Уравнение реакции меди с неметаллами

Видео:Реакции металлов с кислородом и водой. 8 класс.Скачать

Химические и физические свойства меди

Химические свойства меди определяются положением ее в периодической системе Д. И. Менделеева. Обозначение данного металла Cu (купрум, cuprum), он имеет 29-й порядковый номер, находится в первой группе (побочной подгруппе), в 4 большом периоде.

Выделяется отдельный ее вид: черновая медь, которая является при конвертировании продукта кислородом. Атомная (молярная) масса равна 63,5 г/моль, молекулярная масса — 63,5 а. е. м.

В зависимости от соединения, в котором металл находится, он может иметь валентность +1 и +2, но в редких случаях степень окисления может быть +3 и +5, что является исключением. Строение атома Cu и электронная формула показаны на рисунке:

Кристаллическая решетка меди представляет собой каркас в форме куба, который образован прямыми линиями. Решетка довольно прочная, молекулярная, так как в узлах находятся молекулы.

Видео:Все реакции с металлами за 1 урок | ЕГЭ по химии 2024 | Екатерина СтрогановаСкачать

Физические свойства и характеристика

Медь в чистом виде – это довольно ковкий, тягучий, вязкий металл, имеющий красновато-коричневый цвет.

Его твердость достигается путем добавления в состав различных примесей. Она имеет высокую электропроводность и теплопроводность, но примеси, которые зачастую добавляют в сплав, ухудшают эти показатели.

Преимуществом данного металла является устойчивость к коррозии. Температура плавления равна 1085 градусов по Цельсию, а температура кипения – 2562 градуса. Плотность равна 8900 кг/м3. Удельный вес равен 8930 кг/м3.

Медь в чистом виде является диамагнетиком, то есть магнитными свойствами не обладает. Магнититься могут только ее сплавы, где концентрация непосредственно самой меди не более 50%.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

С чем реагирует

Медь НЕ реагирует с водородом, углеродом, азотом, а так же кремнием.

Реагирует с кислотами и солями, оксидами, галогенами, кислородом и неметаллами, но не может реагировать со щелочами, так как находится в электрохимическом ряду после водорода. Так же не может реагировать с фтором, бромом, хлором.

Отношение к кислороду

По отношению к кислороду металл проявляет слабую активность, но при длительном нахождении на воздухе покрывается очень тонкой, почти незаметной зеленоватой пленкой, которая и является оксидом меди.

В зависимости от температуры, при которой протекает реакция, купрум образует 2 оксида: CuO и Cu2O.

Взаимодействие с водой

По причине того, что медь находится в ряду электрохимического напряжения после водорода, она не вытесняет водород из воды. Но если присутствует кислород, водород может вытеснять молекулы металла, за счет чего и происходит окислительно-восстановительная реакция.

Реакции с кислотами

Из-за своего положения в электрохимическом ряду, не вытесняет водород из кислот, поэтому некоторые из них на нее не действуют. Но при достаточном доступе кислорода, растворяются в них, образуя соответствующие кислотам соли.

Отношение к галогенам и неметаллам

С галогенами медь реагирует довольно хорошо. В обычных условиях изменения не особо заметны, но на поверхности со временем образуется очень тонкий слой галогенидов. А при повышенных температурах реакция происходит очень быстро и бурно.

Cu реагирует с серой, в зависимости от температуры образуются следующие сульфиды: Сu2S, CuS.

Может образовывать йодиды (с йодом).

Реакции с оксидами неметаллов

Медь может реагировать не со всеми оксидами неметаллов, что зависит от неметалла, температуры и других условий протекания химической реакции.

Видео:Химия. 8 класс. Реакции металлов с кислородом /09.10.2020/Скачать

Химические свойства меди

Одновалетной

Ион Cu+ крайне неустойчив, особенно в водных растворах. Примерами одновалентной меди могут служить:

Двухвалентной

Это наиболее характерная степень окисления для меди. Так же более устойчивая и распространенная, например:

Трехвалентной

Наиболее редкая и нестабильная степень окисления этого металла, которая является исключением, например:

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Заключение

Медь – распространенное вещество, которое незаменимо во многих отраслях, так как является очень гибким и плавким. Имеет высокие показатели, во многом сравнимые с железом, что позволяет изготавливать из нее многие незаменимые детали в производстве и механике.

