MEĎ A JEJ ZLÚČENINY

HODINA NA 11. HODINE PRÍRODOVED

Na zvýšenie kognitívnej aktivity a samostatnosti žiakov využívame hodiny kolektívneho štúdia látky. Na takýchto hodinách dostane každý žiak (alebo dvojica žiakov) úlohu, o splnení ktorej musí referovať na tej istej hodine a jeho hlásenie si zvyšok triedy zaznamenáva do zošitov a je súčasťou obsahu. vzdelávacieho materiálu lekcie. Každý študent prispieva k štúdiu témy v triede.
Počas vyučovacej hodiny sa režim práce žiakov mení z intraaktívneho (režim, v ktorom sú informačné toky uzavreté vo vnútri žiakov, typický pre samostatnú prácu) na interaktívny (režim, v ktorom sú informačné toky obojsmerné, t.j. medzi študentom a študentom dochádza k výmene informácií). Učiteľ zároveň vystupuje ako organizátor procesu, opravuje a dopĺňa informácie poskytnuté žiakmi.
Lekcie kolektívneho štúdia materiálu pozostávajú z nasledujúcich etáp:
1. fáza - inštalácia, pri ktorej učiteľ vysvetľuje ciele a program práce na lekcii (do 7 minút);
2. etapa - samostatná práca žiakov podľa pokynov (do 15 minút);
3. fáza - výmena informácií a zhrnutie hodiny (zaberie všetok zostávajúci čas).
Lekcia „Meď a jej zlúčeniny“ je určená pre triedy s hĺbkovým štúdiom chémie (4 hodiny chémie týždenne), trvá dve akademické hodiny, lekcia aktualizuje vedomosti študentov o nasledujúcich témach: „Všeobecné vlastnosti kovy“, „Postoj ku kovom s koncentrovanou kyselinou sírovou, kyselinou dusičnou“, „Kvalitatívne reakcie na aldehydy a viacsýtne alkoholy“, „Oxidácia nasýtených jednosýtnych alkoholov oxidom meďnatým“, „Komplexné zlúčeniny“.
Pred hodinou dostanú študenti domácu úlohu: zopakovať si uvedené témy. Predbežná príprava učiteľa na vyučovaciu hodinu spočíva v zostavení inštruktážnych kariet pre žiakov a príprave súprav na laboratórne pokusy.

POČAS VYUČOVANIA

Fáza inštalácie

Učiteľ kladie pred žiakov účel lekcie: na základe doterajších poznatkov o vlastnostiach látok predpovedať, v praxi potvrdiť, zovšeobecniť informácie o medi a jej zlúčeninách.
Žiaci zostavia elektrónový vzorec atómu medi, zistia, aké oxidačné stavy môže vykazovať meď v zlúčeninách, aké vlastnosti budú mať (redoxné, acidobázické) zlúčeniny medi.
V zošitoch žiakov sa objaví tabuľka.

Vlastnosti medi a jej zlúčenín

Kovové	Cu 2 O - zásaditý oxid	CuO - zásaditý oxid
Redukčné činidlo	CuOH je nestabilná zásada	Cu (OH) 2 - nerozpustná zásada
	CuCl – nerozpustná soľ	CuSO 4 - rozpustná soľ
	Majú redoxnú dualitu	Oxidačné činidlá

Etapa samostatnej práce

Na potvrdenie a doplnenie predpokladov žiaci vykonávajú laboratórne pokusy podľa pokynov a zapisujú rovnice uskutočnených reakcií.

Návod na samostatnú prácu vo dvojiciach

1. Zapáľte medený drôt v plameni. Všimnite si, ako sa zmenila jeho farba. Vložte horúci kalcinovaný medený drôt do etylalkoholu. Všimnite si zmenu jeho farby. Opakujte tieto manipulácie 2-3 krát. Skontrolujte, či sa zápach etanolu nezmenil.
Napíšte dve reakčné rovnice zodpovedajúce uskutočneným transformáciám. Aké vlastnosti medi a jej oxidu potvrdzujú tieto reakcie?

2. Pridajte kyselinu chlorovodíkovú k oxidu meďnému.
Čo pozeráš? Zapíšte reakčné rovnice vzhľadom na to, že chlorid meďný je nerozpustná zlúčenina. Aké vlastnosti medi(I) potvrdzujú tieto reakcie?

3. a) Vložte granule zinku do roztoku síranu meďnatého. Ak nedôjde k žiadnej reakcii, zahrejte roztok. b) Pridajte 1 ml kyseliny sírovej do oxidu meďnatého a zohrejte.
Čo pozeráš? Napíšte reakčné rovnice. Aké vlastnosti zlúčenín medi potvrdzujú tieto reakcie?

4. Vložte univerzálny indikátorový pásik do roztoku síranu meďnatého.
Vysvetlite výsledok. Napíšte iónovú rovnicu hydrolýzy pre prvý stupeň.
Pridajte roztok síranu medového do roztoku uhličitanu sodného.
Čo pozeráš? Napíšte rovnicu pre reakciu spoločnej hydrolýzy v molekulárnej a iónovej forme.

5.
Čo pozeráš?
K výslednej zrazenine pridajte roztok amoniaku.
Aké zmeny nastali? Napíšte reakčné rovnice. Aké vlastnosti zlúčenín medi dokazujú uskutočnené reakcie?

6. Pridajte roztok jodidu draselného k síranu meďnatému.
Čo pozeráš? Napíšte rovnicu reakcie. Akú vlastnosť medi(II) táto reakcia dokazuje?

7. Vložte malý kúsok medeného drôtu do skúmavky s 1 ml koncentrovanej kyseliny dusičnej. Skúmavku uzavrite zátkou.
Čo pozeráš? (Vezmite skúmavku pod ponorom.) Napíšte rovnicu reakcie.
Nalejte kyselinu chlorovodíkovú do inej skúmavky, vložte do nej malý kúsok medeného drôtu.
Čo pozeráš? Vysvetlite svoje pozorovania. Aké vlastnosti medi potvrdzujú tieto reakcie?

8. Pridajte nadbytok hydroxidu sodného k síranu meďnatému.
Čo pozeráš? Zahrejte zrazeninu. Čo sa stalo? Napíšte reakčné rovnice. Aké vlastnosti zlúčenín medi potvrdzujú tieto reakcie?

9. Pridajte nadbytok hydroxidu sodného k síranu meďnatému.
Čo pozeráš?
K výslednej zrazenine pridajte roztok glycerínu.
Aké zmeny nastali? Napíšte reakčné rovnice. Aké vlastnosti zlúčenín medi dokazujú tieto reakcie?

10. Pridajte nadbytok hydroxidu sodného k síranu meďnatému.
Čo pozeráš?
Nalejte roztok glukózy do výslednej zrazeniny a zahrievajte.
Čo sa stalo? Napíšte reakčnú rovnicu pomocou všeobecného vzorca pre aldehydy na označenie glukózy

Akú vlastnosť zlúčeniny medi dokazuje táto reakcia?

