Interaktion mellan kopparoxid 2 och vatten. Kopparoxid (I, II, III): egenskaper, produktion, tillämpning

Cuprum (Cu) är en av de lågaktiva metallerna. Det kännetecknas av bildandet av kemiska föreningar med oxidationstillstånd +1 och +2. Så till exempel två oxider, som är en förening av två element Cu och syre O: med ett oxidationstillstånd på +1 - kopparoxid Cu2O och ett oxidationstillstånd på +2 - kopparoxid CuO. Trots det faktum att de består av samma kemiska element, men var och en av dem har sina egna speciella egenskaper. I kylan interagerar metallen mycket svagt med atmosfäriskt syre och täcks av en film, som är kopparoxid, som förhindrar ytterligare oxidation av koppar. Vid upphettning oxideras detta enkla ämne med serienummer 29 i det periodiska systemet helt. I detta fall bildas även koppar(II)oxid: 2Cu + O2 → 2CuO.

Lustgasen är en brunröd fast substans med en molmassa på 143,1 g/mol. Föreningen har en smältpunkt på 1235°C, en kokpunkt på 1800°C. Det är olösligt i vatten, men lösligt i syror. Kopparoxid (I) späds i (koncentrerad), och ett färglöst komplex + bildas, som lätt oxideras i luft till ett blåviolett ammoniumkomplex 2+, som löses i saltsyra och bildar CuCl2. I halvledarfysikens historia är Cu2O ett av de mest studerade materialen.

Koppar(I)oxid, även känd som hemioxid, har grundläggande egenskaper. Det kan erhållas genom metalloxidation: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Föroreningar som vatten och syror påverkar hastigheten för denna process såväl som ytterligare oxidation till den tvåvärda oxiden. Kopparoxid kan lösas i denna form ren metall och salt: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. Enligt ett liknande schema interagerar en oxid med en grad av +1 med andra syrehaltiga syror. I interaktionen av hemioxid med halogenhaltiga syror bildas envärda metallsalter: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Oxid av koppar (I) förekommer i naturen i form av rödmalm (detta är ett föråldrat namn, tillsammans med såsom rubin​​Cu), kallat mineralet "Cuprite". Det tar lång tid att utbilda. Det kan framställas artificiellt vid höga temperaturer eller under högt syretryck. Hemioxid används vanligtvis som en svampdödande medel, som ett pigment, som ett antifouling-medel i undervattens- eller marinfärg, och som en katalysator.

Men effekten av detta ämne med den kemiska formeln Cu2O på kroppen kan vara farlig. Vid inandning orsakar det dyspné, hosta och sårbildning och perforering av luftvägarna. Vid förtäring irriterar det mag-tarmkanalen, vilket åtföljs av kräkningar, smärta och diarré.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Koppar(II)oxid används i keramik (som ett pigment) för att producera glasyrer (blått, grönt och rött, och ibland rosa, grått eller svart). Det används också som ett kosttillskott hos djur för att minska cuprumbrist i kroppen. Det är ett slipmaterial som är nödvändigt för att polera optisk utrustning. Det används för produktion av torra celler, för produktion av andra Cu-salter. CuO-föreningen används också vid svetsning av kopparlegeringar.

Exponering för den kemiska föreningen CuO kan också vara farlig för människokroppen. Orsakar lungirritation vid inandning. Koppar(II)oxid kan orsaka metallångfeber (MFF). Cu-oxid provocerar en förändring i hudfärg, synproblem kan uppstå. Vid intag, som hemioxid, leder det till förgiftning, som åtföljs av symtom i form av kräkningar och smärta.

Som alla d-element, färgglada.

Precis som med koppar observeras det elektrondipp- från s-orbital till d-orbital

Atomens elektroniska struktur:

Följaktligen finns det två karakteristiska oxidationstillstånd för koppar: +2 och +1.

Enkel substans: guld-rosa metall.

Kopparoxider:Сu2O kopparoxid (I) \ kopparoxid 1 - röd-orange färg

CuO koppar(II)oxid \ kopparoxid 2 - svart.

Andra kopparföreningar Cu(I), förutom oxiden, är instabila.

Kopparföreningar Cu (II) - för det första är de stabila, och för det andra är de blå eller grönaktiga.

Varför blir kopparmynt gröna? Koppar reagerar med koldioxid i närvaro av vatten och bildar CuCO3, ett grönt ämne.

