

- mit konzentrierter Salpetersäure

Konzentriertes HNO 3 reagiert unter normalen Bedingungen leicht mit Kupfer. Der Unterschied zwischen der Reaktion von Kupfer mit konzentrierter Salpetersäure und der Reaktion mit verdünnter Salpetersäure liegt im Produkt der Stickstoffreduktion. Bei konzentrierter HNO 3 wird Stickstoff in geringerem Maße reduziert: Anstelle von Stickoxid (II) entsteht Stickoxid (IV), was auf eine stärkere Konkurrenz zwischen Salpetersäuremolekülen in konzentrierter Säure um Elektronen des Reduzierers zurückzuführen ist Agent (Cu):

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

mit Nichtmetalloxiden

Kupfer reagiert mit einigen Nichtmetalloxiden. Beispielsweise wird bei Oxiden wie NO 2, NO, N 2 O Kupfer zu Kupfer(II)-oxid oxidiert und Stickstoff auf die Oxidationsstufe 0 reduziert, d. h. Es entsteht ein einfacher Stoff N 2:

Bei Schwefeldioxid entsteht anstelle der einfachen Substanz (Schwefel) Kupfer(I)-sulfid. Dies liegt daran, dass Kupfer und Schwefel im Gegensatz zu Stickstoff reagieren:

mit Metalloxiden

Wenn metallisches Kupfer mit Kupfer(II)-oxid bei einer Temperatur von 1000–2000 °C gesintert wird, kann Kupfer(I)-oxid erhalten werden:

Außerdem kann metallisches Kupfer beim Kalzinieren Eisen(III)-oxid zu Eisen(II)-oxid reduzieren:

mit Metallsalzen

Kupfer verdrängt weniger aktive Metalle (rechts davon in der Aktivitätsreihe) aus Lösungen ihrer Salze:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Es findet auch eine interessante Reaktion statt, bei der sich Kupfer im Salz eines aktiveren Metalls auflöst – Eisen in der Oxidationsstufe +3. Es gibt jedoch keine Widersprüche, denn Kupfer verdrängt Eisen nicht aus seinem Salz, sondern reduziert es lediglich von der Oxidationsstufe +3 auf die Oxidationsstufe +2:

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

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

Die letztere Reaktion wird bei der Herstellung von Mikroschaltungen beim Ätzen von Kupferleiterplatten verwendet.

Kupferkorrosion

Kupfer korrodiert im Laufe der Zeit bei Kontakt mit Feuchtigkeit, Kohlendioxid und Luftsauerstoff:

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

Als Ergebnis dieser Reaktion werden Kupferprodukte mit einer losen blaugrünen Schicht aus Kupfer(II)-hydroxycarbonat bedeckt.

Chemische Eigenschaften von Zink

Zink Zn gehört zur Gruppe IIB der IV-Periode. Die elektronische Konfiguration der Valenzorbitale der Atome eines chemischen Elements im Grundzustand beträgt 3d 10 4s 2. Für Zink ist nur eine einzige Oxidationsstufe möglich, nämlich +2. Zinkoxid ZnO und Zinkhydroxid Zn(OH) 2 haben ausgeprägte amphotere Eigenschaften.

Zink läuft bei Lagerung an der Luft an und wird mit einer dünnen Schicht ZnO-Oxid bedeckt. Bei hoher Luftfeuchtigkeit und in Gegenwart von Kohlendioxid kommt es aufgrund der Reaktion besonders leicht zu einer Oxidation:

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

Zinkdampf brennt an der Luft, und ein dünner Zinkstreifen brennt nach dem Glühen in einer Brennerflamme mit einer grünlichen Flamme:

Beim Erhitzen interagiert metallisches Zink auch mit Halogenen, Schwefel und Phosphor:

Zink reagiert nicht direkt mit Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff, Silizium und Bor.

Zink reagiert mit nicht oxidierenden Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Technisches Zink ist in Säuren besonders gut löslich, da es Verunreinigungen anderer weniger aktiver Metalle, insbesondere Cadmium und Kupfer, enthält. Hochreines Zink ist aus bestimmten Gründen säurebeständig. Um die Reaktion zu beschleunigen, wird eine hochreine Zinkprobe mit Kupfer in Kontakt gebracht oder der Säurelösung etwas Kupfersalz zugesetzt.

