Interakcija bakrenog oksida 2 s vodom. Bakar oksid (I, II, III): svojstva, proizvodnja, primjena

Cuprum (Cu) je jedan od niskoaktivnih metala. Karakterizira ga stvaranje kemijskih spojeva s oksidacijskim stanjima +1 i +2. Tako, na primjer, dva oksida, koji su spoj dvaju elemenata Cu i kisika O: s oksidacijskim stanjem +1 - bakrov oksid Cu2O i oksidacijskim stanjem +2 - bakrov oksid CuO. Unatoč činjenici da se sastoje od istih kemijskih elemenata, ali svaki od njih ima svoje posebne karakteristike. Na hladnoći, metal vrlo slabo stupa u interakciju s atmosferskim kisikom, prekrivajući se filmom, koji je bakrov oksid, koji sprječava daljnju oksidaciju bakra. Kada se zagrije, ova jednostavna tvar sa serijskim brojem 29 u periodnom sustavu potpuno se oksidira. U tom slučaju nastaje i bakrov (II) oksid: 2Cu + O2 → 2CuO.

Dušikov oksid je smećkastocrvena krutina s molarnom masom od 143,1 g/mol. Spoj ima talište od 1235°C, vrelište od 1800°C. Netopljiv je u vodi, ali topiv u kiselinama. Bakar oksid (I) se razrijedi (koncentrira) i nastaje bezbojni kompleks + koji se na zraku lako oksidira u plavo-ljubičasti amonijev kompleks 2+, koji se otapa u klorovodičnoj kiselini pri čemu nastaje CuCl2. U povijesti fizike poluvodiča, Cu2O je jedan od najviše proučavanih materijala.

Bakar(I) oksid, također poznat kao hemioksid, ima osnovna svojstva. Može se dobiti oksidacijom metala: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Nečistoće kao što su voda i kiseline utječu na brzinu ovog procesa, kao i na daljnju oksidaciju u dvovalentni oksid. Bakar oksid se može otopiti u ovom obliku čistog metala i soli: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Prema sličnoj shemi, oksid sa stupnjem +1 stupa u interakciju s drugim kiselinama koje sadrže kisik. U interakciji hemioksida s kiselinama koje sadrže halogen nastaju monovalentne metalne soli: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Bakar (I) se u prirodi pojavljuje u obliku crvene rude (ovo je zastarjeli naziv, zajedno s rubin Cu), nazvan mineral "Kuprite". Za educiranje je potrebno puno vremena. Može se proizvesti umjetno na visokim temperaturama ili pod visokim tlakom kisika. Hemioksid se obično koristi kao fungicid, kao pigment, kao sredstvo protiv obrastanja u podvodnim ili morskim bojama i kao katalizator.

Međutim, djelovanje ove tvari s kemijskom formulom Cu2O na tijelo može biti opasno. Ako se udiše, uzrokuje dispneju, kašalj te ulceraciju i perforaciju dišnog trakta. Ako se proguta, nadražuje gastrointestinalni trakt, što je popraćeno povraćanjem, bolovima i proljevom.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Bakar(II) oksid se koristi u keramici (kao pigment) za proizvodnju glazure (plave, zelene i crvene, a ponekad i ružičaste, sive ili crne). Također se koristi kao dodatak prehrani životinjama za smanjenje nedostatka bakra u tijelu. To je abrazivni materijal koji je neophodan za poliranje optičke opreme. Koristi se za proizvodnju suhih stanica, za proizvodnju drugih Cu soli. CuO spoj se također koristi u zavarivanju bakrenih legura.

Izloženost kemijskom spoju CuO također može biti opasna za ljudski organizam. Uzrokuje iritaciju pluća ako se udiše. Bakar(II) oksid može uzrokovati groznicu metalne pare (MFF). Cu oksid izaziva promjenu boje kože, mogu se pojaviti problemi s vidom. Kada se proguta, poput hemioksida, dovodi do trovanja, što je popraćeno simptomima u vidu povraćanja i boli.

