Τα οξείδια είναι ένας ευρέως διαδεδομένος τύπος ένωσης στη φύση, ο οποίος μπορεί να παρατηρηθεί ακόμη και στην καθημερινή ζωή. Παραδείγματα περιλαμβάνουν άμμο, νερό, σκουριά, ασβέστη, διοξείδιο του άνθρακα και μια σειρά από φυσικές βαφές. Το μετάλλευμα πολλών πολύτιμων μετάλλων είναι οξείδιο στη φύση, γι' αυτό και παρουσιάζει μεγάλο ενδιαφέρον για επιστημονική και βιομηχανική έρευνα.

Ο συνδυασμός των χημικών στοιχείων με το οξυγόνο ονομάζεται οξείδια. Κατά κανόνα, σχηματίζονται όταν οποιεσδήποτε ουσίες θερμαίνονται στον αέρα. Υπάρχουν όξινα και βασικά οξείδια. Τα μέταλλα σχηματίζουν βασικά οξείδια, ενώ τα αμέταλλα σχηματίζουν όξινα οξείδια. Με εξαίρεση τα οξείδια του χρωμίου και του μαγγανίου, που είναι επίσης όξινα. Αυτό το άρθρο εξετάζει έναν εκπρόσωπο των κύριων οξειδίων - CuO (II).

CuO(II)

Χαλκός, που θερμαίνεται στον αέρα σε θερμοκρασία 400–500 °C, σταδιακά καλύπτεται με μια μαύρη επίστρωση, την οποία οι χημικοί ονομάζουν δισθενές οξείδιο του χαλκού ή CuO(II). Το περιγραφόμενο φαινόμενο αναπαρίσταται στην ακόλουθη εξίσωση:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Ο όρος "δισθενές" αναφέρεται στην ικανότητα ενός ατόμου να αντιδρά με άλλα στοιχεία μέσω δύο χημικών δεσμών.

Ενδιαφέρον γεγονός!Ο χαλκός, όντας σε διάφορες ενώσεις, μπορεί να έχει διαφορετικό σθένος και διαφορετικό χρώμα. Για παράδειγμα: τα οξείδια του χαλκού έχουν έντονο κόκκινο (Cu2O) και καφέ-μαύρο (CuO) χρώματα. Και τα υδροξείδια του χαλκού αποκτούν κίτρινα (CuOH) και μπλε (Cu(OH)2) χρώματα. Κλασικό παράδειγμα του φαινομένου όταν η ποσότητα μετατρέπεται σε ποιότητα.

Το Cu2O ονομάζεται επίσης μερικές φορές οξείδιο, οξείδιο του χαλκού (I) και το CuO είναι οξείδιο, οξείδιο του χαλκού (II). Υπάρχει επίσης οξείδιο του χαλκού (III) - Cu2O3.

Στη γεωλογία, συνήθως ονομάζεται δισθενές (ή δισθενές) οξείδιο του χαλκού τενορίτης, το άλλο του όνομα είναι μελακονίτης. Το όνομα τενορίτης προέρχεται από το όνομα του εξέχοντος Ιταλού καθηγητή βοτανικής Michele Tenore, (1780-1861). Ο μελακονίτης θεωρείται συνώνυμος με το όνομα tenorite και μεταφράζεται στα ρωσικά ως copper niello ή μαύρο μετάλλευμα χαλκού. Σε μια ή την άλλη περίπτωση, μιλάμε για ένα κρυσταλλικό ορυκτό καφέ-μαύρου χρώματος, που αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται και λιώνει μόνο υπό υπερβολική πίεση οξυγόνου, αδιάλυτο στο νερό και δεν αντιδρά με αυτό.

Ας τονίσουμε τις κύριες παραμέτρους του ονομαζόμενου ορυκτού.

Χημικός τύπος: CuO

Το μόριο του αποτελείταιαπό άτομο Cu με μοριακό βάρος 64 α. e.m. και άτομο Ο, μοριακό βάρος 16 α. π.μ., όπου α. χ.μ. - ατομική μονάδα μάζας, γνωστή και ως dalton, 1 a. e.m = 1,660 540 2(10) × 10 −27 kg = 1,660 540 2(10) × 10 −24 g. Κατά συνέπεια, το μοριακό βάρος της ένωσης είναι: 64 + 16 = 80 α. τρώω.

Κρυσταλλικό στοιχείο:μονοκλινικό σύστημα. Τι σημαίνει αυτός ο τύπος αξόνων κρυσταλλικής συμμετρίας όταν δύο άξονες τέμνονται σε λοξή γωνία και έχουν διαφορετικά μήκη και ο τρίτος άξονας βρίσκεται σε γωνία 90° ως προς αυτούς.

Πυκνότητα – 6,51 g/cm3. Για σύγκριση, η πυκνότητα του καθαρού χρυσού είναι 19,32 g/cm³ και η πυκνότητα του επιτραπέζιου αλατιού είναι 2,16 g/cm3.

Λιώνει στους 1447 °C, υπό πίεση οξυγόνου.

Αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται στους 1100 °C και μετατρέπεται σε οξείδιο του χαλκού (Ι):

4CuO = 2Cu2O + O2.

Δεν αντιδρά με το νερό και δεν διαλύεται σε αυτό.

Αλλά αντιδρά με ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας για να σχηματίσει υδροξείδιο του χαλκού (II) τετρααμίνης: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

Σε όξινο περιβάλλον σχηματίζει θειικό και νερό: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Αντιδρώντας με αλκάλια, δημιουργεί χαλκούλι: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Αντίδραση CuO NaOH

Σχηματίστηκε:

• με φρύξη υδροξειδίου του χαλκού (II) σε θερμοκρασία 200 °C: Cu(OH)2 = CuO + H2O;
• κατά την οξείδωση του μετάλλου του χαλκού στον αέρα σε θερμοκρασία 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• κατά την επεξεργασία του μαλαχίτη σε υψηλή θερμοκρασία: (CuOH)2CO3 -> 2CuO + CO2 + H2O.

Ανάγεται σε μέταλλο χαλκού -

• σε αντίδραση με υδρογόνο: CuO + H2 = Cu + H2O;
• με μονοξείδιο του άνθρακα (μονοξείδιο του άνθρακα): CuO + CO = Cu + CO2;
• με ενεργό μέταλλο: CuO + Mg = Cu + MgO.

Τοξικός. Με βάση τον βαθμό δυσμενών επιδράσεων στον ανθρώπινο οργανισμό, ταξινομείται ως ουσία της δεύτερης κατηγορίας κινδύνου. Προκαλεί ερεθισμό στους βλεννογόνους των ματιών, του δέρματος, της αναπνευστικής οδού και του γαστρεντερικού συστήματος. Όταν αλληλεπιδράτε με αυτό, είναι απαραίτητο να χρησιμοποιείτε προστατευτικό εξοπλισμό όπως λαστιχένια γάντια, αναπνευστήρες, γυαλιά ασφαλείας και ειδικό ρουχισμό.

Η ουσία είναι εκρηκτική και εύφλεκτη.

Χρησιμοποιείται στη βιομηχανία, ως ορυκτό συστατικό μικτών ζωοτροφών, στην πυροτεχνία, στην παραγωγή καταλυτών για χημικές αντιδράσεις, ως χρωστική χρωστική για γυαλί, σμάλτα και κεραμικά.

Οι οξειδωτικές ιδιότητες του οξειδίου του χαλκού (II) χρησιμοποιούνται συχνότερα στην εργαστηριακή έρευνα όταν απαιτείται στοιχειακή ανάλυση για τη μελέτη οργανικών υλικών για την παρουσία υδρογόνου και άνθρακα.

