Chemische Eigenschaften von Kupfer(II)-oxid
Kurze Eigenschaften von Kupfer(II)-oxid:
Kupferoxid(II) – eine anorganische Substanz von schwarzer Farbe.
2. Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff:
CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).
Kohlenstoff.
3.Kupferoxidreaktion(II) mit Schwefel:
CuO + 2S → Cu + S 2 O (t = 150-200 °C).
Die Reaktion findet im Vakuum statt. Durch die Reaktion entstehen Kupfer und Oxid Schwefel.
4. Kupferoxidreaktion(II) mit Aluminium:
3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (t = 1000-1100 ° C).
Durch die Reaktion entstehen Kupfer und Oxid Aluminium.
5.Kupferoxidreaktion(II) mit Kupfer:
CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).
Als Ergebnis der Reaktion entsteht Kupfer(I)-oxid.
6. Kupferoxidreaktion(II) Mit Lithiumoxid:
CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Die Reaktion findet im Sauerstoffstrom statt. Als Ergebnis der Reaktion entsteht Lithiumcuprat.
7. Kupferoxidreaktion(II) mit Natriumoxid:
CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).
Die Reaktion findet im Sauerstoffstrom statt. Als Ergebnis der Reaktion entsteht Natriumcuprat.
8.Kupferoxidreaktion(II) mit Kohlenmonoxid:
CuO + CO → Cu + CO 2.
Bei der Reaktion entstehen Kupfer und Kohlenmonoxid (Kohlendioxid).
9. Kupferoxidreaktion(II) mit Oxid Drüse:
CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).
Durch die Reaktion entsteht ein Salz – Kupferferrit. Die Reaktion findet statt, wenn die Reaktionsmischung kalziniert wird.
10. Kupferoxidreaktion(II) mit Flusssäure:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz – Kupferfluorid und Wasser.
11.Kupferoxidreaktion(II) mit Salpetersäure:
CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.
Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kupfernitrat und Wasser .
Die Reaktionen von Kupferoxid verlaufen ähnlich.(II) und mit anderen Säuren.
12. Kupferoxidreaktion(II) mit Bromwasserstoff (Hydrogenbromid):
CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.
Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kupferbromid und Wasser .
13. Kupferoxidreaktion(II) mit Jodwasserstoff:
CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.
Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kupferjodid und Wasser .
14. Kupferoxidreaktion(II) Mit Natriumhydroxid :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Natriumcuprat und Wasser .
15.Kupferoxidreaktion(II) Mit Kaliumhydroxid :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kaliumcuprat und Wasser .
16.Kupferoxidreaktion(II) mit Natriumhydroxid und Wasser:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).
Natriumhydroxid wird in Wasser gelöst. Eine Lösung von Natriumhydroxid in Wasser 20–30 %. Die Reaktion findet beim Siedepunkt statt. Durch eine chemische Reaktion entsteht Natriumtetrahydroxycuprat.
17.Kupferoxidreaktion(II) mit Kaliumsuperoxid:
2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 o C).
Durch eine chemische Reaktion entsteht ein Salz - Kaliumcuprat (III) und
§1. Chemische Eigenschaften eines einfachen Stoffes (St. ca. = 0).
a) Beziehung zu Sauerstoff.
Im Gegensatz zu seinen Nachbarn in der Untergruppe – Silber und Gold – reagiert Kupfer direkt mit Sauerstoff. Kupfer zeigt eine unbedeutende Aktivität gegenüber Sauerstoff, oxidiert jedoch in feuchter Luft allmählich und wird mit einem grünlichen Film aus basischen Kupfercarbonaten bedeckt:
In trockener Luft erfolgt die Oxidation sehr langsam und es bildet sich eine dünne Schicht Kupferoxid auf der Kupferoberfläche:
Äußerlich verändert sich Kupfer nicht, da Kupferoxid (I) wie Kupfer selbst rosa ist. Zudem ist die Oxidschicht so dünn, dass sie Licht durchlässt, also scheint durch. Kupfer oxidiert unterschiedlich, wenn es beispielsweise auf 600–800 °C erhitzt wird. In den ersten Sekunden erfolgt die Oxidation zu Kupfer(I)-Oxid, das sich an der Oberfläche in schwarzes Kupfer(II)-Oxid verwandelt. Es entsteht eine zweischichtige Oxidschicht.
Q-Bildung (Cu 2 O) = 84935 kJ.
Abbildung 2. Struktur des Kupferoxidfilms.
b) Wechselwirkung mit Wasser.
Metalle der Kupfer-Untergruppe stehen am Ende der elektrochemischen Spannungsreihe, nach dem Wasserstoffion. Daher können diese Metalle Wasserstoff nicht aus Wasser verdrängen. Gleichzeitig können Wasserstoff und andere Metalle Metalle der Kupfer-Nebengruppe aus Lösungen ihrer Salze verdrängen, zum Beispiel:
Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Redoxreaktion, bei der Elektronen übertragen werden:
Molekularer Wasserstoff verdrängt Metalle der Kupfer-Nebengruppe nur sehr schwer. Dies erklärt sich dadurch, dass die Bindung zwischen Wasserstoffatomen stark ist und viel Energie aufgewendet wird, um sie aufzubrechen. Die Reaktion findet nur mit Wasserstoffatomen statt.
