§1. Proprietățile chimice ale unei substanțe simple (st. aprox. = 0).
a) Relația cu oxigenul.
Spre deosebire de vecinii săi de subgrup - argint și aur - cuprul reacționează direct cu oxigenul. Cuprul prezintă o activitate nesemnificativă față de oxigen, dar în aerul umed se oxidează treptat și devine acoperit cu o peliculă verzuie constând din carbonați de cupru bazici:
În aer uscat, oxidarea are loc foarte lent, iar pe suprafața cuprului se formează un strat subțire de oxid de cupru:
În exterior, cuprul nu se modifică, deoarece oxidul de cupru (I), ca și cuprul însuși, este roz. În plus, stratul de oxid este atât de subțire încât transmite lumină, adică. strălucește prin. Cuprul se oxidează diferit atunci când este încălzit, de exemplu, la 600-800 0 C. În primele secunde, oxidarea are loc la oxid de cupru (I), care de la suprafață se transformă în oxid de cupru (II) negru. Se formează un strat de oxid cu două straturi.
Formarea Q (Cu 2 O) = 84935 kJ.
Figura 2. Structura peliculei de oxid de cupru.
b) Interacțiunea cu apa.
Metalele din subgrupa de cupru se află la sfârșitul seriei de tensiune electrochimică, după ionul de hidrogen. Prin urmare, aceste metale nu pot înlocui hidrogenul din apă. În același timp, hidrogenul și alte metale pot înlocui metalele subgrupului de cupru din soluțiile sărurilor lor, de exemplu:
Această reacție este redox, deoarece electronii sunt transferați:
Hidrogenul molecular înlocuiește cu mare dificultate metalele din subgrupul cuprului. Acest lucru se explică prin faptul că legătura dintre atomii de hidrogen este puternică și se cheltuiește multă energie pentru a o rupe. Reacția are loc numai cu atomi de hidrogen.
În absența oxigenului, cuprul practic nu interacționează cu apa. În prezența oxigenului, cuprul reacționează încet cu apa și devine acoperit cu o peliculă verde de hidroxid de cupru și carbonat bazic:
c) Interacțiunea cu acizii.
Fiind în seria tensiunii după hidrogen, cuprul nu îl înlocuiește de acizi. Prin urmare, acidul clorhidric și acidul sulfuric diluat nu au niciun efect asupra cuprului.
Cu toate acestea, în prezența oxigenului, cuprul se dizolvă în acești acizi pentru a forma sărurile corespunzătoare:
Singura excepție este acidul iodhidric, care reacționează cu cuprul pentru a elibera hidrogen și a forma un complex de cupru (I) foarte stabil:
2 Cu + 3 BUNĂ → 2 H[ CuI 2 ] + H 2
Cuprul reacționează și cu acizii oxidanți, de exemplu, acidul azotic:
Cu + 4HNO 3( conc. .) → Cu (NR 3 ) 2 +2NU 2 +2 ore 2 O
3Cu + 8HNO 3( diluând .) → 3Cu (NR 3 ) 2 +2NO+4H 2 O
Și, de asemenea, cu acid sulfuric concentrat rece:
Cu+H 2 ASA DE 4(conc.) → CuO + SO 2 +H 2 O
Cu acid sulfuric concentrat fierbinte :
Cu+2H 2 ASA DE 4( conc. ., Fierbinte ) → CuSO 4 + Așa 2 + 2 ore 2 O
Cu acid sulfuric anhidru la o temperatură de 200 0 C, se formează sulfat de cupru (I):
2Cu + 2H 2 ASA DE 4( anhidru .) 200 °C → Cu 2 ASA DE 4 ↓+SO 2 + 2 ore 2 O
d) Relația cu halogenii și alte nemetale.