Είναι σημαντικό ότι το CuO (II) είναι αρκετά διαδεδομένο στη φύση, όπως το ορυκτό τενερίτη, με άλλα λόγια, είναι μια φυσική ένωση μεταλλεύματος από την οποία μπορεί να ληφθεί χαλκός.

Λατινική ονομασία Cuprumκαι το αντίστοιχο σύμβολο Cu προέρχεται από το όνομα του νησιού της Κύπρου. Από εκεί, πέρα ​​από τη Μεσόγειο Θάλασσα, οι αρχαίοι Ρωμαίοι και Έλληνες εξήγαγαν αυτό το πολύτιμο μέταλλο.

Ο χαλκός είναι ένα από τα επτά πιο κοινά μέταλλα στον κόσμο και βρίσκεται στην υπηρεσία του ανθρώπου από την αρχαιότητα. Ωστόσο, στην αρχική, μεταλλική του κατάσταση είναι αρκετά σπάνιο. Αυτό είναι ένα μαλακό, εύκολο στην επεξεργασία μέταλλο, που χαρακτηρίζεται από υψηλή πυκνότητα και πολύ υψηλής ποιότητας αγωγό ρεύματος και θερμότητας. Στην ηλεκτρική αγωγιμότητα είναι δεύτερο μόνο μετά το ασήμι, ενώ είναι φθηνότερο υλικό. Χρησιμοποιείται ευρέως με τη μορφή σύρματος και λεπτών φύλλων.

Οι χημικές ενώσεις του χαλκού είναι διαφορετικέςαυξημένη βιολογική δραστηριότητα. Σε ζωικούς και φυτικούς οργανισμούς συμμετέχουν στις διαδικασίες σύνθεσης χλωροφύλλης, επομένως θεωρούνται πολύτιμο συστατικό στα ορυκτά λιπάσματα.

Ο χαλκός είναι επίσης απαραίτητος στη διατροφή του ανθρώπου. Η έλλειψή του στον οργανισμό μπορεί να οδηγήσει σε διάφορες ασθένειες του αίματος.

βίντεο

Από το βίντεο θα μάθετε τι είναι οξείδιο του χαλκού.

Ο χαλκός (Cu) ανήκει στα στοιχεία d και βρίσκεται στην ομάδα IB του περιοδικού πίνακα του D.I. Mendeleev. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου χαλκού στη θεμελιώδη κατάσταση γράφεται ως 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 αντί του αναμενόμενου τύπου 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Με άλλα λόγια, στην περίπτωση του ατόμου του χαλκού, παρατηρείται ένα λεγόμενο «άλμα ηλεκτρονίων» από το υποεπίπεδο 4s στο υποεπίπεδο 3d. Για τον χαλκό, εκτός από το μηδέν, είναι δυνατές καταστάσεις οξείδωσης +1 και +2. Η κατάσταση οξείδωσης +1 είναι επιρρεπής σε δυσαναλογία και είναι σταθερή μόνο σε αδιάλυτες ενώσεις όπως CuI, CuCl, Cu 2 O κ.λπ., καθώς και σε σύνθετες ενώσεις, για παράδειγμα, Cl και OH. Οι ενώσεις του χαλκού σε κατάσταση οξείδωσης +1 δεν έχουν συγκεκριμένο χρώμα. Έτσι, το οξείδιο του χαλκού (Ι), ανάλογα με το μέγεθος των κρυστάλλων, μπορεί να είναι σκούρο κόκκινο (μεγάλοι κρύσταλλοι) και κίτρινο (μικροί κρύσταλλοι), το CuCl και το CuI είναι λευκό και το Cu 2 S είναι μαύρο και μπλε. Η κατάσταση οξείδωσης του χαλκού ίση με +2 είναι πιο σταθερή χημικά. Τα άλατα που περιέχουν χαλκό σε αυτή την κατάσταση οξείδωσης έχουν μπλε και μπλε-πράσινο χρώμα.

Ο χαλκός είναι ένα πολύ μαλακό, εύπλαστο και όλκιμο μέταλλο με υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα. Το χρώμα του μεταλλικού χαλκού είναι κόκκινο-ροζ. Ο χαλκός βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας των μετάλλων στα δεξιά του υδρογόνου, δηλ. ανήκει σε μέταλλα χαμηλής δράσης.

με οξυγόνο

Υπό κανονικές συνθήκες, ο χαλκός δεν αλληλεπιδρά με το οξυγόνο. Απαιτείται θερμότητα για να συμβεί η μεταξύ τους αντίδραση. Ανάλογα με την περίσσεια ή την ανεπάρκεια οξυγόνου και τις συνθήκες θερμοκρασίας, το οξείδιο του χαλκού (II) και το οξείδιο του χαλκού (I) μπορούν να σχηματιστούν:

με θειάφι

Η αντίδραση του θείου με τον χαλκό, ανάλογα με τις συνθήκες, μπορεί να οδηγήσει στον σχηματισμό τόσο θειούχου χαλκού (Ι) όσο και θειούχου χαλκού (II). Όταν ένα μείγμα κονιοποιημένου Cu και S θερμαίνεται σε θερμοκρασία 300-400 o C, σχηματίζεται θειούχος χαλκού (Ι):

Εάν υπάρχει έλλειψη θείου και η αντίδραση διεξάγεται σε θερμοκρασίες άνω των 400 o C, σχηματίζεται θειούχος χαλκός (II). Ωστόσο, ένας απλούστερος τρόπος για τη λήψη θειούχου χαλκού (II) από απλές ουσίες είναι η αλληλεπίδραση του χαλκού με το θείο διαλυμένο σε δισουλφίδιο του άνθρακα:

Αυτή η αντίδραση λαμβάνει χώρα σε θερμοκρασία δωματίου.

με αλογόνα

Ο χαλκός αντιδρά με φθόριο, χλώριο και βρώμιο, σχηματίζοντας αλογονίδια με τον γενικό τύπο CuHal 2, όπου το Hal είναι F, Cl ή Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

Στην περίπτωση του ιωδίου, του ασθενέστερου οξειδωτικού παράγοντα μεταξύ των αλογόνων, σχηματίζεται ιωδιούχος χαλκός (Ι):

Ο χαλκός δεν αλληλεπιδρά με το υδρογόνο, το άζωτο, τον άνθρακα και το πυρίτιο.

με μη οξειδωτικά οξέα

Σχεδόν όλα τα οξέα είναι μη οξειδωτικά οξέα, εκτός από το πυκνό θειικό οξύ και το νιτρικό οξύ οποιασδήποτε συγκέντρωσης. Δεδομένου ότι τα μη οξειδωτικά οξέα μπορούν να οξειδώσουν μόνο μέταλλα της σειράς δραστικότητας μέχρι υδρογόνο. Αυτό σημαίνει ότι ο χαλκός δεν αντιδρά με τέτοια οξέα.

με οξειδωτικά οξέα

- πυκνό θειικό οξύ

Ο χαλκός αντιδρά με το πυκνό θειικό οξύ τόσο όταν θερμαίνεται όσο και σε θερμοκρασία δωματίου. Όταν θερμαίνεται, η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:

Δεδομένου ότι ο χαλκός δεν είναι ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, το θείο ανάγεται σε αυτή την αντίδραση μόνο στην κατάσταση οξείδωσης +4 (στο SO 2).