Bei einer Temperatur von 800–900 °C (Rotglut) interagiert Zinkmetall im geschmolzenen Zustand mit überhitztem Wasserdampf und setzt daraus Wasserstoff frei:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Zink reagiert auch mit oxidierenden Säuren: konzentrierter Schwefelsäure und Salpetersäure.

Zink als Aktivmetall kann mit konzentrierter Schwefelsäure Schwefeldioxid, elementaren Schwefel und sogar Schwefelwasserstoff bilden.

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

Die Zusammensetzung der Reduktionsprodukte der Salpetersäure wird durch die Konzentration der Lösung bestimmt:

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

Die Richtung des Prozesses wird auch von der Temperatur, der Säuremenge, der Reinheit des Metalls und der Reaktionszeit beeinflusst.

Zink reagiert mit alkalischen Lösungen unter Bildung von Zink Tetrahydroxycinate und Wasserstoff:

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

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

Beim Schmelzen mit wasserfreien Alkalien entsteht Zink Zinkate und Wasserstoff:

In einer stark alkalischen Umgebung ist Zink ein extrem starkes Reduktionsmittel, das Stickstoff in Nitraten und Nitriten zu Ammoniak reduzieren kann:

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

Aufgrund der Komplexierung löst sich Zink langsam in Ammoniaklösung auf und reduziert dabei Wasserstoff:

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

Zink reduziert auch weniger aktive Metalle (rechts davon in der Aktivitätsreihe) aus wässrigen Lösungen ihrer Salze:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Chemische Eigenschaften von Chrom

Chrom ist ein Element der Gruppe VIB des Periodensystems. Die elektronische Konfiguration des Chromatoms wird als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 geschrieben, d.h. Sowohl beim Chrom als auch beim Kupferatom wird das sogenannte „Elektronenleck“ beobachtet

Die am häufigsten vorkommenden Oxidationsstufen von Chrom sind +2, +3 und +6. Sie sollten beachtet werden und im Rahmen des Einheitlichen Staatsexamens in Chemie kann davon ausgegangen werden, dass Chrom keine anderen Oxidationsstufen aufweist.

Unter normalen Bedingungen ist Chrom sowohl in der Luft als auch im Wasser korrosionsbeständig.

Wechselwirkung mit Nichtmetallen

mit Sauerstoff

Auf eine Temperatur von mehr als 600 °C erhitzt, verbrennt pulverförmiges Chrommetall in reinem Sauerstoff und bildet Chrom(III)-oxid:

4Cr + 3O2 = Ö T=> 2Cr 2 O 3

mit Halogenen

Chrom reagiert mit Chlor und Fluor bei niedrigeren Temperaturen als mit Sauerstoff (250 bzw. 300 °C):

2Cr + 3F 2 = Ö T=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = Ö T=> 2CrCl 3

Chrom reagiert mit Brom bei glühender Temperatur (850–900 °C):

2Cr + 3Br 2 = Ö T=> 2CrBr 3

mit Stickstoff

Metallisches Chrom interagiert mit Stickstoff bei Temperaturen über 1000 °C:

2Cr + N 2 = ÖT=> 2CrN

mit Schwefel

Mit Schwefel kann Chrom sowohl Chrom(II)-sulfid als auch Chrom(III)-sulfid bilden, was von den Anteilen von Schwefel und Chrom abhängt:

Cr+S= o t=>CrS

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

Chrom reagiert nicht mit Wasserstoff.

Interaktion mit komplexen Substanzen

Wechselwirkung mit Wasser

Chrom ist ein Metall mittlerer Aktivität (liegt in der Aktivitätsreihe der Metalle zwischen Aluminium und Wasserstoff). Das bedeutet, dass die Reaktion zwischen glühendem Chrom und überhitztem Wasserdampf stattfindet:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Wechselwirkung mit Säuren

Chrom wird unter normalen Bedingungen durch konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure passiviert, löst sich jedoch beim Kochen darin auf und oxidiert zur Oxidationsstufe +3:

Cr + 6HNO 3(konz.) = Zu=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4(konz) = Zu=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Bei verdünnter Salpetersäure ist das Hauptprodukt der Stickstoffreduktion der einfache Stoff N 2:

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

Chrom steht in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff und ist daher in der Lage, aus Lösungen nichtoxidierender Säuren H2 freizusetzen. Bei solchen Reaktionen entstehen ohne Zugang zu Luftsauerstoff Chrom(II)-Salze:

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

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

Wenn die Reaktion an der Luft durchgeführt wird, wird zweiwertiges Chrom sofort durch den in der Luft enthaltenen Sauerstoff zur Oxidationsstufe +3 oxidiert. In diesem Fall sieht die Gleichung mit Salzsäure beispielsweise so aus:

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

Wenn metallisches Chrom mit starken Oxidationsmitteln in Gegenwart von Alkalien geschmolzen wird, wird Chrom zur Oxidationsstufe +6 oxidiert und bildet sich Chromate:

Chemische Eigenschaften von Eisen

Eisen Fe, ein chemisches Element der Gruppe VIIIB mit der Seriennummer 26 im Periodensystem. Die Elektronenverteilung im Eisenatom ist wie folgt: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, d. h. Eisen gehört zu den d-Elementen, da in seinem Fall die d-Unterebene gefüllt ist. Es zeichnet sich am stärksten durch zwei Oxidationsstufen +2 und +3 aus. FeO-Oxid und Fe(OH) 2-Hydroxid haben überwiegend basische Eigenschaften, während Fe 2 O 3-Oxid und Fe(OH) 3-Hydroxid deutlich amphotere Eigenschaften haben. So lösen sich Eisenoxid und -hydroxid (III) zum Teil beim Kochen in konzentrierten Alkalilösungen und reagieren beim Schmelzen auch mit wasserfreien Alkalien. Es ist zu beachten, dass die Oxidationsstufe von Eisen +2 sehr instabil ist und leicht in die Oxidationsstufe +3 übergeht. Bekannt sind auch Eisenverbindungen in der seltenen Oxidationsstufe +6 – Ferrate, Salze der nicht existierenden „Eisensäure“ H 2 FeO 4. Diese Verbindungen sind nur im festen Zustand oder in stark alkalischen Lösungen relativ stabil. Wenn die Alkalität der Umgebung nicht ausreicht, oxidieren Ferrate schnell sogar Wasser und setzen daraus Sauerstoff frei.

Wechselwirkung mit einfachen Substanzen

Mit Sauerstoff

Beim Verbrennen in reinem Sauerstoff bildet Eisen das sogenannte Eisen Skala, das die Formel Fe 3 O 4 hat und eigentlich ein Mischoxid darstellt, dessen Zusammensetzung herkömmlicherweise durch die Formel FeO∙Fe 2 O 3 dargestellt werden kann. Die Verbrennungsreaktion von Eisen hat die Form:

3Fe + 2O 2 = Zu=> Fe 3 O 4

Mit Schwefel

Beim Erhitzen reagiert Eisen mit Schwefel unter Bildung von Eisensulfid:

Fe + S = Zu=>FeS

Oder mit überschüssigem Schwefel Eisendisulfid:

Fe + 2S = Zu=>FeS 2

Mit Halogenen

Metallisches Eisen wird von allen Halogenen außer Jod zur Oxidationsstufe +3 oxidiert und bildet Eisenhalogenide (lll):

2Fe + 3F 2 = Zu=> 2FeF 3 – Eisenfluorid (lll)

2Fe + 3Cl 2 = Zu=> 2FeCl 3 – Eisenchlorid (lll)

Jod, als schwächstes Oxidationsmittel unter den Halogenen, oxidiert Eisen nur bis zur Oxidationsstufe +2:

Fe + I 2 = Zu=> FeI 2 – Eiseniodid (ll)

Es ist zu beachten, dass Eisen(III)-Eisen-Verbindungen Jodidionen in einer wässrigen Lösung leicht oxidieren, um Jod I 2 freizusetzen, während sie auf die Oxidationsstufe +2 reduziert werden. Beispiele für ähnliche Reaktionen der FIPI-Bank:

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

Mit Wasserstoff

Eisen reagiert nicht mit Wasserstoff (nur Alkalimetalle und Erdalkalimetalle reagieren mit Wasserstoff aus Metallen):

Interaktion mit komplexen Substanzen

Wechselwirkung mit Säuren

Mit nicht oxidierenden Säuren

Da sich Eisen in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff befindet, bedeutet dies, dass es in der Lage ist, Wasserstoff aus nicht oxidierenden Säuren (fast allen Säuren außer H 2 SO 4 (konz.) und HNO 3 beliebiger Konzentration) zu verdrängen:

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

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Auf einen solchen Trick müssen Sie bei den Aufgaben des Einheitlichen Staatsexamens achten, etwa auf die Frage, bis zu welchem ​​Oxidationsgrad Eisen oxidiert, wenn es verdünnter und konzentrierter Salzsäure ausgesetzt wird. Die richtige Antwort ist in beiden Fällen bis zu +2.

