Оксиди - широко поширений у природі тип сполук, який можна спостерігати навіть у повсякденному житті, у побуті. Прикладом можуть бути пісок, вода, іржа, вапно, вуглекислий газ, ряд природних барвників. Руда багатьох цінних металів за своєю природою є оксидом, внаслідок чого становить великий інтерес для наукових та виробничих досліджень.
З'єднання хімічних елементів із киснем називають оксидами. Як правило, утворюються вони при розжарюванні будь-яких речовин на повітрі. Розрізняють кислотні та основні оксиди. Метали утворюють основні оксиди, тоді як неметали – кислотні. За винятком оксидів хрому та марганцю, які також є кислотними. У статті розглядається представник основних оксидів - CuO (II).
CuO (II)
Мідь нагрівається на повітрі при температурі 400–500 °C, Поступово покривається нальотом чорного кольору, який хіміки називають оксид двовалентної міді, або CuO(II). Описане явище подано у наступному рівнянні:
2 Cu + Про 2 → 2 CuO
Термін «двухвалентний» вказує на здатність атома вступати в реакцію взаємодії з іншими елементами у вигляді двох хімічних зв'язків.
Цікавий факт!Мідь, перебуваючи у різних з'єднаннях, може бути з різною валентністю та іншим кольором. Наприклад: оксиди міді мають яскраво-червоне (Cu2O) та коричнево-чорне (CuO) забарвлення. А гідроксиди міді набувають жовтого (CuOH) та синього (Cu(OH)2) кольору. Класичний приклад явища, коли кількість перетворюється на якість.
Cu2O іноді називають закис, оксид міді (I), а CuO - окис, оксид міді (II). Існує також оксид міді (III) – Cu2O3.
У геології оксид двовалентної (або бівалентної) міді прийнято називати тенорит, інша його назва – мелаконіт. Назва тенорит походить від прізвища видатного італійського професора ботаніки Michele Tenore (1780-1861). Мелаконіт вважається синонімом назви тенорит і перекладається російською мовою, як мідна чернь чи чорна мідна руда. У тому чи іншому випадку йдеться про кристалічний мінерал коричнево-чорного кольору, що розкладається при прожарюванні і плавиться тільки при надмірному тиску кисню, у воді нерозчинному, і не реагує з нею.
Акцентуємо основні параметри мінералу.
Хімічна формула: CuO
Молекула його складаєтьсяз атома Cu з молекулярною масою 64 а. е. м. та атома O, молекулярна маса 16 а. е. м., де а. е. м. - атомна одиниця маси, вона ж дальтон, 1 а. е. м. = 1,660 540 2(10) × 10 −27 кг = 1,660 540 2(10) × 10 –24 г. Відповідно молекулярна маса сполуки дорівнює: 64 + 16 = 80 а. е. м.
Кристалічна решітка:моноклінна сингонія. Що означає такий тип осей симетрії кристала, коли дві осі перетинаються під косим кутом і мають різну довжину, а третя вісь розташована по відношенню до них під кутом 90°.
густина – 6,51 г/см 3 . Для порівняння, щільність чистого золота дорівнює 19,32 г/см3, а щільність кухонної солі становить 2,16 г/см3.
Плавиться за температури 1447 °Cпід тиском кисню.
Розкладається при розжарюванні до 1100 °C і перетворюється на оксид міді (I):
4CuO = 2Cu2O + O2.
З водою не реагує і не розчиняється у ній.
Натомість вступає в реакцію з водним розчином аміаку, з утворенням гідроксиду тетрааммінмеді (II) CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2 .
У кислотному середовищі утворює сульфат та воду: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
Реагуючи з лугом, створює купрат: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.
Реакція CuO NaOH
Утворюється:
- шляхом прожарювання гідроксиду міді (II) за температури 200 °C: Cu(OH)2 = CuO + H2O;
- при окисленні металевої міді повітря при температурі 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
- при високотемпературній обробці малахіту: (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H₂O.
Відновлюється до металевої міді.
- у реакції з воднем: CuO + H2 = Cu + H2O;
- з чадним газом (монооксид вуглецю): CuO + CO = Cu + CO2;
- з активним металом: CuO+Mg=Cu+MgO.
Токсичний. За ступенем несприятливого на людський організм зараховується до речовин другого класу небезпеки. Викликає подразнення слизових оболонок очей, шкірних покривів, дихальних шляхів та шлунково-кишкової системи. При взаємодії з ним обов'язково використання засобів захисту, як гумові рукавички, респіратори, захисні окуляри, спецодяг.
Речовина вибухонебезпечна і легко спалахує.
Застосовується у промисловості, як мінеральна складова комбікормів, у піротехніці, при отриманні каталізаторів хімічних реакцій, як барвник для скла, емалей, кераміки.
