Kupfer und seine Verbindungen

LEKTION IN DER 11. NATURWISSENSCHAFTLICHEN KLASSE

Um die kognitive Aktivität und Unabhängigkeit der Schüler zu steigern, nutzen wir den Unterricht des kollektiven Studiums des Materials. In solchen Unterrichtsstunden erhält jeder Schüler (oder ein Schülerpaar) eine Aufgabe, über deren Erledigung er in derselben Unterrichtsstunde Bericht erstatten muss, und sein Bericht wird von den übrigen Schülern der Klasse in Notizbüchern festgehalten und ist ein Element des Inhalts des Unterrichtsmaterials. Jeder Schüler trägt zum Studium des Themas durch die Klasse bei.
Während des Unterrichts ändert sich die Arbeitsweise der Schüler von intraaktiv (ein Modus, in dem Informationsflüsse innerhalb der Schüler geschlossen sind, typisch für selbstständiges Arbeiten) zu interaktiv (ein Modus, in dem Informationsflüsse wechselseitig sind, d.h. Informationen gehen von beiden Seiten aus dem Studenten und dem Studenten werden Informationen ausgetauscht). Gleichzeitig fungiert der Lehrer als Organisator des Prozesses, korrigiert und ergänzt die Angaben der Schüler.
Die Lektionen des gemeinsamen Studiums des Materials bestehen aus den folgenden Phasen:
Phase 1 - Installation, bei der der Lehrer die Ziele und das Arbeitsprogramm im Unterricht erklärt (bis zu 7 Minuten);
Stufe 2 - selbstständige Arbeit der Schüler nach Anleitung (bis zu 15 Minuten);
Phase 3 - Informationsaustausch und Zusammenfassung der Lektion (nimmt die gesamte verbleibende Zeit in Anspruch).
Die Unterrichtsstunde „Kupfer und seine Verbindungen“ richtet sich an Klassen mit vertiefter Chemie (4 Stunden Chemie pro Woche), dauert zwei Unterrichtsstunden, die Unterrichtsstunde aktualisiert das Wissen der Schüler zu folgenden Themen: „Allgemeine Eigenschaften von Metalle“, „Einstellung zu Metallen mit konzentrierter Schwefelsäure, Salpetersäure“, „Qualitative Reaktionen auf Aldehyde und mehrwertige Alkohole“, „Oxidation gesättigter einwertiger Alkohole mit Kupfer(II)-oxid“, „Komplexverbindungen“.
Vor dem Unterricht erhalten die Schüler Hausaufgaben: um die aufgeführten Themen zu wiederholen. Die vorbereitende Vorbereitung des Lehrers auf den Unterricht besteht darin, Lehrkarten für Schüler zusammenzustellen und Sets für Laborexperimente vorzubereiten.

WÄHREND DER KLASSEN

Installationsphase

Der Lehrer stellt sich vor die Schüler das Ziel des Unterrichts: basierend auf vorhandenem Wissen über die Eigenschaften von Stoffen, Vorhersagen treffen, in der Praxis bestätigen, Informationen über Kupfer und seine Verbindungen verallgemeinern.
Die Schüler bilden die elektronische Formel des Kupferatoms, finden heraus, welche Oxidationsstufen Kupfer in Verbindungen aufweisen kann, 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

Stufe der selbstständigen Arbeit

Zur Bestätigung und Ergänzung der Annahmen führen die Schüler Laborexperimente nach Anleitung durch und schreiben die Reaktionsgleichungen der durchgeführten Reaktionen auf.

Anleitung für selbstständiges Arbeiten zu zweit

1. Entzünden Sie den Kupferdraht in einer Flamme. Beachten Sie, wie sich seine Farbe geändert hat. Legen Sie den 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.
Schreiben Sie zwei Reaktionsgleichungen auf, die den durchgeführten Umwandlungen entsprechen. Welche Eigenschaften von Kupfer und seinem Oxid werden durch diese Reaktionen bestätigt?

2. Salzsäure zu Kupfer(I)oxid geben.
Was guckst du? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf, da Kupfer(I)chlorid eine unlösliche Verbindung ist. Welche Eigenschaften von Kupfer(I) werden durch diese Reaktionen bestätigt?

3. a) Legen Sie ein Zinkgranulat in die Kupfer(II)sulfatlösung. Tritt keine Reaktion ein, erhitzen Sie die Lösung. b) 1 ml Schwefelsäure zu Kupfer(II)oxid geben und erhitzen.
Was guckst du? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch diese Reaktionen bestätigt?

4. Legen Sie einen Universalindikatorstreifen in die Kupfer(II)sulfatlösung.
Erklären Sie das Ergebnis. Schreiben Sie die Ionengleichung der Hydrolyse für die erste Stufe auf.
Füge eine Lösung von Honig(II)sulfat zu einer Lösung von Natriumcarbonat hinzu.
Was guckst du? Schreiben Sie die Gleichung für die Reaktion der gemeinsamen Hydrolyse in molekularer und ionischer Form.

5.
Was guckst du?
Füge Ammoniaklösung zu dem resultierenden Niederschlag hinzu.
Welche Veränderungen haben stattgefunden? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch die durchgeführten Reaktionen bewiesen?

6. Füge eine Lösung von Kaliumiodid zu Kupfer(II)sulfat hinzu.
Was guckst du? Schreiben Sie eine Reaktionsgleichung auf. Welche Eigenschaft von Kupfer(II) beweist diese Reaktion?

7. Legen Sie ein kleines Stück Kupferdraht in ein Reagenzglas mit 1 ml konzentrierter Salpetersäure. Verschließen Sie die Tube mit einem Stopfen.
Was guckst du? (Nehmen Sie das Reagenzglas unter Zug.) Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf.
Gießen Sie Salzsäure in ein anderes Reagenzglas und legen Sie ein kleines Stück Kupferdraht hinein.
Was guckst du? Erklären Sie Ihre Beobachtungen. Welche Eigenschaften von Kupfer werden durch diese Reaktionen bestätigt?

8. Gib einen Überschuss an Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat.
Was guckst du? Niederschlag erhitzen. Was ist passiert? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch diese Reaktionen bestätigt?

9. Gib einen Überschuss an Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat.
Was guckst du?
Fügen Sie dem resultierenden Niederschlag eine Lösung von Glycerin hinzu.
Welche Veränderungen haben stattgefunden? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen belegen diese Reaktionen?

10. Gib einen Überschuss an Natriumhydroxid zu Kupfer(II)sulfat.
Was guckst du?
Gießen Sie die Glukoselösung zu dem resultierenden Präzipitat und erhitzen Sie es.
Was ist passiert? Schreiben Sie die Reaktionsgleichung unter Verwendung der allgemeinen Formel für Aldehyde, um Glucose zu bezeichnen

Welche Eigenschaft der Kupferverbindung beweist diese Reaktion?

11. Zugabe zu Kupfer(II)sulfat: a) Ammoniaklösung; b) Natriumphosphatlösung.
Was guckst du? Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen auf. Welche Eigenschaften von Kupferverbindungen werden durch die durchgeführten Reaktionen bewiesen?

