Interakcija bakrovega oksida 2 z vodo. Bakrov oksid (I, II, III): lastnosti, proizvodnja, uporaba

Cuprum (Cu) je ena izmed nizko aktivnih kovin. Zanj je značilna tvorba kemičnih spojin z oksidacijskima stanjema +1 in +2. Torej, na primer dva oksida, ki sta spojina dveh elementov Cu in kisika O: z oksidacijskim stanjem +1 - bakrov oksid Cu2O in oksidacijskim stanjem +2 - bakrov oksid CuO. Kljub temu, da so sestavljeni iz istih kemičnih elementov, ima pa vsak od njih svoje posebne značilnosti. Na mrazu kovina zelo šibko sodeluje z atmosferskim kisikom in se prekrije s filmom, ki je bakrov oksid, ki preprečuje nadaljnjo oksidacijo bakra. Pri segrevanju se ta preprosta snov s serijsko številko 29 v periodnem sistemu popolnoma oksidira. V tem primeru nastane tudi bakrov (II) oksid: 2Cu + O2 → 2CuO.

Dušikov oksid je rjavkasto rdeča trdna snov z molsko maso 143,1 g/mol. Spojina ima tališče 1235°C, vrelišče 1800°C. Je netopen v vodi, vendar topen v kislinah. Bakrov (I) oksid se razredči (koncentrira) in nastane brezbarven kompleks +, ki se na zraku zlahka oksidira v modro-vijolični amonijev kompleks 2+, ki se raztopi v klorovodikovi kislini in tvori CuCl2. V zgodovini fizike polprevodnikov je Cu2O eden najbolj raziskanih materialov.

Bakrov (I) oksid, znan tudi kot hemioksid, ima osnovne lastnosti. Dobimo ga z oksidacijo kovin: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Nečistoče, kot so voda in kisline, vplivajo na hitrost tega procesa in na nadaljnjo oksidacijo v dvovalentni oksid. Bakrov oksid se lahko raztopi v tej obliki čiste kovine in soli: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Po podobni shemi oksid s stopnjo +1 sodeluje z drugimi kislinami, ki vsebujejo kisik. Pri interakciji hemioksida s kislinami, ki vsebujejo halogen, nastanejo enovalentne kovinske soli: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Bakrov oksid (I) se v naravi pojavlja v obliki rdeče rude (to je zastarelo ime, skupaj z rubin ​​Cu), imenovano mineral "Cuprite". Za izobraževanje je potrebno veliko časa. Lahko se proizvaja umetno pri visokih temperaturah ali pod visokim pritiskom kisika. Hemioksid se običajno uporablja kot fungicid, kot pigment, kot sredstvo proti obraščanju v podvodnih ali morskih barvah in kot katalizator.

Vendar pa je učinek te snovi s kemično formulo Cu2O na telo lahko nevaren. Pri vdihavanju povzroči dispnejo, kašelj ter razjede in perforacijo dihalnih poti. Pri zaužitju draži prebavila, kar spremljajo bruhanje, bolečine in driska.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Bakrov (II) oksid se uporablja v keramiki (kot pigment) za proizvodnjo glazur (modre, zelene in rdeče, včasih pa rožnate, sive ali črne). Uporablja se tudi kot prehransko dopolnilo pri živalih za zmanjšanje pomanjkanja bakra v telesu. Je abrazivni material, ki je potreben za poliranje optične opreme. Uporablja se za proizvodnjo suhih celic, za proizvodnjo drugih Cu soli. Spojina CuO se uporablja tudi pri varjenju bakrovih zlitin.

Izpostavljenost kemični spojini CuO je lahko nevarna tudi za človeško telo. Povzroča draženje pljuč pri vdihavanju. Bakrov (II) oksid lahko povzroči vročino s kovinskimi hlapi (MFF). Cu oksid povzroči spremembo barve kože, lahko se pojavijo težave z vidom. Pri zaužitju, tako kot hemioksid, vodi v zastrupitev, ki jo spremljajo simptomi v obliki bruhanja in bolečine.

