- Взаимодействует с металлами
- Химия меди и ее соединений
- CuS+O2 сложить химическую реакцию
- Гидроксосоли (основные соли)
- Формулы и названия гидроксосолей по полусистематической (международной) номенклатуре
- CuS+O2=CuO+So2 помогите расписать овр
- Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: Cu 1 Cu…
- 5.7. Оксид и гидроксид меди (I)
Взаимодействует с металлами
Mg + O2 t→ MgO
Al + O2 t→ Al2O3 оксидная пленка
3) Взаимодействует со щелочными металлами (кроме Li) с образованием пероксидов и надпероксидов
Na + O2 → пероксид натрия
Na + O2 → надпероксид натрия
Na2O2 + O2 P, t→ NaO2
K + O2 → озонид калия
II. Взаимодействие со сложными веществами – окисляет очень многие вещества. Часто в зависимости от избытка-недостатка кислорода или присутствия катализаторов могут быть получены различные продукты:
H2S + O2 (недост.) → S + H2O
H2S + O2 (изб.) → SO2+ H2O
NH3+ O2 Pt→ NO + H2O
NH3 + O2 → N2 + H2O
NO + O2 → NO2
CuS + O2 → CuO + SO2
CH4 + O2 → CO2 + H2O органические соединения сгорают в кислороде до CO2 и H2O
Окисляет некоторые соли в растворе:
Na2SO3 + O2 → Na2SO4
Вместо кислорода в большинстве реакций можно использовать воздух, однако интенсивность реакции будет меньше
ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА
В лаборатории
Электролизом водных растворов щелочей
NaOH →←
При термическом или каталитическом разложении кислородсодержащих соединений
KMnO4 t→ K2MnO4 + MnO2 + O2
H2O2 MnO2→ H2O + O2
KClO3 MnO2→ KCl + O2
KNO3 t→ KNO2 + O2
K2Cr2O7 t→ K2CrO4 + Cr2O3 + O2
HgO t→ Hg + O2 так кислород был получен впервые
3) Взаимодействием пероксидов и надпероксидов щелочных металлов с углекислым газом(эта реакция используется для регенерации воздуха на подводных лодках и космических станциях)
KO2 + CO2 → K2CO3 + O2
В промышленности
Перегонкой жидкого воздуха
tкип (воздуха) = -190 °С
tкип(О2) = -183 °С – уже жидкий
tкип(N2)= -195,8 °С – все еще газообразный
При температуре -190 °С азот испаряется, а кислород остается. Полученный таким образом кислород содержит 2-3 % N2 и Ar
Особо чистый кислород получают электролизом растворов щелочей или электролизом воды
Химия меди и ее соединений
В природе медь находится в основном в виде соединений: халькозина Cu2S, ковелина CuS, куприта Cu2O, малахита (CuOH)2CO3 и других соединений, но встречается и в самородном состоянии.
CuS+O2 сложить химическую реакцию
Получение обычно складывается из нескольких этапов: обжига сульфидов, восстановления полученных оксидов углем и рафинирования меди:
2CuS + 3O2 ® 2SO2 + 2CuO
CuO + СО ® Cu + СО2
Медь — мягкий красный металл, хорошо проводит тепло и электрический ток. Медь образует сплавы: латунь (60-90% Cu и 10-40% Zn), бронзы (например, 80% Cu, 15%Sn, 5% Zn), мельхиор (80% Cu, 20% Ni) и другие сплавы.
Медь расположена в ряду напряжений после водорода и не реагирует с обычными кислотами в отсутствии окислителей:
Cu + H2SO4 (разб.) ¹
Cu + HСl ¹
Однако медь реагирует с кислотами окислителями:
Cu + 2H2SO4 (конц.) ® CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 4HNO3 (конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3 (разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Красный оксид меди(I) Cu2O образуется при нагревании до 200оС меди на воздухе при недостатке кислорода.