- με αραιό νιτρικό οξύ

Η αντίδραση του χαλκού με το αραιό HNO 3 οδηγεί στο σχηματισμό νιτρικού χαλκού (II) και μονοξειδίου του αζώτου:

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

- με συμπυκνωμένο νιτρικό οξύ

Το συμπυκνωμένο HNO 3 αντιδρά εύκολα με τον χαλκό υπό κανονικές συνθήκες. Η διαφορά μεταξύ της αντίδρασης του χαλκού με το πυκνό νιτρικό οξύ και της αντίδρασης με το αραιό νιτρικό οξύ έγκειται στο προϊόν της αναγωγής του αζώτου. Στην περίπτωση του συμπυκνωμένου HNO 3, το άζωτο μειώνεται σε μικρότερο βαθμό: αντί για το μονοξείδιο του αζώτου (II), σχηματίζεται μονοξείδιο του αζώτου (IV), το οποίο οφείλεται στον μεγαλύτερο ανταγωνισμό μεταξύ των μορίων του νιτρικού οξέος στο συμπυκνωμένο οξύ για τα ηλεκτρόνια του αναγωγικού πράκτορας (Cu):

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

με οξείδια μη μετάλλων

Ο χαλκός αντιδρά με ορισμένα οξείδια μη μετάλλων. Για παράδειγμα, με οξείδια όπως NO 2, NO, N 2 O, ο χαλκός οξειδώνεται σε οξείδιο του χαλκού (II) και το άζωτο ανάγεται σε κατάσταση οξείδωσης 0, δηλ. σχηματίζεται μια απλή ουσία N 2:

Στην περίπτωση του διοξειδίου του θείου, αντί της απλής ουσίας (θείο) σχηματίζεται θειούχος χαλκός(Ι). Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι ο χαλκός και το θείο, σε αντίθεση με το άζωτο, αντιδρούν:

με οξείδια μετάλλων

Όταν ο μεταλλικός χαλκός συντήκεται με οξείδιο του χαλκού (II) σε θερμοκρασία 1000-2000 o C, μπορεί να ληφθεί οξείδιο του χαλκού (I):

Επίσης, ο μεταλλικός χαλκός μπορεί να αναγάγει το οξείδιο του σιδήρου (III) σε οξείδιο του σιδήρου (II) κατά την πύρωση:

με μεταλλικά άλατα

Ο χαλκός εκτοπίζει λιγότερο ενεργά μέταλλα (στα δεξιά του στη σειρά δραστηριότητας) από διαλύματα των αλάτων τους:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Γίνεται επίσης μια ενδιαφέρουσα αντίδραση κατά την οποία ο χαλκός διαλύεται στο άλας ενός πιο ενεργού μετάλλου - σιδήρου σε κατάσταση οξείδωσης +3. Ωστόσο, δεν υπάρχουν αντιφάσεις, γιατί Ο χαλκός δεν εκτοπίζει το σίδηρο από το άλας του, αλλά τον μειώνει μόνο από την κατάσταση οξείδωσης +3 στην κατάσταση οξείδωσης +2:

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

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

Η τελευταία αντίδραση χρησιμοποιείται για την παραγωγή μικροκυκλωμάτων στο στάδιο της χάραξης των πλακών κυκλωμάτων χαλκού.

Διάβρωση χαλκού

Ο χαλκός διαβρώνεται με την πάροδο του χρόνου όταν έρχεται σε επαφή με την υγρασία, το διοξείδιο του άνθρακα και το ατμοσφαιρικό οξυγόνο:

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

Ως αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης, τα προϊόντα χαλκού καλύπτονται με μια χαλαρή μπλε-πράσινη επίστρωση υδροξυανθρακικού χαλκού (II).

Χημικές ιδιότητες του ψευδαργύρου

Ο ψευδάργυρος Zn ανήκει στην ομάδα IIB της IV περιόδου. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση των τροχιακών σθένους των ατόμων ενός χημικού στοιχείου στη θεμελιώδη κατάσταση είναι 3d 10 4s 2. Για τον ψευδάργυρο, μόνο μία κατάσταση οξείδωσης είναι δυνατή, ίση με +2. Το οξείδιο του ψευδαργύρου ZnO και το υδροξείδιο του ψευδαργύρου Zn(OH) 2 έχουν έντονες αμφοτερικές ιδιότητες.

Ο ψευδάργυρος αμαυρώνει όταν αποθηκεύεται στον αέρα και καλύπτεται με ένα λεπτό στρώμα οξειδίου του ZnO. Η οξείδωση συμβαίνει ιδιαίτερα εύκολα σε υψηλή υγρασία και παρουσία διοξειδίου του άνθρακα λόγω της αντίδρασης:

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

Ο ατμός ψευδαργύρου καίγεται στον αέρα και μια λεπτή λωρίδα ψευδαργύρου, αφού πυρακτωθεί στη φλόγα του καυστήρα, καίγεται με μια πρασινωπή φλόγα:

Όταν θερμαίνεται, ο μεταλλικός ψευδάργυρος αλληλεπιδρά επίσης με αλογόνα, θείο και φώσφορο:

Ο ψευδάργυρος δεν αντιδρά άμεσα με υδρογόνο, άζωτο, άνθρακα, πυρίτιο και βόριο.

Ο ψευδάργυρος αντιδρά με μη οξειδωτικά οξέα για να απελευθερώσει υδρογόνο:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Ο τεχνικός ψευδάργυρος είναι ιδιαίτερα εύκολα διαλυτός σε οξέα, καθώς περιέχει ακαθαρσίες άλλων λιγότερο ενεργών μετάλλων, ιδιαίτερα του καδμίου και του χαλκού. Ο ψευδάργυρος υψηλής καθαρότητας είναι ανθεκτικός στα οξέα για ορισμένους λόγους. Για να επιταχυνθεί η αντίδραση, ένα δείγμα ψευδαργύρου υψηλής καθαρότητας έρχεται σε επαφή με χαλκό ή λίγο άλας χαλκού προστίθεται στο διάλυμα οξέος.

Σε θερμοκρασία 800-900 o C (κόκκινη θερμότητα), ο μεταλλικός ψευδάργυρος, που βρίσκεται σε λιωμένη κατάσταση, αλληλεπιδρά με υπερθερμασμένους υδρατμούς, απελευθερώνοντας υδρογόνο από αυτόν:

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Ο ψευδάργυρος αντιδρά επίσης με οξειδωτικά οξέα: συμπυκνωμένο θειικό και νιτρικό.

Ο ψευδάργυρος ως ενεργό μέταλλο μπορεί να σχηματίσει διοξείδιο του θείου, στοιχειακό θείο και ακόμη και υδρόθειο με πυκνό θειικό οξύ.

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

Η σύνθεση των προϊόντων αναγωγής του νιτρικού οξέος καθορίζεται από τη συγκέντρωση του διαλύματος:

Zn + 4HNO 3 (συμπ.) = 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

Η κατεύθυνση της διαδικασίας επηρεάζεται επίσης από τη θερμοκρασία, την ποσότητα του οξέος, την καθαρότητα του μετάλλου και τον χρόνο αντίδρασης.

Ο ψευδάργυρος αντιδρά με αλκαλικά διαλύματα για να σχηματιστεί τετραϋδροξυκινικάκαι υδρογόνο:

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

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

Όταν συντήκεται με άνυδρα αλκάλια, σχηματίζεται ψευδάργυρος ψευδάργυροικαι υδρογόνο:

Σε ένα εξαιρετικά αλκαλικό περιβάλλον, ο ψευδάργυρος είναι ένας εξαιρετικά ισχυρός αναγωγικός παράγοντας, ικανός να μειώνει το άζωτο στα νιτρικά και τα νιτρώδη σε αμμωνία:

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

Λόγω της συμπλοκοποίησης, ο ψευδάργυρος διαλύεται αργά σε διάλυμα αμμωνίας, μειώνοντας το υδρογόνο:

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

Ο ψευδάργυρος μειώνει επίσης λιγότερο ενεργά μέταλλα (στα δεξιά του στη σειρά δραστηριότητας) από υδατικά διαλύματα των αλάτων τους:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Χημικές ιδιότητες του χρωμίου

Το χρώμιο είναι στοιχείο της ομάδας VIB του περιοδικού πίνακα. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση του ατόμου χρωμίου γράφεται ως 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, δηλ. στην περίπτωση του χρωμίου, καθώς και στην περίπτωση του ατόμου χαλκού, παρατηρείται η λεγόμενη «διαρροή ηλεκτρονίων».