Phase der Kommunikation und Nachbesprechung

Der Lehrer stellt eine Frage zu den Eigenschaften einer bestimmten Substanz. Die Schüler, die die entsprechenden Versuche durchgeführt haben, berichten über den Versuch und schreiben die Reaktionsgleichungen an die Tafel. Anschließend vervollständigen Lehrer und Schüler die Angaben zu den chemischen Eigenschaften des Stoffes, die durch Reaktionen unter den Bedingungen des Schullabors nicht bestätigt werden konnten.

Die Reihenfolge der Diskussion der chemischen Eigenschaften von Kupferverbindungen

1. Wie reagiert Kupfer mit Säuren, mit welchen anderen Stoffen kann Kupfer reagieren?

Die Reaktionen von Kupfer werden geschrieben mit:

Konzentrierte und verdünnte Salpetersäure:

Cu + 4HNO 3 (konz.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (verschieden) = 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 \u003d 2CuO;

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2;

Salzsäure in Gegenwart von Sauerstoff:

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

Eisen(III)-chlorid:

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

2. Welche Eigenschaften haben Kupfer(I)-Oxid und -Chlorid?

Es wird auf die Haupteigenschaften hingewiesen, die Fähigkeit zur Komplexbildung, die Redox-Dualität Die Reaktionsgleichungen von Kupfer(I)-oxid mit:

Salzsäure zur Bildung von CuCl:

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

Überschüssige HCl:

CuCl + HCl = H;

Reduktions- und Oxidationsreaktionen von Cu 2 O:

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

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

Disproportionierung beim Erhitzen:

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

3. Welche Eigenschaften hat Kupfer(II)-oxid?

Auf die basischen und oxidierenden Eigenschaften wird hingewiesen Gleichungen für die Reaktionen von Kupfer(II)-oxid mit:

Säure:

CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;

Äthanol:

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

Wasserstoff:

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

Aluminium:

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

4. Welche Eigenschaften hat Kupfer(II)hydroxid?

Hervorzuheben sind die oxidierenden, basischen Eigenschaften, die Komplexierbarkeit mit organischen und anorganischen Verbindungen Die 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 \u003d (OH) 2;

Glycerin:

Zersetzungsreaktionsgleichung:

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

5. Welche Eigenschaften haben Kupfer(II)-Salze?

Es wird auf die Reaktionen Ionenaustausch, Hydrolyse, oxidierende Eigenschaften, Komplexierung hingewiesen. Die Gleichungen für die Reaktionen von Kupfersulfat werden geschrieben mit:

Natriumhydroxid:

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

Natriumphosphat:

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

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

Kaliumiodid:

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

Ammoniak:

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

und Reaktionsgleichungen:

Hydrolyse:

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

Co-Hydrolyse mit Natriumcarbonat zur Bildung von Malachit:

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

Darüber hinaus können Sie den Schülern die Wechselwirkung von Kupfer(II)-oxid und -hydroxid mit Alkalien erklären, die ihre Amphoterität beweist:

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

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

Cu + HgCl 2 \u003d CuCl 2 + Hg,

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

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

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

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

(CuOH) 2 CO 3 + 4 HCl \u003d 2 CuCl 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.)

Übung 3 Machen Sie Transformationsketten, die den folgenden Schemata entsprechen, und führen Sie sie aus:

Aufgabe 1. Eine Legierung aus Kupfer und Aluminium wurde zuerst mit einem Überschuss an Alkali und dann mit einem Überschuss an verdünnter Salpetersäure behandelt. Berechnen Sie die Massenanteile von Metallen in der Legierung, wenn bekannt ist, dass die bei beiden Reaktionen (unter gleichen Bedingungen) freigesetzten Gasvolumina gleich groß sind
.

(Antworten . Massenanteil von Kupfer - 84%.)

Aufgabe 2. Beim Kalzinieren von 6,05 g hydratisiertem Kupfer(II)nitrat wurden 2 g Rückstand erhalten. Bestimmen Sie die Formel des ursprünglichen Salzes.

(Antworten. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)

Aufgabe 3. Eine Kupferplatte mit einem Gewicht von 13,2 g wurde in 300 g einer Eisen(III)nitrat-Lösung mit einem Massenanteil an Salz von 0,112 getaucht. Als es herausgenommen wurde, stellte sich heraus, dass der Massenanteil von Eisen(III)-nitrat gleich dem Massenanteil des gebildeten Kupfer(II)-Salzes wurde. Bestimmen Sie die Masse der Platte, nachdem sie aus der Lösung entfernt wurde.

(Antworten. 10 J.)

Hausaufgaben. Lerne das im Notizbuch geschriebene Material. Stellen Sie eine Umwandlungskette für Kupferverbindungen zusammen, die mindestens zehn Reaktionen enthält, und führen Sie sie durch.

LITERATUR

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. Ein Handbuch der Chemie für Studenten. Programme. Fragen, Übungen, Aufgaben. Muster von Prüfungsunterlagen. Moskau: Höhere Schule, 1999, 575 p.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 Aufgaben und Übungen in Chemie. Für Schüler und Berufseinsteiger. M.: 1. Bundesbuchhandelsgesellschaft, 1998, 512 S.

Es gibt viele Vertreter von jedem von ihnen, aber Oxide nehmen zweifellos die führende Position ein. Ein chemisches Element kann gleichzeitig mehrere verschiedene binäre Verbindungen mit Sauerstoff haben. Auch Kupfer hat diese Eigenschaft. Sie hat drei Oxide. Sehen wir sie uns genauer an.

Kupfer(I)-oxid

Seine Formel ist Cu 2 O. In einigen Quellen kann diese Verbindung als Kupferhemioxid, Dikupferoxid oder Kupferoxid bezeichnet werden.

Eigenschaften

Es ist eine kristalline Substanz mit braunroter Farbe. Dieses Oxid ist in Wasser und Ethanol unlöslich. Es kann bei einer Temperatur von knapp über 1240 ° C ohne Zersetzung schmelzen. Diese Substanz interagiert nicht mit Wasser, kann jedoch in Lösung überführt werden, wenn die Teilnehmer an der Reaktion damit konzentrierte Salzsäure, Alkali, Salpetersäure, Ammoniakhydrat sind. Ammoniumsalze, Schwefelsäure .

Gewinnung von Kupferoxid (I)

Es kann durch Erhitzen von metallischem Kupfer oder in einer Umgebung mit geringer Sauerstoffkonzentration sowie in einem Strom bestimmter Stickoxide und zusammen mit Kupfer(II)-oxid erhalten werden. Außerdem kann es ein Reaktionsprodukt der thermischen Zersetzung des letzteren werden. Kupfer(I)oxid wird auch erhalten, wenn Kupfer(I)sulfid in einem Sauerstoffstrom erhitzt wird. Es gibt andere, komplexere Wege, um es zu erhalten (z. B. die Reduktion eines der Kupferhydroxide, den Ionenaustausch eines beliebigen einwertigen Kupfersalzes mit Alkali usw.), aber sie werden nur in Laboratorien praktiziert.