Kao i svi d-elementi, jarkih boja.

Baš kao i kod bakra, promatra se uron elektrona- od s-orbitale do d-orbitale

Elektronska struktura atoma:

Sukladno tome, postoje 2 karakteristična oksidacijska stanja bakra: +2 i +1.

Jednostavna tvar: zlatnoružičasti metal.

bakreni oksidi: Su2O bakreni oksid (I) \ bakrov oksid 1 - crveno-narančasta boja

CuO bakrov (II) oksid \ bakrov oksid 2 - crn.

Ostali spojevi bakra Cu(I), osim oksida, su nestabilni.

Spojevi bakra Cu (II) - prvo, stabilni su, a drugo, plave su ili zelenkaste boje.

Zašto bakreni novčići postaju zeleni? Bakar reagira s ugljičnim dioksidom u prisutnosti vode i nastaje CuCO3, zelena tvar.

Drugi obojeni spoj bakra, bakar (II) sulfid, je crni talog.

Bakar, za razliku od drugih elemenata, stoji iza vodika, pa ga ne oslobađa od kiselina:

• s vruće sumporna kiselina: Su + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• s hladnom sumporna kiselina: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• s koncentriranim:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• s razrijeđenom dušičnom kiselinom:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Primjer zadatka ispita C2 opcija 1:

Bakar nitrat je kalciniran, a nastali kruti talog je otopljen u sumpornoj kiselini. Kroz otopinu je propušten sumporovodik, nastali crni talog je kalciniran, a kruti ostatak je otopljen zagrijavanjem u dušičnoj kiselini.

2Su(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Kruti talog je bakrov(II) oksid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Bakar(II) sulfid je crni talog.

"Ispaljen" znači da je došlo do interakcije s kisikom. Nemojte brkati s "kalcinacijom". Zapaliti - zagrijati, naravno, na visokoj temperaturi.

2SuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Čvrsti ostatak je CuO ako je bakrov sulfid reagirao u potpunosti, CuO + CuS ako je djelomično.

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

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

moguća je i druga reakcija:

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

Primjer zadatka ispita C2 opcija 2:

Bakar je otopljen u koncentriranoj dušičnoj kiselini, dobiveni plin je pomiješan s kisikom i otopljen u vodi. U dobivenoj otopini otopljen je cinkov oksid, zatim je otopini dodan veliki višak otopine natrijevog hidroksida.

Kao rezultat reakcije s dušičnom kiselinom nastaju Cu(NO3)2, NO2 i O2.

NO2 pomiješan s kisikom znači oksidiran: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Pomiješano s vodom: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Kemijska svojstva bakrenog (II) oksida

Kratak opis bakrenog oksida (II):

bakreni oksid(II) – crna anorganska tvar.

2. reakcija bakrenog (II) oksida s ugljikom:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).

ugljik.

3.reakcija bakrenog oksida(II) sa sivom:

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

Reakcija se odvija u vakuumu. Kao rezultat reakcije nastaju bakar i oksid sumpor.

4. reakcija bakrenog oksida(II) s aluminijem:

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

Kao rezultat reakcije nastaju bakar i oksid aluminij.

5.reakcija bakrenog oksida(II) s bakrom:

CuO + Cu → Cu 2 O (t = 1000-1200 o C).

Kao rezultat reakcije nastaje bakrov (I) oksid.

6. reakcija bakrenog oksida(II) s litijev oksid:

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

Reakcija se odvija u struji kisika. Kao rezultat reakcije nastaje litijev kuprat.

7. reakcija bakrenog oksida(II) s natrijevim oksidom:

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

Reakcija se odvija u struji kisika. Kao rezultat reakcije nastaje natrijev kuprat.

8.reakcija bakrenog oksida(II) s ugljičnim monoksidom:

CuO + CO → Cu + CO 2.

Kao rezultat reakcije nastaju bakar i ugljični monoksid (ugljični dioksid).

9. reakcija bakrenog oksida(II) s oksidom žlijezda:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).

