Тих, хто представляє кожен з них, дуже багато, але лідируюче положення, безсумнівно, займають оксиди. Один хімічний елемент може мати відразу кілька різних бінарних сполук з киснем. Така властивість має і мідь. Вона має три оксиди. Давайте розглянемо їх детальніше.

Оксид міді (I)

Його формула - Cu 2 O. У деяких джерелах цю сполуку можуть називати геміоксидом міді, оксидом димеді або закисом міді.

Властивості

Є кристалічною речовиною, що має коричнево-червоний колір. Цей оксид не розчиняється у воді та етиловому спирті. Може плавитися, не розкладаючись, при температурі трохи більше 1240 о С. Дана речовина не взаємодіє з водою, але може переводитися в розчин, якщо учасниками реакції з ним будуть концентровані хлороводнева кислота, луг, азотна кислота, гідрат аміаку, солі амонію, сірчана кислота .

Одержання оксиду міді (I)

Його можна отримати, нагріваючи металеву мідь, або в такому середовищі, де кисень має малу концентрацію, а також струмі деяких оксидів азоту і разом з оксидом міді (II). З іншого боку, може стати продуктом реакції термічного розкладання останнього. Оксид міді (I) вийде і в тому випадку, якщо нагріти сульфід міді (I) у струмі кисню. Є й інші, складніші способи його одержання (наприклад, відновлення одного з гідроксидів міді, іонний обмін будь-якої солі одновалентної міді з лугом тощо), але їх практикують лише в лабораторіях.

Застосування

Потрібен як пігмент, коли фарбують кераміку, скло; компонента фарб, що захищають підводну частину судна від обростання. Використовується також як фунгіцид. Без нього не обходяться і міднозакисні вентилі.

Оксид міді (II)

Його формула – CuO. Багато джерел може зустрічатися під назвою окису міді.

Властивості

Це найвищий оксид міді. Речовина має вигляд чорних кристалів, які майже розчиняються у воді. Взаємодіє з кислотою і за цієї реакції утворює відповідну сіль двовалентної міді, а також воду. За його сплавлення з лугом продукти реакції представлені купратами. Розкладання оксиду міді (II) відбувається при температурі близько 1100 о С. Аміак, монооксид вуглецю, водень і вугілля здатні витягувати з цієї сполуки металеву мідь.

Отримання

Його можна отримати при нагріванні металевої міді в повітряному середовищі за однієї умови - температура нагрівання повинна бути нижчою за 1100 про С. Також оксид міді (II) може вийти, якщо нагріти карбонат, нітрат, двовалентний гідроксид міді.

Застосування

За допомогою даного оксиду фарбують в зелений або синій колір емаль і скло, а також виробляють мідно-рубіновий різновид останнього. У лабораторії цим оксидом виявляють відновлювальні властивості речовин.

Оксид міді (III)

Його формула - Cu2O3. Має традиційну назву, яка звучить, мабуть, трохи незвично – оксид мідь.

Властивості

Має вигляд червоних кристалів, що не розчиняються у воді. Розкладання цієї речовини відбувається при температурі 400 про З продукти даної реакції - оксид міді (II) і кисень.

Отримання

Його можна отримати, окислюючи двовалентний гідроксид міді за допомогою пероксидісульфату калію. Необхідна умова реакції - лужне середовище, в якому воно має відбуватися.

Застосування

Ця речовина сама по собі не використовується. У науці та промисловості ширше поширення знаходять продукти його розкладання - оксид міді (II) та кисень.

Висновок

Ось і всі оксиди міді. Їх дещо через те, що мідь має змінну валентність. Існують і інші елементи, які мають по кілька оксидів, але про них поговоримо в інший раз.

§1. Хімічні властивості простої речовини (ст. бл. = 0).

а) Ставлення до кисню.

На відміну від своїх сусідів по підгрупі – срібла та золота – мідь безпосередньо реагує з киснем. Мідь проявляє до кисню незначну активність, але у вологому повітрі поступово окислюється і покривається плівкою зеленого кольору, що складається з основних карбонатів міді:

У сухому повітрі окислення йде дуже повільно, на поверхні міді утворюється найтонший шар оксиду міді.

Зовні мідь у своїй не змінюється, оскільки оксид міді (I) як і сама мідь, рожевого кольору. До того ж, шар оксиду настільки тонкий, що пропускає світло, тобто. просвічує. Інакше мідь окислюється при нагріванні, наприклад, при 600-800 0 C. У перші секунди окиснення йде до оксиду міді (I), яка з поверхні переходить в оксид міді (II) чорного кольору. Утворюється двошарове окисне покриття.

Q освіти (Cu 2 O) = 84 935 кДж.

Малюнок 2. Будова оксидної плівки міді.

б) Взаємодія із водою.

