Химические свойства оксида меди (II)
Краткая характеристика оксида меди (II):
Оксид меди (II) – неорганическое вещество черного цвета.
2. реакция оксида меди (II) с углеродом:
CuО + С → Cu + СО (t = 1200 o C).
углерода .
3. реакция оксида меди (II) с серой:
CuО + 2S → Cu + S 2 О (t = 150-200 o C).
Реакция протекает в вакууме. В результате реакции образуется медь и оксид серы .
4. реакция оксида меди (II) с алюминием:
3CuО + 2Al → 3Cu + Al 2 О 3 (t = 1000-1100 o C).
В результате реакции образуется медь и оксид алюминия .
5. реакция оксида меди (II) с медью:
CuО + Cu → Cu 2 О (t = 1000-1200 o C).
В результате реакции образуется оксид меди (I).
6. реакция оксида меди (II) с оксидом лития :
CuО + Li 2 О → Li 2 CuО 2 (t = 800-1000 o C, О 2).
Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат лития.
7. реакция оксида меди (II) с оксидом натрия :
CuО + Na 2 О → Na 2 CuО 2 (t = 800-1000 o C, О 2).
Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат натрия.
8. реакция оксида меди (II) с оксидом углерода :
CuО + СО → Cu + СО 2 .
В результате реакции образуется медь и оксид углерода (углекислый газ).
9. реакция оксида меди (II) с оксидом железа :
CuО + Fe 2 O 3 → CuFe 2 О 4 (t o).
В результате реакции образуется соль – феррит меди. Реакция протекает при прокаливании реакционной смеси.
10. реакция оксида меди (II) с плавиковой кислотой:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – фторид меди и вода.
11. реакция оксида меди (II) с азотной кислотой:
CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – нитрат меди и вода .
Аналогично проходят реакции оксида меди (II) и с другими кислотами.
12. реакция оксида меди (II) с бромистым водородом (бромоводородом):
CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – бромид меди и вода .
13. реакция оксида меди (II) с йодоводородом:
CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – йодид меди и вода .
14. реакция оксида меди (II) с гидроксидом натрия :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – купрат натрия и вода .
15. реакция оксида меди (II) с гидроксидом калия :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – купрат калия и вода .
16. реакция оксида меди (II) с гидроксидом натрия и водой:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).
Гидрокосид натрия растворен в воде. Раствор гидроксида натрия в воде 20-30 %. Реакция протекает при киппении. В результате химической реакции получается тетрагидроксокупрат натрия.
17. реакция оксида меди (II) с надпероксидом калия:
2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + О 2 (t = 400-500 o C).
В результате химической реакции получается соль – купрат (III) калия и
Представляющих каждый из них, очень много, но лидирующее положение, несомненно, занимают оксиды. У одного химического элемента может быть сразу несколько разных бинарных соединений с кислородом. Такое свойство имеет и медь. У нее существует три оксида. Давайте рассмотрим их детальнее.
Оксид меди (I)
Его формула - Cu 2 O. В некоторых источниках данное соединение могут называть гемиоксидом меди, оксидом димеди или закисью меди.
Свойства
Является кристаллическим веществом, имеющим коричнево-красный цвет. Этот оксид не растворяется в воде и этиловом спирте. Может плавиться, не разлагаясь, при температуре чуть больше 1240 о С. Данное вещество не взаимодействует с водой, но может переводиться в раствор, если участниками реакции с ним будут концентрированные хлоровородная кислота, щелочь, азотная кислота, гидрат аммиака, соли аммония, серная кислота.
Получение оксида меди (I)
Его можно получить, нагрев металлическую медь, или в такой среде, где кислород имеет малую концентрацию, а также в токе некоторых оксидов азота и вместе с оксидом меди (II). Кроме того, он может стать продуктом реакции термического разложения последнего. Оксид меди (I) получится и в том случае, если нагреть сульфид меди (I) в токе кислорода. Есть и другие, более сложные способы его получения (например, восстановление одного из гидроксидов меди, ионный обмен любой соли одновалентной меди с щелочью и т.п.), но их практикуют только в лабораториях.
Применение
Нужен в качестве пигмента, когда окрашивают керамику, стекло; компонента красок, которые защищают подводную часть судна от обрастания. Используется также как фунгицид. Без него не обходятся и меднозакисные вентили.
Оксид меди (II)
Его формула - CuO. Во многих источниках может встречаться под названием окиси меди.
Свойства
Это высший оксид меди. Вещество имеет вид черных кристаллов, которые почти не растворяются в воде. Взаимодействует с кислотой и при этой реакции образует соответствующую соль двухвалентной меди, а также воду. При его сплавлении с щелочью продукты реакции представлены купратами. Разложение оксида меди (II) происходит при температуре около 1100 о С. Аммиак, монооксид углерода, водород и уголь способны извлекать из этого соединения металлическую медь.
Получение
Его можно получить при нагревании металлической меди в воздушной среде при одном условии - температура нагревания должна быть ниже 1100 о С. Также оксид меди (II) может получиться, если нагреть карбонат, нитрат, двухвалентный гидроксид меди.
