Kjemiske egenskaper til kobber(II)oksid
Kort beskrivelse av kobberoksid (II):
kobberoksid(II) – svart uorganisk stoff.
2. reaksjon av kobber(II)oksid med karbon:
CuO + C → Cu + CO (t = 1200 oC).
karbon.
3.kobberoksidreaksjon(II) med grått:
CuO + 2S → Cu + S20 (t = 150-200 oC).
Reaksjonen foregår i vakuum. Som et resultat av reaksjonen dannes kobber og oksid svovel.
4. kobberoksidreaksjon(II) med aluminium:
3CuO + 2Al → 3Cu + Al203 (t = 1000-1100 oC).
Som et resultat av reaksjonen dannes kobber og oksid aluminium.
5.kobberoksidreaksjon(II) med kobber:
CuO + Cu → Cu20 (t = 1000-1200 oC).
Som et resultat av reaksjonen dannes kobber(I)oksid.
6. kobberoksidreaksjon(II) Med litiumoksid:
CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 oC, O 2).
Reaksjonen foregår i en strøm av oksygen. Som et resultat av reaksjonen dannes litiumkuprat.
7. kobberoksidreaksjon(II) med natriumoksid:
CuO + Na20 → Na2CuO2 (t = 800-1000 oC, O2).
Reaksjonen foregår i en strøm av oksygen. Som et resultat av reaksjonen dannes natriumkuprat.
8.kobberoksidreaksjon(II) med karbonmonoksid:
CuO + CO → Cu + CO 2.
Som et resultat av reaksjonen dannes kobber og karbonmonoksid (karbondioksid).
9. kobberoksidreaksjon(II) med oksid kjertel:
CuO + Fe203 → CuFe204 (t o).
Som et resultat av reaksjonen dannes et salt - kobberferritt. Reaksjonen fortsetter når reaksjonsblandingen er kalsinert.
10. kobberoksidreaksjon(II) med flussyre:
CuO + 2HF → CuF2 + H2O.
Som et resultat av en kjemisk reaksjon oppnås et salt - kobberfluorid og vann.
11.kobberoksidreaksjon(II) med salpetersyre:
CuO + 2HNO3 → 2Cu(NO3)2 + H2O.
Som et resultat av en kjemisk reaksjon oppnås et salt - kobbernitrat og vann .
Kobberoksid reagerer på samme måte(II) og med andre syrer.
12. kobberoksidreaksjon(II) med hydrogenbromid (hydrogenbromid):
CuO + 2HBr → CuBr2 + H2O.
Som et resultat av en kjemisk reaksjon oppnås et salt - kobberbromid og vann .
13. kobberoksidreaksjon(II) med hydrogenjod:
CuO + 2HI → CuI2 + H2O.
Som et resultat av en kjemisk reaksjon oppnås et salt - kobberjodid og vann .
14. kobberoksidreaksjon(II) Med natriumhydroksid :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
Som et resultat av en kjemisk reaksjon oppnås et salt - natriumkuprat og vann .
15.kobberoksidreaksjon(II) Med kaliumhydroksyd :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
Som et resultat av en kjemisk reaksjon oppnås et salt - kaliumkuprat og vann .
16.kobberoksidreaksjon(II) med natriumhydroksid og vann:
CuO + 2NaOH + H2O → Na22 (t = 100 oC).
Natriumhydroksid løses i vann. En løsning av natriumhydroksid i vann 20-30%. Reaksjonen fortsetter ved koking. Som et resultat av en kjemisk reaksjon oppnås natriumtetrahydroksokuprat.
17.kobberoksidreaksjon(II) med kaliumsuperoksid:
2CuO + 2KO2 → 2KCuO2 + O2 (t = 400-500 oC).
Som et resultat av en kjemisk reaksjon oppnås et salt - kaliumkuprat (III) og
§1. Kjemiske egenskaper til et enkelt stoff (st. ok. = 0).
a) Relasjon til oksygen.
I motsetning til undergruppens naboer, sølv og gull, reagerer kobber direkte med oksygen. Kobber viser liten aktivitet mot oksygen, men i fuktig luft oksiderer det gradvis og blir dekket av en grønnaktig film, bestående av basiske kobberkarbonater:
I tørr luft er oksidasjonen veldig langsom, et tynt lag med kobberoksid dannes på kobberoverflaten:
Utad endres ikke kobber, siden kobber (I) oksid, som kobber selv, er rosa. I tillegg er oksidlaget så tynt at det sender lys, d.v.s. skinner gjennom. På en annen måte oksiderer kobber ved oppvarming, for eksempel ved 600-800 0 C. I de første sekundene går oksidasjonen til kobber(I)oksid, som fra overflaten blir til svart kobber(II)oksid. Et tolags oksidbelegg dannes.