Соответствующий оксид CuOH нестоек, распадаясь на оксид и воду, и легко окисляется до Cu(OH)2. Из соединений меди(I) устойчивы лишь комплексные соединения, например, [Cu(NH3)2]OH или H[Cu(CN)2], или малорастворимые вещества, например белый CuI.
Черный оксид меди(II) CuO получается при нагревании меди на воздухе выше 300оС при избытке кислорода.
При нагревании выше 1000оС CuO распадается на Cu2O и кислород.
Голубой осадок гидроксида меди(II) Cu(OН)2 получают действием щелочей на соли меди(II):
CuSO4 + 2NaOH ® Cu(OН)2¯ + Na2SO4
При нагревании этот осадок чернеет вследствие образования черного оксида меди(II):
Cu(OН)2¯ СuO + H2O
Гидроксид меди(II) Cu(OН)2 имеет амфотерные свойства с преобладанием основных свойств.
Кислотные свойства Cu(OН)2 не наблюдаются в растворах, но проявляются при сплавлении или действии концентрированных щелочей:
Cu(OН)2¯ + Н2SO4 ® CuSO4 + 2H2O
Cu(OН)2¯ + NaOH ¹ не идет в растворе
Cu(OН)2¯ + 2NaOH (конц.) ® Na2[Cu(OH)4]
Ионы меди(II) образуют комплексные соединения.
Так, образование интенсивно-синего тетраммина меди(II) используется для обнаружения ионов меди(II) в растворе:
CuSO4 + 4NH4OH ® [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
Соли меди(II) имеют вследствие гидролиза кислую среду:
2CuSO4 + 2H2O(CuOH)
2SO4 + H2SO4
Cu2+ + SO42- + H2O
CuOH+ + H+ + SO42-
Cu2+ + H2O
CuOH+ + H+ (pH<7)
Окислительные свойства для ионов меди(II) мало характерны, но проявляются при взаимодействии с иодид-ионом:
2CuSO4 + 4KI ® 2CuI¯ + I2 + 2K2SO4
Медь является микроэлементом.
В больших концентрациях соединения меди токсичны и используются как пестициды.
Гидроксосоли (основные соли)
Гидроксосоли представляют собой продукт неполного замещения гидроксид-ионов основания кислотными остатками.
В составе сложного катиона основной соли присутствуют один или несколько гидроксид-ионов:
Al(OH)Cl2 Û AlOH2+ + 2Cl-
Al(OH)2Cl Û Al(OH)2+ + Cl-
По международной систематической номенклатуре названия основных солей имеют, например,следующий вид:
Zn(OH)Cl- цинк гидроксид хлорид
Al(OH)2NO3 – алюминий дигидроксид триоксонитрат (V)
Полусистематическая (международная) номенклатура использует для основных солей термин «гидроксосоли», при этом соответствующие количественные приставки в названиях гидроксосолей указывают количество гидроксид-ионов в формуле соли.
На первом месте в названии соли указывается анион кислотного остатка, приставка «гидроксо» пишется далее слитно с названием соответствующего катиона, например:
Mg(OH)Cl — хлорид гидроксомагния (допускается запись без круглых скобок: MgOHCl)
[(Al(OH)2]2SO4 – сульфат дигидроксоалюминия
Al(OH)SO4 сульфат гидроксоалюминия
В русской номенклатуре названия основных солей образовывали от средних солей с прибавлением слова «основной».
Для трех- и четырехкислотных оснований указывали число замещенных гидроксид-ионов, например,
(ZnOH)2SO4 – основной сернокислый цинк
FeOHCl- основное хлористое железо
[Al(OH)2]3PO4- основной однозамещенный ортофосфорнокислый алюминий
[Al(OH)]3(PO4)2- основной двузамещенный ортофосфорнокислый алюминий
Большое затруднение, обычно, возникает, как и для гидросолей, при составлении формул и названий гидроксосолей, поэтому рассмотрим этот вопрос более подробно.
