COBRE E SEUS COMPOSTOS

LIÇÃO NA 11ª AULA DE CIÊNCIAS NATURAIS

Para aumentar a atividade cognitiva e a independência dos alunos, utilizamos as aulas do estudo coletivo do material. Nessas aulas, cada aluno (ou um par de alunos) recebe uma tarefa, cuja conclusão deve ser relatada na mesma aula, e seu relatório é registrado pelos demais alunos da turma em cadernos e é um elemento do conteúdo do material educacional da lição. Cada aluno contribui para o estudo do tema pela turma.
Durante a aula, o modo de trabalho dos alunos muda de intraativo (modo em que os fluxos de informação são fechados dentro dos alunos, típico do trabalho independente) para interativo (modo em que os fluxos de informação são bidirecionais, ou seja, a informação vai tanto de o aluno e para o aluno, as informações são trocadas). Ao mesmo tempo, o professor atua como organizador do processo, corrige e complementa as informações fornecidas pelos alunos.
As aulas de estudo coletivo do material consistem nas seguintes etapas:
1ª etapa - instalação, na qual o professor explica os objetivos e o programa de trabalho na aula (até 7 minutos);
Etapa 2 - trabalho independente dos alunos de acordo com as instruções (até 15 minutos);
Fase 3 - troca de informações e resumo da lição (toma todo o tempo restante).
A aula "Cobre e seus compostos" destina-se a aulas com estudo aprofundado de química (4 horas de química por semana), é realizada em duas horas acadêmicas, a aula atualiza o conhecimento dos alunos sobre os seguintes tópicos: "Propriedades gerais da metais", "Atitude em relação a metais com ácido sulfúrico concentrado, ácido nítrico", "Reações qualitativas a aldeídos e álcoois polihídricos", "Oxidação de álcoois monohídricos saturados com óxido de cobre (II)", "Compostos complexos".
Antes da aula, os alunos recebem lição de casa: revisar os tópicos listados. A preparação preliminar do professor para a aula consiste em compilar cartões de instrução para os alunos e preparar conjuntos para experimentos de laboratório.

DURANTE AS AULAS

Fase de instalação

O professor coloca na frente dos alunos o objetivo da aula: com base no conhecimento existente sobre as propriedades das substâncias, prever, confirmar na prática, generalizar informações sobre o cobre e seus compostos.
Os alunos elaboram a fórmula eletrônica do átomo de cobre, descobrem quais estados de oxidação o cobre pode exibir nos compostos, quais propriedades (redox, ácido-base) os compostos de cobre terão.
Uma tabela aparece nos cadernos dos alunos.

Propriedades do cobre e seus compostos

Metal	Cu 2 O - óxido básico	CuO - óxido básico
Agente redutor	CuOH é uma base instável	Cu (OH) 2 - base insolúvel
	CuCl - sal insolúvel	CuSO 4 - sal solúvel
	Possuir dualidade redox	Oxidantes

Fase do trabalho independente

Para confirmar e complementar as suposições, os alunos realizam experimentos de laboratório de acordo com as instruções e anotam as equações das reações realizadas.

Instruções para trabalho independente em pares

1. Acenda o fio de cobre em uma chama. Observe como sua cor mudou. Coloque o fio de cobre calcinado a quente em álcool etílico. Observe a mudança em sua cor. Repita essas manipulações 2-3 vezes. Verifique se o cheiro de etanol mudou.
Escreva duas equações de reação correspondentes às transformações realizadas. Que propriedades do cobre e de seu óxido são confirmadas por essas reações?

2. Adicione ácido clorídrico ao óxido de cobre(I).
O que você está assistindo? Escreva as equações da reação, dado que o cloreto de cobre (I) é um composto insolúvel. Que propriedades do cobre(I) são confirmadas por essas reações?

3. a) Coloque um grânulo de zinco na solução de sulfato de cobre(II). Se nenhuma reação ocorrer, aqueça a solução. b) Adicionar 1 ml de ácido sulfúrico ao óxido de cobre (II) e aquecer.
O que você está assistindo? Escreva as equações da reação. Que propriedades dos compostos de cobre são confirmadas por essas reações?

4. Coloque uma tira indicadora universal na solução de sulfato de cobre(II).
Explique o resultado. Escreva a equação iônica de hidrólise para o primeiro estágio.
Adicione uma solução de sulfato de mel(II) a uma solução de carbonato de sódio.
O que você está assistindo? Escreva a equação para a reação de hidrólise conjunta nas formas molecular e iônica.

5.
O que você está assistindo?
Adicionar solução de amônia ao precipitado resultante.
Que mudanças ocorreram? Escreva as equações da reação. Que propriedades dos compostos de cobre são comprovadas pelas reações realizadas?

6. Adicione uma solução de iodeto de potássio ao sulfato de cobre(II).
O que você está assistindo? Escreva uma equação para a reação. Que propriedade do cobre(II) essa reação prova?

7. Coloque um pequeno pedaço de fio de cobre em um tubo de ensaio com 1 ml de ácido nítrico concentrado. Feche o tubo com uma rolha.
O que você está assistindo? (Pegue o tubo de ensaio sob rascunho.) Escreva a equação da reação.
Despeje o ácido clorídrico em outro tubo de ensaio, coloque um pequeno pedaço de fio de cobre nele.
O que você está assistindo? Explique suas observações. Que propriedades do cobre são confirmadas por essas reações?

8. Adicione um excesso de hidróxido de sódio ao sulfato de cobre(II).
O que você está assistindo? Aquecer o precipitado. O que aconteceu? Escreva as equações da reação. Que propriedades dos compostos de cobre são confirmadas por essas reações?

9. Adicione um excesso de hidróxido de sódio ao sulfato de cobre(II).
O que você está assistindo?
Adicionar uma solução de glicerina ao precipitado resultante.
Que mudanças ocorreram? Escreva as equações da reação. Que propriedades dos compostos de cobre comprovam essas reações?

