Vara oksīda 2 mijiedarbība ar ūdeni. Vara oksīds (I, II, III): īpašības, ražošana, pielietojums

Cuprum (Cu) ir viens no zemas aktivitātes metāliem. To raksturo ķīmisko savienojumu veidošanās ar oksidācijas pakāpi +1 un +2. Tā, piemēram, divi oksīdi, kas ir divu elementu Cu un skābekļa O savienojums: ar oksidācijas stāvokli +1 - vara oksīds Cu2O un oksidācijas stāvokli +2 - vara oksīds CuO. Neskatoties uz to, ka tie sastāv no vieniem un tiem pašiem ķīmiskajiem elementiem, taču katram no tiem ir savas īpašās īpašības. Aukstumā metāls ļoti vāji mijiedarbojas ar atmosfēras skābekli, pārklājoties ar plēvi, kas ir vara oksīds, kas novērš turpmāku vara oksidēšanos. Sildot, šī vienkāršā viela ar sērijas numuru 29 periodiskajā tabulā ir pilnībā oksidēta. Šajā gadījumā veidojas arī vara (II) oksīds: 2Cu + O2 → 2CuO.

Slāpekļa oksīds ir brūngani sarkana cieta viela, kuras molārā masa ir 143,1 g/mol. Savienojuma kušanas temperatūra ir 1235 ° C, viršanas temperatūra ir 1800 ° C. Tas nešķīst ūdenī, bet šķīst skābēs. Vara oksīds (I) tiek atšķaidīts (koncentrēts), un veidojas bezkrāsains komplekss +, kas viegli oksidējas gaisā līdz zili violetam amonija kompleksam 2+, kas izšķīst sālsskābē, veidojot CuCl2. Pusvadītāju fizikas vēsturē Cu2O ir viens no visvairāk pētītajiem materiāliem.

Vara (I) oksīdam, kas pazīstams arī kā hemioksīds, ir pamata īpašības. To var iegūt, oksidējot metālu: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Piemaisījumi, piemēram, ūdens un skābes, ietekmē šī procesa ātrumu, kā arī tālāku oksidēšanos līdz divvērtīgajam oksīdam. Vara oksīds var izšķīdināt šādā formā tīru metālu un sāli: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Saskaņā ar līdzīgu shēmu oksīds ar pakāpi +1 mijiedarbojas ar citām skābekli saturošām skābēm. Hemioksīda mijiedarbībā ar halogēnus saturošām skābēm veidojas vienvērtīgi metālu sāļi: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Vara oksīds (I) dabā sastopams sarkanās rūdas veidā (tas ir novecojis nosaukums kopā ar rubīnu Cu), ko sauc par minerālu "Cuprite". Izglītībai nepieciešams ilgs laiks. To var mākslīgi ražot augstā temperatūrā vai zem augsta skābekļa spiediena. Hemioksīdu parasti izmanto kā fungicīdu, kā pigmentu, kā pretapaugšanas līdzekli zemūdens vai jūras krāsās un kā katalizatoru.

Taču šīs vielas ar ķīmisko formulu Cu2O ietekme uz organismu var būt bīstama. Ja tiek ieelpots, tas izraisa aizdusu, klepu, kā arī čūlas un elpceļu perforāciju. Ja norīts, tas kairina kuņģa-zarnu traktu, ko pavada vemšana, sāpes un caureja.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Vara(II) oksīdu izmanto keramikā (kā pigmentu), lai ražotu glazūras (zilas, zaļas un sarkanas, dažreiz rozā, pelēkas vai melnas). To lieto arī kā uztura bagātinātāju dzīvniekiem, lai samazinātu vara deficītu organismā. Tas ir abrazīvs materiāls, kas nepieciešams optisko iekārtu pulēšanai. To izmanto sauso šūnu ražošanai, citu Cu sāļu ražošanai. CuO savienojumu izmanto arī vara sakausējumu metināšanā.

Ķīmiskā savienojuma CuO iedarbība var būt bīstama arī cilvēka ķermenim. Ieelpojot, izraisa plaušu kairinājumu. Vara(II) oksīds var izraisīt metāla tvaiku drudzi (MFF). Cu oksīds provocē ādas krāsas izmaiņas, var parādīties redzes problēmas. Norijot, tāpat kā hemioksīds, tas izraisa saindēšanos, ko pavada simptomi vemšanas un sāpju veidā.