In Abwesenheit von Sauerstoff interagiert Kupfer praktisch nicht mit Wasser. In Gegenwart von Sauerstoff reagiert Kupfer langsam mit Wasser und wird mit einem grünen Film aus Kupferhydroxid und basischem Carbonat bedeckt:
c) Wechselwirkung mit Säuren.
Da Kupfer in der Spannungsreihe nach Wasserstoff liegt, verdrängt es diesen nicht aus Säuren. Daher haben Salzsäure und verdünnte Schwefelsäure keine Wirkung auf Kupfer.
In Gegenwart von Sauerstoff löst sich Kupfer jedoch in diesen Säuren und bildet die entsprechenden Salze:
Die einzige Ausnahme ist Jodwasserstoffsäure, die mit Kupfer unter Freisetzung von Wasserstoff reagiert und einen sehr stabilen Kupfer(I)-Komplex bildet:
2 Cu + 3 HALLO → 2 H[ CuI 2 ] + H 2
Kupfer reagiert auch mit oxidierenden Säuren, zum Beispiel Salpetersäure:
Cu + 4HNO 3( Konz. .) → Cu(NR 3 ) 2 +2NEIN 2 +2H 2 O
3Cu + 8HNO 3( verdünnen .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O
Und auch mit konzentrierter kalter Schwefelsäure:
Cu+H 2 ALSO 4(konz.) → CuO + SO 2 +H 2 O
Mit heißer konzentrierter Schwefelsäure :
Cu+2H 2 ALSO 4( Konz. ., heiß ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Mit wasserfreier Schwefelsäure entsteht bei einer Temperatur von 200 0 C Kupfer(I)sulfat:
2Cu + 2H 2 ALSO 4( wasserfrei .) 200 °C → Cu 2 ALSO 4 ↓+SO 2 + 2H 2 O
d) Beziehung zu Halogenen und einigen anderen Nichtmetallen.
Q-Bildung (CuCl) = 134300 kJ
Q-Bildung (CuCl 2) = 111700 kJ
Kupfer reagiert gut mit Halogenen und erzeugt zwei Arten von Halogeniden: CuX und CuX 2 .. Bei Einwirkung von Halogenen bei Raumtemperatur treten keine sichtbaren Veränderungen auf, aber auf der Oberfläche bildet sich zunächst eine Schicht adsorbierter Moleküle und dann eine dünne Schicht Halogenide . Beim Erhitzen erfolgt die Reaktion mit Kupfer sehr heftig. Wir erhitzen einen Kupferdraht oder eine Kupferfolie und senken sie heiß in ein Gefäß mit Chlor. In der Nähe des Kupfers treten braune Dämpfe auf, die aus Kupfer(II)-chlorid CuCl 2 mit einer Beimischung von Kupfer(I)-chlorid CuCl bestehen. Die Reaktion erfolgt spontan aufgrund der freigesetzten Wärme. Einwertige Kupferhalogenide werden durch Reaktion von Kupfermetall mit einer Lösung von Kupferhalogenid erhalten, zum Beispiel:
In diesem Fall fällt das Monochlorid aus der Lösung in Form eines weißen Niederschlags auf der Kupferoberfläche aus.
Kupfer reagiert beim Erhitzen (300-400 °C) auch recht leicht mit Schwefel und Selen:
2Cu + S→Cu 2 S
2Cu + Se→Cu 2 Se
Aber auch bei hohen Temperaturen reagiert Kupfer nicht mit Wasserstoff, Kohlenstoff und Stickstoff.
e) Wechselwirkung mit Nichtmetalloxiden
Beim Erhitzen kann Kupfer einfache Substanzen aus einigen Nichtmetalloxiden (z. B. Schwefel(IV)-Oxid und Stickoxide (II, IV)) verdrängen und so ein thermodynamisch stabileres Kupfer(II)-Oxid bilden:
4Cu+SO 2 600–800 °C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500–600 °C →4CuO + N 2
2 Cu+2 NEIN 500-600° C →2 CuO + N 2
§2. Chemische Eigenschaften von einwertigem Kupfer (st. ok. = +1)
In wässrigen Lösungen ist das Cu+-Ion sehr instabil und disproportioniert:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Allerdings kann Kupfer in der Oxidationsstufe (+1) in Verbindungen mit sehr geringer Löslichkeit oder durch Komplexierung stabilisiert werden.
