Медь при комнатной температуре реагирует с растворами

Медь при комнатной температуре реагирует с растворами

В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.

    Взаимодействие с неметаллами

С кислородом в зависимости от температуры взаимодействия медь образует два оксида:

при 400–500°С образуется оксид двухвалентной меди:

при температуре выше 1000°С получается оксид меди (I):

Аналогично реагирует с серой:

при 400°С образуется сульфид меди (II):

при температуры выше 400°С получается сульфид меди (I):

При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II):

с йодом – образуется йодид меди (I):

Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому она не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей.

Растворяется в разбавленной азотной кислоте с образованием нитрата меди (II) и оксида азота (II):

Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот с образованием солей меди (II) и продуктов восстановления кислот:

С концентрированной соляной кислотой медь реагирует с образованием трихлорокупрата (II) водорода:

Взаимодействие с аммиаком

Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II):

Медь окисляется оксидом азота (IV) и хлоридом железа (III):

Источник

Хром, железо и медь

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные, +6 — кислотные.

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

  • Fe(CrO2)2 — хромистый железняк, хромит
  • (Mg, Fe)Cr2O4 — магнохромит
  • (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 — алюмохромит

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

    Реакции с неметаллами

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr2O3 — происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Протекает в раскаленном состоянии.

Реакции с кислотами

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Соединения хрома (II)

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III), реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H2O + NaOH + Cr2O3 → Na3[Cr(OH)6] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr2O3 + 2NaOH → (t°) 2NaCrO2 + H2O (прокаливание, хромит натрия)

Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления Cr +3 )

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

Соединения хрома (VI)

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO3, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая — H2CrO4 и дихромовая кислоты — H2Cr2O7.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик» 🙂

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

  • Fe2O3 — красный железняк, гематит
  • Fe3O4 — магнитный железняк, магнетит
  • Fe2O3*H2O — бурый железняк, лимонит
  • FeS2 — пирит, серый или железный колчедан
  • FeCO3 — сидерит

Получают железо восстановлением из его оксида — руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

    Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS2 (t 2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K3[Fe(CN)6] — гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Гидроксид железа (III) — ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.

И еще одна качественная реакция на ионы Fe 3+ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.

Соединения железа (VI) — ферраты — соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3 в щелочи.

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

  • CuFeS2 — медный колчедан, халькопирит
  • Cu2S — халькозин
  • Cu2CO3(OH)2 — малахит

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например — железом.

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь — на катоде, кислород — на аноде)

    Реакции с неметаллами

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)

2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

Реакции с кислотами

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной — реакция идет.

Читайте также:  Коэффициент линейного расширения меди алюминия

Реагирует с царской водкой — смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.

С оксидами неметаллов

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO2 = (t) CuO + S

Cu + NO = (t) CuO + N2

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

    Реакции с кислотами

CuO + CO = Cu + CO2

Гидроксид меди (II) — Cu(OH)2 — получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Реакции с кислотами

Реакции с щелочами

Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Реакции с кислотными оксидами

Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Медь при комнатной температуре реагирует с растворами

не нуждается в эксперименте в такой степени, как химия.

Давайте на секунду задумаемся, посмотрим вокруг себя, в каком мире мы живем? В мире химических реакций. Если даже рассмотреть процесс дыхания, вдох и выдох, это химические реакции. Для нашего учебного проектного исследования мы выбрали химические реакции, характеризующие свойства меди и ее соединений. Взаимодействия концентрированной серной кислоты с медью и опыты, характеризующие уникальные химические свойства соединений меди (оксидов), доказали их амфотерные свойства.