Окисні властивості оксиду міді (II) найчастіше застосовуються в лабораторних дослідженнях, коли необхідний елементарний аналіз, пов'язаний з вивченням органічних матеріалів на предмет наявності в них водню і вуглецю.
Важливо, що CuO (II) досить поширений у природі, як мінерал тенерит, іншими словами - це природне з'єднання руди, з якого можна отримати мідь.
Латинська назва Cuprumі відповідний символ Cu походить від назви острова Кіпр. Саме звідти через Середземне море вивозили цей цінний метал древні римляни та греки.
Мідь входить до семи найбільш поширених у світі металів і перебуває на службі в людини з давніх часів. Однак у первозданному металевому стані зустрічається досить рідко. Це м'який метал, що легко піддається обробці, відрізняється високою щільністю, дуже якісний провідник струму і тепла. По електричної провідності поступається тільки сріблу, тоді як дешевшим матеріалом. Широко використовується у вигляді дроту та тонкого листового прокату.
Хімічні сполуки міді відрізняютьсяпідвищену біологічну активність. У тварин та рослинних організмах вони беруть участь у процесах синтезу хлорофілу, тому вважаються дуже цінним компонентом у складі мінеральних добрив.
Необхідна мідь у раціоні людини. Нестача її в організмі може призвести до різних захворювань крові.
Відео
З відео ви дізнаєтесь, що таке оксид міді.
Мідь (Cu) відноситься до d-елементів і розташована в IB групі періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. Електронна конфігурація атома міді в основному стані записується вигляді 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 замість передбачуваної формули 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Іншими словами, у випадку атома міді спостерігається так званий "проскок електрона" з 4s-підрівня на 3d-підрівень. Для міді, крім нуля, можливі ступені окислення +1 та +2. Ступінь окислення +1 схильна до диспропорціонування і стабільна лише в нерозчинних сполуках типу CuI, CuCl, Cu 2 O і т. д., а також комплексних сполуках, наприклад, Cl і OH. З'єднання міді в ступені окислення +1 немає конкретного забарвлення. Так, оксид міді (I) залежно від розмірів кристалів може бути темно-червоний (великі кристали) та жовтий (дрібні кристали), CuCl та CuI – білі, а Cu 2 S – чорно-синій. Більш хімічно стійкою є ступінь окислення міді, що дорівнює +2. Солі, що містять мідь у цій мірі окислення, мають синє та синьо-зелене забарвлення.
Мідь є дуже м'яким, ковким та пластичним металом з високою електро- та теплопровідністю. Забарвлення металевої міді червоно-рожеве. Мідь перебуває у низці активності металів правіше водню, тобто. відноситься до малоактивних металів.
з киснем
У звичайних умовах мідь із киснем не взаємодіє. Для протікання реакції між ними потрібне нагрівання. Залежно від надлишку або нестачі кисню та температурних умов може утворити оксид міді (II) та оксид міді (I):
із сіркою
Реакція сірки з міддю в залежності від умов проведення може призводити до утворення сульфіду міді (I), так і сульфіду міді (II). При нагріванні суміші порошкоподібних Cu та S до температури 300-400 про С утворюється сульфід міді (I):
При нестачі сірки та проведенні реакції при температурі понад 400 про С утворюється сульфід міді (II). Однак, більш простим способом отримання сульфіду міді (II) з простих речовин є взаємодія міді з сіркою, розчиненою в сірковуглецю:
Ця реакція протікає при кімнатній температурі.
з галогенами
З фтором, хлором і бромом мідь реагує, утворюючи галогеніди із загальною формулою CuHal 2 де Hal – F, Cl або Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
У випадку з йодом – найслабшим окислювачем серед галогенів – утворюється йодид міді (I):
З воднем, азотом, вуглецем та кремнієм мідь не взаємодіє.
з кислотами-неокислювачами
Кислотами-неокислювачами є практично всі кислоти, крім концентрованої сірчаної кислоти та азотної кислоти будь-якої концентрації. Оскільки кислоти-неокислювачі можуть окислити лише метали, що у ряду активності до водню; це означає, що мідь із такими кислотами не реагує.
з кислотами-окислювачами
- Концентрованою сірчаною кислотою
З концентрованою сірчаною кислотою мідь реагує як при нагріванні, і при кімнатній температурі. При нагріванні реакція протікає відповідно до рівняння:
Оскільки мідь не є сильним відновником, сірка відновлюється в цій реакції тільки до ступеня окиснення +4 (SO 2 ).