Kot vsi d-elementi, svetlo obarvan.

Tako kot pri bakru se opazi potop elektronov- od s-orbitale do d-orbitale

Elektronska struktura atoma:

V skladu s tem obstajata 2 značilni oksidacijski stopnji bakra: +2 in +1.

Enostavna snov: zlato-roza kovina.

bakrov oksid:Сu2O bakrov oksid (I) \ bakrov oksid 1 - rdeče-oranžna barva

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

Druge bakrove spojine Cu(I), razen oksida, so nestabilne.

Bakrove spojine Cu (II) - prvič, so stabilne, in drugič, modre ali zelenkaste barve.

Zakaj bakreni kovanci postanejo zeleni? Baker reagira z ogljikovim dioksidom v prisotnosti vode in tvori CuCO3, zeleno snov.

Druga barvna bakrova spojina, bakrov (II) sulfid, je črna oborina.

Baker, za razliko od drugih elementov, stoji za vodikom, zato ga ne sprošča iz kislin:

• z vročežveplova kislina: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• z hladnožveplova kislina: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• s koncentriranim:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• z razredčeno dušikovo kislino:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Primer naloge izpita C2 možnost 1:

Bakrov nitrat smo žgali, dobljeno trdno oborino raztopili v žveplovi kislini. Skozi raztopino smo spustili vodikov sulfid, nastalo črno oborino kalcinirali in trdni ostanek raztopili s segrevanjem v dušikovi kislini.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Trdna oborina je bakrov(II) oksid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Bakrov(II) sulfid je črna oborina.

"Izgorelo" pomeni, da je prišlo do interakcije s kisikom. Ne zamenjujte s "kalcinacijo". Vžig - segrejte, seveda, pri visoki temperaturi.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Trdni ostanek je CuO, če je bakrov sulfid popolnoma reagiral, CuO + CuS, če je delno.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

možna je tudi druga reakcija:

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

Primer naloge izpita C2 možnost 2:

Baker smo raztopili v koncentrirani dušikovi kislini, nastali plin zmešali s kisikom in raztopili v vodi. V nastali raztopini raztopimo cinkov oksid, nato pa raztopini dodamo velik presežek raztopine natrijevega hidroksida.

Kot rezultat reakcije z dušikovo kislino nastanejo Cu(NO3)2, NO2 in O2.

NO2 pomešan s kisikom pomeni oksidiran: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Mešano z vodo: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

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

Kemijske lastnosti bakrovega (II) oksida

Kratek opis bakrovega oksida (II):

bakrov oksid(II) – črna anorganska snov.

2. reakcija bakrovega (II) oksida z ogljikom:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200 o C).

ogljik.

3.reakcija bakrovega oksida(II) s sivo:

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

Reakcija poteka v vakuumu. Kot rezultat reakcije nastaneta baker in oksid žveplo.

4. reakcija bakrovega oksida(II) z aluminijem:

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

Kot rezultat reakcije nastaneta baker in oksid aluminij.

5.reakcija bakrovega oksida(II) z bakrom:

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

Kot rezultat reakcije nastane bakrov (I) oksid.

6. reakcija bakrovega oksida(II) z litijev oksid:

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

Reakcija poteka v pretoku kisika. Kot rezultat reakcije nastane litijev kuprat.

7. reakcija bakrovega oksida(II) z natrijevim oksidom:

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

Reakcija poteka v pretoku kisika. Kot rezultat reakcije nastane natrijev kuprat.

8.reakcija bakrovega oksida(II) z ogljikovim monoksidom:

CuO + CO → Cu + CO 2.

Kot rezultat reakcije nastaneta baker in ogljikov monoksid (ogljikov dioksid).

9. reakcija bakrovega oksida(II) z oksidom žleza:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 O 4 (t o).