Q-formasjon (Cu20) = 84935 kJ.
Figur 2. Strukturen til kobberoksidfilmen.
b) Interaksjon med vann.
Metallene i kobberundergruppen er på slutten av den elektrokjemiske serie av spenninger, etter hydrogenionet. Derfor kan disse metallene ikke fortrenge hydrogen fra vann. Samtidig kan hydrogen og andre metaller fortrenge kobber undergruppemetaller fra løsninger av deres salter, for eksempel:
Denne reaksjonen er redoks, da det er en overføring av elektroner:
Molekylært hydrogen fortrenger metallene i kobberundergruppen med store vanskeligheter. Dette forklares med at bindingen mellom hydrogenatomer er sterk og det brukes mye energi på å bryte den. Reaksjonen foregår kun med hydrogenatomer.
Kobber i fravær av oksygen samhandler praktisk talt ikke med vann. I nærvær av oksygen reagerer kobber sakte med vann og blir dekket med en grønn film av kobberhydroksid og basisk karbonat:
c) Interaksjon med syrer.
Å være i en serie spenninger etter hydrogen, fortrenger ikke kobber det fra syrer. Derfor virker ikke saltsyre og fortynnet svovelsyre på kobber.
Imidlertid, i nærvær av oksygen, oppløses kobber i disse syrene for å danne de tilsvarende salter:
Det eneste unntaket er jodhydrogensyre, som reagerer med kobber for å frigjøre hydrogen og danner et veldig stabilt kobber(I)-kompleks:
2 Cu + 3 HI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2
Kobber reagerer også med syrer - oksidasjonsmidler, for eksempel med salpetersyre:
Cu+4HNO 3( kons .) → Cu(NR 3 ) 2 +2NO 2 +2H 2 O
3Cu + 8HNO 3( å ha fortynnet .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O
Og også med konsentrert kald svovelsyre:
Cu + H 2 SÅ 4 (kons.) → CuO + SO 2 + H 2 O
Med varm konsentrert svovelsyre :
Cu+2H 2 SÅ 4( kons ., varmt ) → CuSO 4 + SÅ 2 + 2H 2 O
Med vannfri svovelsyre ved en temperatur på 200 0 C dannes kobber (I) sulfat:
2Cu+2H 2 SÅ 4( vannfri .) 200°C → Cu 2 SÅ 4 ↓+SO 2 + 2H 2 O
d) Forholdet til halogener og enkelte andre ikke-metaller.
Q-dannelse (CuCl) = 134300 kJ
Q-dannelse (CuCl 2) = 111700 kJ
Kobber reagerer godt med halogener, gir to typer halogenider: CuX og CuX 2 .. Under påvirkning av halogener ved romtemperatur skjer det ingen synlige endringer, men det dannes først et lag med adsorberte molekyler på overflaten, og deretter et veldig tynt lag av halogenider. Ved oppvarming er reaksjonen med kobber veldig voldsom. Vi varmer opp kobbertråden eller folien og senker den varm ned i en krukke med klor - brune damper vil dukke opp nær kobberet, bestående av kobber(II)klorid CuCl 2 blandet med kobber(I)klorid CuCl. Reaksjonen skjer spontant på grunn av frigjøring av varme. Monovalente kobberhalogenider oppnås ved å reagere metallisk kobber med en løsning av toverdig kobberhalogenid, for eksempel:
I dette tilfellet faller monokloridet ut av løsningen i form av et hvitt bunnfall på kobberoverflaten.
Kobber reagerer også ganske lett med svovel og selen ved oppvarming (300-400 ° C):
2Cu+S→Cu 2 S
2Cu+Se→Cu 2 Se
Men kobber reagerer ikke med hydrogen, karbon og nitrogen selv ved høye temperaturer.
e) Interaksjon med oksider av ikke-metaller
Ved oppvarming kan kobber fortrenge enkle stoffer fra noen ikke-metalloksider (for eksempel svovel (IV) oksid og nitrogen (II, IV) oksider), mens det danner et termodynamisk mer stabilt kobber (II) oksid):
4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2
2 Cu+2 NEI 500-600° C →2 CuO + N 2
§2. Kjemiske egenskaper til monovalent kobber (st.c. = +1)
I vandige løsninger er Cu + ion veldig ustabilt og uforholdsmessig:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Imidlertid kan kobber i oksidasjonstilstand (+1) stabiliseres i forbindelser med svært lav løselighet eller gjennom kompleksdannelse.