Метали підгрупи міді стоять наприкінці електрохімічного ряду напруг після іону водню. Отже, ці метали не можуть витісняти водень із води. Водночас водень та інші метали можуть витісняти метали підгрупи міді з розчинів їх солей, наприклад:

Ця реакція окисно-відновна, тому що відбувається перехід електронів:

Молекулярний водень витісняє метали підгрупи міді з великими труднощами. Пояснюється це тим, що зв'язок між атомами водню міцний і на його розрив витрачається багато енергії. Реакція йде лише з атомами водню.

Мідь за відсутності кисню з водою мало взаємодіє. У присутності кисню мідь повільно взаємодіє з водою та покривається зеленою плівкою гідроксиду міді та основного карбонату:

в) Взаємодія із кислотами.

Перебуваючи серед напруг після водню, мідь не витісняє його з кислот. Тому соляна та розведена сірчана кислота на мідь не діють.

Однак у присутності кисню мідь розчиняється у цих кислотах з утворенням відповідних солей:

Виняток становить лише йодоводородна кислота, яка вступає в реакцію з міддю з виділенням водню та утворенням дуже стійкого комплексу міді (I):

2 Cu + 3 HI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

Мідь також реагує з кислотами – окислювачами, наприклад, з азотною:

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

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

А також із концентрованою холодною сірчаною кислотою:

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

C гарячою концентрованою сірчаною кислотою :

Cu + 2H 2 SO 4( кінець ., гаряча ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

З безводною сірчаною кислотою при температурі 200 0 С утворюється сульфат міді (I):

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

г) Ставлення до галогенів та деяких інших неметалів.

Q освіти (CuCl) = 134300 кДж

Q освіти (CuCl 2) = 111700 кДж

Мідь добре реагує з галогенами, дає два види галогенідів: CuX та CuX 2 .. При дії галогенів при кімнатній температурі видимих ​​змін не відбувається, але на поверхні спочатку утворюється шар адсорбованих молекул, а потім і найтонший шар галогенідів. При нагріванні реакція з міддю відбувається дуже бурхливо. Нагріємо мідну тяганину або фольги і опустимо її в гарячому вигляді в банку з хлором - біля міді з'являться бурі пари, що складаються з хлориду міді (II) CuCl 2 з домішкою хлориду міді (I) CuCl. Реакція відбувається мимоволі за рахунок теплоти, що виділяється. Одновалентні галогеніди міді отримують при взаємодії металевої міді з розчином галогеніду двовалентної міді, наприклад:

При цьому монохлорид випадає із розчину у вигляді білого осаду на поверхні міді.

Мідь так само досить легко ступає в реакції із сіркою та селеном при нагріванні (300-400 °C):

2Cu +S→Cu 2 S

2Cu +Se→Cu 2 Se

А ось із воднем, вуглецем та азотом мідь не реагує навіть при високих температурах.

д) Взаємодія з оксидами неметалів

Мідь при нагріванні може витісняти з деяких оксидів неметалів (наприклад, оксид сірки (IV) та оксиди азоту (II, IV)) прості речовини, утворюючи при цьому більш стійкий термодинамічно оксид міді (II):

4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2

2 Cu+2 NO 500-600 ° C →2 CuO + N 2

§2. Хімічні властивості одновалентної міді (ст.ок. = +1)

У водних розчинах іон Cu + дуже нестійкий і диспропорціонує:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Однак мідь у ступені окислення (+1) може стабілізуватися у сполуках з дуже низькою розчинністю або за рахунок комплексоутворення.

а) Оксид міді (I) Cu 2 O

Амфотерний оксид. Кристалічна речовина коричнево-червоного кольору. У природі зустрічається у вигляді мінералу куприту. Штучно може бути отриманий нагріванням розчину солі міді (II) з лугом і якимсь сильним відновником, наприклад, формаліном або глюкозою. Оксид міді(І) не реагує з водою. Оксид міді(I) переводиться в розчин концентрованої соляної кислоти з утворенням хлоридного комплексу:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Також розчинний у концентрованому розчині аміаку і солей амонію:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

У розведеній сірчаній кислоті диспропорціонує на двовалентну мідь та металеву мідь:

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

Також оксид міді(I) вступає у водних розчинах у наступні реакції:

1. Повільно окислюється киснем до гідроксиду міді(II):

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(OH) 2 ↓

2. Реагує з розведеними галогенводневими кислотами з утворенням відповідних галогенідів міді(I):

Cu 2 O+2 HГ→2CuГ↓ +H 2 O(Г=Cl, Br, J)

3. Відновлюється до металевої міді типовими відновниками, наприклад, гідросульфітом натрію в концентрованому розчині:

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

Оксид міді(I) відновлюється до металевої міді у наступних реакціях:

1. При нагріванні до 1800 °C (розкладання):

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. При нагріванні в струмі водню, монооксиду вуглецю, з алюмінієм та іншими типовими відновниками:

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

Також при високих температурах оксид міді(I) реагує:

1. C аміаком (утворюється нітрид міді(I))

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

2. З оксидами лужних металів:

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

У цьому утворюються купрати міді (I).