Die Falle liegt hier in der intuitiven Erwartung einer tieferen Oxidation des Eisens (auf d.o. +3) im Falle seiner Wechselwirkung mit konzentrierter Salzsäure.

Wechselwirkung mit oxidierenden Säuren

Unter normalen Bedingungen reagiert Eisen aufgrund der Passivierung nicht mit konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure. Beim Kochen reagiert es jedoch mit ihnen:

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

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Bitte beachten Sie, dass verdünnte Schwefelsäure Eisen auf eine Oxidationsstufe von +2 und konzentrierte Schwefelsäure auf +3 oxidiert.

Korrosion (Rosten) von Eisen

In feuchter Luft rostet Eisen sehr schnell:

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

Eisen reagiert in Abwesenheit von Sauerstoff nicht mit Wasser, weder unter normalen Bedingungen noch beim Kochen. Die Reaktion mit Wasser findet erst bei Temperaturen oberhalb der Rotglut (>800 °C) statt. diese..

Wie alle D-Elemente sind sie leuchtend gefärbt.

Genau wie bei Kupfer wird es beobachtet Elektronenversagen- vom s-Orbital zum d-Orbital

Elektronische Struktur des Atoms:

Dementsprechend gibt es 2 charakteristische Oxidationsstufen von Kupfer: +2 und +1.

Einfache Substanz: goldrosa Metall.

Kupferoxide:Сu2O Kupfer(I)-oxid \ Kupferoxid 1 - rot-orange Farbe

CuO Kupfer(II)-oxid \ Kupferoxid 2 - schwarz.

Andere Kupferverbindungen Cu(I), außer dem Oxid, sind instabil.

Kupferverbindungen Cu(II) sind zum einen stabil und zum anderen blau oder grünlich gefärbt.

Warum werden Kupfermünzen grün? Kupfer interagiert in Gegenwart von Wasser mit Kohlendioxid in der Luft und bildet CuCO3, eine grüne Substanz.

Eine weitere farbige Kupferverbindung, Kupfer(II)-sulfid, ist ein schwarzer Niederschlag.

Im Gegensatz zu anderen Elementen folgt Kupfer dem Wasserstoff und setzt ihn daher nicht aus Säuren frei:

• Mit heiß Schwefelsäure: Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• Mit kalt Schwefelsäure: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• mit konzentriertem:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• mit verdünnter Salpetersäure:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Beispiel für die Problemlösung 1 des Einheitlichen Staatsexamens C2:

Kupfernitrat wurde kalziniert und der resultierende feste Niederschlag wurde in Schwefelsäure gelöst. Schwefelwasserstoff wurde durch die Lösung geleitet, der resultierende schwarze Niederschlag wurde gebrannt und der feste Rückstand wurde durch Erhitzen in Salpetersäure gelöst.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Der feste Niederschlag ist Kupfer(II)-oxid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Kupfer(II)-sulfid ist ein schwarzer Niederschlag.

„Gefeuert“ bedeutet, dass eine Wechselwirkung mit Sauerstoff stattgefunden hat. Nicht zu verwechseln mit „Kalzinierung“. Kalzinieren – natürlich auf hohe Temperatur erhitzen.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Der feste Rückstand ist CuO, wenn das Kupfersulfid vollständig reagiert hat, CuO + CuS, wenn es teilweise reagiert hat.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

Auch eine andere Reaktion ist möglich:

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

Beispiel für die Einheitliche Staatsprüfung C2-Aufgabe Option 2:

Kupfer wurde in konzentrierter Salpetersäure gelöst, das entstehende Gas wurde mit Sauerstoff vermischt und in Wasser gelöst. In der resultierenden Lösung wurde Zinkoxid gelöst, dann wurde der Lösung ein großer Überschuss an Natriumhydroxidlösung zugesetzt.

Durch die Reaktion mit Salpetersäure entstehen Cu(NO3)2, NO2 und O2.

