Оксид меди с хлором уравнение
- Химические свойства оксида меди
- Как получить хлорид меди
- Как окислить медь
Оксид меди (I) - Cu2O. В природе его можно встретить в виде минерала куприта. Также известны такие его названия, как закись меди, гемиоксид меди и оксид димеди. Оксид меди (I) относится к группе амфотерных оксидов.
Химические свойства
Cu2O не реагирует с водой. Оксид меди (I) диссоциирует в минимальной степени:
Cu2O+H2O=2Cu(+)+2OH(-).
Cu2O можно перевести в раствор следующими путями:
- Окисление:
Cu2O+6HNO3=2Cu(NO3)2+3H2O+2NO2;
2Cu2O+8HCl+O2=4CuCl2+4H2O.
- Реакция с концентрированной соляной кислотой:
Сu2O+4HCl=2H[CuCl2]+H2O.
- Реакция между оксидом меди (I) и концентрированной щелочью:
Cu2O+2OH(-)+H2O=2[Cu(OH)2](-).
- Реакция с концентрированными растворами солей аммония:
Cu2O+2NH4(+)=2[Cu(H2O)(NH3)](+).
- Реакция с концентрированным гидратом аммиака:
Cu2O+4(NH3*H2O)=2[Cu(NH3)2]OH+3H2O.
Cu2O в водном растворе может осуществлять следующие реакции:
- Окисление кислородом до Cu(OH)2:
2Cu2O+4H2O+O2=4Cu(OH)2.
- В реакции с разбавленными галогенводородными кислотами (вместо HHal можно поставить Cl, I, Br) образуется галогениды меди:
Cu2O+2HHal=2CuHal+H2O.
- Реакция с разбавленной серной кислотой является диспропорционированием. То есть оксид меди (I) является и окислителем и восстановителем одновременно:
Cu2O+H2SO4=CuSO4+Cu+H2O.
- Реакция восстановления до Cu гидросульфитом натрия, или любыми другими типичными восстановителями:
2Cu2O+2NaHSO3=4Cu+Na2SO4+H2SO4.
Реакции с азидоводородом:
- Реакция при охлаждении 10-15оС:
Сu2O+5HN3=2Cu(N3)2+H2O+NH3+N2.
- Реакция при температуре 20-25оС:
Сu2O+2HN3=2CuN3+H2O.
Реакции при нагревании:
- Разложение при 1800оС:
2Cu2O=4Cu+O2.
- Реакция с серой:
2Cu2O+3S=2Cu2S+SO2 (температура более 600оС);
2Cu2O+Cu2S=6Cu+SO2 (температура 1200-1300оС).
- В токе водорода при нагревании оксид углерода реагирует с алюминием:
Cu2O+H2=2Cu+H2O (температура выше 250оС);
Cu2O+CO=2Cu+CO2 (температура 250-300оС);
3Cu2O+2Al=6Cu+2Al2O3 (температура 1000оС)
Оксид меди (II) - CuO. Также известно название окись меди. В обычных школах (не специализирующихся на химии) именно его изучают. Это основной оксид, двухвалентный. В природе оксид меди (II) встречается в виде минерала мелаконита или его еще называют теноритом.
Химические свойства
Оксид меди (III) - Cu2O3 - окисел металла меди. Является сильным окислителем.
ХОД УРОКА
Учитель ставит перед учащимися цель урока: опираясь на имеющиеся знания о свойствах веществ, спрогнозировать, подтвердить практически, обобщить сведения о меди и ее соединениях.
Учащиеся составляют электронную формулу атома меди, выясняют, какие степени окисления может проявлять медь в соединениях, какими свойствами (окислительно-восстановительными, кислотно-основными) будут обладать соединения меди.
В тетрадях учеников появляется таблица.
Для подтверждения и дополнения предположений учащиеся выполняют лабораторные опыты по инструкции и записывают уравнения проведенных реакций.
Инструкции для самостоятельной работы парами
1. Прокалите медную проволоку в пламени. Отметьте, как изменился ее цвет. Горячую прокаленную медную проволоку поместите в этиловый спирт. Обратите внимание на изменение ее цвета. Повторите эти манипуляции 2–3 раза. Проверьте, не изменился ли запах этанола.
