Oxider är en typ av föreningar som är utbredda i naturen och som kan observeras även i vardagen, i vardagen. Ett exempel är sand, vatten, rost, kalk, koldioxid, ett antal naturliga färgämnen. Malmen av många värdefulla metaller är oxid till sin natur, varför den är av stort intresse för vetenskaplig och industriell forskning.

Kombinationen av kemiska grundämnen med syre kallas oxider. Som regel bildas de när några ämnen värms upp i luft. Skilj mellan sura och basiska oxider. Metaller bildar basiska oxider, medan icke-metaller bildar sura. Med undantag för oxider av krom och mangan, som också är sura. Den här artikeln diskuterar representanten för de viktigaste oxiderna - CuO (II).

CuO(II)

Koppar, uppvärmd i luft vid en temperatur av 400–500 °C, gradvis täckt med en svart beläggning, som kemister kallar tvåvärd kopparoxid, eller CuO (II). Det beskrivna fenomenet representeras i följande ekvation:

2 Cu + O2 → 2 CuO

Termen "bivalent" indikerar förmågan hos en atom att reagera med andra element genom två kemiska bindningar.

Intressant fakta! Koppar, som är i olika föreningar, kan ha olika valens och en annan färg. Till exempel: kopparoxider är klarröda (Cu2O) och brunsvarta (CuO) till färgen. Och kopparhydroxider får gula (CuOH) och blå (Cu (OH) 2) färger. Ett klassiskt exempel på fenomenet när kvantitet förvandlas till kvalitet.

Cu2O kallas ibland även för lustgas, koppar(I)oxid, och CuO är oxid, koppar(II)oxid. Det finns även koppar(III)oxid - Cu2O3.

Inom geologi kallas oxiden av tvåvärd (eller tvåvärd) koppar vanligen tenorit, dess andra namn är melaconite. Namnet tenorit kommer från namnet på den enastående italienska professorn i botanik Michele Tenore, (1780-1861). Melakonit anses vara en synonym för namnet tenorit och översätts till ryska som kopparsvart eller svart kopparmalm. I ett eller annat fall talar vi om ett brunsvart kristallint mineral som sönderdelas när det bränns och smälter endast vid ett övertryck av syre, olösligt i vatten och inte reagerar med det.

Vi betonar huvudparametrarna för det namngivna mineralet.

Kemisk formel: CuO

Dess molekyl består från en Cu-atom med en molekylvikt på 64 a. e. m. och en O-atom, molekylvikt 16 a.m. e. m., där en. e. m. - atommassaenhet, det är också en dalton, 1 a. mu \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -27 kg \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -24 g. Följaktligen är föreningens molekylvikt: 64 + 16 \u003d 80 a. äta.

Kristallcell: monokliniska systemet. Vad betyder den här typen av kristallsymmetriaxlar när två axlar skär varandra i en sned vinkel och har olika längd, och den tredje axeln är placerad i en vinkel på 90° i förhållande till dem.

Densitet – 6,51 g/cm3. Som jämförelse är densiteten för rent guld 19,32 g / cm³ och densiteten för bordssalt är 2,16 g / cm 3.

Smälter vid 1447°C, under syretryck.

Bryts ner vid glödning upp till 1100 °C och omvandlas till koppar(I)oxid:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Det reagerar inte med vatten och löser sig inte i det..

Men det reagerar med en vattenlösning av ammoniak, med bildning av tetraaminkoppar(II)hydroxid: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

I en sur miljö bildar den sulfat och vatten: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Genom att reagera med alkali bildas kuprat: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reaktion CuO NaOH

Bildad:

• genom att kalcinera koppar(II)hydroxid vid en temperatur av 200 ° C: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O;
• under oxidation av metallisk koppar i luft vid en temperatur av 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• under högtemperaturbearbetning av malakit: (CuOH)₂CO3 -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Reducerad till metallisk koppar -

• i reaktion med väte: CuO + H2 = Cu + H2O;
• med kolmonoxid (kolmonoxid): CuO + CO = Cu + CO2;
• med aktiv metall: CuO + Mg = Cu + MgO.

toxisk. Beroende på graden av skadliga effekter på människokroppen klassificeras det som ett ämne i den andra faroklassen. Orsakar irritation av slemhinnor i ögon, hud, andningsvägar och mag-tarmsystemet. När du interagerar med honom är det nödvändigt att använda sådan skyddsutrustning som gummihandskar, andningsskydd, skyddsglasögon, overaller.

Ämnet är explosivt och brandfarligt.

Tillämpas inom industrin, som mineralkomponent i foder, inom pyroteknik, vid framställning av katalysatorer för kemiska reaktioner, som färgpigment för glas, emaljer och keramik.

De oxiderande egenskaperna hos kopparoxid (II) används oftast i laboratoriestudier, när elementaranalys krävs relaterad till studiet av organiska material för närvaron av väte och kol i dem.