- з розведеною азотною кислотою
Реакція міді з розведеною HNO 3 призводить до утворення нітрату міді (II) та монооксиду азоту:
3Cu + 8HNO 3 (розб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- З концентрованою азотною кислотою
Концентрована HNO 3 легко реагує з міддю за звичайних умов. Відмінність реакції міді з концентрованою азотною кислотою від взаємодії з розведеною азотною кислотою полягає у продукті відновлення азоту. У разі концентрованої HNO 3 азот відновлюється меншою мірою: замість оксиду азоту (II) утворюється оксид азоту (IV), що пов'язано з більшою конкуренцією між молекулами азотної кислоти в концентрованій кислоті за електрони відновника (Cu):
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
з оксидами неметалів
Мідь реагує з деякими оксидами неметалів. Наприклад, з такими оксидами, як NO 2 NO, N 2 O мідь окислюється до оксиду міді (II), а азот відновлюється до ступеня окислення 0, тобто. утворюється проста речовина N 2:
У разі діоксиду сірки замість простої речовини (сірки) утворюється сульфід міді(I). Пов'язано це з тим, що мідь із сіркою, на відміну від азоту, реагує:
з оксидами металів
При спіканні металевої міді з оксидом міді (II) при температурі 1000-2000 про може бути отриманий оксид міді (I):
Також металева мідь може відновити при прожарюванні оксид заліза (III) до оксиду заліза (II):
із солями металів
Мідь витісняє менш активні метали (правіше за неї в ряду активності) з розчинів їх солей:
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓
Також має місце цікава реакція, в якій мідь розчиняється в солі активнішого металу - заліза в ступені окислення +3. Проте протиріч немає, т.к. мідь не витісняє залізо з його солі, а лише відновлює його зі ступеня окиснення +3 до ступеня окиснення +2:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Остання реакція використовується під час виробництва мікросхем на стадії травлення мідних плат.
Корозія міді
Мідь згодом піддається корозії при контакті з вологою, вуглекислим газом та киснем повітря:
2Cu + H 2 O + 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3
В результаті протікання цієї реакції мідні вироби покриваються пухким синьо-зеленим нальотом гідроксокарбонату міді (II).
Хімічні властивості цинку
Цинк Zn знаходиться у IIБ групі IV-го періоду. Електронна конфігурація валентних орбіталей атомів хімічного елемента в основному стані 3d104s2. Для цинку можливий лише один єдиний ступінь окислення, що дорівнює +2. Оксид цинку ZnO і гідроксид цинку Zn(ОН) 2 мають яскраво виражені амфотерні властивості.
Цинк при зберіганні повітря тьмяніє, покриваючись тонким шаром оксиду ZnO. Особливо легко окислення протікає при високій вологості та у присутності вуглекислого газу внаслідок протікання реакції:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Пара цинку горить на повітрі, а тонка смужка цинку після розжарювання в полум'ю пальника згоряє в ньому зеленим полум'ям:
При нагріванні металевий цинк також взаємодіє з галогенами, сіркою, фосфором:
З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм та бором цинк безпосередньо не реагує.
Цинк реагує з кислотами-неокислювачами з виділенням водню:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
Особливо легко розчиняється в кислотах технічний цинк, оскільки містить домішки інших менш активних металів, зокрема, кадмію і міді. Високочистий цинк із певних причин стійкий до дії кислот. Для того щоб прискорити реакцію, зразок цинку високого ступеня чистоти приводять у дотик з міддю або додають розчин кислоти трохи солі міді.
При температурі 800-900 o C (червоне гартування) металевий цинк, перебуваючи в розплавленому стані, взаємодіє з перегрітою водяною парою, виділяючи з неї водень:
Zn+H2O=ZnO+H2
Цинк реагує також і з кислотами-окислювачами: сірчаною концентрованою та азотною.
Цинк як активний метал може утворювати з концентрованою сірчаною кислотою сірчистий газ, елементарну сірку і навіть сірководень.
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Склад продуктів відновлення азотної кислоти визначається концентрацією розчину:
Zn + 4HNO 3 (конц.) = 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
На напрямок перебігу процесу впливають також температура, кількість кислоти, чистота металу, час проведення реакції.
Цинк реагує з розчинами лугів, утворюються при цьому тетрагідроксоцінкатита водень:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2
З безводними лугами цинк при сплавленні утворює цинкатита водень:
У сильнолужному середовищі цинк є вкрай сильним відновником, здатним відновлювати азот у нітратах та нітритах до аміаку:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Завдяки комплексоутворенню цинк повільно розчиняється у розчині аміаку, відновлюючи водень:
Zn + 4NH 3 ·H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Також цинк відновлює менш активні метали (правіше за нього в ряду активності) з водних розчинів їх солей:
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4
Хімічні властивості хрому
Хром – елемент VIB групи таблиці Менделєєва. Електронна конфігурація атома хрому записується як 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 тобто. у разі хрому, як і у випадку атома міді, спостерігається так званий «проскок електрона»
Найчастіше виявленими ступенями окиснення хрому є значення +2, +3 і +6. Їх слід запам'ятати, і в рамках програми ЄДІ з хімії можна вважати, що інших ступенів окислення хром не має.