a) Kobberoksid (Jeg) Cu 2 O
amfotert oksid. Brunrød krystallinsk substans. Det forekommer naturlig som mineralet cupritt. Det kan oppnås kunstig ved å varme opp en løsning av et kobber (II) salt med alkali og et sterkt reduksjonsmiddel, for eksempel formalin eller glukose. Kobber(I)oksid reagerer ikke med vann. Kobber(I)oksid overføres til en løsning med konsentrert saltsyre for å danne et kloridkompleks:
Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O
Vi løser også opp i en konsentrert løsning av ammoniakk og ammoniumsalter:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
I fortynnet svovelsyre er det uforholdsmessig med toverdig kobber og metallisk kobber:
Cu 2 O+H 2 SÅ 4 (dil.) →CuSO 4 + Cu 0 ↓+H 2 O
Kobber(I)oksid går også inn i følgende reaksjoner i vandige løsninger:
1. Sakte oksidert av oksygen til kobber(II)hydroksid:
2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Åh) 2 ↓
2. Reagerer med fortynnede hydrohalogensyrer for å danne de tilsvarende kobber(I)-halogenidene:
Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)
3. Redusert til metallisk kobber med typiske reduksjonsmidler, for eksempel natriumhydrosulfitt i en konsentrert løsning:
2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ Na 2 SÅ 4 + H 2 SÅ 4
Kobber(I)oksid reduseres til metallisk kobber i følgende reaksjoner:
1. Ved oppvarming til 1800 °C (dekomponering):
2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2
2. Ved oppvarming i en strøm av hydrogen, karbonmonoksid, aluminium og andre typiske reduksjonsmidler:
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
Også ved høye temperaturer reagerer kobber(I)oksid:
1. Med ammoniakk (det dannes kobber(I)nitrid)
3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O
2. Med alkalimetalloksider:
Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 MCuO (M= Li, Na, K)
I dette tilfellet dannes kuprater av kobber (I).
Kobber(I)oksid reagerer markert med alkalier:
Cu 2 O+2 NaOH (kons.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(Åh) 2 ]
b) Kobberhydroksid (Jeg) CuOH
Kobber(I)hydroksid danner et gult stoff og er uløselig i vann.
Spaltes lett ved oppvarming eller koking:
2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O
c) HalogeniderCuF, CuMEDl, CuBrOgCuJ
Alle disse forbindelsene er hvite krystallinske stoffer, lite løselige i vann, men lett løselige i overskudd av NH 3 , cyanidioner, tiosulfationer og andre sterke kompleksdannende midler. Jod danner kun forbindelsen Cu +1 J. I gassform dannes sykluser av typen (CuГ) 3. Reversibelt løselig i de tilsvarende hydrohalogensyrene:
CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, J)
Kobber (I) klorid og bromid er ustabile i fuktig luft og blir gradvis til basiske kobber (II) salter:
4 CuD +2H 2 O + O 2 →4 Cu(Åh)G (G=Cl, Br)
d) Andre kobberforbindelser (Jeg)
1. Kobber(I)acetat (CH 3 COOCu) - en kobberforbindelse, har form av fargeløse krystaller. I vann hydrolyseres det sakte til Cu 2 O, i luft oksideres det til toverdig kobberacetat; Motta CH 3 COOSu ved reduksjon (CH 3 COO) 2 Cu med hydrogen eller kobber, sublimering (CH 3 COO) 2 Cu i vakuum eller interaksjon (NH 3 OH)SO 4 med (CH 3 COO) 2 Cu i p-re i nærvær av H3COOH3. Stoffet er giftig.
2. Kobber(I)acetylenid - rødbrune, noen ganger svarte krystaller. Når de er tørre, detonerer krystallene ved støt eller varme. Våtbestandig. Detonasjon i fravær av oksygen produserer ingen gassformige stoffer. Nedbrytes under påvirkning av syrer. Det dannes som et bunnfall når acetylen føres inn i ammoniakkløsninger av kobber(I)-salter:
MED 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Åh) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3
Denne reaksjonen brukes til kvalitativ påvisning av acetylen.