Det är viktigt att CuO (II) är ganska utbredd i naturen som mineralet tenerit, det är med andra ord en naturlig malmförening från vilken koppar kan erhållas.

Latinska namnet Cuprum och motsvarande symbol Cu kommer från namnet på ön Cypern. Det var därifrån, genom Medelhavet, som de gamla romarna och grekerna exporterade denna värdefulla metall.

Koppar är en av de sju vanligaste metallerna i världen och har varit i människans tjänst sedan urminnes tider. Men i sitt ursprungliga metalliska tillstånd är den ganska sällsynt. Detta är en mjuk metall som är lätt att bearbeta, kännetecknad av en hög densitet, en mycket högkvalitativ ledare av ström och värme. När det gäller elektrisk ledningsförmåga är det näst efter silver, medan det är ett billigare material. Används ofta i form av tråd och tunnplåtsprodukter.

Kemiska föreningar av koppar är olikaökad biologisk aktivitet. I djur- och växtorganismer är de involverade i syntesen av klorofyll, därför anses de vara en mycket värdefull komponent i sammansättningen av mineralgödselmedel.

Koppar behövs också i människans kost. Dess brist i kroppen kan leda till olika blodsjukdomar.

Video

Från videon kommer du att lära dig vad kopparoxid är.

Koppar (Cu) tillhör d-elementen och är belägen i IB-gruppen i det periodiska systemet för D.I. Mendeleev. Den elektroniska konfigurationen av kopparatomen i grundtillståndet skrivs som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 istället för den förväntade formeln 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Med andra ord, i fallet med en kopparatom, observeras det så kallade "elektronhoppet" från 4s undernivå till 3d undernivå. För koppar är förutom noll även oxidationstillstånd +1 och +2 möjliga. Oxidationstillståndet +1 är benäget att disproportionera och är endast stabilt i olösliga föreningar såsom CuI, CuCl, Cu2O, etc., såväl som i komplexa föreningar, till exempel Cl och OH. Kopparföreningar i +1 oxidationstillstånd har ingen specifik färg. Så, koppar(I)oxid, beroende på storleken på kristallerna, kan vara mörkröd (stora kristaller) och gul (små kristaller), CuCl och CuI är vita och Cu2S är svartblå. Mer kemiskt stabil är oxidationstillståndet för koppar, lika med +2. Salter som innehåller koppar i ett givet oxidationstillstånd är blå och blågröna till färgen.

Koppar är en mycket mjuk, formbar och formbar metall med hög elektrisk och termisk ledningsförmåga. Färgen på metallisk koppar är röd-rosa. Koppar finns i aktivitetsserien av metaller till höger om väte, d.v.s. avser lågaktiva metaller.

med syre

Under normala förhållanden interagerar koppar inte med syre. Värme krävs för att reaktionen mellan dem ska fortsätta. Beroende på överskottet eller bristen på syre och temperaturförhållanden kan det bilda koppar(II)oxid och koppar(I)oxid:

med svavel

Reaktionen av svavel med koppar, beroende på villkoren för att utföra, kan leda till bildning av både koppar (I) sulfid och koppar (II) sulfid. När en blandning av pulvriserad Cu och S upphettas till en temperatur av 300-400 ° C, bildas koppar(I)sulfid:

Med brist på svavel och reaktionen utförs vid en temperatur på mer än 400 ° C bildas koppar(II)sulfid. Ett enklare sätt att erhålla koppar(II)sulfid från enkla ämnen är dock samspelet mellan koppar och svavel löst i koldisulfid:

Denna reaktion fortskrider vid rumstemperatur.

med halogener

Koppar reagerar med fluor, klor och brom och bildar halogenider med den allmänna formeln CuHal 2, där Hal är F, Cl eller Br:

Cu + Br2 = CuBr2

När det gäller jod, det svagaste oxidationsmedlet bland halogener, bildas koppar (I) jodid:

Koppar interagerar inte med väte, kväve, kol och kisel.

med icke-oxiderande syror

Nästan alla syror är icke-oxiderande syror, förutom koncentrerad svavelsyra och salpetersyra oavsett koncentration. Eftersom icke-oxiderande syror kan oxidera endast metaller som finns i aktivitetsserien upp till väte; detta betyder att koppar inte reagerar med sådana syror.

med oxiderande syror

- koncentrerad svavelsyra

Koppar reagerar med koncentrerad svavelsyra både vid upphettning och rumstemperatur. Vid upphettning fortskrider reaktionen i enlighet med ekvationen:

Eftersom koppar inte är ett starkt reduktionsmedel, reduceras svavel i denna reaktion endast till +4 oxidationstillstånd (i SO 2).