Видео:СОЛИ ХИМИЯ 8 КЛАСС: Химические Свойства Солей и Получение // Реакция Солей с Кислотами и МеталламиСкачать

Медь. Химия меди и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Медь расположена в 11 группе (или в побочной подгруппе II группы в короткопериодной ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение меди

Электронная конфигурация меди в основном состоянии :

+29Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 1s 2s 2p

3s 3p 4s 3d

У атома меди уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства

Медь – твердый металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). Медь относительно легко поддается механической обработке. В природе встречается в том числе в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства.

Изображение с портала zen.yandex.com/media/id/5d426107ae56cc00ad977411/uralskaia-boginia-liubvi-5d6bcceda660d700b075a12d

Температура плавления 1083,4 о С, температура кипения 2567 о С, плотность меди 8,92 г/см 3 .

Медь — ценный металл в сфере вторичной переработки. Сдав лом меди в пункт приема, Вы можете получить хорошее денежное вознаграждение. Подробнее про прием лома меди.

Нахождение в природе

Медь встречается в земной коре (0,0047-0,0055 масс.%), в речной и морской воде. В природе медь встречается как в соединениях, так и в самородном виде. В промышленности используют халькопирит CuFeS₂, также известный как медный колчедан, халькозин Cu₂S и борнит Cu₅FeS₄. Также распространены и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu₂O, азурит Cu₃(CO₃)₂(OH)₂, малахит Cu₂ (OH) 2 CO 3 . Иногда медь встречается в самородном виде, масса которых может достигать 400 тонн .

Способы получения меди

Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — электролиз, пирометаллургический и гидрометаллургический.

• Гидрометаллургический метод: р астворение медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты, с последующим вытеснением металлическим железом.

Например , вытеснение меди из сульфата железом:

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

• Пирометаллургический метод : получение меди из сульфидных руд. Это сложный процесс, который включает большое количество реакций. Основные стадии процесса:

1) Обжиг сульфидов:

2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂

2) восстановление меди из оксида, например, водородом:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

• Электролиз растворов солей меди:

Качественные реакции на ионы меди (II)

Качественная реакция на ионы меди +2 – взаимодействие солей меди (II) с щелочами . При этом образуется голубой осадок гидроксида меди(II).

Например , сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Соли меди (II) окрашивают пламя в зеленый цвет.

Химические свойства меди

В соединениях медь может проявлять степени окисления +1 и +2.

1. Медь — химически малоактивный металл. При нагревании медь может реагировать с некоторыми неметаллами: кислородом, серой, галогенами.

1.1. При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями , например , с кислородом , образуя CuО, Cu₂О в зависимости от условий:

2Cu + О₂ → 2CuО

1.2. Медь реагирует с серой с образованием сульфида меди (II):

Cu + S → CuS

1.3. Медь взаимодействует с галогенами . При этом образуются галогениды меди (II):

Но, обратите внимание:

2Cu + I₂ = 2CuI

1.4. С азотом, углеродом и кремнием медь не реагирует:

Cu + N₂ ≠

Cu + C ≠

Cu + Si ≠

1.5. Медь не взаимодействует с водородом.

1.6. Медь взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2Cu + O₂ → 2CuO

2. Медь взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Медь в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисляется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II):

2.2. В ряду напряжений медь находится правее водорода и поэтому не может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (разбавленной серной кислоты и др.).

Например , медь не реагирует с разбавленной серной кислотой :

2.3. При этом медь реагирует при нагревании с концентрированной серной кислотой . При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат меди (II) и вода:

2.4. Медь реагирует даже при обычных условиях с азотной кислотой .

С концентрированной азотной кислотой:

С разбавленной азотной кислотой:

Реакция меди с азотной кислотой

2.5. Растворы щелочей на медь практически не действуют.