За звичайних умов хром стійкий до корозії як у повітрі, і у воді.
Взаємодія з неметалами
з киснем
Розпечений до температури більше 600 o З порошкоподібний металевий хром згоряє в чистому кисні утворюючи оксид хрому (III):
4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3
з галогенами
З хлором і фтором хром реагує за більш низьких температур, ніж з киснем (250 і 300 o C відповідно):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3
З бромом хром реагує при температурі червоного гартування (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
з азотом
З азотом металевий хром взаємодіє при температурах понад 1000 o З:
2Cr + N 2 = ot=> 2CrN
із сіркою
З сіркою хром може утворювати як сульфід хрому (II) так і сульфід хрому (III), що залежить від пропорцій сірки та хрому:
Cr + S = o t=> CrS
2Cr + 3S = o t=> Cr 2 S 3
З воднем хром не реагує.
Взаємодія зі складними речовинами
Взаємодія з водою
Хром відноситься до металів середньої активності (розташований у ряді активності металів між алюмінієм та воднем). Це означає, що реакція протікає між розпеченим до червоного розжарювання хромом і перегрітою водяною парою:
2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2
Взаємодія з кислотами
Хром при звичайних умовах пасивується концентрованими сірчаною та азотною кислотами, проте розчиняється в них при кип'ятінні, при цьому окислюючись до ступеня окислення +3:
Cr + 6HNO 3(конц.) = t o=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
2Cr + 6H 2 SO 4(кінець) = t o=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
У разі розведеної азотної кислоти основним продуктом відновлення азоту є проста речовина N 2:
10Cr + 36HNO 3(розб) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Хром розташований у низці активності лівіше водню, а це означає, що він здатний виділяти H 2 з розчинів кислот-неокислювачів. У ході таких реакцій без доступу кисню повітря утворюються солі хрому (II):
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4(розб.) = CrSO 4 + H 2
При проведенні реакції на відкритому повітрі, двовалентний хром миттєво окислюється киснем, що міститься в повітрі, до ступеня окислення +3. При цьому, наприклад, рівняння з соляною кислотою набуде вигляду:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
При сплавленні металевого хрому із сильними окислювачами у присутності лугів хром окислюється до ступеня окислення +6, утворюючи хромати:
Хімічні властивості заліза
Залізо Fe, хімічний елемент, що знаходиться у VIIIB групі та має порядковий номер 26 у таблиці Менделєєва. Розподіл електронів в атомі заліза наступне 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 тобто залізо відноситься до d-елементів, оскільки заповнюваним у його випадку є d-підрівень. Для нього найбільш характерні два ступені окислення +2 та +3. У оксиду FeO і гідроксиду Fe(OH) 2 переважають основні властивості, у оксиду Fe 2 O 3 і гідроксиду Fe(OH) 3 помітно виражені амфотерні. Так оксид і гідроксид заліза (lll) деякою мірою розчиняються при кип'ятінні в концентрованих розчинах лугів, а також реагують з безводними лугами при сплавленні. Слід зазначити, що ступінь окислення заліза +2 дуже нестійка, і легко перетворюється на ступінь окислення +3. Також відомі сполуки заліза рідко окислення +6 – ферати, солі не існуючої «залізної кислоти» H 2 FeO 4 . Зазначені сполуки відносно стійкі лише у твердому стані, або сильнолужних розчинах. За недостатньої лужності середовища ферати досить швидко окислюють навіть воду, виділяючи з неї кисень.
Взаємодія з простими речовинами
З киснем
При згорянні в чистому кисні залізо утворює так звану, залізну окалину, Що має формулу Fe 3 O 4 і фактично являє собою змішаний оксид, склад якого умовно можна уявити формулою FeO∙Fe 2 O 3 . Реакція горіння заліза має вигляд:
3Fe + 2O 2 = t o=> Fe 3 O 4
Із сірою
При нагріванні залізо реагує із сіркою, утворюючи сульфід двовалентного заліза:
Fe + S = t o=> FeS
Або ж при надлишку сірки дисульфід заліза:
Fe + 2S = t o=> FeS 2
З галогенами
Всіми галогенами, крім йоду, металеве залізо окислюється до ступеня окислення +3, утворюючи галогеніди заліза (lll):
2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 – фторид заліза (lll)
2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 – хлорид заліза (lll)
Йод, як найслабший окислювач серед галогенів, окислює залізо лише до ступеня окислення +2:
Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - йодид заліза (ll)
Слід зазначити, що сполуки тривалентного заліза легко окислюють йодид-іони у водному розчині до вільного йоду I 2, при цьому відновлюючись до ступеня окислення +2. Приклади, подібні до реакцій з банку ФІПІ:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
З воднем
Залізо з воднем не реагує (з воднем з металів реагують лише лужні метали та лужноземельні):
Взаємодія зі складними речовинами
Взаємодія з кислотами
З кислотами-неокислювачами
Так як залізо розташоване в ряду активності лівіше водню, це означає, що воно здатне витісняти водень з кислот-неокислювачів (майже всі кислоти крім H 2 SO 4 (конц.) HNO 3 будь-якої концентрації):
Fe + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Потрібно звернути увагу на такий прийом у завданнях ЄДІ, як питання на тему того до якого ступеня окислення окислиться залізо при дії на нього розведеної та концентрованої соляної кислоти. Правильна відповідь – до +2 в обох випадках.