En annan färgad kopparförening, koppar(II)sulfid, är en svart fällning.

Koppar, till skillnad från andra grundämnen, står efter väte, så det frigör det inte från syror:

• från varm svavelsyra: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• från kall svavelsyra: Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• med koncentrerad:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4N02 + 4H2O
• med utspädd salpetersyra:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Ett exempel på uppgiften för provet C2 alternativ 1:

Kopparnitrat kalcinerades, den resulterande fasta fällningen löstes i svavelsyra. Svavelväte fick passera genom lösningen, den resulterande svarta fällningen kalcinerades och den fasta återstoden löstes genom upphettning i salpetersyra.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Den fasta fällningen är koppar(II)oxid.

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Koppar(II)sulfid är en svart fällning.

"avfyrad" betyder att det förekom en interaktion med syre. Förväxla inte med "kalcinering". Antänd - värme, naturligt, vid hög temperatur.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Den fasta återstoden är CuO om kopparsulfiden reagerade fullständigt, CuO + CuS om delvis.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

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

en annan reaktion är också möjlig:

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

Ett exempel på uppgiften för provet C2 alternativ 2:

Koppar löstes i koncentrerad salpetersyra, den resulterande gasen blandades med syre och löstes i vatten. Zinkoxid löstes i den resulterande lösningen, sedan sattes ett stort överskott av natriumhydroxidlösning till lösningen.

Som ett resultat av reaktionen med salpetersyra bildas Cu(NO3)2, NO2 och O2.

NO2 blandat med syre betyder oxiderad: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Blandat med vatten: N2O5 + H2O = 2HNO3.

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

Zn(NO3)2 + 4NaOH \u003d Na2 + 2NaNO3

Kemiska egenskaper för koppar(II)oxid

Kort beskrivning av kopparoxid (II):

kopparoxid(II) – svart oorganiskt ämne.

2. reaktion av koppar(II)oxid med kol:

CuO + C → Cu + CO (t = 1200°C).

kol.

3.kopparoxidreaktion(II) med grått:

CuO + 2S → Cu + S2O (t = 150-200°C).

Reaktionen sker i vakuum. Som ett resultat av reaktionen bildas koppar och oxid svavel.

4. kopparoxidreaktion(II) med aluminium:

3CuO + 2Al → 3Cu + Al2O3 (t = 1000-1100°C).

Som ett resultat av reaktionen bildas koppar och oxid aluminium.

5.kopparoxidreaktion(II) med koppar:

CuO + Cu → Cu2O (t = 1000-1200°C).

Som ett resultat av reaktionen bildas koppar(I)oxid.

6. kopparoxidreaktion(II) från litiumoxid:

CuO + Li2O → Li2CuO2 (t = 800-1000°C, O2).

Reaktionen sker i ett flöde av syre. Som ett resultat av reaktionen bildas litiumkuprat.

7. kopparoxidreaktion(II) med natriumoxid:

CuO + Na2O → Na2CuO2 (t = 800-1000°C, O2).

Reaktionen sker i ett flöde av syre. Som ett resultat av reaktionen bildas natriumkuprat.

8.kopparoxidreaktion(II) med kolmonoxid:

CuO + CO → Cu + CO 2.

Som ett resultat av reaktionen bildas koppar och kolmonoxid (koldioxid).

9. kopparoxidreaktion(II) med oxid körtel:

CuO + Fe2O3 → CuFe2O4 (t o).

Som ett resultat av reaktionen bildas ett salt - kopparferrit. Reaktionen fortskrider när reaktionsblandningen kalcineras.

10. kopparoxidreaktion(II) med fluorvätesyra:

CuO + 2HF → CuF2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kopparfluorid och vatten.

11.kopparoxidreaktion(II) med salpetersyra:

CuO + 2HNO3 → 2Cu(NO3)2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kopparnitrat och vatten .

Kopparoxid reagerar på liknande sätt(II) och med andra syror.

12. kopparoxidreaktion(II) med vätebromid (vätebromid):

CuO + 2HBr → CuBr2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kopparbromid och vatten .

13. kopparoxidreaktion(II) med jodväte:

CuO + 2HI → CuI2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kopparjodid och vatten .

14. kopparoxidreaktion(II) från natriumhydroxid :

CuO + 2NaOH → Na2 CuO2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - natriumkuprat och vatten .