a) Kupferoxid (ICH) Cu 2 O
Amphoteres Oxid. Braunrote kristalline Substanz. Es kommt in der Natur als Mineral Cuprit vor. Es kann künstlich durch Erhitzen einer Lösung eines Kupfer(II)-Salzes mit einem Alkali und einem starken Reduktionsmittel, beispielsweise Formaldehyd oder Glucose, gewonnen werden. Kupfer(I)oxid reagiert nicht mit Wasser. Kupfer(I)-oxid wird mit konzentrierter Salzsäure in Lösung gebracht, um einen Chloridkomplex zu bilden:
Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O
Auch in einer konzentrierten Lösung von Ammoniak und Ammoniumsalzen löslich:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
In verdünnter Schwefelsäure disproportioniert es in zweiwertiges Kupfer und metallisches Kupfer:
Cu 2 O+H 2 ALSO 4 (verdünnt) →CuSO 4 +Cu 0 ↓+H 2 O
Außerdem geht Kupfer(I)-oxid in wässrigen Lösungen folgende Reaktionen ein:
1. Langsam durch Sauerstoff zu Kupfer(II)-hydroxid oxidiert:
2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(OH) 2 ↓
2. Reagiert mit verdünnten Halogenwasserstoffsäuren unter Bildung der entsprechenden Kupfer(I)-halogenide:
Cu 2 O+2 HГ→2CuГ↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)
3. Reduziert zu metallischem Kupfer mit typischen Reduktionsmitteln, zum Beispiel Natriumhydrosulfit in einer konzentrierten Lösung:
2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ N / A 2 ALSO 4 + H 2 ALSO 4
Kupfer(I)-oxid wird in den folgenden Reaktionen zu Kupfermetall reduziert:
1. Beim Erhitzen auf 1800 °C (Zersetzung):
2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2
2. Beim Erhitzen in einem Strom aus Wasserstoff, Kohlenmonoxid, Aluminium und anderen typischen Reduktionsmitteln:
Cu 2 O+H 2 - >250°C →2Cu +H 2 O
Cu 2 O+CO - 250–300 °C →2Cu +CO 2
3 Cu 2 O + 2 Al - 1000° C →6 Cu + Al 2 O 3
Außerdem reagiert Kupfer(I)-oxid bei hohen Temperaturen:
1. Mit Ammoniak (es entsteht Kupfer(I)-nitrid)
3 Cu 2 O + 2 N.H. 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O
2. Mit Alkalimetalloxiden:
Cu 2 O+M 2 O- 600–800 °C →2 MCuO (M= Li, Na, K)
Dabei entstehen Kupfer(I)-Cuprate.
Kupfer(I)oxid reagiert merklich mit Alkalien:
Cu 2 O+2 NaOH (konz.) + H 2 O↔2 N / A[ Cu(OH) 2 ]
b) Kupferhydroxid (ICH) CuOH
Kupfer(I)-hydroxid bildet eine gelbe Substanz und ist in Wasser unlöslich.
Zersetzt sich leicht beim Erhitzen oder Kochen:
2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O
c) HalogenideCuF, CuMITl, CuBrUndCuJ
Alle diese Verbindungen sind weiße kristalline Substanzen, die in Wasser schlecht löslich sind, aber in überschüssigem NH 3, Cyanidionen, Thiosulfationen und anderen starken Komplexbildnern gut löslich sind. Jod bildet nur die Verbindung Cu +1 J. Im gasförmigen Zustand entstehen Kreisläufe vom Typ (CuГ) 3. Reversibel löslich in den entsprechenden Halogenwasserstoffsäuren:
CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (Г=Cl, Br, J)
Kupfer(I)-chlorid und -bromid sind in feuchter Luft instabil und wandeln sich allmählich in basische Kupfer(II)-Salze um:
4 CuG +2H 2 O + O 2 →4 Cu(OH)G (G=Cl, Br)
d) Andere Kupferverbindungen (ICH)
1. Kupfer(I)acetat (CH 3 COOCu) ist eine Kupferverbindung, die als farblose Kristalle erscheint. In Wasser hydrolysiert es langsam zu Cu 2 O, an der Luft wird es zu Kupferacetat oxidiert; CH 3 COOCu wird durch Reduktion von (CH 3 COO) 2 Cu mit Wasserstoff oder Kupfer, Sublimation von (CH 3 COO) 2 Cu im Vakuum oder Wechselwirkung von (NH 3 OH)SO 4 mit (CH 3 COO) 2 Cu in erhalten Lösung in Gegenwart von H 3 COONH 3 . Der Stoff ist giftig.
2. Kupfer(I)-acetylid – rotbraune, manchmal schwarze Kristalle. Im trockenen Zustand explodieren die Kristalle, wenn sie geschlagen oder erhitzt werden. Stabil bei Nässe. Bei der Detonation unter Sauerstoffausschluss entstehen keine gasförmigen Stoffe. Zersetzt sich unter dem Einfluss von Säuren. Entsteht als Niederschlag beim Einleiten von Acetylen in Ammoniaklösungen von Kupfer(I)-Salzen:
MIT 2 H 2 +2[ Cu(N.H. 3 ) 2 ](OH) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 N.H. 3
Diese Reaktion dient dem qualitativen Nachweis von Acetylen.