10. Adicione um excesso de hidróxido de sódio ao sulfato de cobre(II).
O que você está assistindo?
Despeje a solução de glicose no precipitado resultante e aqueça.
O que aconteceu? Escreva a equação da reação usando a fórmula geral para aldeídos para denotar glicose

Que propriedade do composto de cobre essa reação prova?

11. Adicionar ao sulfato de cobre(II): a) solução de amônia; b) solução de fosfato de sódio.
O que você está assistindo? Escreva as equações da reação. Que propriedades dos compostos de cobre são comprovadas pelas reações realizadas?

Fase de comunicação e debriefing

O professor faz uma pergunta sobre as propriedades de uma determinada substância. Os alunos que realizaram os experimentos correspondentes relatam o experimento e escrevem as equações de reação no quadro-negro. Em seguida, o professor e os alunos completam as informações sobre as propriedades químicas da substância, que não puderam ser confirmadas por reações nas condições do laboratório da escola.

A ordem de discussão das propriedades químicas dos compostos de cobre

1. Como o cobre reage com os ácidos, com quais outras substâncias o cobre pode reagir?

As reações do cobre são escritas com:

Ácido nítrico concentrado e diluído:

Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (diferença) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Ácido sulfúrico concentrado:

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

Oxigênio:

2Cu + O 2 \u003d 2CuO;

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2;

Ácido clorídrico na presença de oxigênio:

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

Cloreto de ferro(III):

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

2. Quais são as propriedades do óxido e do cloreto de cobre(I)?

Chama-se a atenção para as principais propriedades, a capacidade de formação de complexos, dualidade redox. As equações de reações de óxido de cobre (I) com:

Ácido clorídrico para formar CuCl:

Cu2O + 2HCl = 2CuCl + H2O;

Excesso de HCl:

CuCl + HCl = H;

Reações de redução e oxidação de Cu 2 O:

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

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

Desproporção quando aquecido:

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

3. Quais são as propriedades do óxido de cobre(II)?

Chama-se a atenção para as propriedades básicas e oxidantes. Equações para as reações do óxido de cobre(II) com:

Ácido:

CuO + 2H + = Cu2+ + H2O;

Etanol:

C2H5OH + CuO = CH3CHO + Cu + H2O;

Hidrogênio:

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

Alumínio:

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

4. Quais são as propriedades do hidróxido de cobre(II)?

Chama-se a atenção para as propriedades oxidantes, básicas, a capacidade de complexar com compostos orgânicos e inorgânicos. As equações de reação são escritas com:

Aldeído:

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

Ácido:

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

Amônia:

Cu (OH) 2 + 4NH 3 \u003d (OH) 2;

Glicerina:

Equação da reação de decomposição:

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

5. Quais são as propriedades dos sais de cobre(II)?

Chama-se a atenção para as reações de troca iônica, hidrólise, propriedades oxidantes, complexação. As equações para as reações do sulfato de cobre são escritas com:

Hidróxido de sódio:

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

Fosfato de sódio:

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

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

Iodeto de potássio:

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

Amônia:

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

e equações de reação:

Hidrólise:

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

Co-hidrólise com carbonato de sódio para formar malaquita:

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

Além disso, você pode contar aos alunos sobre a interação do óxido e hidróxido de cobre (II) com álcalis, o que comprova sua anfotericidade:

Cu (OH) 2 + 2NaOH (conc.) \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 + 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.)

Exercício 3 Faça cadeias de transformações correspondentes aos seguintes esquemas e execute-as:

Tarefa 1. Uma liga de cobre e alumínio foi tratada primeiro com excesso de álcali e depois com excesso de ácido nítrico diluído. Calcule as frações de massa dos metais na liga, sabendo que os volumes de gases liberados em ambas as reações (sob as mesmas condições) são iguais entre si
.

(Responda . Fração de massa de cobre - 84%).)

Tarefa 2. Por calcinação de 6,05 g de nitrato de cobre(II) hidratado, obteve-se 2 g de resíduo. Determine a fórmula do sal original.

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

Tarefa 3. Uma placa de cobre pesando 13,2 g foi baixada em 300 g de uma solução de nitrato de ferro (III) com uma fração mássica de sal de 0,112. Quando foi retirado, descobriu-se que a fração mássica do nitrato de ferro(III) tornou-se igual à fração mássica do sal de cobre(II) formado. Determine a massa da placa após ter sido removida da solução.

(Responda. 10 anos.)

Trabalho de casa. Aprenda o material escrito no caderno. Componha uma cadeia de transformações para compostos de cobre, contendo pelo menos dez reações, e realize-a.

LITERATURA

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. Um manual de química para estudantes universitários. Programas. Perguntas, exercícios, tarefas. Amostras de provas de exame. M.: Escola superior, 1999, 575 p.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 tarefas e exercícios de química. Para alunos e ingressantes. M.: 1ª Companhia Federal de Comércio de Livros, 1998, 512 p.

Há muitos representantes de cada um deles, mas os óxidos, sem dúvida, ocupam a posição de liderança. Um elemento químico pode ter vários compostos binários diferentes com oxigênio ao mesmo tempo. O cobre também tem essa propriedade. Ela tem três óxidos. Vamos examiná-los com mais detalhes.

Óxido de cobre(I)

Sua fórmula é Cu 2 O. Em algumas fontes, este composto pode ser chamado de hemióxido de cobre, óxido de dicobre ou óxido cuproso.

Propriedades

É uma substância cristalina com uma cor marrom-avermelhada. Este óxido é insolúvel em água e etanol. Pode derreter sem se decompor a uma temperatura de pouco mais de 1240 ° C. Esta substância não interage com a água, mas pode ser transferida para a solução se os participantes da reação com ela forem ácido clorídrico concentrado, álcali, ácido nítrico, hidrato de amônia, sais de amônio, ácido sulfúrico.

Obtenção de óxido de cobre (I)

Pode ser obtido por aquecimento de cobre metálico, ou em um ambiente onde o oxigênio tem baixa concentração, bem como em uma corrente de certos óxidos de nitrogênio e junto com óxido de cobre (II). Além disso, pode se tornar um produto de reação da decomposição térmica deste último. O óxido de cobre (I) também será obtido se o sulfeto de cobre (I) for aquecido em uma corrente de oxigênio. Existem outras formas mais complexas de obtê-lo (por exemplo, a redução de um dos hidróxidos de cobre, a troca iônica de qualquer sal monovalente de cobre com álcali, etc.), mas são praticadas apenas em laboratórios.