15.kopparoxidreaktion(II) från kaliumhydroxid :

CuO + 2KOH → K2 CuO2 + H2O.

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kaliumkuprat och vatten .

16.kopparoxidreaktion(II) med natriumhydroxid och vatten:

CuO + 2NaOH + H2O → Na22 (t = 100°C).

Natriumhydroxid löses i vatten. En lösning av natriumhydroxid i vatten 20-30%. Reaktionen fortsätter vid kokning. Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls natriumtetrahydroxokuprat.

17.kopparoxidreaktion(II) med kaliumsuperoxid:

2CuO + 2KO2 → 2KCuO2 + O2 (t = 400-500°C).

Som ett resultat av en kemisk reaktion erhålls ett salt - kaliumkuprat (III) och

Oxider är en typ av föreningar som är utbredda i naturen och som kan observeras även i vardagen, i vardagen. Ett exempel är sand, vatten, rost, kalk, koldioxid, ett antal naturliga färgämnen. Malmen av många värdefulla metaller är oxid till sin natur, varför den är av stort intresse för vetenskaplig och industriell forskning.

Kombinationen av kemiska grundämnen med syre kallas oxider. Som regel bildas de när några ämnen värms upp i luft. Skilj mellan sura och basiska oxider. Metaller bildar basiska oxider, medan icke-metaller bildar sura. Med undantag för oxider av krom och mangan, som också är sura. Den här artikeln diskuterar representanten för de viktigaste oxiderna - CuO (II).

CuO(II)

Koppar, uppvärmd i luft vid en temperatur av 400–500 °C, gradvis täckt med en svart beläggning, som kemister kallar tvåvärd kopparoxid, eller CuO (II). Det beskrivna fenomenet representeras i följande ekvation:

2 Cu + O2 → 2 CuO

Termen "bivalent" indikerar förmågan hos en atom att reagera med andra element genom två kemiska bindningar.

Intressant fakta! Koppar, som är i olika föreningar, kan ha olika valens och en annan färg. Till exempel: kopparoxider är klarröda (Cu2O) och brunsvarta (CuO) till färgen. Och kopparhydroxider får gula (CuOH) och blå (Cu (OH) 2) färger. Ett klassiskt exempel på fenomenet när kvantitet förvandlas till kvalitet.

Cu2O kallas ibland även för lustgas, koppar(I)oxid, och CuO är oxid, koppar(II)oxid. Det finns även koppar(III)oxid - Cu2O3.

Inom geologi kallas oxiden av tvåvärd (eller tvåvärd) koppar vanligen tenorit, dess andra namn är melaconite. Namnet tenorit kommer från namnet på den enastående italienska professorn i botanik Michele Tenore, (1780-1861). Melakonit anses vara en synonym för namnet tenorit och översätts till ryska som kopparsvart eller svart kopparmalm. I ett eller annat fall talar vi om ett brunsvart kristallint mineral som sönderdelas när det bränns och smälter endast vid ett övertryck av syre, olösligt i vatten och inte reagerar med det.

Vi betonar huvudparametrarna för det namngivna mineralet.

Kemisk formel: CuO

Dess molekyl består från en Cu-atom med en molekylvikt på 64 a. e. m. och en O-atom, molekylvikt 16 a.m. e. m., där en. e. m. - atommassaenhet, det är också en dalton, 1 a. mu \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -27 kg \u003d 1,660 540 2 (10) × 10 -24 g. Följaktligen är föreningens molekylvikt: 64 + 16 \u003d 80 a. äta.

Kristallcell: monokliniska systemet. Vad betyder den här typen av kristallsymmetriaxlar när två axlar skär varandra i en sned vinkel och har olika längd, och den tredje axeln är placerad i en vinkel på 90° i förhållande till dem.

Densitet – 6,51 g/cm3. Som jämförelse är densiteten för rent guld 19,32 g / cm³ och densiteten för bordssalt är 2,16 g / cm 3.

Smälter vid 1447°C, under syretryck.

Bryts ner vid glödning upp till 1100 °C och omvandlas till koppar(I)oxid:

4CuO = 2Cu2O + O2.

Det reagerar inte med vatten och löser sig inte i det..

Men det reagerar med en vattenhaltig lösning av ammoniak, med bildning av tetraamminkoppar(II)hydroxid: CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2.