11. Pridajte k síranu meďnatému: a) roztok amoniaku; b) roztok fosforečnanu sodného.
Čo pozeráš? Napíšte reakčné rovnice. Aké vlastnosti zlúčenín medi dokazujú uskutočnené reakcie?

Fáza komunikácie a rozboru

Učiteľ položí otázku týkajúcu sa vlastností konkrétnej látky. Študenti, ktorí vykonali zodpovedajúce experimenty, o experimente referujú a zapisujú reakčné rovnice na tabuľu. Potom učiteľ a žiaci dopĺňajú informácie o chemických vlastnostiach látky, ktoré sa nedali potvrdiť reakciami v podmienkach školského laboratória.

Poradie diskusie o chemických vlastnostiach zlúčenín medi

1. Ako reaguje meď s kyselinami, s akými ďalšími látkami môže meď reagovať?

Reakcie medi sú zapísané pomocou:

Koncentrovaná a zriedená kyselina dusičná:

Cu + 4HN03 (konc.) = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20,
3Cu + 8HN03 (dif.) = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20;

Koncentrovaná kyselina sírová:

Cu + 2H2S04 (konc.) = CuS04 + S02 + 2H20;

Kyslík:

2Cu + O2 \u003d 2CuO;

Cu + Cl2 \u003d CuCl2;

Kyselina chlorovodíková v prítomnosti kyslíka:

2Cu + 4HCl + 02 = 2CuCl2 + 2H20;

Chlorid železitý:

2FeCl3 + Cu \u003d CuCl2 + 2FeCl2.

2. Aké sú vlastnosti oxidu meďnatého a chloridu?

Pozornosť sa venuje hlavným vlastnostiam, schopnosti vytvárať komplexy, redoxnej dualite.Rovnice reakcií oxidu meďného (I) s:

Kyselina chlorovodíková za vzniku CuCl:

Cu20 + 2HCl = 2CuCl + H20;

Nadbytok HCl:

CuCl + HCl = H;

Reakcie redukcie a oxidácie Cu 2 O:

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

2Cu20 + O2 \u003d 4CuO;

Disproporcia pri zahrievaní:

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

3. Aké sú vlastnosti oxidu meďnatého?

Pozornosť sa venuje základným a oxidačným vlastnostiam. Rovnice pre reakcie oxidu meďnatého s:

Kyselina:

CuO + 2H+ = Cu2+ + H20;

Etanol:

C2H5OH + CuO = CH3CHO + Cu + H20;

vodík:

CuO + H2 \u003d Cu + H20;

hliník:

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

4. Aké sú vlastnosti hydroxidu meďnatého?

Pozornosť sa upriamuje na oxidačné, základné vlastnosti, schopnosť vytvárať komplexy s organickými a anorganickými zlúčeninami. Reakčné rovnice sú napísané pomocou:

Aldehyd:

RCHO + 2Cu(OH)2 = RCOOH + Cu20 + 2H20;

Kyselina:

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20;

Amoniak:

Cu (OH)2 + 4NH3 \u003d (OH)2;

Glycerín:

Rovnica rozkladovej reakcie:

Cu (OH)2 \u003d CuO + H20.

5. Aké sú vlastnosti medi(II) solí?

Pozornosť sa venuje iónovým výmenným reakciám, hydrolýze, oxidačným vlastnostiam, komplexácii. Rovnice pre reakcie síranu meďnatého sú napísané pomocou:

Hydroxid sodný:

Cu2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2;

Fosforečnan sodný:

3Cu2+ + 2= Cu3(P04)2;

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

Jodid draselný:

2CuS04 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2S04;

Amoniak:

Cu2+ + 4NH3 \u003d 2+;

a reakčné rovnice:

Hydrolýza:

Cu2+ + HOH = CuOH + + H+;

Spoločná hydrolýza s uhličitanom sodným za vzniku malachitu:

2Cu2+ + 2 + H20 \u003d (CuOH)2C03 + CO2.

Okrem toho môžete študentom povedať o interakcii oxidu meďnatého a hydroxidu s alkáliami, čo dokazuje ich amfoterickosť:

Cu (OH)2 + 2NaOH (konc.) \u003d Na2,

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

Cu + HgCl 2 \u003d CuCl 2 + Hg,

2Cu + 4HCl + 02 = 2CuCl2 + 2H20,

CuO + 2HCl \u003d CuCl2 + H20,

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20,

CuBr2 + Cl2 \u003d CuCl2 + Br2,

(CuOH)2CO3 + 4HCl \u003d 2CuCl2 + 3H20 + CO2,

2CuCl + Cl2 \u003d 2CuCl2,

2CuCl \u003d CuCl2 + Cu,

CuSO 4 + BaCl 2 \u003d CuCl 2 + BaSO 4.)

Cvičenie 3 Vytvorte reťazce transformácií zodpovedajúce nasledujúcim schémam a vykonajte ich:

Úloha 1. Na zliatinu medi a hliníka sa pôsobilo najskôr prebytkom alkálií a potom prebytkom zriedenej kyseliny dusičnej. Vypočítajte hmotnostné podiely kovov v zliatine, ak je známe, že objemy plynov uvoľnených pri oboch reakciách (za rovnakých podmienok) sú rovnaké
.

(Odpoveď . Hmotnostný podiel medi - 84%)

Úloha 2. Kalcináciou 6,05 g hydratovaného dusičnanu meďnatého sa získali 2 g zvyšku. Určte vzorec pôvodnej soli.

(Odpoveď. Cu(N03)23H20.)

Úloha 3. Medená platňa s hmotnosťou 13,2 g sa vložila do 300 g roztoku dusičnanu železitého s hmotnostným zlomkom soli 0,112. Keď bol vybratý, ukázalo sa, že hmotnostný podiel dusičnanu železitého sa rovnal hmotnostnému podielu vytvorenej medenej (II) soli. Stanovte hmotnosť platne po jej vybratí z roztoku.

(Odpoveď. 10 r.)

Domáca úloha. Naučte sa látku napísanú v zošite. Zostavte reťazec premien zlúčenín medi obsahujúci najmenej desať reakcií a vykonajte ho.

LITERATÚRA

1. Puzakov S.A., Popkov V.A. Príručka o chémii pre vysokoškolákov. programy. Otázky, cvičenia, úlohy. Ukážky skúšok. Moskva: Vyššia škola, 1999, 575 s.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 úloh a cvičení z chémie. Pre školákov a prihlásených. M.: 1. spolková spoločnosť knižného obchodu, 1998, 512 s.

Existuje veľa zástupcov každého z nich, ale oxidy nepochybne zaujímajú vedúce postavenie. Jeden chemický prvok môže mať naraz niekoľko rôznych binárnych zlúčenín s kyslíkom. Túto vlastnosť má aj meď. Má tri oxidy. Pozrime sa na ne podrobnejšie.

Oxid meďnatý (I).