Anwendung

Wird als Pigment beim Bemalen von Keramik, Glas benötigt; Bestandteil von Farben, die den Unterwasserteil des Schiffes vor Bewuchs schützen. Wird auch als Fungizid verwendet. Darauf können Kupferoxidventile nicht verzichten.

Kupfer(II)-oxid

Seine Formel ist CuO. In vielen Quellen ist es unter dem Namen Kupferoxid zu finden.

Eigenschaften

Es ist das höchste Kupferoxid. Die Substanz hat das Aussehen von schwarzen Kristallen, die in Wasser fast unlöslich sind. Es reagiert mit Säure und bildet während dieser Reaktion das entsprechende Salz des zweiwertigen Kupfers sowie Wasser. Wenn es mit Alkali verschmolzen wird, werden die Reaktionsprodukte durch Cuprate dargestellt. Die Zersetzung von Kupferoxid (II) erfolgt bei einer Temperatur von etwa 1100 o C. Ammoniak, Kohlenmonoxid, Wasserstoff und Kohle können aus dieser Verbindung metallisches Kupfer herauslösen.

Erhalt

Es kann durch Erhitzen von metallischem Kupfer an Luft unter einer Bedingung erhalten werden – die Erhitzungstemperatur muss unter 1100 °C liegen. Kupfer(II)-oxid kann auch durch Erhitzen von Carbonat, Nitrat, zweiwertigem Kupferhydroxid erhalten werden.

Anwendung

Mit Hilfe dieses Oxids werden Emaille und Glas grün oder blau gefärbt, letzteres auch in kupfer-rubinfarbener Variante. Im Labor wird dieses Oxid verwendet, um die reduzierenden Eigenschaften von Substanzen zu entdecken.

Kupfer(III)-oxid

Seine Formel ist Cu 2 O 3. Es hat einen traditionellen Namen, der wahrscheinlich etwas ungewöhnlich klingt - Kupferoxid.

Eigenschaften

Es hat das Aussehen von roten Kristallen, 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.

Erhalt

Es kann durch Oxidation von zweiwertigem Kupferhydroxid mit Kaliumperoxidisulfat erhalten werden. Eine notwendige Bedingung für die Reaktion ist eine alkalische Umgebung, in der sie ablaufen muss.

Anwendung

Dieser Stoff wird nicht alleine verwendet. In Wissenschaft und Industrie werden die Produkte seiner Zersetzung – Kupfer(II)-oxid und Sauerstoff – weiter verbreitet.

Fazit

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.

Kupfer (Cu) gehört zu den d-Elementen und befindet sich in der IB-Gruppe des Periodensystems von D. I. Mendeleev. Die elektronische Konfiguration des Kupferatoms im Grundzustand wird als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 anstelle der erwarteten Formel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 geschrieben. Anders ausgedrückt wird bei einem Kupferatom der sogenannte „Elektronensprung“ von der 4s-Unterebene zur 3d-Unterebene beobachtet. Für Kupfer sind neben Null auch die Oxidationsstufen +1 und +2 möglich. Die Oxidationsstufe +1 neigt zur Disproportionierung und ist nur in unlöslichen Verbindungen wie CuI, CuCl, Cu 2 O etc. sowie in Komplexverbindungen wie zB Cl und OH stabil. Kupferverbindungen in der Oxidationsstufe +1 haben keine spezifische Farbe. So kann Kupfer(I)-oxid je nach Größe der Kristalle dunkelrot (große Kristalle) und gelb (kleine Kristalle) sein, CuCl und CuI sind weiß und Cu 2 S ist schwarzblau. Chemisch stabiler ist die Oxidationsstufe von Kupfer, die gleich +2 ist. Kupferhaltige Salze in einem bestimmten Oxidationszustand haben eine blaue und blaugrüne Farbe.

Kupfer ist ein sehr weiches, formbares und duktiles Metall mit hoher elektrischer und thermischer Leitfähigkeit. Die Farbe von metallischem Kupfer ist rot-rosa. Kupfer steht in der Aktivitätsreihe der Metalle rechts von Wasserstoff, d.h. bezieht sich auf niederaktive Metalle.

mit Sauerstoff

Unter normalen Bedingungen interagiert Kupfer nicht mit Sauerstoff. Wärme ist erforderlich, damit die Reaktion zwischen ihnen abläuft. Je nach Sauerstoffüberschuss oder -mangel und Temperaturbedingungen kann es Kupfer(II)-oxid und Kupfer(I)-oxid bilden:

mit Schwefel

Die Reaktion von Schwefel mit Kupfer kann je nach Durchführungsbedingungen sowohl zur Bildung von Kupfer(I)-Sulfid als auch von Kupfer(II)-Sulfid führen. Wenn eine Mischung aus pulverförmigem Cu und S auf eine Temperatur von 300-400 ° C erhitzt wird, entsteht Kupfer (I) -Sulfid:

Bei Schwefelmangel und Durchführung der Reaktion bei einer Temperatur von mehr als 400 °C wird Kupfer(II)-sulfid gebildet. Ein einfacherer Weg, Kupfer(II)-sulfid aus einfachen Substanzen zu gewinnen, ist jedoch die Wechselwirkung von Kupfer mit in Schwefelkohlenstoff gelöstem Schwefel:

Diese Reaktion läuft bei Raumtemperatur ab.

mit Halogenen

Kupfer reagiert mit Fluor, Chlor und Brom und bildet Halogenide mit der allgemeinen Formel CuHal 2, wobei Hal F, Cl oder Br ist:

Cu + Br 2 = CuBr 2

Bei Jod, dem schwächsten Oxidationsmittel unter den Halogenen, entsteht Kupfer(I)-Jodid:

Kupfer interagiert nicht mit Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff und Silizium.

mit nicht oxidierenden Säuren

Fast alle Säuren sind nicht oxidierende Säuren, mit Ausnahme von konzentrierter Schwefelsäure und Salpetersäure beliebiger Konzentration. Da nicht oxidierende Säuren nur Metalle oxidieren können, die in der Aktivitätsreihe bis zu Wasserstoff liegen; Kupfer reagiert also nicht mit solchen Säuren.

mit oxidierenden Säuren

- konzentrierte Schwefelsäure

Kupfer reagiert mit konzentrierter Schwefelsäure sowohl beim Erhitzen als auch bei Raumtemperatur. Beim Erhitzen läuft die Reaktion nach der Gleichung ab:

Da Kupfer kein starkes Reduktionsmittel ist, wird Schwefel bei dieser Reaktion nur bis zur Oxidationsstufe +4 (in SO 2 ) reduziert.