I en sur miljö bildar den sulfat och vatten: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Genom att reagera med alkali bildas kuprat: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Reaktion CuO NaOH

Bildad:

• genom att kalcinera koppar(II)hydroxid vid en temperatur av 200 ° C: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O;
• under oxidation av metallisk koppar i luft vid en temperatur av 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• under högtemperaturbearbetning av malakit: (CuOH)₂CO3 -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Reducerad till metallisk koppar -

• i reaktion med väte: CuO + H2 = Cu + H2O;
• med kolmonoxid (kolmonoxid): CuO + CO = Cu + CO2;
• med aktiv metall: CuO + Mg = Cu + MgO.

toxisk. Beroende på graden av skadliga effekter på människokroppen klassificeras det som ett ämne i den andra faroklassen. Orsakar irritation av slemhinnor i ögon, hud, andningsvägar och mag-tarmsystemet. När du interagerar med honom är det obligatoriskt att använda sådan skyddsutrustning som gummihandskar, andningsskydd, skyddsglasögon, overaller.

Ämnet är explosivt och brandfarligt.

Tillämpas inom industrin, som en mineralkomponent i foderblandningar, inom pyroteknik, vid framställning av katalysatorer för kemiska reaktioner, som färgpigment för glas, emaljer och keramik.

De oxiderande egenskaperna hos kopparoxid (II) används oftast i laboratoriestudier, när elementaranalys krävs relaterad till studiet av organiska material för närvaron av väte och kol i dem.

Det är viktigt att CuO (II) är ganska utbredd i naturen som mineralet tenerit, med andra ord är det en naturlig malmförening från vilken koppar kan erhållas.

Latinska namnet Cuprum och motsvarande symbol Cu kommer från namnet på ön Cypern. Det var därifrån, genom Medelhavet, som de gamla romarna och grekerna exporterade denna värdefulla metall.

Koppar är en av de sju vanligaste metallerna i världen och har varit i människans tjänst sedan urminnes tider. Men i sitt ursprungliga metalliska tillstånd är den ganska sällsynt. Detta är en mjuk metall som är lätt att bearbeta, kännetecknad av en hög densitet, en mycket högkvalitativ ledare av ström och värme. När det gäller elektrisk ledningsförmåga är det näst efter silver, medan det är ett billigare material. Används ofta i form av tråd och tunnplåtsprodukter.

Kemiska föreningar av koppar är olikaökad biologisk aktivitet. I djur- och växtorganismer är de involverade i syntesen av klorofyll, därför anses de vara en mycket värdefull komponent i sammansättningen av mineralgödselmedel.

Koppar behövs också i människans kost. Dess brist i kroppen kan leda till olika blodsjukdomar.

Video

Från videon kommer du att lära dig vad kopparoxid är.

§ett. Kemiska egenskaper hos ett enkelt ämne (st. ok. = 0).

a) Relation till syre.

Till skillnad från sina undergruppsgrannar, silver och guld, reagerar koppar direkt med syre. Koppar har liten aktivitet mot syre, men i fuktig luft oxiderar den gradvis och täcks av en grönaktig film, bestående av basiska kopparkarbonater:

I torr luft är oxidationen mycket långsam, ett tunt lager av kopparoxid bildas på kopparytan:

Utåt förändras inte koppar, eftersom koppar(I)oxid, liksom koppar själv, är rosa. Dessutom är oxidskiktet så tunt att det släpper igenom ljus, d.v.s. lyser igenom. På ett annat sätt oxiderar koppar vid upphettning, till exempel vid 600-800 0 C. Under de första sekunderna går oxidationen till koppar(I)oxid, som från ytan blir till svart koppar(II)oxid. En tvåskiktig oxidbeläggning bildas.

Q-bildning (Cu2O) = 84935 kJ.

Figur 2. Kopparoxidfilmens struktur.

b) Interaktion med vatten.

Metallerna i kopparundergruppen är i slutet av den elektrokemiska serien av spänningar, efter vätejonen. Därför kan dessa metaller inte ersätta väte från vatten. Samtidigt kan väte och andra metaller tränga undan kopparundergruppmetaller från lösningar av deras salter, till exempel:

Denna reaktion är redox, eftersom det sker en överföring av elektroner:

Molekylärt väte tränger undan metallerna i kopparundergruppen med stor svårighet. Detta förklaras av att bindningen mellan väteatomer är stark och mycket energi går åt på att bryta den. Reaktionen sker endast med väteatomer.

