Tlenki są szeroko rozpowszechnionym typem związków w przyrodzie, które można zaobserwować nawet w życiu codziennym. Przykładami są piasek, woda, rdza, wapno, dwutlenek węgla i wiele naturalnych barwników. Ruda wielu cennych metali ma charakter tlenkowy, dlatego cieszy się dużym zainteresowaniem badań naukowych i przemysłowych.

Połączenie pierwiastków chemicznych z tlenem nazywa się tlenkami. Z reguły powstają, gdy jakiekolwiek substancje są podgrzewane w powietrzu. Istnieją tlenki kwasowe i zasadowe. Metale tworzą tlenki zasadowe, podczas gdy niemetale tworzą tlenki kwasowe. Z wyjątkiem tlenków chromu i manganu, które również mają charakter kwaśny. W artykule omówiono przedstawiciela głównych tlenków – CuO(II).

CuO(II)

Miedź podgrzewana na powietrzu w temperaturze 400–500°C, stopniowo pokrywa się czarną powłoką, którą chemicy nazywają dwuwartościowym tlenkiem miedzi lub CuO(II). Opisane zjawisko przedstawia równanie:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Termin „dwuwartościowy” odnosi się do zdolności atomu do reagowania z innymi pierwiastkami poprzez dwa wiązania chemiczne.

Interesujący fakt! Miedź, będąc w różnych związkach, może mieć różną wartościowość i inną barwę. Na przykład: tlenki miedzi mają kolor jasnoczerwony (Cu2O) i brązowo-czarny (CuO). A wodorotlenki miedzi nabierają barwy żółtej (CuOH) i niebieskiej (Cu(OH)2). Klasyczny przykład zjawiska, gdy ilość przechodzi w jakość.

Cu2O jest czasami nazywany tlenkiem, tlenkiem miedzi (I), a CuO to tlenek, tlenek miedzi (II). Istnieje również tlenek miedzi (III) - Cu2O3.

W geologii zwykle nazywany jest dwuwartościowym (lub dwuwartościowym) tlenkiem miedzi tenoryt, jego inna nazwa to melakonit. Nazwa tenoryt pochodzi od nazwiska wybitnego włoskiego profesora botaniki Michele Tenore (1780-1861). Melakonit jest uważany za synonim nazwy tenoryt i jest tłumaczony na język rosyjski jako niello miedzi lub czarna ruda miedzi. W takim czy innym przypadku mówimy o krystalicznym minerale o brązowo-czarnym kolorze, rozkładającym się po podgrzaniu i topiącym się tylko pod nadmiernym ciśnieniem tlenu, nierozpuszczalnym w wodzie i nie reagującym z nim.

Podkreślmy główne parametry wymienionego minerału.

Wzór chemiczny: CuO

Jego cząsteczka składa się z atomu Cu o masie cząsteczkowej 64 a. e.m i atom O, masa cząsteczkowa 16 a. e.m., gdzie a. e.m – atomowa jednostka masy, zwana także daltonem, 1 a. e.m. = 1,660 540 2(10) × 10 -27 kg = 1,660 540 2(10) × 10 -24 g. Odpowiednio masa cząsteczkowa związku wynosi: 64 + 16 = 80 a. jeść.

Komórka kryształowa: układ jednoskośny. Co oznacza tego typu osie symetrii kryształu, gdy dwie osie przecinają się pod kątem ukośnym i mają różne długości, a trzecia oś jest położona względem nich pod kątem 90°.

Gęstość – 6,51 g/cm3. Dla porównania gęstość czystego złota wynosi 19,32 g/cm3, a gęstość soli kuchennej 2,16 g/cm3.

Topi się w temperaturze 1447°C, pod ciśnieniem tlenu.

Rozkłada się po podgrzaniu do 1100 ° C i przekształca się w tlenek miedzi (I):

4CuO = 2Cu2O + O2.

Nie reaguje z wodą i nie rozpuszcza się w niej.

Ale reaguje z wodnym roztworem amoniaku, tworząc wodorotlenek tetraaminy miedzi (II): CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

W środowisku kwaśnym tworzy siarczan i wodę: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

W reakcji z alkaliami tworzy miedzian: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reakcja CuO NaOH

Utworzony:

• przez kalcynację wodorotlenku miedzi (II) w temperaturze 200 °C: Cu(OH)2 = CuO + H2O;
• podczas utleniania miedzi metalicznej w powietrzu w temperaturze 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• podczas wysokotemperaturowej obróbki malachitu: (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Zredukowany do miedzi metalicznej -

• w reakcji z wodorem: CuO + H2 = Cu + H2O;
• z tlenkiem węgla (tlenkiem węgla): CuO + CO = Cu + CO2;
• z metalem aktywnym: CuO + Mg = Cu + MgO.

Toksyczny. Ze względu na stopień szkodliwego działania na organizm człowieka zalicza się go do substancji drugiej klasy zagrożenia. Działa drażniąco na błony śluzowe oczu, skórę, drogi oddechowe i układ pokarmowy. Podczas interakcji z nim należy stosować sprzęt ochronny, taki jak rękawice gumowe, maski oddechowe, okulary ochronne i specjalną odzież.

Substancja jest wybuchowa i łatwopalna.

Stosowany w przemyśle jako składnik mineralny mieszanek paszowych, w pirotechnice, do produkcji katalizatorów reakcji chemicznych, jako pigment barwiący do szkła, emalii i ceramiki.