Οι πιο συχνά εμφανιζόμενες καταστάσεις οξείδωσης του χρωμίου είναι +2, +3 και +6. Πρέπει να τα θυμόμαστε και στο πλαίσιο του προγράμματος Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης στη Χημεία, μπορεί να υποτεθεί ότι το χρώμιο δεν έχει άλλες καταστάσεις οξείδωσης.

Υπό κανονικές συνθήκες, το χρώμιο είναι ανθεκτικό στη διάβρωση τόσο στον αέρα όσο και στο νερό.

Αλληλεπίδραση με αμέταλλα

με οξυγόνο

Θερμαινόμενο σε θερμοκρασία μεγαλύτερη από 600 o C, το κονιοποιημένο μέταλλο χρωμίου καίγεται σε καθαρό οξυγόνο που σχηματίζει οξείδιο του χρωμίου (III):

4Cr + 3O2 = ο t=> 2Cr 2 O 3

με αλογόνα

Το χρώμιο αντιδρά με το χλώριο και το φθόριο σε χαμηλότερες θερμοκρασίες από ό,τι με το οξυγόνο (250 και 300 o C, αντίστοιχα):

2Cr + 3F 2 = ο t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = ο t=> 2CrCl 3

Το χρώμιο αντιδρά με το βρώμιο σε θερμή θερμοκρασία (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = ο t=> 2CrBr 3

με άζωτο

Το μεταλλικό χρώμιο αλληλεπιδρά με το άζωτο σε θερμοκρασίες πάνω από 1000 o C:

2Cr + N 2 = οt=> 2CrN

με θειάφι

Με το θείο, το χρώμιο μπορεί να σχηματίσει τόσο θειούχο χρώμιο (II) όσο και θειούχο χρώμιο (III), το οποίο εξαρτάται από τις αναλογίες θείου και χρωμίου:

Cr+S= o t=>CrS

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

Το χρώμιο δεν αντιδρά με το υδρογόνο.

Αλληλεπίδραση με σύνθετες ουσίες

Αλληλεπίδραση με το νερό

Το χρώμιο είναι μέταλλο μέσης δραστικότητας (που βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας μετάλλων μεταξύ αλουμινίου και υδρογόνου). Αυτό σημαίνει ότι η αντίδραση λαμβάνει χώρα ανάμεσα στο καυτό χρώμιο και στους υπερθερμασμένους υδρατμούς:

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

Αλληλεπίδραση με οξέα

Το χρώμιο υπό κανονικές συνθήκες παθητικοποιείται από συμπυκνωμένα θειικά και νιτρικά οξέα, ωστόσο, διαλύεται σε αυτά όταν βράζει, ενώ οξειδώνεται σε κατάσταση οξείδωσης +3:

Cr + 6HNO 3(συγ.) = προς την=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (συμπ.) = προς την=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Στην περίπτωση του αραιού νιτρικού οξέος, το κύριο προϊόν της αναγωγής του αζώτου είναι η απλή ουσία N 2:

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

Το χρώμιο βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας στα αριστερά του υδρογόνου, πράγμα που σημαίνει ότι είναι ικανό να απελευθερώνει Η2 από διαλύματα μη οξειδωτικών οξέων. Κατά τη διάρκεια τέτοιων αντιδράσεων, ελλείψει πρόσβασης στο ατμοσφαιρικό οξυγόνο, σχηματίζονται άλατα χρωμίου (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

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

Όταν η αντίδραση διεξάγεται σε ανοιχτό αέρα, το δισθενές χρώμιο οξειδώνεται αμέσως από το οξυγόνο που περιέχεται στον αέρα στην κατάσταση οξείδωσης +3. Σε αυτήν την περίπτωση, για παράδειγμα, η εξίσωση με το υδροχλωρικό οξύ θα έχει τη μορφή:

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

Όταν το μεταλλικό χρώμιο συντήκεται με ισχυρούς οξειδωτικούς παράγοντες παρουσία αλκαλίων, το χρώμιο οξειδώνεται στην κατάσταση οξείδωσης +6, σχηματίζοντας χρωμικά:

Χημικές ιδιότητες του σιδήρου

Σίδηρος Fe, ένα χημικό στοιχείο που βρίσκεται στην ομάδα VIII και έχει αύξοντα αριθμό 26 στον περιοδικό πίνακα. Η κατανομή των ηλεκτρονίων στο άτομο του σιδήρου έχει ως εξής: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, δηλαδή ο σίδηρος ανήκει στα d-στοιχεία, αφού το d-υποεπίπεδο είναι γεμάτο στη θήκη του. Χαρακτηρίζεται περισσότερο από δύο καταστάσεις οξείδωσης +2 και +3. Το οξείδιο FeO και το υδροξείδιο Fe(OH) 2 έχουν κυρίαρχες βασικές ιδιότητες, ενώ το οξείδιο Fe 2 O 3 και το υδροξείδιο Fe(OH) 3 έχουν αξιοσημείωτες αμφοτερικές ιδιότητες. Έτσι, το οξείδιο του σιδήρου και το υδροξείδιο (lll) διαλύονται σε κάποιο βαθμό όταν βράζονται σε πυκνά διαλύματα αλκαλίων και επίσης αντιδρούν με άνυδρα αλκάλια κατά τη σύντηξη. Πρέπει να σημειωθεί ότι η κατάσταση οξείδωσης του σιδήρου +2 είναι πολύ ασταθής, και περνά εύκολα στην κατάσταση οξείδωσης +3. Γνωστές είναι επίσης ενώσεις σιδήρου σε σπάνια κατάσταση οξείδωσης +6 - φερρατικά, άλατα του ανύπαρκτου «οξέος σιδήρου» H 2 FeO 4. Αυτές οι ενώσεις είναι σχετικά σταθερές μόνο στη στερεά κατάσταση ή σε έντονα αλκαλικά διαλύματα. Εάν η αλκαλικότητα του περιβάλλοντος είναι ανεπαρκής, τα φερράτα οξειδώνουν γρήγορα ακόμη και το νερό, απελευθερώνοντας οξυγόνο από αυτό.

Αλληλεπίδραση με απλές ουσίες

Με οξυγόνο

Όταν καίγεται σε καθαρό οξυγόνο, ο σίδηρος σχηματίζει το λεγόμενο σίδερο κλίμακα, που έχει τον τύπο Fe 3 O 4 και στην πραγματικότητα αντιπροσωπεύει ένα μικτό οξείδιο, η σύνθεση του οποίου μπορεί συμβατικά να αντιπροσωπεύεται από τον τύπο FeO∙Fe 2 O 3. Η αντίδραση καύσης του σιδήρου έχει τη μορφή:

3Fe + 2O 2 = προς την=> Fe 3 O 4

Με θειάφι

Όταν θερμαίνεται, ο σίδηρος αντιδρά με το θείο σχηματίζοντας θειούχο σίδηρο:

Fe + S = προς την=>FeS

Ή με περίσσεια θείου δισουλφίδιο σιδήρου:

Fe + 2S = προς την=>FeS 2

Με αλογόνα

Ο μεταλλικός σίδηρος οξειδώνεται από όλα τα αλογόνα εκτός από το ιώδιο σε κατάσταση οξείδωσης +3, σχηματίζοντας αλογονίδια σιδήρου (lll):