Kā jau visi d elementi, spilgtas krāsas.

Tāpat kā ar varu, tas tiek ievērots elektronu kritums- no s-orbitālas uz d-orbitālu

Atoma elektroniskā struktūra:

Attiecīgi ir 2 vara raksturīgie oksidācijas stāvokļi: +2 un +1.

Vienkārša viela: zeltaini rozā metāls.

Vara oksīdi:Сu2O vara oksīds (I) \ vara oksīds 1 - sarkani oranža krāsa

CuO vara (II) oksīds \ vara oksīds 2 - melns.

Citi vara savienojumi Cu(I), izņemot oksīdu, ir nestabili.

Vara savienojumi Cu (II) - pirmkārt, tie ir stabili, un, otrkārt, tie ir zilā vai zaļganā krāsā.

Kāpēc vara monētas kļūst zaļas? Vara reaģē ar oglekļa dioksīdu ūdens klātbūtnē, veidojot CuCO3, zaļu vielu.

Vēl viens krāsains vara savienojums, vara (II) sulfīds, ir melnas nogulsnes.

Varš, atšķirībā no citiem elementiem, stāv aiz ūdeņraža, tāpēc tas neizdala to no skābēm:

• no karsts sērskābe: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• no auksts sērskābe: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• ar koncentrētu:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• ar atšķaidītu slāpekļskābi:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Eksāmena C2 1. varianta uzdevuma piemērs:

Vara nitrāts tika kalcinēts, iegūtās cietās nogulsnes izšķīdināja sērskābē. Šķīdumam tika izvadīts sērūdeņradis, iegūtās melnās nogulsnes tika kalcinētas, un cietais atlikums tika izšķīdināts, karsējot slāpekļskābē.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Cietās nogulsnes ir vara (II) oksīds.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Vara(II) sulfīds ir melnas nogulsnes.

“Apdedzināts” nozīmē, ka notikusi mijiedarbība ar skābekli. Nejauciet ar "kalcinēšanu". Aizdedziet - karstums, dabiski, augstā temperatūrā.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Cietais atlikums ir CuO, ja vara sulfīds reaģēja pilnībā, CuO + CuS, ja daļēji.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

iespējama arī cita reakcija:

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

Eksāmena C2 2. varianta uzdevuma piemērs:

Varš tika izšķīdināts koncentrētā slāpekļskābē, iegūtā gāze tika sajaukta ar skābekli un izšķīdināta ūdenī. Iegūtajā šķīdumā tika izšķīdināts cinka oksīds, pēc tam šķīdumam tika pievienots liels nātrija hidroksīda šķīduma pārpalikums.

Reakcijas rezultātā ar slāpekļskābi veidojas Cu(NO3)2, NO2 un O2.

NO2 sajaukts ar skābekli nozīmē oksidēts: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Sajaukts ar ūdeni: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Vara (II) oksīda ķīmiskās īpašības

Īss vara oksīda (II) apraksts:

vara oksīds(II) – melna neorganiska viela.

2. vara (II) oksīda reakcija ar oglekli:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).

ogleklis.

3.vara oksīda reakcija(II) ar pelēku:

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

Reakcija notiek vakuumā. Reakcijas rezultātā veidojas varš un oksīds sērs.

4. vara oksīda reakcija(II) ar alumīniju:

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

Reakcijas rezultātā veidojas varš un oksīds alumīnija.

5.vara oksīda reakcija(II) ar varu:

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

Reakcijas rezultātā veidojas vara (I) oksīds.

6. vara oksīda reakcija(II) no litija oksīds:

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

Reakcija notiek skābekļa plūsmā. Reakcijas rezultātā veidojas litija kuprāts.

7. vara oksīda reakcija(II) ar nātrija oksīdu:

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

Reakcija notiek skābekļa plūsmā. Reakcijas rezultātā veidojas nātrija kuprāts.

8.vara oksīda reakcija(II) ar oglekļa monoksīdu:

CuO + CO → Cu + CO 2.

Reakcijas rezultātā veidojas varš un oglekļa monoksīds (oglekļa dioksīds).

9. vara oksīda reakcija(II) ar oksīdu dziedzeris:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).

Reakcijas rezultātā veidojas sāls - vara ferīts. Reakcija notiek, kad reakcijas maisījums tiek kalcinēts.

10. vara oksīda reakcija(II) ar fluorūdeņražskābi:

CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.

Ķīmiskās reakcijas rezultātā tiek iegūts sāls - vara fluorīds un ūdens.

11.vara oksīda reakcija(II) ar slāpekļskābi:

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

Ķīmiskās reakcijas rezultātā tiek iegūts sāls - vara nitrāts un ūdens .

Vara oksīds reaģē līdzīgi(II) un ar citām skābēm.

12. vara oksīda reakcija(II) ar ūdeņraža bromīdu (bromūdeņradi):

CuO + 2HBr → CuBr 2 + H2O.

Ķīmiskās reakcijas rezultātā tiek iegūts sāls - vara bromīds un ūdens .

13. vara oksīda reakcija(II) ar jodu ūdeņradi:

CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.

Ķīmiskās reakcijas rezultātā tiek iegūts sāls - vara jodīds un ūdens .

14. vara oksīda reakcija(II) no nātrija hidroksīds :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

Ķīmiskās reakcijas rezultātā tiek iegūts sāls - nātrija kuprāts un ūdens .

15.vara oksīda reakcija(II) no kālija hidroksīds :

CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.

Ķīmiskās reakcijas rezultātā tiek iegūts sāls - kālija kuprāts un ūdens .

16.vara oksīda reakcija(II) ar nātrija hidroksīdu un ūdeni:

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

Nātrija hidroksīds tiek izšķīdināts ūdenī. Nātrija hidroksīda šķīdums ūdenī 20-30%. Reakcija notiek vārot. Ķīmiskās reakcijas rezultātā tiek iegūts nātrija tetrahidroksokuprāts.

17.vara oksīda reakcija(II) ar kālija superoksīdu:

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

Ķīmiskās reakcijas rezultātā tiek iegūts sāls - kālija kuprāts (III) un

Oksīdi ir dabā plaši izplatīts savienojumu veids, kas novērojams pat ikdienā, sadzīvē. Piemērs ir smiltis, ūdens, rūsa, kaļķi, oglekļa dioksīds, vairākas dabiskās krāsvielas. Daudzu vērtīgu metālu rūda pēc savas būtības ir oksīds, tāpēc tā ir ļoti interesanta zinātniskiem un rūpnieciskiem pētījumiem.

Ķīmisko elementu savienojumu ar skābekli sauc par oksīdiem. Kā likums, tie veidojas, kad kādas vielas tiek karsētas gaisā. Atšķiriet skābos un bāziskos oksīdus. Metāli veido bāziskos oksīdus, bet nemetāli skābos. Izņemot hroma un mangāna oksīdus, kas arī ir skābi. Šajā rakstā apskatīts galveno oksīdu pārstāvis - CuO (II).

CuO(II)

Varš, karsēts gaisā 400–500 °C temperatūrā, pakāpeniski pārklāts ar melnu pārklājumu, ko ķīmiķi sauc par divvērtīgo vara oksīdu jeb CuO (II). Aprakstītā parādība ir attēlota šādā vienādojumā:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Termins "divvērtīgs" norāda uz atoma spēju reaģēt ar citiem elementiem, izmantojot divas ķīmiskās saites.

Interesants fakts! Varš, būdams dažādos savienojumos, var būt ar dažādu valenci un atšķirīgu krāsu. Piemēram: vara oksīdiem ir spilgti sarkana (Cu2O) un brūni melna (CuO) krāsa. Un vara hidroksīdi iegūst dzeltenu (CuOH) un zilu (Cu (OH) 2) krāsu. Klasisks piemērs fenomenam, kad kvantitāte pārvēršas kvalitātē.

Cu2O dažreiz sauc arī par slāpekļa oksīdu, vara (I) oksīdu, un CuO ir oksīds, vara (II) oksīds. Ir arī vara (III) oksīds - Cu2O3.

Ģeoloģijā parasti sauc divvērtīgā (vai divvērtīgā) vara oksīdu tenorīts, tā cits nosaukums ir melakonīts. Nosaukums tenorīts cēlies no izcilā itāļu botānikas profesora Mišela Tenores (1780-1861) vārda. Melakonīts tiek uzskatīts par sinonīmu nosaukumam tenorīts un tiek tulkots krievu valodā kā vara melnā vai melnā vara rūda. Vienā vai otrā gadījumā runa ir par brūni melnu kristālisku minerālu, kas kalcinējot sadalās un kūst tikai pie skābekļa pārspiediena, nešķīst ūdenī un ar to nereaģē.

Mēs uzsveram nosauktā minerāla galvenos parametrus.

Ķīmiskā formula: CuO

Tās molekula sastāv no Cu atoma ar molekulmasu 64 a. e.m. un O atoms, molekulmasa 16 a.m. e.m., kur a. e.m. - atommasas mērvienība, tas ir arī daltons, 1 a. mu \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -27 kg \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -24 g. Attiecīgi savienojuma molekulmasa ir: 64 + 16 \u003d 80 a. ēst.

Kristāla šūna: monoklīniskā sistēma. Ko nozīmē šāda veida kristāla simetrijas asis, ja divas asis krustojas slīpā leņķī un tām ir dažādi garumi, bet trešā ass atrodas 90 ° leņķī attiecībā pret tām.

Blīvums – 6,51 g/cm3. Salīdzinājumam, tīra zelta blīvums ir 19,32 g / cm³, bet galda sāls blīvums ir 2,16 g / cm 3.

Kūst 1447 °C temperatūrā, zem skābekļa spiediena.

Sadalās pēc kvēlošanas līdz 1100 °C un pārvēršas vara (I) oksīdā:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Tas nereaģē ar ūdeni un tajā nešķīst..

Bet tas reaģē ar amonjaka ūdens šķīdumu, veidojot tetraamīna vara (II) hidroksīdu: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

Skābā vidē tas veido sulfātu un ūdeni: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Reaģējot ar sārmu, veidojas kuprāts: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reakcija CuO NaOH

Veidojas:

• kalcinējot vara (II) hidroksīdu 200 ° C temperatūrā: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O;
• metāliskā vara oksidēšanās laikā gaisā 400–500 °C temperatūrā: 2Cu + O2 = 2CuO;
• apstrādājot malahītu augstā temperatūrā: (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Reducēts līdz metāliskam vara -

• reakcijā ar ūdeņradi: CuO + H2 = Cu + H2O;
• ar oglekļa monoksīdu (oglekļa monoksīdu): CuO + CO = Cu + CO2;
• ar aktīvo metālu: CuO + Mg = Cu + MgO.

toksisks. Pēc kaitīgās ietekmes uz cilvēka organismu pakāpes tā tiek klasificēta kā otrās bīstamības klases viela. Izraisa acu, ādas, elpceļu un kuņģa-zarnu trakta gļotādu kairinājumu. Mijiedarbojoties ar viņu, ir jāizmanto tādi aizsardzības līdzekļi kā gumijas cimdi, respiratori, aizsargbrilles, kombinezoni.

Viela ir sprādzienbīstama un uzliesmojoša.

Lieto rūpniecībā, kā minerālvielu sastāvdaļa barības maisījumos, pirotehnikā, ķīmisko reakciju katalizatoru ražošanā, kā krāsvielu pigments stiklam, emaljām un keramikai.

Vara oksīda (II) oksidējošās īpašības visbiežāk izmanto laboratorijas pētījumos, kad nepieciešama elementu analīze saistībā ar organisko vielu izpēti ūdeņraža un oglekļa klātbūtnei tajos.

Būtiski, ka CuO (II) dabā ir diezgan plaši izplatīts kā tenerīts, citiem vārdiem sakot, tas ir dabīgs rūdas savienojums, no kura var iegūt varu.

Latīņu nosaukums Cuprum un atbilstošais simbols Cu cēlies no Kipras salas nosaukuma. Tieši no turienes caur Vidusjūru senie romieši un grieķi eksportēja šo vērtīgo metālu.

Varš ir viens no septiņiem pasaulē izplatītākajiem metāliem un ir bijis cilvēka kalpošanā kopš seniem laikiem. Tomēr sākotnējā, metāliskā stāvoklī tas ir diezgan reti sastopams. Tas ir mīksts, viegli apstrādājams metāls, kam raksturīgs augsts blīvums, ļoti kvalitatīvs strāvas un siltuma vadītājs. Elektrovadītspējas ziņā tas ir otrajā vietā aiz sudraba, savukārt tas ir lētāks materiāls. Plaši izmanto stiepļu un plānu lokšņu izstrādājumu veidā.