NO2 wurde mit Sauerstoff vermischt, was bedeutet, dass es oxidiert wurde: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Gemischt mit Wasser: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Kupfer (Cu) gehört zu den niedrigaktiven Metallen. Es zeichnet sich durch die Bildung chemischer Verbindungen mit den Oxidationsstufen +1 und +2 aus. So zum Beispiel zwei Oxide, die eine Verbindung aus zwei Elementen Cu und Sauerstoff O sind: mit einer Oxidationsstufe von +1 – Kupferoxid Cu2O und einer Oxidationsstufe von +2 – Kupferoxid CuO. Obwohl sie aus den gleichen chemischen Elementen bestehen, weist jedes von ihnen seine eigenen besonderen Eigenschaften auf. Bei Kälte interagiert das Metall nur sehr schwach mit Luftsauerstoff und wird mit einem Kupferoxidfilm bedeckt, der eine weitere Oxidation von Kupfer verhindert. Beim Erhitzen wird dieser einfache Stoff mit der Seriennummer 29 im Periodensystem vollständig oxidiert. Dabei entsteht auch Kupfer(II)-oxid: 2Cu + O2 → 2CuO.

Lachgas ist ein bräunlich-roter Feststoff mit einer Molmasse von 143,1 g/mol. Die Verbindung hat einen Schmelzpunkt von 1235 °C und einen Siedepunkt von 1800 °C. Es ist in Wasser unlöslich, in Säuren jedoch löslich. Kupferoxid (I) wird verdünnt (konzentriert) und bildet einen farblosen Komplex +, der an der Luft leicht zu einem blauvioletten Ammoniakkomplex 2+ oxidiert wird und sich in Salzsäure unter Bildung von CuCl2 auflöst. In der Geschichte der Halbleiterphysik ist Cu2O eines der am besten untersuchten Materialien.

Kupfer(I)-oxid, auch Hemioxid genannt, hat basische Eigenschaften. Es kann durch Oxidation des Metalls erhalten werden: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Verunreinigungen wie Wasser und Säuren beeinflussen die Geschwindigkeit dieses Prozesses sowie die weitere Oxidation zu zweiwertigem Oxid. Kupferoxid kann sich in einem reinen Metall lösen und es entstehen Salze: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Nach einem ähnlichen Schema erfolgt die Wechselwirkung eines Oxids mit Grad +1 mit anderen sauerstoffhaltigen Säuren. Bei der Reaktion von Hemioxid mit halogenhaltigen Säuren entstehen einwertige Metallsalze: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Kupfer(I)-oxid kommt natürlicherweise in Form von rotem Erz vor (ein veralteter Name, zusammen mit Rubin-Cu), dem Mineral „Cuprit“. Die Bildung dauert lange. Es kann künstlich bei hohen Temperaturen oder unter hohem Sauerstoffdruck hergestellt werden. Hemioxid wird üblicherweise als Fungizid, als Pigment, als Antifouling-Mittel in Unterwasser- oder Schiffsanstrichen und auch als Katalysator verwendet.

Allerdings kann die Wirkung dieses Stoffes mit der chemischen Formel Cu2O auf den Körper gefährlich sein. Bei Einatmen kommt es zu Kurzatmigkeit, Husten sowie Geschwürbildung und Perforation der Atemwege. Bei Einnahme kommt es zu einer Reizung des Magen-Darm-Trakts, die mit Erbrechen, Schmerzen und Durchfall einhergeht.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Kupfer(II)-oxid wird in Keramik (als Pigment) zur Herstellung von Glasuren (blau, grün und rot und manchmal rosa, grau oder schwarz) verwendet. Es wird auch als Nahrungsergänzungsmittel bei Tieren eingesetzt, um den Kupfermangel im Körper zu reduzieren. Dabei handelt es sich um ein Schleifmittel, das zum Polieren optischer Geräte erforderlich ist. Es wird zur Herstellung von Trockenbatterien verwendet, um andere Cu-Salze zu gewinnen. Die CuO-Verbindung wird auch beim Schweißen von Kupferlegierungen verwendet.

Auch der Kontakt mit der chemischen Verbindung CuO kann für den menschlichen Körper gefährlich sein. Verursacht beim Einatmen Lungenreizungen. Kupfer(II)-oxid kann Metallrauchfieber (MFF) verursachen. Cu-Oxid führt zu Hautverfärbungen und es können Sehstörungen auftreten. Gelangt es wie Hemioxid in den Körper, kommt es zu einer Vergiftung, die mit Symptomen in Form von Erbrechen und Schmerzen einhergeht.

KUPFER UND SEINE VERBINDUNGEN

LEKTION IN DER 11. NATURWISSENSCHAFTLICHEN KLASSE

Um die kognitive Aktivität und Unabhängigkeit der Schüler zu steigern, nutzen wir den Unterricht zum gemeinsamen Lernen von Stoffen. In einem solchen Unterricht erhält jeder Schüler (oder jedes Schülerpaar) eine Aufgabe, über deren Erledigung er in derselben Unterrichtsstunde berichten muss, und sein Bericht wird von den übrigen Schülern der Klasse in Heften festgehalten und ist Bestandteil des Inhalts des Unterrichtsmaterials. Jeder Schüler trägt dazu bei, dass die Klasse etwas über das Thema lernt.
Während des Unterrichts ändert sich der Arbeitsmodus der Schüler von intraaktiv (ein Modus, in dem Informationsflüsse innerhalb der Schüler geschlossen sind, was typisch für unabhängiges Arbeiten ist) zu interaktiv (ein Modus, in dem Informationsflüsse in beide Richtungen erfolgen, d. h. Informationen gehen sowohl von der zwischen Studierenden und Studierenden werden Informationen ausgetauscht). In diesem Fall fungiert der Lehrer als Organisator des Prozesses, korrigiert und ergänzt die von den Schülern bereitgestellten Informationen.
Der Unterricht zum gemeinsamen Studium des Stoffes besteht aus folgenden Phasen:
Stufe 1 – Installation, in der der Lehrer die Ziele und das Arbeitsprogramm für den Unterricht erklärt (bis zu 7 Minuten);
Stufe 2 – selbständiges Arbeiten der Studierenden nach Anleitung (bis zu 15 Minuten);
Stufe 3 – Informationsaustausch und Zusammenfassung der Lektion (nimmt die gesamte verbleibende Zeit in Anspruch).
Die Lektion „Kupfer und seine Verbindungen“ richtet sich an Klassen mit vertieftem Chemiestudium (4 Stunden Chemie pro Woche), wird über zwei Unterrichtsstunden durchgeführt, die Lektion aktualisiert das Wissen der Schüler zu folgenden Themen: „Allgemeine Eigenschaften von Metalle“, „Umgang mit Metallen mit konzentrierter Schwefelsäure“, „Salpetersäure“, „Qualitative Reaktionen auf Aldehyde und mehrwertige Alkohole“, „Oxidation gesättigter einwertiger Alkohole mit Kupfer(II)-oxid“, „Komplexe Verbindungen“.
Vor dem Unterricht erhalten die Schüler Hausaufgaben: Wiederholen Sie die aufgeführten Themen. Die vorbereitende Vorbereitung des Lehrers auf den Unterricht besteht aus der Erstellung von Lehrkarten für die Schüler und der Vorbereitung von Sets für Laborversuche.

WÄHREND DES UNTERRICHTS

Installationsphase

Der Lehrer posiert vor den Schülern der Zweck des Unterrichts: Basierend auf dem vorhandenen Wissen über die Eigenschaften von Stoffen Informationen über Kupfer und seine Verbindungen vorhersagen, praktisch bestätigen und zusammenfassen.
Die Schüler stellen die elektronische Formel des Kupferatoms zusammen, finden heraus, welche Oxidationsstufen Kupfer in Verbindungen aufweisen kann und welche Eigenschaften (Redox, Säure-Base) Kupferverbindungen haben werden.
In den Heften der Schüler erscheint eine Tabelle.

Eigenschaften von Kupfer und seinen Verbindungen

Metall	Cu 2 O – basisches Oxid	CuO – basisches Oxid
Reduktionsmittel	CuOH ist eine instabile Base	Cu(OH) 2 – unlösliche Base
	CuCl – unlösliches Salz	CuSO 4 – lösliches Salz
	Redox-Dualität besitzen	Oxidationsmittel

Unabhängige Arbeitsphase

Um Annahmen zu bestätigen und zu ergänzen, führen die Studierenden Laborexperimente gemäß den Anweisungen durch und schreiben die Gleichungen der durchgeführten Reaktionen auf.