3. Kobbernitrid - en uorganisk forbindelse med formelen Cu 3 N, mørkegrønne krystaller.
Spaltes ved oppvarming:
2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2
Reagerer voldsomt med syrer:
2 Cu 3 N +6 HCl - 300° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3
§3. Kjemiske egenskaper til bivalent kobber (st.c. = +2)
Den mest stabile oksidasjonstilstanden til kobber og den mest karakteristiske for den.
a) Kobberoksid (II) CuO
CuO er det grunnleggende oksidet av toverdig kobber. Svarte krystaller, under normale forhold ganske stabile, praktisk talt uløselige i vann. I naturen forekommer det i form av mineralet tenoritt (melakonitt) av svart farge. Kobber(II)oksid reagerer med syrer for å danne de tilsvarende salter av kobber(II) og vann:
CuO + 2 HNO 3 → Cu(NEI 3 ) 2 + H 2 O
Når CuO er smeltet sammen med alkalier, dannes kuprater av kobber (II):
CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O
Når det varmes opp til 1100 °C, spaltes det:
4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2
b) Kobber(II)hydroksidCu(Åh) 2
Kobber(II)hydroksid er et blått amorft eller krystallinsk stoff, praktisk talt uløselig i vann. Når det varmes opp til 70-90 ° C, spaltes Cu (OH) 2 pulver eller dets vandige suspensjoner til CuO og H 2 O:
Cu(Åh) 2 → CuO + H 2 O
Det er et amfotert hydroksid. Reagerer med syrer og danner vann og det tilsvarende kobbersaltet:
Det reagerer ikke med fortynnede alkaliløsninger, men løses opp i konsentrerte løsninger og danner knallblå tetrahydroksokuprater (II):
Kobber(II)hydroksid med svake syrer danner basiske salter. Det oppløses veldig lett i overskudd av ammoniakk for å danne kobberammoniakk:
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O
Kobberammoniakk har en intens blåfiolett farge, så den brukes i analytisk kjemi for å bestemme små mengder Cu 2+ -ioner i løsning.
c) Kobbersalter (II)
Enkle salter av kobber (II) er kjent for de fleste anioner, bortsett fra cyanid og jodid, som, når de interagerer med Cu 2+ kation, danner kovalente kobber (I) forbindelser som er uløselige i vann.
Kobbersalter (+2) er for det meste vannløselige. Den blå fargen på løsningene deres er assosiert med dannelsen av 2+-ionet. De krystalliserer ofte som hydrater. Således krystalliserer tetrahydrat fra en vandig løsning av kobber(II)klorid under 15 0 C, trihydrat ved 15-26 0 C og dihydrat over 26 0 C. I vandige løsninger er kobber(II)-salter i liten grad utsatt for hydrolyse, og basiske salter feller ofte ut av dem.
1. Kobber(II)sulfatpentahydrat (kobbersulfat)
CuSO 4 * 5H 2 O, kalt kobbersulfat, er av størst praktisk betydning. Tørt salt har en blå farge, men når det varmes opp (200 0 C), mister det krystallvann. Vannfritt hvitt salt. Ved ytterligere oppvarming til 700 0 C, blir det til kobberoksid, og mister svoveltrioksid:
CuSO 4 -- t ° → CuO+ SÅ 3
Kobbersulfat fremstilles ved å løse opp kobber i konsentrert svovelsyre. Denne reaksjonen er beskrevet i avsnittet "Kjemiske egenskaper til et enkelt stoff". Kobbersulfat brukes i elektrolytisk produksjon av kobber, i landbruket for å kontrollere skadedyr og plantesykdommer, og for å oppnå andre kobberforbindelser.
2. Kobber(II)kloriddihydrat.
Disse er mørkegrønne krystaller, lett løselige i vann. Konsentrerte løsninger av kobberklorid er grønne, og fortynnede løsninger er blå. Dette skyldes dannelsen av et grønt kloridkompleks:
Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-
Og dens ytterligere ødeleggelse og dannelsen av et blått vannkompleks.
3. Kobber(II)nitrattrihydrat.
Blått krystallinsk fast stoff. Oppnådd ved å løse opp kobber i salpetersyre. Ved oppvarming mister krystallene først vann, deretter brytes de ned med frigjøring av oksygen og nitrogendioksid, og blir til kobber(II)oksid:
2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Hydroxomedi(II)karbonat.
Kobberkarbonater er ustabile og brukes nesten aldri i praksis. Av en viss betydning for produksjonen av kobber er bare det basiske kobberkarbonatet Cu 2 (OH) 2 CO 3, som forekommer i naturen i form av mineralet malakitt. Ved oppvarming brytes det lett ned med frigjøring av vann, karbonmonoksid (IV) og kobberoksid (II):
Cu 2 (ÅH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§4. Kjemiske egenskaper til treverdig kobber (st.c. = +3)
Denne oksidasjonstilstanden er den minst stabile for kobber, og derfor er kobber(III)-forbindelser unntaket snarere enn "regelen". Imidlertid eksisterer noen trivalente kobberforbindelser.
a) Kobberoksid (III) Cu 2 O 3
Det er et krystallinsk stoff, mørk granatfarge. Løser seg ikke i vann.