Vara ķīmiskie savienojumi ir dažādi palielināta bioloģiskā aktivitāte. Dzīvnieku un augu organismos tie ir iesaistīti hlorofila sintēzē, tāpēc tiek uzskatīti par ļoti vērtīgu minerālmēslu sastāva sastāvdaļu.

Varš ir nepieciešams arī cilvēka uzturā. Tā trūkums organismā var izraisīt dažādas asins slimības.

Video

No video jūs uzzināsit, kas ir vara oksīds.

§ viens. Vienkāršas vielas ķīmiskās īpašības (st. ok. = 0).

a) Saistība ar skābekli.

Atšķirībā no apakšgrupas kaimiņiem, sudraba un zelta, varš tieši reaģē ar skābekli. Varam ir maza aktivitāte pret skābekli, bet mitrā gaisā tas pakāpeniski oksidējas un pārklājas ar zaļganu plēvi, kas sastāv no pamata vara karbonātiem:

Sausā gaisā oksidēšanās notiek ļoti lēni, uz vara virsmas veidojas plāns vara oksīda slānis:

Ārēji varš nemainās, jo vara (I) oksīds, tāpat kā pats varš, ir rozā krāsā. Turklāt oksīda slānis ir tik plāns, ka laiž cauri gaismu, t.i. spīd cauri. Citādā veidā varš oksidējas, karsējot, piemēram, 600-800 0 C. Pirmajās sekundēs oksidēšanās pāriet uz vara (I) oksīdu, kas no virsmas pārvēršas par melno vara (II) oksīdu. Tiek izveidots divslāņu oksīda pārklājums.

Q veidošanās (Cu 2 O) = 84935 kJ.

2. attēls. Vara oksīda plēves struktūra.

b) Mijiedarbība ar ūdeni.

Vara apakšgrupas metāli atrodas elektroķīmiskās spriegumu sērijas beigās pēc ūdeņraža jona. Tāpēc šie metāli nevar izspiest ūdeņradi no ūdens. Tajā pašā laikā ūdeņradis un citi metāli var izspiest vara apakšgrupas metālus no to sāļu šķīdumiem, piemēram:

Šī reakcija ir redokss, jo notiek elektronu pārnešana:

Molekulārais ūdeņradis ar lielām grūtībām izspiež vara apakšgrupas metālus. Tas izskaidrojams ar to, ka saite starp ūdeņraža atomiem ir spēcīga un tās pārraušanai tiek tērēts daudz enerģijas. Reakcija notiek tikai ar ūdeņraža atomiem.

Varš bez skābekļa praktiski nesadarbojas ar ūdeni. Skābekļa klātbūtnē varš lēnām reaģē ar ūdeni un pārklājas ar zaļu vara hidroksīda un bāzes karbonāta plēvi:

c) Mijiedarbība ar skābēm.

Atrodoties virknē spriegumu pēc ūdeņraža, varš to neizspiež no skābēm. Tāpēc sālsskābe un atšķaidīta sērskābe neiedarbojas uz varu.

Tomēr skābekļa klātbūtnē varš izšķīst šajās skābēs, veidojot atbilstošus sāļus:

Vienīgais izņēmums ir jodūdeņražskābe, kas reaģē ar varu, izdalot ūdeņradi un veidojot ļoti stabilu vara (I) kompleksu:

2 Cu + 3 SVEIKI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

Varš reaģē arī ar skābēm - oksidētājiem, piemēram, ar slāpekļskābi:

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

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

Un arī ar koncentrētu aukstu sērskābi:

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

Ar karstu koncentrētu sērskābi :

Cu+2H 2 SO 4( konc ., karsts ) → CuSO 4 + TĀ 2 + 2H 2 O

Ar bezūdens sērskābi 200 0 C temperatūrā veidojas vara (I) sulfāts:

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

d) Saistība ar halogēniem un dažiem citiem nemetāliem.

