ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 30.11.2023
Просмотров: 807
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
O2 = 4CuO
4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O
В присутствии кислорода воздуха в кислой среде окисляется и металлическая медь:
2Cu + O2 + 4HCl = 2CuCl2 + 2H2O
Соответствующие двухвалентной меди оксид и гидроксид ведут себя как типичные основные соединения в реакциях с веществами с кислотной природой, однако проявляют и слабые амфотерные свойства:
сплавл-е
CuO + 2NaOH = Na2CuO2 + H2O Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]
Оксид и гидроксид меди (II), как и оксид одновалентной меди, растворяется в аммиаке с образованием темно - синего растовора, содержащего комплексный ион [Cu(NH3)4]2+.
Гидроксид (II) осаждается из растворов солей меди (II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей. Как и большинство гидроксидов других d – элементов, при нагревании он разлагается, преврящаясь в черный оксид:
t
Cu(OH)2 = CuO + H2O
CuO можно легко получить также прокаливанием нитрата меди или карбоната гидроксомеди (II).
Карбонат гидроксомеди (II) (CuOH)2CO3 встречается в природе в виде минерала малахита изумрудного цвета. Может быть получен также искусственным путем:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2
Сульфат меди (II), белый в безводном состоянии, в растворенном виде имеет характерный сине-голубой цвет, обусловленный ионами [Cu(H2O)6]2+. Из водных растворов кристаллизуется в виде CuSO4*5H2O и называется медным купоросом.
Хлорид меди (II) CuCl2*2H2O – темно-зеленые
кристаллы, легко растворимые в воде.
Разбавленные растворы имеют сине-голубой, характерный для гидратированных ионов Cu (II) цвет; концентрированные - зеленый цвет, вызванный образованием ионов [CuCl4]2-.
Аналогичные ионы образуются в избытке галогенидов и цианидов щелочных металлов (например, K2 [CuCl4], K2 [Cu(CN)4]).
Соединения меди в степени окисления +2 обладают окислительными свойствами, например:
CuO + H2 = Cu + H2O
CuCl2 + Cu = 2CuCl (в инертной атмосфере)
В связи с протеканием окислительно–восстановительных процессов невозможно получить по обменным реакциям иодид и цианид меди (II):
2Cu+2SO4 + 4KJ = 2Cu+1J + J2 + 2K2SO4
2Cu+2SO4 + 4KCN = 2Cu+1CN + C2N2 + 2K2SO4
В органической химии оксид меди (II) применяют, например, для окисления спиртов в альдегиды, а гидроксид меди (II) – для окисления альдегидов или углеводов (глюкозы) до соответствующих кислот.
HNO3 эл.ток CuO A
Cu
Г [Cu(NH3)2]Cl
известны Какая наиболее устойчива
Fe
Cu2O CuO CuCl2 Cu(OH)2 CuO
Cu(OH)2 Cu(NO3)2 CuO Cu CuSO4 Cu(OH)2 [Cu(NH3)4](OH)2
Содержание
Варианты контрольных заданий 108
Контрольная работа №1 108
Варианты контрольных заданий
4CuCl + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O
В присутствии кислорода воздуха в кислой среде окисляется и металлическая медь:
2Cu + O2 + 4HCl = 2CuCl2 + 2H2O
Соответствующие двухвалентной меди оксид и гидроксид ведут себя как типичные основные соединения в реакциях с веществами с кислотной природой, однако проявляют и слабые амфотерные свойства:
сплавл-е
CuO + 2NaOH = Na2CuO2 + H2O Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]
Оксид и гидроксид меди (II), как и оксид одновалентной меди, растворяется в аммиаке с образованием темно - синего растовора, содержащего комплексный ион [Cu(NH3)4]2+.
Гидроксид (II) осаждается из растворов солей меди (II) в виде голубой студенистой массы при действии щелочей. Как и большинство гидроксидов других d – элементов, при нагревании он разлагается, преврящаясь в черный оксид:
t
Cu(OH)2 = CuO + H2O
CuO можно легко получить также прокаливанием нитрата меди или карбоната гидроксомеди (II).
Карбонат гидроксомеди (II) (CuOH)2CO3 встречается в природе в виде минерала малахита изумрудного цвета. Может быть получен также искусственным путем:2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2
Сульфат меди (II), белый в безводном состоянии, в растворенном виде имеет характерный сине-голубой цвет, обусловленный ионами [Cu(H2O)6]2+. Из водных растворов кристаллизуется в виде CuSO4*5H2O и называется медным купоросом.
Хлорид меди (II) CuCl2*2H2O – темно-зеленые
кристаллы, легко растворимые в воде.