Запишите два уравнения реакций, соответствующие проведенным превращениям. Какие свойства меди и ее оксида подтверждаются этими реакциями?2. К оксиду меди(I) прилейте соляную кислоту.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций, учитывая, что хлорид меди(I) – нерастворимое соединение. Какие свойства меди(I) подтверждаются этими реакциями?3. а) В раствор сульфата меди(II) поместите гранулу цинка. Если реакция не идет, нагрейте раствор. б) К оксиду меди(II) прилейте 1 мл серной кислоты и нагрейте.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди подтверждаются этими реакциями?4. В раствор сульфата меди(II) поместите полоску универсального индикатора.
Объясните результат. Запишите ионное уравнение гидролиза по I ступени.
К раствору карбоната натрия прилейте раствор сульфата мед(II).
Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции совместного гидролиза в молекулярном и ионном видах.5. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор аммиака.
Какие изменения произошли? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают проведенные реакции?6. К сульфату меди(II) прилейте раствор йодида калия.
Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции. Какое свойство меди(II) доказывает эта реакция?7. В пробирку с 1 мл концентрированной азотной кислоты поместите небольшой кусочек медной проволоки. Закройте пробирку пробкой.
Что наблюдаете? (Пробирку отнесите под тягу.) Запишите уравнение реакции.
В другую пробирку налейте соляной кислоты, поместите в нее небольшой кусочек медной проволоки.
Что наблюдаете? Объясните свои наблюдения. Какие свойства меди подтверждаются этими реакциями?8. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете? Полученный осадок нагрейте. Что произошло? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди подтверждаются этими реакциями?9. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор глицерина.
Какие изменения произошли? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают эти реакции?10. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор глюкозы и нагрейте.
Что получилось? Запишите уравнение реакции, используя для обозначения глюкозы общую формулу альдегидов
.Какое свойство соединения меди доказывает эта реакция?
11. К сульфату меди(II) прилейте: а) раствор аммиака; б) раствор фосфата натрия.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают проведенные реакции?
Учитель задает вопрос, касающийся свойств конкретного вещества. Учащиеся, выполнявшие соответствующие опыты, докладывают о проведенном эксперименте и записывают уравнения реакций на доске. Затем учитель и ученики дополняют сведения о химических свойствах вещества, которые невозможно было подтвердить реакциями в условиях школьной лаборатории.
Порядок обсуждения химических свойств соединений меди
1. Как медь реагирует с кислотами, с какими еще веществами может реагировать медь?
Записываются уравнения реакций меди с:
• концентрированной и разбавленной азотной кислотой:
• концентрированной серной кислотой:
• соляной кислотой в присутствии кислорода:
2. Какие свойства проявляют оксид и хлорид меди(I)?
Обращается внимание на осно'вные свойства, способность к комплексообразованию, окислительно-восстановительную двойственность. Записываются уравнения реакций оксида меди(I) с:
• соляной кислотой до образования CuCl:
• реакций восстановления и окисления Cu2O:
• диспропорционирования при нагревании:
3. Какие свойства проявляет оксид меди(II)?
Обращается внимание на осно'вные и окислительные свойства. Записываются уравнения реакций оксида меди(II) с:
CuO + 2H + = Cu 2+ + H2O;
4. Какие свойства проявляет гидроксид меди(II)?
Обращается внимание на окислительные, осно'вные свойства, способность к комплексообразованию с органическими и неорганическими соединениями. Записываются уравнения реакций с:
• уравнение реакции разложения:
5. Какие свойства проявляют соли меди(II)?
Обращается внимание на реакции ионного обмена, гидролиза, окислительные свойства, комплексообразование. Записываются уравнения реакций сульфата меди с:
Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+ ;
и уравнения реакций:
Cu 2+ + HOH = CuOH + + H + ;
• совместного гидролиза с карбонатом натрия с образованием малахита:
В дополнение можно рассказать учащимся о взаимодействии оксида и гидроксида меди(II) с щелочами, что доказывает их амфотерность:
Подводится итог: с повышением степени окисления возрастают окислительные свойства соединений меди. Ионы меди способны к комплексообразованию. У соединений меди проявляются осно'вные свойства, хотя оксид и гидроксид меди(II) в жестких условиях могут реагировать с щелочами, проявляя слабую амфотерность.
Оставшееся время урока можно потратить на выполнение упражнений и решение расчетных задач.
Упражнение 1. Осуществите цепочку превращений:
Упражнение 2. Предложите не менее восьми способов получения хлорида меди(II).
Упражнение 3. Составьте цепочки превращений, соответствующие следующим схемам, и осуществите их:
Задача 1. Сплав меди с алюминием обработали сначала избытком щелочи, а затем избытком разбавленной азотной кислоты. Вычислите массовые доли металлов в сплаве, если известно, что объемы газов, выделившихся в обеих реакциях (при одинаковых условиях), равны между собой
[1, с. 237, № 1464].