Oppnådd ved oksidasjon av kobber(II)hydroksid med kaliumperoksodisulfat i et alkalisk medium ved lave temperaturer:
2 Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C → Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SÅ 4 +3H 2 O
Dette stoffet spaltes ved en temperatur på 400 0 C:
Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2
Kobber(III)oksid er et sterkt oksidasjonsmiddel. Ved interaksjon med hydrogenklorid reduseres klor til fritt klor:
Cu 2 O 3 +6 HCl-- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O
b) Kobberkuprater (W)
Dette er svarte eller blå stoffer, de er ikke stabile i vann, de er diamagnetiske, anionet er et bånd av firkanter (dsp 2). Dannet ved interaksjon av kobber(II)hydroksid og alkalimetallhypokloritt i et alkalisk miljø:
2 Cu(Åh) 2 + MClO + 2 NaOH→2MCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= Na- Cs)
c) Kaliumheksafluorkuprat(III)
Grønn substans, paramagnetisk. Oktaedrisk struktur sp 3 d 2 . Kobberfluoridkompleks CuF 3, som spaltes i fri tilstand ved -60 0 C. Det dannes ved oppvarming av en blanding av kalium- og kobberklorider i en fluoratmosfære:
3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2
Spalter vann med dannelse av fritt fluor.
§5. Kobberforbindelser i oksidasjonstilstand (+4)
Så langt er bare ett stoff kjent for vitenskapen, hvor kobber er i +4 oksidasjonstilstand, dette er cesiumheksafluorkuprat (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - et oransje krystallinsk stoff, stabilt i glassampuller ved 0 0 C Den reagerer voldsomt med vann. Oppnådd ved fluorering ved høyt trykk og temperatur av en blanding av cesium og kobberklorider:
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° s → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
Det er mange representanter for hver av dem, men oksider har utvilsomt den ledende posisjonen. Ett kjemisk grunnstoff kan ha flere forskjellige binære forbindelser med oksygen samtidig. Kobber har også denne egenskapen. Hun har tre oksider. La oss se på dem mer detaljert.
Kobber(I)oksid
Formelen er Cu 2 O. I noen kilder kan denne forbindelsen kalles kobberhemioksid, dikobberoksid eller kobberoksid.
Egenskaper
Det er et krystallinsk stoff som har en brun-rød farge. Dette oksidet er uløselig i vann og etanol. Det kan smelte uten å spaltes ved en temperatur på litt over 1240 ° C. Dette stoffet interagerer ikke med vann, men kan overføres til løsning hvis deltakerne i reaksjonen med det er konsentrert saltsyre, alkali, salpetersyre, ammoniakkhydrat, ammoniumsalter, svovelsyre .
Innhenting av kobberoksid (I)
Det kan oppnås ved oppvarming av metallisk kobber, eller i et miljø hvor oksygen har lav konsentrasjon, samt i en strøm av visse nitrogenoksider og sammen med kobber(II)oksid. I tillegg kan det bli et reaksjonsprodukt av den termiske nedbrytningen av sistnevnte. Kobber(I)oksid vil også bli oppnådd hvis kobber(I)sulfid varmes opp i en strøm av oksygen. Det er andre, mer komplekse måter å oppnå det på (for eksempel reduksjon av et av kobberhydroksidene, ionebytting av ethvert monovalent kobbersalt med alkali, etc.), men de praktiseres bare i laboratorier.
applikasjon
Nødvendig som pigment ved maling av keramikk, glass; komponent av maling som beskytter undervannsdelen av fartøyet mot begroing. Brukes også som soppdreper. Kobberoksidventiler kan ikke klare seg uten det.
Kobber(II)oksid
Formelen er CuO. I mange kilder kan det finnes under navnet kobberoksid.
Egenskaper
Det er det høyeste kobberoksidet. Stoffet ser ut som svarte krystaller, som er nesten uløselige i vann. Det reagerer med syre og danner under denne reaksjonen det tilsvarende saltet av toverdig kobber, samt vann. Når det er smeltet sammen med alkali, er reaksjonsproduktene representert av kuprater. Nedbrytningen av kobberoksid (II) skjer ved en temperatur på ca. 1100 o C. Ammoniakk, karbonmonoksid, hydrogen og kull er i stand til å trekke ut metallisk kobber fra denne forbindelsen.
Kvittering
Det kan oppnås ved å varme metallisk kobber i luft under en betingelse - oppvarmingstemperaturen må være under 1100 ° C. Kobber (II) oksid kan også oppnås ved å varme karbonat, nitrat, toverdig kobberhydroksid.
applikasjon
Ved hjelp av dette oksydet farges emalje og glass grønt eller blått, og en kobber-rubin variant av sistnevnte produseres også. I laboratoriet brukes dette oksidet til å oppdage stoffers reduserende egenskaper.