3. Kupfernitrid – eine anorganische Verbindung mit der Formel Cu 3 N, dunkelgrüne Kristalle.
Zersetzt sich beim Erhitzen:
2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2
Reagiert heftig mit Säuren:
2 Cu 3 N +6 HCl - 300° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 N.H. 3
§3. Chemische Eigenschaften von zweiwertigem Kupfer (st. ok. = +2)
Kupfer hat die stabilste Oxidationsstufe und ist die charakteristischste davon.
a) Kupferoxid (II) CuO
CuO ist das Hauptoxid des zweiwertigen Kupfers. Die Kristalle haben eine schwarze Farbe, sind unter normalen Bedingungen recht stabil und in Wasser praktisch unlöslich. Es kommt in der Natur in Form des schwarzen Minerals Tenorit (Melaconit) vor. Kupfer(II)-oxid reagiert mit Säuren zu den entsprechenden Kupfer(II)-Salzen und Wasser:
CuO + 2 HNO 3 → Cu(NEIN 3 ) 2 + H 2 O
Beim Schmelzen von CuO mit Alkalien entstehen Kupfer(II)-Cuprate:
CuO+2 KOH- T ° → K 2 CuO 2 + H 2 O
Beim Erhitzen auf 1100 °C zersetzt es sich:
4CuO- T ° →2 Cu 2 O + O 2
b) Kupfer(II)hydroxidCu(OH) 2
Kupfer(II)-hydroxid ist eine blaue, amorphe oder kristalline Substanz, die in Wasser praktisch unlöslich ist. Beim Erhitzen auf 70–90 °C zersetzt sich Cu(OH)2-Pulver oder seine wässrigen Suspensionen zu CuO und H2O:
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O
Es ist ein amphoteres Hydroxid. Reagiert mit Säuren unter Bildung von Wasser und dem entsprechenden Kupfersalz:
Es reagiert nicht mit verdünnten Alkalilösungen, sondern löst sich in konzentrierten Lösungen und bildet leuchtend blaue Tetrahydroxycuprate (II):
Kupfer(II)-hydroxid bildet mit schwachen Säuren basische Salze. Löst sich sehr leicht in überschüssigem Ammoniak auf und bildet Kupferammoniak:
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O
Kupferammoniak hat eine intensive blauviolette Farbe und wird daher in der analytischen Chemie zur Bestimmung kleiner Mengen an Cu 2+ -Ionen in Lösung verwendet.
c) Kupfersalze (II)
Für die meisten Anionen sind einfache Salze von Kupfer (II) bekannt, mit Ausnahme von Cyanid und Iodid, die bei Wechselwirkung mit dem Cu 2+-Kation kovalente wasserunlösliche Kupfer(I)-Verbindungen bilden.
Kupfer(+2)-Salze sind hauptsächlich in Wasser löslich. Die blaue Farbe ihrer Lösungen ist mit der Bildung des 2+-Ions verbunden. Sie kristallisieren oft als Hydrate. So kristallisiert aus einer wässrigen Lösung von Kupfer(II)-chlorid unter 15 0 C Tetrahydrat, bei 15-26 0 C - Trihydrat, über 26 0 C - Dihydrat. In wässrigen Lösungen werden Kupfer(II)-Salze leicht hydrolysiert und häufig fallen daraus basische Salze aus.
1. Kupfer(II)sulfat-Pentahydrat (Kupfersulfat)
Von größter praktischer Bedeutung ist CuSO 4 * 5H 2 O, genannt Kupfersulfat. Trockenes Salz hat eine blaue Farbe, verliert jedoch bei leichter Erwärmung (200 °C) Kristallwasser. Wasserfreies Salz ist weiß. Bei weiterer Erwärmung auf 700 0 C wird es zu Kupferoxid und verliert dabei Schwefeltrioxid:
CuSO 4 -- T ° → CuO+ ALSO 3
Kupfersulfat wird durch Auflösen von Kupfer in konzentrierter Schwefelsäure hergestellt. Diese Reaktion wird im Abschnitt „Chemische Eigenschaften einer einfachen Substanz“ beschrieben. Kupfersulfat wird bei der elektrolytischen Herstellung von Kupfer, in der Landwirtschaft zur Bekämpfung von Schädlingen und Pflanzenkrankheiten sowie zur Herstellung anderer Kupferverbindungen eingesetzt.
2. Kupfer(II)-chlorid-Dihydrat.
Dies sind dunkelgrüne Kristalle, die in Wasser leicht löslich sind. Konzentrierte Lösungen von Kupferchlorid sind grün und verdünnte Lösungen sind blau. Dies wird durch die Bildung eines grünen Chloridkomplexes erklärt:
Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-
Und seine weitere Zerstörung und die Bildung eines blauen Aquakomplexes.
3. Kupfer(II)-nitrat-Trihydrat.
Blaue kristalline Substanz. Es wird durch Auflösen von Kupfer in Salpetersäure gewonnen. Beim Erhitzen verlieren die Kristalle zunächst Wasser, zersetzen sich dann unter Freisetzung von Sauerstoff und Stickstoffdioxid und verwandeln sich in Kupfer(II)-oxid:
2Cu(NR 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Hydroxokupfer(II)carbonat.
Kupfercarbonate sind instabil und werden in der Praxis fast nie verwendet. Von einiger Bedeutung für die Kupfergewinnung ist lediglich das basische Kupfercarbonat Cu 2 (OH) 2 CO 3, das in der Natur in Form des Minerals Malachit vorkommt. Beim Erhitzen zersetzt es sich leicht und setzt Wasser, Kohlenmonoxid (IV) und Kupferoxid (II) frei:
Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§4. Chemische Eigenschaften von dreiwertigem Kupfer (st. ok. = +3)
Diese Oxidationsstufe ist für Kupfer am instabilsten, Kupfer(III)-Verbindungen sind daher eher die Ausnahme als die „Regel“. Es gibt jedoch einige dreiwertige Kupferverbindungen.
a) Kupfer(III)-oxid Cu 2 O 3
Es ist eine kristalline Substanz mit dunkler Granatfarbe. Löst sich nicht in Wasser auf.