2Fe + 3F 2 = προς την=> 2FeF 3 – φθοριούχος σίδηρος (lll)

2Fe + 3Cl 2 = προς την=> 2FeCl 3 – χλωριούχος σίδηρος (lll)

Το ιώδιο, ως ο πιο αδύναμος οξειδωτικός παράγοντας μεταξύ των αλογόνων, οξειδώνει τον σίδηρο μόνο στην κατάσταση οξείδωσης +2:

Fe + I 2 = προς την=> FeI 2 - ιωδιούχος σίδηρος (ll)

Πρέπει να σημειωθεί ότι οι ενώσεις σιδήρου σιδήρου οξειδώνουν εύκολα τα ιόντα ιωδίου σε ένα υδατικό διάλυμα προς ελεύθερο ιώδιο I 2 ενώ ανάγονται στην κατάσταση οξείδωσης +2. Παραδείγματα παρόμοιων αντιδράσεων από την τράπεζα 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

Με υδρογόνο

Ο σίδηρος δεν αντιδρά με το υδρογόνο (μόνο τα μέταλλα αλκαλίων και τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών αντιδρούν με το υδρογόνο από μέταλλα):

Αλληλεπίδραση με σύνθετες ουσίες

Αλληλεπίδραση με οξέα

Με μη οξειδωτικά οξέα

Δεδομένου ότι ο σίδηρος βρίσκεται στη σειρά δραστικότητας στα αριστερά του υδρογόνου, αυτό σημαίνει ότι είναι ικανός να εκτοπίσει το υδρογόνο από τα μη οξειδωτικά οξέα (σχεδόν όλα τα οξέα εκτός από το H 2 SO 4 (συμπυκν.) και το HNO 3 οποιασδήποτε συγκέντρωσης):

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

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Πρέπει να δώσετε προσοχή σε ένα τέτοιο τέχνασμα στις εργασίες Εξέτασης Ενιαίας Πολιτείας ως ερώτηση σχετικά με το θέμα σε ποιο βαθμό οξείδωσης ο σίδηρος θα οξειδωθεί όταν εκτεθεί σε αραιό και συμπυκνωμένο υδροχλωρικό οξύ. Η σωστή απάντηση είναι μέχρι +2 και στις δύο περιπτώσεις.

Η παγίδα εδώ έγκειται στη διαισθητική προσδοκία μιας βαθύτερης οξείδωσης του σιδήρου (σε d.o. +3) στην περίπτωση της αλληλεπίδρασής του με το πυκνό υδροχλωρικό οξύ.

Αλληλεπίδραση με οξειδωτικά οξέα

Υπό κανονικές συνθήκες, ο σίδηρος δεν αντιδρά με πυκνά θειικά και νιτρικά οξέα λόγω παθητικοποίησης. Ωστόσο, αντιδρά μαζί τους όταν βράσει:

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

Σημειώστε ότι το αραιό θειικό οξύ οξειδώνει τον σίδηρο σε κατάσταση οξείδωσης +2 και το πυκνό θειικό οξύ σε +3.

Διάβρωση (σκουριά) σιδήρου

Σε υγρό αέρα, ο σίδηρος σκουριάζει πολύ γρήγορα:

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

Ο σίδηρος δεν αντιδρά με το νερό απουσία οξυγόνου, είτε υπό κανονικές συνθήκες είτε όταν βράζεται. Η αντίδραση με το νερό γίνεται μόνο σε θερμοκρασίες πάνω από την κόκκινη θερμότητα (>800 o C). εκείνοι..

Όπως όλα τα d-στοιχεία, έχουν έντονα χρώματα.

Όπως ακριβώς και με τον χαλκό παρατηρείται αστοχία ηλεκτρονίων- από s-τροχιακό σε d-τροχιακό

Ηλεκτρονική δομή του ατόμου:

Κατά συνέπεια, υπάρχουν 2 χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης του χαλκού: +2 και +1.

Απλή ουσία:χρυσό-ροζ μέταλλο.

Οξείδια χαλκού:Сu2O οξείδιο χαλκού (I) \ οξείδιο χαλκού 1 - κόκκινο-πορτοκαλί χρώμα

CuO οξείδιο χαλκού (II) \ οξείδιο χαλκού 2 - μαύρο.

Άλλες ενώσεις χαλκού Cu(I), εκτός από το οξείδιο, είναι ασταθείς.

Οι ενώσεις χαλκού Cu(II) είναι, πρώτον, σταθερές και, δεύτερον, μπλε ή πρασινωπό χρώμα.

Γιατί τα χάλκινα νομίσματα γίνονται πράσινα; Ο χαλκός παρουσία νερού αλληλεπιδρά με το διοξείδιο του άνθρακα στον αέρα για να σχηματίσει το CuCO3, μια πράσινη ουσία.

Μια άλλη έγχρωμη ένωση χαλκού, ο θειούχος χαλκός (II), είναι ένα μαύρο ίζημα.

Ο χαλκός, σε αντίθεση με άλλα στοιχεία, ακολουθεί το υδρογόνο και επομένως δεν το απελευθερώνει από τα οξέα:

• Με ζεστόθειικό οξύ: Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• Με κρύοθειικό οξύ: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• με συμπυκνωμένο:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• με αραιό νιτρικό οξύ:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Παράδειγμα της επιλογής προβλήματος 1 της Ενιαίας Πολιτικής Εξέτασης C2:

Ο νιτρικός χαλκός πυρώθηκε και το προκύπτον στερεό ίζημα διαλύθηκε σε θειικό οξύ. Το υδρόθειο διήλθε διαμέσου του διαλύματος, το προκύπτον μαύρο ίζημα πυρώθηκε και το στερεό υπόλειμμα διαλύθηκε με θέρμανση σε νιτρικό οξύ.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Το στερεό ίζημα είναι οξείδιο χαλκού(II).

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Το θειούχο χαλκό (II) είναι μαύρο ίζημα.

Το "Fired" σημαίνει ότι υπήρξε αλληλεπίδραση με το οξυγόνο. Δεν πρέπει να συγχέεται με την «πυρίωση». Calcinate - θερμότητα, φυσικά, σε υψηλή θερμοκρασία.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Το στερεό υπόλειμμα είναι CuO εάν το θειούχο χαλκό έχει αντιδράσει πλήρως, CuO + CuS εάν έχει αντιδράσει μερικώς.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

Μια άλλη αντίδραση είναι επίσης δυνατή:

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

Παράδειγμα του προβλήματος 2 της Εξέτασης Ενοποιημένου Κράτους C2:

Ο χαλκός διαλύθηκε σε πυκνό νιτρικό οξύ, το προκύπτον αέριο αναμίχθηκε με οξυγόνο και διαλύθηκε σε νερό. Το οξείδιο του ψευδαργύρου διαλύθηκε στο προκύπτον διάλυμα και στη συνέχεια προστέθηκε μεγάλη περίσσεια διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου στο διάλυμα.

Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης με νιτρικό οξύ, σχηματίζονται Cu(NO3)2, NO2 και O2.

Το NO2 αναμίχθηκε με οξυγόνο, που σημαίνει ότι οξειδώθηκε: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Αναμειγνύεται με νερό: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Το Cuprum (Cu) είναι ένα από τα μέταλλα χαμηλής δράσης. Χαρακτηρίζεται από το σχηματισμό χημικών ενώσεων με καταστάσεις οξείδωσης +1 και +2. Έτσι, για παράδειγμα, δύο οξείδια, τα οποία είναι μια ένωση δύο στοιχείων Cu και οξυγόνου O: με κατάσταση οξείδωσης +1 - οξείδιο χαλκού Cu2O και κατάσταση οξείδωσης +2 - οξείδιο χαλκού CuO. Παρά το γεγονός ότι αποτελούνται από τα ίδια χημικά στοιχεία, το καθένα από αυτά έχει τα δικά του ιδιαίτερα χαρακτηριστικά. Στο κρύο, το μέταλλο αλληλεπιδρά πολύ ασθενώς με το οξυγόνο του αέρα, καλύπτεται με ένα φιλμ οξειδίου του χαλκού, το οποίο εμποδίζει την περαιτέρω οξείδωση του χαλκού. Όταν θερμαίνεται, αυτή η απλή ουσία με αύξοντα αριθμό 29 στον περιοδικό πίνακα οξειδώνεται πλήρως. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζεται και οξείδιο του χαλκού (II): 2Cu + O2 → 2CuO.