Данная проблема актуальна и имеет интерес, так как на основе химического эксперимента, можно всесторонне осмыслить данную информацию о химическом процессе. Исследуемые реакции мы изучаем в 9 классе средней школы, они иллюстрирует ярко выраженные окислительные свойства серной кислоты. Но, когда мы проводим эти реакции в лаборатории школы, то наблюдаем за изменениями, которые не согласуются с уравнениями химических реакций, представленными во многих учебниках и учебных пособиях, например,

Так, при нагревании меди с концентрированной серной кислотой мы наблюдаем образование черного осадка, хотя ни один из продуктов, представленных в уравнении, не имеет черную окраску. После того как оседают частички твердой фазы, раствор становится бесцветным, при этом не происходит окрашивание в голубой цвет ионов меди Cu 2+ .

Гипотеза исследования: почему возникает такое противоречие между уравнениями химических реакций и экспериментальными наблюдениями в ходе протекания этих реакций.

Мы решили организовать учебное исследование,

цель которого – изучение всех признаков взаимодействия меди и ее соединений с различными веществами и доказательство амфотерности меди.

1. Изучение литературы, посвященной меди и ее соединениям;

2.выявление новых свойств меди и ее соединений;

3.как можно шире развить экспериментальные умения;

4.экспериментальная проверка этих свойств и их объяснение;

5.создание учебного демонстрационного материала на основе полученных знаний.

6.сформировать представления о научных принципах данного исследования.

Сначала мы изучили данную проблему. Мы знаем три различных варианта взаимодействия меди с серной кислотой [2]. Это разработка Р.А.Лидина:

2Cu + 2H 2 SO 4 ( безводн .) = Cu 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 ( 200 0 C)

Г. Реми проводил реакцию взаимодействия меди с горячей концентрированной серной кислотой и образование оксида меди ( II ) на первом этапе, используя постадийность реакции.

Используя курс лекций химического факультета МГУ по неорганической химии (лекции доступны на сервере химического факультета МГУ им. М.В.Ломоносова — chemnet . ru ) А.И.Жиров, проводя исследование этой реакции, обратил внимание на образование в качестве продукта реакции анилита Cu 7 S 4.

Мы применяли следующие методы решения основных задач:

исследовательский метод, с помощью него мы сумели сложить алгоритм научного познания и эксперимента, в результате проделанных опытов.

метод химического эксперимента, в ходе которого мы улучшили технику проведения лабораторных опытов, учились правильно вести наблюдения за веществами реакций, которые использовали в результата эксперимента, при этом соблюдая чистоту и порядок на рабочем месте, экономно расходовали время.

метод проблемного обучения научил нас выполнять опыты различными способами, искать необходимую информацию.

2.1 Металлическая медь

Что представляет собой чистая медь? Это мягкий, ковкий металл красноватого цвета, тяжелый, в некоторых местах буроватого цвета.

Хорошо проводит электрический ток и тепло, уступающий в этом отношении только серебру (температура плавления 1083 o C). Этот металл легко вытягивается в проволоку, а также легко прокатывается в тонкие листы, но в то же время медь обладает малой активностью. На поверхности меди образуется тонкая пленка оксидов темного цвета, которая является защитной, поэтому медь в сухом воздухе не окисляется.Но в присутствии влаги и диоксида углерода поверхность меди покрывается патиной — зеленоватой пленкой основного карбоната (CuOH)2CO3, ядовитого вещества.

Если нагреть медь на воздухе в интервале температур 200 — 375 o C, то она окисляется до чёрного оксида меди(II) CuO. При высоких температурах на её поверхности происходит образование двухслойной окалины, которая представляет собой поверхностный слой оксида меди(II) , а внутренний слой — это красный оксид меди(I) — Cu2O.

Очень интересно медь ведет себя при взаимодействии с некоторыми веществами. Она очень легко вступает в реакцию с галогенами (при комнатной температуре), например с влажным хлором, образует хлорид CuCl2,если ее нагреть, то при взаимодействии с серой, будет образовываться сульфид Cu2S, так же медь реагирует с селеном. Но с водородом, углеродом и азотом медь не взаимодействует даже при высоких температурах.[3]

Используя учебную литературу, нам стало известно, что медь в электрохимическом ряду напряжений металлов находится после водорода, поэтому не вытесняет его из кислот.