Formarea Q (CuCl) = 134300 kJ
Formarea Q (CuCl2) = 111700 kJ
Cuprul reacționează bine cu halogenii și produce două tipuri de halogenuri: CuX și CuX 2 .. Când este expus la halogeni la temperatura camerei, nu apar modificări vizibile, dar la suprafață se formează mai întâi un strat de molecule adsorbite, apoi un strat subțire de halogenuri. . La încălzire, reacția cu cuprul are loc foarte violent. Încălzim sârma sau folia de cupru și o coborâm fierbinte într-un borcan cu clor - în apropierea cuprului vor apărea vapori maro, constând din clorură de cupru (II) CuCl 2 cu un amestec de clorură de cupru (I) CuCl. Reacția are loc spontan datorită căldurii degajate. Halogenurile de cupru monivalente sunt obținute prin reacția metalului de cupru cu o soluție de halogenură de cupru, de exemplu:
În acest caz, monoclorura precipită din soluție sub formă de precipitat alb pe suprafața cuprului.
Cuprul reacționează, de asemenea, destul de ușor cu sulful și seleniul atunci când este încălzit (300-400 °C):
2Cu +S→Cu 2 S
2Cu +Se→Cu 2 Se
Dar cuprul nu reacționează cu hidrogenul, carbonul și azotul chiar și la temperaturi ridicate.
e) Interacțiunea cu oxizii nemetalici
Când este încălzit, cuprul poate înlocui substanțele simple din unii oxizi nemetalici (de exemplu, oxid de sulf (IV) și oxizi de azot (II, IV)), formând astfel un oxid de cupru (II) mai stabil termodinamic:
4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2
2 Cu+2 NU 500-600° C →2 CuO + N 2
§2. Proprietățile chimice ale cuprului monovalent (st. ok. = +1)
În soluții apoase, ionul Cu + este foarte instabil și disproporționat:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Totuși, cuprul în stare de oxidare (+1) poate fi stabilizat în compuși cu solubilitate foarte scăzută sau prin complexare.
a) oxid de cupru (eu) Cu 2 O
Oxid amfoter. Substanță cristalină brun-roșu. Se găsește în natură ca mineral cuprită. Poate fi obținut artificial prin încălzirea unei soluții de sare de cupru (II) cu un alcalin și un agent reducător puternic, de exemplu, formaldehidă sau glucoză. Oxidul de cupru (I) nu reacționează cu apa. Oxidul de cupru (I) este transferat în soluție cu acid clorhidric concentrat pentru a forma un complex de clorură:
Cu 2 O+4 acid clorhidric→2 H[ CuCl2]+ H 2 O
De asemenea, solubil într-o soluție concentrată de amoniac și săruri de amoniu:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
În acid sulfuric diluat, acesta se disproporționează în cupru bivalent și cupru metalic:
Cu 2 O+H 2 ASA DE 4 (diluat) →CuSO 4 +Cu 0 ↓+H 2 O
De asemenea, oxidul de cupru (I) intră în următoarele reacții în soluții apoase:
1. Oxidată lent cu oxigen la hidroxid de cupru (II):
2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(OH) 2 ↓
2. Reacționează cu acizi halogenați diluați pentru a forma halogenurile de cupru (I) corespunzătoare:
Cu 2 O+2 HГ→2CuГ↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)
3. Redus la cupru metalic cu agenți reducători tipici, de exemplu, hidrosulfit de sodiu într-o soluție concentrată:
2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ N / A 2 ASA DE 4 + H 2 ASA DE 4
Oxidul de cupru (I) este redus la cupru metal în următoarele reacții:
1. Când este încălzit la 1800 °C (descompunere):
2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2
2. Când este încălzit într-un curent de hidrogen, monoxid de carbon, cu aluminiu și alți agenți reducători tipici:
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
De asemenea, la temperaturi ridicate, oxidul de cupru (I) reacţionează:
1. Cu amoniac (se formează nitrură de cupru(I))
3 Cu 2 O + 2 N.H. 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O
2. Cu oxizi de metale alcaline:
Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 MCuO (M= Li, Na, K)
În acest caz, se formează cuprați de cupru (I).
Oxidul de cupru (I) reacționează vizibil cu alcalii:
Cu 2 O+2 NaOH (conc.) + H 2 O↔2 N / A[ Cu(OH) 2 ]
b) hidroxid de cupru (eu) CuOH
Hidroxidul de cupru (I) formează o substanță galbenă și este insolubilă în apă.