Kot rezultat reakcije nastane sol - bakrov ferit. Reakcija poteka, ko je reakcijska mešanica žgana.

10. reakcija bakrovega oksida(II) s fluorovodikovo kislino:

CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.

Kot posledica kemične reakcije dobimo sol - bakrov fluorid in vodo.

11.reakcija bakrovega oksida(II) z dušikovo kislino:

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

Kot posledica kemične reakcije dobimo sol - bakrov nitrat in voda .

Podobno reagira bakrov oksid(II) in z drugimi kislinami.

12. reakcija bakrovega oksida(II) z vodikovim bromidom (bromovodikom):

CuO + 2HBr → CuBr 2 + H 2 O.

Kot posledica kemične reakcije dobimo sol - bakrov bromid in voda .

13. reakcija bakrovega oksida(II) z vodikovim jodom:

CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.

Kot posledica kemične reakcije dobimo sol - bakrov jodid in voda .

14. reakcija bakrovega oksida(II) z natrijev hidroksid :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

Kot posledica kemične reakcije dobimo sol - natrijev kuprat in voda .

15.reakcija bakrovega oksida(II) z kalijev hidroksid :

CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.

Kot posledica kemične reakcije dobimo sol - kalijev kuprat in voda .

16.reakcija bakrovega oksida(II) z natrijevim hidroksidom in vodo:

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

Natrijev hidroksid se raztopi v vodi. Raztopina natrijevega hidroksida v vodi 20-30%. Reakcija poteka pri vrenju. Kot rezultat kemične reakcije dobimo natrijev tetrahidroksokuprat.

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

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

Kot rezultat kemične reakcije dobimo sol - kalijev kuprat (III) in

Oksidi so v naravi razširjene spojine, ki jih lahko opazimo tudi v vsakdanjem življenju, v vsakdanjem življenju. Primer je pesek, voda, rja, apno, ogljikov dioksid, številna naravna barvila. Ruda mnogih dragocenih kovin je po svoji naravi oksidna, zato je zelo zanimiva za znanstvene in industrijske raziskave.

Kombinacija kemičnih elementov s kisikom se imenuje oksidi. Praviloma nastanejo, ko se katere koli snovi segrejejo na zraku. Ločimo kisle in bazične okside. Kovine tvorijo bazične okside, nekovine pa kisle. Z izjemo oksidov kroma in mangana, ki sta prav tako kisla. Ta članek obravnava predstavnika glavnih oksidov - CuO (II).

CuO(II)

Baker, segret na zraku pri temperaturi 400–500 °C, se postopoma prekriva s črno prevleko, ki jo kemiki imenujejo dvovalentni bakrov oksid ali CuO (II). Opisani pojav je predstavljen v naslednji enačbi:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Izraz "bivalentni" označuje sposobnost atoma, da reagira z drugimi elementi prek dveh kemičnih vezi.

Zanimivo dejstvo! Baker, ki je v različnih spojinah, je lahko z različnimi valenci in drugačno barvo. Na primer: bakrov oksid je svetlo rdeče (Cu2O) in rjavo-črne (CuO) barve. In bakrov hidroksid pridobi rumeno (CuOH) in modro (Cu (OH) 2) barvo. Klasičen primer pojava, ko se količina spremeni v kakovost.

Cu2O včasih imenujemo tudi dušikov oksid, bakrov (I) oksid, CuO pa je oksid, bakrov (II) oksid. Obstaja tudi bakrov (III) oksid - Cu2O3.

V geologiji se običajno imenuje oksid dvovalentnega (ali dvovalentnega) bakra tenorit, njegovo drugo ime je melakonit. Ime tenorit izvira iz imena izjemnega italijanskega profesorja botanike Micheleja Tenoreja (1780-1861). Melakonit velja za sinonim za ime tenorit in je v ruščino preveden kot bakrena črna ali črna bakrena ruda. V takem ali drugačnem primeru govorimo o rjavo-črnem kristaliničnem mineralu, ki se pri žganju razgradi in se topi le pri nadtlaku kisika, netopen v vodi in z njo ne reagira.

Poudarjamo glavne parametre imenovanega minerala.

Kemijska formula: CuO

Njegova molekula je sestavljena iz atoma Cu z molekulsko maso 64 a. e. m. in atom O, molekulska masa 16 a.m. e. m., kjer a. e. m. - enota atomske mase, je tudi dalton, 1 a. mu \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -27 kg \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -24 g. V skladu s tem je molekulska masa spojine: 64 + 16 \u003d 80 a. jesti.

Kristalna celica: monoklinski sistem. Kaj pomeni ta vrsta osi kristalne simetrije, ko se dve osi sekata pod poševnim kotom in imata različne dolžine, tretja os pa je glede na njih nameščena pod kotom 90 °.

Gostota – 6,51 g/cm3. Za primerjavo, gostota čistega zlata je 19,32 g / cm³, gostota kuhinjske soli pa 2,16 g / cm 3.

Tali se pri 1447 °C, pod pritiskom kisika.

Razpade pri žarenju do 1100 °C in se pretvori v bakrov (I) oksid:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Ne reagira z vodo in se v njej ne raztopi..

Toda reagira z vodno raztopino amoniaka, pri čemer nastane tetraamin bakrov (II) hidroksid: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

V kislem okolju tvori sulfat in vodo: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Ko reagira z alkalijo, nastane kuprat: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reakcija CuO NaOH

Ustanovljeno:

• z žganjem bakrovega (II) hidroksida pri temperaturi 200 ° C: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O;
• med oksidacijo kovinskega bakra na zraku pri temperaturi 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• pri visokotemperaturni obdelavi malahita: (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H2O.

Reduciran na kovinski baker -

• v reakciji z vodikom: CuO + H2 = Cu + H2O;
• z ogljikovim monoksidom (ogljikov monoksid): CuO + CO = Cu + CO2;
• z aktivno kovino: CuO + Mg = Cu + MgO.

strupeno. Glede na stopnjo škodljivih učinkov na človeško telo je razvrščen kot snov drugega razreda nevarnosti. Povzroča draženje sluznice oči, kože, dihalnih poti in prebavil. Pri interakciji z njim je treba uporabljati zaščitno opremo, kot so gumijaste rokavice, respiratorji, očala, kombinezoni.

Snov je eksplozivna in vnetljiva.

Uporablja se v industriji, kot mineralna sestavina krme, v pirotehniki, pri proizvodnji katalizatorjev za kemijske reakcije, kot barvni pigment za steklo, emajle in keramiko.

Oksidacijske lastnosti bakrovega oksida (II) se najpogosteje uporabljajo v laboratorijskih študijah, ko je potrebna elementarna analiza, povezana s preučevanjem organskih materialov na prisotnost vodika in ogljika v njih.

Pomembno je, da je CuO (II) v naravi precej razširjen kot mineral tenerit, z drugimi besedami, je naravna rudna spojina, iz katere lahko pridobivamo baker.

Latinsko ime Cuprum in ustrezen simbol Cu izhaja iz imena otoka Ciper. Od tam, skozi Sredozemsko morje, so stari Rimljani in Grki izvažali to dragoceno kovino.

Baker je ena izmed sedmih najpogostejših kovin na svetu in je v službi človeka že od antičnih časov. Vendar je v svojem prvotnem kovinskem stanju precej redka. To je mehka kovina, ki je enostavna za obdelavo, za katero je značilna visoka gostota, zelo kakovosten prevodnik toka in toplote. Po električni prevodnosti je na drugem mestu za srebrom, medtem ko je cenejši material. Široko se uporablja v obliki izdelkov iz žice in tanke pločevine.

Kemične spojine bakra so različne povečana biološka aktivnost. V živalskih in rastlinskih organizmih sodelujejo pri sintezi klorofila, zato veljajo za zelo dragoceno sestavino v sestavi mineralnih gnojil.

Baker je potreben tudi v človeški prehrani. Njegovo pomanjkanje v telesu lahko privede do različnih krvnih bolezni.

Video

Iz videoposnetka boste izvedeli, kaj je bakrov oksid.

§ena. Kemijske lastnosti preproste snovi (st. ok. = 0).

a) Odnos do kisika.

Za razliko od svojih sosedov podskupine, srebra in zlata, baker neposredno reagira s kisikom. Baker kaže malo aktivnosti proti kisiku, vendar v vlažnem zraku postopoma oksidira in se prevleče z zelenkastim filmom, sestavljenim iz osnovnih bakrovih karbonatov:

V suhem zraku je oksidacija zelo počasna, na površini bakra nastane tanek sloj bakrovega oksida:

Navzven se baker ne spreminja, saj je bakrov (I) oksid, tako kot sam baker, rožnat. Poleg tega je oksidna plast tako tanka, da prepušča svetlobo, t.j. sveti skozi. Na drugačen način baker oksidira pri segrevanju, na primer pri 600-800 0 C. V prvih sekundah gre oksidacija do bakrovega (I) oksida, ki s površine preide v črni bakrov (II) oksid. Nastane dvoslojni oksidni premaz.

Tvorba Q (Cu 2 O) = 84935 kJ.

Slika 2. Struktura filma bakrovega oksida.

b) Interakcija z vodo.

Kovine bakrene podskupine so na koncu elektrokemijske serije napetosti, za vodikovim ionom. Zato te kovine ne morejo izpodriniti vodika iz vode. Hkrati lahko vodik in druge kovine izpodrivajo kovine podskupine bakra iz raztopin njihovih soli, na primer:

Ta reakcija je redoks, saj pride do prenosa elektronov:

Molekularni vodik z velikimi težavami izpodriva kovine bakrene podskupine. To je razloženo z dejstvom, da je vez med vodikovimi atomi močna in se za njeno prekinitev porabi veliko energije. Reakcija poteka samo z vodikovimi atomi.

Baker v odsotnosti kisika praktično ne komunicira z vodo. V prisotnosti kisika baker počasi reagira z vodo in se prekrije z zelenim filmom bakrovega hidroksida in bazičnega karbonata:

c) Interakcija s kislinami.

Ker je v nizu napetosti po vodiku, ga baker ne izpodriva iz kislin. Zato klorovodikova in razredčena žveplova kislina ne delujeta na baker.

Vendar se baker v prisotnosti kisika raztopi v teh kislinah, da tvori ustrezne soli:

Edina izjema je jodovodikova kislina, ki reagira z bakrom, da sprosti vodik in tvori zelo stabilen bakrov (I) kompleks:

2 Cu + 3 Živjo → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

Baker reagira tudi s kislinami - oksidanti, na primer z dušikovo kislino:

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

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

In tudi s koncentrirano hladno žveplovo kislino:

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

Z vročo koncentrirano žveplovo kislino :

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

Z brezvodno žveplovo kislino pri temperaturi 200 0 C nastane bakrov (I) sulfat:

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

d) Odnos do halogenov in nekaterih drugih nekovin.

Tvorba Q (CuCl) = 134300 kJ

Tvorba Q (CuCl 2) = 111700 kJ

Baker dobro reagira s halogeni, daje dve vrsti halogenidov: CuX in CuX 2 .. Pod delovanjem halogenov pri sobni temperaturi ne pride do vidnih sprememb, ampak na površini najprej nastane plast adsorbiranih molekul, nato pa zelo tanek sloj. halogenidov. Pri segrevanju je reakcija z bakrom zelo burna. Bakreno žico ali folijo segrejemo in jo vroče spustimo v kozarec s klorom - v bližini bakra se bodo pojavili rjavi hlapi, sestavljeni iz bakrovega (II) klorida CuCl 2, zmešanega z bakrovim (I) kloridom CuCl. Reakcija poteka spontano zaradi sproščanja toplote. Monovalentne bakrove halogenide dobimo z reakcijo kovinskega bakra z raztopino dvovalentnega bakrovega halogenida, na primer:

V tem primeru se monoklorid obori iz raztopine v obliki bele oborine na površini bakra.