Пастка тут полягає в інтуїтивному очікуванні глибшого окислення заліза (до п.о. +3) у разі його взаємодії з концентрованою соляною кислотою.
Взаємодія з кислотами-окислювачами
З концентрованими сірчаною та азотною кислотами у звичайних умовах залізо не реагує через пасивацію. Однак реагує з ними при кип'ятінні:
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
Зверніть увагу на те, що розведена сірчана кислота окислює залізо до ступеня окислення +2, а концентрована до +3.
Корозія (іржавіння) заліза
На вологому повітрі залізо дуже швидко піддається іржавінню:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3
З водою без кисню залізо не реагує ні в звичайних умовах, ні при кип'ятінні. Реакція з водою протікає лише за температури вище температури червоного гартування (>800 про З). тобто.
Як і всі d-елементи, яскраво забарвлені.
Так само як у міді спостерігається провал електронів- з s-орбіталі на d-орбіталь
Електронна будова атома:
Відповідно, існують 2 характерні ступені окислення міді: +2 та +1.
Проста речовина:метал золотисто-рожевого кольору. 
Оксиди міді:Сu2O оксид міді (I) \ оксид міді 1 — червоно-жовтогарячого кольору
СуO оксид міді (II) \ оксид міді 2 - Чорного кольору.
Інші сполуки міді Cu(I), крім оксиду, є нестійкими.
З'єднання міді Cu(II) - по-перше, стабільні, по-друге, блакитного або зеленого кольору.
Чому зеленіють мідні монети? Мідь у присутності води взаємодіє з вуглекислим газом повітря, утворюється СуCO3 - речовина зеленого кольору.
Ще одна пофарбована сполука міді - сульфід міді (II) - осад чорного кольору.
Мідь, на відміну від інших елементів, стоїть після водню, тому не виділяє його з кислот:
- з гарячоюсірчаною кислотою: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
- з холодноюсірчаною кислотою: Сu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
- з концентрованою:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O - з розведеною азотною кислотою:
3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O
Приклад задачі ЄДІ С2 варіант 1:
Нітрат міді прожарили, отриманий твердий осад розчинили у сірчаній кислоті. Через розчин пропустили сірководень, отриманий чорний осад випалили, а твердий залишок розчинили при нагріванні в азотній кислоті.
2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2
Твердий осад – оксид міді (II).
CuO + H2S → CuS↓ + H2O
Сульфід міді (II) – осад чорного кольору.
«Зазнали випалення» — отже, відбулася взаємодія з киснем. Не плутайте з прожарюванням. Гартувати - нагріти, природно, при високій температурі.
2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2
Твердий залишок – це СuO – якщо сульфід міді прореагував повністю, СuO + CuS – якщо частково.
СуO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
CuS + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S
можлива також інша реакція:
СуS + 8HNO3 = Cu(NO3)2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O
Приклад завдання ЄДІ С2 варіант 2:
Мідь розчинили в концентрованій азотній кислоті, отриманий газ змішали з киснем та розчинили у воді. В отриманому розчині розчинили оксид цинку, потім до розчину додали великий надлишок розчину натрію гідроксиду.
В результаті реакції з азотною кислотою утворюється Сu(NO3)2, NO2 та O2.
NO2 змішали з киснем - отже, окислили: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Змішали з водою: N2O5 + H2O = 2HNO3.
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
Zn(NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3
Cuprum (Cu) належить до малоактивних металів. Для нього характерне утворення хімічних сполук зі ступенями окиснення +1 та +2. Так, наприклад, два оксиди, що є сполукою з двох елементів Cu і кисню O: зі ступенем окислення +1 — закис міді Cu2O і ступенем окислення +2 — окис міді CuO. Незважаючи на те, що вони складаються з однакових хімічних елементів, але кожен з них має свої особливі характеристики. На холоді метал дуже слабо взаємодіє з киснем повітря, покриваючись плівкою, що є оксидом міді, який перешкоджає подальшому окисленню cuprum. При нагріванні ця проста речовина з порядковим номером 29 таблиці Менделєєва повністю окислюється. При цьому утворюється оксид міді (II): 2Cu + O2 → 2CuO.