- mit verdünnter Salpetersäure

Die Reaktion von Kupfer mit verdünnter HNO 3 führt zur Bildung von Kupfer(II)nitrat und Stickstoffmonoxid:

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

- mit konzentrierter Salpetersäure

Konzentrierte HNO 3 reagiert unter normalen Bedingungen leicht mit Kupfer. Der Unterschied zwischen der Reaktion von Kupfer mit konzentrierter Salpetersäure und der Wechselwirkung mit verdünnter Salpetersäure liegt im Produkt der Stickstoffreduktion. Bei konzentrierter HNO 3 wird Stickstoff in geringerem Maße reduziert: Anstelle von Stickstoffmonoxid (II) wird Stickstoffmonoxid (IV) gebildet, was mit einer größeren Konkurrenz zwischen Salpetersäuremolekülen in konzentrierter Säure um die Elektronen der Stickstoffmonoxid verbunden ist Reduktionsmittel (Cu):

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

mit Nichtmetalloxiden

Kupfer reagiert mit einigen Nichtmetalloxiden. Beispielsweise wird mit Oxiden wie NO 2 , NO, N 2 O Kupfer zu Kupfer(II)oxid oxidiert und Stickstoff auf die Oxidationsstufe 0 reduziert, d. h. es entsteht eine einfache Substanz N 2:

Bei Schwefeldioxid entsteht statt einer einfachen Substanz (Schwefel) Kupfer(I)-sulfid. Dies liegt daran, dass Kupfer mit Schwefel im Gegensatz zu Stickstoff reagiert:

mit Metalloxiden

Beim Sintern von metallischem Kupfer mit Kupferoxid (II) bei einer Temperatur von 1000-2000 ° C kann Kupferoxid (I) erhalten werden:

Auch metallisches Kupfer kann Eisen(III)-oxid beim Kalzinieren zu Eisen(II)-oxid reduzieren:

mit Metallsalzen

Kupfer verdrängt weniger aktive Metalle (in der Aktivitätsreihe rechts daneben) aus Lösungen ihrer Salze:

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

Es findet auch eine interessante Reaktion statt, bei der Kupfer in einem Salz eines aktiveren Metalls gelöst wird - Eisen in der Oxidationsstufe +3. Es gibt jedoch keine Widersprüche, denn Kupfer verdrängt Eisen nicht aus seinem Salz, sondern stellt es nur von der Oxidationsstufe +3 in die Oxidationsstufe +2 wieder her:

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

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

Die letztere Reaktion wird bei der Herstellung von Mikroschaltkreisen beim Ätzen von Kupferplatten verwendet.

Korrosion von Kupfer

Kupfer korrodiert im Laufe der Zeit, wenn es Feuchtigkeit, Kohlendioxid und Luftsauerstoff ausgesetzt wird:

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

Als Ergebnis dieser Reaktion werden Kupferprodukte mit einer losen blaugrünen Beschichtung aus Kupfer(II)-Hydroxocarbonat überzogen.

Chemische Eigenschaften von Zink

Zink Zn ist in der IIB-Gruppe der IV. Periode. Elektronische Konfiguration von Valenzorbitalen von Atomen eines chemischen Elements im Grundzustand 3d 10 4s 2 . Für Zink ist nur eine einzige Oxidationsstufe möglich, nämlich +2. Zinkoxid ZnO und Zinkhydroxid Zn(OH) 2 haben ausgeprägte amphotere Eigenschaften.

Zink läuft an, wenn es an der Luft gelagert wird, und wird mit einer dünnen Schicht ZnO-Oxid bedeckt. Die Oxidation verläuft aufgrund der Reaktion besonders leicht bei hoher Luftfeuchtigkeit und in Gegenwart von Kohlendioxid:

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

Zinkdampf brennt an der Luft, und ein dünner Zinkstreifen brennt, nachdem er in einer Brennerflamme geglüht hat, darin mit einer grünlichen Flamme:

Beim Erhitzen wechselwirkt metallisches Zink auch mit Halogenen, Schwefel, Phosphor:

Zink reagiert nicht direkt mit Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff, Silizium und Bor.

Zink reagiert mit nicht oxidierenden Säuren unter Freisetzung von Wasserstoff:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Industriezink ist in Säuren besonders gut löslich, da es Verunreinigungen anderer weniger aktiver Metalle enthält, insbesondere Cadmium und Kupfer. Hochreines Zink ist aus bestimmten Gründen säurebeständig. Um die Reaktion zu beschleunigen, wird eine Probe hochreines Zink mit Kupfer in Kontakt gebracht oder der Säurelösung eine kleine Menge Kupfersalz zugesetzt.

Bei einer Temperatur von 800-900 ° C (Rotglut) interagiert metallisches Zink im geschmolzenen Zustand mit überhitztem Wasserdampf und setzt daraus Wasserstoff frei:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

Zink reagiert auch mit oxidierenden Säuren: konzentrierte Schwefel- und Salpetersäure.

Zink als Aktivmetall kann mit konzentrierter Schwefelsäure Schwefeldioxid, elementaren Schwefel und sogar Schwefelwasserstoff bilden.

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

Die Zusammensetzung der Produkte der Salpetersäurereduktion wird durch die Konzentration der Lösung bestimmt:

Zn + 4HNO 3 (konz.) = 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 + 5 H 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

Die Richtung des Prozesses wird auch durch die Temperatur, die Säuremenge, die Reinheit des Metalls und die Reaktionszeit beeinflusst.

Zink reagiert mit Alkalilösungen unter Bildung Tetrahydroxozincate und Wasserstoff:

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

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

Mit wasserfreien Alkalien bildet sich beim Schmelzen Zink Zinkate und Wasserstoff:

In einer stark alkalischen Umgebung ist Zink ein extrem starkes Reduktionsmittel, das Stickstoff in Nitraten und Nitriten zu Ammoniak reduzieren kann:

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

Aufgrund der Komplexierung löst sich Zink langsam in einer Ammoniaklösung und reduziert Wasserstoff:

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

Zink baut auch weniger aktive Metalle (rechts davon in der Wirkungsreihe) aus wässrigen Lösungen ihrer Salze wieder auf:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Chemische Eigenschaften von Chrom

Chrom ist ein Element der VIB-Gruppe des Periodensystems. Die elektronische Konfiguration des Chromatoms wird geschrieben als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, d.h. beim Chrom wie auch beim Kupferatom wird der sogenannte "Elektronenschlupf" beobachtet

Die am häufigsten vorkommenden Oxidationsstufen von Chrom sind +2, +3 und +6. Sie sollten beachtet werden, und im Rahmen des USE-Programms in Chemie können wir davon ausgehen, dass Chrom keine anderen Oxidationsstufen hat.

Unter normalen Bedingungen ist Chrom sowohl an Luft als auch in Wasser korrosionsbeständig.

Wechselwirkung mit Nichtmetallen

mit Sauerstoff

Auf eine Temperatur von über 600 o C erhitzt, verbrennt pulverförmiges metallisches Chrom in reinem Sauerstoff zu Chrom(III)-oxid:

4Cr + 3O 2 = Ö t=> 2Cr 2 O 3

mit Halogenen

Chrom reagiert mit Chlor und Fluor bei niedrigeren Temperaturen als mit Sauerstoff (250 bzw. 300 o C):

2Cr + 3F2 = Ö t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl 2 = Ö t=> 2CrCl 3

Chrom reagiert mit Brom bei Rotgluttemperatur (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = Ö t=> 2CrBr 3

mit Stickstoff

Metallisches Chrom wechselwirkt mit Stickstoff bei Temperaturen über 1000 o C:

2Cr + N2 = Öt=> 2CrN

mit Schwefel

Chrom kann mit Schwefel je nach Anteil von Schwefel und Chrom sowohl Chrom(II)-Sulfid als auch Chrom(III)-Sulfid bilden:

Cr+S= o t=> CRS

2Cr+3S= o t=> Cr2S3

Chrom reagiert nicht mit Wasserstoff.