(Ответ. Массовая доля меди – 84%.)
Задача 2. При прокаливании 6,05 г кристаллогидрата нитрата меди(II) получено 2 г остатка. Определите формулу исходной соли [2, с. 204, № 836].
Задача 3. Медную пластинку массой 13,2 г опустили в 300 г раствора нитрата железа(III) с массовой долей соли 0,112. Когда ее вынули, оказалось, что массовая доля нитрата железа(III) стала равной массовой доле образовавшейся соли меди(II). Определите массу пластинки после того, как ее вынули из раствора [2, с. 204, № 841].
(Ответ. 10 г.)
Домашнее задание. Выучить материал, записанный в тетради. Составить цепочку превращений по соединениям меди, содержащую не менее десяти реакций, и осуществить ее.
1. Пузаков С.А., Попков В.А. Пособие по химии для поступающих в вузы. Программы. Вопросы, упражнения, задачи. Образцы экзаменационных билетов. М.: Высшая школа, 1999, 575 с.
2. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. 2000 задач и упражнений по химии. Для школьников и абитуриентов. М.: 1-я Федеративная книготорговая компания, 1998, 512 с.
Реакция взаимодействия меди и хлора.
Уравнение реакции взаимодействия меди и хлора:
Медь взаимодействует с хлором . Реакция взаимодействия меди и хлора представляет собой сгорание меди в атмосфере хлора .
Реакция меди и хлора протекает при условии: при предварительном нагревании меди до температуры 200-300 °C.
В результате реакции происходит образование хлорида меди .
В ходе реакции меди и хлора при стандартных условиях выделяется тепловая энергия (теплота).
Таким образом, реакция меди и хлора носит экзотермический характер.
- ← Реакция цинка и хлора
- Реакция кальция и азотной кислоты →
- Концепция инновационного развития общественного производства – осуществления Второй индустриализации России на период 2017-2022 гг. (105 890)
- Экономика Второй индустриализации России (101 445)
- Программа искусственного интеллекта ЭЛИС (22 626)
- Метан, получение, свойства, химические реакции (15 889)
- Мотор-колесо Дуюнова (15 097)
- Гидротаран – самодействующий энергонезависимый водяной насос (14 456)
- Природный газ, свойства, химический состав, добыча и применение (13 932)
- Крахмал, свойства, получение и применение (13 498)
- Прямоугольный треугольник, свойства, признаки и формулы (13 057)
- Целлюлоза, свойства, получение и применение (11 902)
- Пропилен (пропен), получение, свойства, химические реакции (11 645)
- Этилен (этен), получение, свойства, химические реакции (11 162)
- Бутан, получение, свойства, химические реакции (9 843)
- Оксид алюминия, свойства, получение, химические реакции (9 362)
- Оксид железа (III), свойства, получение, химические реакции (9 133)
Настоящий сайт посвящен авторским научным разработкам в области экономики и научной идее осуществления Второй индустриализации России.
Он включает в себя:
– экономику Второй индустриализации России,
– теорию, методологию и инструментарий инновационного развития – осуществления Второй индустриализации России,
– организационный механизм осуществления Второй индустриализации России,
– справочник прорывных технологий.
Мы не продаем товары, технологии и пр. производителей и изобретателей! Необходимо обращаться к ним напрямую!
Мы проводим переговоры с производителями и изобретателями отечественных прорывных технологий и даем рекомендации по их использованию.
Осуществление Второй индустриализации России базируется на качественно новой научной основе (теории, методологии и инструментарии), разработанной авторами сайта.
Конечным результатом Второй индустриализации России является повышение благосостояния каждого члена общества: рядового человека, предприятия и государства.
Вторая индустриализация России есть совокупность научно-технических и иных инновационных идей, проектов и разработок, имеющих возможность быть широко реализованными в практике хозяйственной деятельности в короткие сроки (3-5 лет), которые обеспечат качественно новое прогрессивное развитие общества в предстоящие 50-75 лет.
Та из стран, которая первой осуществит этот комплексный прорыв – Россия, станет лидером в мировом сообществе и останется недосягаемой для других стран на века.
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.:
Нахождение в природе.
Медь встречается главным образом в виде сульфидных соединений. Наиболее важные минералы — медный блеск Cu2S , медный колчедан (халькопирит) CuFeS2 и борнит Cu3FeS2 входят в состав так называемых полиметаллических сульфидных руд. Реже встречаются кислородсодержащие соединения: малахит (основной карбонат меди) СuСО3 • Сu(ОН)2 , азурит 2СuСО3 • Сu(ОН)2 и куприт СuO2 .