Разбавленные растворы имеют сине-голубой, характерный для гидратированных ионов Cu (II) цвет; концентрированные - зеленый цвет, вызванный образованием ионов [CuCl4]2-.
Аналогичные ионы образуются в избытке галогенидов и цианидов щелочных металлов (например, K2 [CuCl4], K2 [Cu(CN)4]).
Соединения меди в степени окисления +2 обладают окислительными свойствами, например:
CuO + H2 = Cu + H2O
CuCl2 + Cu = 2CuCl (в инертной атмосфере)
В связи с протеканием окислительно–восстановительных процессов невозможно получить по обменным реакциям иодид и цианид меди (II):
2Cu+2SO4 + 4KJ = 2Cu+1J + J2 + 2K2SO4 2Cu+2SO4 + 4KCN = 2Cu+1CN + C2N2 + 2K2SO4В органической химии оксид меди (II) применяют, например, для окисления спиртов в альдегиды, а гидроксид меди (II) – для окисления альдегидов или углеводов (глюкозы) до соответствующих кислот.
Задачи
-
Как ведет себя медь в соляной кислоте, концентрированных и разбавлен- ных серной и азотной кислотах, в соляной кислоте при доступе кислорода Почему Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций. -
Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
HNO3 эл.ток CuO A Cu
Г [Cu(NH3)2]Cl- Какими способами можно получить оксид меди (II)? Каковы его химичес- кие свойства Приведите уравнения соотвествующих реакций.
- Напишите электронную формулу меди. Какие степени окисления меди
известны Какая наиболее устойчива
-
Осуществите превращения и определите неизвестные вещества:
FeCu2O CuO CuCl2 Cu(OH)2 CuO
-
Приведите уравнения реакций (молекулярные и электронные), характери- зующие способность оксида и гидроксида меди (II) окислять органические вещества. - Осуществите превращения:
Cu(OH)2 Cu(NO3)2 CuO Cu CuSO4 Cu(OH)2 [Cu(NH3)4](OH)2
-
При прокаливании медного купороса потеря массы составила 36%.Выве- дите формулу медного купороса. -
Охарактеризуйте кратко способность меди к образованию комплексных ионов. Приведите примеры их образования; отметьте цвета растворов. -
Какую функцию в окислительно – востановительных реакциях выполняет медь в степени окисления: а) +2; б) +1; в) 0 Приведите примеры; составьте молекулярные и электронные уравнения, укажите окислитель и восстановитель. -
Железную пластинку массой 6 г продолжительное время выдерживали в растворе, содержащем 3,2 г сульфата меди. По окончании реакции пластинку вынули из раствора и высушили. Чему стала равна ее масса
Содержание
| ВВЕДЕНИЕ | 3 | |
| ОБЩИЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ | 4 | |
| I. | Моль. Закон Авогадро. Законы идеальных газов | 4 |
| II. | Вывод химических формул. Расчеты по химическим формулам и уравнениям | 5 |
| III. | Эквивалент. Закон эквивалентов | 9 |
| IV. | Состояние электрона в атоме | 12 |
| V. | Зависимость свойств элементов от их положения в периодической таблице | 16 |
| VI. | Химическая связь | 19 |
| VII. | Термохимия и термодинамика | 24 |
| VIII. | Скорость химической реакции. Химическое равновесие | 28 |
| IX. | Растворы. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе | 33 |
| Х. | Свойства разбавленных растворов неэлектролитов | 36 |
| XI. | Электролитическая диссоциация. Ионное произведение воды. Водородный показатель | 39 |
| XII. | Произведение растворимости | 42 |
| XIII. | Гидролиз солей | 45 |
| XIV. | Окислительно-восстановительные реакции | 48 |
| XV. | Химические источники электрической энергии. Электродные потенциалы | 53 |
| XVI. | Электролиз. Закон Фарадея | 57 |
| XVII. | Коррозия металлов | 61 |
| ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ | 62 | |
| XVIII. | Элементы Iа и IIа подгрупп | 62 |
| XIX. | Элементы IIIа подгруппы | 69 |
| ХХ. | Элементы IVа подгруппы | 73 |
| ХХI. | Элементы Vа подгруппы | 79 |
| ХХII. | Элементы VIа подгруппы. Кислород, сера | 83 |
| ХХIII. | Элементы VIIа подгруппы | 87 |
| XXIV. | Водород | 90 |
| XXV. | Главные переходные металлы (d-элементы) | 96 |
| XXVа. | Хром и его соединения | 96 |
| XXVб. | Марганец и его соединения | 99 |
| XXVв. | Железо и еѐ соединения | 102 |
| XXVг. | Медь и еѐ соединения | 105 |
Варианты контрольных заданий 108
Контрольная работа №1 108
| Контрольная работа №2 | 112 |
Варианты контрольных заданий