Se descompune cu ușurință atunci când este încălzit sau fiert:
2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O
c) HalogenuriCuF, CuCUl, CuBrȘiCuJ
Toți acești compuși sunt substanțe cristaline albe, slab solubile în apă, dar foarte solubile în exces de NH3, ioni de cianură, ioni de tiosulfat și alți agenți de complexare puternici. Iodul formează numai compusul Cu +1 J. În stare gazoasă se formează cicluri de tip (CuГ) 3. Solubil reversibil în acizii hidrohalici corespunzători:
CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (Г=Cl, Br, J)
Clorura și bromura de cupru (I) sunt instabile în aerul umed și se transformă treptat în săruri bazice de cupru (II):
4 CuG +2H 2 O + O 2 →4 Cu(OH)G (G=Cl, Br)
d) Alți compuși ai cuprului (eu)
1. Acetatul de cupru (I) (CH 3 COOCu) este un compus de cupru care apare ca cristale incolore. În apă se hidrolizează încet la Cu 2 O, în aer se oxidează până la acetat cupric; CH 3 COOCu se obține prin reducerea (CH 3 COO) 2 Cu cu hidrogen sau cupru, sublimarea (CH 3 COO) 2 Cu în vid sau interacțiunea (NH 3 OH) SO 4 cu (CH 3 COO) 2 Cu în soluţie în prezenţa H 3 COONH 3 . Substanța este toxică.
2. Acetilidă de cupru (I) - roșu-maroniu, uneori cristale negre. Când sunt uscate, cristalele detonează când sunt lovite sau încălzite. Stabil când este umed. Când detonarea are loc în absența oxigenului, nu se formează substanțe gazoase. Se descompune sub influența acizilor. Se formează sub formă de precipitat la trecerea acetilenei în soluții de amoniac de săruri de cupru(I):
CU 2 H 2 +2[ Cu(N.H. 3 ) 2 ](OH) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 N.H. 3
Această reacție este utilizată pentru detectarea calitativă a acetilenei.
3. Nitrură de cupru - un compus anorganic cu formula Cu 3 N, cristale de culoare verde închis.
Se descompune la încălzire:
2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2
Reacţionează violent cu acizii:
2 Cu 3 N +6 acid clorhidric - 300° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 N.H. 3
§3. Proprietățile chimice ale cuprului divalent (st. ok. = +2)
Cuprul are cea mai stabilă stare de oxidare și este cea mai caracteristică.
a) oxid de cupru (II) CuO
CuO este principalul oxid al cuprului divalent. Cristalele sunt de culoare neagră, destul de stabile în condiții normale și practic insolubile în apă. Se găsește în natură sub formă de tenorit mineral negru (melaconit). Oxidul de cupru (II) reacționează cu acizii pentru a forma sărurile corespunzătoare de cupru (II) și apă:
CuO + 2 HNO 3 → Cu(NU 3 ) 2 + H 2 O
Când CuO este fuzionat cu alcalii, se formează cuprați de cupru (II):
CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O
Când este încălzit la 1100 °C, se descompune:
4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2
b) Hidroxid de cupru (II).Cu(OH) 2
Hidroxidul de cupru (II) este o substanță albastră amorfa sau cristalină, practic insolubilă în apă. Când este încălzită la 70-90 °C, pulberea de Cu(OH)2 sau suspensiile sale apoase se descompune în CuO și H2O:
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O
Este un hidroxid amfoter. Reacționează cu acizii pentru a forma apă și sarea de cupru corespunzătoare:
Nu reacționează cu soluții diluate de alcalii, ci se dizolvă în soluții concentrate, formând tetrahidroxicuprati albastru strălucitor (II):
Hidroxidul de cupru (II) formează săruri bazice cu acizi slabi. Se dizolvă foarte ușor în exces de amoniac pentru a forma amoniac de cupru:
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4 ore 2 O
Cupru amoniacul are o culoare albastru-violet intensă, deci este folosit în chimia analitică pentru a determina cantități mici de ioni de Cu 2+ în soluție.
c) Săruri de cupru (II)
Sărurile simple de cupru (II) sunt cunoscute pentru majoritatea anionilor, cu excepția cianurii și iodurii, care, atunci când interacționează cu cationul Cu 2+, formează compuși covalenti de cupru (I) care sunt insolubili în apă.