Kao rezultat reakcije nastaje sol - bakreni ferit. Reakcija se nastavlja kada je reakcijska smjesa kalcinirana.

10. reakcija bakrenog oksida(II) s fluorovodičnom kiselinom:

CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - bakreni fluorid i voda.

11.reakcija bakrenog oksida(II) s dušičnom kiselinom:

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakreni nitrat i voda .

Bakar oksid reagira slično(II) i s drugim kiselinama.

12. reakcija bakrenog oksida(II) s bromovodikom (bromovodikom):

CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakrov bromid i voda .

13. reakcija bakrenog oksida(II) s vodikovim jodom:

CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - bakreni jodid i voda .

14. reakcija bakrenog oksida(II) s natrijev hidroksid :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije, dobiva se sol - natrijev kuprat i voda .

15.reakcija bakrenog oksida(II) s kalij hidroksid :

CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - kalijev kuprat i voda .

16.reakcija bakrenog oksida(II) s natrijevim hidroksidom i vodom:

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

Natrijev hidroksid je otopljen u vodi. Otopina natrijevog hidroksida u vodi 20-30%. Reakcija se nastavlja pri ključanju. Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se natrijev tetrahidroksokuprat.

17.reakcija bakrenog oksida(II) s kalijevim superoksidom:

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

Kao rezultat kemijske reakcije dobiva se sol - kalijev kuprat (III) i

Oksidi su vrsta spojeva rasprostranjenih u prirodi, koji se mogu promatrati i u svakodnevnom životu, u svakodnevnom životu. Primjer je pijesak, voda, hrđa, vapno, ugljični dioksid, niz prirodnih bojila. Ruda mnogih vrijednih metala je po svojoj prirodi oksid, zbog čega je od velikog interesa za znanstvena i industrijska istraživanja.

Kombinacija kemijskih elemenata s kisikom naziva se oksidi. U pravilu nastaju kada se bilo koje tvari zagrijavaju na zraku. Razlikovati kisele i bazične okside. Metali tvore bazične okside, dok nemetali tvore kisele. S izuzetkom oksida kroma i mangana, koji su također kiseli. Ovaj članak govori o predstavniku glavnih oksida - CuO (II).

CuO(II)

Bakar, zagrijavan na zraku na temperaturi od 400–500 °C, postupno prekriven crnim premazom, koji kemičari nazivaju dvovalentnim bakrenim oksidom, ili CuO (II). Opisani fenomen predstavljen je sljedećom jednadžbom:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Pojam "bivalentni" označava sposobnost atoma da reagira s drugim elementima kroz dvije kemijske veze.

Zanimljiva činjenica! Bakar, budući da je u raznim spojevima, može biti različitih valencija i različite boje. Na primjer: bakreni oksidi su svijetlocrvene (Cu2O) i smeđe-crne (CuO) boje. A bakreni hidroksidi dobivaju žutu (CuOH) i plavu (Cu (OH) 2) boju. Klasičan primjer fenomena kada se količina pretvara u kvalitetu.

Cu2O se ponekad naziva i dušikov oksid, bakrov (I) oksid, a CuO je oksid, bakrov (II) oksid. Tu je i bakreni (III) oksid – Cu2O3.

U geologiji se obično naziva oksid dvovalentnog (ili dvovalentnog) bakra tenorit, drugi naziv mu je melakonit. Naziv tenorit dolazi od imena istaknutog talijanskog profesora botanike Michelea Tenorea, (1780.-1861.). Melakonit se smatra sinonimom za naziv tenorit i na ruski je preveden kao bakrena crna ili crna bakrena ruda. U ovom ili onom slučaju, govorimo o smeđe-crnom kristalnom mineralu koji se kalcinacijom raspada i topi samo pri suvišnom tlaku kisika, netopiv u vodi i ne reagira s njom.

Ističemo glavne parametre imenovanog minerala.