Właściwości utleniające tlenku miedzi (II) są najczęściej wykorzystywane w badaniach laboratoryjnych, gdy konieczna jest analiza elementarna do badania materiałów organicznych na obecność wodoru i węgla.

Ważne jest, że CuO(II) jest dość rozpowszechniony w przyrodzie, podobnie jak minerał teneryt, czyli innymi słowy jest naturalnym związkiem rudy, z którego można otrzymać miedź.

Nazwa łacińska Cuprum a odpowiadający mu symbol Cu pochodzi od nazwy wyspy Cypr. To właśnie stamtąd, za Morzem Śródziemnym, starożytni Rzymianie i Grecy eksportowali ten cenny metal.

Miedź jest jednym z siedmiu najpowszechniej występujących metali na świecie i służy człowiekowi od czasów starożytnych. Jednak w oryginalnym, metalicznym stanie jest dość rzadki. Jest to metal miękki, łatwy w obróbce, charakteryzujący się dużą gęstością i bardzo wysokiej jakości przewodnikiem prądu i ciepła. Pod względem przewodności elektrycznej ustępuje jedynie srebrowi, będąc jednocześnie materiałem tańszym. Szeroko stosowany w postaci drutu i cienkich blach.

Związki chemiczne miedzi są różne zwiększona aktywność biologiczna. W organizmach zwierzęcych i roślinnych biorą udział w procesach syntezy chlorofilu, dlatego uważane są za bardzo cenny składnik nawozów mineralnych.

Miedź jest również niezbędna w diecie człowieka. Jego brak w organizmie może prowadzić do różnych chorób krwi.

Wideo

Z filmu dowiesz się czym jest tlenek miedzi.

Miedź (Cu) należy do pierwiastków d i znajduje się w grupie IB układu okresowego D.I. Mendelejewa. Konfigurację elektronową atomu miedzi w stanie podstawowym zapisuje się jako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 zamiast oczekiwanego wzoru 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Innymi słowy, w przypadku atomu miedzi obserwuje się tzw. „przeskok elektronów” z podpoziomu 4s do podpoziomu 3d. W przypadku miedzi oprócz zera możliwe są stopnie utlenienia +1 i +2. Stopień utlenienia +1 jest podatny na dysproporcjonowanie i jest stabilny tylko w związkach nierozpuszczalnych, takich jak CuI, CuCl, Cu2O itp., A także w związkach złożonych, na przykład Cl i OH. Związki miedzi na stopniu utlenienia +1 nie mają określonej barwy. Zatem tlenek miedzi (I), w zależności od wielkości kryształów, może być ciemnoczerwony (duże kryształy) i żółty (małe kryształy), CuCl i CuI są białe, a Cu2S jest czarnoniebieskie. Bardziej stabilny chemicznie jest stopień utlenienia miedzi równy +2. Sole zawierające miedź na danym stopniu utlenienia mają barwę niebieską i niebiesko-zieloną.

Miedź jest bardzo miękkim, kowalnym i ciągliwym metalem o wysokiej przewodności elektrycznej i cieplnej. Kolor metalicznej miedzi jest czerwono-różowy. Miedź należy do szeregu aktywności metali po prawej stronie wodoru, tj. odnosi się do metali niskoaktywnych.

z tlenem

W normalnych warunkach miedź nie wchodzi w interakcję z tlenem. Aby reakcja między nimi mogła zachodzić, potrzebne jest ciepło. W zależności od nadmiaru lub braku tlenu i warunków temperaturowych może tworzyć tlenek miedzi (II) i tlenek miedzi (I):

z siarką

Reakcja siarki z miedzią, w zależności od warunków prowadzenia, może prowadzić do powstania zarówno siarczku miedzi (I), jak i siarczku miedzi (II). Po podgrzaniu mieszaniny sproszkowanego Cu i S do temperatury 300–400 ° C powstaje siarczek miedzi (I):

Przy braku siarki i reakcję prowadzi się w temperaturze wyższej niż 400 ° C, powstaje siarczek miedzi (II). Jednak prostszym sposobem otrzymania siarczku miedzi (II) z prostych substancji jest oddziaływanie miedzi z siarką rozpuszczoną w dwusiarczku węgla:

Reakcja ta przebiega w temperaturze pokojowej.

z halogenami

Miedź reaguje z fluorem, chlorem i bromem, tworząc halogenki o ogólnym wzorze CuHal 2, gdzie Hal oznacza F, Cl lub Br:

Cu + Br2 = CuBr2

W przypadku jodu, najsłabszego utleniacza spośród halogenów, powstaje jodek miedzi (I):

Miedź nie wchodzi w interakcję z wodorem, azotem, węglem i krzemem.

z kwasami nieutleniającymi

Prawie wszystkie kwasy są kwasami nieutleniającymi, z wyjątkiem stężonego kwasu siarkowego i kwasu azotowego o dowolnym stężeniu. Ponieważ kwasy nieutleniające są w stanie utleniać tylko metale należące do szeregu aktywności aż do wodoru; oznacza to, że miedź nie reaguje z takimi kwasami.

z kwasami utleniającymi

- stężony kwas siarkowy

Miedź reaguje ze stężonym kwasem siarkowym zarówno po podgrzaniu, jak i w temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu reakcja przebiega zgodnie z równaniem:

Ponieważ miedź nie jest silnym środkiem redukującym, w tej reakcji siarka ulega redukcji tylko do stopnia utlenienia +4 (w SO2).