Sărurile de cupru (+2) sunt în principal solubile în apă. Culoarea albastră a soluțiilor lor este asociată cu formarea ionului 2+. Ele cristalizează adesea sub formă de hidrați. Astfel, dintr-o soluţie apoasă de clorură de cupru (II) sub 15 0 C, cristalizează tetrahidratul, la 15-26 0 C - trihidrat, peste 26 0 C - dihidrat. În soluții apoase, sărurile de cupru (II) sunt ușor hidrolizate, iar sărurile bazice precipită adesea din ele.
1. Sulfat de cupru (II) pentahidrat (sulfat de cupru)
De cea mai mare importanță practică este CuSO 4 * 5H 2 O, numit sulfat de cupru. Sarea uscată are o culoare albastră, dar când este ușor încălzită (200 0 C), pierde apa de cristalizare. Sarea anhidră este albă. Cu o încălzire suplimentară la 700 0 C, se transformă în oxid de cupru, pierzând trioxidul de sulf:
CuSO 4 -- t ° → CuO+ ASA DE 3
Sulfatul de cupru se prepară prin dizolvarea cuprului în acid sulfuric concentrat. Această reacție este descrisă în secțiunea „Proprietăți chimice ale unei substanțe simple”. Sulfatul de cupru este utilizat în producția electrolitică a cuprului, în agricultură pentru combaterea dăunătorilor și a bolilor plantelor și pentru producerea altor compuși ai cuprului.
2. Clorura de cupru (II) dihidrat.
Acestea sunt cristale de culoare verde închis, ușor solubile în apă. Soluțiile concentrate de clorură de cupru sunt verzi, iar soluțiile diluate sunt albastre. Acest lucru se explică prin formarea unui complex de clorură verde:
Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-
Și distrugerea sa în continuare și formarea unui complex albastru acvatic.
3. Nitrat de cupru (II) trihidrat.
Substanță cristalină albastră. Se obține prin dizolvarea cuprului în acid azotic. Când sunt încălzite, cristalele pierd mai întâi apă, apoi se descompun cu eliberarea de oxigen și dioxid de azot, transformându-se în oxid de cupru (II):
2Cu (NR 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Carbonat de hidroxocupru (II).
Carbonații de cupru sunt instabili și aproape niciodată nu sunt utilizați în practică. Doar carbonatul de cupru de bază Cu 2 (OH) 2 CO 3, care se găsește în natură sub formă de malachit mineral, are o oarecare importanță pentru producția de cupru. Când este încălzit, se descompune ușor, eliberând apă, monoxid de carbon (IV) și oxid de cupru (II):
Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§4. Proprietățile chimice ale cuprului trivalent (st. ok. = +3)
Această stare de oxidare este cea mai puțin stabilă pentru cupru, iar compușii de cupru (III) sunt, prin urmare, mai degrabă excepția decât „regula”. Cu toate acestea, unii compuși trivalenți de cupru există.
a) Oxid de cupru (III) Cu 2 O 3
Este o substanță cristalină, de culoare granat închis. Nu se dizolvă în apă.
Se obține prin oxidarea hidroxidului de cupru (II) cu peroxodisulfat de potasiu într-un mediu alcalin la temperaturi negative:
2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C →Cu 2 O 3 ↓+2K 2 ASA DE 4 +3H 2 O
Această substanță se descompune la o temperatură de 400 0 C:
Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2
Oxidul de cupru (III) este un agent oxidant puternic. Când reacţionează cu clorura de hidrogen, clorul este redus la clor liber:
Cu 2 O 3 +6 acid clorhidric-- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O
b) Cuprați de cupru (C)
Acestea sunt substanțe negre sau albastre, instabile în apă, diamagnetice, anionul este o panglică de pătrate (dsp 2). Format prin interacțiunea hidroxidului de cupru (II) și a hipocloritului de metal alcalin într-un mediu alcalin:
2 Cu(OH) 2 + MClO + 2 NaOH→2MCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= N / A- Cs)
c) Hexafluorocuprat de potasiu (III)
Substanță verde, paramagnetică. Structura octaedrică sp 3 d 2. Complex de fluorură de cupru CuF 3, care în stare liberă se descompune la -60 0 C. Se formează prin încălzirea unui amestec de cloruri de potasiu și cupru în atmosferă de fluor:
3KCl + CuCl + 3F 2 →K 3 + 2Cl 2
Descompune apa pentru a forma fluor liber.
