Oksidet janë një lloj përbërjesh të përhapur në natyrë, të cilat mund të vërehen edhe në jetën e përditshme, në jetën e përditshme. Një shembull është rëra, uji, ndryshku, gëlqerja, dioksidi i karbonit, një numër ngjyrash natyrale. Xeherori i shumë metaleve me vlerë është oksid për nga natyra e tij, prandaj është me interes të madh për kërkimin shkencor dhe industrial.

Kombinimi i elementeve kimike me oksigjenin quhet okside. Si rregull, ato formohen kur ndonjë substancë nxehet në ajër. Të dallojë oksidet acidike dhe bazike. Metalet formojnë okside bazike, ndërsa jometalet formojnë ato acide. Me përjashtim të oksideve të kromit dhe manganit, të cilat janë gjithashtu acide. Ky artikull diskuton përfaqësuesin e oksideve kryesore - CuO (II).

CuO(II)

Bakri, ngrohet në ajër në një temperaturë prej 400–500 °C, gradualisht e mbuluar me një shtresë të zezë, të cilën kimistët e quajnë oksid bakri dyvalent, ose CuO (II). Dukuria e përshkruar paraqitet në ekuacionin e mëposhtëm:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Termi "bivalent" tregon aftësinë e një atomi për të reaguar me elementë të tjerë përmes dy lidhjeve kimike.

Fakt interesant! Bakri, duke qenë në përbërje të ndryshme, mund të jetë me valenca të ndryshme dhe një ngjyrë të ndryshme. Për shembull: oksidet e bakrit kanë ngjyrë të kuqe të ndezur (Cu2O) dhe kafe-zi (CuO). Dhe hidroksidet e bakrit marrin ngjyra të verdha (CuOH) dhe blu (Cu (OH) 2). Një shembull klasik i fenomenit kur sasia kthehet në cilësi.

Cu2O nganjëherë quhet edhe oksid azoti, oksid bakri (I) dhe CuO është oksid, oksid bakri (II). Ekziston edhe oksidi i bakrit (III) - Cu2O3.

Në gjeologji, oksidi i bakrit dyvalent (ose bivalent) quhet zakonisht tenorit, emri tjetër i tij është melakoni. Emri tenorit vjen nga emri i profesorit të shquar italian të botanikës Michele Tenore, (1780-1861). Melakoniti konsiderohet sinonim i emrit tenorit dhe në rusisht përkthehet si mineral bakri i zi ose i zi i bakrit. Në një rast ose në një tjetër, ne po flasim për një mineral kristalor kafe-zi që dekompozohet kur kalcinohet dhe shkrihet vetëm në një presion të tepërt të oksigjenit, i patretshëm në ujë dhe nuk reagon me të.

Theksojmë parametrat kryesorë të mineralit të emërtuar.

Formula kimike: CuO

Molekula e saj përbëhet nga një atom Cu me peshë molekulare 64 a. e. m. dhe një atom O, me peshë molekulare 16 a.m. e. m., ku a. e. m. - njësi e masës atomike, është gjithashtu një dalton, 1 a. mu \u003d 1.660 540 2 (10) × 10 -27 kg \u003d 1.660 540 2 (10) × 10 -24 g. Prandaj, pesha molekulare e përbërjes është: 64 + 16 \u003d 80 a. hani.

Qeliza kristalore: sistemi monoklinik. Çfarë do të thotë ky lloj aksesh simetrie kristalore kur dy akse kryqëzohen në një kënd të zhdrejtë dhe kanë gjatësi të ndryshme, dhe boshti i tretë ndodhet në një kënd prej 90 ° në lidhje me to.

Dendësia – 6,51 g/cm3. Për krahasim, dendësia e arit të pastër është 19.32 g / cm³, dhe dendësia e kripës së tryezës është 2.16 g / cm 3.

Shkrihet në 1447 °C, nën presionin e oksigjenit.

Zbërthehet me inkandeshencë deri në 1100 °C dhe shndërrohet në oksid bakri (I):

4CuO = 2Cu2O + O2.

Nuk reagon me ujin dhe nuk tretet në të..

Por ai reagon me një tretësirë ​​ujore të amoniakut, me formimin e hidroksidit tetraamine bakrit (II): CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

Në një mjedis acid, ai formon sulfat dhe ujë: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Duke reaguar me alkalin, ai krijon kuprat: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reaksioni CuO NaOH

Formuar:

• me kalcinimin e hidroksidit të bakrit (II) në një temperaturë prej 200 ° C: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O;
• gjatë oksidimit të bakrit metalik në ajër në temperaturë 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• gjatë përpunimit në temperaturë të lartë të malakitit: (CuOH)2CO3 -> 2CuO + CO2 + H2O.

Reduktuar në bakër metalik -

• në reaksion me hidrogjen: CuO + H2 = Cu + H2O;
• me monoksid karboni (monoksid karboni): CuO + CO = Cu + CO2;
• me metal aktiv: CuO + Mg = Cu + MgO.

toksike. Sipas shkallës së efekteve negative në trupin e njeriut, ajo klasifikohet si një substancë e klasës së dytë të rrezikut. Shkakton acarim të mukozave të syve, lëkurës, traktit respirator dhe sistemit gastrointestinal. Kur bashkëveproni me të, është e nevojshme të përdorni pajisje të tilla mbrojtëse si doreza gome, respiratorë, syze, pantallona të gjera.

Substanca është shpërthyese dhe e ndezshme.

Aplikuar në industri, si përbërës mineral i ushqimit, në piroteknikë, në prodhimin e katalizatorëve për reaksione kimike, si pigment ngjyrues për qelqin, smaltin dhe qeramikën.