Формулы и названия гидроксосолей по полусистематической (международной) номенклатуре
Также как в случае гидросолей, в названии гидроксосоли отражен ее состав, при этом необходимо помнить:
однокислотные основания, содержащие одну ОН- — группу (NaOH, KOH, NH4OH и т.д.) не образуют гидроксосолей, т.к. в их растворах существует один вид катионов, например:
NaOH Û OH- + Na+
гидроксид-ионы всегда входят в состав катиона соли ( CuOH+, Al(OH)2+ и т.д.). Именно поэтому приставка «гидроксо» ставится после названия аниона.
Составим формулы гидроксосолей по их названиям:
сульфат гидроксомеди (II ), состав соли:
SO42-OH- Cu2+
CuOH+ — катион соли (его суммарный заряд
определяют по заряду катиона металла и гидроксид-иона или сумме зарядов OH- , если их несколько ).
Формула соли имеет вид: (CuOH)2SO4.
Приставка «гидроксо» указывает на присутствие в составе катиона соли одной -ОН группы, «дигидроксо» – двух -ОН групп (в растворе после диссоциации – гидроксид-ионов ОН-) .
При этом напоминаем еще раз, что в первую очередь называют кислотный остаток в составе соли, а потом катион (это правило продемонстрировано в названиях средних и гидросолей ). Приведем еще два примера:
Нитрат гидроксоалюминия
NO3-OH- Al3+
AlOH2+- катион соли, формула – AlOH(NO3)2
Сульфитдигидроксоалюминия
SO32-2OH- Al3+
Al(OH)2+ — катион соли (его суммарный заряд [(3+)+2(1-)=1+])
Формула соли: (Al(OH)2)2SO3.
Теперь давайте назовем соль по ее формуле:
+2
(FeOH)3PO4
- стехиометрический коэффициент, стоящий за скобками и указывающий количество катионов, не будет входить в название соли: FeOH+ — катион гидроксожелеза (II).
Название соли:ортофосфат гидроксожелеза (II).
+3
(Fe(OH)2)2SO4 — кислотный остаток– SO42- — сульфат-ион, Fe(OH)2+ — катион дигидроксожелеза (III), название соли —сульфат дигидроксожелеза (III).
Получают гидроксосоли выше перечисленными способами.
Наиболее часто встречаются следующие:
1. кислота (или кислотный оксид) + основание (основной оксид),
(избыток по сравнению с получением нормальной соли – см. число молей основания (м) на 1 моль кислоты).
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + H2O
0.5 м 1 м хлорид железа(II)
Fe(OH)2 + HCl = Fe(OH)Cl + H2O
1м 1м хлорид гидроксожелеза (II)
избыток основания ( по сравнению с предыдущей реакцией ).
взаимодействие средней соли с основанием:
FeSO4 + Fe(OH)2 = (FeOH)2SO4¯
Как правило, гидроксосоли соли растворимы хуже средних солей.
Так же, как гидросоли, они часто встречаются в природе в составе различных пород. Образование осадков карбонатов, хлоридов и сульфатов гидроксомеди (II) наблюдается в городах на поверхности бронзовых памятников (бронза содержит медь) при протекании ряда реакций с компонентами окружающей среды (O2, H2О, HCl, H2СО3, H2SO4 ):
2Cu + O2 + 2H2O = 2 Cu(OH)2¯
2Cu + O2 + 2H2SO4 = 2CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 ¯ + CuSO4 = (CuOH)2SO4¯ — зелено-голубой осадок на бронзе (патина).
Гидроксосоли можно перевести в средние при добавлении кислот (рекомендуется добавлять сильную кислоту).
При этом происходит реакция нейтрализации:
Fe(OH)Cl ¯ + HCl = FeCl2 + H2O
2Fe(OH)Cl ¯ + H2SO4 = FeCl2 + FeSO4 + 2H2O
Чтобы определить, какие гидроксосоли может образовать данное основание, необходимо рассмотреть его ступенчатую диссоциацию (основание может последовательно отщеплять гидроксид-ионы).