Применение
С помощью данного оксида окрашивают в зеленый или синий цвет эмаль и стекло, а также производят медно-рубиновую разновидность последнего. В лаборатории этим оксидом обнаруживают восстановительные свойства веществ.
Оксид меди (III)
Его формула - Cu 2 O 3 . Имеет традиционное название, которое звучит, наверное, немного необычно - окисел медь.
Свойства
Имеет вид красных кристаллов, не растворяющихся в воде. Разложение этого вещества происходит при температуре 400 о С, продукты данной реакции - оксид меди (II) и кислород.
Получение
Его можно получить, окисляя двухвалентный гидроксид меди с помощью пероксидисульфата калия. Необходимое условие реакции - щелочная среда, в которой она должна происходить.
Применение
Данное вещество само по себе не используется. В науке и промышленности более широкое распространение находят продукты его разложения - оксид меди (II) и кислород.
Заключение
Вот и все оксиды меди. Их несколько из-за того, что медь имеет переменную валентность. Существуют и другие элементы, у которых есть по несколько оксидов, но о них поговорим в другой раз.
Медь (Cu) относится к d-элементам и расположена в IB группе периодической таблицы Д.И.Менделеева. Электронная конфигурация атома меди в основном состоянии записывается виде 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 вместо предполагаемой формулы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Другими словами, в случае атома меди наблюдается так называемый «проскок электрона» с 4s-подуровня на 3d-подуровень. Для меди, кроме нуля, возможны степени окисления +1 и +2. Степень окисления +1 склонна к диспропорционированию и стабильна лишь в нерастворимых соединениях типа CuI, CuCl, Cu 2 O и т. д., а также в комплексных соединениях, например, Cl и OH. Соединения меди в степени окисления +1 не имеют конкретной окраски. Так, оксид меди (I) в зависимости от размеров кристаллов может быть темно-красный (крупные кристаллы) и желтый (мелкие кристаллы), CuCl и CuI — белыe, а Cu 2 S — черно-синий. Более химически устойчивой является степень окисления меди, равная +2. Соли, содержащие медь в данной степени окисления, имеют синюю и сине-зеленую окраску.
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.
с кислородом
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):
с серой
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 недостатке 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 галогенами
С фтором, хлором и бромом медь реагирует, образуя галогениды с общей формулой CuHal 2 , где Hal – F, Cl или Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
В случае с йодом — самым слабым окислителем среди галогенов — образуется иодид меди (I):
С водородом, азотом, углеродом и кремнием медь не взаимодействует.
с кислотами-неокислителями
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.
с кислотами-окислителями
— концентрированной серной кислотой
С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:
Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления +4 (в SO 2).
— с разбавленной азотной кислотой
Реакция меди с разбавленной HNO 3 приводит к образованию нитрата меди (II) и монооксида азота:
3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
— с концентрированной азотной кислотой
Концентрированная HNO 3 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 HNO 3 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):
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
с оксидами неметаллов
Медь реагирует с некоторыми оксидами неметаллов. Например, с такими оксидами, как NO 2 , NO, N 2 O медь окисляется до оксида меди (II), а азот восстанавливается до степени окисления 0, т.е. образуется простое вещество N 2:
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:
с оксидами металлов
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):
с солями металлов
Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓
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:
Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.
Коррозия меди
Медь со временем подвергается коррозии при контакте с влагой, углекислым газом и кислородом воздуха:
2Cu + H 2 O + СО 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3
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:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
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:
Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2
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:
Zn + H 2 O = ZnO + H 2
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.
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:
Zn + 4HNO 3 (конц.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
4Zn +10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
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:
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2
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:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:
Zn + 4NH 3 ·H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:
Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2
Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4
Химические свойства хрома
Хром - элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»
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.
Взаимодействие с неметаллами
с кислородом
Раскаленный до температуры более 600 o С порошкообразный металлический хром сгорает в чистом кислороде образуя окcид хрома (III):
4Cr + 3O 2 = o t => 2Cr 2 O 3
с галогенами
С хлором и фтором хром реагирует при более низких температурах, чем с кислородом (250 и 300 o C соответственно):
2Cr + 3F 2 = o t => 2CrF 3
2Cr + 3Cl 2 = o t => 2CrCl 3
С бромом же хром реагирует при температуре красного каления (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t => 2CrBr 3
с азотом
С азотом металлический хром взаимодействует при температурах более 1000 o С:
2Cr + N 2 = o t => 2CrN
с серой
С серой хром может образовывать как сульфид хрома (II) так и сульфид хрома (III), что зависит от пропорций серы и хрома:
Cr + S = o t => CrS
2Cr + 3S = o t => Cr 2 S 3
С водородом хром не реагирует.