2.6. Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей .

Например , медь реагирует с нитратом ртути (II) с образованием нитрата меди (II) и ртути:

Hg(NO 3 ) 2 + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + Hg

2.7. Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)

2Cu + NO₂ = Cu₂O + NO

Оксид меди (II)

Оксид меди (II) CuO – твердое кристаллическое вещество черного цвета.

Способы получения оксида меди (II)

Оксид меди (II) можно получить различными методами :

1. Термическим разложением гидроксида меди (II) при 200°С :

2. В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании на воздухе при 400–500°С:

2Cu + O₂ 2CuO

3. В лаборатории оксид меди (II) также получают прокаливанием солей (CuOH)₂CO₃, Cu(NO₃)₂:

Химические свойства оксида меди (II)

Оксид меди (II) – основный оксид (при этом у него есть слабо выраженные амфотерные свойства) . При этом он является довольно сильным окислителем.

1. При взаимодействии оксида меди (II) с сильными и растворимыми кислотами образуются соли.

Например , оксид меди (II) взаимодействует с соляной кислотой:

СuO + 2HBr = CuBr₂ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

2. Оксид меди (II) вступает в реакцию с кислотными оксидами.

Например , оксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата меди (II):

3. Оксид меди (II) не взаимодействует с водой.

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

Например , оксид меди (II) окисляет аммиак :

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Оксид меди (II) можно восстановить углеродом, водородом или угарным газом при нагревании:

СuO + C → Cu + CO

Более активные металлы вытесняют медь из оксида.

Например , алюминий восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2Al = 3Cu + Al₂O₃

Оксид меди (I)

Оксид меди (I) Cu₂O – твердое кристаллическое вещество коричнево-красного цвета.

Способы получения оксида меди (I)

В лаборатории оксид меди (I) получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой:

Химические свойства оксида меди (I)

1. Оксид меди (I) обладает основными свойствами.

При действии на оксид меди (I) галогеноводородных кислот получают галогениды меди (I) и воду:

Например , соляная кислота с оксидом меди (I) образует хлорид меди (I):

Cu₂O + 2HCl = 2CuCl↓ + H₂O

2. При растворении Cu₂O в концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли меди (II):

3. Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu₂S) или комплексные соединения [Cu(NH₃)₂] + . Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I):

Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом :

СH ≡ CH + 2[Cu(NH₃)₂]Cl → СuC ≡ CCu + 2NH₄Cl

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Например , при взаимодействии с угарным газом, более активными металлами или водородом оксид меди (II) проявляет свойства окислителя :

Cu₂O + CO = 2Cu + CO₂

А под действием окислителей, например, кислорода — свойства восстановителя :

Гидроксид меди (II)

Способы получения гидроксида меди (II)

1. Гидроксид меди (II) можно получить действием раствора щелочи на соли меди (II).

Например , хлорид меди (II) реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием гидроксида меди (II) и хлорида натрия:

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + 2NaCl

Химические свойства

Гидроксид меди (II) Сu(OН)₂ проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных ).

1. Взаимодействует с кислотами .

Например , взаимодействует с бромоводородной кислотой с образованием бромида меди (II) и воды:

2. Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака , образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:

3. При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:

Но этой реакции в ЕГЭ по химии пока нет!

4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается :

Соли меди

Соли меди (I)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность . Как восстановители они реагируют с окислителями.

Например , хлорид меди (I) окисляется концентрированной азотной кислотой :

Также хлорид меди (I) реагирует с хлором :

2CuCl + Cl₂ = 2CuCl₂

Хлорид меди (I) окисляется кислородом в присутствии соляной кислоты:

4CuCl + O₂ + 4HCl = 4CuCl₂ + 2H₂O

Прочие галогениды меди (I) также легко окисляются другими сильными окислителями:

Иодид меди (I) реагирует с концентрированной серной кислотой :

Сульфид меди (I) реагирует с азотной кислотой. При этом образуются различные продукты окисления серы на холоде и при нагревании:

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования :

2CuCl = Cu + CuCl₂

Комплексные соединения типа [Cu(NH₃)₂] + получают растворением в концентрированном растворе аммиака :

Соли меди (II)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства.