Это значит, что галогеноводородные и разбавленная серная кислоты не будут реагировать с медью. Мы так же знаем, что реакция получения алюминия из раствора его хлорида не должна происходить.

Однако мы проанализировали учебную литературу [1-3] по общей и неорганической химии для высшей школы и нам это дало более расширенные представления о свойствах меди, и они показали следующее. Если провести экспериментальные опыты с медью, то в контакте с воздухом медь растворяется в соляной и серной кислотах с образованием соответствующих солей: хлорида меди и сульфата меди( II ). А вот в присутствии аммиака происходит взаимодействие меди с водой. Медь взаимодействует с раствором соли хлорида железа(III). Эта реакция широко химическая используется в радиотехнике для травления плат.

2.2. Соединения меди

Медь – это уникальный металл, который образует много соединений, а так же входит в состав 170 минералов. В технических целях промышленную ценность имеют 20 минералов, в том числе: борнит (пестрая медная руда — Cu5FeS4), халькопирит (медный колчедан — CuFeS2), халькозин (медный блеск — Cu2S), ковеллин (CuS), малахит (Cu2(OH)2CO3).

Читайте также:  Меди клиник график работы

Соединения меди(1) отличаются от соединений меди( II ) тем, что они менее устойчивые. Оксид меди(I) или закись меди Cu2O- неустойчивое соединение.

Оксид меди(I) встречается широко в природе в качестве минерала куприта. Он образуется из оксида меди( II ) при нагревании при высоких температурах:

Еще один способ получения Cu2O- это реакция взаимодействия соли меди(II) и щелочи в присутствии сильного восстановителя(альдегида),в результате получается красный осадок:

По отношению к воде Cu 2 O ведет себя пассивно, не растворяется и не реагирует с ней. Если говорить о его амфотерных свойствах, то он имеет ярко выраженные основные свойства по сравнению с кислотным, которые проявляются при взаимодействии со щелочами. При этом образуются гидроксокомплексы — куприты:

Cu 2 O + 2 NaOH + H 2 O = 2 Na [ Cu ( OH )2]

С соляной кислотой Cu2O взаимодействует с образованием дихлорокупрата(I) водорода:

Cu 2 O + 4 HCl = 2 H [ CuCl 2] + H 2 O

В разбавленной серной кислоте диспропорционирует, образуя сульфат меди(II) и металлическую медь:

Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди.

Гидроксид меди(I) CuOН

Это соединение меди имеет желтое окрашивание, неустойчивое, быстро окисляемое, плохо растворимо в воде, но растворим в аммиаке.

При взаимодействии солей Сu(I) со щелочами о при комнатной температуре в растворе образуется гидратированный оксид Сu2О . n Н2О, а из раствора выделяется только красный оксид меди(I) Сu2О.

Хлорид меди(I) CuCl. Это твердое вещество, без цвета, мало растворимо в воде, ацетоне. Может растворяться в аммиаке, кислотах, пиридине, окисляется на свету. Применяется в газовом анализе.

Бромид меди(I) CuBr. Эта соль представляет собой светло-желтые кристаллы. Синеет на свету, также может растворяться воде; растворяется в HCl, аммиаке, солях аммония, пиридине, концентрированных растворах хлоридов, бромидов, тиосульфатов щелочных металлов. Находит широкое применение в качестве катализатора в органическом синтезе.

Иодид меди(I) CuI. Встречается в природе в виде минерала маршита. Представляет собой белое кристаллическое вещество.Сульфид меди(I) Cu2S. Встречается в природе в виде минерала халькозина. Это синеватые кристаллы, плохо растворим в воде, но зато хорошо растворяется в концентрированной азотной кислоте.