Kobber(III)oksid
Formelen er Cu 2 O 3. Den har et tradisjonelt navn, som nok høres litt uvanlig ut - kobberoksid.
Egenskaper
Det ser ut som røde krystaller som ikke løses opp i vann. Dekomponeringen av dette stoffet skjer ved en temperatur på 400 ° C, produktene av denne reaksjonen er kobber (II) oksid og oksygen.
Kvittering
Det kan oppnås ved å oksidere toverdig kobberhydroksid med kaliumperoksydisulfat. En nødvendig betingelse for reaksjonen er et alkalisk miljø hvor den må oppstå.
applikasjon
Dette stoffet brukes ikke av seg selv. I vitenskap og industri er produktene av dens nedbrytning - kobber (II) oksid og oksygen - mer utbredt.
Konklusjon
Det er alle kobberoksider. Det er flere av dem på grunn av at kobber har en variabel valens. Det er andre grunnstoffer som har flere oksider, men vi snakker om dem en annen gang.
applikasjon
KOBBER OG DETS FORBINDELSER
LEKSJON I 11. NATURFAGKLASSE
For å øke den kognitive aktiviteten og uavhengigheten til elevene bruker vi leksjonene fra den kollektive studien av materialet. På slike leksjoner mottar hver elev (eller et par elever) en oppgave, som han må rapportere om i samme leksjon, og rapporten hans registreres av resten av klassen i notatbøker og er en del av innholdet av leksjonens undervisningsmateriell. Hver elev bidrar til klassens studie av emnet.
I løpet av timen endres arbeidsmåten til elevene fra intraaktiv (en modus der informasjonsflyter er lukket i elevene, typisk for selvstendig arbeid) til interaktiv (en modus der informasjonsflyten er toveis, dvs. informasjon går både fra studenten og til studenten utveksles informasjon). Samtidig fungerer læreren som arrangør av prosessen, korrigerer og supplerer informasjonen elevene gir.
Leksjonene for kollektiv studie av materialet består av følgende stadier:
1. trinn - installasjon, der læreren forklarer målene og arbeidsprogrammet i leksjonen (opptil 7 minutter);
Trinn 2 - selvstendig arbeid av studenter i henhold til instruksjonene (opptil 15 minutter);
Trinn 3 - utveksling av informasjon og oppsummering av leksjonen (tar all gjenværende tid).
Leksjonen "Kobber og dets forbindelser" er designet for klasser med en fordypning i kjemi (4 timer kjemi per uke), holdes i to akademiske timer, leksjonen oppdaterer elevenes kunnskap om følgende emner: "Generelle egenskaper av metaller", "Holdning til metaller med konsentrert svovelsyre, salpetersyre", "Kvalitative reaksjoner på aldehyder og flerverdige alkoholer", "Oksidasjon av mettede enverdige alkoholer med kobber(II)oksid", "Komplekse forbindelser".
Før leksjonen får elevene lekser: for å gjennomgå emnene som er oppført. Den foreløpige forberedelsen av læreren til timen består i å sette sammen instruksjonskort for elevene og forberede sett for laboratorieeksperimenter.
UNDER KLASSENE
Installasjonsstadiet
Læreren setter foran elevene formålet med leksjonen: basert på eksisterende kunnskap om stoffers egenskaper, forutsi, bekrefte i praksis, generalisere informasjon om kobber og dets forbindelser.
Elevene lager den elektroniske formelen til kobberatomet, finner ut hvilke oksidasjonstilstander kobber kan oppvise i forbindelser, hvilke egenskaper (redoks, syre-base) kobberforbindelser vil ha.
En tabell dukker opp i elevenes notatbøker.
Egenskaper til kobber og dets forbindelser
| Metall | Cu 2 O - basisk oksid | CuO - basisk oksid |
| Reduksjonsmiddel | CuOH er en ustabil base | Cu (OH) 2 - uløselig base |
| CuCl - uløselig salt | CuSO 4 - løselig salt | |
| Har redoksdualitet | Oksydasjonsmidler |
Stadium av selvstendig arbeid
For å bekrefte og supplere forutsetningene utfører studentene laboratorieeksperimenter i henhold til instruksjonene og skriver ned ligningene for reaksjonene som er utført.
Instruksjoner for selvstendig arbeid i par
1. Tenn kobbertråden i en flamme. Legg merke til hvordan fargen har endret seg. Plasser den varme kalsinerte kobbertråden i etylalkohol. Legg merke til endringen i fargen. Gjenta disse manipulasjonene 2-3 ganger. Sjekk om lukten av etanol har endret seg.
