Медь реагирует с хлором водородом азотной кислотой

Химические свойства меди

Медь является очень мягким, ковким и пластичным металлом с высокой электро- и теплопроводностью. Окраска металлической меди красно-розовая. Медь находится в ряду активности металлов правее водорода, т.е. относится к малоактивным металлам.

В обычных условиях медь с кислородом не взаимодействует. Для протекания реакции между ними требуется нагрев. В зависимости от избытка или недостатка кислорода и температурных условий может образовать оксид меди (II) и оксид меди (I):

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400 о С образуется сульфид меди (I):

При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400 о С образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal₂, где Hal – F, Cl или Br:

В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):

С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.

Кислотами-неокислителями являются практически все кислоты, кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. Поскольку кислоты-неокислители в состоянии окислить только металлы, находящиеся в ряду активности до водорода; это означает, что медь с такими кислотами не реагирует.

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO₂).

Реакция меди с разбавленной HNO₃ приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:

Концентрированная HNO₃ легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO₃ азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO₂, NO, N₂O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N₂:

В случае диоксида серы, вместо простого вещества (серы) образуется сульфид меди(I). Связано это с тем, что медь с серой, в отличие от азота, реагирует:

При спекании металлической меди с оксидом меди (II) при температуре 1000-2000 о С может быть получен оксид меди (I):

Также металлическая медь может восстановить при прокаливании оксид железа (III) до оксида железа (II):

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления +3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления +3 до степени окисления +2:

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:

В результате протекания данной реакции медные изделия покрываются рыхлым сине-зеленым налетом гидроксокарбоната меди (II).

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)₂ обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Химические свойства хрома

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения +2, +3 и +6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):

С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно):

С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):

С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:

С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:

С водородом хром не реагирует.

Хром относится к металлам средней активности (расположен в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что реакция протекает между раскаленным до красного каления хромом и перегретым водяным паром:

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N₂:

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H₂ из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления +3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы:

Химические свойства железа

При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину, имеющую формулу Fe₃O₄ и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe₂O₃. Реакция горения железа имеет вид:

При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:

Либо же при избытке серы дисульфид железа:

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F₂ =t o => 2FeF₃ – фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl₂ =t o => 2FeCl₃ – хлорид железа (lll)

2Fe + 3Br₂ =t o => 2FeBr₃ – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I₂ при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H₂SO₄ (конц.) и HNO₃ любой концентрации):

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до +2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. +3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:

Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.

На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:

С водой в отсутствие кислорода железо не реагирует ни в обычных условиях, ни при кипячении. Реакция с водой протекает лишь при температуре выше температуры красного каления (>800 о С). т.е.:

Задание 6.1

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых железо реагирует без нагревания.

1) хлорид кальция (р-р)
2) сульфат меди (II) (р-р)
3) концентрированная азотная кислота
4) разбавленная соляная кислота
5) оксид алюминия

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Источник - Демонстрационный вариант КИМ ЕГЭ по химии 2019 года

Железо будет реагировать с раствором сульфата меди (II). Данная реакция обусловлена тем, что железо в ряду активностей металлов (в электрохимическом ряду напряжений) стоит левее меди (следовательно, железо активнее меди). В связи с этим железо способно вытеснять медь из ее соли:
Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

В случае хлорида кальция железо реагировать не будет, так как кальций находится в указанном ряду левее железа, следовательно, является более активным металлом.

Также железо реагирует без нагревания с разбавленной соляной кислотой с образованием хлорида железа (II):
Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ (без доступа воздуха).

Также напомним, что в концентрированной азотной кислоте железо пассивируется.

Ответ: 24

Задание 6.2

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых реагирует углерод.

1) оксид свинца (IV)
2) сульфат меди (II) (р-р)
3) разбавленная соляная кислота
4) концентрированная серная кислота
5) хлорид хрома (III) (р-р)

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Углерод будет восстанавливать оксид свинца (IV):
2C + PbO₂ = Pb + 2CO

Углерод будет взаимодействовать с концентрированной серной кислотой при нагревании:
C + 2H₂SO₄ (конц.) = CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

Ответ: 14

Задание 6.3

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых реагирует медь.