Фторид меди(I) CuF. Рубиново-красные кристаллы. Устойчив в сухом воздухе. Сульфат меди(I) Cu2SO4Малорастворим в воде и фтористом водородеСульфат меди(I) Cu2SO4 представляет собой сероватый порошок, который очень устойчив в сухом воздухе.[4]

Соединения меди Cu(II)

Оксид меди(II) CuO и гидроксид меди( II )

CuO- это черное вещество, встречающееся в природе (например, в виде минерала тенорита). В воде растворяется плохо, но в концентрированных кислотах при нагревании. Данный оксид широко применяется при производстве стекла, различных эмалей. Оксид меди(II) получают прокаливанием гидроксокарбоната меди(II) (CuOH)2CO3 или нитрата меди(II) Cu(NO3)2. CuO получают накаливанием Сu на воздухе.. Оксид меди (II) является хорошим окислителем.

Гидроксид меди(II) — амфотерный гидроксид. У него ярко выражены основные свойства, чем кислотные. В избытке концентрированного раствора сильной щелочи гидроксид меди(II) растворяется, при этом образуются кристаллы синего цвета, синие куприты (NaHCuO2 , NaCuO2 и т.п.). Применяется в качестве пигмента, который называется очень интересно «бремовая синь». [4]

Хлорид меди (II) CuCl2 . 2H2O. Это темно-зеленые кристаллы, которые растворяются в воде. Известны кристаллогидраты CuCl2 .2О (n=1, 2, 3, 4). Получают их в результате взаимодействия оксидов меди с соляной кислотой .При этом хлор действует на медь.

Бромид меди (II) CuBr2 представляет собой черные кристаллические соединения, которые растворяются в спирте, воде, ацетоне. Известен кристаллогидрат CuBr2 .2О. Получают действием жидкого брома на медь, реакцией оксида или гидроксида меди (II) с бромоводородной кислотой.

Фторид меди (II) CuF2. Белые мелкие кристаллы. Растворяется хорошо в аммиаке, фтороводородной, хлороводородной и азотной кислотах, пиридине, этилацетате. Происходит реакция восстановления при помощи водорода.

Практически каждый человек имеет представление о таком соединении меди как сульфат меди. Сульфат меди(II) CuSO4 в безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет. Это его свойство используется для обнаружения влаги в органических веществах. Водный раствор сульфата меди имеет характерный сине-голубой цвет. Эта окраска свойственна гидратированным ионам [Cu(H2O)4] 2+ или [Cu(H2O)6] 2+ , поэтому такую же окраску имеют все разбавленные растворы солей меди(II), если только они не содержат каких-либо окрашенных анионов. Из водных растворов сульфат меди кристаллизуется с пятью. Медный купорос очень широко используется, например в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями сельхозпродуктов.Используется в технических целях в качестве электролитического покрытия металлов медью, для приготовления минеральных красок, а также в качестве исходного вещества при получении других соединений меди. В природе встречается в виде минерала халькантита (CuSO4 .2О).

Гидроксокарбонат меди(II) (CuOH)2CO3. Встречается в природе в виде минерала малахита, имеющего красивый изумрудно-зеленый цвет.

Применяется для получения хлорида меди(II), для приготовления синих и зеленых минеральных красок, а также в пиротехнике. [5]

Практически все растворы солей двухвалентной меди имеют кислую среду, они растворимы в воде. Со слабыми кислотами медь образует основные соли.

Летучие соединения меди окрашивают пламя газовой горелки в сине-зелёный цвет.[6]

Для двухвалентной меди характерно образование комплексных соединений. Это видно уже из того, что почти все соли Cu 2+ выделяются из растворов в виде кристаллогидратов. Значительно устойчивее очень характерный для двухвалентной меди темно-синий комплексный катион [ Cu ( NH 3)4] 2+ , образующийся при прибавлении избытка аммиака к растворам Cu 2+ по реакции, например:

Этот комплекс можно использовать как реактив на медь, так как окраска его достаточно интенсивная.

Соли меди используют в качестве красок: зеленых, синих, коричневых, черных .Практически все соли меди –это ядовитые вещества.

В быту, чтобы избежать образования ядовитых медных солей, медную посуду покрывают изнутри слоем олова (лудят).