Anleitung zum selbständigen Arbeiten zu zweit

1. Erhitzen Sie den Kupferdraht in einer Flamme. Beachten Sie, wie sich seine Farbe geändert hat. Legen Sie heißen kalzinierten Kupferdraht in Ethylalkohol. Beachten Sie die Änderung seiner Farbe. Wiederholen Sie diese Manipulationen 2-3 Mal. Überprüfen Sie, ob sich der Ethanolgeruch verändert hat.
Schreiben Sie zwei Reaktionsgleichungen auf, die den durchgeführten Transformationen entsprechen. Welche Eigenschaften von Kupfer und seinem Oxid werden durch diese Reaktionen bestätigt?

2. Salzsäure zu Kupfer(I)oxid hinzufügen.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf und berücksichtigen Sie dabei, dass Kupfer(I)-chlorid eine unlösliche Verbindung ist. Welche Eigenschaften von Kupfer(I) werden durch diese Reaktionen bestätigt?

3. a) Geben Sie ein Zinkgranulat in eine Kupfer(II)sulfatlösung. Wenn die Reaktion nicht abläuft, erhitzen Sie die Lösung. b) 1 ml Schwefelsäure zu Kupfer(II)-oxid geben und erhitzen.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch diese Reaktionen bestätigt?

4. Legen Sie einen Streifen Universalindikator in die Kupfer(II)sulfatlösung.
Erklären Sie das Ergebnis. Schreiben Sie die Ionengleichung für die Hydrolyse in Schritt I auf.
Fügen Sie der Natriumcarbonatlösung eine Lösung von Honig(II)sulfat hinzu.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Gleichung für die gemeinsame Hydrolysereaktion in molekularer und ionischer Form auf.

5.
Was beobachten Sie?
Fügen Sie dem resultierenden Niederschlag Ammoniaklösung hinzu.
Welche Veränderungen sind eingetreten? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?

6. Fügen Sie eine Lösung von Kaliumiodid zu Kupfer(II)sulfat hinzu.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion. Welche Eigenschaft von Kupfer(II) beweist diese Reaktion?

7. Geben Sie ein kleines Stück Kupferdraht in ein Reagenzglas mit 1 ml konzentrierter Salpetersäure. Verschließen Sie das Reagenzglas mit einem Stopfen.
Was beobachten Sie? (Nehmen Sie das Reagenzglas unter die Zugkraft.) Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf.
Gießen Sie Salzsäure in ein anderes Reagenzglas und legen Sie ein kleines Stück Kupferdraht hinein.
Was beobachten Sie? Erläutern Sie Ihre Beobachtungen. Welche Eigenschaften von Kupfer werden durch diese Reaktionen bestätigt?

8. Überschüssiges Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen.
Was beobachten Sie? Erhitzen Sie den resultierenden Niederschlag. Was ist passiert? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch diese Reaktionen bestätigt?

9. Überschüssiges Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen.
Was beobachten Sie?
Fügen Sie dem resultierenden Niederschlag Glycerinlösung hinzu.
Welche Veränderungen sind eingetreten? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?

10. Überschüssiges Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen.
Was beobachten Sie?
Dem resultierenden Niederschlag Glukoselösung hinzufügen und erhitzen.
Was ist passiert? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf, indem Sie die allgemeine Formel für Aldehyde zur Bezeichnung von Glucose verwenden

Welche Eigenschaft der Kupferverbindung beweist diese Reaktion?

11. Zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen: a) Ammoniaklösung; b) Natriumphosphatlösung.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?

Phase des Informationsaustauschs und der Zusammenfassung

Der Lehrer stellt eine Frage zu den Eigenschaften einer bestimmten Substanz. Studierende, die die entsprechenden Experimente durchgeführt haben, berichten über das durchgeführte Experiment und schreiben die Reaktionsgleichungen an die Tafel. Anschließend ergänzen Lehrer und Schüler Informationen über die chemischen Eigenschaften des Stoffes, die durch Reaktionen im Schullabor nicht bestätigt werden konnten.