Взаимодействие со сложными веществами
Взаимодействие с водой
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:
2Cr + 3H 2 O = o t => Cr 2 O 3 + 3H 2
Взаимодействие с кислотами
Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления +3:
Cr + 6HNO 3(конц.) =t o => Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
2Cr + 6H 2 SO 4(конц) =t o => Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N 2:
10Cr + 36HNO 3(разб) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O
Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H 2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):
Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2
Cr + H 2 SO 4(разб.) = CrSO 4 + H 2
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:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления +6, образуя хроматы :
Химические свойства железа
Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень. Для него наиболее характерны две степени окисления +2 и +3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH) 2 преобладают основные свойства, у оксида Fe 2 O 3 и гидроксида Fe(OH) 3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении. Следует отметить что степень окисления железа +2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H 2 FeO 4 . Указанные соединения относительно устойчивы лишь в твердом состоянии, либо в сильнощелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты довольно быстро окисляют даже воду, выделяя из нее кислород.
Взаимодействие с простыми веществами
С кислородом
При сгорании в чистом кислороде железо образует, так называемую, железную окалину , имеющую формулу Fe 3 O 4 и фактически представляющую собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO∙Fe 2 O 3 . Реакция горения железа имеет вид:
3Fe + 2O 2 =t o => Fe 3 O 4
С серой
При нагревании железо реагирует с серой, образуя сульфид двухвалентого железа:
Fe + S =t o => FeS
Либо же при избытке серы дисульфид железа :
Fe + 2S =t o => FeS 2
С галогенами
Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):
2Fe + 3F 2 =t o => 2FeF 3 – фторид железа (lll)
2Fe + 3Cl 2 =t o => 2FeCl 3 – хлорид железа (lll)
Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления +2:
Fe + I 2 =t o => FeI 2 – йодид железа (ll)
Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I 2 при этом восстанавливаясь до степени окисления +2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
С водородом
Железо с водородом не реагирует (с водородом из металлов реагируют только щелочные металлы и щелочноземельные):
Взаимодействие со сложными веществами
Взаимодействие с кислотами
С кислотами-неокислителями
Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H 2 SO 4 (конц.) и HNO 3 любой концентрации):
Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
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.
Взаимодействие с кислотами-окислителями
С концентрированными серной и азотной кислотами в обычных условиях железо не реагирует по причине пассивации. Однако, реагирует с ними при кипячении:
2Fe + 6H 2 SO 4 = o t => Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Fe + 6HNO 3 = o t => Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Обратите внимание на то, что разбавленная серная кислота окисляет железо до степени окисления +2, а концентрированная до +3.
Коррозия (ржавление) железа
На влажном воздухе железо весьма быстро подвергается ржавлению:
4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3
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..
Как и все d-элементы, ярко окрашены.
Так же как у у меди наблюдается провал электронов — с s-орбитали на d-орбиталь
Электронное строение атома:
Соответственно, существуют 2 характерные степени окисления меди: +2 и +1.
Простое вещество:
металл золотисто-розового цвета.
Оксиды меди: Сu2O оксид меди (I) \ оксид меди 1 — красно-оранжевого цвета
СuO оксид меди (II) \ оксид меди 2 — черного цвета.
Другие соединения меди Cu(I), кроме оксида, неустойчивы.
Соединения меди Cu(II) — во-первых, стабильны, во-вторых, голубого или зеленоватого цвета.
Почему зеленеют медные монеты? Медь в присутствии воды взаимодействует с углекислым газом воздуха, образуется СuCO3 — вещество зеленого цвета.
Еще одно окрашенное соединение меди — сульфид меди (II) — осадок черного цвета.
Медь, в отличие от других элементов, стоит в после водорода, поэтому не выделяет его из кислот:
- с горячей серной кислотой: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
- с холодной серной кислотой: Сu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
- с концентрированной :
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O - с разбавленной азотной кислотой:
3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O
Пример задачи ЕГЭ С2 вариант 1:
Нитрат меди прокалили, полученный твёрдый осадок растворили в серной кислоте. Через раствор пропустили сероводород, полученный чёрный осадок подвергли обжигу, а твёрдый остаток растворили при нагревании в азотной кислоте.
2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2
Твердый осадок — оксид меди (II).
CuO + H2S → CuS↓ + H2O
Сульфид меди (II) — осадок черного цвета.
«Подвергли обжигу» — значит, произошло взаимодействие с кислородом. Не путайте с «прокаливанием». Прокалить — нагреть, естественно, при высокой температуре.
2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2
Твердый остаток — это СuO — если сульфид меди прореагировал полностью, СuO + CuS — если частично.
СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
CuS + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S
возможна так же другая реакция:
СuS + 8HNO3 = Cu(NO3)2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O
Пример задачи ЕГЭ С2 вариант 2:
Медь растворили в концентрированной азотной кислоте, полученный газ смешали с кислородом и растворили в воде. В полученном растворе растворили оксид цинка, затем к раствору прибавили большой избыток раствора гидроксида натрия.
В результате реакции с азотной кислотой образуется Сu(NO3)2, NO2 и O2.
NO2 смешали с кислородом — значит, окислили: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Cмешали с водой: N2O5 + H2O = 2HNO3.
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
Zn(NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3