- z rozcieńczonym kwasem azotowym

Reakcja miedzi z rozcieńczonym HNO 3 prowadzi do powstania azotanu miedzi (II) i podtlenku azotu:

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

- ze stężonym kwasem azotowym

Stężony HNO 3 łatwo reaguje z miedzią w normalnych warunkach. Różnica pomiędzy reakcją miedzi ze stężonym kwasem azotowym a reakcją z rozcieńczonym kwasem azotowym polega na produkcie redukcji azotu. W przypadku stężonego HNO 3 azot ulega redukcji w mniejszym stopniu: zamiast tlenku azotu (II) powstaje tlenek azotu (IV), co wiąże się z większą konkurencją pomiędzy cząsteczkami kwasu azotowego w stężonym kwasie o elektrony środek redukujący (Cu):

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

z tlenkami niemetali

Miedź reaguje z niektórymi tlenkami niemetali. Na przykład w przypadku tlenków, takich jak NO 2 , NO, N 2 O, miedź utlenia się do tlenku miedzi (II), a azot redukuje się do stopnia utlenienia 0, tj. powstaje prosta substancja N2:

W przypadku dwutlenku siarki zamiast prostej substancji (siarki) powstaje siarczek miedzi (I). Wynika to z faktu, że miedź z siarką, w przeciwieństwie do azotu, reaguje:

z tlenkami metali

Podczas spiekania metalicznej miedzi z tlenkiem miedzi (II) w temperaturze 1000-2000 ° C można otrzymać tlenek miedzi (I):

Ponadto metaliczna miedź może redukować tlenek żelaza (III) po kalcynacji do tlenku żelaza (II):

z solami metali

Miedź wypiera metale mniej aktywne (na prawo od niej w szeregu aktywności) z roztworów ich soli:

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

Zachodzi także ciekawa reakcja, podczas której miedź rozpuszcza się w soli bardziej aktywnego metalu – żelaza na stopniu utlenienia +3. Nie ma jednak sprzeczności, ponieważ miedź nie wypiera żelaza z soli, a jedynie przywraca je ze stopnia utlenienia +3 do stopnia utlenienia +2:

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

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

Tę ostatnią reakcję wykorzystuje się przy produkcji mikroukładów na etapie trawienia płytek miedzianych.

Korozja miedzi

Miedź z czasem ulega korozji pod wpływem wilgoci, dwutlenku węgla i tlenu atmosferycznego:

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

W wyniku tej reakcji wyroby miedziane pokrywają się luźną niebiesko-zieloną powłoką wodorowęglanu miedzi(II).

Właściwości chemiczne cynku

Cynk Zn należy do grupy IIB IV okresu. Konfiguracja elektronowa orbitali walencyjnych atomów pierwiastka chemicznego w stanie podstawowym 3d 10 4s 2 . W przypadku cynku możliwy jest tylko jeden stopień utlenienia, równy +2. Tlenek cynku ZnO i wodorotlenek cynku Zn(OH) 2 mają wyraźne właściwości amfoteryczne.

Cynk matowieje pod wpływem powietrza, pokrywając się cienką warstwą tlenku ZnO. Utlenianie przebiega szczególnie łatwo przy dużej wilgotności i w obecności dwutlenku węgla w wyniku reakcji:

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

Opary cynku spalają się w powietrzu, a cienki pasek cynku po rozżarzeniu się płomieniem palnika pali się w nim zielonkawym płomieniem:

Po podgrzaniu metaliczny cynk oddziałuje również z halogenami, siarką, fosforem:

Cynk nie reaguje bezpośrednio z wodorem, azotem, węglem, krzemem i borem.

Cynk reaguje z nieutleniającymi kwasami, wydzielając wodór:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Cynk przemysłowy jest szczególnie łatwo rozpuszczalny w kwasach, ponieważ zawiera zanieczyszczenia innymi mniej aktywnymi metalami, w szczególności kadmem i miedzią. Cynk o wysokiej czystości jest z pewnych powodów odporny na kwasy. Aby przyspieszyć reakcję, próbkę cynku o wysokiej czystości kontaktuje się z miedzią lub do roztworu kwasu dodaje się niewielką ilość soli miedzi.

W temperaturze 800-900 o C (czerwone ciepło) cynk metaliczny znajdujący się w stanie stopionym oddziałuje z przegrzaną parą wodną, ​​uwalniając z niej wodór:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Cynk reaguje także z kwasami utleniającymi: stężonym siarkowym i azotowym.

Cynk jako metal aktywny może tworzyć dwutlenek siarki, siarkę elementarną, a nawet siarkowodór ze stężonym kwasem siarkowym.

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

Skład produktów redukcji kwasu azotowego określa się na podstawie stężenia roztworu:

Zn + 4HNO 3 (stęż.) = 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 4NO 3 + 3H 2 O

Na kierunek procesu wpływa także temperatura, ilość kwasu, czystość metalu i czas reakcji.

Cynk reaguje z roztworami alkalicznymi, tworząc tetrahydroksoziniany i wodór:

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

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

W przypadku bezwodnych zasad po stopieniu tworzy się cynk cynkany i wodór:

W środowisku silnie zasadowym cynk jest niezwykle silnym środkiem redukującym, zdolnym do redukcji azotu zawartego w azotanach i azotynach do amoniaku:

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

Ze względu na kompleksowanie cynk powoli rozpuszcza się w roztworze amoniaku, redukując wodór:

Zn + 4NH3H2O ​​→ (OH)2+H2+2H2O

Cynk przywraca również mniej aktywne metale (po prawej stronie w szeregu aktywności) z wodnych roztworów ich soli:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Właściwości chemiczne chromu

Chrom jest pierwiastkiem grupy VIB układu okresowego. Konfigurację elektronową atomu chromu zapisuje się jako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, tj. w przypadku chromu, jak i atomu miedzi obserwuje się tzw. „poślizg elektronów”

Najczęściej spotykane stopnie utlenienia chromu to +2, +3 i +6. Należy o nich pamiętać i w ramach programu USE z chemii możemy przyjąć, że chrom nie posiada innych stopni utlenienia.