- med utspädd salpetersyra

Reaktionen av koppar med utspädd HNO 3 leder till bildning av koppar (II) nitrat och kvävemonoxid:

3Cu + 8HNO3 (diff.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

- med koncentrerad salpetersyra

Koncentrerad HNO 3 reagerar lätt med koppar under normala förhållanden. Skillnaden mellan reaktionen av koppar med koncentrerad salpetersyra och interaktionen med utspädd salpetersyra ligger i produkten av kvävereduktion. I fallet med koncentrerad HNO 3 reduceras kvävet i mindre utsträckning: istället för kväveoxid (II) bildas kväveoxid (IV), vilket är förknippat med större konkurrens mellan salpetersyramolekyler i koncentrerad syra om elektronerna i reduktionsmedel (Cu):

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

med icke-metalloxider

Koppar reagerar med vissa icke-metalloxider. Till exempel, med oxider som NO 2, NO, N 2 O, oxideras koppar till koppar(II)oxid, och kväve reduceras till oxidationstillstånd 0, dvs. en enkel substans N 2 bildas:

När det gäller svaveldioxid bildas istället för ett enkelt ämne (svavel) koppar(I)sulfid. Detta beror på det faktum att koppar med svavel, till skillnad från kväve, reagerar:

med metalloxider

Vid sintring av metallisk koppar med kopparoxid (II) vid en temperatur av 1000-2000 ° C kan kopparoxid (I) erhållas:

Metallisk koppar kan också reducera järn(III)oxid vid kalcinering till järn(II)oxid:

med metallsalter

Koppar förskjuter mindre aktiva metaller (till höger om den i aktivitetsserien) från lösningar av deras salter:

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

En intressant reaktion äger också rum, där koppar löses i ett salt av en mer aktiv metall - järn i +3-oxidationstillståndet. Det finns dock inga motsägelser, eftersom koppar förskjuter inte järn från sitt salt, utan återställer det bara från +3 oxidationstillstånd till +2 oxidationstillstånd:

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

Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Den senare reaktionen används vid produktion av mikrokretsar vid etsningsstadiet av kopparskivor.

Korrosion av koppar

Koppar korroderar med tiden när den utsätts för fukt, koldioxid och atmosfäriskt syre:

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

Som ett resultat av denna reaktion täcks kopparprodukter med en lös blågrön beläggning av koppar(II)hydroxokarbonat.

Kemiska egenskaper hos zink

Zink Zn är i IIB-gruppen av den IV:e perioden. Elektronisk konfiguration av valensorbitaler för atomer av ett kemiskt element i grundtillståndet 3d 10 4s 2 . För zink är endast ett enda oxidationstillstånd möjligt, lika med +2. Zinkoxid ZnO och zinkhydroxid Zn(OH) 2 har uttalade amfotära egenskaper.

Zink mattas när den förvaras i luft och täcks med ett tunt lager av ZnO-oxid. Oxidation sker särskilt lätt vid hög luftfuktighet och i närvaro av koldioxid på grund av reaktionen:

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

Zinkånga brinner i luft, och en tunn remsa av zink, efter att ha glödt i en brännarlåga, brinner i den med en grönaktig låga:

Vid uppvärmning interagerar metallisk zink också med halogener, svavel, fosfor:

Zink reagerar inte direkt med väte, kväve, kol, kisel och bor.

Zink reagerar med icke-oxiderande syror för att frigöra väte:

Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

Industriell zink är särskilt lättlöslig i syror, eftersom den innehåller föroreningar av andra mindre aktiva metaller, i synnerhet kadmium och koppar. Högren zink är resistent mot syror av vissa skäl. För att påskynda reaktionen bringas ett prov av högrent zink i kontakt med koppar, eller så tillsätts en liten mängd kopparsalt till den sura lösningen.

Vid en temperatur på 800-900 o C (röd värme) interagerar metallisk zink, som är i smält tillstånd, med överhettad vattenånga och frigör väte från den:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Zink reagerar också med oxiderande syror: koncentrerad svavelsyra och salpetersyra.

Zink som en aktiv metall kan bilda svaveldioxid, elementärt svavel och till och med vätesulfid med koncentrerad svavelsyra.

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

Sammansättningen av produkterna av salpetersyrareduktion bestäms av koncentrationen av lösningen:

Zn + 4HNO3 (konc.) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Zn + 10HNO3 (20%) = 4Zn (NO3)2 + N2O + 5H2O

5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

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

Riktningen på processen påverkas också av temperaturen, mängden syra, metallens renhet och reaktionstiden.

Zink reagerar med alkaliska lösningar för att bildas tetrahydroxozinkater och väte:

Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2

Zn + Ba (OH)2 + 2H2O \u003d Ba + H2

Med vattenfria alkalier bildas zink när den smälts samman zinkater och väte:

I en mycket alkalisk miljö är zink ett extremt starkt reduktionsmedel som kan reducera kväve i nitrater och nitriter till ammoniak:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2 + NH3

På grund av komplexbildning löses zink långsamt i en ammoniaklösning, vilket reducerar väte:

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

Zink återställer också mindre aktiva metaller (till höger om det i aktivitetsserien) från vattenlösningar av deras salter:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Kemiska egenskaper hos krom

Krom är ett grundämne i VIB-gruppen i det periodiska systemet. Den elektroniska konfigurationen av kromatomen skrivs som 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, dvs. i fallet med krom, såväl som i fallet med kopparatomen, observeras den så kallade "elektronglidningen"

De vanligaste uppvisade oxidationstillstånden för krom är +2, +3 och +6. De bör komma ihåg, och inom ramen för USE-programmet i kemi kan vi anta att krom inte har några andra oxidationstillstånd.