Verfahren zur Diskussion der chemischen Eigenschaften von Kupferverbindungen

1. Wie reagiert Kupfer mit Säuren, mit welchen anderen Stoffen kann Kupfer reagieren?

Die Reaktionsgleichungen für Kupfer lauten wie folgt:

Konzentrierte und verdünnte Salpetersäure:

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

Konzentrierte Schwefelsäure:

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

Sauerstoff:

2Cu + O 2 = 2CuO;

Cu + Cl 2 = CuCl 2;

Salzsäure in Gegenwart von Sauerstoff:

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

Eisen(III)-chlorid:

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

2. Welche Eigenschaften weisen Kupfer(I)-oxid und -chlorid auf?

Es wird auf die grundlegenden Eigenschaften, die Fähigkeit zur Komplexbildung und die Redoxdualität hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfer(I)-oxid mit lauten:

Salzsäure bis zur Bildung von CuCl:

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

Überschüssiges HCl:

CuCl + HCl = H;

Reduktions- und Oxidationsreaktionen von Cu 2 O:

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

2Cu2O + O2 = 4CuO;

Disproportionierung beim Erhitzen:

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

3. Welche Eigenschaften weist Kupfer(II)-oxid auf?

Es wird auf die basischen und oxidativen Eigenschaften hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfer(II)-oxid mit lauten:

Säure:

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

Ethanol:

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

Wasserstoff:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O;

Aluminium:

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

4. Welche Eigenschaften weist Kupfer(II)-hydroxid auf?

Es wird auf oxidative, basische Eigenschaften, die Fähigkeit zur Komplexbildung mit organischen und anorganischen Verbindungen hingewiesen. Reaktionsgleichungen werden geschrieben mit:

Aldehyd:

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

Säure:

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

Ammoniak:

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2;

Glycerin:

Zersetzungsreaktionsgleichung:

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

5. Welche Eigenschaften weisen Kupfer(II)-Salze auf?

Es wird auf die Reaktionen des Ionenaustauschs, der Hydrolyse, der oxidativen Eigenschaften und der Komplexierung hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfersulfat mit:

Natriumhydroxid:

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;

Natriumphosphat:

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

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

Kaliumjodid:

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

Ammoniak:

Cu 2+ + 4NH 3 = 2+ ;

und Reaktionsgleichungen:

Hydrolyse:

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

Co-Hydrolyse mit Natriumcarbonat zur Bildung von Malachit:

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

Darüber hinaus können Sie den Schülern die Wechselwirkung von Kupfer(II)-oxid und -hydroxid mit Alkalien erklären, die deren amphotere Natur beweist:

Cu(OH) 2 + 2NaOH (konz.) = 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.)

Übung 3. Erstellen Sie Transformationsketten entsprechend den folgenden Schemata und führen Sie diese aus:

Aufgabe 1. Eine Legierung aus Kupfer und Aluminium wurde zunächst mit einem Überschuss an Alkali und dann mit einem Überschuss an verdünnter Salpetersäure behandelt. Berechnen Sie die Massenanteile der Metalle in der Legierung, wenn bekannt ist, dass die bei beiden Reaktionen (unter den gleichen Bedingungen) freigesetzten Gasvolumina gleich sind
.

(Antwort . Massenanteil von Kupfer – 84 %.)

Aufgabe 2. Beim Kalzinieren von 6,05 g kristallinem Kupfer(II)nitrathydrat wurden 2 g Rückstand erhalten. Bestimmen Sie die Formel des ursprünglichen Salzes.

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

Aufgabe 3. Eine 13,2 g schwere Kupferplatte wurde in 300 g Eisen(III)-nitratlösung mit einem Salzmassenanteil von 0,112 getaucht. Bei der Entnahme stellte sich heraus, dass der Massenanteil an Eisen(III)-nitrat dem Massenanteil des gebildeten Kupfer(II)-Salzes entsprach. Bestimmen Sie die Masse der Platte, nachdem sie aus der Lösung entfernt wurde.

(Antwort. 10 Jahre)

Hausaufgaben. Lernen Sie den im Notizbuch geschriebenen Stoff. Erstellen Sie eine Transformationskette für Kupferverbindungen mit mindestens zehn Reaktionen und führen Sie diese durch.

LITERATUR

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. Ein Handbuch zur Chemie für Studienbewerber. Programme. Fragen, Übungen, Aufgaben. Musterprüfungsunterlagen. M.: Higher School, 1999, 575 S.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 Aufgaben und Übungen in Chemie. Für Schüler und Bewerber. M.: 1st Federative Book Trading Company, 1998, 512 S.