W normalnych warunkach chrom jest odporny na korozję zarówno w powietrzu, jak i w wodzie.

Oddziaływanie z niemetalami

z tlenem

Podgrzany do temperatury ponad 600 o C, sproszkowany metaliczny chrom spala się w czystym tlenie, tworząc tlenek chromu (III):

4Cr + 3O2 = o T=> 2Cr 2 O 3

z halogenami

Chrom reaguje z chlorem i fluorem w niższych temperaturach niż z tlenem (odpowiednio 250 i 300 o C):

2Cr + 3F2 = o T=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2 = o T=> 2CrCl 3

Chrom reaguje z bromem w temperaturze czerwonego ciepła (850-900 o C):

2Cr + 3Br2 = o T=> 2CrBr 3

z azotem

Chrom metaliczny oddziałuje z azotem w temperaturach powyżej 1000 o C:

2Cr + N2 = oT=> 2CrN

z siarką

W przypadku siarki chrom może tworzyć zarówno siarczek chromu (II), jak i siarczek chromu (III), w zależności od proporcji siarki i chromu:

Cr+S= ot=> KRS

2Cr+3S= ot=> Cr 2 S 3

Chrom nie reaguje z wodorem.

Interakcja z substancjami złożonymi

Interakcja z wodą

Chrom należy do metali o średniej aktywności (umiejscowionych w szeregu aktywności metali pomiędzy aluminium i wodorem). Oznacza to, że reakcja przebiega pomiędzy rozżarzonym do czerwoności chromem i przegrzaną parą wodną:

2Cr + 3H2O = ot=> Cr2O3 + 3H2

Interakcja z kwasami

Chrom w normalnych warunkach pasywuje się stężonymi kwasami siarkowym i azotowym, jednak podczas gotowania rozpuszcza się w nich, utleniając się do stopnia utlenienia +3:

Cr + 6HNO3 (stężony) = Do=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H2SO4 (stęż.) = Do=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

W przypadku rozcieńczonego kwasu azotowego głównym produktem redukcji azotu jest prosta substancja N 2:

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

Chrom znajduje się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, co oznacza, że ​​ma zdolność uwalniania H2 z roztworów kwasów nieutleniających. W trakcie takich reakcji, przy braku dostępu tlenu atmosferycznego, powstają sole chromu (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2

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

Podczas prowadzenia reakcji na świeżym powietrzu chrom dwuwartościowy jest natychmiast utleniany przez tlen zawarty w powietrzu do stopnia utlenienia +3. W tym przypadku na przykład równanie z kwasem solnym będzie miało postać:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

Kiedy chrom metaliczny stapia się z silnymi utleniaczami w obecności zasad, chrom utlenia się do stopnia utlenienia +6, tworząc chromiany:

Właściwości chemiczne żelaza

Żelazo Fe, pierwiastek chemiczny z grupy VIIIB, mający w układzie okresowym numer seryjny 26. Rozkład elektronów w atomie żelaza jest następujący 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , czyli żelazo należy do d-pierwiastków, gdyż podpoziom d jest w jego przypadku wypełniony. Jest to najbardziej charakterystyczne dla dwóch stopni utlenienia +2 i +3. Tlenek FeO i wodorotlenek Fe(OH) 2 mają właściwości zasadowe, tlenek FeO 3 i wodorotlenek Fe(OH) 3 są wyraźnie amfoteryczne. Tak więc tlenek i wodorotlenek żelaza (III) rozpuszczają się w pewnym stopniu po ugotowaniu w stężonych roztworach zasad, a także reagują z bezwodnymi zasadami podczas stapiania. Należy zauważyć, że stopień utlenienia żelaza +2 jest bardzo niestabilny i łatwo przechodzi do stopnia utlenienia +3. Związki żelaza znane są również na rzadkim stopniu utlenienia +6 - nadżelaziany, sole nieistniejącego „kwasu żelazawego” H 2 FeO 4. Związki te są stosunkowo trwałe tylko w stanie stałym lub w roztworach silnie zasadowych. Przy niewystarczającej zasadowości podłoża nadżelaziany szybko utleniają nawet wodę, uwalniając z niej tlen.

Interakcja z substancjami prostymi

Z tlenem

Żelazo spalane czystym tlenem tworzy tzw żelazo skala, mający wzór Fe 3 O 4 i faktycznie reprezentujący tlenek mieszany, którego skład można warunkowo przedstawić wzorem FeO∙Fe 2 O 3 . Reakcja spalania żelaza ma postać:

3Fe + 2O2 = Do=> Fe3O4

Z siarką

Po podgrzaniu żelazo reaguje z siarką, tworząc siarczek żelazawy:

Fe+S= Do=> FeS

Lub z nadmiarem siarki dwusiarczek żelaza:

Fe + 2S = Do=> FeS2

Z halogenami

W przypadku wszystkich halogenów z wyjątkiem jodu, metaliczne żelazo utlenia się do stopnia utlenienia +3, tworząc halogenki żelaza (III):

2Fe + 3F2 = Do=> 2FeF 3 - fluorek żelaza (lll)