Проведя анализ изученной информации о свойствах меди и ее соединений, мы обнаружили, что наши представления о свойствах меди и ее соединений очень отличаются от тех , которые мы видим в реальных экспериментах. Все эти различия мы представили и собрали в таблицу 1.

Проанализировав всю информацию, мы приступаем к экспериментальной части нашей исследовательской работы. Для этого проведем следующие эксперименты:

Взаимодействие меди с концентрированной

Растворение меди в растворе хлорида железа(III).

Растворение меди в растворе аммиака

Изучение амфотерных свойств оксида меди(I). Растворение в соляной

кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

Изучение амфотерных свойств оксида меди(I I ). Растворение в соляной

кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

Изучение амфотерных свойств гидроксида меди(I I ). Растворение в

соляной кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

3. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

3.1 Получение необходимых реактивов:

Для выполнения опытов нам необходимо приготовить следующие реактивы: свежеосажденную медь, оксид меди(I), оксид меди(II), гидроксид меди(II) и бромоводородную кислоту. Все эти реактивы мы готовили непосредственно перед началом работы.

Чтобы получить свежеосажденную медь мы в стеклянную чашку поместили раствор сульфата меди(II) и опустили гранулы цинка. Медь осаждалась на цинке и представляла собой рыхлую массу:

Весь осадок скопился на дне чашки, затем мы его промыли, удалили лишний цинк, который остался, а полученную медь оставили для эксперимента.

( Приложение1, рисунок 1)

Получение оксида меди(I)

Для того, чтобы приготовить этот оксид меди, необходимо прилить в пробирку десятипроцентный раствор сульфата меди (II) и добавляем в него избыток раствора гидроксида калия. Образуется голубой осадок гидроксида меди(II). Добавляем к нему глюкозу, берем ее в избытке, тщательно перемешиваем, смесь нагрели. При этом образовался желтый осадок, после завершения реакции в пробирке мы видим образование красного осадка оксида меди(I). Получение гидроксида меди(II) Для этого в пробирку наливаем десятипроцентный раствор сульфата меди и добавляем туда раствор гидроксида калия, в результате образуется голубой студенистый осадок гидроксида меди(II).

Теперь получим бромоводородную кислоту. Реакцию проводим, действуя на бромид калия раствором, который получаем взаимодействием серной кислоты(3 объема) с водой(1 объем):

Читайте также:  Вещества образуют катионы меди

Мы видим, что одновременно с выделением бромоводорода происходит его окисление и образование брома по реакции:

Если понизить концентрацию серной кислоты до 65 % бромоводород получается без видимой примеси брома, а если пропускать броводород через воду, то получали достаточно концентрированный раствор бромоводородной кислоты (Приложение 2 ,рисунок 2).

Раствор этот получался желтоватого цвета, видимо из за небольшого количества брома в растворе.[8]

3.1.1 Опыт 1 Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой.

Поместим пустую пробирку медную проволоку, предварительно удалим с нее изоляцию. Далее приливаем медленно концентрированную серную кислоту.

Наблюдаем, что вначале процесса никаких признаков протекания реакции мы не наблюдаем. Нагреваем, при этом начинается реакция с характерными признаками. Выделяется газ и образуется осадок черного цвета. Что это за газ? Он имеет резкий запах. Попробуем его поджечь у отверстия газоотводной трубки, ничего не получается . Какой газ выделяется? Гипотеза: сернистый газ. Докажем эту гипотезу. Опускаем газоотводную трубку в сосуд с перманганатом калия, раствор обесцветится(это был подкисленный раствор). Продолжаем пропускать выделяющийся газ через перманганат, но растворы берем нейтральный и щелочной. Наблюдаем, что в стакане с щелочным раствором образовался зеленый раствор, этот цвет придают ионы манганата. В стакане с нейтральным раствором образовалось вещество бурого цвета, осадок. К отверстию газоотводной трубки поднесем влажную лакмусовую бумажку, она окрасится в розовый цвет. Таким образом, мы доказали образование сернистого газа.