Например , соли меди (II) окисляют иодиды и сульфиты :

2CuCl₂ + 4KI = 2CuI + I₂ + 4KCl

Бромиды и иодиды меди (II) можно окислить перманганатом калия :

Соли меди (II) также окисляют сульфиты :

Более активные металлы вытесняют медь из солей.

Например , сульфат меди (II) реагирует с железом :

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

Сульфид меди (II) можно окислить концентрированной азотной кислотой . При нагревании возможно образование сульфата меди (II):

Еще одна форма этой реакции:

CuS + 10HNO 3( конц .) = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 + 8NO 2 ↑ + 4H 2 O

При горении сульфида меди (II) образуется оксид меди (II) и диоксид серы:

2CuS + 3O₂ 2CuO + 2SO₂↑

Соли меди (II) вступают в обменные реакции, как и все соли.

Например , растворимые соли меди (II) реагируют с сульфидами:

CuBr₂ + Na₂S = CuS↓ + 2NaBr

При взаимодействии солей меди (II) с щелочами образуется голубой осадок гидроксида меди (II):

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Электролиз раствора нитрата меди (II):

Некоторые соли меди при нагревании разлагаются , например , нитрат меди (II):

Основный карбонат меди разлагается на оксид меди (II), углекислый газ и воду:

При взаимодействии солей меди (II) с избытком аммиака образуются аммиачные комплексы:

При смешивании растворов солей меди (II) и карбонатов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты:

Видео:Взаимодействие металлов с неметалламиСкачать

Медь и соединения меди

1) Через раствор хлорида меди (II) с помощью графитовых электродов пропускали постоянный электрический ток. Выделившийся на катоде продукт электролиза растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся при этом газ собрали и пропустили через раствор гидроксида натрия. Выделившийся на аноде газообразный продукт электролиза пропустили через горячий раствор гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида меди (II), реагирует с серой. Полученный продукт обработали концентрированной азотной кислотой, и выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

3) Неизвестная соль бесцветна и окрашивает пламя в желтый цвет. При легком нагревании этой соли с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь; последнее превращение сопровождается выделением бурого газа и образованием соли меди. При термическом распаде обеих солей одним из продуктов разложения является кислород. Напишите уравнения описанных реакций.

4) При взаимодействии раствора соли А со щелочью было получено студенистое нерастворимое в воде вещество голубого цвета, которое растворили в бесцветной жидкости Б с образованием раствора синего цвета. Твердый продукт, оставшийся после осторожного выпаривания раствора, прокалили; при этом выделились два газа, один из которых бурого цвета, а второй входит в состав атмосферного воздуха, и осталось твердое вещество черного цвета, которое растворяется в жидкости Б с образованием вещества А. Напишите уравнения описанных реакций.

5) Медную стружку растворили в разбавленной азотной кислоте, и раствор нейтрализовали едким кали. Выделившееся вещество голубого цвета отделили, прокалили (цвет вещества изменился на черный), смешали с коксом и повторно прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

6) В раствор нитрата ртути (II) добавили медную стружку. После окончания реакции раствор профильтровали, и фильтрат по каплям прибавляли к раствору, содержащему едкий натр и гидроксид аммония. При этом наблюдали кратковременное образование осадка, который растворился с образованием раствора ярко-синего цвета. При добавлении в полученный раствор избытка раствора серной кислоты происходило изменение цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

7) Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине. Напишите уравнения описанных реакций.

8) Твердое вещество, образующееся при нагревании малахита, нагрели в атмосфере водорода. Продукт реакции обработали концентрированной серной кислотой, внесли в раствор хлорида натрия, содержащий медные опилки, в результате образовался осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

9) Соль, полученную при растворении меди в разбавленной азотной кислоте, подвергли электролизу, используя графитовые электроды. Вещество, выделившееся на аноде, ввели во взаимодействие с натрием, а полученный продукт реакции поместили в сосуд с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.