Jeho vzorec je Cu20. V niektorých zdrojoch sa táto zlúčenina môže nazývať hemioxid meďnatý, oxid dimeďnatý alebo oxid meďnatý.

Vlastnosti

Je to kryštalická látka hnedočervenej farby. Tento oxid je nerozpustný vo vode a etanole. Môže sa topiť bez rozkladu pri teplote tesne nad 1240 ° C. Táto látka neinteraguje s vodou, ale môže sa preniesť do roztoku, ak sú účastníkmi reakcie s ňou koncentrovaná kyselina chlorovodíková, zásada, kyselina dusičná, hydrát amoniaku, amónne soli, kyselina sírová .

Získanie oxidu medi (I)

Môže sa získať zahrievaním kovovej medi alebo v prostredí, kde má kyslík nízku koncentráciu, ako aj v prúde určitých oxidov dusíka a spolu s oxidom meďnatým (II). Okrem toho sa môže stať reakčným produktom jeho tepelného rozkladu. Oxid meďný (I) sa získa aj vtedy, ak sa sulfid meďný (I) zahrieva v prúde kyslíka. Existujú aj iné, zložitejšie spôsoby, ako ho získať (napríklad redukcia jedného z hydroxidov medi, iónová výmena akejkoľvek jednomocnej soli medi s alkáliou a pod.), ale tie sa praktizujú len v laboratóriách.

Aplikácia

Potrebný ako pigment pri maľovaní keramiky, skla; zložka farieb, ktoré chránia podvodnú časť plavidla pred znečistením. Používa sa aj ako fungicíd. Ventily z oxidu medi sa bez neho nezaobídu.

Oxid meďnatý (II).

Jeho vzorec je CuO. V mnohých zdrojoch ho možno nájsť pod názvom oxid meďnatý.

Vlastnosti

Je to najvyšší oxid medi. Látka má vzhľad čiernych kryštálov, ktoré sú takmer nerozpustné vo vode. Reaguje s kyselinou a počas tejto reakcie tvorí zodpovedajúcu soľ dvojmocnej medi, ako aj vodu. Keď je kondenzovaný s alkáliou, reakčné produkty predstavujú kupráty. K rozkladu oxidu meďnatého (II) dochádza pri teplote okolo 1100 o C. Amoniak, oxid uhoľnatý, vodík a uhlie sú schopné extrahovať kovovú meď z tejto zlúčeniny.

Potvrdenie

Môže sa získať zahrievaním kovovej medi na vzduchu za jednej podmienky - teplota zahrievania musí byť nižšia ako 1100 o C. Oxid meďnatý je možné získať aj zahrievaním uhličitanu, dusičnanu, dvojmocného hydroxidu medi.

Aplikácia

Pomocou tohto oxidu sa smalt a sklo farbia na zeleno alebo do modra a vyrába sa aj medeno-rubínová odroda. V laboratóriu sa tento oxid používa na objavovanie redukčných vlastností látok.

Oxid meďnatý

Jeho vzorec je Cu2O3. Má tradičný názov, ktorý zrejme znie trochu nezvyčajne – oxid medi.

Vlastnosti

Má vzhľad červených kryštálov, ktoré sa nerozpúšťajú vo vode. K rozkladu tejto látky dochádza pri teplote 400 ° C, produktmi tejto reakcie sú oxid meďnatý (II) a kyslík.

Potvrdenie

Možno ho získať oxidáciou hydroxidu dvojmocného meďnatého peroxodisíranom draselným. Nevyhnutnou podmienkou reakcie je alkalické prostredie, v ktorom musí prebiehať.

Aplikácia

Táto látka sa sama o sebe nepoužíva. Vo vede a priemysle sa častejšie používajú produkty jeho rozkladu - oxid meďnatý (II) a kyslík.

Záver

To sú všetky oxidy medi. Je ich niekoľko, pretože meď má premenlivú mocnosť. Existujú aj ďalšie prvky, ktoré majú niekoľko oxidov, ale o nich si povieme inokedy.

Meď (Cu) patrí medzi d-prvky a nachádza sa v skupine IB periodickej tabuľky D.I.Mendelejeva. Elektrónová konfigurácia atómu medi v základnom stave je zapísaná ako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 namiesto očakávaného vzorca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Inými slovami, v prípade atómu medi je pozorovaný takzvaný „elektrónový skok“ z podúrovne 4s do podúrovne 3d. Pre meď sú okrem nuly možné oxidačné stavy +1 a +2. Oxidačný stav +1 je náchylný na disproporcionáciu a je stabilný iba v nerozpustných zlúčeninách, ako sú CuI, CuCl, Cu20 atď., ako aj v komplexných zlúčeninách, napríklad Cl a OH. Zlúčeniny medi v oxidačnom stave +1 nemajú špecifickú farbu. Takže oxid meďný, v závislosti od veľkosti kryštálov, môže byť tmavo červený (veľké kryštály) a žltý (malé kryštály), CuCl a CuI sú biele a Cu2S je čierno-modré. Chemicky stabilnejší je oxidačný stav medi, rovný +2. Soli obsahujúce meď v danom oxidačnom stave sú modrej a modrozelenej farby.

Meď je veľmi mäkký, kujný a tvárny kov s vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou. Farba metalickej medi je červeno-ružová. Meď je v rade aktivít kovov napravo od vodíka, t.j. sa vzťahuje na kovy s nízkou aktivitou.

s kyslíkom

Za normálnych podmienok meď neinteraguje s kyslíkom. Na priebeh reakcie medzi nimi je potrebné teplo. V závislosti od prebytku alebo nedostatku kyslíka a teplotných podmienok môže vytvárať oxid meďnatý (II) a oxid meďnatý (I):

so sírou

Reakcia síry s meďou, v závislosti od podmienok uskutočňovania, môže viesť k tvorbe sulfidu meďného (I) aj sulfidu meďnatého (II). Keď sa zmes práškovej Cu a S zahreje na teplotu 300-400 °C, vytvorí sa sulfid meďnatý:

Pri nedostatku síry a pri teplote vyššej ako 400 °C vzniká sulfid meďnatý. Jednoduchším spôsobom získania sulfidu meďnatého z jednoduchých látok je však interakcia medi so sírou rozpustenou v sírouhlíku:

Táto reakcia prebieha pri teplote miestnosti.

s halogénmi

Meď reaguje s fluórom, chlórom a brómom za vzniku halogenidov so všeobecným vzorcom CuHal2, kde Hal je F, Cl alebo Br:

Cu + Br2 = CuBr2

V prípade jódu, najslabšieho oxidačného činidla spomedzi halogénov, vzniká jodid meďný:

Meď neinteraguje s vodíkom, dusíkom, uhlíkom a kremíkom.

s neoxidačnými kyselinami

Takmer všetky kyseliny sú neoxidačné kyseliny, okrem koncentrovanej kyseliny sírovej a kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie. Keďže neoxidačné kyseliny sú schopné oxidovať iba kovy, ktoré sú v rade aktivít až po vodík; to znamená, že meď s takýmito kyselinami nereaguje.

s oxidačnými kyselinami

- koncentrovaná kyselina sírová

Meď reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou pri zahrievaní aj pri izbovej teplote. Pri zahrievaní prebieha reakcia podľa rovnice:

Keďže meď nie je silným redukčným činidlom, síra sa pri tejto reakcii redukuje iba do oxidačného stavu +4 (v SO 2).