Q veidošanās (CuCl) = 134300 kJ

Q veidošanās (CuCl 2) = 111700 kJ

Varš labi reaģē ar halogēniem, dod divu veidu halogenīdus: CuX un CuX 2 .. Halogēnu iedarbībā istabas temperatūrā nekādas redzamas izmaiņas nenotiek, bet uz virsmas vispirms veidojas adsorbētu molekulu slānis, bet pēc tam ļoti plāns slānis. no halogenīdiem. Sildot, reakcija ar varu ir ļoti spēcīga. Mēs uzsildām vara stiepli vai foliju un karstu nolaižam hlora burkā - pie vara parādīsies brūni tvaiki, kas sastāv no vara (II) hlorīda CuCl 2, kas sajaukts ar vara (I) hlorīdu CuCl. Reakcija notiek spontāni, pateicoties siltuma izdalīšanai. Vienvērtīgo vara halogenīdus iegūst, reaģējot metāliskajam vara ar divvērtīga vara halogenīda šķīdumu, piemēram:

Šajā gadījumā monohlorīds no šķīduma izgulsnējas baltu nogulšņu veidā uz vara virsmas.

Varš arī diezgan viegli reaģē ar sēru un selēnu karsējot (300-400 ° C):

2Cu+S→Cu 2 S

2Cu+Se→Cu 2 Se

Bet varš nereaģē ar ūdeņradi, oglekli un slāpekli pat augstā temperatūrā.

e) Mijiedarbība ar nemetālu oksīdiem

Sildot, varš var izspiest vienkāršas vielas no dažiem nemetālu oksīdiem (piemēram, sēra (IV) oksīda un slāpekļa (II, IV) oksīdiem), vienlaikus veidojot termodinamiski stabilāku vara (II) oksīdu:

4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NO 2 500-600°C → 4CuO + N 2

2 Cu+2 NĒ 500-600° C →2 CuO + N 2

§2. Vienvērtīgā vara ķīmiskās īpašības (st.c. = +1)

Ūdens šķīdumos Cu + jons ir ļoti nestabils un nesamērīgs:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Tomēr varu oksidācijas stāvoklī (+1) var stabilizēt savienojumos ar ļoti zemu šķīdību vai kompleksā.

a) vara oksīds (es) Cu 2 O

amfoteriskais oksīds. Brūni sarkana kristāliska viela. Dabā tas sastopams kā minerāls kuprīts. To var mākslīgi iegūt, karsējot vara (II) sāls šķīdumu ar sārmu un kādu spēcīgu reducētāju, piemēram, formalīnu vai glikozi. Vara(I) oksīds nereaģē ar ūdeni. Vara (I) oksīdu pārnes šķīdumā ar koncentrētu sālsskābi, veidojot hlorīda kompleksu:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Mēs izšķīdinām arī koncentrētā amonjaka un amonija sāļu šķīdumā:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

Atšķaidītā sērskābē tas ir nesamērīgs ar divvērtīgo varu un metālisko varu:

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

Arī vara (I) oksīds ūdens šķīdumos nonāk šādās reakcijās:

1. Lēni oksidējas ar skābekli līdz vara (II) hidroksīdam:

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Ak) 2 ↓

2. Reaģē ar atšķaidītām halogenīdskābēm, veidojot atbilstošos vara(I) halogenīdus:

Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, Dž)

3.Reducēts līdz metāliskajam varam ar tipiskiem reducētājiem, piemēram, nātrija hidrosulfītu koncentrētā šķīdumā:

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

Vara (I) oksīds tiek reducēts par metālisku varu šādās reakcijās:

1. Karsējot līdz 1800 °C (sadalīšanās):

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. Karsējot ūdeņraža, oglekļa monoksīda, alumīnija un citu tipisku reducētāju plūsmā:

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

Arī augstā temperatūrā vara (I) oksīds reaģē:

1. Ar amonjaku (veidojas vara(I) nitrīds)

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

2. Ar sārmu metālu oksīdiem:

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

Šajā gadījumā veidojas vara (I) kuprāti.

Vara(I) oksīds izteikti reaģē ar sārmiem:

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

b) Vara hidroksīds (es) CuOH

Vara (I) hidroksīds veido dzeltenu vielu un nešķīst ūdenī.