Under normala förhållanden är krom resistent mot korrosion både i luft och i vatten.

Interaktion med icke-metaller

med syre

Uppvärmd till en temperatur på mer än 600 o C brinner pulveriserat metalliskt krom i rent syre för att bilda krom(III)oxid:

4Cr + 3O2 = o t=> 2Cr2O3

med halogener

Krom reagerar med klor och fluor vid lägre temperaturer än med syre (250 respektive 300 o C):

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

2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl3

Krom reagerar med brom vid rödvärmetemperatur (850-900 o C):

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

med kväve

Metalliskt krom interagerar med kväve vid temperaturer över 1000 o C:

2Cr + N2 = ot=> 2CrN

med svavel

Med svavel kan krom bilda både krom(II)sulfid och krom(III)sulfid, beroende på proportionerna av svavel och krom:

Cr+S= o t=> CRS

2Cr+3S= o t=> Cr2S3

Krom reagerar inte med väte.

Interaktion med komplexa ämnen

Interaktion med vatten

Krom tillhör metallerna med medelhög aktivitet (finns i aktivitetsserien av metaller mellan aluminium och väte). Detta innebär att reaktionen fortskrider mellan glödhett krom och överhettad vattenånga:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2

Interaktion med syror

Krom passiveras under normala förhållanden med koncentrerad svavelsyra och salpetersyror, men det löses i dem under kokning, samtidigt som det oxideras till ett oxidationstillstånd av +3:

Cr + 6HNO3 (konc.) = t o=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

2Cr + 6H2S04 (konc) = t o=> Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

När det gäller utspädd salpetersyra är huvudprodukten av kvävereduktion ett enkelt ämne N 2:

10Cr + 36HNO3 (razb) \u003d 10Cr (NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Krom finns i aktivitetsserien till vänster om väte, vilket innebär att det kan frigöra H 2 från lösningar av icke-oxiderande syror. Under loppet av sådana reaktioner, i frånvaro av tillgång till atmosfäriskt syre, bildas krom (II) salter:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H 2

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

När reaktionen utförs i det fria oxideras tvåvärt krom omedelbart av syre som finns i luften till ett oxidationstillstånd av +3. I det här fallet, till exempel, kommer ekvationen med saltsyra att ha formen:

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

När krommetall smälts samman med starka oxidationsmedel i närvaro av alkalier, oxideras krom till ett oxidationstillstånd av +6 och bildar kromater:

Järns kemiska egenskaper

Järn Fe, ett kemiskt grundämne i grupp VIIIB och med serienummer 26 i det periodiska systemet. Fördelningen av elektroner i en järnatom är som följer 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, det vill säga järn tillhör d-element, eftersom d-subnivån är fylld i sitt fall. Det är mest karakteristiskt för två oxidationstillstånd +2 och +3. FeO-oxid och Fe(OH)2-hydroxid domineras av basiska egenskaper, Fe2O3-oxid och Fe(OH)3-hydroxid är markant amfotera. Så oxiden och hydroxiden av järn (III) löser sig i viss utsträckning när de kokas i koncentrerade lösningar av alkalier, och reagerar också med vattenfria alkalier under fusion. Det bör noteras att oxidationstillståndet för järn +2 är mycket instabilt och lätt övergår i oxidationstillståndet +3. Järnföreningar är också kända i ett sällsynt oxidationstillstånd av +6 - ferrater, salter av den icke-existerande "järnsyran" H 2 FeO 4. Dessa föreningar är relativt stabila endast i fast tillstånd eller i starkt alkaliska lösningar. Med otillräcklig alkalinitet hos mediet oxiderar ferrater snabbt jämnt vatten och frigör syre från det.

Interaktion med enkla ämnen

Med syre

Vid förbränning i rent syre bildar järn den sk järn skala, med formeln Fe 3 O 4 och faktiskt representerar en blandad oxid, vars sammansättning kan villkorligt representeras av formeln FeO∙Fe 2 O 3 . Järns förbränningsreaktion har formen:

3Fe + 2O2 = t o=> Fe 3 O 4

Med svavel

Vid upphettning reagerar järn med svavel och bildar järnsulfid:

Fe+S= t o=> FeS

Eller med ett överskott av svavel järndisulfid:

Fe + 2S = t o=> FeS2

Med halogener

Med alla halogener utom jod oxideras metalliskt järn till ett oxidationstillstånd av +3 och bildar järnhalogenider (lll):