Kemijska formula: CuO

Njegova se molekula sastoji od Cu atoma molekulske mase 64 a. e. m. i O atom, molekulske težine 16 am. e. m., gdje je a. e. m. - jedinica atomske mase, također je dalton, 1 a. mu \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -27 kg \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -24 g. Prema tome, molekularna težina spoja je: 64 + 16 \u003d 80 a. jesti.

Kristalna ćelija: monoklinski sustav. Što znači ova vrsta osi kristalne simetrije kada se dvije osi sijeku pod kosim kutom i imaju različite duljine, a treća os se nalazi pod kutom od 90° u odnosu na njih.

Gustoća – 6,51 g/cm3. Za usporedbu, gustoća čistog zlata je 19,32 g / cm³, a gustoća kuhinjske soli je 2,16 g / cm 3.

Topi se na 1447 °C, pod pritiskom kisika.

Razgrađuje se žarenjem do 1100 °C i pretvara se u bakrov (I) oksid:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Ne reagira s vodom i ne otapa se u njoj..

Ali on reagira s vodenom otopinom amonijaka, pri čemu nastaje tetraaminbakr (II) hidroksid: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

U kiseloj sredini stvara sulfat i vodu: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Reagirajući s lužinom, stvara kuprat: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reakcija CuO NaOH

Formirano:

• kalciniranjem bakrenog (II) hidroksida na temperaturi od 200 ° C: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O;
• tijekom oksidacije metalnog bakra u zraku na temperaturi od 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• tijekom visokotemperaturne obrade malahita: (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Reduciran na metalni bakar -

• u reakciji s vodikom: CuO + H2 = Cu + H2O;
• s ugljičnim monoksidom (ugljičnim monoksidom): CuO + CO = Cu + CO2;
• s aktivnim metalom: CuO + Mg = Cu + MgO.

otrovan. Prema stupnju štetnog djelovanja na ljudski organizam, svrstava se u tvar drugog razreda opasnosti. Izaziva iritaciju sluznice očiju, kože, dišnih puteva i gastrointestinalnog sustava. Prilikom interakcije s njim, obavezno je koristiti takvu zaštitnu opremu kao što su gumene rukavice, respiratori, naočale, kombinezoni.

Tvar je eksplozivna i zapaljiva.

Primijenjena u industriji, kao mineralna komponenta krmnih smjesa, u pirotehnici, u proizvodnji katalizatora za kemijske reakcije, kao pigment za bojanje stakla, emajla i keramike.

Oksidirajuća svojstva bakrenog oksida (II) najčešće se koriste u laboratorijskim studijama, kada je potrebna elementarna analiza vezana za proučavanje organskih materijala na prisutnost vodika i ugljika u njima.

Važno je da je CuO (II) prilično raširen u prirodi kao mineral tenerit, drugim riječima, to je prirodni rudni spoj iz kojeg se može dobiti bakar.

Latinski naziv Cuprum a odgovarajući simbol Cu dolazi od imena otoka Cipra. Odatle su, preko Sredozemnog mora, stari Rimljani i Grci izvozili ovaj vrijedan metal.

Bakar je jedan od sedam najčešćih metala na svijetu i od davnina je u službi čovjeka. Međutim, u izvornom, metalnom stanju, prilično je rijedak. Ovo je mekani metal koji se lako obrađuje, karakterizira ga visoka gustoća, vrlo kvalitetan vodič struje i topline. Po električnoj vodljivosti je drugi nakon srebra, dok je jeftiniji materijal. Široko se koristi u obliku proizvoda od žice i tankog lima.

Kemijski spojevi bakra su različiti povećana biološka aktivnost. U životinjskim i biljnim organizmima sudjeluju u sintezi klorofila, stoga se smatraju vrlo vrijednom komponentom u sastavu mineralnih gnojiva.

Bakar je također potreban u ljudskoj prehrani. Njegov nedostatak u tijelu može dovesti do raznih bolesti krvi.

Video

Iz videa ćete naučiti što je bakreni oksid.