Vetitë oksiduese të oksidit të bakrit (II) përdoren më shpesh në studimet laboratorike, kur kërkohet analiza elementare në lidhje me studimin e materialeve organike për praninë e hidrogjenit dhe karbonit në to.

Është e rëndësishme që CuO (II) të jetë mjaft i përhapur në natyrë si teneriti mineral, me fjalë të tjera, është një përbërje mineral natyral nga i cili mund të merret bakri.

Emri latin Cuprum dhe simboli përkatës Cu vjen nga emri i ishullit të Qipros. Nga atje, përmes Detit Mesdhe, romakët dhe grekët e lashtë e eksportuan këtë metal të vlefshëm.

Bakri është një nga shtatë metalet më të zakonshme në botë dhe ka qenë në shërbim të njeriut që nga kohërat e lashta. Megjithatë, në gjendjen e tij origjinale, metalike, është mjaft e rrallë. Ky është një metal i butë, i lehtë për t'u punuar, i karakterizuar nga një densitet i lartë, një përcjellës shumë cilësor i rrymës dhe nxehtësisë. Për sa i përket përçueshmërisë elektrike, është i dyti pas argjendit, ndërsa është një material më i lirë. Përdoret gjerësisht në formën e telit dhe produkteve me fletë të hollë.

Përbërjet kimike të bakrit janë të ndryshme rritjen e aktivitetit biologjik. Në organizmat e kafshëve dhe bimëve, ato janë të përfshira në sintezën e klorofilit, prandaj konsiderohen si një komponent shumë i vlefshëm në përbërjen e plehrave minerale.

Bakri është gjithashtu i nevojshëm në dietën e njeriut. Mungesa e tij në organizëm mund të çojë në sëmundje të ndryshme të gjakut.

Video

Nga video do të mësoni se çfarë është oksidi i bakrit.

Bakri (Cu) i përket elementeve d dhe ndodhet në grupin IB të tabelës periodike të D.I. Mendeleev. Konfigurimi elektronik i atomit të bakrit në gjendjen bazë është shkruar si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 në vend të formulës së pritur 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Me fjalë të tjera, në rastin e një atomi bakri, vërehet i ashtuquajturi "kërcim elektronik" nga nënniveli 4s në nënnivelin 3d. Për bakrin, përveç zeros, janë të mundshme edhe gjendjet e oksidimit +1 dhe +2. Gjendja e oksidimit +1 është e prirur për disproporcion dhe është e qëndrueshme vetëm në përbërjet e patretshme si CuI, CuCl, Cu 2 O, etj., Si dhe në përbërjet komplekse, për shembull, Cl dhe OH. Përbërjet e bakrit në gjendjen e oksidimit +1 nuk kanë një ngjyrë specifike. Pra, oksidi i bakrit (I), në varësi të madhësisë së kristaleve, mund të jetë i kuq i errët (kristale të mëdha) dhe i verdhë (kristale të vogla), CuCl dhe CuI janë të bardha, dhe Cu 2 S është i zi-blu. Më e qëndrueshme kimikisht është gjendja e oksidimit të bakrit, e barabartë me +2. Kripërat që përmbajnë bakër në një gjendje të caktuar oksidimi kanë ngjyrë blu dhe blu-jeshile.

Bakri është një metal shumë i butë, i lakueshëm dhe duktil me përçueshmëri të lartë elektrike dhe termike. Ngjyra e bakrit metalik është e kuqe-rozë. Bakri është në serinë e aktivitetit të metaleve në të djathtë të hidrogjenit, d.m.th. i referohet metaleve me aktivitet të ulët.

me oksigjen

Në kushte normale, bakri nuk ndërvepron me oksigjenin. Nxehtësia kërkohet që reagimi ndërmjet tyre të vazhdojë. Në varësi të tepricës ose mungesës së oksigjenit dhe kushteve të temperaturës, mund të formojë oksid bakri (II) dhe oksid bakri (I):

me squfur

Reagimi i squfurit me bakër, në varësi të kushteve të kryerjes, mund të çojë në formimin e sulfurit të bakrit (I) dhe sulfurit të bakrit (II). Kur një përzierje e pluhurit Cu dhe S nxehet në një temperaturë prej 300-400 ° C, formohet sulfuri i bakrit (I):

Me mungesë squfuri dhe reagimi kryhet në një temperaturë prej më shumë se 400 ° C, formohet sulfuri i bakrit (II). Sidoqoftë, një mënyrë më e thjeshtë për të marrë sulfur bakri (II) nga substanca të thjeshta është ndërveprimi i bakrit me squfurin e tretur në disulfid karboni:

Ky reagim vazhdon në temperaturën e dhomës.

me halogjene

Bakri reagon me fluorin, klorin dhe bromin, duke formuar halide me formulën e përgjithshme CuHal 2, ku Hal është F, Cl ose Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

Në rastin e jodit, agjenti oksidues më i dobët midis halogjenëve, formohet jodidi i bakrit (I):

Bakri nuk ndërvepron me hidrogjenin, azotin, karbonin dhe silicin.

me acide jooksiduese

Pothuajse të gjitha acidet janë acide jo oksiduese, përveç acidit sulfurik të përqendruar dhe acidit nitrik të çdo përqendrimi. Meqenëse acidet jooksiduese janë në gjendje të oksidojnë vetëm metalet që janë në serinë e aktivitetit deri në hidrogjen; kjo do të thotë se bakri nuk reagon me acide të tilla.

me acide oksiduese

- acid sulfurik i koncentruar

Bakri reagon me acidin sulfurik të koncentruar si kur nxehet ashtu edhe në temperaturën e dhomës. Kur nxehet, reagimi vazhdon në përputhje me ekuacionin:

Meqenëse bakri nuk është një agjent i fortë reduktues, squfuri reduktohet në këtë reagim vetëm në gjendjen e oksidimit +4 (në SO 2).