§5. Compuși de cupru în stare de oxidare (+4)
Până acum, știința cunoaște o singură substanță în care cuprul se află în starea de oxidare +4, acesta este hexafluorocuprat(IV) de cesiu - Cs 2 Cu +4 F 6 - o substanță cristalină portocalie, stabilă în fiole de sticlă la 0 0 C. Reacționează violent cu apa. Se obține prin fluorurare la presiune și temperatură ridicată a unui amestec de cloruri de cesiu și cupru:
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° r → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
CUPRUL ȘI COMPUȚII SĂI
LECȚIA DIN CLASA A XI-A DE ȘTIINȚELE NATURII
Pentru a crește activitatea cognitivă și independența elevilor, folosim lecții pentru studiul colectiv al materialului. În astfel de lecții, fiecare elev (sau pereche de elevi) primește o sarcină, a cărei finalizare trebuie să raporteze în aceeași lecție, iar raportul său este consemnat de restul elevilor clasei în caiete și este un element al conținutului. a materialului educațional al lecției. Fiecare elev contribuie la învățarea clasei despre subiect.
În timpul lecției, modul de lucru al elevilor se schimbă de la intraactiv (un mod în care fluxurile de informații sunt închise în cadrul elevilor, tipic pentru munca independentă) la interactiv (un mod în care fluxurile de informații sunt bidirecționale, adică informațiile merg atât din student și studentului se face schimb de informații). În acest caz, profesorul acționează ca organizator al procesului, corectează și completează informațiile furnizate de elevi.
Lecțiile pentru studiul colectiv al materialului constau din următoarele etape:
Etapa 1 – instalație, în care profesorul explică obiectivele și programul de lucru pentru lecție (până la 7 minute);
Etapa 2 – munca independentă a elevilor conform instrucțiunilor (până la 15 minute);
Etapa 3 – schimbul de informații și rezumarea lecției (ocupă tot timpul rămas).
Lecția „Cupru și compușii săi” este concepută pentru clase cu studiu aprofundat al chimiei (4 ore de chimie pe săptămână), se desfășoară pe parcursul a două ore academice, lecția actualizează cunoștințele studenților cu privire la următoarele subiecte: „Proprietăți generale ale metale”, „Atitudine față de metale cu acid sulfuric concentrat”, acid azotic”, „Reacții calitative la aldehide și alcooli polihidroxilici”, „Oxidarea alcoolilor monohidroxilici saturați cu oxid de cupru(II)”, „Compuși complecși”.
Înainte de lecție, elevii primesc teme: repetați subiectele enumerate. Pregătirea prealabilă a profesorului pentru lecție constă în întocmirea fișelor de instrucțiuni pentru elevi și în pregătirea seturilor pentru experimente de laborator.
ÎN CURILE CURĂRILOR
Etapa de instalare
Profesorul pozează elevilor scopul lecției: pe baza cunoștințelor existente despre proprietățile substanțelor, prezice, confirmă practic, rezumă informații despre cupru și compușii săi.
Elevii compun formula electronică a atomului de cupru, află ce stări de oxidare poate prezenta cuprul în compuși, ce proprietăți (redox, acid-bază) vor avea compușii de cupru.
În caietele elevilor apare un tabel.
Proprietățile cuprului și ale compușilor săi
| Metal | Cu 2 O – oxid bazic | CuO – oxid bazic |
| Agent de reducere | CuOH este o bază instabilă | Cu(OH) 2 – bază insolubilă |
| CuCl – sare insolubilă | CuSO 4 – sare solubilă | |
| Posedă dualitate redox | Agenti oxidanti |
Etapa de lucru independent
Pentru a confirma și completa ipoteze, elevii efectuează experimente de laborator conform instrucțiunilor și notează ecuațiile reacțiilor efectuate.