Физические свойства.
Медь — металл красного цвета, плавится при температуре 1083°С, кипит при 2877°С. Чистая медь довольно мягка, легко поддается прокатке и вытягиванию. Примеси увеличивают твердость меди. Медь отличается очень высокой электро- и теплопроводностью. Примеси мышьяка и сурьмы значительно уменьшают электропроводность меди. Медь образует различные сплавы (латуни, бронзы и др.).
Химические свойства.
Медь относится к числу малоактивных металлов. На холоду она очень слабо взаимодействует с кислородом воздуха, покрываясь пленкой оксида, которая препятствует дальнейшему окислению меди. При нагревании медь окисляется полностью:
Сухой хлор на холоду не взаимодействует с медью, однако в присутствии влаги реакция проходит довольно энергично:
При нагревании медь довольно энергично взаимодействует с серой:
Медь может растворятся только в кислотах-окислителях. В концентрированной серной кислоте она растворяется только при нагреваний, a в азотной — и на холоду:
Получение.
Процесс получения меди состоит из нескольких стадий. Сначала сульфидную руду обжигают. При этом часть меди превращается в оксид:
Затем проводят плавку на штейн и получают сульфид меди (I). При этом к огарку прибавляют кокс и песок для образования шлака:
Далее штейн подвергают конвертерной плавке:
Получаемая медь называется черновой. Очищают медь рафинированием. Электролитом служит раствор сульфата меди, анодом — медные болванки ,катодом — пластинка чистой меди. При пропускании электрического тока через электролит медь анода растворяется, а на катоде выделяется чистая медь.
Оксид меди
Обладает основными свойствами. Он может взаимодействовать с кислотами и кислотными оксидами:
Оксид меди не растворим в воде. При нагревании оксида меди и присутствии восстановителя довольно легко происходит его восстановление:
Оксид меди получают окислением меди при нагревании или прокаливанием гидроксида меди:
Оксид меди встречается в природе в продуктах выветривания некоторых медных руд. Он используется в производстве стекла и эмалей как зеленый и синий красители (медно-рубиновое стекло), как окислитель в органическом анализе и в медицине.
Гидроксид меди
Гидроксид меди Сu(ОН)2. Выпадает в виде осадка при действии на растворы солей меди (II) растворов щелочей (но не аммиака):
При действии аммиака на соли меди (II) сначала выпадает гидроксид меди, который очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:
Аммиакат меди окрашен в интенсивный сине-фиолетовый цвет, Поэтому он позволяет обнаружить малые количества ионов меди (П) в растворе. Эта реакция применяется в аналитической химии.
Гидроксид меди обладает очень слабо выраженными амфотерными свойствами. В кислотах он растворяется легко, в концентрированных растворах щелочей — с большим трудом. В первом случае образуются соли меди, во втором — гидроксокупраты:
Гидроксид меди может восстанавливаться до гемиоксида меди при нагревании С различными не очень сильными восстановителями: альдегидами, сахарами, гидразином, гидроксиламином и др.:
Гемиоксид, или оксид меди (I)
Гемиоксид, или оксид меди (I) , Си20. Обладает только основными свойствами. Часть солей меди (I) хорошо растворима, но довольно неустойчива и легко окисляется кислородом воздуха. Устойчивыми соединениями меди (I) являются, как правило, либо нерастворимые соединения (Cu2S, Cu2O, Cu2I2), либо комплексные соединения ( Cu(NH3) + 2 и др.). Гемиоксид меди применяется для изготовления купроксных выпрямителей переменного тока.
При растворении гемиоксида меди в кислородсодержащих кислотах, например серной, образуются соли меди (II) и медь:
а при растворении в галогеноводородных кислотах — соли меди (I):
Многие соли меди (II) хорошо растворимы в воде, но подвержены гидролизу, поэтому в растворе всегда должен быть небольшой избыток кислоты. Нерастворимыми солями меди (II) являются сульфид CuS, карбонат (основной карбонат) СuСO3• Сu(ОН)2 • 0,5Н2О , оксалат СuС2O4 и фосфат Сu3(РO4)2.
Под действием восстановителей соли меди (II) в кислом растворе могут восстанавливаться до солей меди (I):
Аммиачные растворы солей меди (I) могут взаимодействовать с ацетиленом, образуя ацетиленид меди;
Читайте также: