Город

Оксид міді (II), властивості, одержання, хімічні реакції. З'єднання міді Оксид міді 2 формула сполуки

Заявка

CuO

Фізико-хімічні дані оксиду CuO:

Оксид міді II зовнішній вигляд:тверді гранули коричнево-бурого чи чорно-бурого кольору, тонкий порошок чорного кольору.

Застосування оксиду CuO:для комбікормів, для отримання каталізаторів як пігмент для скла, кераміки, емалей, в лабораторній практиці.

Оксиди міді (II) порошок ТУ 6-09-02-391-85

Показники якості оксиду	ОСЧ.92 (2611210664)
М.Д. основної речовини	≥ 99%
Неросл. В HCl речовини	≤ 0,02%
Ротв. у воді речовини	≤ 0,02%
Азот загальний (N)	≤ 0,002%
Сірка загальна (SO 4)	≤ 0,01%
Хлориди (Cl)	≤ 0,003%
Органічні домішки (С)	≤ 0,002%
Залізо (Fe)	≤ 0,02%
Кобальт (Со)	≤ 0,0003%
Барій (Ba)	≤ 0,0003%
Кадмій (Cd)	≤ 0,0003%
Свинець (Pb)	≤ 0,005%
Цинк (Zn)	≤ 0,003%
Лужні (K+Na+Ca)	≤ 0,1%
Ртуть (Hg)	≤ 0,0001%
Фосфор (Р)	≤ 0,0001%
Миш'як (As)	≤ 0,001%
Стронцій (Sr)	≤ 0,0003%

Гарантійний термін зберігання окису 3 роки.

Основним оксидом міді (двовалентної) є окис. Хімічна формула оксиду - СuО. Оксид міді II фізично являють собою кристали чорного кольору, які мають високу структурну стійкість, а тому фактично не розчиняються у воді. Оксид міді ІІ є гігроскопічним. Ця речовина зустрічається в тенерит - мінералі, який досить поширений в природі. Видобуток цієї речовини здійснюється методом проколювання гідроксокарбонату міді. Також для цих цілей підходить і Cu(NO3)2 – нітрат.

Оксид міді II має яскраво виражені окисні властивості. Під впливом окису вуглецю, що знаходиться в тій чи іншій органічній сполукі, перетворюється на діоксид вуглецю. Що ж до водню, він перетворюється на воду. Цей процес здійснюється завдяки нагріванню речовини та подальшому окисленню. Сам оксид відновлюється як металевої міді. Ця реакція є одним з найбільш поширених щодо елементарного аналізу, пов'язаного з визначенням наявності в органічному матеріалі водню і вуглецю.

М'який метал, який відомий під назвою Cuprum, що ідеально підходить для кування, широко використовувався ще кілька століть тому. Входить до семи найбільш поширених у всьому світі металів, Cu має рожевий відтінок, який може бути розбавлений бурим кольором. Володіючи високою щільністю, мідь - це метал, є дуже якісним провідником не тільки струму, але, що важливо, тепла. У цьому компоненті він поступається лише сріблу, у своїй маючи велику доступність. Завдяки м'якості речовини легко можна зробити дріт або дуже тонкий листовий прокат.

Відмінна риса Cu – низька хімічна активність. Повітря практично жодним чином не впливає на цей метал. Кисень, а також водень і вуглець, не взаємодіють із міддю, не дивлячись на високу температуру. Проте, з іншими речовинами Cu активно входить у хімічну реакцію. З різними кислотами, які не мають окисної здатністю, даний метал не взаємодіє, проте якщо в реакції присутній кисень, то Cu здатна розчинятися в них, утворюючи при цьому солі.

§1. Хімічні властивості простої речовини (ст. бл. = 0).

а) Ставлення до кисню.