- so zriedenou kyselinou dusičnou

Reakcia medi so zriedenou HNO 3 vedie k tvorbe dusičnanu meďnatého a oxidu dusnatého:

3Cu + 8HN03 (dif.) = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20

- s koncentrovanou kyselinou dusičnou

Koncentrovaná HNO 3 za normálnych podmienok ľahko reaguje s meďou. Rozdiel medzi reakciou medi s koncentrovanou kyselinou dusičnou a interakciou so zriedenou kyselinou dusičnou spočíva v produkte redukcie dusíka. V prípade koncentrovanej HNO 3 sa dusík redukuje v menšej miere: namiesto oxidu dusnatého (II) vzniká oxid dusnatý (IV), čo je spojené s väčšou konkurenciou medzi molekulami kyseliny dusičnej v koncentrovanej kyseline o elektróny redukčného činidla ( Cu):

Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H20

s oxidmi nekovov

Meď reaguje s niektorými oxidmi nekovov. Napríklad oxidmi, ako sú NO 2, NO, N 2 O, sa meď oxiduje na oxid meďnatý a dusík sa redukuje na oxidačný stav 0, t.j. vzniká jednoduchá látka N2:

V prípade oxidu siričitého vzniká namiesto jednoduchej látky (síry) sulfid meďnatý. Je to spôsobené tým, že meď so sírou, na rozdiel od dusíka, reaguje:

s oxidmi kovov

Pri spekaní kovovej medi oxidom medi (II) pri teplote 1000-2000 °C možno získať oxid medi (I):

Kovová meď môže tiež redukovať oxid železitý po kalcinácii na oxid železitý:

so soľami kovov

Meď vytláča menej aktívne kovy (napravo od nej v rade aktivít) z roztokov ich solí:

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

Prebieha aj zaujímavá reakcia, pri ktorej sa meď rozpustí v soli aktívnejšieho kovu – železa v oxidačnom stave +3. Neexistujú však žiadne rozpory, pretože meď nevytláča železo zo svojej soli, ale iba ho obnovuje z oxidačného stavu +3 do oxidačného stavu +2:

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

Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Posledná uvedená reakcia sa používa pri výrobe mikroobvodov v štádiu leptania medených dosiek.

Korózia medi

Meď v priebehu času koroduje, keď je vystavená vlhkosti, oxidu uhličitému a vzdušnému kyslíku:

2Cu + H20 + CO2 + O2 \u003d (CuOH) 2 CO 3

V dôsledku tejto reakcie sú medené produkty pokryté voľným modrozeleným povlakom hydroxokarbonátu meďnatého (II).

Chemické vlastnosti zinku

Zinok Zn je v IIB skupine IV. periódy. Elektrónová konfigurácia valenčných orbitálov atómov chemického prvku v základnom stave 3d 10 4s 2 . Pre zinok je možný len jeden jediný oxidačný stav, rovný +2. Oxid zinočnatý ZnO a hydroxid zinočnatý Zn(OH) 2 majú výrazné amfotérne vlastnosti.

Skladovaním na vzduchu sa zinok zafarbí a pokryje sa tenkou vrstvou oxidu ZnO. Oxidácia prebieha obzvlášť ľahko pri vysokej vlhkosti a v prítomnosti oxidu uhličitého v dôsledku reakcie:

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

Zinková para horí na vzduchu a tenký prúžok zinku, ktorý sa rozžeraví v plameni horáka, v ňom horí zelenkastým plameňom:

Pri zahrievaní kovový zinok tiež interaguje s halogénmi, sírou, fosforom:

Zinok priamo nereaguje s vodíkom, dusíkom, uhlíkom, kremíkom a bórom.

Zinok reaguje s neoxidačnými kyselinami a uvoľňuje vodík:

Zn + H2S04 (20 %) -> ZnS04 + H2

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2

Priemyselný zinok je obzvlášť ľahko rozpustný v kyselinách, pretože obsahuje nečistoty iných menej aktívnych kovov, najmä kadmia a medi. Vysoko čistý zinok je z určitých dôvodov odolný voči kyselinám. Na urýchlenie reakcie sa vzorka zinku vysokej čistoty uvedie do kontaktu s meďou alebo sa do roztoku kyseliny pridá malé množstvo soli medi.

Pri teplote 800-900 o C (červené teplo) kovový zinok, ktorý je v roztavenom stave, interaguje s prehriatou vodnou parou a uvoľňuje z nej vodík:

Zn + H20 \u003d ZnO + H2

Zinok tiež reaguje s oxidačnými kyselinami: koncentrovanou sírovou a dusičnou.

Zinok ako aktívny kov môže s koncentrovanou kyselinou sírovou vytvárať oxid siričitý, elementárnu síru a dokonca aj sírovodík.

Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20

Zloženie produktov redukcie kyseliny dusičnej je určené koncentráciou roztoku:

Zn + 4HN03 (konc.) = Zn(N03)2 + 2N02 + 2H20

3Zn + 8HN03 (40 %) = 3Zn(N03)2 + 2NO + 4H20

4Zn + 10HN03 (20 %) = 4Zn (N03)2 + N20 + 5H20

5Zn + 12HN03 (6 %) = 5Zn(N03)2 + N2 + 6H20

4Zn + 10HN03 (0,5 %) = 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3H20

Smer procesu je tiež ovplyvnený teplotou, množstvom kyseliny, čistotou kovu a reakčným časom.

Zinok reaguje s alkalickými roztokmi za vzniku tetrahydroxozinkátov a vodík:

Zn + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2

Zn + Ba (OH)2 + 2H20 \u003d Ba + H2

S bezvodými alkáliami sa pri roztavení tvorí zinok zinkov a vodík:

Vo vysoko alkalickom prostredí je zinok extrémne silné redukčné činidlo, schopné redukovať dusík v dusičnanoch a dusitanoch na amoniak:

4Zn + NaN03 + 7NaOH + 6H20 → 4Na2 + NH3

V dôsledku tvorby komplexov sa zinok pomaly rozpúšťa v roztoku amoniaku a redukuje vodík:

Zn + 4NH3H20 → (OH)2 + H2 + 2H20

Zinok tiež obnovuje menej aktívne kovy (napravo od neho v rade aktivít) z vodných roztokov ich solí:

Zn + CuCl2 \u003d Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 \u003d Fe + ZnSO4

Chemické vlastnosti chrómu

Chróm je prvkom skupiny VIB periodickej tabuľky prvkov. Elektrónová konfigurácia atómu chrómu sa zapisuje ako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, t.j. v prípade chrómu, ako aj v prípade atómu medi sa pozoruje takzvaný „elektrónový sklz“.