Interaktion mit komplexen Substanzen

Wechselwirkung mit Wasser

Chrom gehört zu den Metallen mittlerer Aktivität (in der Aktivitätsreihe der Metalle zwischen Aluminium und Wasserstoff angesiedelt). Das bedeutet, dass die Reaktion zwischen glühendem Chrom und überhitztem Wasserdampf abläuft:

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

Wechselwirkung mit Säuren

Chrom wird unter normalen Bedingungen mit konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure passiviert, löst sich jedoch beim Kochen darin auf, wobei es bis zu einer Oxidationsstufe von +3 oxidiert wird:

Cr + 6HNO 3 (konz.) = zu=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (konz.) = zu=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Bei verdünnter Salpetersäure ist das Hauptprodukt der Stickstoffreduktion eine einfache Substanz N 2:

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

Chrom ist in der Aktivitätsreihe links vom Wasserstoff angesiedelt, was bedeutet, dass es in der Lage ist, H 2 aus Lösungen nicht oxidierender Säuren freizusetzen. Bei solchen Reaktionen entstehen unter fehlendem Zugang zu Luftsauerstoff Chrom(II)-Salze:

Cr + 2 HCl \u003d CrCl 2 + H 2

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

Bei der Durchführung der Reaktion im Freien wird zweiwertiges Chrom sofort durch den in der Luft enthaltenen Sauerstoff zu einer Oxidationsstufe von +3 oxidiert. In diesem Fall hat die Gleichung mit Salzsäure beispielsweise die Form:

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

Beim Schmelzen von Chrommetall mit starken Oxidationsmitteln in Gegenwart von Alkalien wird Chrom bis zu einer Oxidationsstufe von +6 oxidiert, wobei es sich bildet Chromate:

Chemische Eigenschaften von Eisen

Eisen Fe, ein chemisches Element der Gruppe VIIIB mit der Seriennummer 26 im Periodensystem. Die Verteilung der Elektronen in einem Eisenatom ist wie folgt: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , dh Eisen gehört zu den d-Elementen, da die d-Unterebene in seinem Fall gefüllt ist. Es ist am charakteristischsten für zwei Oxidationsstufen +2 und +3. FeO-Oxid und Fe(OH) 2 -Hydroxid werden von basischen Eigenschaften dominiert, Fe 2 O 3 -Oxid und Fe(OH) 3 -Hydroxid sind deutlich amphoter. So lösen sich Eisenoxyd und -hydroxid (III) beim Kochen in konzentrierten Alkalilösungen teilweise auf und reagieren auch mit wasserfreien Alkalien beim Schmelzen. Es sollte beachtet werden, dass die Oxidationsstufe von Eisen +2 sehr instabil ist und leicht in die Oxidationsstufe +3 übergeht. Eisenverbindungen sind auch in einer seltenen Oxidationsstufe von +6 bekannt - Ferrate, Salze der nicht vorhandenen „Eisensäure“ H 2 FeO 4 . Diese Verbindungen sind nur im festen Zustand oder in stark alkalischen Lösungen relativ stabil. Bei unzureichender Alkalität des Mediums oxidieren Ferrate schnell sogar Wasser und setzen Sauerstoff daraus frei.

Interaktion mit einfachen Substanzen

Mit Sauerstoff

Beim Verbrennen in reinem Sauerstoff bildet Eisen das sogenannte Eisen Skala, das die Formel Fe 3 O 4 hat und eigentlich ein Mischoxid darstellt, dessen Zusammensetzung sich bedingt durch die Formel FeO∙Fe 2 O 3 darstellen lässt. Die Verbrennungsreaktion von Eisen hat die Form:

3Fe + 2O 2 = zu=> Fe 3 O 4

Mit Schwefel

Beim Erhitzen reagiert Eisen mit Schwefel zu Eisensulfid:

Fe+S= zu=> FeS

Oder mit einem Überschuss an Schwefel Eisendisulfid:

Fe + 2S = zu=> FeS2

Mit Halogenen

Mit allen Halogenen außer Jod wird metallisches Eisen bis zu einer Oxidationsstufe von +3 oxidiert, wobei Eisenhalogenide (lll) entstehen:

2Fe + 3F 2 = zu=> 2FeF 3 - Eisenfluorid (lll)

2Fe + 3Cl 2 = zu=> 2FeCl 3 - Eisenchlorid (III)

Jod, als schwächstes Oxidationsmittel unter den Halogenen, oxidiert Eisen nur bis zur Oxidationsstufe +2:

Fe + ich 2 = zu=> FeI 2 - Eisenjodid (ll)

Es sollte beachtet werden, dass Eisen(III)-Verbindungen Iodidionen in einer wässrigen Lösung leicht zu freiem Iod I 2 oxidieren, während sie sich in den Oxidationszustand +2 erholen. Beispiele für ähnliche Reaktionen der FIPI-Bank:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

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

Mit Wasserstoff

Eisen reagiert nicht mit Wasserstoff (nur Alkalimetalle und Erdalkalimetalle reagieren mit Wasserstoff aus Metallen):

Interaktion mit komplexen Substanzen

Wechselwirkung mit Säuren

Mit nicht oxidierenden Säuren

Da Eisen in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff angesiedelt ist, bedeutet dies, dass es Wasserstoff aus nicht oxidierenden Säuren (fast allen Säuren außer H 2 SO 4 (konz.) und HNO 3 beliebiger Konzentration) verdrängen kann:

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

Fe + 2 HCl \u003d FeCl 2 + H 2

Auf einen solchen Trick ist bei den Prüfungsaufgaben zu achten, als Frage zum Thema, in welchem ​​​​Oxidationsgrad Eisen oxidiert wird, wenn es verdünnter und konzentrierter Salzsäure ausgesetzt wird. Die richtige Antwort ist in beiden Fällen bis zu +2.

Die Falle liegt hier in der intuitiven Erwartung einer tieferen Oxidation von Eisen (bis s.o. +3) bei dessen Wechselwirkung mit konzentrierter Salzsäure.

Wechselwirkung mit oxidierenden Säuren

Unter normalen Bedingungen reagiert Eisen aufgrund der Passivierung nicht mit konzentrierter Schwefel- und Salpetersäure. Es reagiert jedoch mit ihnen, wenn es gekocht wird:

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

Beachten Sie, dass verdünnte Schwefelsäure Eisen auf eine Oxidationsstufe von +2 oxidiert und auf +3 konzentriert.