§jedan. Kemijska svojstva jednostavne tvari (st. ok. = 0).

a) Odnos prema kisiku.

Za razliku od svojih susjeda u podskupini, srebra i zlata, bakar izravno reagira s kisikom. Bakar pokazuje malo aktivnosti prema kisiku, ali u vlažnom zraku postupno oksidira i postaje prekriven zelenkastim filmom koji se sastoji od osnovnih bakrenih karbonata:

U suhom zraku oksidacija je vrlo spora, na površini bakra nastaje tanak sloj bakrenog oksida:

Izvana se bakar ne mijenja, budući da je bakrov (I) oksid, kao i sam bakar, ružičast. Osim toga, sloj oksida je toliko tanak da propušta svjetlost, t.j. svijetli kroz. Na drugačiji način bakar oksidira pri zagrijavanju, na primjer, na 600-800 0 C. U prvim sekundama oksidacija ide do bakrenog (I) oksida, koji s površine prelazi u crni bakreni (II) oksid. Formira se dvoslojni oksidni premaz.

Formiranje Q (Cu 2 O) = 84935 kJ.

Slika 2. Struktura filma bakrenog oksida.

b) Interakcija s vodom.

Metali podskupine bakra nalaze se na kraju elektrokemijskog niza napona, nakon vodikovog iona. Stoga ovi metali ne mogu istisnuti vodik iz vode. U isto vrijeme, vodik i drugi metali mogu istisnuti metale podskupine bakra iz otopina njihovih soli, na primjer:

Ova reakcija je redoks, jer postoji prijenos elektrona:

Molekularni vodik s velikim poteškoćama istiskuje metale podskupine bakra. To se objašnjava činjenicom da je veza između atoma vodika jaka i da se na njeno razbijanje troši mnogo energije. Reakcija se odvija samo s atomima vodika.

Bakar u nedostatku kisika praktički ne komunicira s vodom. U prisutnosti kisika, bakar polako reagira s vodom i postaje prekriven zelenim filmom bakrenog hidroksida i bazičnog karbonata:

c) Interakcija s kiselinama.

Budući da je u nizu napona nakon vodika, bakar ga ne istiskuje iz kiselina. Stoga klorovodična i razrijeđena sumporna kiselina ne djeluju na bakar.

Međutim, u prisutnosti kisika, bakar se otapa u tim kiselinama da nastane odgovarajuće soli:

Jedina iznimka je jodovodikova kiselina, koja reagira s bakrom i oslobađa vodik i tvori vrlo stabilan kompleks bakra (I):

2 Cu + 3 BOK → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

Bakar također reagira s kiselinama - oksidacijskim sredstvima, na primjer, s dušičnom kiselinom:

Cu+4HNO 3( konc .) → Cu(BR 3 ) 2 +2NE 2 +2H 2 O

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

I također s koncentriranom hladnom sumpornom kiselinom:

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

S vrućom koncentriranom sumpornom kiselinom :

Cu+2H 2 TAKO 4( konc ., vruće ) → CuSO 4 + TAKO 2 + 2H 2 O

S bezvodnom sumpornom kiselinom na temperaturi od 200 0 C nastaje bakrov (I) sulfat:

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

d) Odnos prema halogenima i nekim drugim nemetalima.

Formiranje Q (CuCl) = 134300 kJ

Formiranje Q (CuCl 2) = 111700 kJ

Bakar dobro reagira s halogenima, daje dvije vrste halogenida: CuX i CuX 2 .. Pod djelovanjem halogena na sobnoj temperaturi ne dolazi do vidljivih promjena, već se na površini prvo formira sloj adsorbiranih molekula, a zatim vrlo tanak sloj halogenida. Kada se zagrije, reakcija s bakrom je vrlo burna. Zagrijemo bakrenu žicu ili foliju i vruću je spustimo u staklenku s klorom - u blizini bakra pojavit će se smeđe pare koje se sastoje od bakrenog (II) klorida CuCl 2 pomiješanog s bakrenim (I) kloridom CuCl. Reakcija se događa spontano zbog oslobađanja topline. Monovalentni bakreni halogenidi se dobivaju reakcijom metalnog bakra s otopinom dvovalentnog bakrenog halida, na primjer:

U tom slučaju, monoklorid precipitira iz otopine u obliku bijelog taloga na površini bakra.