2Fe + 3F2 = t o=> 2FeF 3 - järnfluorid (lll)

2Fe + 3Cl2 = t o=> 2FeCl 3 - järnklorid (lll)

Jod, som det svagaste oxidationsmedlet bland halogener, oxiderar endast järn till +2 oxidationstillstånd:

Fe + I2 = t o=> FeI 2 - järnjodid (ll)

Det bör noteras att järn(III)järnföreningar lätt oxiderar jodidjoner i en vattenlösning till fri jod I2 medan de återhämtar sig till +2-oxidationstillståndet. Exempel på liknande reaktioner från FIPI-banken:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O

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

Med väte

Järn reagerar inte med väte (endast alkalimetaller och alkaliska jordartsmetaller reagerar med väte från metaller):

Interaktion med komplexa ämnen

Interaktion med syror

Med icke-oxiderande syror

Eftersom järn är beläget i aktivitetsserien till vänster om väte, betyder det att det kan ersätta väte från icke-oxiderande syror (nästan alla syror utom H 2 SO 4 (konc.) och HNO 3 av vilken koncentration som helst):

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

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2

Det är nödvändigt att uppmärksamma ett sådant trick i tentamens uppgifter, som en fråga om ämnet till vilken grad av oxidation järn kommer att oxideras när det utsätts för utspädd och koncentrerad saltsyra. Rätt svar är upp till +2 i båda fallen.

Fällan här ligger i den intuitiva förväntan om en djupare oxidation av järn (upp till s.o. +3) i fallet med dess interaktion med koncentrerad saltsyra.

Interaktion med oxiderande syror

Under normala förhållanden reagerar järn inte med koncentrerad svavelsyra och salpetersyror på grund av passivering. Men det reagerar med dem när de kokas:

2Fe + 6H2SO4 = o t=> Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Observera att utspädd svavelsyra oxiderar järn till ett oxidationstillstånd av +2 och koncentreras till +3.

Korrosion (rostning) av järn

I fuktig luft rostar järn mycket snabbt:

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

Järn reagerar inte med vatten i frånvaro av syre varken under normala förhållanden eller vid kokning. Reaktionen med vatten fortskrider endast vid en temperatur över rödvärmetemperaturen (> 800 °C). de där..

Som alla d-element, färgglada.

Precis som med koppar observeras det elektrondipp- från s-orbital till d-orbital

Atomens elektroniska struktur:

Följaktligen finns det två karakteristiska oxidationstillstånd för koppar: +2 och +1.

Enkel substans: guld-rosa metall.

Kopparoxider:Сu2O kopparoxid (I) \ kopparoxid 1 - röd-orange färg

CuO koppar(II)oxid \ kopparoxid 2 - svart.

Andra kopparföreningar Cu(I), förutom oxiden, är instabila.

Kopparföreningar Cu (II) - för det första är de stabila, och för det andra är de blå eller grönaktiga.

Varför blir kopparmynt gröna? Koppar reagerar med koldioxid i närvaro av vatten och bildar CuCO3, ett grönt ämne.

En annan färgad kopparförening, koppar(II)sulfid, är en svart fällning.

Koppar, till skillnad från andra element, står efter väte, så det frigör det inte från syror:

• Med varm svavelsyra: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• Med kall svavelsyra: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• med koncentrerad:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4N02 + 4H2O
• med utspädd salpetersyra:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Ett exempel på uppgiften för provet C2 alternativ 1:

Kopparnitrat kalcinerades, den resulterande fasta fällningen löstes i svavelsyra. Svavelväte fick passera genom lösningen, den resulterande svarta fällningen kalcinerades och den fasta återstoden löstes genom upphettning i salpetersyra.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Den fasta fällningen är koppar(II)oxid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Koppar(II)sulfid är en svart fällning.

"avfyrad" betyder att det förekom en interaktion med syre. Förväxla inte med "kalcinering". Antänd - värme, naturligt, vid hög temperatur.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Den fasta återstoden är CuO om kopparsulfiden reagerade fullständigt, CuO + CuS om partiellt.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

en annan reaktion är också möjlig:

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

Ett exempel på uppgiften för provet C2 alternativ 2:

Koppar löstes i koncentrerad salpetersyra, den resulterande gasen blandades med syre och löstes i vatten. Zinkoxid löstes i den resulterande lösningen, sedan sattes ett stort överskott av natriumhydroxidlösning till lösningen.

Som ett resultat av reaktionen med salpetersyra bildas Cu(NO3)2, NO2 och O2.