Korrosion (Rosten) von Eisen

An feuchter Luft rostet Eisen sehr schnell:

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

Eisen reagiert in Abwesenheit von Sauerstoff weder unter normalen Bedingungen noch beim Kochen mit Wasser. Die Reaktion mit Wasser läuft erst bei einer Temperatur oberhalb der Rotgluttemperatur (> 800 °C) ab. jene..

§ein. Chemische Eigenschaften eines einfachen Stoffes (st. ok. = 0).

a) Verhältnis zu Sauerstoff.

Anders als seine Nebengruppen-Nachbarn Silber und Gold reagiert Kupfer direkt mit Sauerstoff. Kupfer zeigt wenig Aktivität gegenüber Sauerstoff, aber in feuchter Luft oxidiert es allmählich und überzieht sich mit einem grünlichen Film, der aus basischen Kupferkarbonaten besteht:

In trockener Luft erfolgt die Oxidation sehr langsam, auf der Kupferoberfläche bildet sich eine dünne Kupferoxidschicht:

Äußerlich verändert sich Kupfer nicht, da Kupfer(I)-oxid wie Kupfer selbst rosa ist. Außerdem ist die Oxidschicht so dünn, dass sie Licht durchlässt, d.h. scheint durch. Auf andere Weise oxidiert Kupfer beim Erhitzen, beispielsweise auf 600–800 °C. In den ersten Sekunden geht die Oxidation zu Kupfer(I)-oxid über, das sich von der Oberfläche in schwarzes Kupfer(II)-oxid verwandelt. Eine zweischichtige Oxidbeschichtung wird gebildet.

Q-Bildung (Cu 2 O) = 84935 kJ.

Abbildung 2. Die Struktur des Kupferoxidfilms.

b) Wechselwirkung mit Wasser.

Die Metalle der Kupfernebengruppe stehen am Ende der elektrochemischen Spannungsreihe nach dem Wasserstoffion. Daher können diese Metalle Wasserstoff nicht aus Wasser verdrängen. Gleichzeitig können Wasserstoff und andere Metalle Kupfer-Nebengruppenmetalle aus Lösungen ihrer Salze verdrängen, zum Beispiel:

Diese Reaktion ist Redox, da Elektronen übertragen werden:

Molekularer Wasserstoff verdrängt die Metalle der Kupfernebengruppe nur sehr schwer. Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass die Bindung zwischen Wasserstoffatomen stark ist und viel Energie aufgewendet wird, um sie zu brechen. Die Reaktion findet nur mit Wasserstoffatomen statt.

Kupfer in Abwesenheit von Sauerstoff interagiert praktisch nicht mit Wasser. In Gegenwart von Sauerstoff reagiert Kupfer langsam mit Wasser und wird mit einem grünen Film aus Kupferhydroxid und basischem Karbonat bedeckt:

c) Wechselwirkung mit Säuren.

In einer Reihe von Spannungen nach Wasserstoff verdrängt Kupfer es nicht von Säuren. Daher wirken Salzsäure und verdünnte Schwefelsäure nicht auf Kupfer.

In Gegenwart von Sauerstoff löst sich Kupfer jedoch in diesen Säuren unter Bildung der 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 Säuren - Oxidationsmitteln zum Beispiel mit Salpetersäure:

Cu+4HNO 3( Konz .) → Cu(NR 3 ) 2 +2NO 2 +2 Std 2 Ö

3Cu + 8HNO 3( verdünnt haben .) → 3Cu(NR 3 ) 2 +2NO+4H 2 Ö

Und auch mit konzentrierter kalter Schwefelsäure:

Cu + H 2 SO 4 (konz.) → CuO + SO 2 +H 2 Ö

Mit heißer konzentrierter Schwefelsäure :

Cu+2H 2 SO 4( Konz ., heiß ) → CuSO 4 + SO 2 + 2 Std 2 Ö

Mit wasserfreier Schwefelsäure bei einer Temperatur von 200 0 C wird Kupfer (I) -sulfat gebildet:

2Cu+2H 2 SO 4( wasserfrei .) 200 Grad → Cu 2 SO 4 ↓+SO 2 + 2 Std 2 Ö

d) Beziehung zu Halogenen und einigen anderen Nichtmetallen.

Q-Bildung (CuCl) = 134300 kJ

Q-Bildung (CuCl 2) = 111700 kJ

Kupfer reagiert gut mit Halogenen, ergibt zwei Arten von Halogeniden: CuX und CuX 2 .. Unter Einwirkung von Halogenen bei Raumtemperatur treten keine sichtbaren Veränderungen auf, aber auf der Oberfläche bildet sich zuerst eine Schicht aus adsorbierten Molekülen und dann eine sehr dünne Schicht von Halogeniden. Beim Erhitzen ist die Reaktion mit Kupfer sehr heftig. Wir erhitzen den Kupferdraht oder die 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 gemischt mit Kupfer (I) -Chlorid CuCl bestehen. Die Reaktion erfolgt spontan aufgrund der Freisetzung von Wärme. Einwertige Kupferhalogenide werden durch Umsetzung von metallischem Kupfer mit einer Lösung von zweiwertigem Kupferhalogenid erhalten, zum Beispiel:

Dabei fällt das Monochlorid aus der Lösung als weißer Niederschlag auf der Kupferoberfläche aus.

Auch Kupfer reagiert beim Erhitzen (300-400 °C) recht leicht mit Schwefel und Selen:

2Cu+S→Cu 2 S

2Cu+Se→Cu 2 Se

Aber Kupfer reagiert auch bei hohen Temperaturen nicht mit Wasserstoff, Kohlenstoff und Stickstoff.

e) Wechselwirkung mit Oxiden von Nichtmetallen

Beim Erhitzen kann Kupfer einfache Substanzen aus einigen Nichtmetalloxiden (z. B. Schwefel(IV)-oxid und Stickstoff(II, IV)-oxiden) verdrängen, während es ein thermodynamisch stabileres Kupfer(II)-oxid bildet:

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.c. = +1)

In wässrigen Lösungen ist das Cu + -Ion sehr instabil und disproportioniert:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Kupfer in der Oxidationsstufe (+1) kann jedoch in Verbindungen mit sehr geringer Löslichkeit oder durch Komplexierung stabilisiert werden.

a) Kupferoxid (ich) Cu 2 Ö

amphoteres Oxid. Braunrote kristalline Substanz. Es kommt in der Natur als Mineral Cuprit vor. Es kann künstlich durch Erhitzen einer Lösung von Kupfer(II)-Salz mit Alkali und einem starken Reduktionsmittel, beispielsweise Formalin oder Glucose, erhalten werden. Kupfer(I)-oxid reagiert nicht mit Wasser. Kupfer(I)-oxid wird in eine Lösung mit konzentrierter Salzsäure überführt, um einen Chloridkomplex zu bilden:

Cu 2 Ö+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 Ö

Wir lösen auch in einer konzentrierten Lösung von Ammoniak und Ammoniumsalzen auf:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

In verdünnter Schwefelsäure disproportioniert es zu zweiwertigem Kupfer und metallischem Kupfer:

Cu 2 O+H 2 SO 4 (Dil.) →CuSO 4 + Cu 0 ↓+H 2 Ö

Außerdem geht Kupfer(I)-oxid in wässrigen Lösungen folgende Reaktionen ein:

1. Langsam durch Sauerstoff zu Kupfer(II)hydroxid oxidiert:

2 Cu 2 Ö+4 H 2 Ö+ Ö 2 →4 Cu(Oh) 2 ↓

2. Reagiert mit verdünnten Halogenwasserstoffsäuren zu den entsprechenden Kupfer(I)-halogeniden:

Cu 2 Ö+2 HG→2CuG↓ +H 2 Ö(G=Kl, Br, J)

3.Reduktion zu metallischem Kupfer mit typischen Reduktionsmitteln, z. B. Natriumhydrosulfit in konzentrierter Lösung:

2 Cu 2 Ö+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ N / A 2 SO 4 + H 2 SO 4

Kupfer(I)oxid wird in folgenden Reaktionen zu metallischem Kupfer reduziert:

1. Bei Erwärmung auf 1800 °C (Zersetzung):

2 Cu 2 Ö - 1800° C →2 Cu + Ö 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 Ö

Cu 2 O+CO - 250–300 °C →2Cu+CO 2

3 Cu 2 Ö + 2 Al - 1000° C →6 Cu + Al 2 Ö 3

Auch bei hohen Temperaturen reagiert Kupfer (I) oxid:

1. Mit Ammoniak (Bildung von Kupfer(I)-Nitrid)

3 Cu 2 Ö + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 Ö

2. Mit Alkalimetalloxiden:

Cu 2 O+M 2 Ö- 600–800 °C →2 MCuO (M= Li, Na, K)

Dabei entstehen Cuprate von Kupfer (I).

Kupfer(I)-oxid reagiert deutlich mit Alkalien:

Cu 2 Ö+2 NaOH (konz.) + H 2 Ö↔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 Ö + H 2 Ö

c) HalogenideCuF, CuMitl, CuBrundCuJ

Alle diese Verbindungen sind weiße kristalline Substanzen, schwer löslich in Wasser, aber gut löslich in einem Überschuss an NH 3 , Cyanidionen, Thiosulfationen und anderen starken Komplexbildnern. Jod bildet nur die Verbindung Cu +1 J. Im gasförmigen Zustand bilden sich Zyklen vom Typ (CuГ) 3 . Reversibel löslich in den entsprechenden Halogenwasserstoffsäuren:

CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Kl, Br, J)

Kupfer(I)-Chlorid und -Bromid sind an feuchter Luft instabil und wandeln sich allmählich in basische Kupfer(II)-Salze um:

4 CuD+2H 2 Ö + Ö 2 →4 Cu(Oh)G (G=Cl, Br)

d) Andere Kupferverbindungen (ich)

1. Kupfer(I)acetat (CH 3 COOCu) - eine Kupferverbindung, hat die Form farbloser Kristalle. In Wasser hydrolysiert es langsam zu Cu 2 O, an Luft oxidiert es zu zweiwertigem Kupferacetat; CH 3 COOSu wird durch Reduktion (CH 3 COO) 2 Cu mit Wasserstoff oder Kupfer, Sublimation (CH 3 COO) 2 Cu im Vakuum oder Wechselwirkung (NH 3 OH) SO 4 mit (CH 3 COO) 2 Cu in p- re in Anwesenheit von H 3 COOH 3 . Die Substanz ist giftig.

2. Kupfer(I)acetylenid - rotbraune, manchmal schwarze Kristalle. Wenn sie trocken sind, detonieren die Kristalle beim Aufprall oder bei Hitze. Nassbeständig. Bei der Detonation in Abwesenheit von Sauerstoff entstehen keine gasförmigen Substanzen. Zersetzt sich unter Einwirkung von Säuren. Es entsteht als Niederschlag beim Einleiten von Acetylen in Ammoniaklösungen von Kupfer(I)-Salzen:

Mit 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Oh) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 Ö+2 NH 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 NH 3

§3. Chemische Eigenschaften von zweiwertigem Kupfer (st.c. = +2)

Der stabilste Oxidationszustand von Kupfer und der charakteristischste davon.

a) Kupferoxid (II) CuO

CuO ist das basische Oxid des zweiwertigen Kupfers. Schwarze Kristalle, unter normalen Bedingungen ziemlich stabil, praktisch unlöslich in Wasser. In der Natur kommt es in Form des Minerals Tenorit (Melakonit) von schwarzer Farbe vor. Kupfer(II)-oxid reagiert mit Säuren zu den entsprechenden Salzen von Kupfer(II) und Wasser:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NEIN 3 ) 2 + H 2 Ö

Beim Schmelzen von CuO mit Alkalien entstehen Cuprate von Kupfer (II):

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 Ö

Beim Erhitzen auf 1100 °C zersetzt es sich:

4CuO- t ° →2 Cu 2 Ö + Ö 2

b) Kupfer(II)-hydroxidCu(Oh) 2

Kupfer(II)-hydroxid ist eine blaue amorphe oder kristalline Substanz, praktisch unlöslich in Wasser. Beim Erhitzen auf 70-90 ° C zersetzen sich Cu (OH) 2 -Pulver oder seine wässrigen Suspensionen zu CuO und H 2 O:

Cu(Oh) 2 → CuO + H 2 Ö

Es ist ein amphoteres Hydroxid. Reagiert mit Säuren unter Bildung von Wasser und dem entsprechenden Kupfersalz:

Es reagiert nicht mit verdünnten Alkalilösungen, löst sich aber in konzentrierten unter Bildung von hellblauen Tetrahydroxocupraten (II):

Kupfer(II)hydroxid bildet mit schwachen Säuren basische Salze. In überschüssigem Ammoniak sehr leicht löslich unter Bildung von Kupferammoniak:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 Ö

Kupferammoniak hat eine intensive blauviolette Farbe und wird daher in der analytischen Chemie zur Bestimmung kleiner Mengen von Cu 2+ -Ionen in Lösung verwendet.

c) Kupfersalze (II)

Einfache Salze von Kupfer(II) sind für die meisten Anionen bekannt, mit Ausnahme von Cyanid und Iodid, die bei Wechselwirkung mit dem Cu 2+ -Kation kovalente Kupfer(I)-Verbindungen bilden, die in Wasser unlöslich sind.

Kupfersalze (+2) sind meist wasserlöslich. Die blaue Farbe ihrer Lösungen wird mit der Bildung des 2+-Ions in Verbindung gebracht. Sie kristallisieren oft als Hydrate. So kristallisiert Tetrahydrat aus einer wässrigen Lösung von Kupfer(II)-chlorid unter 15 0 C, Trihydrat bei 15–26 0 C und Dihydrat über 26 0 C. Kupfer(II)-Salze unterliegen in wässrigen Lösungen in geringem Maße der Hydrolyse, oft fallen basische Salze aus.