Το υποξείδιο του αζώτου είναι ένα καφεκόκκινο στερεό με μοριακή μάζα 143,1 g/mol. Η ένωση έχει σημείο τήξεως 1235°C και σημείο βρασμού 1800°C. Είναι αδιάλυτο στο νερό, αλλά διαλυτό στα οξέα. Το οξείδιο του χαλκού (Ι) αραιώνεται σε (συμπυκνωμένο) σχηματίζοντας ένα άχρωμο σύμπλοκο +, το οποίο οξειδώνεται εύκολα στον αέρα σε ένα μπλε-ιώδες σύμπλοκο αμμωνίας 2+, διαλύεται σε υδροχλωρικό οξύ για να σχηματίσει CuCl2. Στην ιστορία της φυσικής ημιαγωγών, το Cu2O είναι ένα από τα πιο μελετημένα υλικά.

Το οξείδιο του χαλκού (Ι), γνωστό και ως ημιοξείδιο, έχει βασικές ιδιότητες. Μπορεί να ληφθεί με οξείδωση του μετάλλου: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Ακαθαρσίες όπως το νερό και τα οξέα επηρεάζουν τον ρυθμό αυτής της διαδικασίας, καθώς και την περαιτέρω οξείδωση σε δισθενές οξείδιο. Το οξείδιο του χαλκού μπορεί να διαλυθεί σε ένα καθαρό μέταλλο και σχηματίζεται άλας: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Σύμφωνα με ένα παρόμοιο σχήμα, εμφανίζεται η αλληλεπίδραση ενός οξειδίου με βαθμό +1 με άλλα οξέα που περιέχουν οξυγόνο. Όταν το ημιοξείδιο αντιδρά με οξέα που περιέχουν αλογόνο, σχηματίζονται μονοσθενή άλατα μετάλλων: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Το οξείδιο του χαλκού (I) εμφανίζεται φυσικά με τη μορφή κόκκινου μεταλλεύματος (ένα ξεπερασμένο όνομα, μαζί με το ρουμπίνι Cu), που ονομάζεται ορυκτό "Cuprite". Χρειάζεται πολύς χρόνος για να σχηματιστεί. Μπορεί να παραχθεί τεχνητά σε υψηλές θερμοκρασίες ή υπό υψηλή πίεση οξυγόνου. Το ημιοξείδιο χρησιμοποιείται συνήθως ως μυκητοκτόνο, ως χρωστική ουσία, ως αντιρρυπαντικό σε υποβρύχια ή θαλάσσια βαφή, και χρησιμοποιείται επίσης ως καταλύτης.

Ωστόσο, οι επιδράσεις αυτής της ουσίας με τον χημικό τύπο Cu2O στον οργανισμό μπορεί να είναι επικίνδυνες. Σε περίπτωση εισπνοής προκαλεί δύσπνοια, βήχα και έλκος και διάτρηση της αναπνευστικής οδού. Εάν καταποθεί, ερεθίζει το γαστρεντερικό σωλήνα, ο οποίος συνοδεύεται από έμετο, πόνο και διάρροια.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Το οξείδιο του χαλκού (II) χρησιμοποιείται στα κεραμικά (ως χρωστική ουσία) για την παραγωγή υαλωμάτων (μπλε, πράσινο και κόκκινο, και μερικές φορές ροζ, γκρι ή μαύρο). Χρησιμοποιείται επίσης ως συμπλήρωμα διατροφής σε ζώα για τη μείωση της ανεπάρκειας χαλκού στον οργανισμό. Αυτό είναι ένα λειαντικό υλικό που είναι απαραίτητο για τη στίλβωση οπτικού εξοπλισμού. Χρησιμοποιείται για την παραγωγή ξηρών μπαταριών, για τη λήψη άλλων αλάτων Cu. Η ένωση CuO χρησιμοποιείται επίσης στη συγκόλληση κραμάτων χαλκού.

Η έκθεση στη χημική ένωση CuO μπορεί επίσης να είναι επικίνδυνη για τον ανθρώπινο οργανισμό. Προκαλεί ερεθισμό των πνευμόνων εάν εισπνευστεί. Το οξείδιο του χαλκού (II) μπορεί να προκαλέσει πυρετό μετάλλων (MFF). Το οξείδιο του Cu προκαλεί αποχρωματισμό του δέρματος και μπορεί να εμφανιστούν προβλήματα όρασης. Εάν εισέλθει στο σώμα, όπως το ημιοξείδιο, οδηγεί σε δηλητηρίαση, η οποία συνοδεύεται από συμπτώματα με τη μορφή εμετού και πόνου.

Ο ΧΑΛΚΟΣ ΚΑΙ ΟΙ ΕΝΩΣΕΙΣ ΤΟΥ

ΜΑΘΗΜΑ ΣΤΗΝ 11η ΤΑΞΗ ΦΥΣΙΚΩΝ ΕΠΙΣΤΗΜΩΝ

Για να αυξήσουμε τη γνωστική δραστηριότητα και την ανεξαρτησία των μαθητών, χρησιμοποιούμε μαθήματα για συλλογική μελέτη υλικού. Σε τέτοια μαθήματα, κάθε μαθητής (ή ζευγάρι μαθητών) λαμβάνει μια εργασία, την ολοκλήρωση της οποίας πρέπει να αναφέρει στο ίδιο μάθημα και η αναφορά του καταγράφεται από τους υπόλοιπους μαθητές της τάξης σε τετράδια και αποτελεί στοιχείο του περιεχομένου του εκπαιδευτικού υλικού του μαθήματος. Κάθε μαθητής συμβάλλει στη μάθηση της τάξης σχετικά με το θέμα.
Κατά τη διάρκεια του μαθήματος, ο τρόπος εργασίας των μαθητών αλλάζει από ενδοδραστικό (τρόπος κατά τον οποίο οι ροές πληροφοριών κλείνουν μέσα στους μαθητές, τυπικό για ανεξάρτητη εργασία) σε διαδραστικό (τρόπος κατά τον οποίο οι ροές πληροφοριών είναι αμφίδρομες, δηλαδή οι πληροφορίες πηγαίνουν και από το μαθητής και στον μαθητή, ανταλλάσσονται πληροφορίες). Στην περίπτωση αυτή, ο εκπαιδευτικός ενεργεί ως διοργανωτής της διαδικασίας, διορθώνει και συμπληρώνει τις πληροφορίες που παρέχουν οι μαθητές.
Τα μαθήματα συλλογικής μελέτης υλικού αποτελούνται από τα ακόλουθα στάδια:
Στάδιο 1 – εγκατάσταση, στην οποία ο δάσκαλος εξηγεί τους στόχους και το πρόγραμμα εργασίας για το μάθημα (έως 7 λεπτά).
Στάδιο 2 - ανεξάρτητη εργασία των μαθητών σύμφωνα με οδηγίες (έως 15 λεπτά).
Στάδιο 3 – ανταλλαγή πληροφοριών και σύνοψη του μαθήματος (καταλαμβάνει όλο τον υπόλοιπο χρόνο).
Το μάθημα «Ο χαλκός και οι ενώσεις του» έχει σχεδιαστεί για τάξεις με εις βάθος μελέτη της χημείας (4 ώρες χημείας την εβδομάδα), διεξάγεται σε δύο ακαδημαϊκούς ώρες, το μάθημα ενημερώνει τις γνώσεις των μαθητών στα ακόλουθα θέματα: «Γενικές ιδιότητες του μέταλλα», «Στάση προς μέταλλα με πυκνό θειικό οξύ» οξύ, νιτρικό οξύ», «Ποιοτικές αντιδράσεις σε αλδεΰδες και πολυϋδρικές αλκοόλες», «Οξείδωση κορεσμένων μονοϋδρικών αλκοολών με οξείδιο του χαλκού(II), «Σύνθετες ενώσεις».
Πριν από το μάθημα, οι μαθητές λαμβάνουν εργασία για το σπίτι: επαναλάβετε τα αναφερόμενα θέματα. Η προκαταρκτική προετοιμασία του δασκάλου για το μάθημα συνίσταται στη σύνταξη καρτών οδηγιών για τους μαθητές και στην προετοιμασία σετ για εργαστηριακά πειράματα.