NO2 blandat med syre betyder oxiderad: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Blandat med vatten: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

Zn(NO3)2 + 4NaOH \u003d Na2 + 2NaNO3

Cuprum (Cu) är en av de lågaktiva metallerna. Det kännetecknas av bildandet av kemiska föreningar med oxidationstillstånd +1 och +2. Så till exempel två oxider, som är en förening av två element Cu och syre O: med ett oxidationstillstånd på +1 - kopparoxid Cu2O och ett oxidationstillstånd på +2 - kopparoxid CuO. Trots det faktum att de består av samma kemiska element, men var och en av dem har sina egna speciella egenskaper. I kylan interagerar metallen mycket svagt med atmosfäriskt syre och täcks av en film, som är kopparoxid, som förhindrar ytterligare oxidation av koppar. Vid upphettning oxideras detta enkla ämne med serienummer 29 i det periodiska systemet helt. I detta fall bildas även koppar(II)oxid: 2Cu + O2 → 2CuO.

Lustgasen är en brunröd fast substans med en molmassa på 143,1 g/mol. Föreningen har en smältpunkt på 1235°C, en kokpunkt på 1800°C. Det är olösligt i vatten, men lösligt i syror. Koppar(I)oxid späds i (koncentrerad), och ett färglöst komplex + bildas, som lätt oxideras i luft till ett blåviolett ammoniumkomplex 2+, som löses i saltsyra och bildar CuCl2. I halvledarfysikens historia är Cu2O ett av de mest studerade materialen.

Koppar(I)oxid, även känd som hemioxid, har grundläggande egenskaper. Det kan erhållas genom metalloxidation: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Föroreningar som vatten och syror påverkar hastigheten för denna process såväl som ytterligare oxidation till den tvåvärda oxiden. Kopparoxid kan lösas i denna form ren metall och salt: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Enligt ett liknande schema interagerar en oxid med en grad av +1 med andra syrehaltiga syror. I interaktionen av hemioxid med halogenhaltiga syror bildas envärda metallsalter: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Oxid av koppar (I) förekommer i naturen i form av rödmalm (detta är ett föråldrat namn, tillsammans med såsom rubin​​Cu), kallat mineralet "Cuprite". Det tar lång tid att utbilda. Det kan tillverkas artificiellt vid höga temperaturer eller under högt syretryck. Hemioxid används vanligtvis som en svampdödande medel, som ett pigment, som ett antifouling-medel i undervattens- eller marinfärg, och som en katalysator.

Men effekten av detta ämne med den kemiska formeln Cu2O på kroppen kan vara farlig. Vid inandning orsakar det dyspné, hosta och sårbildning och perforering av luftvägarna. Vid förtäring irriterar det mag-tarmkanalen, vilket åtföljs av kräkningar, smärta och diarré.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Koppar(II)oxid används i keramik (som ett pigment) för att producera glasyrer (blått, grönt och rött, och ibland rosa, grått eller svart). Det används också som ett kosttillskott hos djur för att minska cuprumbrist i kroppen. Det är ett slipande material som är nödvändigt för att polera optisk utrustning. Det används för produktion av torra celler, för produktion av andra Cu-salter. CuO-föreningen används också vid svetsning av kopparlegeringar.

Exponering för den kemiska föreningen CuO kan också vara farlig för människokroppen. Orsakar lungirritation vid inandning. Koppar(II)oxid kan orsaka metallångfeber (MFF). Cu-oxid framkallar en förändring i hudfärg, synproblem kan uppstå. Vid intag, som hemioxid, leder det till förgiftning, som åtföljs av symtom i form av kräkningar och smärta.

KOPPAR OCH DESS FÖRENINGAR

LEKTION I 11:E NATURVETENSKAPSKLASSEN

För att öka elevernas kognitiva aktivitet och självständighet använder vi lärdomarna från den kollektiva studien av materialet. Vid sådana lektioner får varje elev (eller ett elevpar) en uppgift, vars slutförande han måste rapportera om i samma lektion, och hans rapport registreras av resten av klassen i anteckningsböcker och är en del av innehållet av lektionens utbildningsmaterial. Varje elev bidrar till klassens studie av ämnet.
Under lektionen ändras elevernas arbetssätt från intraaktivt (ett läge där informationsflöden är stängda inom eleverna, typiskt för självständigt arbete) till interaktivt (ett läge där informationsflöden är tvåvägs, d.v.s. information går både från studenten och till studenten utbyts information). Samtidigt fungerar läraren som organisatör av processen, korrigerar och kompletterar den information som eleverna lämnar.
Lektionerna för kollektiv studie av materialet består av följande steg:
1: a steget - installation, där läraren förklarar målen och arbetsprogrammet i lektionen (upp till 7 minuter);
Steg 2 - självständigt arbete av studenter enligt instruktionerna (upp till 15 minuter);
Steg 3 - utbyte av information och summering av lektionen (tar all återstående tid).
Lektionen "Koppar och dess föreningar" är designad för klasser med en fördjupad studie av kemi (4 timmar kemi per vecka), hålls i två akademiska timmar, lektionen uppdaterar elevernas kunskaper om följande ämnen: "Allmänna egenskaper av metaller", "Inställning till metaller med koncentrerad svavelsyra, salpetersyra", "Kvalitativa reaktioner på aldehyder och flervärda alkoholer", "Oxidation av mättade envärda alkoholer med koppar(II)oxid", "Komplexa föreningar".
Före lektionen får eleverna läxor: att gå igenom de ämnen som anges. Den preliminära förberedelsen av läraren för lektionen består i att sammanställa instruktionskort för elever och förbereda set för laboratorieexperiment.