Bakar također vrlo lako reagira sa sumporom i selenom kada se zagrijava (300-400 ° C):

2Cu+S→Cu 2 S

2Cu+Se→Cu 2 Se

Ali bakar ne reagira s vodikom, ugljikom i dušikom čak ni pri visokim temperaturama.

e) Interakcija s oksidima nemetala

Kada se zagrije, bakar može istisnuti jednostavne tvari iz nekih nemetalnih oksida (na primjer, sumporov (IV) oksid i dušikov (II, IV) oksid), dok tvori termodinamički stabilniji bakrov (II) oksid):

4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2

2 Cu+2 NE 500-600° C →2 CuO + N 2

§2. Kemijska svojstva jednovalentnog bakra (st.c. = +1)

U vodenim otopinama, Cu + ion je vrlo nestabilan i nesrazmjeran:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Međutim, bakar u oksidacijskom stanju (+1) može se stabilizirati u spojevima vrlo niske topljivosti ili kompleksiranjem.

a) bakreni oksid (ja) Cu 2 O

amfoterni oksid. Smeđe-crvena kristalna tvar. U prirodi se javlja kao mineral kuprit. Može se umjetno dobiti zagrijavanjem otopine bakrene (II) soli s lužinom i nekim jakim redukcijskim sredstvom, na primjer, formalinom ili glukozom. Bakar(I) oksid ne reagira s vodom. Bakar(I) oksid se prenosi u otopinu s koncentriranom klorovodičnom kiselinom da nastane kloridni kompleks:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Također otapamo u koncentriranoj otopini amonijaka i amonijevih soli:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

U razrijeđenoj sumpornoj kiselini nesrazmjeran je dvovalentnom i metalnom bakru:

Cu 2 O+H 2 TAKO 4 (razm.) →CuSO 4 + Cu 0 ↓+H 2 O

Također, bakrov(I) oksid ulazi u sljedeće reakcije u vodenim otopinama:

1. Polagano oksidira kisikom u bakrov (II) hidroksid:

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Oh) 2 ↓

2. Reagira s razrijeđenim halogenvodičnim kiselinama da nastane odgovarajući bakreni(I) halogenidi:

Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)

3. Reduciran na metalni bakar s tipičnim redukcijskim agensima, na primjer, natrij hidrosulfit u koncentriranoj otopini:

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

Bakar(I) oksid se reducira u metalni bakar u sljedećim reakcijama:

1. Kada se zagrije do 1800 °C (razgradnja):

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. Kada se zagrijava u struji vodika, ugljičnog monoksida, aluminija i drugih tipičnih redukcijskih sredstava:

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

Također, pri visokim temperaturama reagira bakrov (I) oksid:

1. S amonijakom (nastaje bakrov(I) nitrid)

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

2. S oksidima alkalnih metala:

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

U tom slučaju nastaju kuprati bakra (I).

Bakar(I) oksid izrazito reagira s lužinama:

Cu 2 O+2 NaOH (konc.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(Oh) 2 ]

b) Bakar hidroksid (ja) CuOH

Bakar(I) hidroksid tvori žutu tvar i netopiv je u vodi.