1) гидроксид калия (р-р)
2) хлор
3) сульфат цинка (р-р)
4) хлорид натрия (р-р)
5) нитрат серебра (р-р)

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Медь будет реагировать с хлором:
Cu + Cl₂ = CuCl₂

Медь будет реагировать с раствором нитрата серебра, так как медь находится в ряду активности металлов левее серебра, следовательно, является более активным металлом:
Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

Ответ: 25

Задание 6.4

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых алюминий реагирует без нагревания.

1) сера
2) нитрат меди (II) (р-р)
3) хлорид калия (р-р)
4) концентрированная серная кислота
5) разбавленная соляная кислота

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Алюминий будет реагировать с раствором нитрата меди (II), так как алюминий находится в ряду активностей металлов (в электрохимическом ряду напряжений) левее меди, следовательно, является более активным металлом и способен вытеснять медь из ее соли:
2Al + 3Cu(NO₃)₂ = 2Al(NO₃)₃ + 3Cu

Алюминий также реагирует без нагревания с разбавленной соляной кислотой с образованием хлорида алюминия:
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑.

Для реакций с серой и концентрированной серной кислотой требуется нагревание.

С хлоридом калия алюминий реагировать не будет.

Ответ: 25

Задание 6.5

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых реагирует кремний.

1) бром
2) хлорид калия (р-р)
3) оксид магния
4) концентрированная азотная кислота
5) сульфат меди (II) (р-р)

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Кремний, проявляя восстановительные свойства, реагирует с бромом:
Si + 2Br₂ = SiBr₄

Кремний, являясь восстановителем, также взаимодействует с оксидом магния:
Si + 2MgO = SiO₂ + 2Mg

Ответ: 13

Задание 6.6

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых реагирует хлор.

1) вода
2) концентрированная серная кислота
3) кислород
4) иодид натрия
5) фторид калия

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Хлор взаимодействует с водой:
Cl₂ + H₂O ⇔ HCl + HClO

Хлор реагирует с иодидом натрия, так как окислительная способность хлора выше окислительной способности иода:
Cl₂ + 2NaI = 2NaCl + I₂

Ответ: 14

Задание 6.7

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых взаимодействует кальций.

1) гидроксид калия
2) серная кислота
3) вода
4) хлорид калия
5) карбонат кальция

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Источник - Открытый банк заданий ЕГЭ

Кальций реагирует с серной кислотой:
Ca + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂↑

Кальций взаимодействует с водой:
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂↓ + H₂↑

Ответ: 23

Задание 6.8

Из предложенного перечня выберите два вещества, которые реагируют с оксидом цинка.

1) вода
2) оксид азота (II)
3) гидроксид натрия
4) оксид серы (VI)
5) сульфат калия

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Источник - Открытый банк заданий ЕГЭ

Оксид цинка ZnO взаимодействует с гидроксидом натрия:
ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

Оксид цинка ZnO реагирует с оксидом серы (VI):
ZnO + SO₃ = ZnSO₄

Ответ: 34

Задание 6.9

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых взаимодействует водород.

1) оксид железа (III)
2) серная кислота
3) хлорид кальция
4) азот
5) гидроксид натрия

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Источник - Открытый банк заданий ЕГЭ

Водород взаимодействует с оксидом железа (III):
3H₂ + Fe₂O₃ = 2Fe + 3H₂O

Водород реагирует с азотом:
3H₂ + N₂ = 2NH₃

Ответ: 14

Задание 6.10

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых взаимодействует кальций.

1) метан
2) вода
3) оксид калия
4) сера
5) сульфат натрия

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Источник - Открытый банк заданий ЕГЭ

Кальций взаимодействует с водой:
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂↓ + H₂↑

Кальций реагирует с серой:
Ca + S = CaS

Ответ: 24

Задание 6.11

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых взаимодействует азот.

1) литий
2) водород
3) вода
4) соляная кислота
5) хлорид калия

Запишите в поле ответа номера выбранных веществ.

Источник - Открытый банк заданий ЕГЭ

Азот взаимодействует с литием с образованием нитрида лития:
N₂ + 6Li = 2Li₃N

Азот реагирует с водородом:
N₂ + 3H₂ = 2NH₃

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 растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.

Cr₂O₃ + NaOH + H₂O = Na₃[Cr(OH)₆] (нет прокаливания - в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)

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

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.

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.

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↑

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.

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

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.