Najčastejšie sa vyskytujúce oxidačné stavy chrómu sú +2, +3 a +6. Treba si ich pamätať a v rámci programu USE v chémii môžeme predpokladať, že chróm nemá žiadne iné oxidačné stavy.

Za normálnych podmienok je chróm odolný voči korózii na vzduchu aj vo vode.

Interakcia s nekovmi

s kyslíkom

Zahriaty na teplotu vyššiu ako 600 o C horí práškový kovový chróm v čistom kyslíku za vzniku oxidu chrómového (III):

4Cr + 302= o t=> 2Cr203

s halogénmi

Chróm reaguje s chlórom a fluórom pri nižších teplotách ako s kyslíkom (250 a 300 °C):

2Cr + 3F2 = o t=> 2CrF 3

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

Chróm reaguje s brómom pri teplote červeného tepla (850-900 o C):

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

s dusíkom

Kovový chróm interaguje s dusíkom pri teplotách nad 1000 o C:

2Cr + N2= ot=> 2CrN

so sírou

So sírou môže chróm vytvárať sulfid chrómový (II) aj sulfid chrómový (III), v závislosti od pomerov síry a chrómu:

Cr+S= o t=> CRS

2Cr+3S= o t=> Cr2S3

Chróm nereaguje s vodíkom.

Interakcia s komplexnými látkami

Interakcia s vodou

Chróm patrí medzi kovy strednej aktivity (nachádza sa v rade aktivít kovov medzi hliníkom a vodíkom). To znamená, že reakcia prebieha medzi rozžeraveným chrómom a prehriatou vodnou parou:

2Cr + 3H20= o t=> Cr203 + 3H2

Interakcia s kyselinami

Chróm sa za normálnych podmienok pasivuje koncentrovanými kyselinami sírovými a dusičnými, pri varení sa v nich však rozpúšťa, pričom sa oxiduje na oxidačný stupeň +3:

Cr + 6HN03 (konc.) = t o=> Cr(N03)3 + 3N02 + 3H20

2Cr + 6H2S04 (konc) = t o=> Cr2(S04)3 + 3S02 + 6H20

V prípade zriedenej kyseliny dusičnej je hlavným produktom redukcie dusíka jednoduchá látka N 2:

10Cr + 36HNO3 (razb) \u003d 10Cr (N03)3 + 3N2 + 18H20

Chróm sa nachádza v rade aktivít vľavo od vodíka, čo znamená, že je schopný uvoľňovať H 2 z roztokov neoxidujúcich kyselín. V priebehu takýchto reakcií, bez prístupu vzdušného kyslíka, vznikajú chrómové (II) soli:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2

Cr + H2S04 (razb.) \u003d CrS04 + H2

Pri uskutočňovaní reakcie na čerstvom vzduchu sa dvojmocný chróm okamžite oxiduje kyslíkom obsiahnutým vo vzduchu na oxidačný stav +3. V tomto prípade bude mať napríklad rovnica s kyselinou chlorovodíkovou tvar:

4Cr + 12HCl + 302 = 4CrCl3 + 6H20

Keď sa kovový chróm taví so silnými oxidačnými činidlami v prítomnosti alkálií, chróm sa oxiduje na oxidačný stav +6, pričom vzniká chrómany:

Chemické vlastnosti železa

Železo Fe, chemický prvok skupiny VIIIB s poradovým číslom 26 v periodickej tabuľke prvkov. Rozloženie elektrónov v atóme železa je nasledovné 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, teda železo patrí k d-prvkom, keďže d-podhladina je v jeho prípade vyplnená. Je najcharakteristickejší pre dva oxidačné stavy +2 a +3. Oxid FeO a hydroxid Fe(OH) 2 dominujú zásaditými vlastnosťami, oxid Fe 2 O 3 a hydroxid Fe(OH) 3 sú výrazne amfotérne. Takže oxid a hydroxid železa (III) sa pri varení v koncentrovaných roztokoch alkálií do určitej miery rozpúšťajú a tiež reagujú s bezvodými alkáliami počas fúzie. Treba poznamenať, že oxidačný stav železa +2 je veľmi nestabilný a ľahko prechádza do oxidačného stavu +3. Známe sú aj zlúčeniny železa vo vzácnom oxidačnom stave +6 - feráty, soli neexistujúcej „kyseliny železa“ H 2 FeO 4. Tieto zlúčeniny sú relatívne stabilné iba v pevnom stave alebo v silne alkalických roztokoch. Pri nedostatočnej zásaditosti média feráty rýchlo okysličujú aj vodu a uvoľňujú z nej kyslík.

Interakcia s jednoduchými látkami

S kyslíkom

Železo pri spaľovaní v čistom kyslíku tvorí tzv železo stupnica, ktorý má vzorec Fe304 a v skutočnosti predstavuje zmesný oxid, ktorého zloženie môže byť podmienene reprezentované vzorcom Fe0∙Fe203. Reakcia spaľovania železa má formu:

3Fe + 202 = t o=> Fe304

So sírou

Pri zahrievaní železo reaguje so sírou za vzniku sulfidu železnatého:

Fe+S= t o=> FeS

Alebo s prebytkom síry disulfid železa:

Fe + 2S = t o=> FeS2

S halogénmi

So všetkými halogénmi okrem jódu sa kovové železo oxiduje na oxidačný stav +3 za vzniku halogenidov železa (III):

2Fe + 3F2 = t o=> 2FeF 3 - fluorid železitý (lll)

2Fe + 3Cl2= t o=> 2FeCl 3 - chlorid železitý (lll)

Jód, ako najslabšie oxidačné činidlo spomedzi halogénov, oxiduje železo iba do oxidačného stavu +2:

Fe + I2 = t o=> FeI 2 - jodid železitý (ll)

Je potrebné poznamenať, že zlúčeniny trojmocného železa ľahko oxidujú jodidové ióny vo vodnom roztoku na uvoľnenie jódu I2, pričom sa obnovujú do oxidačného stavu +2. Príklady podobných reakcií z FIPI banky:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H20

Fe203 + 6HI \u003d 2FeI2 + I2 + 3H20

S vodíkom

Železo nereaguje s vodíkom (s vodíkom z kovov reagujú iba alkalické kovy a kovy alkalických zemín):

Interakcia s komplexnými látkami

Interakcia s kyselinami

S neoxidačnými kyselinami

Keďže železo sa nachádza v rade aktivít naľavo od vodíka, znamená to, že je schopné vytesniť vodík z neoxidačných kyselín (takmer všetky kyseliny okrem H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3 akejkoľvek koncentrácie):

Fe + H2S04 (rozdiel) \u003d FeS04 + H2

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2

V úlohách skúšky je potrebné venovať pozornosť takémuto triku, ako je otázka na tému, do akého stupňa oxidácie bude železo oxidované, keď bude vystavené zriedenej a koncentrovanej kyseline chlorovodíkovej. Správna odpoveď je v oboch prípadoch až +2.