Baker tudi zelo enostavno reagira z žveplom in selenom pri segrevanju (300-400 ° C):

2Cu+S→Cu 2 S

2Cu+Se→Cu 2 Se

Toda baker tudi pri visokih temperaturah ne reagira z vodikom, ogljikom in dušikom.

e) Interakcija z oksidi nekovin

Pri segrevanju lahko baker izpodriva enostavne snovi iz nekaterih nekovinskih oksidov (na primer žveplov (IV) oksid in dušikov (II, IV) oksid), hkrati pa tvori termodinamično stabilnejši 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. Kemijske lastnosti enovalentnega bakra (st.c. = +1)

V vodnih raztopinah je ion Cu + zelo nestabilen in nesorazmeren:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Vendar se lahko baker v oksidacijskem stanju (+1) stabilizira v spojinah z zelo nizko topnostjo ali preko kompleksiranja.

a) bakrov oksid (jaz) Cu 2 O

amfoterni oksid. Rjavo-rdeča kristalinična snov. V naravi se pojavlja kot mineral kuprit. Lahko ga umetno pridobimo s segrevanjem raztopine bakrove (II) soli z alkalijo in močnim reducirnim sredstvom, na primer formalinom ali glukozo. Bakrov(I) oksid ne reagira z vodo. Bakrov(I) oksid se prenese v raztopino s koncentrirano klorovodikovo kislino, da tvori kloridni kompleks:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Raztopimo tudi v koncentrirani raztopini amoniaka in amonijevih soli:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

V razredčeni žveplovi kislini je nesorazmeren z dvovalentnim in kovinskim bakrom:

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

Tudi bakrov (I) oksid vstopi v naslednje reakcije v vodnih raztopinah:

1. Počasi oksidira s kisikom v bakrov (II) hidroksid:

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Oh) 2 ↓

2. Reagira z razredčenimi halogenvodikovimi kislinami, da tvori ustrezne bakrove(I) halogenide:

Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)

3. Reduciran na kovinski baker z značilnimi redukcijskimi sredstvi, na primer natrijevim hidrosulfitom v koncentrirani raztopini:

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

Bakrov(I) oksid se reducira v kovinski baker v naslednjih reakcijah:

1. Pri segrevanju na 1800 °C (razpad):

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. Pri segrevanju v toku vodika, ogljikovega monoksida, aluminija in drugih tipičnih redukcijskih sredstev:

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

Tudi pri visokih temperaturah reagira bakrov (I) oksid:

1. Z amoniakom (nastane bakrov(I) nitrid)

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

2. Z oksidi alkalijskih kovin:

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

V tem primeru nastanejo kuprati bakra (I).

Bakrov(I) oksid izrazito reagira z alkalijami:

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

b) bakrov hidroksid (jaz) CuOH

Bakrov(I) hidroksid tvori rumeno snov in je netopen v vodi.

Pri segrevanju ali kuhanju se zlahka razgradi:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

c) HalogenidiCuF, CuZl, CuBrinCuJ

Vse te spojine so bele kristalinične snovi, slabo topne v vodi, a zlahka topne v presežku NH 3 , cianidnih ionov, tiosulfatnih ionov in drugih močnih kompleksnih sredstev. Jod tvori samo spojino Cu +1 J. V plinastem stanju nastajajo cikli tipa (CuГ) 3. Reverzibilno topen v ustreznih halogenovodičnih kislinah:

CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, J)

Bakrov (I) klorid in bromid sta na vlažnem zraku nestabilna in se postopoma spremenita v bazične bakrove (II) soli:

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

d) Druge bakrove spojine (jaz)

1. Bakrov (I) acetat (CH 3 COOCu) - bakrova spojina, ima obliko brezbarvnih kristalov. V vodi počasi hidrolizira v Cu 2 O, na zraku oksidira v dvovalentni bakrov acetat; Prejmi CH 3 COOSu z redukcijo (CH 3 COO) 2 Cu z vodikom ali bakrom, sublimacijo (CH 3 COO) 2 Cu v vakuumu ali interakcijo (NH 3 OH)SO 4 s (CH 3 COO) 2 Cu v p-re v prisotnosti H 3 COOH 3 . Snov je strupena.

2. Bakr(I) acetilenid - rdeče-rjavi, včasih črni kristali. Ko se posušijo, kristali ob udarcu ali vročini eksplodirajo. Odporen na mokro. Detonacija v odsotnosti kisika ne proizvaja plinastih snovi. Pod delovanjem kislin se razgradi. Nastane kot oborina, ko se acetilen prenese v amoniakove raztopine bakrovih (I) soli:

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

Ta reakcija se uporablja za kvalitativno detekcijo acetilena.

3. Bakrov nitrid - anorganska spojina s formulo Cu 3 N, temno zeleni kristali.

Pri segrevanju se razgradi:

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Burno reagira s kislinami:

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

§3. Kemijske lastnosti dvovalentnega bakra (st.c. = +2)

Najbolj stabilno oksidacijsko stanje bakra in zanj najbolj značilno.

a) bakrov oksid (II) CuO

CuO je osnovni oksid dvovalentnega bakra. Črni kristali, v normalnih pogojih precej stabilni, praktično netopni v vodi. V naravi se pojavlja v obliki minerala tenorit (melakonit) črne barve. Bakrov(II) oksid reagira s kislinami in tvori ustrezne soli bakra(II) in vode:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NE 3 ) 2 + H 2 O

Ko se CuO zlije z alkalijami, nastanejo kuprati bakra (II):

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

Ko se segreje na 1100 °C, se razgradi:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

b) Bakrov (II) hidroksidCu(Oh) 2

Bakrov(II) hidroksid je modra amorfna ali kristalinična snov, praktično netopna v vodi. Pri segrevanju na 70-90 ° C se prah Cu (OH) 2 ali njegove vodne suspenzije razgradijo na CuO in H 2 O:

Cu(Oh) 2 → CuO + H 2 O

Je amfoterni hidroksid. Reagira s kislinami, da tvori vodo in ustrezno bakrovo sol:

Ne reagira z razredčenimi alkalijskimi raztopinami, ampak se raztopi v koncentriranih in tvori svetlo modre tetrahidroksokuprate (II):

Bakrov (II) hidroksid s šibkimi kislinami tvori bazične soli. Zelo enostavno se raztopi v presežku amoniaka, da nastane bakrov amoniak:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

Bakrov amoniak ima intenzivno modro-vijolično barvo, zato se uporablja v analitični kemiji za določanje majhnih količin Cu 2+ ionov v raztopini.

c) bakrove soli (II)

Enostavne soli bakra (II) so znane za večino anionov, razen za cianid in jodid, ki pri interakciji s kationom Cu 2+ tvorita kovalentne bakrove (I) spojine, ki so netopne v vodi.

Bakrove soli (+2) so večinoma topne v vodi. Modra barva njihovih raztopin je povezana s tvorbo iona 2+. Pogosto kristalizirajo kot hidrati. Tako tetrahidrat kristalizira iz vodne raztopine bakrovega (II) klorida pod 15 0 C, trihidrata pri 15-26 0 C in dihidrata nad 26 0 C. V vodnih raztopinah so bakrove(II) soli v majhni meri podvržene hidrolizi, iz njih pa pogosto oborijo bazične soli.