UNDER KLASSERNA

Installationsstadiet

Läraren sätter framför eleverna syftet med lektionen: baserat på befintlig kunskap om ämnens egenskaper, förutsäga, bekräfta i praktiken, generalisera information om koppar och dess föreningar.
Eleverna gör upp den elektroniska formeln för kopparatomen, ta reda på vilka oxidationstillstånd koppar kan uppvisa i föreningar, vilka egenskaper (redox, syra-bas) kopparföreningar kommer att ha.
En tabell visas i elevernas anteckningsböcker.

Egenskaper hos koppar och dess föreningar

Metall	Cu2O - basisk oxid	CuO - basisk oxid
Reduktionsmedel	CuOH är en instabil bas	Cu (OH)2 - olöslig bas
	CuCl - olösligt salt	CuSO 4 - lösligt salt
	Har redoxdualitet	Oxidationsmedel

Stadium av självständigt arbete

För att bekräfta och komplettera antagandena utför eleverna laboratorieexperiment enligt instruktionerna och skriver ner ekvationerna för de utförda reaktionerna.

Instruktioner för självständigt arbete i par

1. Tänd koppartråden i en låga. Observera hur dess färg har ändrats. Placera den varma brända koppartråden i etylalkohol. Notera förändringen i dess färg. Upprepa dessa manipulationer 2-3 gånger. Kontrollera om lukten av etanol har förändrats.
Skriv ner två reaktionsekvationer som motsvarar de utförda transformationerna. Vilka egenskaper hos koppar och dess oxid bekräftas av dessa reaktioner?

2. Tillsätt saltsyra till koppar(I)oxid.
Vad tittar du på? Skriv ner reaktionsekvationerna, givet att koppar(I)klorid är en olöslig förening. Vilka egenskaper hos koppar(I) bekräftas av dessa reaktioner?

3. a) Placera en zinkgranul i koppar(II)sulfatlösningen. Om ingen reaktion inträffar, värm lösningen. b) Tillsätt 1 ml svavelsyra till koppar(II)oxid och värm upp.
Vad tittar du på? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bekräftas av dessa reaktioner?

4. Placera en universell indikatorremsa i koppar(II)sulfatlösningen.
Förklara resultatet. Skriv ner joniska ekvationen för hydrolys för det första steget.
Tillsätt en lösning av honungs(II)sulfat till en lösning av natriumkarbonat.
Vad tittar du på? Skriv ekvationen för reaktionen av ledhydrolys i molekylära och joniska former.

5.
Vad tittar du på?
Tillsätt ammoniaklösning till den resulterande fällningen.
Vilka förändringar har skett? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bevisas av de utförda reaktionerna?

6. Tillsätt en lösning av kaliumjodid till koppar(II)sulfat.
Vad tittar du på? Skriv en ekvation för reaktionen. Vilken egenskap hos koppar(II) bevisar denna reaktion?

7. Placera en liten bit koppartråd i ett provrör med 1 ml koncentrerad salpetersyra. Stäng röret med en propp.
Vad tittar du på? (Ta provröret under drag.) Skriv ner reaktionsekvationen.
Häll saltsyra i ett annat provrör, placera en liten bit koppartråd i det.
Vad tittar du på? Förklara dina observationer. Vilka egenskaper hos koppar bekräftas av dessa reaktioner?

8. Tillsätt ett överskott av natriumhydroxid till koppar(II)sulfat.
Vad tittar du på? Hetta upp fällningen. Vad hände? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bekräftas av dessa reaktioner?

9. Tillsätt ett överskott av natriumhydroxid till koppar(II)sulfat.
Vad tittar du på?
Tillsätt en lösning av glycerin till den resulterande fällningen.
Vilka förändringar har skett? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bevisar dessa reaktioner?

10. Tillsätt ett överskott av natriumhydroxid till koppar(II)sulfat.
Vad tittar du på?
Häll glukoslösningen till den resulterande fällningen och värm upp.
Vad hände? Skriv reaktionsekvationen med den allmänna formeln för aldehyder för att beteckna glukos

Vilken egenskap hos kopparföreningen bevisar denna reaktion?

11. Tillsätt till koppar(II)sulfat: a) ammoniaklösning; b) natriumfosfatlösning.
Vad tittar du på? Skriv ner reaktionsekvationerna. Vilka egenskaper hos kopparföreningar bevisas av de utförda reaktionerna?

Fas av kommunikation och debriefing

Läraren ställer en fråga om egenskaperna hos ett visst ämne. Eleverna som utförde motsvarande experiment rapporterar om experimentet och skriver ner reaktionsekvationerna på tavlan. Sedan kompletterar läraren och eleverna informationen om ämnets kemiska egenskaper, som inte kunde bekräftas av reaktioner i förhållanden i skollaboratoriet.