Inscrição

Necessário como pigmento na pintura de cerâmica, vidro; componente de tintas que protegem a parte submersa da embarcação de incrustações. Também usado como fungicida. As válvulas de óxido de cobre não podem prescindir dele.

Óxido de cobre(II)

Sua fórmula é CuO. Em muitas fontes pode ser encontrado sob o nome de óxido de cobre.

Propriedades

É o óxido de cobre mais alto. A substância tem a aparência de cristais pretos, que são quase insolúveis em água. Ele reage com ácido e durante esta reação forma o sal correspondente de cobre bivalente, bem como água. Quando fundido com álcali, os produtos da reação são representados por cupratos. A decomposição do óxido de cobre (II) ocorre a uma temperatura de cerca de 1100 o C. Amônia, monóxido de carbono, hidrogênio e carvão são capazes de extrair cobre metálico deste composto.

Recibo

Pode ser obtido aquecendo cobre metálico ao ar sob uma condição - a temperatura de aquecimento deve ser inferior a 1100 o C. Além disso, o óxido de cobre (II) pode ser obtido aquecendo carbonato, nitrato, hidróxido de cobre divalente.

Inscrição

Com a ajuda deste óxido, esmalte e vidro são coloridos de verde ou azul, e uma variedade cobre-rubi deste último também é produzida. No laboratório, esse óxido é usado para descobrir as propriedades redutoras das substâncias.

Óxido de cobre(III)

Sua fórmula é Cu 2 O 3. Tem um nome tradicional, que provavelmente soa um pouco incomum - óxido de cobre.

Propriedades

Tem a aparência de cristais vermelhos que não se dissolvem na água. A decomposição desta substância ocorre a uma temperatura de 400 ° C, os produtos desta reação são óxido de cobre (II) e oxigênio.

Recibo

Pode ser obtido pela oxidação do hidróxido de cobre divalente com peroxidissulfato de potássio. Uma condição necessária para a reação é um ambiente alcalino no qual ela deve ocorrer.

Inscrição

Esta substância não é usada por si só. Na ciência e na indústria, os produtos de sua decomposição - óxido de cobre (II) e oxigênio - são mais amplamente utilizados.

Conclusão

Isso é tudo óxidos de cobre. Existem vários deles devido ao fato de o cobre ter uma valência variável. Existem outros elementos que possuem vários óxidos, mas falaremos deles em outro momento.

O cobre (Cu) pertence aos elementos d e está localizado no grupo IB da tabela periódica de D.I. Mendeleev. A configuração eletrônica do átomo de cobre no estado fundamental é escrita como 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 em vez da fórmula esperada 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Em outras palavras, no caso de um átomo de cobre, observa-se o chamado “salto de elétrons” do subnível 4s para o subnível 3d. Para o cobre, além de zero, os estados de oxidação +1 e +2 são possíveis. O estado de oxidação +1 é propenso à desproporção e é estável apenas em compostos insolúveis como CuI, CuCl, Cu2O, etc., bem como em compostos complexos, por exemplo, Cl e OH. Os compostos de cobre no estado de oxidação +1 não possuem uma cor específica. Assim, o óxido de cobre (I), dependendo do tamanho dos cristais, pode ser vermelho escuro (cristais grandes) e amarelo (cristais pequenos), CuCl e CuI são brancos e Cu 2 S é preto-azul. Mais estável quimicamente é o estado de oxidação do cobre, igual a +2. Sais contendo cobre em um determinado estado de oxidação são de cor azul e azul-esverdeada.

O cobre é um metal muito macio, maleável e dúctil com alta condutividade elétrica e térmica. A cor do cobre metálico é vermelho-rosa. O cobre está na série de atividade dos metais à direita do hidrogênio, ou seja, refere-se a metais pouco ativos.

com oxigênio

Em condições normais, o cobre não interage com o oxigênio. O calor é necessário para que a reação entre eles ocorra. Dependendo do excesso ou falta de oxigênio e das condições de temperatura, pode formar óxido de cobre (II) e óxido de cobre (I):

com enxofre

A reação do enxofre com o cobre, dependendo das condições de execução, pode levar à formação tanto de sulfeto de cobre (I) quanto de sulfeto de cobre (II). Quando uma mistura de Cu e S em pó é aquecida a uma temperatura de 300-400 ° C, o sulfeto de cobre (I) é formado:

Com a falta de enxofre e a reação é realizada a uma temperatura superior a 400 ° C, o sulfeto de cobre (II) é formado. No entanto, uma maneira mais simples de obter sulfeto de cobre (II) a partir de substâncias simples é a interação do cobre com o enxofre dissolvido em dissulfeto de carbono:

Esta reação prossegue à temperatura ambiente.

com halogênios

O cobre reage com flúor, cloro e bromo, formando haletos com a fórmula geral CuHal 2, onde Hal é F, Cl ou Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

No caso do iodo, o agente oxidante mais fraco entre os halogênios, o iodeto de cobre (I) é formado:

O cobre não interage com hidrogênio, nitrogênio, carbono e silício.

com ácidos não oxidantes

Quase todos os ácidos são ácidos não oxidantes, exceto o ácido sulfúrico concentrado e o ácido nítrico de qualquer concentração. Uma vez que os ácidos não oxidantes são capazes de oxidar apenas os metais que estão na série de atividade até o hidrogênio; isso significa que o cobre não reage com tais ácidos.

com ácidos oxidantes

- ácido sulfúrico concentrado

O cobre reage com o ácido sulfúrico concentrado tanto quando aquecido quanto à temperatura ambiente. Quando aquecida, a reação prossegue de acordo com a equação:

Como o cobre não é um agente redutor forte, o enxofre é reduzido nesta reação apenas ao estado de oxidação +4 (em SO 2).

- com ácido nítrico diluído

A reação do cobre com HNO 3 diluído leva à formação de nitrato de cobre (II) e monóxido de nitrogênio:

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

- com ácido nítrico concentrado

O HNO 3 concentrado reage prontamente com o cobre em condições normais. A diferença entre a reação do cobre com o ácido nítrico concentrado e a interação com o ácido nítrico diluído está no produto da redução do nitrogênio. No caso do HNO 3 concentrado, o nitrogênio é reduzido em menor grau: em vez do óxido nítrico (II), forma-se o óxido nítrico (IV), que está associado a uma maior competição entre as moléculas de ácido nítrico no ácido concentrado pelos elétrons do agente redutor (Cu):

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

com óxidos não metálicos

O cobre reage com alguns óxidos não metálicos. Por exemplo, com óxidos tais como NO2, NO, N2O, o cobre é oxidado a óxido de cobre (II) e o azoto é reduzido ao estado de oxidação 0, i.e. uma substância simples N 2 é formada:

No caso do dióxido de enxofre, em vez de uma substância simples (enxofre), forma-se sulfeto de cobre (I). Isso se deve ao fato de que o cobre com enxofre, ao contrário do nitrogênio, reage:

com óxidos metálicos

Ao sinterizar cobre metálico com óxido de cobre (II) a uma temperatura de 1000-2000 ° C, o óxido de cobre (I) pode ser obtido:

Além disso, o cobre metálico pode reduzir o óxido de ferro (III) após a calcinação em óxido de ferro (II):

com sais metálicos

O cobre desloca metais menos ativos (à direita dele na série de atividades) das soluções de seus sais:

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

Uma reação interessante também ocorre, na qual o cobre é dissolvido em um sal de um metal mais ativo - ferro no estado de oxidação +3. No entanto, não há contradições, porque o cobre não desloca o ferro de seu sal, mas apenas o restaura do estado de oxidação +3 para o estado de oxidação +2:

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

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

A última reação é utilizada na produção de microcircuitos na fase de gravação de placas de cobre.

Corrosão de cobre

O cobre corrói ao longo do tempo quando exposto à umidade, dióxido de carbono e oxigênio atmosférico:

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

Como resultado dessa reação, os produtos de cobre são cobertos com um revestimento azul-esverdeado solto de hidroxocarbonato de cobre (II).

Propriedades químicas do zinco

Zinco Zn está no grupo IIB do IV período. Configuração eletrônica de orbitais de valência de átomos de um elemento químico no estado fundamental 3d 10 4s 2 . Para o zinco, apenas um único estado de oxidação é possível, igual a +2. O óxido de zinco ZnO e o hidróxido de zinco Zn(OH) 2 têm propriedades anfotéricas pronunciadas.

O zinco mancha quando armazenado ao ar, ficando coberto com uma fina camada de óxido de ZnO. A oxidação ocorre especialmente facilmente em alta umidade e na presença de dióxido de carbono devido à reação:

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

O vapor de zinco queima no ar, e uma fina tira de zinco, depois de brilhar em uma chama de queimador, queima com uma chama esverdeada:

Quando aquecido, o zinco metálico também interage com halogênios, enxofre, fósforo:

O zinco não reage diretamente com hidrogênio, nitrogênio, carbono, silício e boro.

O zinco reage com ácidos não oxidantes para liberar hidrogênio:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

O zinco industrial é especialmente facilmente solúvel em ácidos, pois contém impurezas de outros metais menos ativos, em particular, cádmio e cobre. O zinco de alta pureza é resistente a ácidos por certas razões. Para acelerar a reação, uma amostra de zinco de alta pureza é colocada em contato com o cobre, ou uma pequena quantidade de sal de cobre é adicionada à solução ácida.

A uma temperatura de 800-900 o C (calor vermelho), o zinco metálico, estando em estado fundido, interage com o vapor de água superaquecido, liberando hidrogênio dele:

Zn + H 2 O \u003d ZnO + H 2

O zinco também reage com ácidos oxidantes: sulfúrico e nítrico concentrados.

O zinco como um metal ativo pode formar dióxido de enxofre, enxofre elementar e até sulfeto de hidrogênio com ácido sulfúrico concentrado.

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

A composição dos produtos da redução do ácido nítrico é determinada pela concentração da solução:

Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (20%) = 4Zn (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

A direção do processo também é afetada pela temperatura, quantidade de ácido, pureza do metal e tempo de reação.

O zinco reage com soluções alcalinas para formar tetrahidroxozincatos e hidrogênio:

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

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

Com álcalis anidros, o zinco, quando fundido, forma zincatos e hidrogênio:

Em um ambiente altamente alcalino, o zinco é um agente redutor extremamente forte, capaz de reduzir o nitrogênio em nitratos e nitritos em amônia:

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

Devido à complexação, o zinco se dissolve lentamente em uma solução de amônia, reduzindo o hidrogênio:

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

O zinco também restaura metais menos ativos (à direita na série de atividades) a partir de soluções aquosas de seus sais:

Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 \u003d Fe + ZnSO 4

Propriedades químicas do cromo

O cromo é um elemento do grupo VIB da tabela periódica. A configuração eletrônica do átomo de cromo é escrita como 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, ou seja no caso do cromo, assim como no caso do átomo de cobre, observa-se o chamado "deslizamento de elétrons"

Os estados de oxidação do cromo mais frequentemente exibidos são +2, +3 e +6. Eles devem ser lembrados e, dentro da estrutura do programa USE em química, podemos supor que o cromo não possui outros estados de oxidação.

Em condições normais, o cromo é resistente à corrosão tanto no ar quanto na água.

Interação com não metais

com oxigênio

Aquecido a uma temperatura superior a 600 o C, o cromo metálico em pó queima em oxigênio puro para formar óxido de cromo (III):

4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3

com halogênios

O cromo reage com cloro e flúor em temperaturas mais baixas do que com oxigênio (250 e 300 o C, respectivamente):

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

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

O cromo reage com o bromo a uma temperatura de calor vermelho (850-900 o C):

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

com nitrogênio

O cromo metálico interage com o nitrogênio em temperaturas acima de 1000 o C:

2Cr + N 2 = ot=> 2CrN

com enxofre

Com o enxofre, o cromo pode formar sulfeto de cromo (II) e sulfeto de cromo (III), dependendo das proporções de enxofre e cromo:

Cr+S= o t=> SRC

2Cr+3S= o t=> Cr 2 S 3

O cromo não reage com o hidrogênio.

Interação com substâncias complexas

Interação com a água

O cromo pertence aos metais de atividade média (localizados na série de atividade dos metais entre o alumínio e o hidrogênio). Isso significa que a reação prossegue entre cromo incandescente e vapor de água superaquecido:

2Cr + 3H2O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Interação com ácidos

O cromo é passivado em condições normais com ácidos sulfúrico e nítrico concentrados, no entanto, dissolve-se neles durante a ebulição, enquanto é oxidado a um estado de oxidação de +3:

Cr + 6HNO 3 (conc.) = para=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4 (conc) = para=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

No caso do ácido nítrico diluído, o principal produto da redução do nitrogênio é uma substância simples N 2:

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

O cromo está localizado na série de atividade à esquerda do hidrogênio, o que significa que é capaz de liberar H 2 de soluções de ácidos não oxidantes. No decorrer de tais reações, na ausência de acesso ao oxigênio atmosférico, os sais de cromo (II) são formados:

Cr + 2HCl \u003d CrCl 2 + H 2

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

Ao realizar a reação ao ar livre, o cromo bivalente é instantaneamente oxidado pelo oxigênio contido no ar para um estado de oxidação de +3. Neste caso, por exemplo, a equação com ácido clorídrico terá a forma:

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

Quando o metal cromo é fundido com agentes oxidantes fortes na presença de álcalis, o cromo é oxidado a um estado de oxidação de +6, formando cromatos:

Propriedades químicas do ferro

Ferro Fe, um elemento químico do grupo VIIIB e com número de série 26 na tabela periódica. A distribuição de elétrons em um átomo de ferro é a seguinte 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , ou seja, o ferro pertence aos elementos d, pois o subnível d é preenchido em seu caso. É mais característico de dois estados de oxidação +2 e +3. Óxido de FeO e hidróxido de Fe(OH) 2 são dominados por propriedades básicas, óxido de Fe 2 O 3 e hidróxido de Fe(OH) 3 são marcadamente anfotéricos. Assim, o óxido e o hidróxido de ferro (III) dissolvem-se até certo ponto quando fervidos em soluções concentradas de álcalis e também reagem com álcalis anidros durante a fusão. Deve-se notar que o estado de oxidação do ferro +2 é muito instável e passa facilmente para o estado de oxidação +3. Compostos de ferro também são conhecidos em um estado de oxidação raro de +6 - ferratos, sais do inexistente "ácido de ferro" H 2 FeO 4. Esses compostos são relativamente estáveis ​​apenas no estado sólido ou em soluções fortemente alcalinas. Com alcalinidade insuficiente do meio, os ferratos oxidam rapidamente até a água, liberando oxigênio dela.

Interação com substâncias simples

Com oxigênio

Quando queimado em oxigênio puro, o ferro forma o chamado ferro escala, tendo a fórmula Fe 3 O 4 e na verdade representando um óxido misto, cuja composição pode ser condicionalmente representada pela fórmula FeO∙Fe 2 O 3 . A reação de combustão do ferro tem a forma:

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

Com enxofre

Quando aquecido, o ferro reage com o enxofre para formar sulfeto ferroso:

Fe+S= para=> FeS

Ou com excesso de enxofre dissulfeto de ferro:

Fe + 2S = para=> FeS2

Com halogênios

Com todos os halogênios, exceto o iodo, o ferro metálico é oxidado a um estado de oxidação de +3, formando haletos de ferro (lll):

2Fe + 3F2 = para=> 2FeF 3 - fluoreto de ferro (lll)

2Fe + 3Cl2 = para=> 2FeCl 3 - cloreto de ferro (lll)

O iodo, como o agente oxidante mais fraco entre os halogênios, oxida o ferro apenas ao estado de oxidação +2:

Fe + I 2 = para=> FeI 2 - iodeto de ferro (ll)

Deve-se notar que os compostos de ferro férrico oxidam facilmente os íons iodeto em uma solução aquosa para liberar iodo I 2 enquanto se recuperam para o estado de oxidação +2. Exemplos de reações semelhantes do banco FIPI:

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

Com hidrogênio

O ferro não reage com o hidrogênio (somente os metais alcalinos e os metais alcalino-terrosos reagem com o hidrogênio dos metais):

Interação com substâncias complexas

Interação com ácidos

Com ácidos não oxidantes

Como o ferro está localizado na série de atividade à esquerda do hidrogênio, isso significa que ele é capaz de deslocar o hidrogênio de ácidos não oxidantes (quase todos os ácidos, exceto H 2 SO 4 (conc.) e HNO 3 de qualquer concentração):

Fe + H 2 SO 4 (diferença) \u003d FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2

É necessário prestar atenção a esse truque nas tarefas do exame, como uma pergunta sobre o tópico em que grau de oxidação o ferro será oxidado quando exposto ao ácido clorídrico diluído e concentrado. A resposta correta é até +2 em ambos os casos.

A armadilha aqui está na expectativa intuitiva de uma oxidação mais profunda do ferro (até s.o. +3) no caso de sua interação com ácido clorídrico concentrado.

Interação com ácidos oxidantes

Em condições normais, o ferro não reage com os ácidos sulfúrico e nítrico concentrado devido à passivação. No entanto, reage com eles quando fervido:

2Fe + 6H 2 SO 4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Observe que o ácido sulfúrico diluído oxida o ferro a um estado de oxidação de +2 e concentrado a +3.

Corrosão (ferrugem) do ferro

No ar úmido, o ferro enferruja muito rapidamente:

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

O ferro não reage com a água na ausência de oxigênio em condições normais ou quando fervido. A reação com a água ocorre apenas a uma temperatura acima da temperatura de calor vermelho (> 800 ° C). Essa..

