§1. Хімічні властивості простої речовини (ст. бл. = 0).
а) Ставлення до кисню.
На відміну від своїх сусідів по підгрупі – срібла та золота – мідь безпосередньо реагує з киснем. Мідь проявляє до кисню незначну активність, але у вологому повітрі поступово окислюється і покривається плівкою зеленого кольору, що складається з основних карбонатів міді:
У сухому повітрі окислення йде дуже повільно, на поверхні міді утворюється найтонший шар оксиду міді.
Зовні мідь у своїй не змінюється, оскільки оксид міді (I) як і сама мідь, рожевого кольору. До того ж, шар оксиду настільки тонкий, що пропускає світло, тобто. просвічує. Інакше мідь окислюється при нагріванні, наприклад, при 600-800 0 C. У перші секунди окиснення йде до оксиду міді (I), яка з поверхні переходить в оксид міді (II) чорного кольору. Утворюється двошарове окисне покриття.
Q освіти (Cu 2 O) = 84 935 кДж.
Малюнок 2. Будова оксидної плівки міді.
б) Взаємодія із водою.
Метали підгрупи міді стоять наприкінці електрохімічного ряду напруг після іону водню. Отже, ці метали не можуть витісняти водень із води. Водночас водень та інші метали можуть витісняти метали підгрупи міді з розчинів їх солей, наприклад:
Ця реакція окислювально-відновна, оскільки відбувається перехід електронів:
Молекулярний водень витісняє метали підгрупи міді з великими труднощами. Пояснюється це тим, що зв'язок між атомами водню міцний і на його розрив витрачається багато енергії. Реакція йде лише з атомами водню.
Мідь за відсутності кисню з водою мало взаємодіє. У присутності кисню мідь повільно взаємодіє з водою та покривається зеленою плівкою гідроксиду міді та основного карбонату:
в) Взаємодія із кислотами.
Перебуваючи серед напруг після водню, мідь не витісняє його з кислот. Тому соляна та розведена сірчана кислота на мідь не діють.
Однак у присутності кисню мідь розчиняється у цих кислотах з утворенням відповідних солей:
Виняток становить лише йодоводородна кислота, яка вступає в реакцію з міддю з виділенням водню та утворенням дуже стійкого комплексу міді (I):
2 Cu + 3 HI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2
Мідь також реагує з кислотами – окислювачами, наприклад, з азотної:
Cu + 4HNO 3( кінець .) → Cu(NO) 3 ) 2 +2NO 2 +2H 2 O
3Cu + 8HNO 3( розбав .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O
А також з концентрованою холодною сірчаною кислотою:
Cu + H 2 SO 4(конц.) → CuO + SO 2 + H 2 O
C гарячою концентрованою сірчаною кислотою :
Cu + 2H 2 SO 4( кінець ., гаряча ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
З безводною сірчаною кислотою при температурі 200 0 С утворюється сульфат міді (I):
2Cu + 2H 2 SO 4( безводний .) 200 °C → Cu 2 SO 4 ↓ + SO 2 + 2H 2 O
г) Ставлення до галогенів та деяких інших неметалів.
Q освіти (CuCl) = 134300 кДж
Q освіти (CuCl 2) = 111700 кДж
Мідь добре реагує з галогенами, дає два види галогенідів: CuX і CuX 2 . При дії галогенів при кімнатній температурі видимих змін не відбувається, але на поверхні спочатку утворюється шар адсорбованих молекул, а потім і найтонший шар галогенідів. При нагріванні реакція з міддю відбувається дуже бурхливо. Нагріємо мідну тяганину або фольги і опустимо її в гарячому вигляді в банку з хлором - біля міді з'являться бурі пари, що складаються з хлориду міді (II) CuCl 2 з домішкою хлориду міді (I) CuCl. Реакція відбувається мимовільно за рахунок теплоти, що виділяється. Одновалентні галогеніди міді одержують при взаємодії металевої міді з розчином галогеніду двовалентної міді, наприклад:
При цьому монохлорид випадає із розчину у вигляді білого осаду на поверхні міді.
Мідь так само досить легко ступає в реакції із сіркою та селеном при нагріванні (300-400 °C):
2Cu +S→Cu 2 S
2Cu +Se→Cu 2 Se
А ось із воднем, вуглецем та азотом мідь не реагує навіть при високих температурах.
д) Взаємодія з оксидами неметалів
Мідь при нагріванні може витісняти з деяких оксидів неметалів (наприклад, оксид сірки (IV) та оксиди азоту (II, IV)) прості речовини, утворюючи при цьому більш стійкий термодинамічно оксид міді (II):
4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2
2 Cu+2 NO 500-600 ° C →2 CuO + N 2
§2. Хімічні властивості одновалентної міді (ст.ок. = +1)
У водних розчинах іон Cu + дуже нестійкий і диспропорціонує:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Однак мідь у ступені окислення (+1) може стабілізуватися у сполуках з дуже низькою розчинністю або за рахунок комплексоутворення.
а) Оксид міді (I) Cu 2 O
Амфотерний оксид. Кристалічна речовина коричнево-червоного кольору. У природі зустрічається у вигляді мінералу куприту. Штучно може бути отриманий нагріванням розчину солі міді (II) з лугом і якимсь сильним відновником, наприклад, формаліном або глюкозою. Оксид міді(І) не реагує з водою. Оксид міді(I) переводиться в розчин концентрованої соляної кислоти з утворенням хлоридного комплексу:
Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O
Також розчинний у концентрованому розчині аміаку і солей амонію:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
У розведеній сірчаній кислоті диспропорціонує на двовалентну мідь та металеву мідь:
Cu 2 O+H 2 SO 4(розбав.) →CuSO 4 +Cu 0 ↓+H 2 O
Також оксид міді(I) вступає у водних розчинах у наступні реакції:
1. Повільно окислюється киснем до гідроксиду міді(II):
2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(OH) 2 ↓
2. Реагує з розведеними галогенводневими кислотами з утворенням відповідних галогенідів міді(I):
Cu 2 O+2 HГ→2CuГ↓ +H 2 O(Г=Cl, Br, J)
3. Відновлюється до металевої міді типовими відновниками, наприклад, гідросульфітом натрію в концентрованому розчині:
2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ Na 2 SO 4 + H 2 SO 4
Оксид міді(I) відновлюється до металевої міді у наступних реакціях:
1. При нагріванні до 1800 °C (розкладання):
2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2
2. При нагріванні в струмі водню, монооксиду вуглецю, з алюмінієм та іншими типовими відновниками:
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
Також при високих температурах оксид міді(I) реагує:
1. C аміаком (утворюється нітрид міді(I))
3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O
2. З оксидами лужних металів:
Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 МCuO (M = Li, Na, K)
У цьому утворюються купрати міді (I).
Оксид міді (I) помітно реагує з лугами:
Cu 2 O+2 NaOH (Конц.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(OH) 2 ]
б) Гідроксид міді (I) CuOH
Гідроксид міді(I) утворює жовту речовину, яка не розчиняється у воді.
Легко розкладається при нагріванні або кип'ятінні:
2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O
в) ГалогенідиCuF, CuЗl, CuBrіCuJ
Всі ці сполуки – білі кристалічні речовини, які погано розчиняються у воді, але добре розчиняються у надлишку NH 3 , ціанідних іонів, тіосульфатних іонів та інших сильних комплексоутворювачів. Йод утворює лише з'єднання Cu +1 J. У газоподібному стані утворюються цикли типу (CuГ) 3 . Оборотно розчинні у відповідних галогенводневих кислотах:
CuГ + HГ ↔H[ CuГ 2 ] (Г =Cl, Br, J)
Хлорид і бромід міді (I) нестійкі у вологому повітрі і поступово перетворюються на основні солі міді (II):
4 CuГ+2H 2 O + O 2 →4 Cu(OH)Г (Г=Cl, Br)
г) Інші сполуки міді (I)
1. Ацетат міді (I) (СН 3 СООСu) – з'єднання міді, що має вигляд безбарвних кристалів. У воді повільно гідролізується до Сu 2 Про на повітрі окислюється до ацетату двовалентної міді; Отримують СН 3 СООСu відновленням (СН 3 СОО) 2 Сu воднем або міддю, сублімацією (СН 3 СОО) 2 Сu у вакуумі або взаємодією (NH 3 OH)SO 4 з (СН 3 СОО) 2 Сu у р-рі в присутності Н 3 СООNH 3 . Речовина токсична.
2. Ацетиленід міді (I) – червоно-коричневі, іноді чорні кристали. У сухому вигляді кристали детонують при ударі чи нагріванні. Стійкі у вологому стані. При детонації без кисню не утворюється газоподібних речовин. Під впливом кислот розкладається. Утворюється у вигляді осаду при пропущенні ацетилену в розчини аміачних солей міді(I):
З 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](OH) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3
Ця реакція використовується для якісного виявлення ацетилену.
3. Нітрид міді – неорганічна сполука з формулою Cu 3 N, темно-зелені кристали.
Розкладається при нагріванні:
2 Cu 3 N - 300 ° C →6 Cu + N 2
Бурхливо реагує з кислотами:
2 Cu 3 N +6 HCl - 300 ° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3
§3. Хімічні властивості двовалентної міді (ст.ок. = +2)
Найбільш стійка ступінь окислення у міді та найхарактерніша для неї.
а) Оксид міді (II) CuO
CuO – основний оксид двовалентної міді. Кристали чорного кольору, за звичайних умов досить стійкі, практично нерозчинні у воді. У природі зустрічається у вигляді мінералу тенориту (мелакониту) чорного кольору. Оксид міді(II) реагує з кислотами з утворенням відповідних солей міді(II) та води:
CuO + 2 HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O
При сплавленні CuO з лугами утворюються купрати міді (II):
CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O
При нагріванні до 1100 °C розкладається:
4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2
б) Гідроксид міді (II)Cu(OH) 2
Гідроксид міді(II) - блакитна аморфна або кристалічна речовина, що практично не розчиняється у воді. При нагріванні до 70-90 °C порошку Cu(ОН) 2 або його водних суспензій розкладається до CuО та Н 2 Про:
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O
Є амфотерним гідроксидом. Реагує з кислотами з утворенням води та відповідної солі міді:
З розведеними розчинами лугів не реагує, концентрованих розчиняється, утворюючи яскраво-сині тетрагідроксокупрати (II):
Гідроксид міді(II) зі слабкими кислотами утворює основні солі. Дуже легко розчиняється у надлишку аміаку з утворенням аміакату міді.
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O
Аміакат міді має інтенсивний синьо-фіолетовий колір, тому його використовують в аналітичній хімії для визначення малих кількостей іонів Cu 2+ у розчині.
в) Солі міді (II)
Прості солі міді (II) відомі для більшості аніонів, крім ціаніду та йодиду, які при взаємодії з катіоном Cu 2+ утворюють ковалентні сполуки міді (I), нерозчинні у воді.
Солі міді (+2) в основному розчиняються у воді. Блакитний колір їх розчинів пов'язаний із утворенням іона 2+. Вони часто кристалізуються як гідратів. Так, з водного розчину хлориду міді (II) нижче 15 0 С кристалізується тетрагідрат, при 15-26 0 С - тригідрат, понад 26 0 С - дигідрат. У водних розчинах солі міді (II) в невеликій мірі схильні до гідролізу, і з них часто осаджуються основні солі .
1. Пентагідрат сульфату міді (II) (мідний купорос)
Найбільше практичне значення має CuSO 4 *5H 2 O, званий мідним купоросом. Суха сіль має блакитне забарвлення, проте при несильному нагріванні (200 0 С) вона втрачає кристалізаційну воду. Безводна сіль білого кольору. При подальшому нагріванні до 700 0 С вона перетворюється на оксид міді, втрачаючи триоксид сірки:
CuSO 4 -- t ° → CuO+ SO 3
Готують мідний купорос розчиненням міді концентрованої сірчаної кислоти. Ця реакція описана у розділі "Хімічні властивості простої речовини". Мідний купорос застосовують при електролітичному одержанні міді, у сільському господарстві для боротьби зі шкідниками та хворобами рослин, для отримання інших сполук міді.
2. Дигідрат хлориду міді (II).
Це темно-зелені кристали, легкорозчинні у воді. Концентровані розчини міді хлориду мають зелений колір, а розведені – блакитний. Це пояснюється утворенням хлоридного комплексу зеленого кольору:
Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-
І його подальшим руйнуванням та утворенням блакитного аквакомплексу.
3. Тригідрат нітрату міді (II).
Кристалічна речовина синього кольору. Виходить при розчиненні міді азотної кислоти. При нагріванні кристали спочатку втрачають воду, потім розкладаються з виділенням кисню та діоксиду азоту, переходячи в оксид міді (II):
2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Карбонат гідроксомеді (II).
Карбонати міді малостійкі і практично майже не застосовуються. Деяке значення для отримання міді має лише основний карбонат міді Cu 2 (OH) 2 CO 3 який зустрічається в природі у вигляді мінералу малахіту. При нагріванні легко розкладається з виділенням води, оксиду вуглецю (IV) та оксиду міді (II):
Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§4. Хімічні властивості тривалентної міді (ст.ок. = +3)
Цей ступінь окислення є найменш стабільним для міді, і тому сполуки міді (III) є скоріше винятками, ніж «правилами». Тим не менш, деякі з'єднання міді тривалентної існують.
а) Оксид міді (III) Cu 2 O 3
Це кристалічна речовина темно-гранатового кольору. Чи не розчиняється у воді.
Виходить окисленням гідроксиду міді(II) пероксодисульфатом калію в лужному середовищі при негативних температурах:
2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C →Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SO 4 +3H 2 O
Ця речовина розкладається при температурі 400 0 С:
Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2
Окиси міді (III) – сильний окислювач. При взаємодії з хлороводнем хлор відновлюється до вільного хлору:
Cu 2 O 3 +6 HCl-- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O
б) Купрат міді (Ш)
Це чорні чи сині речовини, у воді нестійкі, діамагнітні, аніон – стрічки квадратів (dsp 2). Утворюються при взаємодії гідроксиду міді(II) та гіпохлориту лужного металу в лужному середовищі:
2 Cu(OH) 2 + МClO + 2 NaOH→2МCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= Na- Cs)
в) Калію гексафторкупрат(III)
Зелена речовина, парамагнітна. Октаедрична будова sp 3 d 2 . Комплекс фториду міді CuF 3 який у вільному стані розкладається при -60 0 С. Утворюється нагріванням суміші хлоридів калію та міді в атмосфері фтору:
3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2
Розкладає воду з утворенням вільного фтору.
§5. З'єднання міді в міру окислення (+4)
Поки науці відома лише одна речовина, де мідь у ступені окислення +4, це гексафторкупрат(IV) цезію – Cs 2 Cu +4 F 6 - помаранчева кристалічна речовина, стабільна у скляних ампулах при 0 0 С. Бурхливо реагує з водою. Виходить фторуванням при високому тиску і температурі суміші хлоридів цезію та міді:
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° р → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
МЕДЬ І ЇЇ З'ЄДНАННЯ
УРОК В 11-му природничо-науковому класі
Для підвищення пізнавальної активності та самостійності учнів ми використовуємо уроки колективного вивчення матеріалу. На таких уроках кожен учень (або пара учнів) отримує завдання, про виконання якого він повинен звітувати на цьому ж уроці, причому його звіт фіксується рештою учнів класу в зошитах і є елементом змісту навчального матеріалу уроку. Кожен учень робить свій внесок у вивчення теми класом.
У ході уроку змінюється режим роботи учнів від інтраактивного (режим, при якому інформаційні потоки замкнуті всередині учнів, характерний для самостійної роботи) до інтерактивного (режим, при якому інформаційні потоки двосторонні, тобто інформація йде і від учня, і до учня, відбувається обмін інформацією). Учитель у своїй виступає як організатор процесу, коригує і доповнює інформацію, сообщаемую учнями.
Уроки колективного вивчення матеріалу складаються з наступних етапів:
1-й етап – настановний, у якому вчитель пояснює мети і програму роботи з уроці (до 7 хв);
2-й етап – самостійна робота учнів за інструкцією (до 15 хв);
3-й етап – обмін інформацією та підбиття підсумків уроку (займає весь час, що залишився).
Урок «Медь та її сполуки» розрахований на класи з поглибленим вивченням хімії (4 години хімії на тиждень), проводиться протягом двох академічних годин, на уроці актуалізуються знання учнів за такими темами: «Загальні властивості металів», «Ставлення до металів концентрованої сірчаної» кислоти, азотної кислоти», «Якісні реакції на альдегіди та багатоатомні спирти», «Окислення граничних одноатомних спиртів оксидом міді(II)», «Комплексні сполуки».
Перед уроком учні одержують домашнє завдання: повторити перелічені теми. Попередня підготовка вчителя до уроку полягає у складанні інструктивних карток для учнів та підготовці наборів для лабораторних дослідів.
ХІД УРОКУ
Настановний етап
Вчитель ставить перед учнями мета уроку: спираючись на наявні знання про властивості речовин, спрогнозувати, підтвердити практично, узагальнити відомості про мідь та її сполуки.
Учні складають електронну формулу атома міді, з'ясовують, які ступеня окислення може виявляти мідь у сполуках, які властивості (окислювально-відновні, кислотно-основні) будуть мати сполуки міді.
У зошитах учнів з'являється таблиця.
Властивості міді та її сполук
| Метал | Cu 2 O – основний оксид | CuO – основний оксид |
| Відновник | CuOH – нестійка основа | Cu(OH) 2 – нерозчинна основа |
| CuCl – нерозчинна сіль | CuSO 4 – розчинна сіль | |
| Мають окислювально-відновну подвійність | Окислювачі |
Етап самостійної роботи
Для підтвердження та доповнення припущень учні виконують лабораторні досліди з інструкції та записують рівняння проведених реакцій.
Інструкції для самостійної роботи парами
1. Прожаріть мідний дріт у полум'ї. Зауважте, як змінився її колір. Гарячий прожарений мідний дріт помістіть у етиловий спирт. Зверніть увагу на зміну її кольору. Повторіть ці маніпуляції двічі-тричі.
Перевірте, чи не змінився запах етанолу.2. Запишіть два рівняння реакцій, які відповідають проведеним перетворенням. Які властивості міді та її оксиду підтверджуються цими реакціями?
До оксиду міді(I) долийте соляну кислоту.3. а) У розчин сульфату міді(II) помістіть гранулу цинку. Якщо не йде реакція, нагрійте розчин. б) До оксиду міді(II) прилийте 1 мл сірчаної кислоти та нагрійте.
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакцій.4. Які властивості сполук міді підтверджуються цими реакціями?
У розчин сульфату міді(II) помістіть смужку універсального індикатора.
Поясніть результат. Запишіть іонне рівняння гідролізу за I ступенем.
До розчину карбонату натрію долийте розчин сульфату мед(II).5.
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакції спільного гідролізу у молекулярному та іонному видах.
Що спостерігаєте?
До отриманого осаду долийте розчин аміаку.6. Які зміни відбулися? Запишіть рівняння реакцій. Які властивості сполук міді доводять проведені реакції?
До сульфату міді(II) долийте розчин йодиду калію.7. Що спостерігаєте? Складіть рівняння реакції.
Яку властивість міді(II) доводить ця реакція?
У пробірку з 1 мл концентрованої азотної кислоти помістіть невеликий шматочок мідного дроту. Закрийте пробкою пробірку.
Що спостерігаєте? (Пробірку віднесіть під тягу.) Запишіть рівняння реакції.8. В іншу пробірку налийте соляною кислотою, помістіть у неї невеликий шматочок мідного дроту.
Що спостерігаєте? Поясніть свої спостереження. Які властивості міді підтверджуються цими реакціями?9. В іншу пробірку налийте соляною кислотою, помістіть у неї невеликий шматочок мідного дроту.
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакції спільного гідролізу у молекулярному та іонному видах.
До сульфату міді(II) прилийте надлишок гідроксиду натрію.
Що спостерігаєте? Отриманий осад нагрійте. Що сталося? Запишіть рівняння реакцій. Які властивості сполук міді підтверджуються цими реакціями?10. В іншу пробірку налийте соляною кислотою, помістіть у неї невеликий шматочок мідного дроту.
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакції спільного гідролізу у молекулярному та іонному видах.
До отриманого осаду долийте розчин гліцерину.
Які зміни відбулися? Запишіть рівняння реакцій. Які властивості сполук міді доводять ці реакції?До отриманого осаду прилийте розчин глюкози та нагрійте.
11. Що вийшло? Запишіть рівняння реакції, використовуючи для позначення глюкози загальну формулу альдегідів
Яку властивість сполуки міді доводить ця реакція?
До сульфату міді(II) прилийте: а) розчин аміаку; б) розчин фосфату натрію.
Що спостерігаєте? Запишіть рівняння реакцій.
Порядок обговорення хімічних властивостей сполук міді
1. Як мідь реагує з кислотами, з якими речовинами може реагувати мідь?
Записуються рівняння реакцій міді з:
Концентрованою та розведеною азотною кислотою:
Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (розб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;
Концентрованою сірчаною кислотою:
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Киснем:
2Cu + O 2 = 2CuO;
Cu + Cl 2 = CuCl 2;
Соляною кислотою у присутності кисню:
2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O;
Хлоридом заліза(III):
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 .
2. Які властивості виявляють оксид та хлорид міді(I)?
Звертається увага на основні властивості, здатність до комплексоутворення, окислювально-відновну двоїстість. Записуються рівняння реакцій оксиду міді(I) з:
Соляною кислотою до утворення CuCl:
Cu 2 O + 2HCl = 2CuCl + H 2 O;
Надлишком HCl:
CuCl + HCl = H;
Реакцій відновлення та окислення Cu 2 O:
Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O,
2Cu 2 O + O 2 = 4CuO;
Диспропорціонування при нагріванні:
Cu 2 O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl 2 .
3. Які властивості виявляє оксид міді(ІІ)?
Звертається увага на основні та окислювальні властивості. Записуються рівняння реакцій оксиду міді(II) з:
Кислотою:
CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;
Етанолом:
C 2 H 5 OH + CuO = CH 3 CHO + Cu + H 2 O;
Воднем:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O;
Алюмінієм:
3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3 .
4. Які властивості має гідроксид міді(II)?
Звертається увага на окислювальні, основні властивості, здатність до комплексоутворення з органічними та неорганічними сполуками. Записуються рівняння реакцій з:
Альдегідом:
RCHO + 2Cu(OH) 2 = RCOOH + Cu 2 O + 2H 2 O;
Кислотою:
Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O;
Аміаком:
Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2;
Гліцерин:
Рівняння реакції розкладання:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
5. Які властивості виявляють солі міді(ІІ)?
Звертається увага на реакції іонного обміну, гідролізу, окисних властивостей, комплексоутворення. Записуються рівняння реакцій сульфату міді з:
Гідроксид натрію:
Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2;
Фосфатом натрію:
3Cu 2+ + 2= Cu 3 (PO 4) 2;
Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+;
Йодідом калію:
2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4;
Аміаком:
Cu 2+ + 4NH 3 = 2+;
та рівняння реакцій:
Гідролізу:
Cu 2+ + HOH = CuOH + + H +;
Спільного гідролізу з карбонатом натрію з утворенням малахіту:
2Cu 2+ + 2 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 .
На додаток можна розповісти учням про взаємодію оксиду та гідроксиду міді(II) з лугами, що доводить їхню амфотерність:
Cu(OH) 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2 ,
Cu + Cl 2 = CuCl 2
Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg,
2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O,
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O,
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 .)
Вправа 3. Складіть ланцюжки перетворень, що відповідають наступним схемам, та здійсніть їх:
Завдання 1.
Сплав міді з алюмінієм обробили спочатку надлишком лугу, а потім надлишком розведеної азотної кислоти.
.
(Обчисліть масові частки металів у сплаві, якщо відомо, що обсяги газів, що виділилися в обох реакціях (за однакових умов), рівні між собою Відповідь
. Масова частка міді – 84%.) Завдання 2.
(При прожарюванні 6,05 г кристалогідрату нітрату міді(II) отримано 2 г залишку. Визначте формулу вихідної солі. Відповідь.
Cu(NO 3) 2 3H 2 O.) Завдання 3.
(При прожарюванні 6,05 г кристалогідрату нітрату міді(II) отримано 2 г залишку. Визначте формулу вихідної солі. Мідну пластинку масою 13,2 г опустили 300 г розчину нітрату заліза(III) з масовою часткою солі 0,112. Коли її вийняли, виявилося, що масова частка нітрату заліза(III) стала рівною масовій частці солі міді(II), що утворилася. Визначте масу пластинки після того, як її вийняли з розчину.
10 р.)Домашнє завдання.
Вивчити матеріал, записаний у зошиті. Скласти ланцюжок перетворень по сполуках міді, що містить не менше десяти реакцій, і здійснити його.
1. ЛІТЕРАТУРАПузаков С.А., Попков В.А.
2. Допомога з хімії для вступників до вузів. програми. Запитання, вправи, завдання. Зразки екзаменаційних білетів. М: Вища школа, 1999, 575 с.Кузьменко Н.Є., Єрьомін В.В.
2000 завдань та вправ з хімії. Для школярів та абітурієнтів. М.: 1-а Федеративна книготорговельна компанія, 1998, 512 с.
Загальні відомості про гідроліз хлориду міді (II)
ВИЗНАЧЕННЯХлорид міді (II)
– середня сіль, утворена слабкою основою – гідроксидом міді (II) (Cu(OH) 2 ) та сильною кислотою – соляною (хлороводневою) (HCl). Формула - CuCl 2 .
Представляє кристали жовто-бурого (темно-коричневого) кольору; у вигляді кристалогідратів - зеленого. Молярна маса – 134 г/моль.
Мал. 1. Хлорид міді (ІІ). Зовнішній вигляд.
Гідроліз хлориду міді (II)
Гідролізується по катіону. Характер середовища – кислий. Теоретично можливий другий ступінь. Рівняння гідролізу має такий вигляд:
Перший ступінь:
Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (гідроліз по катіону);
Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (іонне рівняння);
CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl (молекулярне рівняння).
Другий ступінь:
Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (дисоціація солі);
CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (гідроліз по катіону);
CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (іонне рівняння);
Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (молекулярне рівняння).
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
ПРИКЛАД 2
| Завдання | Запишіть рівняння електролізу розчину міді хлориду (II). Яка маса речовини на катоді виділиться, якщо електроліз піддається 5 г хлориду міді (II)? |
| Рішення | Запишемо рівняння дисоціації хлориду міді (II) у водному розчині: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl - . Умовно запишемо схему електролізу: (-) Катод: Cu 2+ , H 2 O. (+) Анод: Cl - , H 2 O. Cu 2+ +2e → Cu o; 2Cl - -2e → Cl 2 . Тоді рівняння електролізу водного розчину хлориду міді (II) буде виглядати наступним чином: CuCl2 = Cu+Cl2. Розрахуємо кількість речовини хлориду міді (II), використовуючи дані, вказані за умови завдання (молярна маса – 134г/моль): υ(CuCl 2) = m(CuCl 2)/M(CuCl 2) = 5/134 = 0,04 моль. Відповідно до рівняння реакції ? (CuCl 2) = ? (Cu) = 0,04 моль. Тоді розрахуємо масу міді, що виділилася на катоді (молярна маса – 64 г/моль): m(Cu)= υ(Cu)×M(Cu)= 0,04×64 = 2,56г. |
| Обчисліть масові частки металів у сплаві, якщо відомо, що обсяги газів, що виділилися в обох реакціях (за однакових умов), рівні між собою | Маса міді, що виділилася на катоді, дорівнює 2,56 г. |