Закис є коричнево-червоною твердою речовиною з молярною масою 143,1 г/моль. З'єднання має температуру плавлення 1235°З температуру кипіння 1800°С. Воно не розчиняється у воді, але розчиняється у кислотах. Розводиться оксид міді (I) (концентрованому), при цьому утворюється безбарвний комплекс +, який легко окислюється на повітрі до аміачного комплексу синьо-фіолетового кольору 2+, що розчиняється в соляній кислоті з утворенням CuCl2. В історії напівпровідникової фізики Cu2O є одним із найбільш вивчених матеріалів.
Оксид міді (I), відомий також як геміоксид, має основні властивості. Він може бути отриманий окисненням металу: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Домішки, такі як вода та кислоти, впливають на швидкість цього процесу, а також подальше окислення до двовалентного оксиду. Закис міді може розчинятися при цьому утворюється чистий метал і сіль: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. За аналогічною схемою відбувається взаємодія оксиду зі ступенем +1 з іншими кисневмісними кислотами. При взаємодії геміоксиду з галогенсодержащими кислотами утворюються солі одновалентного металу: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.
Зустрічається оксид міді (I) у природі як червоної руди (це застаріла назва, поруч із таким як рубінова Cu), званої мінералом «Куприт». На його освіту потрібно тривалий час. Він може бути отриманий штучно за високих температур або під високим тиском кисню. Геміоксид зазвичай використовується як фунгіцид, як пігмент, як протизворотний засіб у підводній або морській фарбі, і застосовується також як каталізатор.
Однак вплив цієї речовини з хімічною формулою Cu2O на організм може бути небезпечним. При вдиханні викликає задишку, кашель, а також виразку та перфорацію дихальних шляхів. При потраплянні внутрішньо подразнює шлунково-кишковий тракт, що супроводжується блюванням, болем та діареєю.
H2 + CuO → Cu + H2O;
CO+CuO → Cu+CO2.
Використовується оксид міді (II) у кераміці (як пігмент) для отримання глазурі (синьої, зеленої та червоної, а іноді рожевої, сірої або чорної). Він також застосовується як харчова добавка у тварин з метою зменшення дефіциту cuprum в організмі. Це абразивний матеріал, необхідний полірування оптичного устаткування. Він використовується для виробництва сухих батарей для отримання інших солей Cu. З'єднання CuO також застосовується при зварюванні мідних сплавів.
Вплив хімічної сполуки CuO також може бути небезпечним для людини. При вдиханні викликає подразнення легень. Оксид міді (II) може спричинити лихоманку металевої пари (MFF). Окис Cu провокує зміну кольору шкіри, можуть виникнути проблеми із зором. При попаданні в організм, як і геміоксид, призводить до отруєння, яке супроводжується симптомами у вигляді блювоти та больових відчуттів.
МЕД І ЇЇ З'ЄДНАННЯ
УРОК В 11-му природничо-науковому класі
Для підвищення пізнавальної активності та самостійності учнів ми використовуємо уроки колективного вивчення матеріалу. На таких уроках кожен учень (або пара учнів) отримує завдання, про виконання якого він повинен звітувати на цьому ж уроці, причому його звіт фіксується рештою учнів класу в зошитах і є елементом змісту навчального матеріалу уроку. Кожен учень робить свій внесок у вивчення теми класом.
У ході уроку змінюється режим роботи учнів від інтраактивного (режим, при якому інформаційні потоки замкнуті всередині учнів, характерний для самостійної роботи) до інтерактивного (режим, при якому інформаційні потоки двосторонні, тобто інформація йде і від учня, і до учня, відбувається обмін інформацією). Учитель у своїй виступає як організатор процесу, коригує і доповнює інформацію, сообщаемую учнями.
Уроки колективного вивчення матеріалу складаються з наступних етапів:
1-й етап – настановний, у якому вчитель пояснює мети і програму роботи з уроці (до 7 хв);
2-й етап – самостійна робота учнів за інструкцією (до 15 хв);
3-й етап – обмін інформацією та підбиття підсумків уроку (займає весь час, що залишився).
Урок «Медь та її сполуки» розрахований на класи з поглибленим вивченням хімії (4 години хімії на тиждень), проводиться протягом двох академічних годин, на уроці актуалізуються знання учнів за такими темами: «Загальні властивості металів», «Ставлення до металів концентрованої сірчаної» кислоти, азотної кислоти», «Якісні реакції на альдегіди та багатоатомні спирти», «Окислення граничних одноатомних спиртів оксидом міді(II)», «Комплексні сполуки».