10) Твердый продукт термического разложения малахита растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте. Раствор осторожно выпарили, и твердый остаток прокалили, получив вещество черного цвета, которое нагрели в избытке аммиака (газ). Напишите уравнения описанных реакций.

11) К порошкообразному веществу черного цвета добавили раствор разбавленной серной кислоты и нагрели. В полученный раствор голубого цвета приливали раствор едкого натра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и нагрели. Продукт реакции нагревали в атмосфере водорода, в результате чего получилось вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

12) Неизвестное вещество красного цвета нагрели в хлоре, и продукт реакции растворили в воде. В полученный раствор добавили щелочь, выпавший осадок голубого цвета отфильтровали и прокалили. При нагревании продукта прокаливании, который имеет черный цвет, с коксом было получено исходное вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

13) Раствор, полученный при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой, выпарили и осадок прокалили. Газообразные продукты полностью поглощены водой, а над твердым остатком пропустили водород. Напишите уравнения описанных реакций.

14) Черный порошок, который образовался при сжигании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-серной кислоте. В полученный раствор добавили щелочь, и выпавший осадок голубого цвета отделили и растворили в избытке раствора аммиака. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Вещество черного цвета получили, прокаливая осадок, который образуется при взаимодействии гидроксида натрия и сульфата меди (II). При нагревании этого вещества с углем получают металл красного цвета, который растворяется в концентрированной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

16) Металлическую медь обработали при нагревании йодом. Полученный продукт растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшийся раствор обработали раствором гидроксидом калия. Выпавший осадок прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

17) К раствору хлорида меди (II) добавили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный порошок растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

18) Медь растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали серной кислотой до появления характерной голубой окраски солей меди. Напишите уравнения описанных реакций.

19) Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

20) Газ, полученный при взаимодействии железных опилок с раствором соляной кислоты, пропустили над нагретым оксидом меди (II) до полного восстановления металла. полученный металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Напишите уравнения описанных реакций.

21) Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. Выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

22) Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Полученное при этом твердое черное вещество в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак. Напишите уравнения описанных реакций.

23) Оксид меди (II) обработали раствором серной кислоты. При электролизе образующегося раствора на инертном аноде выделяется газ. Газ смешали с оксидом азота (IV) и поглотили с водой. К разбавленному раствору полученной кислоты добавили магний, в результате чего в растворе образовалось две соли, а выделение газообразного продукта не происходило. Напишите уравнения описанных реакций.

24) Оксид меди (II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том, и в другом случае наблюдали образование осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

25) Нитрат меди (II) прокалили, образовавшееся твердое вещество растворили в разбавленной серной кислоте. Раствор полученной соли подвергли электролизу. Выделившееся на катоде вещество растворили в концентрированной азотной кислоте. Растворение протекает с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.

26) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида кальция. В котором выпал осадок. Часть газа не поглотилась, его пропустили над твердым веществом черного цвета, полученным при прокаливании нитрата меди (II). В результате образовалось твердое вещество темно-красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

27) Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выпадения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Видео:Химические свойства металлов. 9 класс.Скачать

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.

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 2018-2022

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.

🎦 Видео

9 класс Взаимодействие металлов с неметалламиСкачать

Взаимодействие металлов с кислотами. 8 класс.Скачать

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать

Вся неорганика для ЕГЭ и ОГЭ| Занятие №1Скачать

Серная кислота. Химические свойства. Реакции с металлами.Скачать

Азотная кислота. Химические свойства. Взаимодействие с металлами.Скачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Все реакции с неметаллами за 1 урок | ЕГЭ по химии 2024 | Екатерина СтрогановаСкачать

Взаимодействие серной кислоты с металламиСкачать

Азотная кислота. Химические свойства. Реакции с НЕметаллами.Скачать

Химия. 8 класс. Реакции металлов с водой /16.10.2020/Скачать