Pasca tu spočíva v intuitívnom očakávaní hlbšej oxidácie železa (až s.o. +3) v prípade jeho interakcie s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou.

Interakcia s oxidačnými kyselinami

Za normálnych podmienok železo v dôsledku pasivácie nereaguje s koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou. Pri varení s nimi však reaguje:

2Fe + 6H2S04= o t=> Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20

Fe + 6HN03= o t=> Fe(N03)3 + 3N02 + 3H20

Všimnite si, že zriedená kyselina sírová oxiduje železo na oxidačný stav +2 a koncentruje na +3.

Korózia (hrdzavenie) železa

Vo vlhkom vzduchu železo veľmi rýchlo hrdzavie:

4Fe + 6H20 + 3O2 \u003d 4Fe (OH) 3

Železo nereaguje s vodou v neprítomnosti kyslíka ani za normálnych podmienok, ani pri varení. Reakcia s vodou prebieha len pri teplote nad teplotou červeného tepla (> 800 °C). tie..

§jedna. Chemické vlastnosti jednoduchej látky (st. ok. = 0).

a) Vzťah ku kyslíku.

Na rozdiel od svojich susedov podskupiny, striebra a zlata, meď reaguje priamo s kyslíkom. Meď vykazuje malú aktivitu voči kyslíku, ale vo vlhkom vzduchu postupne oxiduje a pokryje sa zelenkastým filmom, ktorý pozostáva zo zásaditých uhličitanov medi:

V suchom vzduchu je oxidácia veľmi pomalá, na povrchu medi sa tvorí tenká vrstva oxidu medi:

Navonok sa meď nemení, pretože oxid meďnatý, rovnako ako samotná meď, je ružový. Navyše, vrstva oxidu je taká tenká, že prepúšťa svetlo, t.j. presvitá. Iným spôsobom sa meď oxiduje pri zahrievaní, napríklad pri 600-800 0 C. V prvých sekundách oxidácia prechádza na oxid meďnatý (I), ktorý sa z povrchu mení na čierny oxid meďnatý (II). Vytvorí sa dvojvrstvový oxidový povlak.

Tvorba Q (Cu20) = 84935 kJ.

Obrázok 2. Štruktúra filmu oxidu medi.

b) Interakcia s vodou.

Kovy podskupiny medi sú na konci elektrochemického radu napätí po vodíkovom ióne. Preto tieto kovy nedokážu vytesniť vodík z vody. Vodík a iné kovy zároveň môžu vytesňovať kovy podskupiny medi z roztokov ich solí, napríklad:

Táto reakcia je redoxná, pretože dochádza k prenosu elektrónov:

Molekulárny vodík vytláča kovy podskupiny medi s veľkými ťažkosťami. Vysvetľuje to skutočnosť, že väzba medzi atómami vodíka je silná a na jej prerušenie sa vynakladá veľa energie. Reakcia prebieha iba s atómami vodíka.

Meď v neprítomnosti kyslíka prakticky neinteraguje s vodou. V prítomnosti kyslíka meď pomaly reaguje s vodou a pokryje sa zeleným filmom hydroxidu meďnatého a zásaditého uhličitanu:

c) Interakcia s kyselinami.

Meď, ktorá je v sérii napätí po vodíku, ho nevytláča z kyselín. Preto kyselina chlorovodíková a zriedená kyselina sírová nepôsobia na meď.

Avšak v prítomnosti kyslíka sa meď rozpúšťa v týchto kyselinách za vzniku zodpovedajúcich solí:

Jedinou výnimkou je kyselina jodovodíková, ktorá reaguje s meďou za uvoľnenia vodíka a vytvára veľmi stabilný meďnatý (I) komplex:

2 Cu + 3 AHOJ → 2 H[ Cul 2 ] + H 2

Meď tiež reaguje s kyselinami - oxidačnými činidlami, napríklad s kyselinou dusičnou:

Cu+4HNO 3( konc .) → Cu(č 3 ) 2 +2 NIE 2 +2H 2 O

3Cu + 8HNO 3( zriedený .) → 3Cu(č 3 ) 2 +2NO+4H 2 O

A tiež s koncentrovanou studenou kyselinou sírovou:

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

S horúcou koncentrovanou kyselinou sírovou :

Cu+2H 2 SO 4( konc ., horúce ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

S bezvodou kyselinou sírovou pri teplote 200 0 C vzniká síran meďnatý:

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

d) Vzťah k halogénom a niektorým iným nekovom.

Tvorba Q (CuCl) = 134300 kJ

Tvorba Q (CuCl 2) = 111700 kJ

Meď dobre reaguje s halogénmi, dáva dva typy halogenidov: CuX a CuX 2 .. Pôsobením halogénov pri izbovej teplote nedochádza k viditeľným zmenám, ale najskôr sa na povrchu vytvorí vrstva adsorbovaných molekúl a potom veľmi tenká vrstva halogenidov. Pri zahrievaní je reakcia s meďou veľmi búrlivá. Medený drôt alebo fóliu zahrejeme a za horúca spustíme do nádoby s chlórom - v blízkosti medi sa objavia hnedé pary pozostávajúce z chloridu meďnatého CuCl 2 zmiešaného s chloridom meďnatým CuCl. Reakcia nastáva spontánne v dôsledku uvoľnenia tepla. Monovalentné halogenidy medi sa získavajú reakciou kovovej medi s roztokom dvojmocného halogenidu medi, napríklad:

V tomto prípade sa monochlorid vyzráža z roztoku vo forme bielej zrazeniny na povrchu medi.

Meď tiež pomerne ľahko reaguje so sírou a selénom pri zahrievaní (300-400 ° C):

2Cu+S→Cu 2 S

2Cu+Se→Cu 2 Se

Ale meď nereaguje s vodíkom, uhlíkom a dusíkom ani pri vysokých teplotách.

e) Interakcia s oxidmi nekovov

Pri zahrievaní môže meď vytláčať jednoduché látky z niektorých oxidov nekovov (napríklad oxid síry (IV) a oxidy dusíka (II, IV)), pričom vytvára termodynamicky stabilnejší oxid medi (II):

4Cu+SO 2 600-800 °C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NO 2 500-600 °C →4CuO + N 2

2 Cu+2 NIE 500-600° C →2 CuO + N 2

§2. Chemické vlastnosti jednomocnej medi (st.c. = +1)

Vo vodných roztokoch je ión Cu + veľmi nestabilný a disproporčný:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Meď v oxidačnom stave (+1) však môže byť stabilizovaná v zlúčeninách s veľmi nízkou rozpustnosťou alebo komplexáciou.