- me acid nitrik të holluar

Reagimi i bakrit me HNO 3 të holluar çon në formimin e nitratit të bakrit (II) dhe monoksidit të azotit:

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

- me acid nitrik të koncentruar

HNO 3 i koncentruar reagon lehtësisht me bakër në kushte normale. Dallimi midis reaksionit të bakrit me acidin nitrik të përqendruar dhe ndërveprimit me acidin nitrik të holluar qëndron në produktin e reduktimit të azotit. Në rastin e HNO 3 të përqendruar, azoti reduktohet në një masë më të vogël: në vend të oksidit nitrik (II), formohet oksidi nitrik (IV), i cili shoqërohet me konkurrencë më të madhe midis molekulave të acidit nitrik në acidin e përqendruar për elektronet e agjent reduktues (Cu):

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

me okside jometale

Bakri reagon me disa okside jometale. Për shembull, me okside të tilla si NO 2, NO, N 2 O, bakri oksidohet në oksid bakri (II) dhe azoti reduktohet në gjendjen e oksidimit 0, d.m.th. formohet një substancë e thjeshtë N 2:

Në rastin e dioksidit të squfurit, në vend të një lënde të thjeshtë (squfuri), formohet sulfuri i bakrit (I). Kjo për faktin se bakri me squfur, ndryshe nga azoti, reagon:

me okside metali

Kur shkrihet bakri metalik me oksid bakri (II) në një temperaturë prej 1000-2000 ° C, oksidi i bakrit (I) mund të merret:

Gjithashtu, bakri metalik mund të reduktojë oksidin e hekurit (III) pas kalcinimit në oksid hekuri (II):

me kripëra metalike

Bakri zhvendos metalet më pak aktive (në të djathtë të tij në serinë e aktivitetit) nga tretësirat e kripërave të tyre:

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

Gjithashtu zhvillohet një reagim interesant, në të cilin bakri shpërndahet në një kripë të një metali më aktiv - hekuri në gjendjen e oksidimit +3. Megjithatë, nuk ka kontradikta, sepse bakri nuk e zhvendos hekurin nga kripa e tij, por vetëm e rikthen atë nga gjendja e oksidimit +3 në gjendjen e oksidimit +2:

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

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

Reaksioni i fundit përdoret në prodhimin e mikroqarqeve në fazën e gdhendjes së pllakave të bakrit.

Korrozioni i bakrit

Bakri gërryhet me kalimin e kohës kur ekspozohet ndaj lagështirës, ​​dioksidit të karbonit dhe oksigjenit atmosferik:

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

Si rezultat i këtij reagimi, produktet e bakrit mbulohen me një shtresë të lirshme blu-jeshile të hidroksokarbonatit të bakrit (II).

Vetitë kimike të zinkut

Zinku Zn është në grupin IIB të periudhës së IV-të. Konfigurimi elektronik i orbitaleve valente të atomeve të një elementi kimik në gjendjen bazë 3d 10 4s 2 . Për zinkun, vetëm një gjendje e vetme oksidimi është e mundur, e barabartë me +2. Oksidi i zinkut ZnO dhe hidroksidi i zinkut Zn(OH) 2 kanë veti të theksuara amfoterike.

Zinku njollos kur ruhet në ajër, duke u mbuluar me një shtresë të hollë oksidi ZnO. Oksidimi vazhdon veçanërisht lehtë në lagështi të lartë dhe në prani të dioksidit të karbonit për shkak të reagimit:

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

Avulli i zinkut digjet në ajër, dhe një rrip i hollë zinku, pasi shkëlqen në një flakë djegëse, digjet në të me një flakë të gjelbër:

Kur nxehet, zinku metalik ndërvepron edhe me halogjenet, squfurin, fosforin:

Zinku nuk reagon drejtpërdrejt me hidrogjenin, azotin, karbonin, silicin dhe borin.

Zinku reagon me acide jo-oksiduese për të lëshuar hidrogjen:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Zinku industrial është veçanërisht lehtësisht i tretshëm në acide, pasi përmban papastërti të metaleve të tjera më pak aktive, në veçanti, kadmiumit dhe bakrit. Zinku me pastërti të lartë është rezistent ndaj acideve për arsye të caktuara. Për të përshpejtuar reaksionin, një mostër e zinkut me pastërti të lartë vihet në kontakt me bakër, ose një sasi e vogël kripe bakri i shtohet tretësirës së acidit.

Në një temperaturë prej 800-900 o C (nxehtësia e kuqe), zinku metalik, duke qenë në gjendje të shkrirë, ndërvepron me avujt e ujit të mbinxehur, duke lëshuar hidrogjen prej tij:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Zinku gjithashtu reagon me acidet oksiduese: sulfurik dhe nitrik të koncentruar.

Zinku si një metal aktiv mund të formojë dioksid squfuri, squfur elementar dhe madje edhe sulfur hidrogjeni me acid sulfurik të koncentruar.

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

Përbërja e produkteve të reduktimit të acidit nitrik përcaktohet nga përqendrimi i tretësirës:

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

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

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

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

4Zn + 10HNO 3 (0.5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Drejtimi i procesit ndikohet gjithashtu nga temperatura, sasia e acidit, pastërtia e metalit dhe koha e reagimit.