Перед уроком учні одержують домашнє завдання: повторити перелічені теми. Попередня підготовка вчителя до уроку полягає у складанні інструктивних карток для учнів та підготовці наборів для лабораторних дослідів.
ХІД УРОКУ
Настановний етап
Вчитель ставить перед учнями мета уроку: спираючись на наявні знання про властивості речовин, спрогнозувати, підтвердити практично, узагальнити відомості про мідь та її сполуки.
Учні складають електронну формулу атома міді, з'ясовують, які ступеня окислення може виявляти мідь у сполуках, які властивості (окислювально-відновні, кислотно-основні) будуть мати сполуки міді.
У зошитах учнів з'являється таблиця.
Властивості міді та її сполук
| Метал | Cu 2 O – основний оксид | CuO – основний оксид |
| Відновник | CuOH – нестійка основа | Cu(OH) 2 – нерозчинна основа |
| CuCl – нерозчинна сіль | CuSO 4 – розчинна сіль | |
| Мають окислювально-відновну двоїстість | Окислювачі |
Етап самостійної роботи
Для підтвердження та доповнення припущень учні виконують лабораторні досліди з інструкції та записують рівняння проведених реакцій.
Інструкції для самостійної роботи парами
1. Прожаріть мідний дріт у полум'ї. Зауважте, як змінився її колір. Гарячий прожарений мідний дріт помістіть у етиловий спирт. Зверніть увагу на зміну її кольору. Повторіть ці маніпуляції двічі-тричі. Перевірте, чи не змінився запах етанолу.
Запишіть два рівняння реакцій, які відповідають проведеним перетворенням. Які властивості міді та її оксиду підтверджуються цими реакціями?2. До оксиду міді(I) долийте соляну кислоту.
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакцій з огляду на те, що хлорид міді(I) – нерозчинна сполука. Які властивості міді(I) підтверджуються цими реакціями?3. а) У розчин сульфату міді(II) помістіть гранулу цинку. Якщо не йде реакція, нагрійте розчин. б) До оксиду міді(II) прилийте 1 мл сірчаної кислоти та нагрійте.
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакцій. Які властивості сполук міді підтверджуються цими реакціями?4. У розчин сульфату міді(II) помістіть смужку універсального індикатора.
Поясніть результат. Запишіть іонне рівняння гідролізу по І ступені.
До розчину карбонату натрію долийте розчин сульфату мед(II).
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакції спільного гідролізу у молекулярному та іонному видах.5.
Що спостерігаєте?
До отриманого осаду долийте розчин аміаку.
Які зміни відбулися? Запишіть рівняння реакцій. Які властивості сполук міді доводять проведені реакції?6. До сульфату міді(II) долийте розчин йодиду калію.
Що спостерігаєте? Складіть рівняння реакції. Яку властивість міді(II) доводить ця реакція?7. У пробірку з 1 мл концентрованої азотної кислоти помістіть невеликий шматочок мідного дроту. Закрийте пробкою пробірку.
Що спостерігаєте? (Пробірку віднесіть під тягу.) Запишіть рівняння реакції.
В іншу пробірку налийте соляною кислотою, помістіть у неї невеликий шматочок мідного дроту.
Що спостерігаєте? Поясніть свої спостереження. Які властивості міді підтверджуються цими реакціями?8. До сульфату міді(II) прилийте надлишок гідроксиду натрію.
Що спостерігаєте? Отриманий осад нагрійте. Що сталося? Запишіть рівняння реакцій. Які властивості сполук міді підтверджуються цими реакціями?9. До сульфату міді(II) прилийте надлишок гідроксиду натрію.
Що спостерігаєте?
До отриманого осаду долийте розчин гліцерину.
Які зміни відбулися? Запишіть рівняння реакцій. Які властивості сполук міді доводять ці реакції?10. До сульфату міді(II) прилийте надлишок гідроксиду натрію.
Що спостерігаєте?
До отриманого осаду долийте розчин глюкози та нагрійте.
Що вийшло? Запишіть рівняння реакції, використовуючи для позначення глюкози загальну формулу альдегідівЯку властивість сполуки міді доводить ця реакція?
11. До сульфату міді(II) прилийте: а) розчин аміаку; б) розчин фосфату натрію.
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакцій. Які властивості сполук міді доводять проведені реакції?
Етап обміну інформацією та підбиття підсумків
Вчитель ставить питання, що стосується властивостей конкретної речовини. Учні, які виконували відповідні досліди, повідомляють про проведений експеримент і записують рівняння реакцій на дошці. Потім вчитель та учні доповнюють відомості про хімічні властивості речовини, які неможливо було підтвердити реакціями в умовах шкільної лабораторії.