Skriv ned to reaksjonsligninger som tilsvarer transformasjonene som er utført. Hvilke egenskaper ved kobber og dets oksid bekreftes av disse reaksjonene?2. Tilsett saltsyre til kobber(I)oksid.
Hva er det du ser på? Skriv ned reaksjonsligningene, gitt at kobber(I)klorid er en uløselig forbindelse. Hvilke egenskaper til kobber(I) bekreftes av disse reaksjonene?3. a) Plasser et sinkgranulat i kobber(II)sulfatløsningen. Hvis ingen reaksjon oppstår, varm opp løsningen. b) Tilsett 1 ml svovelsyre til kobber(II)oksid og varm opp.
Hva er det du ser på? Skriv ned reaksjonslikningene. Hvilke egenskaper ved kobberforbindelser bekreftes av disse reaksjonene?4. Plasser en universal indikatorstrimmel i kobber(II)sulfatløsningen.
Forklar resultatet. Skriv ned den ioniske ligningen for hydrolyse for det første trinnet.
Tilsett en løsning av honning(II)sulfat til en løsning av natriumkarbonat.
Hva er det du ser på? Skriv ligningen for reaksjonen av leddhydrolyse i molekylære og ioniske former.5.
Hva er det du ser på?
Tilsett ammoniakkløsning til det resulterende bunnfallet.
Hvilke endringer har skjedd? Skriv ned reaksjonslikningene. Hvilke egenskaper ved kobberforbindelser bevises av reaksjonene som utføres?6. Tilsett en løsning av kaliumjodid til kobber(II)sulfat.
Hva er det du ser på? Skriv en ligning for reaksjonen. Hvilken egenskap ved kobber(II) beviser denne reaksjonen?7. Plasser et lite stykke kobbertråd i et reagensrør med 1 ml konsentrert salpetersyre. Lukk røret med en propp.
Hva er det du ser på? (Ta reagensrøret under utkast.) Skriv ned reaksjonsligningen.
Hell saltsyre i et annet reagensrør, legg et lite stykke kobbertråd i det.
Hva er det du ser på? Forklar dine observasjoner. Hvilke egenskaper til kobber bekreftes av disse reaksjonene?8. Tilsett et overskudd av natriumhydroksid til kobber(II)sulfat.
Hva er det du ser på? Varm opp bunnfallet. Hva skjedde? Skriv ned reaksjonslikningene. Hvilke egenskaper ved kobberforbindelser bekreftes av disse reaksjonene?9. Tilsett et overskudd av natriumhydroksid til kobber(II)sulfat.
Hva er det du ser på?
Tilsett en løsning av glyserin til det resulterende bunnfallet.
Hvilke endringer har skjedd? Skriv ned reaksjonslikningene. Hvilke egenskaper ved kobberforbindelser beviser disse reaksjonene?10. Tilsett et overskudd av natriumhydroksid til kobber(II)sulfat.
Hva er det du ser på?
Hell glukoseløsningen til det resulterende bunnfallet og varm opp.
Hva skjedde? Skriv reaksjonsligningen ved å bruke den generelle formelen for aldehyder for å betegne glukoseHvilken egenskap ved kobberforbindelsen beviser denne reaksjonen?
11. Tilsett til kobber(II)sulfat: a) ammoniakkløsning; b) natriumfosfatløsning.
Hva er det du ser på? Skriv ned reaksjonslikningene. Hvilke egenskaper ved kobberforbindelser bevises av reaksjonene som utføres?
Kommunikasjonsfase og debriefing
Læreren stiller et spørsmål om egenskapene til et bestemt stoff. Elevene som utførte de tilsvarende forsøkene rapporterer om forsøket og skriver ned reaksjonsligningene på tavlen. Deretter fullfører læreren og elevene informasjonen om stoffets kjemiske egenskaper, som ikke kunne bekreftes av reaksjoner i forholdene på skolelaboratoriet.
Rekkefølgen for diskusjon av de kjemiske egenskapene til kobberforbindelser
1. Hvordan reagerer kobber med syrer, hvilke andre stoffer kan kobber reagere med?
Reaksjonene til kobber er skrevet med:
Konsentrert og fortynnet salpetersyre:
Cu + 4HNO 3 (kons.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO3 (diff.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H20;
Konsentrert svovelsyre:
Cu + 2H2S04 (konsentrert) = CuS04 + SO2 + 2H20;
Oksygen:
2Cu + O 2 \u003d 2CuO;
Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2;
Saltsyre i nærvær av oksygen:
2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H20;
Jern(III)klorid:
2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2.