Es wird durch Oxidation von Kupfer(II)-hydroxid mit Kaliumperoxodisulfat in alkalischem Medium bei negativen Temperaturen gewonnen:
2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C →Cu 2 O 3 ↓+2K 2 ALSO 4 +3H 2 O
Dieser Stoff zersetzt sich bei einer Temperatur von 400 0 C:
Cu 2 O 3 -- T ° →2 CuO+ O 2
Kupfer(III)-oxid ist ein starkes Oxidationsmittel. Bei der Reaktion mit Chlorwasserstoff wird Chlor zu freiem Chlor reduziert:
Cu 2 O 3 +6 HCl-- T ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O
b) Kupfercuprate (C)
Dies sind schwarze oder blaue Substanzen, in Wasser instabil, diamagnetisch, das Anion ist ein Band aus Quadraten (dsp 2). Entsteht durch die Wechselwirkung von Kupfer(II)-hydroxid und Alkalimetallhypochlorit in alkalischer Umgebung:
2 Cu(OH) 2 + MClO + 2 NaOH→2MCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= N / A- Cs)
c) Kaliumhexafluorcuprat(III)
Grüne Substanz, paramagnetisch. Oktaedrische Struktur sp 3 d 2. Kupferfluoridkomplex CuF 3, der sich im freien Zustand bei -60 0 C zersetzt. Er entsteht durch Erhitzen einer Mischung aus Kalium- und Kupferchloriden in einer Fluoratmosphäre:
3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2
Zersetzt Wasser unter Bildung von freiem Fluor.
§5. Kupferverbindungen im Oxidationszustand (+4)
Bisher kennt die Wissenschaft nur einen Stoff, bei dem Kupfer in der Oxidationsstufe +4 vorliegt, und zwar Cäsiumhexafluorcuprat(IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - eine orange kristalline Substanz, die in Glasampullen bei 0 0 C stabil ist. Sie reagiert heftig mit Wasser. Es wird durch Fluoridierung einer Mischung aus Cäsium- und Kupferchloriden bei hohem Druck und hoher Temperatur gewonnen:
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- T ° r → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
Es gibt viele Vertreter von jedem von ihnen, aber die führende Position nehmen zweifellos Oxide ein. Ein chemisches Element kann gleichzeitig mehrere verschiedene binäre Verbindungen mit Sauerstoff haben. Auch Kupfer besitzt diese Eigenschaft. Es hat drei Oxide. Schauen wir sie uns genauer an.
Kupfer(I)-oxid
Seine Formel lautet Cu 2 O. In einigen Quellen wird diese Verbindung möglicherweise Kupferoxid, Dikupferoxid oder Kupferoxid genannt.
Eigenschaften
Es ist eine kristalline Substanz mit braunroter Farbe. Dieses Oxid ist in Wasser und Ethylalkohol unlöslich. Bei einer Temperatur etwas über 1240 °C kann es ohne Zersetzung schmelzen. Dieser Stoff interagiert nicht mit Wasser, kann aber in Lösung übergehen, wenn an der Reaktion konzentrierte Salzsäure, Alkali, Salpetersäure, Ammoniakhydrat, Ammonium beteiligt sind Salze, Schwefelsäure .
Herstellung von Kupfer(I)-oxid
Es kann durch Erhitzen von Kupfermetall oder in einer Umgebung mit geringer Sauerstoffkonzentration sowie in einem Strom bestimmter Stickoxide und zusammen mit Kupfer(II)-oxid gewonnen werden. Darüber hinaus kann es ein Produkt der thermischen Zersetzungsreaktion des letzteren werden. Kupfer(I)-oxid kann auch erhalten werden, wenn Kupfer(I)-sulfid in einem Sauerstoffstrom erhitzt wird. Es gibt andere, komplexere Wege, es zu gewinnen (z. B. Reduktion eines der Kupferhydroxide, Ionenaustausch eines beliebigen einwertigen Kupfersalzes mit Alkali usw.), diese werden jedoch nur in Laboratorien praktiziert.
Anwendung
Wird als Pigment beim Bemalen von Keramik und Glas benötigt; ein Bestandteil von Farben, die den Unterwasserteil eines Schiffes vor Verschmutzung schützen. Wird auch als Fungizid verwendet. Kupferoxidventile kommen ohne Kupferoxid nicht aus.
Kupfer(II)-oxid
Seine Formel ist CuO. In vielen Quellen findet man es unter der Bezeichnung Kupferoxid.
Eigenschaften
Es ist ein höheres Kupferoxid. Die Substanz sieht aus wie schwarze Kristalle, die in Wasser nahezu unlöslich sind. Es reagiert mit Säure und bildet dabei das entsprechende Kupfersalz sowie Wasser. Beim Schmelzen mit Alkali entstehen als Reaktionsprodukte Cuprate. Die Zersetzung von Kupfer(II)-oxid erfolgt bei einer Temperatur von etwa 1100 °C. Ammoniak, Kohlenmonoxid, Wasserstoff und Kohle sind in der Lage, aus dieser Verbindung metallisches Kupfer zu extrahieren.
Quittung
Es kann durch Erhitzen von metallischem Kupfer in einer Luftumgebung unter einer Bedingung gewonnen werden: Die Erhitzungstemperatur muss unter 1100 °C liegen. Kupfer(II)-oxid kann auch durch Erhitzen von Carbonat, Nitrat und zweiwertigem Kupferhydroxid erhalten werden.
Anwendung
Mit diesem Oxid werden Emaille und Glas grün oder blau gefärbt, letzteres wird auch in einer kupfer-rubinroten Variante hergestellt. Im Labor wird dieses Oxid verwendet, um die reduzierenden Eigenschaften von Stoffen festzustellen.
Kupfer(III)-oxid
Seine Formel lautet Cu 2 O 3. Es hat einen traditionellen Namen, der wahrscheinlich etwas ungewöhnlich klingt: Kupferoxid.
Eigenschaften
Es sieht aus wie rote Kristalle, die sich nicht in Wasser auflösen. Die Zersetzung dieser Substanz erfolgt bei einer Temperatur von 400 °C, die Produkte dieser Reaktion sind Kupfer(II)-oxid und Sauerstoff.
Quittung
Es kann durch Oxidation von Kupferhydroxid mit Kaliumperoxidisulfat hergestellt werden. Eine notwendige Voraussetzung für die Reaktion ist eine alkalische Umgebung, in der sie stattfinden muss.
Anwendung
Dieser Stoff wird nicht allein verwendet. In Wissenschaft und Industrie werden seine Zersetzungsprodukte – Kupfer(II)-oxid und Sauerstoff – häufiger verwendet.
Abschluss
Das sind alles Kupferoxide. Es gibt mehrere davon, da Kupfer eine variable Wertigkeit hat. Es gibt andere Elemente, die mehrere Oxide haben, aber wir werden ein anderes Mal darüber sprechen.
Gebot
KUPFER UND SEINE VERBINDUNGEN
LEKTION IN DER 11. NATURWISSENSCHAFTLICHEN KLASSE
Um die kognitive Aktivität und Unabhängigkeit der Schüler zu steigern, nutzen wir den Unterricht im gemeinsamen Lernen von Stoffen. In einem solchen Unterricht erhält jeder Schüler (oder jedes Schülerpaar) eine Aufgabe, über deren Erledigung er in derselben Unterrichtsstunde berichten muss, und sein Bericht wird von den übrigen Schülern der Klasse in Heften festgehalten und ist Bestandteil des Inhalts des Unterrichtsmaterials. Jeder Schüler trägt dazu bei, dass die Klasse etwas über das Thema lernt.
Während des Unterrichts ändert sich der Arbeitsmodus der Schüler von intraaktiv (ein Modus, in dem Informationsflüsse innerhalb der Schüler geschlossen sind, typisch für unabhängiges Arbeiten) zu interaktiv (ein Modus, in dem Informationsflüsse in beide Richtungen erfolgen, d. h. Informationsflüsse von beiden Seiten). (Student und Student, Informationen werden ausgetauscht). In diesem Fall fungiert der Lehrer als Organisator des Prozesses, korrigiert und ergänzt die von den Schülern bereitgestellten Informationen.
Der Unterricht zum gemeinsamen Studium des Stoffes besteht aus folgenden Phasen:
Stufe 1 – Installation, in der der Lehrer die Ziele und das Arbeitsprogramm für den Unterricht erklärt (bis zu 7 Minuten);
Stufe 2 – selbständiges Arbeiten der Studierenden nach Anleitung (bis zu 15 Minuten);
Stufe 3 – Informationsaustausch und Zusammenfassung der Lektion (nimmt die gesamte verbleibende Zeit in Anspruch).
Die Lektion „Kupfer und seine Verbindungen“ richtet sich an Klassen mit vertieftem Chemiestudium (4 Stunden Chemie pro Woche), wird über zwei Unterrichtsstunden durchgeführt, die Lektion aktualisiert das Wissen der Schüler zu folgenden Themen: „Allgemeine Eigenschaften von Metalle“, „Umgang mit Metallen mit konzentrierter Schwefelsäure, Salpetersäure“, „Qualitative Reaktionen auf Aldehyde und mehrwertige Alkohole“, „Oxidation gesättigter einwertiger Alkohole mit Kupfer(II)-oxid“, „Komplexe Verbindungen“.
Vor dem Unterricht erhalten die Schüler Hausaufgaben: Wiederholen Sie die aufgeführten Themen. Die vorbereitende Vorbereitung des Lehrers auf den Unterricht besteht aus der Erstellung von Lehrkarten für die Schüler und der Vorbereitung von Sets für Laborversuche.
FORTSCHRITT DER LEKTION
Installationsphase
Der Lehrer posiert vor den Schülern Unterrichtsziel: Basierend auf dem vorhandenen Wissen über die Eigenschaften von Stoffen Informationen über Kupfer und seine Verbindungen vorhersagen, praktisch bestätigen und zusammenfassen.
Die Studierenden stellen die elektronische Formel des Kupferatoms zusammen, finden heraus, welche Oxidationsstufen Kupfer in Verbindungen aufweisen kann und welche Eigenschaften (Redox, Säure-Base) Kupferverbindungen haben werden.
In den Notizbüchern der Schüler erscheint eine Tabelle.
Eigenschaften von Kupfer und seinen Verbindungen
| Metall | Cu 2 O – basisches Oxid | CuO – basisches Oxid |
| Reduktionsmittel | CuOH ist eine instabile Base | Cu(OH) 2 – unlösliche Base |
| CuCl – unlösliches Salz | CuSO 4 – lösliches Salz | |
| Redox-Dualität besitzen | Oxidationsmittel |
Unabhängige Arbeitsphase
Um Annahmen zu bestätigen und zu ergänzen, führen die Studierenden Laborexperimente gemäß den Anweisungen durch und schreiben die Gleichungen der durchgeführten Reaktionen auf.
Anleitung zum selbständigen Arbeiten zu zweit
1. Erhitzen Sie den Kupferdraht in einer Flamme. Beachten Sie, wie sich seine Farbe geändert hat. Legen Sie heißen kalzinierten Kupferdraht in Ethylalkohol. Beachten Sie die Änderung seiner Farbe. Wiederholen Sie diese Manipulationen 2-3 Mal.
Überprüfen Sie, ob sich der Ethanolgeruch verändert hat.2. Schreiben Sie zwei Reaktionsgleichungen auf, die den durchgeführten Transformationen entsprechen. Welche Eigenschaften von Kupfer und seinem Oxid werden durch diese Reaktionen bestätigt?
Salzsäure zu Kupfer(I)oxid hinzufügen.3. Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf und berücksichtigen Sie dabei, dass Kupfer(I)-chlorid eine unlösliche Verbindung ist. Welche Eigenschaften von Kupfer(I) werden durch diese Reaktionen bestätigt?
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf.4. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch diese Reaktionen bestätigt?
Legen Sie einen Streifen Universalindikator in die Kupfer(II)sulfatlösung.
Erklären Sie das Ergebnis. Schreiben Sie die Ionengleichung für die Hydrolyse in Schritt I auf.
Fügen Sie der Natriumcarbonatlösung eine Lösung von Honig(II)sulfat hinzu.5.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Gleichung für die gemeinsame Hydrolysereaktion in molekularer und ionischer Form auf.
Was beobachten Sie?
Fügen Sie dem resultierenden Niederschlag Ammoniaklösung hinzu.6. Welche Veränderungen sind eingetreten? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?
Fügen Sie eine Lösung von Kaliumiodid zu Kupfer(II)sulfat hinzu.7. Was beobachten Sie? Schreiben Sie eine Gleichung für die Reaktion.
Welche Eigenschaft von Kupfer(II) beweist diese Reaktion?
Geben Sie ein kleines Stück Kupferdraht in ein Reagenzglas mit 1 ml konzentrierter Salpetersäure. Verschließen Sie das Reagenzglas mit einem Stopfen.
Was beobachten Sie? (Nehmen Sie das Reagenzglas unter die Zugkraft.) Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf.8. Gießen Sie Salzsäure in ein anderes Reagenzglas und legen Sie ein kleines Stück Kupferdraht hinein.
Was beobachten Sie? Erläutern Sie Ihre Beobachtungen. Welche Eigenschaften von Kupfer werden durch diese Reaktionen bestätigt?9. Gießen Sie Salzsäure in ein anderes Reagenzglas und legen Sie ein kleines Stück Kupferdraht hinein.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Gleichung für die gemeinsame Hydrolysereaktion in molekularer und ionischer Form auf.
Überschüssiges Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen.
Was beobachten Sie? Erhitzen Sie den resultierenden Niederschlag. Was ist passiert? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch diese Reaktionen bestätigt?10. Gießen Sie Salzsäure in ein anderes Reagenzglas und legen Sie ein kleines Stück Kupferdraht hinein.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Gleichung für die gemeinsame Hydrolysereaktion in molekularer und ionischer Form auf.
Fügen Sie dem resultierenden Niederschlag Glycerinlösung hinzu.
Welche Veränderungen sind eingetreten? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?Dem resultierenden Niederschlag Glukoselösung hinzufügen und erhitzen.
11. Was ist passiert? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf, indem Sie die allgemeine Formel für Aldehyde zur Bezeichnung von Glucose verwenden
Welche Eigenschaft der Kupferverbindung beweist diese Reaktion?
Zu Kupfer(II)sulfat hinzufügen: a) Ammoniaklösung; b) Natriumphosphatlösung.
Was beobachten Sie? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf.
Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen beweisen diese Reaktionen?
1. Phase des Informationsaustauschs und der Zusammenfassung
Der Lehrer stellt eine Frage zu den Eigenschaften einer bestimmten Substanz. Studierende, die die entsprechenden Experimente durchgeführt haben, berichten über das durchgeführte Experiment und schreiben die Reaktionsgleichungen an die Tafel. Anschließend ergänzen Lehrer und Schüler Informationen über die chemischen Eigenschaften des Stoffes, die durch Reaktionen im Schullabor nicht bestätigt werden konnten.
Konzentrierte und verdünnte Salpetersäure:
Cu + 4HNO 3 (konz.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (verdünnt) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;
Konzentrierte Schwefelsäure:
Cu + 2H 2 SO 4 (konz.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Sauerstoff:
2Cu + O 2 = 2CuO;
Cu + Cl 2 = CuCl 2;
Salzsäure in Gegenwart von Sauerstoff:
2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O;
Eisen(III)-chlorid:
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2.
2. Welche Eigenschaften weisen Kupfer(I)-oxid und -chlorid auf?
Es wird auf die grundlegenden Eigenschaften, die Fähigkeit zur Komplexbildung und die Redoxdualität hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfer(I)-oxid lauten:
Salzsäure bis zur Bildung von CuCl:
Cu 2 O + 2HCl = 2CuCl + H 2 O;
Überschüssiges HCl:
CuCl + HCl = H;
Reduktions- und Oxidationsreaktionen von Cu 2 O:
Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O,
2Cu2O + O2 = 4CuO;
Disproportionierung beim Erhitzen:
Cu 2 O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl 2 .
3. Welche Eigenschaften weist Kupfer(II)-oxid auf?
Es wird auf die basischen und oxidativen Eigenschaften hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfer(II)-oxid lauten:
Säure:
CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;
Ethanol:
C 2 H 5 OH + CuO = CH 3 CHO + Cu + H 2 O;
Wasserstoff:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O;
Aluminium:
3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3.
4. Welche Eigenschaften weist Kupfer(II)-hydroxid auf?
Auf oxidative, basische Eigenschaften, die Fähigkeit zur Komplexbildung mit organischen und anorganischen Verbindungen wird hingewiesen. Reaktionsgleichungen werden geschrieben mit:
Aldehyd:
RCHO + 2Cu(OH) 2 = RCOOH + Cu 2 O + 2H 2 O;
Säure:
Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O;
Ammoniak:
Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2;
Glyzerin:
Zersetzungsreaktionsgleichung:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
5. Welche Eigenschaften weisen Kupfer(II)-Salze auf?
Es wird auf die Reaktionen des Ionenaustauschs, der Hydrolyse, der oxidativen Eigenschaften und der Komplexierung hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfersulfat mit:
Natriumhydroxid:
Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;
Natriumphosphat:
3Cu 2+ + 2= Cu 3 (PO 4) 2;
Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+ ;
Kaliumjodid:
2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4;
Ammoniak:
Cu 2+ + 4NH 3 = 2+ ;
und Reaktionsgleichungen:
Hydrolyse:
Cu 2+ + HOH = CuOH + + H + ;
Co-Hydrolyse mit Natriumcarbonat zur Bildung von Malachit:
2Cu 2+ + 2 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2.
Darüber hinaus können Sie den Schülern die Wechselwirkung von Kupfer(II)-oxid und -hydroxid mit Alkalien erklären, die deren amphotere Natur beweist:
Cu(OH) 2 + 2NaOH (konz.) = 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.)
Übung 3. Erstellen Sie Transformationsketten entsprechend den folgenden Schemata und führen Sie diese aus:
Aufgabe 1.
Eine Legierung aus Kupfer und Aluminium wurde zunächst mit einem Überschuss an Alkali und dann mit einem Überschuss an verdünnter Salpetersäure behandelt.
.
(Berechnen Sie die Massenanteile der Metalle in der Legierung, wenn bekannt ist, dass die bei beiden Reaktionen (unter den gleichen Bedingungen) freigesetzten Gasvolumina gleich sind Antwort
. Massenanteil von Kupfer – 84 %.) Aufgabe 2.
(Beim Kalzinieren von 6,05 g kristallinem Kupfer(II)nitrathydrat wurden 2 g Rückstand erhalten. Bestimmen Sie die Formel des ursprünglichen Salzes. Antwort.
Cu(NO 3) 2 3H 2 O.) Aufgabe 3.
(Beim Kalzinieren von 6,05 g kristallinem Kupfer(II)nitrathydrat wurden 2 g Rückstand erhalten. Bestimmen Sie die Formel des ursprünglichen Salzes. Eine 13,2 g schwere Kupferplatte wurde in 300 g Eisen(III)-nitratlösung mit einem Salzmassenanteil von 0,112 getaucht. Beim Herausnehmen stellte sich heraus, dass der Massenanteil an Eisen(III)-nitrat dem Massenanteil des gebildeten Kupfer(II)-Salzes entsprach. Bestimmen Sie die Masse der Platte, nachdem sie aus der Lösung entfernt wurde.
10 Jahre) Hausaufgaben.
Lernen Sie den im Notizbuch geschriebenen Stoff. Erstellen Sie eine Transformationskette für Kupferverbindungen mit mindestens zehn Reaktionen und führen Sie diese durch.
1. LITERATUR Puzakov S.A., Popkov V.A.
2. Ein Handbuch zur Chemie für Studienbewerber. Programme. Fragen, Übungen, Aufgaben. Musterprüfungsunterlagen. M.: Higher School, 1999, 575 S. Kuzmenko N.E., Eremin V.V.