2Fe + 3Cl2 = Do=> 2FeCl 3 - chlorek żelaza (lll)

Jod, jako najsłabszy utleniacz spośród halogenów, utlenia żelazo jedynie do stopnia utlenienia +2:

Fe + Ja 2 = Do=> FeI 2 - jodek żelaza (ll)

Należy zauważyć, że związki żelaza(III) łatwo utleniają jony jodkowe w roztworze wodnym do wolnego jodu I 2, powracając do stopnia utlenienia +2. Przykłady podobnych reakcji ze strony banku 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 \u003d 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

Z wodorem

Żelazo nie reaguje z wodorem (tylko metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych reagują z wodorem z metali):

Interakcja z substancjami złożonymi

Interakcja z kwasami

Z kwasami nieutleniającymi

Ponieważ żelazo znajduje się w szeregu aktywności na lewo od wodoru, oznacza to, że jest w stanie wyprzeć wodór z nieutleniających kwasów (prawie wszystkie kwasy z wyjątkiem H 2 SO 4 (stęż.) i HNO 3 o dowolnym stężeniu):

Fe + H 2 SO 4 (różnica) \u003d FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Należy zwrócić uwagę na taką sztuczkę w zadaniach egzaminu, jako pytanie na temat, w jakim stopniu utlenienia żelaza zostanie utlenione, gdy zostanie wystawione na działanie rozcieńczonego i stężonego kwasu solnego. Prawidłowa odpowiedź wynosi do +2 w obu przypadkach.

Pułapka polega tutaj na intuicyjnym oczekiwaniu głębszego utlenienia żelaza (do ok. +3) w przypadku jego oddziaływania ze stężonym kwasem solnym.

Interakcja z kwasami utleniającymi

W normalnych warunkach żelazo nie reaguje ze stężonymi kwasami siarkowymi i azotowymi w wyniku pasywacji. Jednak reaguje z nimi po ugotowaniu:

2Fe + 6H2SO4 = ot=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

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

Należy pamiętać, że rozcieńczony kwas siarkowy utlenia żelazo do stopnia utlenienia +2 i stężony do +3.

Korozja (rdzewienie) żelaza

W wilgotnym powietrzu żelazo rdzewieje bardzo szybko:

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

Żelazo nie reaguje z wodą przy braku tlenu ani w normalnych warunkach, ani po ugotowaniu. Reakcja z wodą przebiega dopiero w temperaturze wyższej od temperatury czerwonego ciepła (>800°C). te..

Podobnie jak wszystkie pierwiastki d, są one jaskrawo zabarwione.

Podobnie jak w przypadku miedzi jest to przestrzegane awaria elektronów- od s-orbity do d-orbity

Struktura elektronowa atomu:

W związku z tym istnieją 2 charakterystyczne stopnie utlenienia miedzi: +2 i +1.

Prosta substancja: złoto-różowy metal.

Tlenki miedzi:Сu2O tlenek miedzi (I) \ tlenek miedzi 1 - kolor czerwono-pomarańczowy

Tlenek miedzi (II) CuO \ tlenek miedzi 2 - czarny.

Inne związki miedzi Cu(I), z wyjątkiem tlenku, są nietrwałe.

Związki miedzi Cu(II) są po pierwsze trwałe, a po drugie mają barwę niebieską lub zielonkawą.

Dlaczego miedziane monety zmieniają kolor na zielony? Miedź w obecności wody wchodzi w interakcję z dwutlenkiem węgla zawartym w powietrzu, tworząc CuCO3, zieloną substancję.

Innym kolorowym związkiem miedzi, siarczkiem miedzi (II), jest czarny osad.

Miedź w przeciwieństwie do innych pierwiastków następuje po wodorze i dlatego nie uwalnia go z kwasów:

• Z gorący kwas siarkowy: Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• Z zimno kwas siarkowy: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• ze skoncentrowanym:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• z rozcieńczonym kwasem azotowym:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Przykład zadania 1 egzaminu Unified State Examination C2:

Azotan miedzi kalcynowano, a powstały stały osad rozpuszczono w kwasie siarkowym. Przez roztwór przepuszczono siarkowodór, powstały czarny osad wypalono, a stałą pozostałość rozpuszczono przez ogrzewanie w kwasie azotowym.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Stałym osadem jest tlenek miedzi(II).

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Siarczek miedzi (II) jest czarnym osadem.

„Wypalony” oznacza, że ​​nastąpiła interakcja z tlenem. Nie mylić z „kalcynacją”. Kalcynuj - podgrzewaj naturalnie w wysokiej temperaturze.

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Stałą pozostałością jest CuO, jeśli siarczek miedzi przereagował całkowicie, CuO + CuS, jeśli przereagował częściowo.

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

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

Możliwa jest także inna reakcja:

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

Przykład rozwiązania problemu Unified State Examination C2, opcja 2:

Miedź rozpuszczono w stężonym kwasie azotowym, powstały gaz zmieszano z tlenem i rozpuszczono w wodzie. W otrzymanym roztworze rozpuszczono tlenek cynku, po czym do roztworu dodano duży nadmiar roztworu wodorotlenku sodu.

W wyniku reakcji z kwasem azotowym powstają Cu(NO3)2, NO2 i O2.