a) oxid meďnatý (ja) Cu 2 O

amfotérny oxid. Hnedo-červená kryštalická látka. Prirodzene sa vyskytuje ako minerál cuprit. Môže sa umelo získať zahrievaním roztoku medenej (II) soli s alkáliou a nejakým silným redukčným činidlom, napríklad formalínom alebo glukózou. Oxid meďný nereaguje s vodou. Oxid meďný sa prenesie do roztoku s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou za vzniku chloridového komplexu:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Tiež rozpúšťame v koncentrovanom roztoku amoniaku a amónnych solí:

Cu 2 0+2NH 4 + →2 +

V zriedenej kyseline sírovej disproporcionálne k dvojmocnej medi a kovovej medi:

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

Oxid meďnatý tiež vstupuje do nasledujúcich reakcií vo vodných roztokoch:

1. Pomaly oxidované kyslíkom na hydroxid meďnatý (II):

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Oh) 2 ↓

2. Reaguje so zriedenými halogenovodíkovými kyselinami za vzniku zodpovedajúcich halogenidov medi:

Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)

3.Redukované na kovovú meď pomocou typických redukčných činidiel, napríklad hydrosiričitanu sodného v koncentrovanom roztoku:

2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

Oxid meďný sa redukuje na kovovú meď v nasledujúcich reakciách:

1. Pri zahriatí na 1800 °C (rozklad):

2 Cu 2 O - 1800 °C C →2 Cu + O 2

2. Pri zahrievaní v prúde vodíka, oxidu uhoľnatého, hliníka a iných typických redukčných činidiel:

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

Pri vysokých teplotách tiež oxid meďnatý (I) reaguje:

1. S amoniakom (vzniká nitrid meďnatý)

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

2. S oxidmi alkalických kovov:

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

V tomto prípade sa tvoria kupráty medi (I).

Oxid meďný výrazne reaguje s alkáliami:

Cu 2 O+2 NaOH (konc.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(Oh) 2 ]

b) hydroxid meďnatý (ja) CuOH

Hydroxid meďný tvorí žltú látku a je nerozpustný vo vode.

Pri zahrievaní alebo varení sa ľahko rozkladá:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

c) HalogenidyCuF, CuSl, CuBraCuJ

Všetky tieto zlúčeniny sú biele kryštalické látky, slabo rozpustné vo vode, ale ľahko rozpustné v nadbytku NH3, kyanidových iónov, tiosíranových iónov a iných silných komplexotvorných činidiel. Jód tvorí iba zlúčeninu Cu +1 J. V plynnom stave vznikajú cykly typu (CuГ) 3. Reverzibilne rozpustné v zodpovedajúcich halogenovodíkových kyselinách:

CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, J)

Chlorid a bromid meďný sú na vlhkom vzduchu nestabilné a postupne sa menia na zásadité soli medi:

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

d) Ostatné zlúčeniny medi (ja)

1. Octan meďný (CH 3 COOCu) - zlúčenina medi, má formu bezfarebných kryštálov. Vo vode pomaly hydrolyzuje na Cu 2 O, na vzduchu oxiduje na dvojmocný octan meďnatý; CH 3 COOSu sa získava redukciou (CH 3 COO) 2 Cu vodíkom alebo meďou, sublimáciou (CH 3 COO) 2 Cu vo vákuu alebo interakciou (NH 3 OH) SO 4 s (CH 3 COO) 2 Cu v p- re v prítomnosti H3COOH3. Látka je toxická.

2. Acetylenid meďný – červenohnedé, niekedy čierne kryštály. Po zaschnutí kryštály vybuchnú nárazom alebo teplom. Odolný voči mokru. Detonácia v neprítomnosti kyslíka neprodukuje žiadne plynné látky. Pôsobením kyselín sa rozkladá. Vzniká ako zrazenina, keď acetylén prechádza do amoniakových roztokov meďnatých solí:

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

Táto reakcia sa používa na kvalitatívnu detekciu acetylénu.

3. Nitrid medi - anorganická zlúčenina so vzorcom Cu 3 N, tmavozelené kryštály.

Pri zahrievaní sa rozkladá:

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Prudko reaguje s kyselinami:

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

§3. Chemické vlastnosti dvojmocnej medi (st.c. = +2)

Najstabilnejší oxidačný stav medi a najcharakteristickejší z neho.

a) oxid meďnatý (II) CuO

CuO je základný oxid dvojmocnej medi. Čierne kryštály, za normálnych podmienok celkom stabilné, prakticky nerozpustné vo vode. V prírode sa vyskytuje vo forme minerálu tenoritu (melakonitu) čiernej farby. Oxid meďnatý (II) reaguje s kyselinami za vzniku zodpovedajúcich solí medi (II) a vody:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NIE 3 ) 2 + H 2 O

Keď sa CuO taví s alkáliami, tvoria sa kupráty medi (II):

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

Pri zahriatí na 1100 °C sa rozkladá:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

b) Hydroxid meďnatý (II).Cu(Oh) 2

Hydroxid meďnatý je modrá amorfná alebo kryštalická látka, prakticky nerozpustná vo vode. Pri zahriatí na 70-90 °C sa Cu(OH)2 prášok alebo jeho vodné suspenzie rozkladajú na CuO a H20:

Cu(Oh) 2 → CuO + H 2 O

Je to amfotérny hydroxid. Reaguje s kyselinami za vzniku vody a zodpovedajúcej soli medi:

Nereaguje so zriedenými alkalickými roztokmi, ale rozpúšťa sa v koncentrovaných roztokoch za vzniku svetlomodrých tetrahydroxokuprátov (II):

Hydroxid meďnatý so slabými kyselinami tvorí zásadité soli. Veľmi ľahko rozpustný v prebytku amoniaku za vzniku medeného amoniaku:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH → (OH) 2 +4H 2 O

Amoniak medi má intenzívnu modrofialovú farbu, preto sa používa v analytickej chémii na stanovenie malých množstiev iónov Cu 2+ v roztoku.

c) Soli medi (II)

Jednoduché soli medi (II) sú známe pre väčšinu aniónov, okrem kyanidu a jodidu, ktoré pri interakcii s katiónom Cu 2+ tvoria kovalentné zlúčeniny medi (I), ktoré sú nerozpustné vo vode.

Soli medi (+2) sú väčšinou rozpustné vo vode. Modrá farba ich roztokov je spojená s tvorbou iónu 2+. Často kryštalizujú ako hydráty. Tetrahydrát teda kryštalizuje z vodného roztoku chloridu meďnatého pri teplote pod 15 °C, trihydrát pri teplote 15-26 °C a dihydrát pri teplote nad 26 °C. Vo vodných roztokoch medené soli podliehajú hydrolýze v malej miere a často sa z nich vyzrážajú zásadité soli.