3.1.2 Растворение меди в растворе аммиака

Реактивы. Свежеосажденная медь, 10%-й раствор аммиака.

Приливаем в пробирку раствор аммиака и присыпаем туда немного свежеосажденной меди.

Пробирку закрыли пробкой и сильно встряхивали в течение нескольких секунд. В результате реакции получился раствор синего цвета, характерный для катиона тетраамминмеди(II) (рис. 2) [4]. Такую же окраску имел раствор, полученный добавлением раствора аммиака к сульфату меди(II)

В этой реакции металлическая медь растворялась и окислилась. При помощи литературы мы использовали сведения о той роли кислорода, который является окислителем этой реакции.

Чтобы проверить эту гипотезу, мы провели дополнительные опыты:

1.Заполнили пробирку раствором аммиака, чтобы исключить присутствие кислорода, встряхнули пробирку.

2. Пропускали кислород, полученный разложением пероксида водорода, через раствор аммиака с медью, без встряхивания пробирки.

3. Затем быстро добавляем немного перекиси водорода, раствор окрашивается в синий цвет. В отсутствии кислорода растворение меди не происходило; раствор не приобретал синий цвет (Приложение 3, рисунок 1).

В результате окисления меди кислородом в присутствии аммиака образуется комплексное соединение. Этим можно доказать растворение меди в аммиаке:

3.1.3 Растворение меди в растворе хлорида железа(III)

В пробирку поместили немного свежеосажденной меди и прилили раствор хлорида железа(III). Чтобы реакция проходила быстрее пробирку нагревали горячей водой. Сразу изменился цвет раствора.

При добавлении аммиака раствор окрашивался в темно – синий цвет, характерный для комплекса [ Cu ( NH 3)4] 2+ . Чтобы доказать присутствие в растворе двухвалентного железа, используют красную кровяную соль

.Мы видим, что присутствие катионов Fe 2+ и Fe 3+ не мешает качественной реакции на катионы Cu 2+ .

Однако катионы Cu 2+ мешают определению Fe 3+ с помощью желтой кровяной соли, так как протекает качественная реакция с образованием красного осадка (рис. 12)

2.3. 4 Изучение амфотерных свойств соединений меди.

Изучение амфотерных свойств оксида меди(I)

Добавим соляную кислоту к свежеосажденному красному оксиду меди(I), добавляли раствор аммиака и раствор гидроксида натрия, затем хорошо перемешали . Наблюдали растворение осадков .

Мы наблюдали за раствором гидрооксидадиамминмеди(I). При этом не выделялась медь. Со временем окраска растворов становится синего цвета. Это происходит из- за окисления катионов меди(1) кислородом.

Изучение амфотерных свойств оксида меди(I I )

К свежеосажденному черному оксиду меди(I I ) добавляли соляную кислоту? Затем добавили раствор аммиака и крепкий раствор гидроксида натрия, все перемешали. Мы наблюдали полное растворение осадка в соляной кислоте. Появилась окраска осадков, это тоже не случайно, это признак протекания реакции.( Приложение4, рисунок 2)

Опыты не удавалось повторить с «состарившимися» осадками оксида меди(I I ). [9]

Образование голубого раствора с соляной кислотой

Образование темно – синего раствора с раствором аммиака:

Образование синего раствора с гидроксидом натрия:

Изучение амфотерных свойств гидроксида меди(I I )

К свежеосажденному голубому гидроксиду меди(I I ) добавляли соляную кислоту, раствор аммиака и очень крепкий раствор гидроксида натрия и перемешивали (Приложение 4, рис. 1).

Что происходило? Так же как и в оксиде мы наблюдаем растворение осадка в соляной кислоте и в различных вариантах частичное растворение в аммиаке и гидроксиде натрия. О протекании реакции с двумя последними веществами судили по растворению значительной части осадка и изменению цвета раствора.