NO2 zmieszano z tlenem, czyli utleniono: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Zmieszany z wodą: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Miedź (Cu) jest jednym z metali o niskiej aktywności. Charakteryzuje się tworzeniem związków chemicznych o stopniach utlenienia +1 i +2. I tak na przykład dwa tlenki, które są związkiem dwóch pierwiastków Cu i tlenu O: o stopniu utlenienia +1 - tlenek miedzi Cu2O i stopniu utlenienia +2 - tlenek miedzi CuO. Pomimo tego, że składają się z tych samych pierwiastków chemicznych, każdy z nich ma swoje szczególne cechy. Na zimno metal bardzo słabo oddziałuje z tlenem z powietrza, pokrywając się warstwą tlenku miedzi, która zapobiega dalszemu utlenianiu miedzi. Po podgrzaniu ta prosta substancja o numerze seryjnym 29 w układzie okresowym ulega całkowitemu utlenieniu. W tym przypadku powstaje również tlenek miedzi (II): 2Cu + O2 → 2CuO.

Podtlenek azotu jest brązowo-czerwoną substancją stałą o masie molowej 143,1 g/mol. Związek ma temperaturę topnienia 1235°C i temperaturę wrzenia 1800°C. Jest nierozpuszczalny w wodzie, ale rozpuszczalny w kwasach. Tlenek miedzi (I) rozcieńcza się (zatęża) tworząc bezbarwny kompleks +, który łatwo utlenia się na powietrzu do niebiesko-fioletowego kompleksu amoniaku 2+, rozpuszczając się w kwasie solnym, tworząc CuCl2. W historii fizyki półprzewodników Cu2O jest jednym z najlepiej zbadanych materiałów.

Tlenek miedzi(I), znany również jako półtlenek, ma podstawowe właściwości. Można go otrzymać przez utlenienie metalu: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Zanieczyszczenia takie jak woda i kwasy wpływają na szybkość tego procesu, a także dalsze utlenianie do tlenku dwuwartościowego. Tlenek miedziawy może rozpuścić się w czystym metalu i utworzyć sól: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Zgodnie z podobnym schematem zachodzi interakcja tlenku o stopniu +1 z innymi kwasami zawierającymi tlen. Gdy półtlenek reaguje z kwasami zawierającymi halogen, powstają sole metali jednowartościowych: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Tlenek miedzi(I) występuje naturalnie w postaci czerwonej rudy (nazwa przestarzała, wraz z rubinem Cu), zwanej minerałem „Cuprite”. Formowanie zajmuje dużo czasu. Można go wytwarzać sztucznie w wysokich temperaturach lub pod wysokim ciśnieniem tlenu. Półtlenek jest powszechnie stosowany jako środek grzybobójczy, jako pigment, jako środek przeciwporostowy w farbach podwodnych lub morskich, a także jest stosowany jako katalizator.

Jednakże działanie tej substancji o wzorze chemicznym Cu2O na organizm może być niebezpieczne. Wdychanie powoduje duszność, kaszel oraz owrzodzenie i perforację dróg oddechowych. W przypadku spożycia podrażnia przewód pokarmowy, czemu towarzyszą wymioty, ból i biegunka.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Tlenek miedzi(II) stosowany jest w ceramice (jako pigment) do wytwarzania szkliw (niebieskiej, zielonej i czerwonej, a czasami różowej, szarej lub czarnej). Jest również stosowany jako suplement diety u zwierząt w celu zmniejszenia niedoboru miedzi w organizmie. Jest to materiał ścierny niezbędny do polerowania sprzętu optycznego. Stosowany jest do produkcji suchych akumulatorów, do otrzymywania innych soli Cu. Związek CuO stosuje się także do spawania stopów miedzi.

Narażenie na związek chemiczny CuO może być również niebezpieczne dla organizmu ludzkiego. Powoduje podrażnienie płuc w przypadku wdychania. Tlenek miedzi(II) może powodować gorączkę oparów metali (MFF). Tlenek Cu powoduje przebarwienia skóry i mogą wystąpić problemy ze wzrokiem. Jeśli dostanie się do organizmu, podobnie jak półtlenek, prowadzi do zatrucia, któremu towarzyszą objawy w postaci wymiotów i bólu.

MIEDŹ I JEJ ZWIĄZKI

LEKCJA W XI KLASY PRZYRODNICZEJ

Aby zwiększyć aktywność poznawczą i samodzielność uczniów, wykorzystujemy lekcje do zbiorowego studiowania materiału. Na takich lekcjach każdy uczeń (lub para uczniów) otrzymuje zadanie, z którego wykonania musi zdać relację na tej samej lekcji, a jego sprawozdanie reszta uczniów zapisuje w zeszytach i stanowi element treści materiału edukacyjnego z lekcji. Każdy uczeń przyczynia się do zdobywania wiedzy na dany temat w klasie.
W trakcie lekcji następuje zmiana trybu pracy uczniów z intraaktywnego (tryb, w którym przepływ informacji wewnątrz uczniów jest zamknięty, typowy dla pracy samodzielnej) na interaktywny (tryb, w którym przepływ informacji jest dwukierunkowy, tj. informacja przechodzi zarówno z studentem i studentem, następuje wymiana informacji). W takim przypadku nauczyciel pełni rolę organizatora procesu, poprawia i uzupełnia informacje przekazane przez uczniów.
Lekcje zbiorowego studiowania materiału składają się z następujących etapów:
Etap 1 – instalacja, podczas której nauczyciel wyjaśnia cele i program pracy na lekcji (do 7 minut);
Etap 2 – samodzielna praca uczniów według instrukcji (do 15 minut);
Etap 3 – wymiana informacji i podsumowanie lekcji (zajmuje cały pozostały czas).
Lekcja „Miedź i jej związki” przeznaczona jest dla zajęć z pogłębioną nauką chemii (4 godziny chemii tygodniowo), trwa dwie godziny lekcyjne, lekcja aktualizuje wiedzę uczniów na następujące tematy: „Ogólne właściwości metali metale”, „Stosunek do metali za pomocą stężonego kwasu siarkowego”, kwasu azotowego”, „Reakcje jakościowe na aldehydy i alkohole wielowodorotlenowe”, „Utlenianie nasyconych alkoholi jednowodorotlenowych tlenkiem miedzi(II), „Związki złożone”.
Przed lekcją uczniowie otrzymują zadanie domowe: powtarzają wymienione tematy. Wstępne przygotowanie nauczyciela do lekcji polega na sporządzeniu dla uczniów kart instruktażowych oraz przygotowaniu zestawów do doświadczeń laboratoryjnych.