Instrucțiuni pentru munca independentă în perechi
1. Încălziți firul de cupru într-o flacără. Observați cum i s-a schimbat culoarea. Puneți firul de cupru calcinat fierbinte în alcool etilic. Observați schimbarea culorii sale. Repetați aceste manipulări de 2-3 ori. Verificați pentru a vedea dacă mirosul de etanol s-a schimbat.
Notați două ecuații de reacție corespunzătoare transformărilor efectuate. Ce proprietăți ale cuprului și ale oxidului său sunt confirmate de aceste reacții?2. Se adaugă acid clorhidric la oxidul de cupru (I).
Ce observati? Notați ecuațiile reacției, ținând cont de faptul că clorura de cupru(I) este un compus insolubil. Ce proprietăți ale cuprului (I) sunt confirmate de aceste reacții?3. a) Puneți o granulă de zinc într-o soluție de sulfat de cupru (II). Dacă reacția nu continuă, încălziți soluția. b) Se adaugă 1 ml de acid sulfuric la oxidul de cupru (II) și se încălzește.
Ce observati? Scrieți ecuațiile reacției. Ce proprietăți ale compușilor de cupru sunt confirmate de aceste reacții?4. Puneți o bandă de indicator universal în soluția de sulfat de cupru (II).
Explicați rezultatul. Scrieți ecuația ionică pentru hidroliză în pasul I.
Adăugați o soluție de sulfat de miere (II) la soluția de carbonat de sodiu.
Ce observi? Scrieți ecuația pentru reacția de hidroliză comună în forme moleculare și ionice.5.
Ce observi?
Se adaugă soluție de amoniac la precipitatul rezultat.
Ce schimbări au avut loc? Scrieți ecuațiile reacției. Ce proprietăți ale compușilor cuprului dovedesc aceste reacții?6. Se adaugă o soluție de iodură de potasiu la sulfat de cupru (II).
Ce observati? Scrieți o ecuație pentru reacție. Ce proprietate a cuprului (II) dovedește această reacție?7. Puneți o bucată mică de sârmă de cupru într-o eprubetă cu 1 ml de acid azotic concentrat. Închideți eprubeta cu un dop.
Ce observi? (Luați eprubeta sub tracțiune.) Notați ecuația reacției.
Turnați acid clorhidric într-o altă eprubetă și puneți o bucată mică de sârmă de cupru în ea.
Ce observi? Explicați-vă observațiile. Ce proprietăți ale cuprului sunt confirmate de aceste reacții?8. Se adaugă hidroxid de sodiu în exces la sulfat de cupru (II).
Ce observi? Se încălzește precipitatul rezultat. Ce s-a întâmplat? Scrieți ecuațiile reacției. Ce proprietăți ale compușilor de cupru sunt confirmate de aceste reacții?9. Se adaugă hidroxid de sodiu în exces la sulfat de cupru (II).
Ce observi?
Se adaugă soluție de glicerină la precipitatul rezultat.
Ce schimbări au avut loc? Scrieți ecuațiile reacției. Ce proprietăți ale compușilor cuprului dovedesc aceste reacții?10. Se adaugă hidroxid de sodiu în exces la sulfat de cupru (II).
Ce observi?
Se adaugă soluție de glucoză la precipitatul rezultat și se încălzește.
Ce s-a întâmplat? Scrieți ecuația reacției folosind formula generală a aldehidelor pentru a indica glucozaCe proprietate a compusului cuprului dovedește această reacție?
11. Se adaugă la sulfat de cupru(II): a) soluție de amoniac; b) soluţie de fosfat de sodiu.
Ce observi? Scrieți ecuațiile reacției. Ce proprietăți ale compușilor cuprului dovedesc aceste reacții?