Koppar i frånvaro av syre interagerar praktiskt taget inte med vatten. I närvaro av syre reagerar koppar långsamt med vatten och blir täckt med en grön film av kopparhydroxid och basiskt karbonat:

c) Interaktion med syror.

Att vara i en serie spänningar efter väte, tränger koppar inte bort det från syror. Därför verkar inte saltsyra och utspädd svavelsyra på koppar.

Men i närvaro av syre löses koppar i dessa syror för att bilda motsvarande salter:

Det enda undantaget är jodvätesyra, som reagerar med koppar för att frigöra väte och bildar ett mycket stabilt koppar(I)-komplex:

2 Cu + 3 HEJ → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

Koppar reagerar också med syror - oxidationsmedel, till exempel med salpetersyra:

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

3Cu + 8HNO 3( ha spätts ut .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O

Och även med koncentrerad kall svavelsyra:

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

Med varm koncentrerad svavelsyra :

Cu+2H 2 SÅ 4( konc ., varm ) → CuSO 4 + SÅ 2 + 2H 2 O

Med vattenfri svavelsyra vid en temperatur av 200 0 C bildas koppar(I)sulfat:

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

d) Förhållande till halogener och vissa andra icke-metaller.

Q-bildning (CuCl) = 134300 kJ

Q-bildning (CuCl2) = 111700 kJ

Koppar reagerar bra med halogener, ger två typer av halogenider: CuX och CuX 2 .. Under inverkan av halogener vid rumstemperatur sker inga synliga förändringar, utan det bildas först ett lager av adsorberade molekyler på ytan, och sedan ett mycket tunt lager av halogenider. Vid upphettning är reaktionen med koppar mycket våldsam. Vi värmer koppartråden eller folien och sänker den varm i en burk med klor - bruna ångor kommer att dyka upp nära kopparn, bestående av koppar(II)klorid CuCl 2 blandad med koppar(I)klorid CuCl. Reaktionen sker spontant på grund av frigöring av värme. Monovalenta kopparhalogenider erhålls genom att reagera metallisk koppar med en lösning av tvåvärd kopparhalogenid, till exempel:

I detta fall faller monokloriden ut ur lösningen i form av en vit fällning på kopparytan.

Koppar reagerar också ganska lätt med svavel och selen vid upphettning (300-400 ° C):

2Cu+S→Cu 2 S

2Cu+Se→Cu 2 Se

Men koppar reagerar inte med väte, kol och kväve ens vid höga temperaturer.

e) Interaktion med oxider av icke-metaller

Vid upphettning kan koppar ersätta enkla ämnen från vissa icke-metalloxider (till exempel svavel(IV)oxid och kväve(II,IV)oxider), samtidigt som den bildar en termodynamiskt mer stabil koppar(II)oxid):

4 Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2

2 Cu+2 NEJ 500-600° C →2 CuO + N 2

§2. Kemiska egenskaper hos envärd koppar (st.c. = +1)

I vattenlösningar är Cu+-jonen mycket instabil och oproportionerlig:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Koppar i oxidationstillstånd (+1) kan dock stabiliseras i föreningar med mycket låg löslighet eller genom komplexbildning.

a) Kopparoxid (jag) Cu 2 O

amfoter oxid. Brunröd kristallin substans. Det förekommer naturligt som mineralet cuprit. Det kan erhållas på konstgjord väg genom att värma en lösning av koppar(II)salt med alkali och något starkt reduktionsmedel, till exempel formalin eller glukos. Koppar(I)oxid reagerar inte med vatten. Koppar(I)oxid överförs till en lösning med koncentrerad saltsyra för att bilda ett kloridkomplex:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Vi löser också i en koncentrerad lösning av ammoniak och ammoniumsalter:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

I utspädd svavelsyra är det oproportionerligt mot tvåvärd koppar och metallisk koppar:

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

Koppar(I)oxid går också in i följande reaktioner i vattenlösningar:

1. Långsamt oxiderad av syre till koppar(II)hydroxid:

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Åh) 2 ↓

2. Reagerar med utspädda halogenvätesyror för att bilda motsvarande koppar(I)-halogenider:

Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)

3. Reducerad till metallisk koppar med typiska reduktionsmedel, till exempel natriumhydrosulfit i en koncentrerad lösning:

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

Koppar(I)oxid reduceras till metallisk koppar i följande reaktioner:

1. Vid uppvärmning till 1800 °C (sönderdelning):

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. Vid upphettning i en ström av väte, kolmonoxid, aluminium och andra typiska reduktionsmedel:

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

Vid höga temperaturer reagerar koppar(I)oxid:

1. Med ammoniak (koppar(I)nitrid bildas)

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

2. Med alkalimetalloxider:

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

I detta fall bildas kuprater av koppar (I).