PODCZAS ZAJĘĆ

Etap instalacji

Nauczyciel pozuje uczniom cel lekcji: na podstawie istniejącej wiedzy o właściwościach substancji przewidzieć, praktycznie potwierdzić, podsumować informacje o miedzi i jej związkach.
Studenci układają wzór elektroniczny atomu miedzi, dowiadują się, jakie stopnie utlenienia może wykazywać miedź w związkach, jakie właściwości (redoks, kwasowo-zasadowa) będą miały związki miedzi.
W notatnikach uczniów pojawia się tabela.

Właściwości miedzi i jej związków

Metal	Cu 2 O – tlenek zasadowy	CuO – tlenek zasadowy
Środek redukujący	CuOH jest niestabilną zasadą	Cu(OH) 2 – nierozpuszczalna zasada
	CuCl – sól nierozpuszczalna	CuSO 4 – sól rozpuszczalna
	Posiada dualizm redoks	Utleniacze

Niezależny etap pracy

Aby potwierdzić i uzupełnić założenia, uczniowie wykonują doświadczenia laboratoryjne zgodnie z instrukcją i zapisują równania przeprowadzonych reakcji.

Instrukcja samodzielnej pracy w parach

1. Podgrzej drut miedziany w płomieniu. Zwróć uwagę, jak zmienił się jego kolor. Umieść gorący kalcynowany drut miedziany w alkoholu etylowym. Zwróć uwagę na zmianę jego koloru. Powtórz te manipulacje 2-3 razy. Sprawdź, czy zmienił się zapach etanolu.
Zapisz dwa równania reakcji odpowiadające przeprowadzonym przekształceniom. Jakie właściwości miedzi i jej tlenku potwierdzają te reakcje?

2. Dodać kwas solny do tlenku miedzi (I).
Co oglądasz? Zapisz równania reakcji, biorąc pod uwagę, że chlorek miedzi(I) jest związkiem nierozpuszczalnym. Jakie właściwości miedzi(I) potwierdzają te reakcje?

3. a) Umieścić granulkę cynku w roztworze siarczanu miedzi(II). Jeżeli reakcja nie zachodzi, podgrzać roztwór. b) Do tlenku miedzi(II) dodać 1 ml kwasu siarkowego i podgrzać.
Co oglądasz? Zapisz równania reakcji. Jakie właściwości związków miedzi potwierdzają te reakcje?

4. Do roztworu siarczanu miedzi(II) należy umieścić pasek wskaźnika uniwersalnego.
Wyjaśnij wynik. Zapisz równanie jonowe hydrolizy w kroku I.
Do roztworu węglanu sodu dodać roztwór siarczanu miodu(II).
Co oglądasz? Zapisz równanie reakcji hydrolizy łącznej w postaci molekularnej i jonowej.

5.
Co oglądasz?
Do powstałego osadu dodać roztwór amoniaku.
Jakie zmiany zaszły? Zapisz równania reakcji. Jakich właściwości związków miedzi dowodzą te reakcje?

6. Dodać roztwór jodku potasu do siarczanu miedzi(II).
Co oglądasz? Napisz równanie reakcji. Jaką właściwość miedzi(II) potwierdza ta reakcja?

7. Umieść mały kawałek drutu miedzianego w probówce z 1 ml stężonego kwasu azotowego. Zamknąć probówkę korkiem.
Co oglądasz? (Włóż probówkę pod trakcję.) Zapisz równanie reakcji.
Do drugiej probówki wlej kwas solny i umieść w niej mały kawałek drutu miedzianego.
Co oglądasz? Wyjaśnij swoje obserwacje. Jakie właściwości miedzi potwierdzają te reakcje?

8. Dodać nadmiar wodorotlenku sodu do siarczanu miedzi(II).
Co oglądasz? Ogrzać powstały osad. Co się stało? Zapisz równania reakcji. Jakie właściwości związków miedzi potwierdzają te reakcje?

9. Dodać nadmiar wodorotlenku sodu do siarczanu miedzi(II).
Co oglądasz?
Do powstałego osadu dodać roztwór gliceryny.
Jakie zmiany zaszły? Zapisz równania reakcji. Jakich właściwości związków miedzi dowodzą te reakcje?

10. Dodać nadmiar wodorotlenku sodu do siarczanu miedzi(II).
Co oglądasz?
Do powstałego osadu dodać roztwór glukozy i podgrzać.
Co się stało? Zapisz równanie reakcji, korzystając ze wzoru ogólnego aldehydów na oznaczenie glukozy

Jaką właściwość związku miedzi potwierdza ta reakcja?