Etapa schimbului de informații și a rezumatului
Profesorul pune o întrebare cu privire la proprietățile unei anumite substanțe. Elevii care au efectuat experimentele relevante raportează despre experimentul efectuat și notează ecuațiile de reacție pe tablă. Apoi profesorul și elevii adaugă informații despre proprietățile chimice ale substanței, care nu au putut fi confirmate prin reacțiile din laboratorul școlii.
Procedura de discutare a proprietăților chimice ale compușilor cuprului
1. Cum reacționează cuprul cu acizii, cu ce alte substanțe poate reacționa cuprul?
Ecuațiile de reacție pentru cupru se scriu cu:
Acid azotic concentrat și diluat:
Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO3 (diluat) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H20;
Acid sulfuric concentrat:
Cu + 2H2S04 (conc.) = CuS04 + S02 + 2H20;
Oxigen:
2Cu + O2 = 2CuO;
Cu + CI2 = CuCl2;
Acid clorhidric în prezența oxigenului:
2Cu + 4HCI + O2 = 2CuCl2 + 2H20;
Clorura de fier (III):
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2.
2. Ce proprietăți prezintă oxidul și clorura de cupru (I)?
Se atrag atenția asupra proprietăților de bază, a capacității de a forma complexe și a dualității redox. Ecuațiile pentru reacțiile oxidului de cupru(I) sunt scrise:
Acid clorhidric până se formează CuCl:
Cu20 + 2HCI = 2CuCI + H20;
Excesul de HCl:
CuCI + HCI = H;
Reacții de reducere și oxidare ale Cu 2 O:
Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O,
2Cu2O + O2 = 4CuO;
Disproporționare la încălzire:
Cu 2 O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl 2 .
3. Ce proprietăți prezintă oxidul de cupru (II)?
Se atrag atenția asupra proprietăților de bază și oxidative Ecuațiile pentru reacțiile oxidului de cupru(II) cu sunt scrise:
Acid:
CuO + 2H + = Cu2+ + H20;
Etanol:
C2H5OH + CuO = CH3CHO + Cu + H20;
Hidrogen:
CuO + H2 = Cu + H20;
Aluminiu:
3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2O 3.
4. Ce proprietăți prezintă hidroxidul de cupru (II)?
Se atrage atenția asupra proprietăților oxidative, de bază, capacitatea de a forma complecși cu compuși organici și anorganici Ecuațiile de reacție sunt scrise cu:
Aldehidă:
RCHO + 2Cu(OH)2 = RCOOH + Cu20 + 2H20;
Acid:
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20;
Amoniac:
Cu(OH)2 + 4NH3 = (OH)2;
Glicerină:
Ecuația reacției de descompunere:
Cu(OH)2 = CuO + H2O.
5. Ce proprietăți prezintă sărurile de cupru (II)?
Se atrage atenția asupra reacțiilor de schimb ionic, hidroliză, proprietăți oxidative și complexare. Ecuațiile pentru reacțiile sulfatului de cupru cu:
Hidroxid de sodiu:
Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;
Fosfat de sodiu:
3Cu 2+ + 2= Cu 3 (PO 4) 2;
Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+;
Iodură de potasiu:
2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4 ;
Amoniac:
Cu2+ + 4NH3 = 2+;
și ecuații de reacție:
Hidroliză:
Cu2+ + HOH = CuOH + + H +;
Cohidroliza cu carbonat de sodiu pentru a forma malachit:
2Cu2+ + 2 + H2O = (CuOH)2CO3 + CO2.
În plus, le puteți spune elevilor despre interacțiunea oxidului și hidroxidului de cupru (II) cu alcalii, ceea ce demonstrează natura lor amfoteră:
Cu(OH)2 + 2NaOH (conc.) = Na2,
Cu + Cl 2 = CuCl 2,
Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg,
2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O,
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O,
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O,
CuBr 2 + Cl 2 = CuCl 2 + Br 2,
(CuOH) 2 CO 3 + 4HCl = 2CuCl 2 + 3H 2 O + CO 2,
2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2,
2CuCl = CuCl 2 + Cu,
CuSO 4 + BaCl 2 = CuCl 2 + BaSO 4.)
Exercițiul 3. Realizați lanțuri de transformări corespunzătoare următoarelor scheme și efectuați-le:
Sarcina 1.