Lako se razgrađuje kada se zagrije ili prokuha:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

c) HalogenidiCuF, CuSl, CuBriCuJ

Svi ovi spojevi su bijele kristalne tvari, slabo topljive u vodi, ali lako topive u suvišku NH 3 , cijanidnih iona, tiosulfatnih iona i drugih jakih kompleksnih agenasa. Jod stvara samo spoj Cu +1 J. U plinovitom stanju nastaju ciklusi tipa (CuG) 3. Reverzibilno topiv u odgovarajućim halogenovodončnim kiselinama:

CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, J)

Bakar (I) klorid i bromid su nestabilni u vlažnom zraku i postupno se pretvaraju u bazične soli bakra (II):

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

d) Ostali spojevi bakra (ja)

1. Bakar (I) acetat (CH 3 COOCu) - spoj bakra, ima oblik bezbojnih kristala. U vodi polagano hidrolizira do Cu 2 O, na zraku oksidira u dvovalentni bakrov acetat; CH 3 COOSu se dobiva redukcijom (CH 3 COO) 2 Cu s vodikom ili bakrom, sublimacijom (CH 3 COO) 2 Cu u vakuumu ili interakcijom (NH 3 OH) SO 4 s (CH 3 COO) 2 Cu u p- re u prisutnosti H 3 COOH 3 . Tvar je otrovna.

2. Bakar(I) acetilenid - crveno-smeđi, ponekad crni kristali. Kada se osuše, kristali detoniraju pri udaru ili toplini. Otporan na vlagu. Detonacija u nedostatku kisika ne proizvodi plinovite tvari. Razgrađuje se pod djelovanjem kiselina. Nastaje kao talog kada se acetilen prepusti u amonijačne otopine soli bakra(I):

S 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Oh) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3

Ova reakcija se koristi za kvalitativnu detekciju acetilena.

3. Bakar nitrid - anorganski spoj formule Cu 3 N, tamnozeleni kristali.

Razgrađuje se zagrijavanjem:

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Burno reagira s kiselinama:

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

§3. Kemijska svojstva dvovalentnog bakra (st.c. = +2)

Najstabilnije oksidacijsko stanje bakra i najkarakterističnije za njega.

a) bakreni oksid (II) CuO

CuO je osnovni oksid dvovalentnog bakra. Crni kristali, u normalnim uvjetima prilično stabilni, praktički netopivi u vodi. U prirodi se javlja u obliku minerala tenorit (melakonit) crne boje. Bakar(II) oksid reagira s kiselinama i nastaje odgovarajuće soli bakra(II) i vode:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NE 3 ) 2 + H 2 O

Kada se CuO spoji s lužinama, nastaju kuprati bakra (II):

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

Kada se zagrije na 1100 °C, razgrađuje se:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

b) Bakar (II) hidroksidCu(Oh) 2

Bakar(II) hidroksid je plava amorfna ili kristalna tvar, praktički netopiva u vodi. Kada se zagrije na 70-90 °C, prah Cu (OH) 2 ili njegove vodene suspenzije razgrađuju se do CuO i H 2 O:

Cu(Oh) 2 → CuO + H 2 O

To je amfoterni hidroksid. Reagira s kiselinama da nastane voda i odgovarajuća sol bakra:

Ne reagira s razrijeđenim alkalnim otopinama, ali se otapa u koncentriranim, tvoreći svijetloplave tetrahidroksokuprate (II):

Bakar (II) hidroksid sa slabim kiselinama tvori bazične soli. Vrlo se lako otapa u višku amonijaka da nastane bakreni amonijak:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

Bakar amonijak ima intenzivnu plavoljubičastu boju pa se koristi u analitičkoj kemiji za određivanje malih količina Cu 2+ iona u otopini.

c) soli bakra (II)

Jednostavne soli bakra (II) poznate su za većinu aniona, osim cijanida i jodida, koji u interakciji s kationom Cu 2+ tvore kovalentne bakrene (I) spojeve koji su netopivi u vodi.

Bakrene soli (+2) uglavnom su topive u vodi. Plava boja njihovih otopina povezana je s stvaranjem iona 2+. Često kristaliziraju kao hidrati. Tako tetrahidrat kristalizira iz vodene otopine bakrovog (II) klorida ispod 15 0 C, trihidrata na 15-26 0 C, a dihidrata iznad 26 0 C. U vodenim otopinama soli bakra(II) u maloj su mjeri podložne hidrolizi, a iz njih se često talože bazične soli.