1. Kupfer(II)sulfat-Pentahydrat (Kupfersulfat)

Von größter praktischer Bedeutung ist CuSO 4 * 5H 2 O, Kupfersulfat genannt. Trockenes Salz hat eine blaue Farbe, verliert jedoch bei leichter Erwärmung (200 0 C) Kristallwasser. Wasserfreies weißes Salz. Beim weiteren Erhitzen auf 700 0 C wird es zu Kupferoxid, wobei Schwefeltrioxid verloren geht:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ SO 3

Kupfersulfat wird durch Auflösen von Kupfer in konzentrierter Schwefelsäure hergestellt. Diese Reaktion ist 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 Gewinnung anderer Kupferverbindungen verwendet.

2. Kupfer(II)chlorid-Dihydrat.

Dies sind dunkelgrüne Kristalle, die leicht in Wasser löslich sind. Konzentrierte Lösungen von Kupferchlorid sind grün und verdünnte Lösungen sind blau. Dies ist auf die Bildung eines grünen Chloridkomplexes zurückzuführen:

Cu 2+ +4 Kl - →[ CuCl 4 ] 2-

Und seine weitere Zerstörung und die Bildung eines blauen Aquakomplexes.

3. Kupfer(II)nitrattrihydrat.

Blauer kristalliner Feststoff. Erhalten durch Auflösen von Kupfer in Salpetersäure. Beim Erhitzen verlieren die Kristalle zunächst Wasser, zersetzen sich dann unter Freisetzung von Sauerstoff und Stickstoffdioxid und werden zu Kupfer(II)-oxid:

2Cu (Nr 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Hydroxomedi(II)-Carbonat.

Kupfercarbonate sind instabil und werden praktisch nie verwendet. Von einiger Bedeutung für die Kupfergewinnung ist nur 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 unter Freisetzung von Wasser, Kohlenmonoxid (IV) und Kupferoxid (II):

Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2

§4. Chemische Eigenschaften von dreiwertigem Kupfer (st.c. = +3)

Diese Oxidationsstufe ist für Kupfer am wenigsten stabil, weshalb Kupfer(III)-Verbindungen eher die Ausnahme als die „Regel“ sind. Es existieren jedoch einige dreiwertige Kupferverbindungen.

a) Kupferoxid (III) Cu 2 Ö 3

Es ist eine kristalline Substanz, dunkle Granatfarbe. Löst sich nicht in Wasser auf.

Erhalten durch Oxidation von Kupfer(II)hydroxid mit Kaliumperoxodisulfat in alkalischem Medium bei niedrigen Temperaturen:

2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 Ö 8 +2KOH -- -20 °C →Cu 2 Ö 3 ↓+2K 2 SO 4 +3H 2 Ö

Diese Substanz zersetzt sich bei einer Temperatur von 400 0 C:

Cu 2 Ö 3 -- t ° →2 CuO+ Ö 2

Kupfer(III)-oxid ist ein starkes Oxidationsmittel. Bei der Wechselwirkung mit Chlorwasserstoff wird Chlor zu freiem Chlor reduziert:

Cu 2 Ö 3 +6 HCl-- t ° →2 CuCl 2 + Kl 2 +3 H 2 Ö

b) Kupfercuprate (W)

Dies sind schwarze oder blaue Substanzen, sie sind in Wasser nicht stabil, sie sind diamagnetisch, das Anion ist ein Band aus Quadraten (dsp 2). Entstanden durch die Wechselwirkung von Kupfer(II)hydroxid und Alkalimetallhypochlorit in alkalischem Milieu:

2 Cu(Oh) 2 +MClO + 2 NaOH→2MCuO 3 + NaCl +3 H 2 Ö (M= N / A- Cs)

c) Kaliumhexafluorocuprat(III)

Grüne Substanz, paramagnetisch. Oktaederstruktur 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 in der Oxidationsstufe (+4)

Bisher ist der Wissenschaft nur eine Substanz bekannt, bei der Kupfer in der Oxidationsstufe +4 vorliegt, dies ist Cäsiumhexafluorcuprat (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - eine orangefarbene kristalline Substanz, die in Glasampullen bei 0 0 C stabil ist Es reagiert heftig mit Wasser. Erhalten durch Fluorierung bei hohem Druck und hoher Temperatur einer Mischung aus Cäsium- und Kupferchloriden:

CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° p → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2

Wie alle d-Elemente bunt.

Genau wie bei Kupfer wird es beobachtet Elektroneneinbruch- vom s-Orbital zum d-Orbital

Die elektronische Struktur des Atoms:

Dementsprechend gibt es 2 charakteristische Oxidationsstufen von Kupfer: +2 und +1.

Einfache Substanz: gold-rosa Metall.

Kupferoxide:Сu2O Kupferoxid (I) \ Kupferoxid 1 - rot-orange Farbe

CuO Kupfer (II) Oxid \ Kupferoxid 2 - schwarz.

Andere Kupferverbindungen Cu(I), mit Ausnahme des Oxids, sind instabil.

Kupferverbindungen Cu (II) - erstens sind sie stabil und zweitens haben sie eine blaue oder grünliche Farbe.

Warum werden Kupfermünzen grün? Kupfer reagiert mit Kohlendioxid in Gegenwart von Wasser zu CuCO3, einer grünen Substanz.

Eine andere farbige Kupferverbindung, Kupfer(II)sulfid, ist ein schwarzer Niederschlag.

Kupfer steht im Gegensatz zu anderen Elementen hinter Wasserstoff, löst ihn also nicht aus Säuren:

• mit heiß Schwefelsäure: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• mit kalt Schwefelsäure: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• mit konzentriert:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• mit verdünnter Salpetersäure:
  3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O

Ein Beispiel für die Aufgabenstellung der Prüfung C2 Option 1:

Kupfernitrat wurde kalziniert, der resultierende feste Niederschlag wurde in Schwefelsäure gelöst. Schwefelwasserstoff wurde durch die Lösung geleitet, der resultierende schwarze Niederschlag wurde kalziniert und der feste Rückstand wurde durch Erhitzen in Salpetersäure gelöst.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Der feste Niederschlag ist Kupfer(II)-oxid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Kupfer(II)-sulfid ist ein schwarzer Niederschlag.

„Gefeuert“ bedeutet, dass eine Wechselwirkung mit Sauerstoff stattgefunden hat. Nicht zu verwechseln mit "Kalzinieren". Zünden - natürlich bei hoher Temperatur erhitzen.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Der feste Rückstand ist CuO, wenn das Kupfersulfid vollständig reagiert hat, CuO + CuS, wenn es teilweise reagiert hat.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

Eine andere Reaktion ist auch möglich:

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

Ein Beispiel für die Aufgabenstellung der Prüfung C2 Option 2:

Kupfer wurde in konzentrierter Salpetersäure gelöst, das entstehende Gas mit Sauerstoff vermischt und in Wasser gelöst. Zinkoxid wurde in der resultierenden Lösung gelöst, dann wurde ein großer Überschuss an Natriumhydroxidlösung zu der Lösung gegeben.

Durch die Reaktion mit Salpetersäure entstehen Cu(NO3)2, NO2 und O2.

NO2 gemischt mit Sauerstoff bedeutet oxidiert: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Gemischt mit Wasser: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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