ΚΑΤΑ ΤΑ ΜΑΘΗΜΑΤΑ

Στάδιο εγκατάστασης

Ο δάσκαλος ποζάρει στους μαθητές ο σκοπός του μαθήματος: με βάση τις υπάρχουσες γνώσεις για τις ιδιότητες των ουσιών, προβλέψτε, πρακτικά επιβεβαιώστε, συνοψίστε πληροφορίες για τον χαλκό και τις ενώσεις του.
Οι μαθητές συνθέτουν τον ηλεκτρονικό τύπο του ατόμου του χαλκού, ανακαλύπτουν ποιες καταστάσεις οξείδωσης μπορεί να εμφανίσει ο χαλκός σε ενώσεις, ποιες ιδιότητες (οξειδοαναγωγής, οξειδοαναγωγής, όξινης βάσης) θα έχουν οι ενώσεις του χαλκού.
Ένας πίνακας εμφανίζεται στα τετράδια των μαθητών.

Ιδιότητες του χαλκού και των ενώσεων του

Μέταλλο	Cu 2 O – βασικό οξείδιο	CuO – βασικό οξείδιο
Αναγωγικό μέσο	Το CuOH είναι μια ασταθής βάση	Cu(OH) 2 – αδιάλυτη βάση
	CuCl – αδιάλυτο αλάτι	CuSO 4 – διαλυτό αλάτι
	Διαθέτουν οξειδοαναγωγική δυαδικότητα	Οξειδωτικά μέσα

Στάδιο ανεξάρτητης εργασίας

Για να επιβεβαιώσουν και να συμπληρώσουν τις υποθέσεις, οι μαθητές πραγματοποιούν εργαστηριακά πειράματα σύμφωνα με τις οδηγίες και καταγράφουν τις εξισώσεις των αντιδράσεων που πραγματοποιήθηκαν.

Οδηγίες για ανεξάρτητη εργασία σε ζευγάρια

1. Ζεσταίνουμε το χάλκινο σύρμα σε φωτιά. Παρατηρήστε πώς έχει αλλάξει το χρώμα του. Τοποθετήστε ζεστό φρυγμένο χάλκινο σύρμα σε αιθυλική αλκοόλη. Παρατηρήστε την αλλαγή στο χρώμα του. Επαναλάβετε αυτούς τους χειρισμούς 2-3 φορές. Ελέγξτε εάν η μυρωδιά της αιθανόλης έχει αλλάξει.
Να γράψετε δύο εξισώσεις αντίδρασης που αντιστοιχούν στους μετασχηματισμούς που πραγματοποιήθηκαν. Ποιες ιδιότητες του χαλκού και του οξειδίου του επιβεβαιώνονται από αυτές τις αντιδράσεις;

2. Προσθέστε υδροχλωρικό οξύ στο οξείδιο του χαλκού(Ι).
Τι παρατηρείτε; Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης, λαμβάνοντας υπόψη ότι ο χλωριούχος χαλκός(Ι) είναι αδιάλυτη ένωση. Ποιες ιδιότητες του χαλκού(Ι) επιβεβαιώνονται από αυτές τις αντιδράσεις;

3. α) Τοποθετήστε ένα κοκκίο ψευδάργυρου σε διάλυμα θειικού χαλκού(II). Εάν η αντίδραση δεν προχωρήσει, θερμάνετε το διάλυμα. β) Προσθέστε 1 ml θειικού οξέος στο οξείδιο του χαλκού(II) και θερμάνετε.
Τι παρατηρείτε; Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Ποιες ιδιότητες των ενώσεων του χαλκού επιβεβαιώνονται από αυτές τις αντιδράσεις;

4. Τοποθετήστε μια λωρίδα γενικού δείκτη στο διάλυμα θειικού χαλκού(II).
Εξηγήστε το αποτέλεσμα. Γράψτε την ιοντική εξίσωση για την υδρόλυση στο βήμα I.
Προσθέστε ένα διάλυμα θειικού μελιού (II) στο διάλυμα ανθρακικού νατρίου.
Τι παρατηρείτε; Να γράψετε την εξίσωση για την αντίδραση υδρόλυσης της άρθρωσης σε μοριακή και ιοντική μορφή.

5.
Τι παρατηρείτε;
Προσθέστε διάλυμα αμμωνίας στο προκύπτον ίζημα.
Τι αλλαγές έχουν συμβεί; Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Ποιες ιδιότητες των ενώσεων του χαλκού αποδεικνύουν αυτές οι αντιδράσεις;

6. Προσθέστε ένα διάλυμα ιωδιούχου καλίου σε θειικό χαλκό(II).
Τι παρατηρείτε; Να γράψετε μια εξίσωση για την αντίδραση. Ποια ιδιότητα του χαλκού(II) αποδεικνύει αυτή η αντίδραση;

7. Τοποθετήστε ένα μικρό κομμάτι χάλκινου σύρματος σε δοκιμαστικό σωλήνα με 1 ml πυκνού νιτρικού οξέος. Κλείστε τον δοκιμαστικό σωλήνα με ένα πώμα.
Τι παρατηρείτε; (Πάρτε τον δοκιμαστικό σωλήνα κάτω από την έλξη.) Γράψτε την εξίσωση αντίδρασης.
Ρίξτε υδροχλωρικό οξύ σε έναν άλλο δοκιμαστικό σωλήνα και τοποθετήστε ένα μικρό κομμάτι χάλκινου σύρματος σε αυτόν.
Τι παρατηρείτε; Εξηγήστε τις παρατηρήσεις σας. Ποιες ιδιότητες του χαλκού επιβεβαιώνονται από αυτές τις αντιδράσεις;

8. Προσθέστε περίσσεια υδροξειδίου του νατρίου σε θειικό χαλκό(II).
Τι παρατηρείτε; Θερμάνετε το προκύπτον ίζημα. Τι συνέβη? Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Ποιες ιδιότητες των ενώσεων του χαλκού επιβεβαιώνονται από αυτές τις αντιδράσεις;

9. Προσθέστε περίσσεια υδροξειδίου του νατρίου σε θειικό χαλκό(II).
Τι παρατηρείτε;
Προσθέστε διάλυμα γλυκερίνης στο προκύπτον ίζημα.
Τι αλλαγές έχουν συμβεί; Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Ποιες ιδιότητες των ενώσεων του χαλκού αποδεικνύουν αυτές οι αντιδράσεις;