На відміну від своїх сусідів по підгрупі – срібла та золота – мідь безпосередньо реагує з киснем. Мідь проявляє до кисню незначну активність, але у вологому повітрі поступово окислюється і покривається плівкою зеленого кольору, що складається з основних карбонатів міді:

У сухому повітрі окислення йде дуже повільно, на поверхні міді утворюється найтонший шар оксиду міді:

Зовні мідь у своїй не змінюється, оскільки оксид міді (I) як і сама мідь, рожевого кольору. До того ж, шар оксиду настільки тонкий, що пропускає світло, тобто. просвічує. Інакше мідь окислюється при нагріванні, наприклад, при 600-800 0 C. У перші секунди окиснення йде до оксиду міді (I), яка з поверхні переходить в оксид міді (II) чорного кольору. Утворюється двошарове окисне покриття.

Q освіти (Cu 2 O) = 84 935 кДж.

Малюнок 2. Будова оксидної плівки міді.

б) Взаємодія із водою.

Метали підгрупи міді стоять наприкінці електрохімічного ряду напруг після іону водню. Отже, ці метали не можуть витісняти водень із води. Водночас водень та інші метали можуть витісняти метали підгрупи міді з розчинів їх солей, наприклад:

Ця реакція окислювально-відновна, тому що відбувається перехід електронів:

Молекулярний водень витісняє метали підгрупи міді з великими труднощами. Пояснюється це тим, що зв'язок між атомами водню міцний і на його розрив витрачається багато енергії. Реакція йде лише з атомами водню.

Мідь за відсутності кисню із водою мало взаємодіє. У присутності кисню мідь повільно взаємодіє з водою та покривається зеленою плівкою гідроксиду міді та основного карбонату:

в) Взаємодія із кислотами.

Перебуваючи серед напруг після водню, мідь не витісняє його з кислот. Тому соляна та розведена сірчана кислота на мідь не діють.

Однак у присутності кисню мідь розчиняється у цих кислотах із заснуванням відповідних солей:

Виняток становить лише йодоводородна кислота, яка вступає в реакцію з міддю з виділенням водню та утворенням дуже стійкого комплексу міді (I):

2 Cu + 3 HI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

Мідь також реагує з кислотами – окислювачами, наприклад, з азотною:

Cu + 4HNO 3( кінець .) → Cu(NO) 3 ) 2 +2NO 2 +2H 2 O

3Cu + 8HNO 3( розбав .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O

А також із концентрованою холодною сірчаною кислотою:

Cu + H 2 SO 4(конц.) → CuO + SO 2 + H 2 O

C гарячою концентрованою сірчаною кислотою :

Cu + 2H 2 SO 4( кінець ., гаряча ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

З безводною сірчаною кислотою при температурі 200 0 С утворюється сульфат міді (I):

2Cu + 2H 2 SO 4( безводн .) 200 °C → Cu 2 SO 4 ↓ + SO 2 + 2H 2 O

г) Ставлення до галогенів та деяких інших неметалів.

Q освіти (CuCl) = 134300 кДж

Q освіти (CuCl 2) = 111700 кДж

Мідь добре реагує з галогенами, дає два види галогенідів: CuX та CuX 2 .. При дії галогенів при кімнатній температурі видимих змін не відбувається, але на поверхні спочатку утворюється шар адсорбованих молекул, а потім найтонший шар галогенідів. При нагріванні реакція з міддю відбувається дуже бурхливо. Нагріємо мідну тяганину або фольги і опустимо її в гарячому вигляді в банку з хлором - біля міді з'являться бурі пари, що складаються з хлориду міді (II) CuCl 2 з домішкою хлориду міді (I) CuCl. Реакція відбувається мимовільно за рахунок теплоти, що виділяється. Одновалентні галогеніди міді одержують при взаємодії металевої міді з розчином галогеніду двовалентної міді, наприклад:

При цьому монохлорид випадає із розчину у вигляді білого осаду на поверхні міді.

Мідь так само досить легко ступає в реакції із сіркою та селеном при нагріванні (300-400 °C):

2Cu +S→Cu 2 S

2Cu +Se→Cu 2 Se

А ось із воднем, вуглецем та азотом мідь не реагує навіть при високих температурах.

д) Взаємодія з оксидами неметалів

Мідь при нагріванні може витісняти з деяких оксидів неметалів (наприклад, оксид сірки (IV) та оксиди азоту (II, IV)) прості речовини, утворюючи при цьому більш стійкий термодинамічно оксид міді (II):

4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2

2 Cu+2 NO 500-600 ° C →2 CuO + N 2

§2. Хімічні властивості одновалентної міді (ст.ок. = +1)

У водних розчинах іон Cu + дуже нестійкий і диспропорціонує:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Однак мідь у ступені окислення (+1) може стабілізуватися у з'єднаннях з дуже низькою розчинністю або за рахунок комплексоутворення.

а) Оксид міді (I) Cu 2 O

Амфотерний оксид. Кристалічна речовина коричнево-червоного кольору. У природі зустрічається у вигляді мінералу куприту. Штучно може бути отриманий нагріванням розчину солі міді (II) з лугом і якимсь сильним відновником, наприклад, формаліном або глюкозою. Оксид міді(I) не реагує із водою. Оксид міді(I) переводиться в розчин концентрованої соляної кислоти з утворенням хлоридного комплексу:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Також розчинний у концентрованому розчині аміаку і солей амонію:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

У розведеній сірчаній кислоті диспропорціонує на двовалентну мідь та металеву мідь:

Cu 2 O+H 2 SO 4(розбав.) →CuSO 4 +Cu 0 ↓+H 2 O

Також оксид міді(I) вступає у водних розчинах у наступні реакції:

1. Повільно окислюється киснем до гідроксиду міді(II):

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(OH) 2 ↓

2. Реагує з розведеними галогенводневими кислотами з утворенням відповідних галогенідів міді(I):

Cu 2 O+2 HГ→2CuГ↓ +H 2 O(Г=Cl, Br, J)

3. Відновлюється до металевої міді типовими відновниками, наприклад, гідросульфітом натрію в концентрованому розчині:

2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

Оксид міді(I) відновлюється до металевої міді у наступних реакціях:

1. При нагріванні до 1800 °C (розкладання):

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. При нагріванні в струмі водню, монооксиду вуглецю, з іншими алюмінієвими типовими відновниками:

Cu 2 O+H 2 - >250°C →2Cu +H 2 O

Cu 2 O + CO - 250-300°C →2Cu +CO 2

3 Cu 2 O + 2 Al - 1000 ° C →6 Cu + Al 2 O 3

Також при високих температурах оксид міді(I) реагує:

1. C аміаком (утворюється нітрид міді(I))

3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O

2. З оксидами лужних металів:

Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 МCuO (M = Li, Na, K)

У цьому утворюються купрати міді (I).

Оксид міді (I) помітно реагує з лугами:

Cu 2 O+2 NaOH (Конц.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(OH) 2 ]

б) Гідроксид міді (I) CuOH

Гідроксид міді (I) утворює жовту речовину, яка не розчиняється у воді.

Легко розкладається при нагріванні або кип'ятінні:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

в) ГалогенідиCuF, CuЗl, CuBrіCuJ

Всі ці сполуки – білі кристалічні речовини, які погано розчиняються у воді, але добре розчиняються у надлишку NH 3 , ціанідних іонів, тіосульфатних іонів та інших сильних комплексоутворювачів. Йод утворює лише з'єднання Cu +1 J. У газоподібному стані утворюються цикли типу (CuГ) 3 . Оборотно розчинні у відповідних галогенводневих кислотах:

CuГ + HГ ↔H[ CuГ 2 ] (Г=Cl, Br, J)

Хлорид і бромід міді (I) нестійкі у вологому повітрі і поступово перетворюються на основні солі міді (II):

4 CuГ+2H 2 O + O 2 →4 Cu(OH)Г (Г=Cl, Br)

г) Інші сполуки міді (I)

1. Ацетат міді (I) (СН 3 СООСu) – з'єднання міді, що має вигляд безбарвних кристалів. У воді повільно гідролізується до Сu 2 Про на повітрі окислюється до ацетату двовалентної міді; Одержують СН 3 СООСu відновленням (СН 3 СОО) 2 Сu воднем або міддю, сублімацією (СН 3 СОО) 2 Сu у вакуумі або взаємодією (NH 3 OH)SO 4 з (СН 3 СОО) 2 Сu у р-рі в присутності Н 3 СООNH 3 . Речовина токсична.

2. Ацетиленід міді (I) – червоно-коричневі, іноді чорні кристали. У сухому вигляді кристали детонують при ударі чи нагріванні. Стійкі у вологому стані. При детонації без кисню не утворюється газоподібних речовин. Під дією кислот розкладається. Утворюється у вигляді осаду при пропущенні ацетилену в розчини аміаку солей міді(I):

З 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](OH) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3

Ця реакція використовується для якісного виявлення ацетилену.

3. Нітрид міді – неорганічна сполука з формулою Cu 3 N, темно-зелені кристали.

Розкладається при нагріванні:

2 Cu 3 N - 300 ° C →6 Cu + N 2

Бурхливо реагує з кислотами:

2 Cu 3 N +6 HCl - 300 ° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3

§3. Хімічні властивості двовалентної міді (ст.ок. = +2)

Найбільш стійкий ступінь окислення у міді і найхарактерніша для неї.

а) Оксид міді (II) CuO

CuO – основний оксид двовалентної міді. Кристали чорного кольору, за звичайних умов досить стійкі, практично нерозчинні у воді. У природі зустрічається у вигляді мінералу тенориту (мелакониту) чорного кольору. Оксид міді(II) реагує з кислотами з утворенням відповідних солей міді(II) та води:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O

При сплавленні CuO з лугами утворюються купрати міді (II):

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

При нагріванні до 1100 ° C розкладається:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

б) Гідроксид міді (II)Cu(OH) 2

Гідроксид міді(II) - блакитна аморфна або кристалічна речовина, що практично не розчиняється у воді. При нагріванні до 70-90 °C порошку Cu(ОН) 2 або його водних суспензій розкладається до CuО та Н 2 Про:

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Є амфотерним гідроксидом. Реагує з кислотами з утворенням води та відповідної солі міді:

З розведеними розчинами лугів не реагує, концентрованих розчиняється, утворюючи яскраво-сині тетрагідроксокупрати (II):

Гідроксид міді(II) із слабкими кислотами утворює основні солі. Дуже легко розчиняється у надлишку аміаку з утворенням аміакату міді:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

Аміакат міді має інтенсивний синьо-фіолетовий колір, тому його використовують у аналітичній хімії для визначення малих кількостей іонів Cu 2+ у розчині.

в) Солі міді (II)

Прості солі міді (II) відомі для більшості аніонів, крім ціаніду та йодиду, які при взаємодії з катіоном Cu 2+ утворюють ковалентні сполуки міді (I), нерозчинні у воді.

Солі міді (+2), в основному, розчиняються у воді. Блакитний колір їх розчинів пов'язаний із утворенням іона 2+. Вони часто кристалізуються як гідратів. Так, з водного розчину хлориду міді (II) нижче 15 0 С кристалізується тетрагідрат, при 15-26 0 С - тригідрат, понад 26 0 С - дигідрат. У водних розчинах солі міді (II) в невеликій мірі схильні до гідролізу, і з них часто осаджуються основні солі .

1. Пентагідрат сульфату міді (II) (мідний купорос)

Найбільше практичного значення має CuSO 4 *5H 2 O, званий мідним купоросом. Суха сіль має блакитне забарвлення, проте при несильному нагріванні (200 0 С) вона втрачає кристалізаційну воду. Безводна сіль білого кольору. При подальшому нагріванні до 700 0 С вона перетворюється на оксид міді, втрачаючи триоксид сірки:

CuSO 4 -- t ° → CuO+ SO 3

Готують мідний купорос розчиненням міді концентрованої сірчаної кислоти. Ця реакція описана у розділі "Хімічні властивості простої речовини". Мідний купорос застосовують при електролітичному отриманні міді, сільському господарстві боротьби з шкідниками і хворобами рослин, отримання інших сполук міді .

2. Дигідрат хлориду міді (II).

Це темно-зелені кристали, легкорозчинні у воді. Концентровані розчини міді хлориду мають зелений колір, а розведені – блакитний. Це пояснюється утворенням хлоридного комплексу зеленого кольору:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

І його подальшою руйнацією та утворенням блакитного аквакомплексу.

3. Тригідрат нітрату міді (II).

Кристалічна речовина синього кольору. Виходить при розчиненні міді у азотній кислоті. При нагріванні кристали спочатку втрачають воду, потім розкладаються з виділенням кисню та діоксиду азоту, переходячи в оксид міді (II):

2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Карбонат гідроксомеді (II).

Карбонати міді малостійкі і практично майже не застосовуються. Деяке значення для отримання міді має лише основний карбонат міді Cu 2 (OH) 2 CO 3 який зустрічається в природі у вигляді мінералу малахіту. При нагріванні легко розкладається з виділенням води, оксиду вуглецю (IV) та оксиду міді (II):

Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2

§4. Хімічні властивості тривалентної міді (ст.ок. = +3)

Цей ступінь окислення є найменш стабільним для міді, і тому з'єднання міді (III) є скоріше винятками, ніж «правилами». Тим не менш, деякі з'єднання міді тривалентної існують.

а) Оксид міді (III) Cu 2 O 3

Це кристалічна речовина темно-гранатового кольору. Чи не розчиняється у воді.

Виходить окисленням гідроксиду міді(II) пероксодісульфатом калію в лужному середовищі при негативних температурах:

2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C →Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SO 4 +3H 2 O

Ця речовина розкладається при температурі 400 0 С:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

Окиси міді (III) – сильний окисник. При взаємодії з хлороводнем хлор відновлюється до вільного хлору:

Cu 2 O 3 +6 HCl-- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O

б) Купрат міді (Ш)

Це чорні чи сині речовини, у воді не стійкі, діамагнітні, аніонні – стрічки квадратів (dsp 2). Утворюються при взаємодії гідроксиду міді(II) та гіпохлориту лужного металу в лужному середовищі:

2 Cu(OH) 2 + МClO + 2 NaOH→2МCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= Na- Cs)

в) Калію гексафторкупрат(III)

Зелена речовина, парамагнітна. Октаедрична будова sp 3 d 2 . Комплекс фториду міді CuF 3 , який у вільному стані розкладається при -60 0 С. Утворюється нагріванням суміші хлоридів калію та міді в атмосфері фтору:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Розкладає воду із утворенням вільного фтору.

§5. З'єднання міді в ступені окислення (+4)

Поки науці відома лише одна речовина, де мідь у ступені окислення +4, це гексафторкупрат(IV) цезію – Cs 2 Cu +4 F 6 - помаранчева кристалічна речовина, стабільна у скляних ампулах при 0 0 С. Бурхливо реагує з водою. Виходить фторуванням при високому тиску і температурі суміші хлоридів цезію та міді:

CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° р → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2

Що представляють кожен з них, дуже багато, але лідируючу позицію, безсумнівно, займають оксиди. В одного хімічного елемента може бути кілька різних бінарних сполук з киснем. Таку властивість має і мідь. У неї існує три оксиди. Давайте розглянемо їх докладніше.

Оксид міді (I)

Його формула - Cu 2 O. У деяких джерелах цю сполуку можуть називати геміоксидом міді, оксидом димеді або закисом міді.

Властивості

Є кристалічною речовиною, що має коричнево-червоний колір. Цей оксид не розчиняється у воді та етиловому спирті. Може плавитися, не розкладаючись, при температурі трохи більше 1240 о С. Дана речовина не взаємодіє з водою, але може переводитися в розчин, якщо учасниками реакції з ним будуть концентровані хлороводнева кислота, луг, азотна кислота, гідрат аміаку, солі амонію, сірчана кислота .

Одержання оксиду міді (I)

Його можна отримати, нагріваючи металеву мідь, або в такому середовищі, де кисень має малу концентрацію, а також струм струму деяких оксидів азоту і разом з оксидом міді (II). З іншого боку, може стати продуктом реакції термічного розкладання останнього. Оксид міді (I) вийде і в тому випадку, якщо нагріти сульфід міді (I) у струмі кисню. Є й інші, складніші способи його одержання (наприклад, відновлення одного з гідроксидів міді, іонний обмін будь-якої солі одновалентної міді з лугом тощо), але їх практикують лише у лабораторіях.

Застосування

Потрібен як пігмент, коли фарбують кераміку, скло; компонента фарб, що захищають підводну частину судна від обростання. Використовується також як фунгіцид. Без нього не обходяться і міднозакисні вентилі.

Оксид міді (II)

Його формула – CuO. Багато джерел може зустрічатися під назвою окису міді.

Властивості

Це найвищий оксид міді. Речовина має вигляд чорних кристалів, які майже розчиняються у воді. Взаємодіє з кислотою і за цієї реакції утворює відповідну сіль двовалентної міді, а також воду. За його сплавлення з лугом продукти реакції представлені купратами. Розкладання оксиду міді (II) відбувається при температурі близько 1100 о С. Аміак, монооксид вуглецю, водень і вугілля здатні витягувати з цієї сполуки металеву мідь.

Отримання

Його можна отримати при нагріванні металевої міді в повітряному середовищі за однієї умови - температура нагрівання повинна бути нижчою за 1100 о С. Також оксид міді (II) може вийти, якщо нагріти карбонат, нітрат, двовалентний гідроксид міді.

Застосування

За допомогою даного оксиду забарвлюють в зелений або синій колір емаль і скло, а також виробляють мідно-рубіновий різновид останнього. У лабораторії цим оксидом виявляють відновлювальні властивості речовин.

Оксид міді (III)

Його формула - Cu2O3. Має традиційну назву, яка звучить, мабуть, трохи незвично – окис мідь.

Властивості

Має вигляд червоних кристалів, що не розчиняються у воді. Розкладання цієї речовини відбувається при температурі 400 о С продукти даної реакції - оксид міді (II) і кисень.

Отримання

Його можна отримати, окислюючи двовалентний гідроксид міді за допомогою пероксидисульфату калію. Необхідна умова реакції - лужне середовище, в якому воно має відбуватися.

Застосування

Ця речовина сама по собі не використовується. У науці та промисловості ширше поширення знаходять продукти його розкладання – оксид міді (II) та кисень.

Висновок

Ось і всі оксиди міді. Їх дещо через те, що мідь має змінну валентність. Існують і інші елементи, які мають по кілька оксидів, але про них поговоримо в інший раз.

Як і всі d-елементи, яскраво забарвлені.

Так само як у міді спостерігається провал електронів- з s-орбіталі на d-орбіталь

Електронна будова атома:

Відповідно, існують 2 характерні ступені окислення міді: +2 та +1.

Проста речовина:метал золотисто-рожевого кольору.

Оксиди міді:Сu2O оксид міді (I) \ оксид міді 1 — червоно-жовтогарячого кольору

СуO оксид міді (II) \ оксид міді 2 - чорного кольору.

Інші сполуки міді Cu(I), крім оксиду, є нестійкими.

З'єднання міді Cu(II) - по-перше, стабільні, по-друге, блакитного або зеленого кольору.

Чому зеленіють мідні монети? Мідь у присутності води взаємодіє з вуглекислим газом повітря, утворюється СuCO3 – речовина зеленого кольору.

Ще одна пофарбована сполука міді - сульфід міді (II) - осад чорного кольору.

Мідь, на відміну від інших елементів, стоїть після водню, тому не виділяє його з кислот:

з гарячоюсірчаної кислотою: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
з холодноюсірчаної кислотою: Сu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
з концентрованою:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
з розведеною азотною кислотою:
3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Приклад задачі ЄДІ С2 варіант 1:

Нітрат міді прожарили, отриманий твердий осад розчинили у сірчаній кислоті. Через розчин пропустили сірководень, отриманий чорний осад випалили, а твердий залишок розчинили при нагріванні в азотній кислоті.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Твердий осад – оксид міді (II).

CuO+H2S → CuS↓+H2O

Сульфід міді (II) – осад чорного кольору.

«Зазнали випалення» — отже, відбулася взаємодія з киснем. Не плутайте з «прожарюванням». Прожарити - нагріти, звичайно, при високій температурі.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Твердий залишок - це СuO - якщо сульфід міді повністю прореагував, СuO + CuS - якщо частково.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

CuS + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S

можлива також інша реакція:

СuS + 8HNO3 = Cu(NO3)2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O

Приклад задачі ЄДІ С2 варіант 2:

Мідь розчинили у концентрованій азотній кислоті, отриманий газ змішали з киснем та розчинили у воді. В отриманому розчині розчинили оксид цинку, потім до розчину додали великий надлишок розчину гідроксиду натрію.

В результаті реакції з азотною кислотою утворюється Сu(NO3)2, NO2 та O2.

NO2 змішали з киснем - отже, окислили: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Змішали з водою: N2O5 + H2O = 2HNO3.

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3

Хімічні властивості оксиду міді (II)

Коротка характеристика оксиду міді (II):

Оксид міді(II) – неорганічна речовина чорного кольору.

2. реакція оксиду міді (II) з вуглецем:

Cu + С → Cu + СО (t = 1200 o C).

вуглецю.

3.реакція оксиду міді(II) із сіркою:

Cu + 2S → Cu + S 2 Про (t = 150-200 o C).

Реакція протікає у вакуумі. В результаті реакції утворюється мідь та оксид сірки.

4. реакція оксиду міді(II) з алюмінієм:

3CuО + 2Al → 3Cu + Al 2 Про 3 (t = 1000-1100 o C).

В результаті реакції утворюється мідь та оксид алюмінію.

5.реакція оксиду міді(II) з міддю:

CuО + Cu → Cu 2 (t = 1000-1200 o C).

Внаслідок реакції утворюється оксид міді (I).

6. реакція оксиду міді(II) з оксидом літію:

CuО + Li 2 Про → Li 2 CuО 2 (t = 800-1000 o C, О 2).

Реакція протікає у струмі кисню. Внаслідок реакції утворюється купрат літію.

7. реакція оксиду міді(II) з оксидом натрію:

CuО + Na 2 Про → Na 2 CuО 2 (t = 800-1000 o C, Про 2).

Реакція протікає у струмі кисню. Внаслідок реакції утворюється купрат натрію.

8.реакція оксиду міді(II) з оксидом вуглецю:

CuО + СО → Cu + СО 2 .

В результаті реакції утворюється мідь та оксид вуглецю (вуглекислий газ).

9. реакція оксиду міді(II) з оксидом заліза:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 Про 4 (t o).

Внаслідок реакції утворюється сіль – ферит міді. Реакція протікає при прожарюванні реакційної суміші.

10. реакція оксиду міді(II) з плавиковою кислотою:

CuO+2HF → CuF2+H2O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль - фторид міді та вода.

11.реакція оксиду міді(II) з азотною кислотою:

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль - нітрат міді та вода .

Аналогічно проходять реакції оксиду міді.(II) та з іншими кислотами.

12. реакція оксиду міді(II) з бромистим воднем (бромоводнем):

CuO+2HBr → CuBr2+H2O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль – бромід міді та вода .

13. реакція оксиду міді(II) з йодоводородом:

CuO+2HI → CuI2+H2O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль – йодид міді та вода .

14. реакція оксиду міді(II) з гідроксидом натрію :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль – купрат натрію та вода .

15.реакція оксиду міді(II) з гідроксидом калію :

CuO + 2KOH → K2 CuO2 + H2O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль – купрат калію та вода .

16.реакція оксиду міді(II) з гідроксидом натрію та водою:

CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).

Гідрокосид натрію розчинено у воді. Розчин гідроксиду натрію у питній воді 20-30 %. Реакція протікає під час кипіння. В результаті хімічної реакції виходить тетрагідроксокупрат натрію.

17.реакція оксиду міді(II) з надпероксидом калію:

2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + О 2 (t = 400-500 o C).

В результаті хімічної реакції виходить сіль – купрат (III) калію та