Karsējot vai vārot viegli sadalās:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

c) halogenīdiCuF, CuNOl, CuBrUnCuJ

Visi šie savienojumi ir baltas kristāliskas vielas, slikti šķīst ūdenī, bet viegli šķīst NH 3 pārpalikumā, cianīda jonos, tiosulfāta jonos un citos spēcīgi kompleksveidotāji. Jods veido tikai savienojumu Cu +1 J. Gāzveida stāvoklī veidojas (CuГ) 3 tipa cikli. Atgriezeniski šķīst attiecīgajās halogenskābes skābēs:

CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, Dž)

Vara (I) hlorīds un bromīds ir nestabili mitrā gaisā un pakāpeniski pārvēršas bāziskos vara (II) sāļos:

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

d) citi vara savienojumi (es)

1. Vara (I) acetāts (CH 3 COOCu) - vara savienojums, ir bezkrāsainu kristālu formā. Ūdenī tas lēnām hidrolizējas līdz Cu 2 O, gaisā oksidējas par divvērtīgu vara acetātu; CH 3 COOSu iegūst, reducējot (CH 3 COO) 2 Cu ar ūdeņradi vai varu, sublimējot (CH 3 COO) 2 Cu vakuumā vai mijiedarbībā (NH 3 OH) SO 4 ar (CH 3 COO) 2 Cu p- atkārtoti H 3 COOH 3 klātbūtnē. Viela ir toksiska.

2. Vara(I) acetilenīds - sarkanbrūni, dažreiz melni kristāli. Kad kristāli ir izžuvuši, trieciena vai karstuma rezultātā detonē. Mitrumizturīgs. Detonācija bez skābekļa nerada gāzveida vielas. Sadalās skābju iedarbībā. Tas veidojas kā nogulsnes, kad acetilēnu ievada vara(I) sāļu amonjaka šķīdumos:

NO 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Ak) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3

Šo reakciju izmanto acetilēna kvalitatīvai noteikšanai.

3. Vara nitrīds - neorganisks savienojums ar formulu Cu 3 N, tumši zaļi kristāli.

Karsējot sadalās:

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Spēcīgi reaģē ar skābēm:

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

§3. Divvērtīgā vara ķīmiskās īpašības (st.c. = +2)

Vara visstabilākais oksidācijas stāvoklis un tam raksturīgākais.

a) vara oksīds (II) CuO

CuO ir divvērtīgā vara pamata oksīds. Melni kristāli, normālos apstākļos diezgan stabili, ūdenī praktiski nešķīst. Dabā tas sastopams melnas krāsas minerāla tenorīta (melakonīta) formā. Vara (II) oksīds reaģē ar skābēm, veidojot atbilstošus vara (II) un ūdens sāļus:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NĒ 3 ) 2 + H 2 O

Kad CuO sakausē ar sārmiem, veidojas vara (II) kuprāti:

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

Sildot līdz 1100 °C, tas sadalās:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

b) Vara (II) hidroksīdsCu(Ak) 2

Vara(II) hidroksīds ir zila amorfa vai kristāliska viela, praktiski nešķīst ūdenī. Sildot līdz 70–90 ° C, Cu (OH) 2 pulveris vai tā ūdens suspensijas sadalās līdz CuO un H 2 O:

Cu(Ak) 2 → CuO + H 2 O

Tas ir amfoterisks hidroksīds. Reaģē ar skābēm, veidojot ūdeni un atbilstošo vara sāli:

Tas nereaģē ar atšķaidītiem sārmu šķīdumiem, bet izšķīst koncentrētos, veidojot spilgti zilus tetrahidroksokurātus (II):

Vara (II) hidroksīds ar vājām skābēm veido bāzes sāļus. Tas ļoti viegli izšķīst liekā amonjakā, veidojot vara amonjaku:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

Vara amonjakam ir intensīva zili violeta krāsa, tāpēc to izmanto analītiskajā ķīmijā, lai noteiktu nelielu Cu 2+ jonu daudzumu šķīdumā.

c) vara sāļi (II)

Parastie vara (II) sāļi ir zināmi lielākajai daļai anjonu, izņemot cianīdu un jodīdu, kas, mijiedarbojoties ar Cu 2+ katjonu, veido kovalentos vara (I) savienojumus, kas nešķīst ūdenī.

Vara sāļi (+2) pārsvarā šķīst ūdenī. To šķīdumu zilā krāsa ir saistīta ar 2+ jonu veidošanos. Tie bieži kristalizējas kā hidrāti. Tādējādi tetrahidrāts kristalizējas no vara (II) hlorīda ūdens šķīduma temperatūrā zem 15 0 C, trihidrāta 15-26 0 C un dihidrāta virs 26 0 C. Ūdens šķīdumos vara(II) sāļi ir nelielā mērā pakļauti hidrolīzei, un no tiem bieži izgulsnējas bāziskie sāļi.