10. Προσθέστε περίσσεια υδροξειδίου του νατρίου σε θειικό χαλκό(II).
Τι παρατηρείτε;
Προσθέστε διάλυμα γλυκόζης στο προκύπτον ίζημα και θερμάνετε.
Τι συνέβη? Γράψτε την εξίσωση της αντίδρασης χρησιμοποιώντας τον γενικό τύπο των αλδεΰδων για να δηλώσετε τη γλυκόζη

Ποια ιδιότητα της ένωσης του χαλκού αποδεικνύει αυτή η αντίδραση;

11. Προσθέστε στον θειικό χαλκό(II): α) διάλυμα αμμωνίας. β) διάλυμα φωσφορικού νατρίου.
Τι παρατηρείτε; Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης. Ποιες ιδιότητες των ενώσεων του χαλκού αποδεικνύουν αυτές οι αντιδράσεις;

Στάδιο ανταλλαγής και σύνοψης πληροφοριών

Ο δάσκαλος θέτει μια ερώτηση σχετικά με τις ιδιότητες μιας συγκεκριμένης ουσίας. Οι μαθητές που πραγματοποίησαν τα σχετικά πειράματα αναφέρουν το πείραμα που εκτελέστηκε και σημειώνουν τις εξισώσεις αντίδρασης στον πίνακα. Στη συνέχεια, ο δάσκαλος και οι μαθητές προσθέτουν πληροφορίες για τις χημικές ιδιότητες της ουσίας, οι οποίες δεν μπορούσαν να επιβεβαιωθούν από αντιδράσεις στο σχολικό εργαστήριο.

Διαδικασία για τη συζήτηση των χημικών ιδιοτήτων των ενώσεων του χαλκού

1. Πώς αντιδρά ο χαλκός με τα οξέα, με ποιες άλλες ουσίες μπορεί να αντιδράσει ο χαλκός;

Οι εξισώσεις αντίδρασης για τον χαλκό γράφονται με:

Συμπυκνωμένο και αραιωμένο νιτρικό οξύ:

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

Συμπυκνωμένο θειικό οξύ:

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

Οξυγόνο:

2Cu + O 2 = 2CuO;

Cu + Cl 2 = CuCl 2;

Υδροχλωρικό οξύ παρουσία οξυγόνου:

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

Χλωριούχος σίδηρος (III):

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

2. Ποιες ιδιότητες παρουσιάζουν το οξείδιο του χαλκού(Ι) και το χλωρίδιο;

Εφιστάται η προσοχή στις βασικές ιδιότητες, την ικανότητα σχηματισμού συμπλόκων και τη δυαδικότητα οξειδοαναγωγής Οι εξισώσεις για τις αντιδράσεις του οξειδίου του χαλκού(Ι) με γράφονται:

Υδροχλωρικό οξύ μέχρι να σχηματιστεί CuCl:

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

Περίσσεια HCl:

CuCl + HCl = Η;

Αντιδράσεις αναγωγής και οξείδωσης Cu 2 O:

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

2Cu2O + O2 = 4CuO;

Δυσαναλογία όταν θερμαίνεται:

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

3. Ποιες ιδιότητες παρουσιάζει το οξείδιο του χαλκού(II);

Εφιστάται η προσοχή στις βασικές και οξειδωτικές ιδιότητες Οι εξισώσεις για τις αντιδράσεις του οξειδίου του χαλκού(II) με γράφονται:

Οξύ:

CuO + 2H + = Cu 2+ + H2O;

Αιθανόλη:

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

Υδρογόνο:

CuO + H2 = Cu + H2O;

Αλουμίνιο:

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

4. Ποιες ιδιότητες παρουσιάζει το υδροξείδιο του χαλκού(II);

Εφιστάται η προσοχή στις οξειδωτικές, βασικές ιδιότητες, στην ικανότητα σχηματισμού συμπλεγμάτων με οργανικές και ανόργανες ενώσεις. Οι εξισώσεις αντίδρασης γράφονται με:

Αλδεγύδη:

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

Οξύ:

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H2O;

Αμμωνία:

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

Γλυκερίνη:

Εξίσωση αντίδρασης διάσπασης:

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

5. Ποιες ιδιότητες παρουσιάζουν τα άλατα χαλκού(II);

Εφιστάται η προσοχή στις αντιδράσεις της ανταλλαγής ιόντων, της υδρόλυσης, των οξειδωτικών ιδιοτήτων και της συμπλοκοποίησης. Οι εξισώσεις για τις αντιδράσεις θειικού χαλκού με:

Υδροξείδιο του νατρίου:

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2;

Φωσφορικό νάτριο:

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

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

Ιωδιούχο κάλιο:

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

Αμμωνία:

Cu 2+ + 4NH 3 = 2+ ;

και εξισώσεις αντίδρασης:

Υδρόλυση:

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

Συνυδρόλυση με ανθρακικό νάτριο για σχηματισμό μαλαχίτη:

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

Επιπλέον, μπορείτε να πείτε στους μαθητές για την αλληλεπίδραση του οξειδίου του χαλκού(II) και του υδροξειδίου με τα αλκάλια, γεγονός που αποδεικνύει την αμφοτερική τους φύση:

Cu(OH) 2 + 2NaOH (συγκ.) = 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 = 2 CuCl 2,

2CuCl = CuCl 2 + Cu,

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

Άσκηση 3. Δημιουργήστε αλυσίδες μετασχηματισμών που αντιστοιχούν στα ακόλουθα σχήματα και πραγματοποιήστε τις:

Εργασία 1. Ένα κράμα χαλκού και αλουμινίου κατεργάστηκε πρώτα με περίσσεια αλκαλίου και μετά με περίσσεια αραιού νιτρικού οξέος. Υπολογίστε τα κλάσματα μάζας των μετάλλων στο κράμα εάν είναι γνωστό ότι οι όγκοι των αερίων που απελευθερώνονται και στις δύο αντιδράσεις (υπό τις ίδιες συνθήκες) είναι ίσοι
.

(Απάντηση . Κλάσμα μάζας χαλκού – 84%).

Εργασία 2. Όταν 6,05 g κρυσταλλικού ένυδρου νιτρικού χαλκού(II) πυρώθηκαν, ελήφθησαν 2 g ενός υπολείμματος. Προσδιορίστε τον τύπο του αρχικού αλατιού.

(Απάντηση. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)

Εργασία 3. Μια πλάκα χαλκού βάρους 13,2 g βυθίστηκε σε 300 g διαλύματος νιτρικού σιδήρου (III) με κλάσμα μάζας άλατος 0,112. Όταν αφαιρέθηκε, αποδείχθηκε ότι το κλάσμα μάζας του νιτρικού σιδήρου (III) έγινε ίσο με το κλάσμα μάζας του σχηματισμένου άλατος χαλκού (II). Προσδιορίστε τη μάζα της πλάκας αφού αφαιρεθεί από το διάλυμα.

(Απάντηση. 10 χρόνια)

Εργασία για το σπίτι.Μάθετε το υλικό που είναι γραμμένο στο τετράδιο. Κάντε μια αλυσίδα μετασχηματισμών για ενώσεις χαλκού, που περιέχει τουλάχιστον δέκα αντιδράσεις, και πραγματοποιήστε την.

ΒΙΒΛΙΟΓΡΑΦΙΑ

1. Puzakov S.A., Popkov V.A.Εγχειρίδιο για τη χημεία για τους υποψήφιους στα πανεπιστήμια. Προγράμματα. Ερωτήσεις, ασκήσεις, εργασίες. Δείγματα γραπτών εξετάσεων. Μ.: Ανώτατο Σχολείο, 1999, 575 σελ.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 προβλήματα και ασκήσεις στη χημεία. Για μαθητές και υποψήφιους. Μ.: 1η Ομοσπονδιακή Εταιρεία Εμπορίας Βιβλίων, 1998, 512 σελ.