Образование голубого раствора с соляной кислотой

2. Образование темно – синего раствора с раствором аммака:

3. Образование синего раствора с гидроксидом натрия:

4.ЗАКЛЮЧЕНИЕ И ВЫВОДЫ

Проведено сравнение химических свойств меди и ее соединений, используя различную научную литературу, школьные учебники и литературу высших учебных заведений.

Мы установили свойства меди, представления о которых нам пришлось пересмотреть: особенности взаимодействия меди с концентрированной серной кислотой, растворение меди в водных растворах аммиака и хлорида железа (III); взаимодействие с бромоводородной кислотой. В условиях школьной лаборатории нами были проведены опыты, применены соответственные методики и получены экспериментальные данные, которые подтверждают наши новые знания о свойствах меди. Нами изучены литературные данные об амфотерных свойствах оксидов меди(I) и меди(II), гидроксида меди(II), а также о возможности растворения этих соединений в водном растворе аммиака. Проведены опыты, подтверждающие эти свойства.

3. Показана возможность расширения нашего кругозора и наших представлений об окружающих предметах и явлениях.

4. Изучены и проведены некоторые качественные реакции, применение которых возможно в условиях школьной лаборатории.

5. Наглядные материалы, полученные при выполнении работы, переданы в кабинет химии для использования в учебном процессе.

5.СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННЫХ ИСТОЧНИКОВ И ЛИТЕРАТУРЫ

[1]. Н.С. Ахметов. Общая и неорганическая химия. М.: «Высшая школа»,

[2]. Н.Л. Глинка. Общая химия. М.: «Химия», 1988.

[3]. Б.В. Некрасов. Основы общей химии. В 2 т. М.: «Химия», 1973.

[4]. А.П. Крешков. Основы аналитической химии. В 2т. М.: «Химия», 1970

[5]. Ю.Ю. Лурье. Справочник по аналитической химии. М.: «Химия», 1989

[6]. Г.М. Чернобельская, П.И. Беспалов Актуальные проблемы методики

обучения химии в школе. М.: Изд-во «Первое сентября», 2016.

[7]. П.И. Беспалов П.И. Парадоксальный результат или закономерность?

«Химия в школе». 2002. № 4. С.68-72.

[8]. Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. Химия 8,9. М.: «Просвещение», 2016.

[9]. Н.Б. Ковалевская. Химия 8, 9 (в таблицах). М.: «Издат – школа», 1997.

Приложение 1 Таблица 1

С соляной, бромоводородной кислотами и раствором серной кислоты не взаимодействует

С водой и растворами щелочей не взаимодействует

Взаимодействует с водой в присутствии аммиака

С растворами солей более активных металлов не взаимодействует

С водой не взаимодействует

Растворяется в воде в присутствии аммиака

С водой не взаимодействует

Растворяется в воде в присутствии аммиака

Растворяется в воде в присутствии аммиака

Приложение 2 (рисунок 1) Приложение 2 (рисунок 2)

Взаимодействие гидроксида меди(I I ) с соляной кислотой (1),

гидроксидом аммония (2) и гидроксидом натрия:

А) исходные образцы; Б) после добавления реактивов.

Приложение 2, рисунок 3

Приложение 3, рисунок 1

Влияние кислорода на взаимодействие

меди с раствором аммиака (А) и полученные растворы (Б):

получение кислорода разложением пероксида водорода;

пропускание кислорода через раствор аммиака с медью;

добавление капли пероксида водорода в раствор аммиака с медью.

Приложение 4, рисунок 1

Приложение 4, рисунок 2

Взаимодействие оксида меди(I I ) с соляной кислотой (1),

гидроксидом аммония (2) и гидроксидом натрия:

А) исходные образцы; Б) после добавления реактивов.

Приложение 5, рисунок 1

Рис.6. Растворение меди в растворе аммиака:

пробирка с медью до пробки заполнена раствором аммиака;

раствор после взаимодействия меди с раствором аммиака;

Источник