Это позволяет определить вид и заряд всех возможных катионов в растворе данного основания:
Са(ОН)2 ↔ ОН- + СаОН+ — 1 ступень – катион гидроксокальция
СаOH+ ↔ OH- + Са2+— 2 ступень – катион кальция
При взаимодействии такого основания с кислотой, например HCl, могут образоваться следующие соли: Ca(OH)Clи CaCl2.
Определив виды солей, можно записать уравнения реакций их образования при различном соотношении основания и кислоты:
Ca(OH)2 + HCl = Ca(OH)Cl + H2O хлорид гидроксокальция
Ca(OH)2 + 2 HCl = CaCl2 + H2O хлорид кальция
Рассмотрим еще один пример:
3+ 3(1-) 1+ 1-
Al(OH)3 + HNO3 = ?
OH- + Al(OH)2+ H+ + NO3-
OH- + AlOH2+
OH- + Al3+
Примечание: для определения заряда сложного катиона соли рекомендуем указать заряд гидроксид-иона и катиона металла в формуле основания (например, Al3+ и OH- ).
Как правило, при единичных заряда цифра 1 может не ставиться.
Эта схема позволяет написать следующие формулы солей:
Al(OH)2NO3 — нитрат дигидроксоалюминия
AlOH(NO3)2 — нитрат гидроксоалюминия
Al(NO3)3 — нитрат алюминия
Очень часто встречаются более сложные случаи взаимодействия оснований и кислот, а именно, многоосновной кислоты и многокислотного основания.
В таком случае образуется несколько видов солей (нормальная, одна или несколько гидро- и гидроксосолей).
CuS+O2=CuO+So2 помогите расписать овр
Рассмотрим пример, используя как вспомогательное действие ступенчатую диссоциацию кислоты и основания:
2+ 2 (1-) 2(1+) 2-
Be(OH)2 + H2SO4 = ?
OH- + BeOH+HSO4- + H+
OH- + Be2+SO42- + H+
Эта схема позволяет записать формулы трех солей:
BeSO4 – сульфат бериллия Be(HSO4)2 — гидросульфат бериллия и (BeOH)2SO4 — сульфат гидроксобериллия.
Примечание: не бывает солей, в которых присутствуют одновременно ион Н+ и ОН-, т.к.
они взаимодействуют с образованием Н2О.
Определив возможные соли, можно записать уравнения реакций их образования:
Be(OH)2 + H2SO4 = BeSO4 + H2O
Be(OH)2 + 2 H2SO4 = Be(HSO4)2 + 2H2O
2Be(OH)2 + H2SO4 = (BeOH)2SO4 + H2O
Рассмотрим еще один пример:
3+ 3(1-) 2(1+) 2-
Fe(OH)3 + H2SO4 = ?
OH- + Fe(OH)2+HSO4- + H+
OH- + FeOH+SO42- + H+
OH- + Fe3+
Запишем формулы возможных солей:
Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III); Fe(HSO4)3 – гидросульфат железа (III);
(Fe(OH)2)2SO4 – сульфат дигидроксожелеза (III); Fe(OH)SO4–сульфат гидроксо железа (III).
Предложенная схема позволяет проанализировать, какие соли могут образоваться при взаимодействии основания с кислотой при их различном соотношении.
Напомним, что гидросоли (кислые соли) и гидроксосоли (основные соли) образуются также при гидролизе средних (нормальных) солей.
Примечание. При написании названий солей вы можете использовать любую разновидность химической номенклатуры, по наиболее узнаваемой и понятной для вас же будет полусистематическая (международная) номенклатура, которую мы и рекомендуем в качестве основной.