2. Hva er egenskapene til kobber(I)oksid og klorid?
Oppmerksomheten trekkes til hovedegenskapene, evnen til kompleksdannelse, redoksdualitet. Ligningene for reaksjoner av kobber(I)oksid med:
Saltsyre for å danne CuCl:
Cu20 + 2HCl = 2CuCl + H20;
Overskudd av HCl:
CuCl + HCl = H;
Reaksjoner av reduksjon og oksidasjon av Cu 2 O:
Cu 2 O + H 2 \u003d 2Cu + H 2 O,
2Cu2O + O2 \u003d 4CuO;
Disproporsjoner ved oppvarming:
Cu 2 O \u003d Cu + CuO,
2CuCl \u003d Cu + CuCl 2.
3. Hva er egenskapene til kobber(II)oksid?
Oppmerksomheten rettes mot de grunnleggende og oksiderende egenskapene Ligninger for reaksjonene av kobber(II)oksid med:
Syre:
CuO + 2H+ = Cu2+ + H20;
Etanol:
C2H5OH + CuO = CH3CHO + Cu + H2O;
Hydrogen:
CuO + H2 \u003d Cu + H2O;
Aluminium:
3CuO + 2Al \u003d 3Cu + Al 2 O 3.
4. Hva er egenskapene til kobber(II)hydroksid?
Oppmerksomheten rettes mot oksiderende, grunnleggende egenskaper, evnen til å kompleksisere med organiske og uorganiske forbindelser.Reaksjonsligningene er skrevet med:
Aldehyd:
RCHO + 2Cu(OH)2 = RCOOH + Cu20 + 2H20;
Syre:
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20;
Ammoniakk:
Cu (OH)2 + 4NH3 \u003d (OH)2;
Glyserin:
Nedbrytningsreaksjonsligning:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.
5. Hva er egenskapene til kobber(II)salter?
Oppmerksomheten trekkes til reaksjonene av ionebytte, hydrolyse, oksiderende egenskaper, kompleksdannelse. Ligningene for reaksjonene til kobbersulfat er skrevet med:
Natriumhydroksid:
Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2;
Natriumfosfat:
3Cu2+ + 2= Cu3(PO4)2;
Cu 2+ + Zn \u003d Cu + Zn 2+;
Kaliumjodid:
2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4;
Ammoniakk:
Cu 2+ + 4NH 3 \u003d 2+;
og reaksjonsligninger:
Hydrolyse:
Cu 2+ + HOH = CuOH + + H+;
Kohydrolyse med natriumkarbonat for å danne malakitt:
2Cu 2+ + 2 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2.
I tillegg kan elevene bli fortalt om samspillet mellom kobber(II)oksid og hydroksyd med alkalier, noe som beviser deres amfoterisitet:
Cu (OH) 2 + 2 NaOH (kons.) \u003d Na 2,
Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,
Cu + HgCl 2 \u003d CuCl 2 + Hg,
2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O,
CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O,
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 CuCl 2 + Cu,
CuSO 4 + BaCl 2 \u003d CuCl 2 + BaSO 4.)
Øvelse 3 Lag kjeder av transformasjoner som tilsvarer følgende skjemaer og utfør dem:
Oppgave 1.
En legering av kobber og aluminium ble behandlet først med et overskudd av alkali og deretter med et overskudd av fortynnet salpetersyre. Beregn massefraksjonene av metaller i legeringen, hvis det er kjent at volumene av gasser som frigjøres i begge reaksjonene (under samme forhold) er lik hverandre
.
(Svar . Massefraksjon av kobber - 84%.)
Oppgave 2. Ved kalsinering av 6,05 g hydratisert kobber(II)nitrat ble det oppnådd 2 g rest. Bestem formelen til det opprinnelige saltet.
(Svar. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)
Oppgave 3. En kobberplate som veide 13,2 g ble senket ned i 300 g av en jern(III)-nitratløsning med en massefraksjon salt på 0,112. Da den ble tatt ut viste det seg at massefraksjonen av jern(III)nitrat ble lik massefraksjonen av det dannede kobber(II)saltet. Bestem massen til platen etter at den er fjernet fra løsningen.
(Svar. 10 år)
Hjemmelekser. Lær materialet skrevet i notatboken. Komponer en kjede av transformasjoner for kobberforbindelser, som inneholder minst ti reaksjoner, og utfør den.
LITTERATUR
1. Puzakov S.A., Popkov V.A. En håndbok om kjemi for universitetsstudenter. Programmer. Spørsmål, øvelser, oppgaver. Eksempler på eksamensoppgaver. Moskva: Høyere skole, 1999, 575 s.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 oppgaver og øvelser i kjemi. For skoleelever og påmeldte. M.: 1st Federal Book Trade Company, 1998, 512 s.