Порядок обговорення хімічних властивостей сполук міді
1. Як мідь реагує з кислотами, з якими речовинами може реагувати мідь?
Записуються рівняння реакцій міді з:
Концентрованою та розведеною азотною кислотою:
Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (розб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;
Концентрованою сірчаною кислотою:
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Киснем:
2Cu + O 2 = 2CuO;
Cu + Cl 2 = CuCl 2;
Соляною кислотою у присутності кисню:
2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O;
Хлоридом заліза(III):
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 .
2. Які властивості виявляють оксид та хлорид міді(I)?
Звертається увага на основні властивості, здатність до комплексоутворення, окислювально-відновну двоїстість. Записуються рівняння реакцій оксиду міді(I) з:
Соляною кислотою до утворення CuCl:
Cu 2 O + 2HCl = 2CuCl + H 2 O;
Надлишком HCl:
CuCl + HCl = H;
Реакцій відновлення та окислення Cu 2 O:
Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O,
2Cu 2 O + O 2 = 4CuO;
Диспропорціонування при нагріванні:
Cu 2 O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl 2 .
3. Які властивості має оксид міді(II)?
Звертається увага на основні та окислювальні властивості. Записуються рівняння реакцій оксиду міді(II) з:
Кислотою:
CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;
Етанолом:
C 2 H 5 OH + CuO = CH 3 CHO + Cu + H 2 O;
Воднем:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O;
Алюмінієм:
3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3 .
4. Які властивості має гідроксид міді(II)?
Звертається увага на окислювальні, основні властивості, здатність до комплексоутворення з органічними та неорганічними сполуками. Записуються рівняння реакцій з:
Альдегідом:
RCHO + 2Cu(OH) 2 = RCOOH + Cu 2 O + 2H 2 O;
Кислотою:
Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O;
Аміаком:
Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2;
Гліцерин:
Рівняння реакції розкладання:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
5. Які властивості виявляють солі міді(ІІ)?
Звертається увага на реакції іонного обміну, гідролізу, окисних властивостей, комплексоутворення. Записуються рівняння реакцій сульфату міді з:
Гідроксид натрію:
Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2;
Фосфатом натрію:
3Cu 2+ + 2= Cu 3 (PO 4) 2;
Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+;
Йодідом калію:
2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4;
Аміаком:
Cu 2+ + 4NH 3 = 2+;
та рівняння реакцій:
Гідролізу:
Cu 2+ + HOH = CuOH + + H +;
Спільного гідролізу з карбонатом натрію з утворенням малахіту:
2Cu 2+ + 2 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 .
На додаток можна розповісти учням про взаємодію оксиду та гідроксиду міді(II) з лугами, що доводить їхню амфотерність:
Cu(OH) 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2 ,
Cu + Cl 2 = CuCl 2
Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg,
2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O,
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O,
CuBr 2 + Cl 2 = CuCl 2 + Br 2
(CuOH) 2 CO 3 + 4HCl = 2CuCl 2 + 3H 2 O + CO 2 ,
2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2 ,
2CuCl = CuCl 2 + Cu,
CuSO 4 + BaCl 2 = CuCl 2 + BaSO 4 .)
Вправа 3. Складіть ланцюжки перетворень, що відповідають наступним схемам, та здійсніть їх:
Завдання 1.
Сплав міді з алюмінієм обробили спочатку надлишком лугу, а потім надлишком розведеної азотної кислоти. Обчисліть масові частки металів у сплаві, якщо відомо, що обсяги газів, що виділилися в обох реакціях (за однакових умов), рівні між собою
.
(Відповідь . Масова частка міді – 84%.)
Завдання 2. При прожарюванні 6,05 г кристалогідрату нітрату міді(II) отримано 2 г залишку. Визначте формулу вихідної солі.
(Відповідь. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)
Завдання 3. Мідну пластинку масою 13,2 г опустили 300 г розчину нітрату заліза(III) з масовою часткою солі 0,112. Коли її вийняли, виявилося, що масова частка нітрату заліза(III) стала рівною масовій частці солі міді(II), що утворилася. Визначте масу пластинки після того, як її вийняли з розчину.
(Відповідь. 10 р.)
Домашнє завдання.Вивчити матеріал, записаний у зошиті. Скласти ланцюжок перетворень по сполуках міді, що містить не менше десяти реакцій, і здійснити його.
ЛІТЕРАТУРА
1. Пузаков С.А., Попков В.А.Допомога з хімії для вступників до вузів. програми. Запитання, вправи, завдання. Зразки екзаменаційних білетів. М: Вища школа, 1999, 575 с.
2. Кузьменко Н.Є., Єрьомін В.В. 2000 завдань та вправ з хімії. Для школярів та абітурієнтів. М.: 1-а Федеративна книготорговельна компанія, 1998, 512 с.