§1. Propriedades químicas de uma substância simples (st. ok. = 0).

a) Relação com o oxigênio.

Ao contrário de seus vizinhos de subgrupo, prata e ouro, o cobre reage diretamente com o oxigênio. O cobre mostra pouca atividade em relação ao oxigênio, mas no ar úmido oxida-se gradualmente e fica coberto com um filme esverdeado, constituído por carbonatos básicos de cobre:

No ar seco, a oxidação é muito lenta, uma fina camada de óxido de cobre se forma na superfície do cobre:

Externamente, o cobre não muda, pois o óxido de cobre (I), como o próprio cobre, é rosa. Além disso, a camada de óxido é tão fina que transmite luz, ou seja, brilha. De maneira diferente, o cobre oxida quando aquecido, por exemplo, a 600-800 0 C. Nos primeiros segundos, a oxidação vai para o óxido de cobre (I), que da superfície se transforma em óxido de cobre preto (II). Um revestimento de óxido de duas camadas é formado.

Formação Q (Cu2O) = 84935 kJ.

Figura 2. A estrutura do filme de óxido de cobre.

b) Interação com a água.

Os metais do subgrupo cobre estão no final da série eletroquímica de voltagens, após o íon hidrogênio. Portanto, esses metais não podem deslocar o hidrogênio da água. Ao mesmo tempo, hidrogênio e outros metais podem deslocar metais do subgrupo de cobre de soluções de seus sais, por exemplo:

Esta reação é redox, pois há uma transferência de elétrons:

O hidrogênio molecular desloca os metais do subgrupo cobre com grande dificuldade. Isso é explicado pelo fato de que a ligação entre os átomos de hidrogênio é forte e muita energia é gasta para quebrá-la. A reação ocorre apenas com átomos de hidrogênio.

O cobre na ausência de oxigênio praticamente não interage com a água. Na presença de oxigênio, o cobre reage lentamente com a água e fica coberto com uma película verde de hidróxido de cobre e carbonato básico:

c) Interação com ácidos.

Estando em uma série de voltagens após o hidrogênio, o cobre não o desloca dos ácidos. Portanto, o ácido clorídrico e o ácido sulfúrico diluído não atuam sobre o cobre.

No entanto, na presença de oxigênio, o cobre se dissolve nesses ácidos para formar os sais correspondentes:

A única exceção é o ácido iodídrico, que reage com o cobre para liberar hidrogênio e formar um complexo de cobre (I) muito estável:

2 Cu + 3 OI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

O cobre também reage com ácidos - agentes oxidantes, por exemplo, com ácido nítrico:

Cu+4HNO 3( concentrado .) → Cu(NÃO 3 ) 2 +2NÃO 2 +2H 2 O

3Cu + 8HNO 3( tendo diluído .) → 3Cu(NÃO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O

E também com ácido sulfúrico frio concentrado:

Cu + H 2 ENTÃO 4 (conc.) → CuO + SO 2 + H 2 O

Com ácido sulfúrico concentrado a quente :

Cu+2H 2 ENTÃO 4( concentrado ., quente ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Com ácido sulfúrico anidro a uma temperatura de 200 0 C, o sulfato de cobre (I) é formado:

2Cu+2H 2 ENTÃO 4( anidro .) 200°C → Cu 2 ENTÃO 4 ↓+SO 2 + 2H 2 O

d) Relação com halogênios e alguns outros não metais.

Formação Q (CuCl) = 134300 kJ

Formação Q (CuCl 2) = 111700 kJ

O cobre reage bem com os halogênios, dá dois tipos de haletos: CuX e CuX 2 .. Sob a ação dos halogênios à temperatura ambiente, não ocorrem mudanças visíveis, mas uma camada de moléculas adsorvidas primeiro se forma na superfície e depois uma camada muito fina de haletos. Quando aquecido, a reação com o cobre é muito violenta. Aquecemos o fio ou folha de cobre e o abaixamos quente em uma jarra de cloro - vapores marrons aparecerão perto do cobre, consistindo de cloreto de cobre (II) CuCl 2 misturado com cloreto de cobre (I) CuCl. A reação ocorre espontaneamente devido à liberação de calor. Os haletos de cobre monovalentes são obtidos pela reação do cobre metálico com uma solução de haleto de cobre bivalente, por exemplo:

Neste caso, o monocloreto precipita da solução na forma de um precipitado branco na superfície do cobre.

O cobre também reage facilmente com enxofre e selênio quando aquecido (300-400 ° C):

2Cu+S→Cu 2 S

2Cu+Se→Cu 2 Se

Mas o cobre não reage com hidrogênio, carbono e nitrogênio mesmo em altas temperaturas.

e) Interação com óxidos de não metais

Quando aquecido, o cobre pode deslocar substâncias simples de alguns óxidos não metálicos (por exemplo, óxido de enxofre (IV) e óxidos de nitrogênio (II, IV)), enquanto forma um óxido de cobre (II) termodinamicamente mais estável):

4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NÃO 2 500-600°C →4CuO + N 2

2 Cu+2 NÃO 500-600° C →2 CuO + N 2

§2. Propriedades químicas do cobre monovalente (st.c. = +1)

Em soluções aquosas, o íon Cu + é muito instável e desproporcional:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

No entanto, o cobre no estado de oxidação (+1) pode ser estabilizado em compostos com solubilidade muito baixa ou por complexação.

a) Óxido de cobre (EU) Cu 2 O

óxido anfotérico. Substância cristalina marrom-avermelhada. Ocorre naturalmente como o cuprite mineral. Pode ser obtido artificialmente aquecendo uma solução de um sal de cobre (II) com álcali e algum agente redutor forte, por exemplo, formalina ou glicose. O óxido de cobre(I) não reage com a água. O óxido de cobre (I) é transferido para uma solução com ácido clorídrico concentrado para formar um complexo de cloreto:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Também dissolvemos em uma solução concentrada de amônia e sais de amônio:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

Em ácido sulfúrico diluído, é desproporcional ao cobre bivalente e ao cobre metálico:

Cu 2 O+H 2 ENTÃO 4 (dil.) →CuSO 4 + Cu 0 ↓+H 2 O

Além disso, o óxido de cobre (I) entra nas seguintes reações em soluções aquosas:

1. Oxidado lentamente pelo oxigênio em hidróxido de cobre (II):

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Oh) 2 ↓

2. Reage com ácidos hidro-hálicos diluídos para formar os haletos de cobre(I) correspondentes:

Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)

3.Reduzido a cobre metálico com agentes redutores típicos, por exemplo, hidrossulfito de sódio em uma solução concentrada:

2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ N / D 2 ENTÃO 4 + H 2 ENTÃO 4

O óxido de cobre(I) é reduzido a cobre metálico nas seguintes reações:

1. Quando aquecido até 1800 °C (decomposição):

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. Quando aquecido em uma corrente de hidrogênio, monóxido de carbono, alumínio e outros agentes redutores típicos:

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

Além disso, em altas temperaturas, o óxido de cobre (I) reage:

1. Com amônia (nitreto de cobre (I) é formado)

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

2. Com óxidos de metais alcalinos:

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

Neste caso, são formados cupratos de cobre (I).

O óxido de cobre (I) reage marcadamente com álcalis:

Cu 2 O+2 NaOH (conc.) + H 2 O↔2 N / D[ Cu(Oh) 2 ]

b) Hidróxido de cobre (EU) CuOH

O hidróxido de cobre (I) forma uma substância amarela e é insolúvel em água.

Decompõe-se facilmente quando aquecido ou fervido:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

c) HaletosCuF, CuComeu, CuBreCuJ

Todos esses compostos são substâncias cristalinas brancas, pouco solúveis em água, mas prontamente solúveis em excesso de NH3, íons cianeto, íons tiossulfato e outros agentes complexantes fortes. O iodo forma apenas o composto Cu +1 J. No estado gasoso, formam-se ciclos do tipo (Cu³) 3. Reversivelmente solúvel nos ácidos hidro-hálicos correspondentes:

CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, J)

Cloreto e brometo de cobre (I) são instáveis ​​no ar úmido e gradualmente se transformam em sais básicos de cobre (II):

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

d) Outros compostos de cobre (EU)

1. Acetato de cobre (I) (CH 3 COOCu) - um composto de cobre, tem a forma de cristais incolores. Na água, hidrolisa-se lentamente a Cu 2 O, no ar oxida-se em acetato de cobre bivalente; CH 3 COOSu é obtido por redução (CH 3 COO) 2 Cu com hidrogênio ou cobre, sublimação (CH 3 COO) 2 Cu em vácuo ou interação (NH 3 OH) SO 4 com (CH 3 COO) 2 Cu em p- re na presença de H 3 COOH 3 . A substância é tóxica.

2. Acetileno de cobre(I) - cristais castanho-avermelhados, às vezes pretos. Quando secos, os cristais detonam por impacto ou calor. Resistente à umidade. A detonação na ausência de oxigênio não produz substâncias gasosas. Decompõe-se sob a ação de ácidos. É formado como um precipitado quando o acetileno é passado para soluções de amônia de sais de cobre (I):

Com 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Oh) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3

Esta reação é usada para a detecção qualitativa de acetileno.

3. Nitreto de cobre - um composto inorgânico com a fórmula Cu 3 N, cristais verdes escuros.

Decompõe-se por aquecimento:

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Reage violentamente com ácidos:

2 Cu 3 N +6 HCl - 300° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3

§3. Propriedades químicas do cobre bivalente (st.c. = +2)

O estado de oxidação mais estável do cobre e o mais característico dele.

a) Óxido de cobre (II) CuO

CuO é o óxido básico do cobre bivalente. Cristais negros, em condições normais bastante estáveis, praticamente insolúveis em água. Na natureza, ocorre na forma do mineral tenorita (melaconita) de cor preta. O óxido de cobre(II) reage com ácidos para formar os sais correspondentes de cobre(II) e água:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NÃO 3 ) 2 + H 2 O

Quando CuO é fundido com álcalis, cupratos de cobre (II) são formados:

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

Quando aquecido a 1100 ° C, decompõe-se:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

b) Hidróxido de cobre (II)Cu(Oh) 2

O hidróxido de cobre(II) é uma substância azul amorfa ou cristalina, praticamente insolúvel em água. Quando aquecido a 70-90 ° C, o pó de Cu (OH) 2 ou suas suspensões aquosas se decompõem em CuO e H 2 O:

Cu(Oh) 2 → CuO + H 2 O

É um hidróxido anfotérico. Reage com ácidos para formar água e o sal de cobre correspondente:

Não reage com soluções alcalinas diluídas, mas se dissolve em soluções concentradas, formando tetrahidroxocupratos (II) azuis brilhantes:

O hidróxido de cobre (II) com ácidos fracos forma sais básicos. Dissolve-se muito facilmente em excesso de amônia para formar amônia de cobre:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

A amônia de cobre tem uma cor azul-violeta intensa, por isso é usada em química analítica para determinar pequenas quantidades de íons Cu 2+ em solução.

c) Sais de cobre (II)

Sais simples de cobre (II) são conhecidos para a maioria dos ânions, exceto cianeto e iodeto, que, ao interagir com o cátion Cu 2+, formam compostos covalentes de cobre (I) que são insolúveis em água.

Os sais de cobre (+2) são principalmente solúveis em água. A cor azul de suas soluções está associada à formação do íon 2+. Eles geralmente cristalizam como hidratos. Assim, o tetra-hidrato cristaliza a partir de uma solução aquosa de cloreto de cobre (II) abaixo de 15 0 C, tri-hidratado a 15-26 0 C e di-hidratado acima de 26 0 C. Em soluções aquosas, os sais de cobre(II) estão sujeitos a uma pequena hidrólise, e sais básicos muitas vezes precipitam deles.