Un aliaj de cupru și aluminiu a fost tratat mai întâi cu un exces de alcali și apoi cu un exces de acid azotic diluat. Calculați fracțiunile de masă ale metalelor din aliaj dacă se știe că volumele de gaze eliberate în ambele reacții (în aceleași condiții) sunt egale
.
(Răspuns . Fracția de masă a cuprului – 84%)
Sarcina 2. Când s-au calcinat 6,05 g de hidrat cristalin de azotat de cupru (II), s-au obţinut 2 g de reziduu. Determinați formula sării originale.
(Răspuns. Cu(NO3)23H2O.)
Sarcina 3. O placă de cupru cântărind 13,2 g a fost scufundată în 300 g de soluție de azotat de fier (III) cu o fracție de masă de sare de 0,112. Când a fost scos, s-a dovedit că fracția de masă a nitratului de fier (III) a devenit egală cu fracția de masă a sării de cupru (II) formată. Determinați masa plăcii după ce a fost îndepărtată din soluție.
(Răspuns. 10 ani)
Teme pentru acasă.Învață materialul scris în caiet. Faceți un lanț de transformări pentru compușii cuprului, care conține cel puțin zece reacții, și efectuați-l.
LITERATURĂ
1. Puzakov S.A., Popkov V.A. Un manual de chimie pentru solicitanții la universități. Programe. Întrebări, exerciții, sarcini. Exemple de lucrări de examen. M.: Şcoala superioară, 1999, 575 p.
2. Kuzmenko N.E., Eremin V.V. 2000 de probleme și exerciții de chimie. Pentru școlari și solicitanți. M.: Societatea 1 Federativă Comercială de Carte, 1998, 512 p.
Informații generale despre hidroliza clorurii de cupru (II).
DEFINIȚIE
Clorura de cupru (II).– o sare medie formată dintr-o bază slabă – hidroxid de cupru (II) (Cu(OH) 2) și un acid tare – clorhidric (clorhidric) (HCl). Formula - CuCl2.
Reprezinta cristale de culoare galben-brun (maro inchis); sub formă de hidrați cristalini – verde. Masa molara – 134 g/mol.
Orez. 1. Clorura de cupru (II). Aspect.
Hidroliza clorurii de cupru (II).
Se hidrolizează la cation. Natura mediului este acidă. Teoretic, o a doua etapă este posibilă. Ecuația hidrolizei este următoarea:
Primul stagiu:
CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (disocierea sării);
Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (hidroliza prin cation);
Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (ecuația ionică);
CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl +HCl (ecuația moleculară).
A doua faza:
Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (disocierea sării);
CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (hidroliza prin cation);
CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (ecuația ionică);
Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (ecuația moleculară).
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
EXEMPLUL 2
| Exercițiu | Scrieți ecuația pentru electroliza unei soluții de clorură de cupru (II). Ce masă de substanță va fi eliberată la catod dacă 5 g de clorură de cupru (II) sunt supuse electrolizei? |
| Soluţie | Să scriem ecuația de disociere pentru clorura de cupru (II) într-o soluție apoasă: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl - . Să notăm în mod convențional schema de electroliză: (-) Catod: Cu2+, H2O. (+) Anod: CI-, H20. Cu 2+ +2e → Cu o ; 2Cl - -2e → Cl 2. Apoi, ecuația de electroliză pentru o soluție apoasă de clorură de cupru (II) va arăta astfel: CuCl2 = Cu + Cl2. Să calculăm cantitatea de clorură de cupru (II) folosind datele specificate în enunțul problemei (masă molară - 134 g/mol): υ(CuCl2) = m(CuCl2)/M(CuCl2) = 5/134 = 0,04 mol. Conform ecuației reacției υ(CuCl2) = υ(Cu) =0,04 mol. Apoi calculăm masa de cupru eliberată la catod (masă molară – 64 g/mol): m(Cu)= υ(Cu)×M(Cu)= 0,04 ×64 = 2,56 g. |
| Răspuns | Masa de cupru eliberată la catod este de 2,56 g. |