1. Vara (II) sulfāta pentahidrāts (vara sulfāts)

CuSO 4 * 5H 2 O, ko sauc par vara sulfātu, ir vislielākā praktiskā nozīme. Sausajam sālim ir zila krāsa, taču, nedaudz karsējot (200 0 C), tas zaudē kristalizācijas ūdeni. Bezūdens baltais sāls. Tālāk karsējot līdz 700 0 C, tas pārvēršas vara oksīdā, zaudējot sēra trioksīdu:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ SO 3

Vara sulfātu iegūst, izšķīdinot varu koncentrētā sērskābē. Šī reakcija ir aprakstīta sadaļā "Vienkāršas vielas ķīmiskās īpašības". Vara sulfātu izmanto vara elektrolītiskajā ražošanā, lauksaimniecībā kaitēkļu un augu slimību apkarošanai, kā arī citu vara savienojumu iegūšanai.

2. Vara (II) hlorīda dihidrāts.

Tie ir tumši zaļi kristāli, viegli šķīst ūdenī. Koncentrēti vara hlorīda šķīdumi ir zaļi, un atšķaidīti šķīdumi ir zilā krāsā. Tas ir saistīts ar zaļā hlorīda kompleksa veidošanos:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

Un tā tālāka iznīcināšana un zilā akvakompleksa veidošanās.

3. Vara (II) nitrāta trihidrāts.

Zila kristāliska cieta viela. Iegūst, izšķīdinot varu slāpekļskābē. Sildot, kristāli vispirms zaudē ūdeni, pēc tam sadalās, izdalot skābekli un slāpekļa dioksīdu, pārvēršoties vara (II) oksīdā:

2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Hidroksomedi(II) karbonāts.

Vara karbonāti ir nestabili un praktiski nekad netiek izmantoti. Zināma nozīme vara ražošanā ir tikai pamata vara karbonātam Cu 2 (OH) 2 CO 3, kas dabā sastopams minerāla malahīta veidā. Sildot, tas viegli sadalās, izdalot ūdeni, oglekļa monoksīdu (IV) un vara oksīdu (II):

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

§4. Trīsvērtīgā vara ķīmiskās īpašības (st.c. = +3)

Šis oksidācijas stāvoklis ir vismazāk stabils vara gadījumā, un tāpēc vara (III) savienojumi ir izņēmums, nevis "noteikums". Tomēr pastāv daži trīsvērtīgie vara savienojumi.

a) Vara oksīds (III) Cu 2 O 3

Tā ir kristāliska viela, tumšā granāta krāsā. Nešķīst ūdenī.

Iegūst, oksidējot vara (II) hidroksīdu ar kālija peroksodisulfātu sārmainā vidē zemā temperatūrā:

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

Šī viela sadalās 400 0 C temperatūrā:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

Vara (III) oksīds ir spēcīgs oksidētājs. Mijiedarbojoties ar hlorūdeņradi, hlors tiek reducēts līdz brīvam hloram:

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

b) Vara kuprāti (W)

Tās ir melnas vai zilas vielas, tās nav stabilas ūdenī, tās ir diamagnētiskas, anjons ir kvadrātu lente (dsp 2). Veidojas vara (II) hidroksīda un sārmu metālu hipohlorīta mijiedarbībā sārmainā vidē:

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

c) kālija heksafluorkuprāts (III)

Zaļa viela, paramagnētiska. Oktaedriska struktūra sp 3 d 2 . Vara fluorīda komplekss CuF 3, kas brīvā stāvoklī sadalās pie -60 0 C. Tas veidojas, karsējot kālija un vara hlorīdu maisījumu fluora atmosfērā:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Sadala ūdeni, veidojot brīvu fluoru.

§ pieci. Vara savienojumi oksidācijas stāvoklī (+4)

Pagaidām zinātnei ir zināma tikai viena viela, kur varš ir +4 oksidācijas stāvoklī, tas ir cēzija heksafluorokuprāts (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - oranža kristāliska viela, stabila stikla ampulās 0 0 C temperatūrā. Tas spēcīgi reaģē ar ūdeni. Iegūst, fluorējot augstā spiedienā un temperatūrā cēzija un vara hlorīdu maisījumu:

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