1. Sulfato de cobre (II) pentahidratado (sulfato de cobre)

CuSO 4 * 5H 2 O, chamado sulfato de cobre, é da maior importância prática. O sal seco tem uma cor azul, porém, quando aquecido levemente (200 0 C), perde água de cristalização. Sal branco anidro. Após aquecimento adicional a 700 0 C, ele se transforma em óxido de cobre, perdendo trióxido de enxofre:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ ENTÃO 3

O sulfato de cobre é preparado pela dissolução de cobre em ácido sulfúrico concentrado. Esta reação é descrita na seção "Propriedades Químicas de uma Substância Simples". O sulfato de cobre é usado na produção eletrolítica de cobre, na agricultura para controlar pragas e doenças de plantas e para obter outros compostos de cobre.

2. Dihidrato de cloreto de cobre (II).

São cristais verdes escuros, facilmente solúveis em água. As soluções concentradas de cloreto de cobre são verdes e as soluções diluídas são azuis. Isto é devido à formação de um complexo de cloreto verde:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

E sua posterior destruição e a formação de um aquacomplexo azul.

3. Trihidrato de nitrato de cobre (II).

Sólido cristalino azul. Obtido pela dissolução de cobre em ácido nítrico. Quando aquecidos, os cristais primeiro perdem água, depois se decompõem com a liberação de oxigênio e dióxido de nitrogênio, transformando-se em óxido de cobre (II):

2Cu(NÃO 3 ) 2 -- ° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Hidroxomedi(II) carbonato.

Os carbonatos de cobre são instáveis ​​e quase nunca são usados ​​na prática. De alguma importância para a produção de cobre é apenas o carbonato de cobre básico Cu 2 (OH) 2 CO 3, que ocorre na natureza na forma do mineral malaquita. Quando aquecido, se decompõe facilmente com a liberação de água, monóxido de carbono (IV) e óxido de cobre (II):

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

§4. Propriedades químicas do cobre trivalente (st.c. = +3)

Este estado de oxidação é o menos estável para o cobre e, portanto, os compostos de cobre(III) são a exceção e não a "regra". No entanto, existem alguns compostos de cobre trivalente.

a) Óxido de cobre (III) Cu 2 O 3

É uma substância cristalina, cor granada escura. Não se dissolve em água.

Obtido por oxidação do hidróxido de cobre (II) com peroxodissulfato de potássio em meio alcalino a baixas temperaturas:

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

Esta substância se decompõe a uma temperatura de 400 0 C:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

O óxido de cobre(III) é um forte agente oxidante. Ao interagir com o cloreto de hidrogênio, o cloro é reduzido a cloro livre:

Cu 2 O 3 +6 HCl-- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O

b) Cupratos de cobre (W)

São substâncias pretas ou azuis, não são estáveis ​​em água, são diamagnéticas, o ânion é uma fita de quadrados (dsp 2). Formado pela interação de hidróxido de cobre (II) e hipoclorito de metal alcalino em um ambiente alcalino:

2 Cu(Oh) 2 + MClO + 2 NaOH→2MCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= N / D- C)

c) Hexafluorocuprato de potássio (III)

Substância verde, paramagnética. Estrutura octaédrica sp 3 d 2 . Complexo de fluoreto de cobre CuF 3, que se decompõe no estado livre a -60 0 C. É formado pelo aquecimento de uma mistura de cloretos de potássio e cobre em uma atmosfera de flúor:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Decompõe a água com a formação de flúor livre.

§5. Compostos de cobre em estado de oxidação (+4)

Até agora, apenas uma substância é conhecida pela ciência, onde o cobre está no estado de oxidação +4, é o hexafluorocuprato de césio (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - uma substância cristalina laranja, estável em ampolas de vidro a 0 0 C • Reage violentamente com a água. Obtido por fluoração a alta pressão e temperatura de uma mistura de cloretos de césio e cobre:

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

Como todos os elementos d, brilhantemente coloridos.

Assim como com o cobre, observa-se mergulho de elétrons- do orbital s para o orbital d

A estrutura eletrônica do átomo:

Assim, existem 2 estados de oxidação característicos do cobre: ​​+2 e +1.

Substância simples: metal rosa-dourado.

Óxidos de cobre:Сu2O óxido de cobre (I) \ óxido de cobre 1 - cor vermelho-alaranjada

CuO cobre (II) óxido \ óxido de cobre 2 - preto.

Outros compostos de cobre Cu(I), exceto o óxido, são instáveis.

Compostos de cobre Cu (II) - em primeiro lugar, são estáveis ​​e, em segundo lugar, são de cor azul ou esverdeada.

Por que as moedas de cobre ficam verdes? O cobre reage com o dióxido de carbono na presença de água para formar CuCO3, uma substância verde.

Outro composto de cobre colorido, sulfeto de cobre (II), é um precipitado preto.

O cobre, ao contrário de outros elementos, fica depois do hidrogênio, por isso não o libera dos ácidos:

• com quenteácido sulfúrico: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• com frioácido sulfúrico: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• com concentrado:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• com ácido nítrico diluído:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Um exemplo da tarefa do exame C2 opção 1:

O nitrato de cobre foi calcinado, o precipitado sólido resultante foi dissolvido em ácido sulfúrico. O sulfureto de hidrogénio foi passado através da solução, o precipitado preto resultante foi calcinado e o resíduo sólido foi dissolvido por aquecimento em ácido nítrico.

2U(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

O precipitado sólido é o óxido de cobre(II).

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

O sulfeto de cobre (II) é um precipitado preto.

“Disparado” significa que houve uma interação com o oxigênio. Não confunda com "calcinação". Ignite - calor, naturalmente, em alta temperatura.

2US + 3O2 = 2CuO + 2SO2

O resíduo sólido é CuO se o sulfeto de cobre reagiu completamente, CuO + CuS se parcialmente.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

outra reação também é possível:

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

Um exemplo da tarefa do exame C2 opção 2:

O cobre foi dissolvido em ácido nítrico concentrado, o gás resultante foi misturado com oxigênio e dissolvido em água. O óxido de zinco foi dissolvido na solução resultante, em seguida, um grande excesso de solução de hidróxido de sódio foi adicionado à solução.

Como resultado da reação com ácido nítrico, Cu(NO3)2, NO2 e O2 são formados.

NO2 misturado com oxigênio significa oxidado: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Misturado com água: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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