Koppar(I)oxid reagerar markant med alkalier:

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

b) Kopparhydroxid (jag) CuOH

Koppar(I)hydroxid bildar ett gult ämne och är olösligt i vatten.

Nedbryts lätt vid upphettning eller kokning:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

c) HaliderCuF, CuFRÅNl, CuBrOchCuJ

Alla dessa föreningar är vita kristallina ämnen, dåligt lösliga i vatten, men lättlösliga i ett överskott av NH 3 , cyanidjoner, tiosulfatjoner och andra starka komplexbildare. Jod bildar endast föreningen Cu +1 J. I gasformigt tillstånd bildas cykler av (CuГ) 3-typ. Reversibelt löslig i motsvarande halogenvätesyror:

CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, J)

Koppar(I)klorid och bromid är instabila i fuktig luft och förvandlas gradvis till basiska koppar(II)salter:

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

d) Andra kopparföreningar (jag)

1. Koppar(I)acetat (CH 3 COOCu) - en kopparförening, har formen av färglösa kristaller. I vatten hydrolyserar det långsamt till Cu 2 O, i luft oxiderar det till tvåvärt kopparacetat; CH 3 COOSu erhålls genom reduktion (CH 3 COO) 2 Cu med väte eller koppar, sublimering (CH 3 COO) 2 Cu i vakuum eller interaktion (NH 3 OH) SO 4 med (CH 3 COO) 2 Cu i p- re i närvaro av H3COOH3. Ämnet är giftigt.

2. Koppar(I)acetylenid - rödbruna, ibland svarta kristaller. När de är torra detonerar kristallerna vid stötar eller värme. Vätbeständig. Detonation i frånvaro av syre producerar inga gasformiga ämnen. Nedbryts under inverkan av syror. Det bildas som en fällning när acetylen leds in i ammoniaklösningar av koppar(I)-salter:

FRÅN 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Åh) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3

Denna reaktion används för kvalitativ detektering av acetylen.

3. Kopparnitrid - en oorganisk förening med formeln Cu 3 N, mörkgröna kristaller.

Bryts ner vid uppvärmning:

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Reagerar häftigt med syror:

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

§3. Kemiska egenskaper hos bivalent koppar (st.c. = +2)

Det mest stabila oxidationstillståndet för koppar och det mest karakteristiska för det.

a) Kopparoxid (II) CuO

CuO är den grundläggande oxiden av tvåvärd koppar. Svarta kristaller, under normala förhållanden ganska stabila, praktiskt taget olösliga i vatten. I naturen förekommer det i form av mineralet tenorit (melakonit) av svart färg. Koppar(II)oxid reagerar med syror och bildar motsvarande salter av koppar(II) och vatten:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NEJ 3 ) 2 + H 2 O

När CuO smälts samman med alkalier bildas kuprater av koppar (II):

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

När den värms upp till 1100 °C sönderdelas den:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

b) Koppar(II)hydroxidCu(Åh) 2

Koppar(II)hydroxid är ett blått amorft eller kristallint ämne, praktiskt taget olösligt i vatten. Vid upphettning till 70-90 ° C sönderdelas Cu (OH) 2-pulver eller dess vattensuspensioner till CuO och H 2 O:

Cu(Åh) 2 → CuO + H 2 O

Det är en amfotär hydroxid. Reagerar med syror och bildar vatten och motsvarande kopparsalt:

Det reagerar inte med utspädda alkalilösningar, utan löser sig i koncentrerade lösningar och bildar klarblå tetrahydroxokuprater (II):

Koppar(II)hydroxid med svaga syror bildar basiska salter. Det löser sig mycket lätt i överskott av ammoniak för att bilda kopparammoniak:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

Kopparammoniak har en intensiv blåviolett färg, så den används i analytisk kemi för att bestämma små mängder Cu 2+-joner i lösning.

c) Kopparsalter (II)

Enkla salter av koppar (II) är kända för de flesta anjoner, förutom cyanid och jodid, som när de interagerar med Cu 2+ katjonen bildar kovalenta koppar (I) föreningar som är olösliga i vatten.