1. Pentahydrát síranu meďnatého (síran meďnatý)

Najväčší praktický význam má CuSO 4 * 5H 2 O, nazývaný síran meďnatý. Suchá soľ má modrú farbu, avšak pri miernom zahriatí (200 0 C) stráca kryštalizačnú vodu. Bezvodá biela soľ. Pri ďalšom zahrievaní na 700 0 C sa mení na oxid meďnatý, pričom stráca oxid sírový:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ SO 3

Síran meďnatý sa pripravuje rozpustením medi v koncentrovanej kyseline sírovej. Táto reakcia je opísaná v časti "Chemické vlastnosti jednoduchej látky". Síran meďnatý sa používa pri elektrolytickej výrobe medi, v poľnohospodárstve na kontrolu škodcov a chorôb rastlín a na získanie iných zlúčenín medi.

2. Dihydrát chloridu meďnatého.

Sú to tmavozelené kryštály, ľahko rozpustné vo vode. Koncentrované roztoky chloridu meďnatého sú zelené a zriedené roztoky sú modré. Je to spôsobené tvorbou komplexu zeleného chloridu:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

A jeho ďalšie ničenie a vznik modrého aquakomplexu.

3. Trihydrát dusičnanu meďnatého (II).

Modrá kryštalická pevná látka. Získava sa rozpustením medi v kyseline dusičnej. Pri zahrievaní kryštály najskôr strácajú vodu, potom sa rozkladajú s uvoľňovaním kyslíka a oxidu dusičitého a menia sa na oxid meďnatý (II):

2 Cu (č 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Hydroxomedi(II) karbonát.

Uhličitany medi sú nestabilné a v praxi sa takmer nepoužívajú. Určitý význam pre výrobu medi má iba zásaditý uhličitan meďnatý Cu 2 (OH) 2 CO 3, ktorý sa v prírode vyskytuje vo forme minerálu malachit. Pri zahrievaní sa ľahko rozkladá za uvoľňovania vody, oxidu uhoľnatého (IV) a oxidu medi (II):

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

§4. Chemické vlastnosti trojmocnej medi (st.c. = +3)

Tento oxidačný stav je najmenej stabilný pre meď, a preto sú zlúčeniny medi (III) skôr výnimkou ako „pravidlom“. Existujú však niektoré zlúčeniny trojmocnej medi.

a) Oxid meďnatý (III) Cu 2 O 3

Je to kryštalická látka, tmavo granátovej farby. Nerozpúšťa sa vo vode.

Získava sa oxidáciou hydroxidu meďnatého peroxodisíranom draselným v alkalickom prostredí pri nízkych teplotách:

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

Táto látka sa rozkladá pri teplote 400 0 C:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

Oxid meďnatý je silné oxidačné činidlo. Pri interakcii s chlorovodíkom sa chlór redukuje na voľný chlór:

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

b) Mednatany (W)

Sú to čierne alebo modré látky, nie sú stabilné vo vode, sú diamagnetické, anión je pásik štvorcov (dsp 2). Vzniká interakciou hydroxidu meďnatého (II) a chlórnanu alkalického kovu v alkalickom prostredí:

2 Cu(Oh) 2 + MClO + 2 NaOH→2 milCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= Na- Čs)

c) hexafluorocuprát draselný (III)

Zelená látka, paramagnetická. Oktaedrická štruktúra sp 3 d 2 . Komplex fluoridu meďnatého CuF 3, ktorý sa vo voľnom stave rozkladá pri -60 0 C. Vzniká zahrievaním zmesi chloridov draslíka a medi vo fluórovej atmosfére:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Rozkladá vodu za vzniku voľného fluóru.

§5. Zlúčeniny medi v oxidačnom stave (+4)

Vede je zatiaľ známa len jedna látka, kde je meď v oxidačnom stave +4, ide o hexafluorocuprát cézny (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - oranžová kryštalická látka, stabilná v sklenených ampulkách pri 0 0 C S vodou prudko reaguje. Získava sa fluoráciou pri vysokom tlaku a teplote zmesi chloridov cézia a medi:

CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° str → Čs 2 CuF 6 +2Cl 2

Ako všetky d-elementy, pestrofarebné.

Rovnako ako u medi sa to pozoruje elektrónový ponor- od s-orbitalu po d-orbital

Elektrónová štruktúra atómu:

Podľa toho existujú 2 charakteristické oxidačné stavy medi: +2 a +1.

Jednoduchá látka: zlato-ružový kov.

Oxidy medi:Сu2O oxid meďnatý (I) \ oxid meďnatý 1 - červeno-oranžová farba

CuO oxid meďnatý (II) \ oxid meďnatý 2 - čierny.

Ostatné zlúčeniny medi Cu(I), okrem oxidu, sú nestabilné.

Zlúčeniny medi Cu (II) - po prvé, sú stabilné a po druhé, majú modrú alebo zelenkastú farbu.

Prečo medené mince zozelenajú? Meď reaguje s oxidom uhličitým v prítomnosti vody za vzniku CuCO3, zelenej látky.

Ďalšia farebná zlúčenina medi, sulfid meďnatý (II), je čierna zrazenina.

Meď na rozdiel od iných prvkov stojí za vodíkom, takže ho neuvoľňuje z kyselín:

• s horúce kyselina sírová: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• s chladný kyselina sírová: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• s koncentrovaným:
  Cu + 4HN03 = Cu(N03)2 + 4N02 + 4H20
• so zriedenou kyselinou dusičnou:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Príklad úlohy skúšky C2 možnosť 1:

Dusičnan meďnatý sa kalcinoval, výsledná tuhá zrazenina sa rozpustila v kyseline sírovej. Cez roztok sa nechal prejsť sírovodík, výsledná čierna zrazenina sa kalcinovala a tuhý zvyšok sa rozpustil zahrievaním v kyseline dusičnej.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Pevná zrazenina je oxid meďnatý.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Sulfid meďný je čierna zrazenina.

„Vypálené“ znamená, že došlo k interakcii s kyslíkom. Nezamieňajte s "kalcináciou". Zapáliť - teplo, prirodzene, pri vysokej teplote.

2СuS + 302 = 2CuO + 2SO2

Pevným zvyškom je CuO, ak sulfid medi zreagoval úplne, CuO + CuS, ak čiastočne.

СuO + 2HNO3 = Cu(N03)2 + H2O

CuS + 2HN03 = Cu(N03)2 + H2S

je možná aj iná reakcia:

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

Príklad úlohy skúšky C2 možnosť 2:

Meď sa rozpustila v koncentrovanej kyseline dusičnej, výsledný plyn sa zmiešal s kyslíkom a rozpustil sa vo vode. Oxid zinočnatý sa rozpustil vo výslednom roztoku a potom sa do roztoku pridal veľký prebytok roztoku hydroxidu sodného.

V dôsledku reakcie s kyselinou dusičnou vznikajú Cu(NO3)2, NO2 a O2.

NO2 zmiešaný s kyslíkom znamená oxidovaný: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Zmiešané s vodou: N2O5 + H2O = 2HNO3.

ZnO + 2HN03 = Zn(N03)2 + 2H20

Zn(N03)2 + 4NaOH \u003d Na2 + 2NaN03