Zinku reagon me tretësirat alkaline për të formuar tetrahidroksozinkatet dhe hidrogjeni:

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

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

Me alkalet anhydrous, zinku, kur shkrihet, formohet zinkatet dhe hidrogjeni:

Në një mjedis shumë alkalik, zinku është një agjent reduktues jashtëzakonisht i fortë, i aftë për të reduktuar azotin në nitrate dhe nitrite në amoniak:

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

Për shkak të kompleksitetit, zinku shpërndahet ngadalë në një zgjidhje amoniaku, duke reduktuar hidrogjenin:

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

Zinku gjithashtu rikthen metalet më pak aktive (në të djathtë të tij në serinë e aktivitetit) nga tretësirat ujore të kripërave të tyre:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Vetitë kimike të kromit

Kromi është një element i grupit VIB të tabelës periodike. Konfigurimi elektronik i atomit të kromit shkruhet si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, d.m.th. në rastin e kromit, si dhe në rastin e atomit të bakrit, vërehet e ashtuquajtura "rrëshqitje e elektroneve".

Gjendjet më të shpeshta të oksidimit të kromit janë +2, +3 dhe +6. Ato duhet të mbahen mend, dhe në kuadrin e programit USE në kimi, mund të supozojmë se kromi nuk ka gjendje të tjera oksidimi.

Në kushte normale, kromi është rezistent ndaj korrozionit si në ajër ashtu edhe në ujë.

Ndërveprimi me jometalet

me oksigjen

I nxehur në një temperaturë prej më shumë se 600 o C, kromi metalik pluhur digjet në oksigjen të pastër për të formuar oksid kromi (III):

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

me halogjene

Kromi reagon me klorin dhe fluorin në temperatura më të ulëta sesa me oksigjenin (përkatësisht 250 dhe 300 o C):

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

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

Kromi reagon me bromin në një temperaturë të kuqe të nxehtësisë (850-900 o C):

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

me nitrogjen

Kromi metalik ndërvepron me azotin në temperatura mbi 1000 o C:

2Cr + N 2 = ot=> 2CrN

me squfur

Me squfurin, kromi mund të formojë si sulfurin e kromit (II) ashtu edhe sulfidin e kromit (III), në varësi të përmasave të squfurit dhe kromit:

Cr+S= o t=> CRS

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

Kromi nuk reagon me hidrogjenin.

Ndërveprimi me substanca komplekse

Ndërveprimi me ujin

Kromi i përket metaleve me aktivitet mesatar (i vendosur në serinë e aktivitetit të metaleve midis aluminit dhe hidrogjenit). Kjo do të thotë që reagimi vazhdon midis kromit të nxehtë dhe avullit të ujit të mbinxehur:

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

Ndërveprimi me acidet

Kromi pasivohet në kushte normale me acide sulfurik dhe nitrik të përqendruar, megjithatë, ai tretet në to gjatë zierjes, ndërsa oksidohet në një gjendje oksidimi +3:

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

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

Në rastin e acidit nitrik të holluar, produkti kryesor i reduktimit të azotit është një substancë e thjeshtë N 2:

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

Kromi ndodhet në serinë e aktivitetit në të majtë të hidrogjenit, që do të thotë se është në gjendje të çlirojë H2 nga tretësirat e acideve jooksiduese. Gjatë reaksioneve të tilla, në mungesë të aksesit në oksigjenin atmosferik, formohen kripërat e kromit (II):

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2

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

Gjatë kryerjes së reaksionit në ajër të hapur, kromi dyvalent oksidohet menjëherë nga oksigjeni që gjendet në ajër në një gjendje oksidimi +3. Në këtë rast, për shembull, ekuacioni me acid klorhidrik do të marrë formën:

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

Kur metali i kromit shkrihet me agjentë të fortë oksidues në prani të alkaleve, kromi oksidohet në një gjendje oksidimi +6, duke formuar kromatet:

Vetitë kimike të hekurit

Hekuri Fe, një element kimik në grupin VIIB dhe që ka numrin serik 26 në tabelën periodike. Shpërndarja e elektroneve në një atom hekuri është si më poshtë 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, domethënë, hekuri i përket elementeve d, pasi në kasën e tij është e mbushur nënniveli d. Është më karakteristik për dy gjendje oksidimi +2 dhe +3. Oksidi FeO dhe hidroksidi Fe(OH) 2 mbizotërohen nga vetitë bazë, oksidi Fe 2 O 3 dhe hidroksidi Fe(OH) 3 janë dukshëm amfoterikë. Pra, oksidi dhe hidroksidi i hekurit (lll) treten në një farë mase kur zihen në tretësira të përqendruara të alkaleve, dhe gjithashtu reagojnë me alkalet anhidër gjatë shkrirjes. Duhet të theksohet se gjendja e oksidimit të hekurit +2 është shumë e paqëndrueshme, dhe kalon lehtësisht në gjendjen e oksidimit +3. Komponimet e hekurit njihen gjithashtu në një gjendje të rrallë oksidimi prej +6 - ferrate, kripëra të "acidit të hekurit" joekzistent H 2 FeO 4. Këto komponime janë relativisht të qëndrueshme vetëm në gjendje të ngurtë ose në tretësirë ​​fort alkaline. Me alkalinitet të pamjaftueshëm të mediumit, ferratet oksidojnë shpejt edhe ujin, duke çliruar oksigjen prej tij.

Ndërveprimi me substanca të thjeshta

Me oksigjen

Kur digjet në oksigjen të pastër, hekuri formon të ashtuquajturin hekuri shkallë, që ka formulën Fe 3 O 4 dhe në fakt përfaqëson një oksid të përzier, përbërja e të cilit mund të përfaqësohet me kusht me formulën FeO∙Fe 2 O 3 . Reagimi i djegies së hekurit ka formën:

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

Me squfur

Kur nxehet, hekuri reagon me squfurin për të formuar sulfur hekuri:

Fe+S= t o=> FeS

Ose me një tepricë të squfurit disulfidi i hekurit:

Fe + 2S = t o=> FeS2

Me halogjene

Me të gjithë halogjenët përveç jodit, hekuri metalik oksidohet në një gjendje oksidimi +3, duke formuar halogjene hekuri (lll):

2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 - fluor hekuri (lll)

2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 - klorur hekuri (lll)

Jodi, si agjenti oksidues më i dobët midis halogjenëve, oksidon hekurin vetëm në gjendjen e oksidimit +2:

Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - jodur hekuri (ll)

Duhet të theksohet se komponimet e hekurit ferrik oksidojnë lehtësisht jonet e jodit në një tretësirë ​​ujore për të liruar jodin I 2 ndërsa kthehen në gjendjen e oksidimit +2. Shembuj të reagimeve të ngjashme nga banka 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

Me hidrogjen

Hekuri nuk reagon me hidrogjen (vetëm metalet alkaline dhe metalet alkaline tokësore reagojnë me hidrogjenin nga metalet):

Ndërveprimi me substanca komplekse

Ndërveprimi me acidet

Me acide jooksiduese

Meqenëse hekuri ndodhet në serinë e aktivitetit në të majtë të hidrogjenit, kjo do të thotë se ai është në gjendje të zhvendosë hidrogjenin nga acidet jooksiduese (pothuajse të gjitha acidet përveç H 2 SO 4 (konc.) dhe HNO 3 të çdo përqendrimi):

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

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Është e nevojshme t'i kushtohet vëmendje një mashtrimi të tillë në detyrat e provimit, si një pyetje mbi temën se në çfarë shkalle oksidimi do të oksidohet hekuri kur i ekspozohet acidit klorhidrik të holluar dhe të koncentruar. Përgjigja e saktë është deri në +2 në të dyja rastet.

Kurthi këtu qëndron në pritjen intuitive të një oksidimi më të thellë të hekurit (deri në s.o. +3) në rastin e ndërveprimit të tij me acid klorhidrik të përqendruar.

Ndërveprimi me acidet oksiduese

Në kushte normale, hekuri nuk reagon me acidet sulfurik dhe nitrik të koncentruar për shkak të pasivimit. Megjithatë, ajo reagon me to kur zihet:

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

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

Vini re se acidi sulfurik i holluar oksidon hekurin në një gjendje oksidimi +2, dhe përqendrohet në +3.

Korrozioni (ndryshkja) e hekurit

Në ajrin e lagësht, hekuri ndryshket shumë shpejt:

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

Hekuri nuk reagon me ujin në mungesë të oksigjenit as në kushte normale, as kur zihet. Reagimi me ujë vazhdon vetëm në një temperaturë mbi temperaturën e nxehtësisë së kuqe (> 800 ° C). ato..

Si të gjithë elementët d, me ngjyra të ndezura.

Ashtu si me bakrin, vërehet zhytja e elektroneve- nga s-orbital në d-orbital

Struktura elektronike e atomit:

Prandaj, ekzistojnë 2 gjendje karakteristike të oksidimit të bakrit: +2 dhe +1.

Substanca e thjeshtë: metal ari-rozë.

Oksidet e bakrit:Сu2O oksid bakri (I) \ oksid bakri 1 - ngjyrë e kuqe-portokalli

CuO bakri (II) oksid \ oksid bakri 2 - i zi.

Përbërjet e tjera të bakrit Cu(I), përveç oksidit, janë të paqëndrueshme.

Përbërjet e bakrit Cu (II) - së pari, ato janë të qëndrueshme, dhe së dyti, ato janë me ngjyrë blu ose jeshile.

Pse monedhat e bakrit bëhen të gjelbra? Bakri reagon me dioksidin e karbonit në prani të ujit për të formuar CuCO3, një substancë e gjelbër.

Një përbërje tjetër e ngjyrosur e bakrit, sulfuri i bakrit (II), është një precipitat i zi.

Bakri, ndryshe nga elementët e tjerë, qëndron pas hidrogjenit, kështu që nuk e çliron atë nga acidet:

• Me nxehtë acid sulfurik: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• Me ftohtë acid sulfurik: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• me të përqendruar:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• me acid nitrik të holluar:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Një shembull i detyrës së provimit C2 opsioni 1:

Nitrati i bakrit u kalcinua, precipitati i ngurtë që rezultoi u tret në acid sulfurik. Sulfidi i hidrogjenit u kalua përmes tretësirës, ​​precipitati i zi që rezulton u kalcinua dhe mbetja e ngurtë u tret duke u ngrohur në acid nitrik.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Precipitati i ngurtë është oksid bakri (II).

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Sulfidi i bakrit (II) është një precipitat i zi.

"Shkarkuar" do të thotë se ka pasur një ndërveprim me oksigjenin. Mos e ngatërroni me "kalcinimin". Ndez - ngrohje, natyrisht, në një temperaturë të lartë.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Mbetja e ngurtë është CuO nëse sulfuri i bakrit reagon plotësisht, CuO + CuS nëse pjesërisht.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

Një reagim tjetër është gjithashtu i mundur:

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

Një shembull i detyrës së provimit C2 opsioni 2:

Bakri u tret në acid nitrik të përqendruar, gazi që rezulton u përzie me oksigjen dhe u tret në ujë. Oksidi i zinkut u shpërnda në tretësirën që rezulton, pastaj një tepricë e madhe e tretësirës së hidroksidit të natriumit iu shtua tretësirës.

Si rezultat i reaksionit me acidin nitrik, formohen Cu(NO3)2, NO2 dhe O2.

NO2 i përzier me oksigjen do të thotë i oksiduar: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. I përzier me ujë: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Cuprum (Cu) është një nga metalet me pak aktiv. Karakterizohet nga formimi i përbërjeve kimike me gjendje oksidimi +1 dhe +2. Kështu, për shembull, dy okside, të cilat janë një përbërje e dy elementeve Cu dhe oksigjenit O: me gjendje oksidimi +1 - oksid bakri Cu2O dhe gjendje oksidimi +2 - oksid bakri CuO. Përkundër faktit se ato përbëhen nga të njëjtat elementë kimikë, por secila prej tyre ka karakteristikat e veta të veçanta. Në të ftohtë, metali ndërvepron shumë dobët me oksigjenin atmosferik, duke u mbuluar me një film, i cili është oksid bakri, i cili parandalon oksidimin e mëtejshëm të bakrit. Kur nxehet, kjo substancë e thjeshtë me numër serik 29 në tabelën periodike oksidohet plotësisht. Në këtë rast formohet edhe oksidi i bakrit (II): 2Cu + O2 → 2CuO.

Oksidi i azotit është një lëndë e ngurtë e kuqe kafe me një masë molare prej 143.1 g/mol. Përbërja ka një pikë shkrirjeje prej 1235°C, një pikë vlimi prej 1800°C. Është i patretshëm në ujë, por i tretshëm në acide. Oksidi i bakrit (I) hollohet në (i përqendruar) dhe formohet një kompleks pa ngjyrë +, i cili oksidohet lehtësisht në ajër në një kompleks amoniumi blu-vjollcë 2+, i cili tretet në acid klorhidrik për të formuar CuCl2. Në historinë e fizikës së gjysmëpërçuesve, Cu2O është një nga materialet më të studiuara.

Oksidi i bakrit (I), i njohur gjithashtu si hemioksid, ka veti themelore. Mund të merret nga oksidimi i metaleve: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Papastërtitë si uji dhe acidet ndikojnë në shpejtësinë e këtij procesi si dhe në oksidimin e mëtejshëm në oksidin dyvalent. Oksidi i bakrit mund të tretet në këtë formë metali të pastër dhe kripë: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Sipas një skeme të ngjashme, një oksid me një shkallë +1 ndërvepron me acide të tjera që përmbajnë oksigjen. Në bashkëveprimin e hemioksidit me acidet që përmbajnë halogjen, formohen kripërat e metaleve monovalente: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Oksidi i bakrit (I) shfaqet në natyrë në formën e mineralit të kuq (ky është një emër i vjetëruar, së bashku me të tillë si rubin Cu), i quajtur minerali "Cuprite". Duhet shumë kohë për të edukuar. Mund të prodhohet artificialisht në temperatura të larta ose nën presion të lartë të oksigjenit. Hemioksidi përdoret zakonisht si fungicid, si pigment, si agjent kundër ndotjes në bojën nënujore ose detare dhe si katalizator.

Megjithatë, efekti i kësaj substance me formulën kimike Cu2O në trup mund të jetë i rrezikshëm. Nëse thithet, shkakton dispne, kollë dhe ulçerë dhe perforim të traktit respirator. Nëse gëlltitet, acaron traktin gastrointestinal, i cili shoqërohet me të vjella, dhimbje dhe diarre.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Oksidi i bakrit (II) përdoret në qeramikë (si pigment) për të prodhuar lustër (blu, jeshile dhe të kuqe, dhe nganjëherë rozë, gri ose të zezë). Përdoret gjithashtu si një shtesë ushqimore te kafshët për të reduktuar mungesën e bakrit në trup. Është një material gërryes që është i nevojshëm për lustrimin e pajisjeve optike. Përdoret për prodhimin e qelizave të thata, për prodhimin e kripërave të tjera Cu. Komponimi CuO përdoret gjithashtu në saldimin e lidhjeve të bakrit.

Ekspozimi ndaj përbërjes kimike CuO mund të jetë gjithashtu i rrezikshëm për trupin e njeriut. Shkakton acarim të mushkërive nëse thithet. Oksidi i bakrit (II) mund të shkaktojë ethe të avullit metalik (MFF). Oksidi Cu provokon një ndryshim në ngjyrën e lëkurës, mund të shfaqen probleme me shikimin. Kur gëlltitet, si hemioksidi, çon në helmim, i cili shoqërohet me simptoma në formën e të vjellave dhe dhimbjes.

BAKRI DHE PËRBËRJET E TIJ

MËSIM NË KLASËN E 11-të të SHKENCAVE NATYRORE

Për të rritur aktivitetin njohës dhe pavarësinë e studentëve, ne përdorim mësimet e studimit kolektiv të materialit. Në këto mësime, çdo nxënës (ose një dyshe studentësh) merr një detyrë, përfundimin e së cilës duhet të raportojë në të njëjtin mësim, dhe raporti i tij regjistrohet nga pjesa tjetër e klasës në fletore dhe është një element i përmbajtjes. të materialit edukativ të mësimit. Çdo nxënës kontribuon në studimin e temës nga klasa.
Gjatë orës së mësimit, mënyra e punës së nxënësve ndryshon nga intraaktive (një mënyrë në të cilën rrjedhat e informacionit mbyllen brenda nxënësve, tipike për punën e pavarur) në interaktive (një mënyrë në të cilën rrjedhat e informacionit janë të dyanshme, d.m.th. informacioni shkon të dyja nga studenti dhe studenti shkëmbehet informacion). Në të njëjtën kohë, mësuesi vepron si organizator i procesit, korrigjon dhe plotëson informacionin e dhënë nga nxënësit.
Mësimet e studimit kolektiv të materialit përbëhen nga fazat e mëposhtme:
Faza e parë - instalimi, në të cilin mësuesi shpjegon qëllimet dhe programin e punës në mësim (deri në 7 minuta);
Faza 2 - punë e pavarur e studentëve sipas udhëzimeve (deri në 15 minuta);
Faza 3 - shkëmbimi i informacionit dhe përmbledhja e mësimit (kërkon gjithë kohën e mbetur).
Mësimi "Bakri dhe përbërjet e tij" është krijuar për klasa me një studim të thelluar të kimisë (4 orë kimi në javë), mbahet për dy orë akademike, mësimi përditëson njohuritë e studentëve për temat e mëposhtme: "Vetitë e përgjithshme i metaleve", "Qëndrimi ndaj metaleve me acid sulfurik të përqendruar, acid nitrik", "Reaksionet cilësore ndaj aldehideve dhe alkooleve polihidrike", "Oksidimi i alkooleve monohidrike të ngopura me oksid bakri (II), "Përbërjet komplekse".
Përpara mësimit nxënësit marrin detyra shtëpie: të rishikojnë temat e renditura. Përgatitja paraprake e mësuesit për mësimin konsiston në përpilimin e kartave mësimore për nxënësit dhe përgatitjen e grupeve për eksperimente laboratorike.

GJATË KLASËVE

Faza e instalimit

Mësuesi/ja vendos para nxënësve qëllimi i mësimit: bazuar në njohuritë ekzistuese për vetitë e substancave, parashikoni, konfirmoni në praktikë, përgjithësoni informacionin për bakrin dhe përbërjet e tij.
Nxënësit përbëjnë formulën elektronike të atomit të bakrit, zbulojnë se çfarë gjendje oksidimi mund të shfaqë bakri në përbërje, çfarë veti (redoks, acid-bazë) do të kenë përbërjet e bakrit.
Në fletoret e nxënësve shfaqet një tabelë.

Vetitë e bakrit dhe përbërjeve të tij

Metal	Cu 2 O - oksid bazë	CuO - oksid bazë
Agjent reduktues	CuOH është një bazë e paqëndrueshme	Cu (OH) 2 - bazë e patretshme
	CuCl - kripë e patretshme	CuSO 4 - kripë e tretshme
	Zotëron dualitet redoks	Oksiduesit

Faza e punës së pavarur

Për të konfirmuar dhe plotësuar supozimet, nxënësit kryejnë eksperimente laboratorike sipas udhëzimeve dhe shkruajnë ekuacionet e reaksioneve të kryera.

Udhëzime për punë të pavarur në dyshe

1. Ndizni telin e bakrit në një flakë. Vini re se si ngjyra e tij ka ndryshuar. Vendosni telin e nxehtë të bakrit të kalcinuar në alkool etilik. Vini re ndryshimin në ngjyrën e tij. Përsëritni këto manipulime 2-3 herë. Kontrolloni nëse aroma e etanolit ka ndryshuar.
Shkruani dy ekuacione reaksionesh që korrespondojnë me shndërrimet e kryera. Cilat veti të bakrit dhe oksidit të tij konfirmohen nga këto reaksione?

2. Shtoni acid klorhidrik në oksidin e bakrit (I).
Çfarë po shikon? Shkruani ekuacionet e reaksionit, duke pasur parasysh se kloruri i bakrit (I) është një përbërje e patretshme. Cilat veti të bakrit(I) konfirmohen nga këto reaksione?

3. a) Vendosni një kokrrizë zinku në tretësirën e sulfatit të bakrit (II). Nëse nuk ndodh reaksion, ngrohni tretësirën. b) Shtoni 1 ml acid sulfurik në oksidin e bakrit (II) dhe ngroheni.
Çfarë po shikon? Shkruani ekuacionet e reaksionit. Cilat veti të përbërjeve të bakrit konfirmohen nga këto reaksione?

4. Vendosni një shirit tregues universal në tretësirën e sulfatit të bakrit (II).
Shpjegoni rezultatin. Shkruani ekuacionin jonik të hidrolizës për fazën e parë.
Shtoni një tretësirë ​​të sulfatit të mjaltit (II) në një tretësirë ​​të karbonatit të natriumit.
Çfarë po shikon? Shkruani ekuacionin për reaksionin e hidrolizës së bashkimit në formë molekulare dhe jonike.

5.
Çfarë po shikon?
Shtoni tretësirën e amoniakut në precipitatin që rezulton.
Çfarë ndryshimesh kanë ndodhur? Shkruani ekuacionet e reaksionit. Cilat veti të përbërjeve të bakrit vërtetohen nga reaksionet e kryera?

6. Shtoni një tretësirë ​​të jodidit të kaliumit në sulfat bakri (II).
Çfarë po shikon? Shkruani një ekuacion për reaksionin. Çfarë vetie të bakrit(II) provon ky reaksion?

7. Vendosni një copë të vogël teli bakri në një provëz me 1 ml acid nitrik të koncentruar. Mbyllni tubin me një tapë.
Çfarë po shikon? (Merrni epruvetën nën draft.) Shkruani ekuacionin e reaksionit.
Derdhni acid klorhidrik në një provëz tjetër, vendosni një copë teli bakri në të.
Çfarë po shikon? Shpjegoni vëzhgimet tuaja. Cilat veti të bakrit konfirmohen nga këto reaksione?

8. Shtoni një tepricë të hidroksidit të natriumit në sulfat bakri (II).
Çfarë po shikon? Ngrohni precipitatin. Cfare ndodhi? Shkruani ekuacionet e reaksionit. Cilat veti të përbërjeve të bakrit konfirmohen nga këto reaksione?

9. Shtoni një tepricë të hidroksidit të natriumit në sulfat bakri (II).
Çfarë po shikon?
Shtoni një zgjidhje të glicerinës në precipitatin që rezulton.
Çfarë ndryshimesh kanë ndodhur? Shkruani ekuacionet e reaksionit. Cilat veti të përbërjeve të bakrit vërtetojnë këto reaksione?

10. Shtoni një tepricë të hidroksidit të natriumit në sulfat bakri (II).
Çfarë po shikon?
Derdhni tretësirën e glukozës në precipitatin që rezulton dhe ngroheni.
Cfare ndodhi? Shkruani ekuacionin e reaksionit duke përdorur formulën e përgjithshme për aldehidet për të treguar glukozën

Çfarë vetie të përbërjes së bakrit provon ky reaksion?

11. Shtoni në sulfatin e bakrit (II): a) tretësirën e amoniakut; b) tretësira e fosfatit të natriumit.
Çfarë po shikon? Shkruani ekuacionet e reaksionit. Cilat veti të përbërjeve të bakrit vërtetohen nga reaksionet e kryera?

Faza e komunikimit dhe informimit

Mësuesi/ja bën një pyetje në lidhje me vetitë e një lënde të caktuar. Nxënësit që kryen eksperimentet përkatëse raportojnë për eksperimentin dhe shkruajnë ekuacionet e reagimit në dërrasën e zezë. Më pas mësuesi dhe nxënësit plotësojnë informacionin për vetitë kimike të lëndës, të cilat nuk mund të vërtetoheshin nga reagimet në kushtet e laboratorit të shkollës.

Rendi i diskutimit të vetive kimike të përbërjeve të bakrit

1. Si reagon bakri me acidet, me cilat substanca të tjera mund të reagojë bakri?

Reaksionet e bakrit shkruhen me:

Acidi nitrik i koncentruar dhe i holluar:

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

Acidi sulfurik i koncentruar:

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

Oksigjen:

2Cu + O 2 \u003d 2CuO;

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2;

Acidi klorhidrik në prani të oksigjenit:

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

Klorur hekuri (III):

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

2. Cilat janë vetitë e oksidit dhe klorurit të bakrit (I)?

Tërhiqet vëmendja tek vetitë kryesore, aftësia për të formuar komplekse, dualiteti redoks Ekuacionet e reaksioneve të oksidit të bakrit (I) me:

Acidi klorhidrik për të formuar CuCl:

Cu2O + 2HCl = 2CuCl + H2O;

Teprica e HCl:

CuCl + HCl = H;

Reaksionet e reduktimit dhe oksidimit të Cu 2 O:

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

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

Disproporcioni kur nxehet:

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

3. Cilat janë vetitë e oksidit të bakrit (II)?

Tërhiqet vëmendja tek vetitë themelore dhe ato oksiduese.Ekuacionet për reaksionet e oksidit të bakrit(II) me:

Acidi:

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

Etanol:

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

Hidrogjeni:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O;

Alumini:

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

4. Cilat janë vetitë e hidroksidit të bakrit (II)?

Tërhiqet vëmendja tek vetitë oksiduese, themelore, aftësia për të kompleksuar me përbërje organike dhe inorganike.Ekuacionet e reaksionit shkruhen me:

Aldehidi:

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

Acidi:

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

Amoniaku:

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

Glicerina:

Ekuacioni i reaksionit të zbërthimit:

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

5. Cilat janë vetitë e kripërave të bakrit (II)?

Tërhiqet vëmendja ndaj reaksioneve të shkëmbimit të joneve, hidrolizës, vetive oksiduese, kompleksimit. Ekuacionet për reaksionet e sulfatit të bakrit shkruhen me:

Hidroksid natriumi:

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

Fosfati i natriumit:

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

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

Jodidi i kaliumit:

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

Amoniaku:

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

dhe ekuacionet e reagimit:

Hidroliza:

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

Bashkë-hidroliza me karbonat natriumi për të formuar malakitin:

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

Për më tepër, ju mund t'u tregoni studentëve për ndërveprimin e oksidit të bakrit (II) dhe hidroksidit me alkalet, gjë që vërteton amfoteritetin e tyre:

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

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

Cu + HgCl 2 \u003d CuCl 2 + Hg,

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

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

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

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

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

2CuCl + Cl 2 \u003d 2CuCl 2,

2CuCl \u003d CuCl 2 + Cu,

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

Ushtrimi 3 Bëni zinxhirë transformimesh që korrespondojnë me skemat e mëposhtme dhe kryeni ato:

Detyra 1. Një aliazh bakri dhe alumini u trajtua fillimisht me një tepricë alkali dhe më pas me një tepricë të acidit nitrik të holluar. Llogaritni fraksionet masive të metaleve në aliazh, nëse dihet se vëllimet e gazrave të çliruar në të dy reaksionet (në të njëjtat kushte) janë të barabarta me njëri-tjetrin.
.

(Përgjigju . Pjesa masive e bakrit - 84%).

Detyra 2. Me kalcinimin e 6,05 g nitrat bakri(II) të hidratuar, u përftuan 2 g mbetje. Përcaktoni formulën e kripës origjinale.

(Përgjigju. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)

Detyra 3. Një pjatë bakri me peshë 13,2 g u ul në 300 g të një solucioni nitrat hekuri (III) me një pjesë masive të kripës prej 0,112. Kur u hoq, rezultoi se fraksioni masiv i nitratit të hekurit (III) u bë i barabartë me fraksionin masiv të kripës së bakrit (II) të formuar. Përcaktoni masën e pllakës pasi të jetë hequr nga tretësira.

(Përgjigju. 10 vjet.)

Detyre shtepie. Mësoni materialin e shkruar në fletore. Hartoni një zinxhir transformimesh për përbërjet e bakrit, që përmban të paktën dhjetë reaksione dhe kryeni atë.

LITERATURA

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. Një manual mbi kiminë për studentët e universitetit. Programet. Pyetje, ushtrime, detyra. Mostrat e fletëve të provimit. M.: Shkolla e lartë, 1999, 575 f.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 detyra dhe ushtrime në kimi. Për nxënësit e shkollës dhe hyrjet. M.: 1st Federal Book Trade Company, 1998, 512 f.