Kopparsalter (+2) är mestadels vattenlösliga. Den blå färgen på deras lösningar är associerad med bildandet av 2+-jonen. De kristalliserar ofta som hydrater. Således kristalliserar tetrahydrat från en vattenlösning av kopparklorid (II) under 15 0 C, trihydrat vid 15-26 0 C och dihydrat över 26 0 C. I vattenlösningar hydrolyseras koppar(II)salter i liten utsträckning och basiska salter fälls ofta ut ur dem.

1. Koppar(II)sulfatpentahydrat (kopparsulfat)

CuSO 4 * 5H 2 O, kallat kopparsulfat, är av största praktiska betydelse. Torrt salt har en blå färg, men när det upphettas något (200 0 C), förlorar det kristallvatten. Vattenfritt vitt salt. Vid ytterligare uppvärmning till 700 0 C förvandlas den till kopparoxid och förlorar svaveltrioxid:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ SÅ 3

Kopparsulfat framställs genom att lösa koppar i koncentrerad svavelsyra. Denna reaktion beskrivs i avsnittet "Kemiska egenskaper hos ett enkelt ämne". Kopparsulfat används vid elektrolytisk produktion av koppar, inom jordbruket för att bekämpa skadedjur och växtsjukdomar och för att erhålla andra kopparföreningar.

2. Koppar(II)kloriddihydrat.

Dessa är mörkgröna kristaller, lättlösliga i vatten. Koncentrerade lösningar av kopparklorid är gröna och utspädda lösningar är blå. Detta beror på bildandet av ett grönt kloridkomplex:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

Och dess ytterligare förstörelse och bildandet av ett blått vattenkomplex.

3. Koppar(II)nitrattrihydrat.

Blått kristallint fast ämne. Erhålls genom att lösa upp koppar i salpetersyra. När de värms upp förlorar kristallerna först vatten, sedan sönderfaller de med frigöring av syre och kvävedioxid och förvandlas till koppar(II)oxid:

2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Hydroxomedi(II)karbonat.

Kopparkarbonater är instabila och används nästan aldrig i praktiken. Av viss betydelse för framställningen av koppar är endast det grundläggande kopparkarbonatet Cu 2 (OH) 2 CO 3, som förekommer i naturen i form av mineralet malakit. Vid uppvärmning sönderdelas det lätt med frigörande av vatten, kolmonoxid (IV) och kopparoxid (II):

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

§4. Kemiska egenskaper hos trevärd koppar (st.c. = +3)

Detta oxidationstillstånd är det minst stabila för koppar, och därför är koppar(III)-föreningar undantaget snarare än "regeln". Det finns dock några trevärda kopparföreningar.

a) Kopparoxid (III) Cu 2 O 3

Det är ett kristallint ämne, mörk granatfärgad. Löser sig inte i vatten.

Erhålls genom oxidation av koppar(II)hydroxid med kaliumperoxodisulfat i ett alkaliskt medium vid låga temperaturer:

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

Detta ämne sönderdelas vid en temperatur av 400 0 C:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

Koppar(III)oxid är ett starkt oxidationsmedel. Vid interaktion med väteklorid reduceras klor till fritt klor:

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

b) Kopparkuprater (W)

Dessa är svarta eller blå ämnen, de är inte stabila i vatten, de är diamagnetiska, anjonen är ett band av kvadrater (dsp 2). Bildas genom växelverkan mellan koppar(II)hydroxid och alkalimetallhypoklorit i en alkalisk miljö:

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

c) Kaliumhexafluorokuprat(III)

Grönt ämne, paramagnetiskt. Oktaedrisk struktur sp 3 d 2 . Kopparfluoridkomplex CuF 3, som sönderdelas i fritt tillstånd vid -60 0 C. Det bildas genom uppvärmning av en blandning av kalium- och kopparklorider i en fluoratmosfär:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Bryter ner vatten med bildning av fritt fluor.

§fem. Kopparföreningar i oxidationstillstånd (+4)

Än så länge är bara ett ämne känt för vetenskapen, där koppar är i +4 oxidationstillstånd, detta är cesiumhexafluorocuprate (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - ett orange kristallint ämne, stabilt i glasampuller vid 0 0 C Den reagerar häftigt med vatten. Erhålls genom fluorering vid högt tryck och temperatur av en blandning av cesium- och kopparklorider:

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