Interaction de l'oxyde de cuivre 2 avec l'eau. Oxyde de cuivre (I, II, III): propriétés, production, application

Le cuprum (Cu) est l'un des métaux peu actifs. Il se caractérise par la formation de composés chimiques aux états d'oxydation +1 et +2. Ainsi, par exemple, deux oxydes, qui sont un composé de deux éléments Cu et d'oxygène O: avec un état d'oxydation de +1 - oxyde de cuivre Cu2O et un état d'oxydation de +2 - oxyde de cuivre CuO. Malgré le fait qu'ils sont constitués des mêmes éléments chimiques, chacun d'eux a ses propres caractéristiques particulières. Dans le froid, le métal interagit très faiblement avec l'oxygène atmosphérique, se recouvrant d'un film, qui est de l'oxyde de cuivre, qui empêche la poursuite de l'oxydation du cuprum. Lorsqu'elle est chauffée, cette substance simple portant le numéro de série 29 dans le tableau périodique est complètement oxydée. Dans ce cas, de l'oxyde de cuivre (II) est également formé : 2Cu + O2 → 2CuO.

Le protoxyde d'azote est un solide rouge brunâtre de masse molaire 143,1 g/mol. Le composé a un point de fusion de 1235°C, un point d'ébullition de 1800°C. Il est insoluble dans l'eau, mais soluble dans les acides. L'oxyde de cuivre (I) est dilué dans (concentré) et un complexe incolore + se forme, qui s'oxyde facilement à l'air en un complexe d'ammonium bleu-violet 2+, qui se dissout dans l'acide chlorhydrique pour former CuCl2. Dans l'histoire de la physique des semi-conducteurs, Cu2O est l'un des matériaux les plus étudiés.

L'oxyde de cuivre (I), également connu sous le nom d'hémioxyde, a des propriétés basiques. Il peut être obtenu par oxydation des métaux : 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Les impuretés telles que l'eau et les acides affectent la vitesse de ce processus ainsi que la poursuite de l'oxydation en oxyde divalent. L'oxyde de cuivre peut dissoudre sous cette forme le métal pur et le sel : H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Selon un schéma similaire, un oxyde de degré +1 interagit avec d'autres acides contenant de l'oxygène. Lors de l'interaction de l'hémioxyde avec des acides halogénés, des sels métalliques monovalents se forment: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

L'oxyde de cuivre (I) est présent dans la nature sous forme de minerai rouge (c'est un nom obsolète, avec le rubis Cu), appelé minéral "Cuprite". Il faut beaucoup de temps pour éduquer. Il peut être produit artificiellement à des températures élevées ou sous une forte pression d'oxygène. L'hémioxyde est couramment utilisé comme fongicide, comme pigment, comme agent antisalissure dans la peinture sous-marine ou marine et comme catalyseur.

Cependant, l'effet de cette substance de formule chimique Cu2O sur l'organisme peut être dangereux. S'il est inhalé, il provoque une dyspnée, une toux, une ulcération et une perforation des voies respiratoires. En cas d'ingestion, il irrite le tractus gastro-intestinal, ce qui s'accompagne de vomissements, de douleurs et de diarrhée.

H2 + CuO → Cu + H2O ;

CO + CuO → Cu + CO2.

L'oxyde de cuivre (II) est utilisé en céramique (comme pigment) pour produire des émaux (bleu, vert et rouge, et parfois rose, gris ou noir). Il est également utilisé comme complément alimentaire chez les animaux pour réduire la carence en cuprum dans le corps. C'est un matériau abrasif nécessaire au polissage des équipements optiques. Il est utilisé pour la production de piles sèches, pour la production d'autres sels de Cu. Le composé CuO est également utilisé dans le soudage des alliages de cuivre.

L'exposition au composé chimique CuO peut également être dangereuse pour le corps humain. Provoque une irritation des poumons en cas d'inhalation. L'oxyde de cuivre (II) peut provoquer la fièvre des vapeurs métalliques (MFF). L'oxyde de Cu provoque un changement de couleur de la peau, des problèmes de vision peuvent apparaître. Lorsqu'il est ingéré, comme l'hémioxyde, il entraîne un empoisonnement, qui s'accompagne de symptômes sous forme de vomissements et de douleurs.

Comme tous les éléments d, de couleur vive.

Tout comme avec le cuivre, on observe plongeon d'électrons- de l'orbitale s à l'orbitale d

La structure électronique de l'atome :

Ainsi, il existe 2 états d'oxydation caractéristiques du cuivre : +2 et +1.

Matière simple : métal rose doré.

Oxydes de cuivre :Сu2O oxyde de cuivre (I) \ oxyde de cuivre 1 - couleur rouge-orange

CuO oxyde de cuivre (II) \ oxyde de cuivre 2 - noir.

Les autres composés du cuivre Cu(I), à l'exception de l'oxyde, sont instables.

Les composés de cuivre Cu (II) - d'une part, sont stables et, d'autre part, ils sont de couleur bleue ou verdâtre.

Pourquoi les pièces de cuivre deviennent-elles vertes ? Le cuivre réagit avec le dioxyde de carbone en présence d'eau pour former CuCO3, une substance verte.

Un autre composé de cuivre coloré, le sulfure de cuivre (II), est un précipité noir.

Le cuivre, contrairement aux autres éléments, se tient après l'hydrogène, il ne le libère donc pas des acides :

• à partir de chaud acide sulfurique : Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• à partir de du froid acide sulfurique : Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• avec concentré :
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• avec de l'acide nitrique dilué :
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Un exemple de la tâche de l'examen C2 option 1 :

Le nitrate de cuivre a été calciné, le précipité solide résultant a été dissous dans de l'acide sulfurique. Du sulfure d'hydrogène a été passé à travers la solution, le précipité noir résultant a été calciné et le résidu solide a été dissous par chauffage dans de l'acide nitrique.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Le précipité solide est de l'oxyde de cuivre(II).

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Le sulfure de cuivre(II) est un précipité noir.

"Fired" signifie qu'il y a eu une interaction avec l'oxygène. Ne pas confondre avec "calcination". Allumer - chauffer, naturellement, à haute température.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Le résidu solide est CuO si le sulfure de cuivre a réagi complètement, CuO + CuS si partiellement.

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

une autre réaction est également possible :

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

Un exemple de la tâche de l'examen C2 option 2 :

Le cuivre a été dissous dans de l'acide nitrique concentré, le gaz résultant a été mélangé avec de l'oxygène et dissous dans de l'eau. L'oxyde de zinc a été dissous dans la solution résultante, puis un grand excès de solution d'hydroxyde de sodium a été ajouté à la solution.

Suite à la réaction avec l'acide nitrique, Cu(NO3)2, NO2 et O2 se forment.

NO2 mélangé à de l'oxygène signifie oxydé : 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Mélangé avec de l'eau : N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH \u003d Na 2 + 2NaNO 3

Propriétés chimiques de l'oxyde de cuivre (II)

Brève description de l'oxyde de cuivre (II):

oxyde de cuivre(II) – substance inorganique noire.

2. réaction de l'oxyde de cuivre (II) avec le carbone :

CuO + C → Cu + CO (t = 1200 oC).

carbone.

3.réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec du gris :

CuO + 2S → Cu + S 2 O (t = 150-200 oC).

La réaction se déroule sous vide. À la suite de la réaction, du cuivre et de l'oxyde se forment soufre.

4. réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec de l'aluminium :

3CuO + 2Al → 3Cu + Al 2 O 3 (t = 1000-1100 oC).

À la suite de la réaction, du cuivre et de l'oxyde se forment aluminium.

5.réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec du cuivre :

CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 oC).

À la suite de la réaction, de l'oxyde de cuivre (I) se forme.

6. réaction de l'oxyde de cuivre(II) à partir de oxyde de lithium:

CuO + Li 2 O → Li 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).

La réaction se déroule dans un flux d'oxygène. À la suite de la réaction, du cuprate de lithium se forme.

7. réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec de l'oxyde de sodium :

CuO + Na 2 O → Na 2 CuO 2 (t = 800-1000 o C, O 2).

La réaction se déroule dans un flux d'oxygène. À la suite de la réaction, du cuprate de sodium se forme.

8.réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec du monoxyde de carbone :

CuO + CO → Cu + CO 2.

À la suite de la réaction, du cuivre et du monoxyde de carbone (dioxyde de carbone) se forment.

9. réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec oxyde glande:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (to).

À la suite de la réaction, un sel se forme - la ferrite de cuivre. La réaction se déroule lorsque le mélange réactionnel est calciné.

10. réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec de l'acide fluorhydrique :

CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.

À la suite d'une réaction chimique, un sel est obtenu - du fluorure de cuivre et de l'eau.

11.réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec de l'acide nitrique :

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

À la suite d'une réaction chimique, un sel est obtenu - nitrate de cuivre et l'eau .

L'oxyde de cuivre réagit de la même manière(II) et avec d'autres acides.

12. réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec du bromure d'hydrogène (bromure d'hydrogène):

CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.

À la suite d'une réaction chimique, un sel est obtenu - bromure de cuivre et l'eau .

13. réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec de l'iodure d'hydrogène :

CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.

À la suite d'une réaction chimique, un sel est obtenu - iodure de cuivre et l'eau .

14. réaction de l'oxyde de cuivre(II) à partir de hydroxyde de sodium :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

À la suite d'une réaction chimique, un sel est obtenu - cuprate de sodium et l'eau .

15.réaction de l'oxyde de cuivre(II) à partir de l'hydroxyde de potassium :

CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.

À la suite d'une réaction chimique, un sel est obtenu - cuprate de potassium et l'eau .

16.réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec de la soude et de l'eau :

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

L'hydroxyde de sodium est dissous dans l'eau. Une solution d'hydroxyde de sodium dans l'eau 20-30%. La réaction se déroule à ébullition. À la suite d'une réaction chimique, le tétrahydroxocuprate de sodium est obtenu.

17.réaction de l'oxyde de cuivre(II) avec du superoxyde de potassium :

2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + O 2 (t = 400-500 oC).

À la suite d'une réaction chimique, un sel est obtenu - cuprate de potassium (III) et

Les oxydes sont un type de composés répandus dans la nature, qui peuvent être observés même dans la vie de tous les jours, dans la vie de tous les jours. Un exemple est le sable, l'eau, la rouille, la chaux, le dioxyde de carbone, un certain nombre de colorants naturels. Le minerai de nombreux métaux précieux est par nature un oxyde, ce qui le rend d'un grand intérêt pour la recherche scientifique et industrielle.

La combinaison d'éléments chimiques avec l'oxygène est appelée oxydes. En règle générale, ils se forment lorsque des substances sont chauffées dans l'air. Distinguer les oxydes acides et basiques. Les métaux forment des oxydes basiques, tandis que les non-métaux forment des acides. A l'exception des oxydes de chrome et de manganèse, qui sont également acides. Cet article traite du représentant des principaux oxydes - CuO (II).

CuO(II)

Cuivre, chauffé à l'air à une température de 400 à 500 °C, progressivement recouvert d'un revêtement noir, que les chimistes appellent oxyde de cuivre divalent, ou CuO (II). Le phénomène décrit est représenté dans l'équation suivante :

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Le terme "bivalent" indique la capacité d'un atome à réagir avec d'autres éléments par l'intermédiaire de deux liaisons chimiques.

Fait intéressant! Le cuivre, étant dans divers composés, peut avoir des valences différentes et une couleur différente. Par exemple : les oxydes de cuivre sont de couleur rouge vif (Cu2O) et brun-noir (CuO). Et les hydroxydes de cuivre acquièrent des couleurs jaune (CuOH) et bleue (Cu (OH) 2). Un exemple classique du phénomène où la quantité se transforme en qualité.

Cu2O est parfois aussi appelé protoxyde d'azote, oxyde de cuivre (I) et CuO est oxyde, oxyde de cuivre (II). Il existe également de l'oxyde de cuivre (III) - Cu2O3.

En géologie, l'oxyde de cuivre divalent (ou bivalent) est communément appelé ténorite, son autre nom est la mélaconite. Le nom ténorite vient du nom de l'éminent professeur italien de botanique Michele Tenore (1780-1861). La mélakonite est considérée comme un synonyme du nom ténorite et est traduite en russe par noir de cuivre ou minerai de cuivre noir. Dans un cas ou un autre, il s'agit d'un minéral cristallin brun-noir qui se décompose lorsqu'il est calciné et ne fond que sous une surpression d'oxygène, insoluble dans l'eau et ne réagit pas avec elle.

Nous soulignons les principaux paramètres du minéral nommé.

Formule chimique : CuO

Sa molécule est constituée d'un atome de Cu d'un poids moléculaire de 64 a. e.m. et un atome d'O, poids moléculaire 16 h. e. m., où a. e. m. - unité de masse atomique, c'est aussi un dalton, 1 a. mu \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -27 kg \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -24 g En conséquence, le poids moléculaire du composé est de: 64 + 16 \u003d 80 a. manger.

Cellule de cristal : système monoclinique. Que signifie ce type d'axes de symétrie cristalline lorsque deux axes se croisent à un angle oblique et ont des longueurs différentes, et que le troisième axe est situé à un angle de 90 ° par rapport à eux.

Densité – 6,51 g/cm3. A titre de comparaison, la densité de l'or pur est de 19,32 g / cm³ et la densité du sel de table est de 2,16 g / cm 3.

Fond à 1447 °C, sous pression d'oxygène.

Se décompose par incandescence jusqu'à 1100 °C et se transforme en oxyde de cuivre (I) :

4CuO = 2Cu2O + O2.

Il ne réagit pas avec l'eau et ne s'y dissout pas..

Mais il réagit avec une solution aqueuse d'ammoniac, avec formation d'hydroxyde de tétraamminecuivre (II) : CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

En milieu acide, il forme du sulfate et de l'eau : CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Réagissant avec un alcali, il crée un cuprate : CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Réaction CuO NaOH

Formé:

• par calcination de l'hydroxyde de cuivre (II) à une température de 200°C : Cu(OH) 2 \u003d CuO + H2O ;
• lors de l'oxydation du cuivre métallique dans l'air à une température de 400 à 500 °C : 2Cu + O2 = 2CuO ;
• lors du traitement à haute température de la malachite : (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Réduit en cuivre métallique -

• en réaction avec l'hydrogène : CuO + H2 = Cu + H2O ;
• avec du monoxyde de carbone (monoxyde de carbone): CuO + CO = Cu + CO2;
• avec métal actif : CuO + Mg = Cu + MgO.

toxique. Selon le degré d'effets nocifs sur le corps humain, il est classé comme substance de la deuxième classe de danger. Provoque une irritation des muqueuses des yeux, de la peau, des voies respiratoires et du système gastro-intestinal. Lors de l'interaction avec lui, il est obligatoire d'utiliser des équipements de protection tels que des gants en caoutchouc, des respirateurs, des lunettes de protection, des combinaisons.

La substance est explosive et inflammable.

Appliqué dans l'industrie, comme composant minéral des aliments composés, en pyrotechnie, dans la production de catalyseurs pour les réactions chimiques, comme pigment colorant pour le verre, les émaux et la céramique.

Les propriétés oxydantes de l'oxyde de cuivre (II) sont le plus souvent utilisées dans les études de laboratoire, lorsqu'une analyse élémentaire est requise liée à l'étude des matériaux organiques pour la présence d'hydrogène et de carbone dans ceux-ci.

Il est important que CuO (II) soit assez répandu dans la nature en tant que ténérite minérale, en d'autres termes, il s'agit d'un composé minéral naturel à partir duquel le cuivre peut être obtenu.

Nom latin Cuprum et le symbole correspondant Cu vient du nom de l'île de Chypre. C'est de là, à travers la mer Méditerranée, que les anciens Romains et Grecs exportaient ce précieux métal.

Le cuivre est l'un des sept métaux les plus répandus dans le monde et est au service de l'homme depuis l'Antiquité. Cependant, dans son état métallique d'origine, il est assez rare. Il s'agit d'un métal tendre, facile à travailler, caractérisé par une densité élevée, conducteur de courant et de chaleur de très haute qualité. En termes de conductivité électrique, il est juste derrière l'argent, alors qu'il s'agit d'un matériau moins cher. Largement utilisé sous la forme de fils et de produits en tôle mince.

Les composés chimiques du cuivre sont différents augmentation de l'activité biologique. Dans les organismes animaux et végétaux, ils sont impliqués dans la synthèse de la chlorophylle, ils sont donc considérés comme un composant très précieux dans la composition des engrais minéraux.

Le cuivre est également nécessaire dans l'alimentation humaine. Sa carence dans le corps peut entraîner diverses maladies du sang.

Vidéo

À partir de la vidéo, vous apprendrez ce qu'est l'oxyde de cuivre.

§une. Propriétés chimiques d'une substance simple (st. ok. = 0).

a) Relation avec l'oxygène.

Contrairement à ses voisins du sous-groupe, l'argent et l'or, le cuivre réagit directement avec l'oxygène. Le cuivre montre peu d'activité vis-à-vis de l'oxygène, mais dans l'air humide il s'oxyde progressivement et se recouvre d'un film verdâtre, constitué de carbonates basiques de cuivre :

A l'air sec, l'oxydation est très lente, une fine couche d'oxyde de cuivre se forme à la surface du cuivre :

Extérieurement, le cuivre ne change pas, car l'oxyde de cuivre (I), comme le cuivre lui-même, est rose. De plus, la couche d'oxyde est si fine qu'elle transmet la lumière, c'est-à-dire brille à travers. D'une manière différente, le cuivre s'oxyde lorsqu'il est chauffé, par exemple à 600-800 0 C. Dans les premières secondes, l'oxydation passe à l'oxyde de cuivre (I), qui de la surface se transforme en oxyde de cuivre (II) noir. Un revêtement d'oxyde à deux couches est formé.

Formation de Q (Cu 2 O) = 84935 kJ.

Figure 2. La structure du film d'oxyde de cuivre.

b) Interaction avec l'eau.

Les métaux du sous-groupe du cuivre sont à la fin de la série électrochimique des tensions, après l'ion hydrogène. Par conséquent, ces métaux ne peuvent pas déplacer l'hydrogène de l'eau. Dans le même temps, l'hydrogène et d'autres métaux peuvent déplacer les métaux du sous-groupe du cuivre des solutions de leurs sels, par exemple :

Cette réaction est redox, car il y a un transfert d'électrons :

L'hydrogène moléculaire déplace très difficilement les métaux du sous-groupe du cuivre. Cela s'explique par le fait que la liaison entre les atomes d'hydrogène est forte et que beaucoup d'énergie est dépensée pour la rompre. La réaction a lieu uniquement avec des atomes d'hydrogène.

Le cuivre en l'absence d'oxygène n'interagit pratiquement pas avec l'eau. En présence d'oxygène, le cuivre réagit lentement avec l'eau et se recouvre d'une pellicule verte d'hydroxyde de cuivre et de carbonate basique :

c) Interaction avec les acides.

Étant dans une série de tensions après l'hydrogène, le cuivre ne le déplace pas des acides. Par conséquent, l'acide chlorhydrique et l'acide sulfurique dilué n'agissent pas sur le cuivre.

Or, en présence d'oxygène, le cuivre se dissout dans ces acides pour former les sels correspondants :

La seule exception est l'acide iodhydrique, qui réagit avec le cuivre pour libérer de l'hydrogène et former un complexe de cuivre (I) très stable :

2 Cu + 3 SALUT → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

Le cuivre réagit également avec les acides - les agents oxydants, par exemple avec l'acide nitrique :

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

3Cu + 8HNO 3( avoir dilué .) → 3Cu(NON 3 ) 2 +2NO+4H 2 O

Et aussi avec de l'acide sulfurique froid concentré :

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

Avec de l'acide sulfurique concentré chaud :

Cu+2H 2 ALORS 4( conc ., chaud ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Avec l'acide sulfurique anhydre à une température de 200 0 C, il se forme du sulfate de cuivre (I) :

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

d) Relation avec les halogènes et certains autres non-métaux.

Formation de Q (CuCl) = 134300 kJ

Formation de Q (CuCl 2) = 111700 kJ

Le cuivre réagit bien avec les halogènes, donne deux types d'halogénures : CuX et CuX 2 .. Sous l'action des halogènes à température ambiante, aucun changement visible ne se produit, mais une couche de molécules adsorbées se forme d'abord en surface, puis une très fine couche d'halogénures. Lorsqu'il est chauffé, la réaction avec le cuivre est très violente. Nous chauffons le fil ou la feuille de cuivre et le baissons chaud dans un pot de chlore - des vapeurs brunes apparaîtront près du cuivre, constituées de chlorure de cuivre (II) CuCl 2 mélangé à du chlorure de cuivre (I) CuCl. La réaction se produit spontanément en raison du dégagement de chaleur. Les halogénures de cuivre monovalents sont obtenus en faisant réagir du cuivre métallique avec une solution d'halogénure de cuivre divalent, par exemple :

Dans ce cas, le monochlorure précipite hors de la solution sous la forme d'un précipité blanc à la surface du cuivre.

Le cuivre réagit aussi assez facilement avec le soufre et le sélénium lorsqu'il est chauffé (300-400°C) :

2Cu+S→Cu 2 S

2Cu+Se→Cu 2 Se

Mais le cuivre ne réagit pas avec l'hydrogène, le carbone et l'azote, même à des températures élevées.

e) Interaction avec les oxydes de non-métaux

Lorsqu'il est chauffé, le cuivre peut déplacer des substances simples de certains oxydes non métalliques (par exemple, l'oxyde de soufre (IV) et les oxydes d'azote (II, IV)), tout en formant un oxyde de cuivre (II) thermodynamiquement plus stable):

4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2

2 Cu+2 NON 500-600° C →2 CuO + N 2

§2. Propriétés chimiques du cuivre monovalent (st.c. = +1)

Dans les solutions aqueuses, l'ion Cu+ est très instable et disproportionné :

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Cependant, le cuivre à l'état d'oxydation (+1) peut être stabilisé dans des composés très peu solubles ou par complexation.

a) Oxyde de cuivre (je) Cu 2 O

oxyde amphotère. Substance cristalline brun-rouge. Il se produit naturellement sous forme de minéral cuprite. Il peut être obtenu artificiellement en chauffant une solution de sel de cuivre (II) avec un alcali et un agent réducteur fort, par exemple du formol ou du glucose. L'oxyde de cuivre(I) ne réagit pas avec l'eau. L'oxyde de cuivre (I) est transféré dans une solution avec de l'acide chlorhydrique concentré pour former un complexe chlorure :

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Nous dissolvons également dans une solution concentrée d'ammoniaque et de sels d'ammonium :

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

Dans l'acide sulfurique dilué, il disproportionne au cuivre divalent et au cuivre métallique :

Cu 2 O+H 2 ALORS 4(dil.) →CuSO 4 + Cu 0 ↓+H 2 O

De plus, l'oxyde de cuivre (I) entre dans les réactions suivantes dans les solutions aqueuses :

1. Lentement oxydé par l'oxygène en hydroxyde de cuivre (II):

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Oh) 2 ↓

2. Réagit avec les acides halohydriques dilués pour former les halogénures de cuivre(I) correspondants :

Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=CL, BR, J)

3.Réduit en cuivre métallique avec des agents réducteurs typiques, par exemple, l'hydrosulfite de sodium dans une solution concentrée :

2 Cu 2 O+2 Na SO 3 →4 Cu↓+ N / A 2 ALORS 4 + H 2 ALORS 4

L'oxyde de cuivre (I) est réduit en cuivre métallique dans les réactions suivantes :

1. Lorsqu'il est chauffé jusqu'à 1800 °C (décomposition) :

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. Lorsqu'il est chauffé dans un courant d'hydrogène, de monoxyde de carbone, d'aluminium et d'autres agents réducteurs typiques :

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

De plus, à haute température, l'oxyde de cuivre (I) réagit :

1. Avec de l'ammoniac (il se forme du nitrure de cuivre (I))

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

2. Avec des oxydes de métaux alcalins :

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

Dans ce cas, des cuprates de cuivre (I) se forment.

L'oxyde de cuivre (I) réagit nettement avec les alcalis :

Cu 2 O+2 NaOH (conc.) + H 2 O↔2 N / A[ Cu(Oh) 2 ]

b) Hydroxyde de cuivre (je) CuOH

L'hydroxyde de cuivre (I) forme une substance jaune et est insoluble dans l'eau.

Se décompose facilement lorsqu'il est chauffé ou bouilli :

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

c) HalogénuresCuF, CuÀ PARTIR DEje, CuBrEtCuJ

Tous ces composés sont des substances cristallines blanches, peu solubles dans l'eau, mais facilement solubles dans un excès de NH 3 , d'ions cyanure, d'ions thiosulfate et d'autres agents complexants puissants. L'iode ne forme que le composé Cu +1 J. A l'état gazeux, des cycles de type (CuГ) 3 se forment. Réversiblement soluble dans les acides halohydriques correspondants :

CuG + HG ↔H[ Cug 2 ] (G=CL, BR, J)

Le chlorure et le bromure de cuivre (I) sont instables à l'air humide et se transforment progressivement en sels basiques de cuivre (II) :

4 CuJ +2H 2 O + O 2 →4 Cu(Oh)G (G=Cl, Br)

d) Autres composés de cuivre (je)

1. Acétate de cuivre (I) (CH 3 COOCu) - un composé de cuivre, se présente sous la forme de cristaux incolores. Dans l'eau, il s'hydrolyse lentement en Cu 2 O, dans l'air, il s'oxyde en acétate de cuivre divalent ; CH 3 COOSu est obtenu par réduction (CH 3 COO) 2 Cu avec de l'hydrogène ou du cuivre, sublimation (CH 3 COO) 2 Cu sous vide ou interaction (NH 3 OH) SO 4 avec (CH 3 COO) 2 Cu dans p- re en présence de H 3 COOH 3 . La substance est toxique.

2. Acétylénide de cuivre (I) - cristaux rouge-brun, parfois noirs. Une fois secs, les cristaux explosent à l'impact ou à la chaleur. Résistant à l'humidité. La détonation en l'absence d'oxygène ne produit aucune substance gazeuse. Se décompose sous l'action des acides. Il se forme sous forme de précipité lorsque l'acétylène est passé dans des solutions ammoniacales de sels de cuivre (I) :

À PARTIR DE 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Oh) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3

Cette réaction est utilisée pour la détection qualitative de l'acétylène.

3. Nitrure de cuivre - un composé inorganique de formule Cu 3 N, cristaux vert foncé.

Se décompose en chauffant :

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Réagit violemment avec les acides :

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

§3. Propriétés chimiques du cuivre bivalent (st.c. = +2)

L'état d'oxydation le plus stable du cuivre et le plus caractéristique de celui-ci.

a) Oxyde de cuivre (II) CuO

CuO est l'oxyde basique du cuivre divalent. Cristaux noirs, dans des conditions normales assez stables, pratiquement insolubles dans l'eau. Dans la nature, il se présente sous la forme de la ténorite minérale (mélaconite) de couleur noire. L'oxyde de cuivre(II) réagit avec les acides pour former les sels correspondants de cuivre(II) et d'eau :

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NON 3 ) 2 + H 2 O

Lorsque CuO est fusionné avec des alcalis, des cuprates de cuivre (II) se forment :

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

Chauffé à 1100 °C, il se décompose :

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

b) Hydroxyde de cuivre (II)Cu(Oh) 2

L'hydroxyde de cuivre(II) est une substance bleue amorphe ou cristalline, pratiquement insoluble dans l'eau. Lorsqu'il est chauffé à 70-90 ° C, la poudre de Cu (OH) 2 ou ses suspensions aqueuses se décomposent en CuO et H 2 O:

Cu(Oh) 2 → CuO + H 2 O

C'est un hydroxyde amphotère. Réagit avec les acides pour former de l'eau et le sel de cuivre correspondant :

Il ne réagit pas avec les solutions alcalines diluées, mais se dissout dans les solutions concentrées, formant des tétrahydroxocuprates bleu vif (II):

L'hydroxyde de cuivre (II) avec des acides faibles forme des sels basiques. Il se dissout très facilement dans l'excès d'ammoniac pour former de l'ammoniac de cuivre :

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

L'ammoniac de cuivre a une couleur bleu-violet intense, il est donc utilisé en chimie analytique pour déterminer de petites quantités d'ions Cu 2+ en solution.

c) Sels de cuivre (II)

Les sels simples de cuivre (II) sont connus pour la plupart des anions, à l'exception du cyanure et de l'iodure qui, lorsqu'ils interagissent avec le cation Cu 2+ , forment des composés covalents de cuivre (I) insolubles dans l'eau.

Les sels de cuivre (+2) sont pour la plupart solubles dans l'eau. La couleur bleue de leurs solutions est associée à la formation de l'ion 2+. Ils cristallisent souvent sous forme d'hydrates. Ainsi, le tétrahydraté cristallise à partir d'une solution aqueuse de chlorure de cuivre (II) en dessous de 15 0 C, trihydraté à 15-26 0 C et dihydraté au-dessus de 26 0 C. Dans les solutions aqueuses, les sels de cuivre (II) sont légèrement hydrolysés et des sels basiques en précipitent souvent.

1. Sulfate de cuivre (II) pentahydraté (sulfate de cuivre)

CuSO 4 * 5H 2 O, appelé sulfate de cuivre, est de la plus grande importance pratique. Le sel sec a une couleur bleue, cependant, lorsqu'il est légèrement chauffé (200 0 C), il perd de l'eau de cristallisation. Sel blanc anhydre. Lors d'un chauffage supplémentaire à 700 0 C, il se transforme en oxyde de cuivre, perdant du trioxyde de soufre :

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ ALORS 3

Le sulfate de cuivre est préparé en dissolvant du cuivre dans de l'acide sulfurique concentré. Cette réaction est décrite dans la section "Propriétés chimiques d'une substance simple". Le sulfate de cuivre est utilisé dans la production électrolytique de cuivre, dans l'agriculture pour lutter contre les ravageurs et les maladies des plantes et pour obtenir d'autres composés de cuivre.

2. Chlorure de cuivre (II) dihydraté.

Ce sont des cristaux vert foncé, facilement solubles dans l'eau. Les solutions concentrées de chlorure de cuivre sont vertes et les solutions diluées sont bleues. Cela est dû à la formation d'un complexe de chlorure vert :

Cu 2+ +4 CL - →[ CuCl 4 ] 2-

Et sa destruction ultérieure et la formation d'un aquacomplexe bleu.

3. Nitrate de cuivre (II) trihydraté.

Solide cristallin bleu. Obtenu en dissolvant du cuivre dans de l'acide nitrique. Lorsqu'ils sont chauffés, les cristaux perdent d'abord de l'eau, puis se décomposent avec dégagement d'oxygène et de dioxyde d'azote, se transformant en oxyde de cuivre (II):

2Cu(NON 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Carbonate d'hydroxomédi(II).

Les carbonates de cuivre sont instables et presque jamais utilisés en pratique. Seul le carbonate de cuivre basique Cu 2 (OH) 2 CO 3, présent dans la nature sous la forme de malachite minérale, est d'une certaine importance pour la production de cuivre. Lorsqu'il est chauffé, il se décompose facilement en dégageant de l'eau, du monoxyde de carbone (IV) et de l'oxyde de cuivre (II) :

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

§4. Propriétés chimiques du cuivre trivalent (st.c. = +3)

Cet état d'oxydation est le moins stable pour le cuivre et, par conséquent, les composés du cuivre (III) sont l'exception plutôt que la «règle». Cependant, certains composés de cuivre trivalent existent.

a) Oxyde de cuivre (III) Cu 2 O 3

C'est une substance cristalline, de couleur grenat foncé. Ne se dissout pas dans l'eau.

Obtenu par oxydation de l'hydroxyde de cuivre (II) avec du peroxodisulfate de potassium en milieu alcalin à basse température :

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

Cette substance se décompose à une température de 400 0 C :

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

L'oxyde de cuivre(III) est un oxydant puissant. Lors de l'interaction avec le chlorure d'hydrogène, le chlore est réduit en chlore libre :

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

b) Cuprates de cuivre (W)

Ce sont des substances noires ou bleues, elles ne sont pas stables dans l'eau, elles sont diamagnétiques, l'anion est un ruban de carrés (dsp 2). Formé par l'interaction de l'hydroxyde de cuivre (II) et de l'hypochlorite de métal alcalin en milieu alcalin :

2 Cu(Oh) 2 +MClO + 2 NaOH→2MCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= N / A- Cs)

c) Hexafluorocuprate de potassium(III)

Substance verte, paramagnétique. Structure octaédrique sp 3 d 2 . Complexe de fluorure de cuivre CuF 3, qui se décompose à l'état libre à -60 0 C. Il se forme en chauffant un mélange de chlorures de potassium et de cuivre dans une atmosphère fluorée :

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Décompose l'eau avec formation de fluor libre.

§cinq. Composés de cuivre à l'état d'oxydation (+4)

Jusqu'à présent, une seule substance est connue de la science, où le cuivre est à l'état d'oxydation +4, il s'agit de l'hexafluorocuprate de césium (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - une substance cristalline orange, stable dans des ampoules en verre à 0 0 C Il réagit violemment avec l'eau. Obtenu par fluoration à haute pression et température d'un mélange de chlorures de césium et de cuivre :

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