1. Bakrov (II) sulfat pentahidrat (bakrov sulfat)

CuSO 4 * 5H 2 O, imenovan bakrov sulfat, je največjega praktičnega pomena. Suha sol ima modro barvo, vendar pri rahlo segrevanju (200 0 C) izgubi kristalizacijsko vodo. Brezvodna bela sol. Pri nadaljnjem segrevanju na 700 0 C se spremeni v bakrov oksid, pri čemer izgubi žveplov trioksid:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ TAKO 3

Bakrov sulfat pripravimo z raztapljanjem bakra v koncentrirani žveplovi kislini. Ta reakcija je opisana v poglavju "Kemijske lastnosti preproste snovi". Bakrov sulfat se uporablja pri elektrolitični proizvodnji bakra, v kmetijstvu za zatiranje škodljivcev in rastlinskih bolezni ter za pridobivanje drugih bakrovih spojin.

2. Bakrov (II) klorid dihidrat.

To so temno zeleni kristali, zlahka topni v vodi. Koncentrirane raztopine bakrovega klorida so zelene, razredčene raztopine pa modre. To je posledica tvorbe kompleksa zelenega klorida:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

In njegovo nadaljnje uničenje in nastanek modrega akvakompleksa.

3. Bakrov (II) nitrat trihidrat.

Modra kristalinična trdna snov. Pridobljeno z raztapljanjem bakra v dušikovi kislini. Pri segrevanju kristali najprej izgubijo vodo, nato se razgradijo s sproščanjem kisika in dušikovega dioksida ter se spremenijo v bakrov (II) oksid:

2Cu (ŠT 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Hidroksomedi(II) karbonat.

Bakrovi karbonati so nestabilni in se v praksi skoraj nikoli ne uporabljajo. Za proizvodnjo bakra je pomemben le osnovni bakrov karbonat Cu 2 (OH) 2 CO 3, ki se v naravi pojavlja v obliki minerala malahita. Ko se segreje, se zlahka razgradi s sproščanjem vode, ogljikovega monoksida (IV) in bakrovega oksida (II):

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

§4. Kemijske lastnosti trivalentnega bakra (st.c. = +3)

To oksidacijsko stanje je za baker najmanj stabilno, zato so spojine bakra(III) prej izjema kot "pravilo". Vendar pa obstajajo nekatere trivalentne bakrove spojine.

a) Bakrov oksid (III) Cu 2 O 3

Je kristalna snov, temne granatne barve. Ne raztopi se v vodi.

Pridobljeno z oksidacijo bakrovega (II) hidroksida s kalijevim peroksodisulfatom v alkalnem mediju pri nizkih temperaturah:

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

Ta snov se razgradi pri temperaturi 400 0 C:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

Bakrov (III) oksid je močno oksidacijsko sredstvo. Pri interakciji s klorovodikom se klor reducira v prosti klor:

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

b) bakrovi kuprati (W)

To so črne ali modre snovi, niso stabilne v vodi, so diamagnetne, anion je trak kvadratov (dsp 2). Nastane zaradi interakcije bakrovega (II) hidroksida in hipoklorita alkalijske kovine v alkalnem okolju:

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

c) kalijev heksafluorokuprat (III)

Zelena snov, paramagnetna. Oktaedrična struktura sp 3 d 2 . Kompleks bakrovega fluorida CuF 3, ki razpade v prostem stanju pri -60 0 C. Nastane s segrevanjem zmesi kalijevega in bakrovega klorida v atmosferi fluora:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Razgrajuje vodo s tvorbo prostega fluora.

§5. Bakrove spojine v oksidacijskem stanju (+4)

Do zdaj je znanosti znana le ena snov, kjer je baker v oksidacijskem stanju +4, to je cezijev heksafluorokuprat (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - oranžna kristalinična snov, stabilna v steklenih ampulah pri 0 0 C Burno reagira z vodo. Pridobljeno s fluoriranjem pri visokem tlaku in temperaturi mešanice cezija in bakrovega klorida:

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