1. Bakar (II) sulfat pentahidrat (bakar sulfat)

CuSO 4 * 5H 2 O, nazvan bakrenim sulfatom, od najveće je praktične važnosti. Suha sol ima plavu boju, ali pri laganom zagrijavanju (200 0 C) gubi kristalnu vodu. Bezvodna bijela sol. Daljnjim zagrijavanjem na 700 0 C prelazi u bakrov oksid, gubeći sumporov trioksid:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ TAKO 3

Bakar sulfat se dobiva otapanjem bakra u koncentriranoj sumpornoj kiselini. Ova reakcija je opisana u odjeljku "Kemijska svojstva jednostavne tvari". Bakar sulfat se koristi u elektrolitičkoj proizvodnji bakra, u poljoprivredi za suzbijanje štetnika i biljnih bolesti te za dobivanje drugih bakrenih spojeva.

2. Bakar (II) klorid dihidrat.

To su tamnozeleni kristali, lako topljivi u vodi. Koncentrirane otopine bakrenog klorida su zelene, a razrijeđene otopine plave. To je zbog stvaranja kompleksa zelenog klorida:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

I njegovo daljnje uništavanje i stvaranje plavog akvakompleksa.

3. Bakar (II) nitrat trihidrat.

Plava kristalna krutina. Dobiva se otapanjem bakra u dušičnoj kiselini. Kada se zagrijavaju, kristali prvo gube vodu, a zatim se raspadaju s oslobađanjem kisika i dušikovog dioksida, pretvarajući se u bakrov (II) oksid:

2Cu(BR 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Hidroksomedi(II) karbonat.

Bakreni karbonati su nestabilni i gotovo se nikad ne koriste u praksi. Od neke važnosti za proizvodnju bakra je samo osnovni bakrov karbonat Cu 2 (OH) 2 CO 3, koji se u prirodi javlja u obliku minerala malahita. Kada se zagrije, lako se razgrađuje s oslobađanjem vode, ugljičnog monoksida (IV) i bakrenog oksida (II):

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

§4. Kemijska svojstva trovalentnog bakra (st.c. = +3)

Ovo oksidacijsko stanje je najmanje stabilno za bakar, pa su spojevi bakra(III) prije iznimka nego "pravilo". Međutim, postoje neki trovalentni spojevi bakra.

a) Bakar oksid (III) Cu 2 O 3

To je kristalna tvar, tamne boje granata. Ne otapa se u vodi.

Dobiva se oksidacijom bakrovog (II) hidroksida s kalijevim peroksodisulfatom u alkalnom mediju na niskim temperaturama:

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

Ova tvar se raspada na temperaturi od 400 0 C:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

Bakar(III) oksid je jako oksidacijsko sredstvo. U interakciji s klorovodikom, klor se reducira u slobodni klor:

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

b) Bakreni kuprati (W)

To su crne ili plave tvari, nisu postojane u vodi, dijamagnetne su, anion je vrpca od kvadrata (dsp 2). Nastaje interakcijom bakrenog (II) hidroksida i hipoklorita alkalnog metala u alkalnom okruženju:

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

c) kalijev heksafluorokuprat (III)

Zelena tvar, paramagnetna. Oktaedarska struktura sp 3 d 2 . Kompleks bakrenog fluorida CuF 3, koji se raspada u slobodnom stanju pri -60 0 C. Nastaje zagrijavanjem smjese kalijevih i bakrenih klorida u atmosferi fluora:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Razgrađuje vodu stvaranjem slobodnog fluora.

§5. Spojevi bakra u oksidacijskom stanju (+4)

Do sada je znanosti poznata samo jedna tvar gdje je bakar u +4 oksidacijskom stanju, a to je cezijev heksafluorokuprat (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - narančasta kristalna tvar, stabilna u staklenim ampulama na 0 0 C Burno reagira s vodom. Dobiva se fluoriranjem pri visokom tlaku i temperaturi mješavine cezija i bakrenih klorida:

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