11. Do siarczanu miedzi(II) dodać: a) roztwór amoniaku; b) roztwór fosforanu sodu.
Co oglądasz? Zapisz równania reakcji. Jakich właściwości związków miedzi dowodzą te reakcje?

Etap wymiany informacji i podsumowania

Nauczyciel zadaje pytanie dotyczące właściwości konkretnej substancji. Uczniowie, którzy wykonali odpowiednie doświadczenia, sporządzają raport z przeprowadzonego doświadczenia i zapisują na tablicy równania reakcji. Następnie nauczyciel i uczniowie dodają informację o właściwościach chemicznych substancji, których nie udało się potwierdzić w reakcjach zachodzących w szkolnym laboratorium.

Procedura omawiania właściwości chemicznych związków miedzi

1. Jak miedź reaguje z kwasami, z jakimi innymi substancjami miedź może reagować?

Równania reakcji dla miedzi zapisuje się za pomocą:

Stężony i rozcieńczony kwas azotowy:

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

Stężony kwas siarkowy:

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

Tlen:

2Cu + O2 = 2CuO;

Cu + Cl2 = CuCl2;

Kwas solny w obecności tlenu:

2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O;

Chlorek żelaza(III):

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

2. Jakie właściwości wykazują tlenek i chlorek miedzi(I)?

Zwrócono uwagę na podstawowe właściwości, zdolność do tworzenia kompleksów i dualizm redoks.Równania reakcji tlenku miedzi(I) z zapisano:

Kwas solny do utworzenia CuCl:

Cu2O + 2HCl = 2CuCl + H2O;

Nadmiar HCl:

CuCl + HCl = H;

Reakcje redukcji i utleniania Cu 2 O:

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

2Cu2O + O2 = 4CuO;

Dysproporcja po podgrzaniu:

Cu2O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl2.

3. Jakie właściwości wykazuje tlenek miedzi(II)?

Zwrócono uwagę na właściwości podstawowe i utleniające.Zapisano równania reakcji tlenku miedzi(II) z:

Kwas:

CuO + 2H + = Cu2+ + H2O;

Etanol:

C2H5OH + CuO = CH3CHO + Cu + H2O;

Wodór:

CuO + H2 = Cu + H2O;

Aluminium:

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

4. Jakie właściwości wykazuje wodorotlenek miedzi(II)?

Zwrócono uwagę na właściwości utleniające, zasadowe, zdolność do tworzenia kompleksów ze związkami organicznymi i nieorganicznymi.Równania reakcji zapisuje się za pomocą:

Aldehyd:

RCHO + 2Cu(OH)2 = RCOOH + Cu2O + 2H2O;

Kwas:

Cu(OH)2 + 2H + = Cu2+ + 2H2O;

Amoniak:

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

Gliceryna:

Równanie reakcji rozkładu:

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

5. Jakie właściwości wykazują sole miedzi(II)?

Zwrócono uwagę na reakcje wymiany jonowej, hydrolizy, właściwości utleniające i kompleksowania. Równania reakcji siarczanu miedzi z:

Wodorotlenek sodu:

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;

Fosforan sodu:

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

Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+;

Jodek potasu:

2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4;

Amoniak:

Cu2+ + 4NH3 = 2+;

i równania reakcji:

Hydroliza:

Cu2+ + HOH = CuOH + + H +;

Współhydroliza z węglanem sodu z wytworzeniem malachitu:

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

Ponadto można opowiedzieć uczniom o oddziaływaniu tlenku i wodorotlenku miedzi(II) z zasadami, co świadczy o ich amfoterycznym charakterze:

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

Cu + Cl2 = CuCl2,

Cu + HgCl 2 \u003d CuCl 2 + Hg,

2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O,

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O,

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 + Cl2 = 2CuCl2,

2CuCl = CuCl2 + Cu,

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

Ćwiczenie 3 Utwórz łańcuchy transformacji odpowiadające poniższym schematom i wykonaj je:

Zadanie 1. Stop miedzi i aluminium poddano działaniu najpierw nadmiaru zasady, a następnie nadmiaru rozcieńczonego kwasu azotowego. Oblicz ułamki masowe metali w stopie, jeśli wiadomo, że objętości gazów uwolnionych w obu reakcjach (w tych samych warunkach) są równe
.

(Odpowiedź . Udział masowy miedzi – 84%.)

Zadanie 2. Po kalcynowaniu 6,05 g krystalicznego hydratu azotanu miedzi(II) otrzymano 2 g pozostałości. Określ wzór soli pierwotnej.

(Odpowiedź. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)

Zadanie 3. Miedzianą płytkę o masie 13,2 g zanurzono w 300 g roztworu azotanu żelaza(III) o ułamku masowym soli 0,112. Po wyjęciu okazało się, że udział masowy azotanu żelaza(III) zrównał się z udziałem masowym powstałej soli miedzi(II). Wyznacz masę płytki po wyjęciu jej z roztworu.

(Odpowiedź. 10 lat)

Praca domowa. Zapoznaj się z materiałem zapisanym w zeszycie. Utwórz łańcuch przekształceń związków miedzi zawierający co najmniej dziesięć reakcji i przeprowadź go.

LITERATURA

1. Puzakov SA, Popkov V.A. Podręcznik chemii dla kandydatów na uniwersytety. Programy. Pytania, ćwiczenia, zadania. Przykładowe arkusze egzaminacyjne. M.: Szkoła Wyższa, 1999, 575 s.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 problemów i ćwiczeń z chemii. Dla uczniów i kandydatów. M.: 1st Federative Book Trading Company, 1998, 512 s.