Вернемся теперь к нашему заданию (п. 2). По полусистематической (международной) номенклатуре названия солей будут такими:
Al2S3 – сульфид алюминия, либо сульфид Al (нормальная или средняя соль);
Al(HS)3 – гидросульфид алюминия, либо гидросульфид Al (гидросоль или кислая соль);
Al(OH)S – сульфид гидроксоалюминия, либо сульфид гидроксо Al (гидроксосоль или основная соль (двузамещенная));
[Al(OH)2]2S – сульфид дигидроксоалюминия, либо сульфид дигидроксо Al (гидроксоль или основная соль (однозамещенная)).
Примечание: в названиях солей приставка «гидро» пишется слитно с названием аниона (кислотного остатка), в названиях основных солей приставка «гидроксо» пишется слитно с названием катиона и после названия аниона.
В названиях солей катион (в нашем случае – Al(Al3+)), может быть записан либо полным названием, либо химическим символом (см. периодическую таблицу).
Теперь по п.3 задания I части.
Для выполнения данного задания вам рекомендуется прочитать из уже упоминавшегося «Опорного конспекта лекций по химии» раздел: «Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева», стр. 34-58.
Электронная формула атома
Электронная формула или электронный паспорт – это формула записи распределения электронов в атомах по энергетическим уровням и подуровням.
Количество электронов в атоме равно его порядковому номеру в периодической системе.
В нашем случае у Al должно быть 13 электронов, т.к. его номер 13. Электронная формула запишется так: 1s22s22p63s23p1. Запись начинается с низшего (первого) энергетического уровня. Далее следует буквенная запись энергетического подуровня, определяющего форму электрона (электронного облака). Число электронов на подуровне указывается цифрой справа у буквенного обозначения подуровня.
Таким образом, из приведенной выше электронной формулы следует, что у атома алюминия на первом энергетическом уровне находится два s-электрона, на втором – восемь электронов, из них два s-электрона и шесть p-электронов, на третьем – три электрона, из них два s-электрона и один p-электрон.
Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: Cu 1 Cu…
5.7. Оксид и гидроксид меди (I)
Оксид меди (I) Cu2O – красновато-коричневые кристаллы с кубической кристаллической решеткой, в которых реализуется линейно-тетраэдрическая координация атомов, плотность 6,1 г/см3, температура плавления 1242°С.
В воде не растворяется и не реагирует с ней. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.
Взаимодействует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:
Cu2O + 2NaOH + H2O = 2Na[Cu(OH)2].
В водных растворах аммиака образует гидроксид диамминмеди (I):
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH.
С соляной кислотой взаимодействует с образованием дихлорокупрата (I) водорода:
Cu2O + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2O.
С бромоводородом и йодоводородом образует соли меди (I):
Cu2O + 2HBr = 2CuBr + H2O;
Cu2O + 2HI = 2CuI + H2O.
В разбавленной серной кислоте диспропорционирует, образуя сульфат меди (II) и металлическую медь:
Cu2O + H2SO4 = Cu + CuSO4 + H2O.
Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:
Cu2O + H2 = 2Cu + H2O;
Cu2O + CO = 2Cu + CO2;
Cu2O + Mg = 2Cu + MgO.
При нагревании окисляется кислородом воздуха:
Оксид меди (I) получают электролизом раствора хлорида натрия с использованием медных электродов.
На катоде выделяется водород, а на аноде растворяется медь с образованием ионов Cu+, при взаимодействии с группами ОН- образуется Cu2O.
Оксид меди (I) образуется при нагревании до 1100°С оксида меди (II):
или при восстановлении сульфата меди глюкозой или гидразином в щелочной среде :
2CuSO4 + C6H12O6 + 4NaOH = Cu2O + C6H12O7 + 2Na2SO4 + 2H2O.
Гидроксид меди (I) CuOH как индивидуальное соединение не выделен.
При взаимодействии солей меди (I) с щелочами в растворе образуется гидратированный оксид Cu2O · nH2O, из раствора выделяется только Cu2O.
При растворении Cu2O в растворах щелочей образуется M[Cu(OH)2].