Diskussionsordningen för kopparföreningars kemiska egenskaper

1. Hur reagerar koppar med syror, vilka andra ämnen kan koppar reagera med?

Koppars reaktioner skrivs med:

Koncentrerad och utspädd salpetersyra:

Cu + 4HNO3 (konc.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O,
3Cu + 8HNO3 (diff.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

Koncentrerad svavelsyra:

Cu + 2H2S04 (konc.) = CuS04 + SO2 + 2H2O;

Syre:

2Cu + O2 \u003d 2CuO;

Cu + Cl2 \u003d CuCl2;

Saltsyra i närvaro av syre:

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

Järn(III)klorid:

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

2. Vilka egenskaper har koppar(I)oxid och klorid?

Uppmärksamhet dras till huvudegenskaperna, förmågan till komplexbildning, redoxdualitet. Reaktionsekvationerna av koppar(I)oxid med:

Saltsyra för att bilda CuCl:

Cu2O + 2HCl = 2CuCl + H2O;

Överskott av HCl:

CuCl + HCl = H;

Reaktioner av reduktion och oxidation av Cu 2 O:

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

2Cu2O + O2 \u003d 4CuO;

Disproportionering vid uppvärmning:

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

3. Vilka egenskaper har koppar(II)oxid?

Uppmärksamhet uppmärksammas på de grundläggande och oxiderande egenskaperna Ekvationer för reaktionerna mellan koppar(II)oxid med:

Syra:

CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O;

Etanol:

C2H5OH + CuO = CH3CHO + Cu + H2O;

Väte:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O;

Aluminium:

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

4. Vilka egenskaper har koppar(II)hydroxid?

Uppmärksamhet uppmärksammas på de oxiderande, grundläggande egenskaperna, förmågan att komplexbinda med organiska och oorganiska föreningar.Reaktionsekvationerna skrivs med:

Aldehyd:

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

Syra:

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

Ammoniak:

Cu (OH)2 + 4NH3 \u003d (OH)2;

Glycerin:

Nedbrytningsreaktionsekvationen:

Cu (OH)2 \u003d CuO + H2O.

5. Vilka egenskaper har koppar(II)salter?

Uppmärksamhet dras till reaktionerna av jonbyte, hydrolys, oxiderande egenskaper, komplexbildning. Ekvationerna för reaktionerna av kopparsulfat skrivs med:

Natriumhydroxid:

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

Natriumfosfat:

3Cu2+ + 2= Cu3(PO4)2;

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

Kaliumjodid:

2CuS04 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2S04;

Ammoniak:

Cu 2+ + 4NH3 \u003d 2+;

och reaktionsekvationer:

Hydrolys:

Cu2+ + HOH = CuOH + + H+;

Samhydrolys med natriumkarbonat för att bilda malakit:

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

Dessutom kan eleverna berättas om interaktionen mellan koppar(II)oxid och hydroxid med alkalier, vilket bevisar deras amfotericitet:

Cu (OH)2 + 2NaOH (konc.) \u003d Na2,

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

Cu + HgCl 2 \u003d CuCl 2 + Hg,

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

CuO + 2HCl \u003d CuCl2 + H2O,

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O,

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 CuCl2 + Cu,

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

Övning 3 Gör kedjor av transformationer som motsvarar följande scheman och utför dem:

Uppgift 1. En legering av koppar och aluminium behandlades först med ett överskott av alkali och sedan med ett överskott av utspädd salpetersyra. Beräkna massfraktionerna av metaller i legeringen, om det är känt att volymerna av gaser som frigörs i båda reaktionerna (under samma förhållanden) är lika med varandra
.

(Svar . Massfraktion av koppar - 84%.)

Uppgift 2. Vid kalcinering av 6,05 g hydratiserat koppar(II)nitrat erhölls 2 g återstod. Bestäm formeln för det ursprungliga saltet.

(Svar. Cu(NO3)23H2O.)

Uppgift 3. En kopparplatta som vägde 13,2 g sänktes ned i 300 g av en järn(III)nitratlösning med en massfraktion salt av 0,112. När den togs ut visade det sig att massfraktionen av järn(III)nitrat blev lika med massfraktionen av det bildade koppar(II)saltet. Bestäm plattans massa efter att den har tagits bort från lösningen.

(Svar. 10 år)

Läxa. Lär dig materialet som skrivits i anteckningsboken. Komponera en kedja av omvandlingar för kopparföreningar, innehållande minst tio reaktioner, och utför den.

LITTERATUR

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. En handbok om kemi för universitetsstudenter. Program. Frågor, övningar, uppgifter. Prover på tentamen. Moskva: Higher school, 1999, 575 s.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 uppgifter och övningar i kemi. För skolbarn och nybörjare. M.: 1st Federal Book Trade Company, 1998, 512 sid.