Оксид міді (I) помітно реагує з лугами:

Cu 2 O+2 NaOH (Конц.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(OH) 2 ]

б) Гідроксид міді (I) CuOH

Гідроксид міді(I) утворює жовту речовину, яка не розчиняється у воді.

Легко розкладається при нагріванні або кип'ятінні:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

в) ГалогенідиCuF, CuЗl, CuBrіCuJ

Всі ці сполуки – білі кристалічні речовини, які погано розчиняються у воді, але добре розчиняються у надлишку NH 3 , ціанідних іонів, тіосульфатних іонів та інших сильних комплексоутворювачів. Йод утворює лише з'єднання Cu +1 J. У газоподібному стані утворюються цикли типу (CuГ) 3 . Оборотно розчинні у відповідних галогенводневих кислотах:

CuГ + HГ ↔H[ CuГ 2 ] (Г =Cl, Br, J)

Хлорид і бромід міді (I) нестійкі у вологому повітрі і поступово перетворюються на основні солі міді (II):

4 CuГ+2H 2 O + O 2 →4 Cu(OH)Г (Г=Cl, Br)

г) Інші сполуки міді (I)

1. Ацетат міді (I) (СН 3 СООСu) – з'єднання міді, що має вигляд безбарвних кристалів. У воді повільно гідролізується до Сu 2 Про на повітрі окислюється до ацетату двовалентної міді; Отримують СН 3 СООСu відновленням (СН 3 СОО) 2 Сu воднем або міддю, сублімацією (СН 3 СОО) 2 Сu у вакуумі або взаємодією (NH 3 OH)SO 4 з (СН 3 СОО) 2 Сu у р-рі в присутності Н 3 СООNH 3 . Речовина токсична.

2. Ацетиленід міді (I) – червоно-коричневі, іноді чорні кристали. У сухому вигляді кристали детонують при ударі чи нагріванні. Стійкі у вологому стані. При детонації без кисню не утворюється газоподібних речовин. Під впливом кислот розкладається. Утворюється у вигляді осаду при пропущенні ацетилену в розчини аміачних солей міді(I):

З 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](OH) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3

Ця реакція використовується для якісного виявлення ацетилену.

3. Нітрид міді – неорганічна сполука з формулою Cu 3 N, темно-зелені кристали.

Розкладається при нагріванні:

2 Cu 3 N - 300 ° C →6 Cu + N 2

Бурхливо реагує з кислотами:

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

§3. Хімічні властивості двовалентної міді (ст.ок. = +2)

Найбільш стійка ступінь окислення у міді та найхарактерніша для неї.

а) Оксид міді (II) CuO

CuO – основний оксид двовалентної міді. Кристали чорного кольору, за звичайних умов досить стійкі, практично нерозчинні у воді. У природі зустрічається у вигляді мінералу тенориту (мелакониту) чорного кольору. Оксид міді(II) реагує з кислотами з утворенням відповідних солей міді(II) та води:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O

При сплавленні CuO з лугами утворюються купрати міді (II):

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

При нагріванні до 1100 °C розкладається:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

б) Гідроксид міді (II)Cu(OH) 2

Гідроксид міді(II) - блакитна аморфна або кристалічна речовина, що практично не розчиняється у воді. При нагріванні до 70-90 °C порошку Cu(ОН) 2 або його водних суспензій розкладається до CuО та Н 2 Про:

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Є амфотерним гідроксидом. Реагує з кислотами з утворенням води та відповідної солі міді:

З розведеними розчинами лугів не реагує, концентрованих розчиняється, утворюючи яскраво-сині тетрагідроксокупрати (II):

Гідроксид міді(II) зі слабкими кислотами утворює основні солі. Дуже легко розчиняється у надлишку аміаку з утворенням аміакату міді:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

Аміакат міді має інтенсивний синьо-фіолетовий колір, тому його використовують в аналітичній хімії для визначення малих кількостей іонів Cu 2+ у розчині.

в) Солі міді (II)

Прості солі міді (II) відомі для більшості аніонів, крім ціаніду та йодиду, які при взаємодії з катіоном Cu 2+ утворюють ковалентні сполуки міді (I), нерозчинні у воді.

Солі міді (+2) в основному розчиняються у воді. Блакитний колір їх розчинів пов'язаний із утворенням іона 2+. Вони часто кристалізуються як гідратів. Так, із водного розчину хлориду міді (II) нижче 15 0 С кристалізується тетрагідрат, при 15-26 0 С - тригідрат, понад 26 0 С - дигідрат. У водних розчинах солі міді (II) в невеликій мірі схильні до гідролізу, і з них часто осаджуються основні солі .

1. Пентагідрат сульфату міді (II) (мідний купорос)

Найбільше практичне значення має CuSO 4 *5H 2 O, званий мідним купоросом. Суха сіль має блакитне забарвлення, проте при несильному нагріванні (200 0 С) вона втрачає кристалізаційну воду. Безводна сіль білого кольору. При подальшому нагріванні до 700 0 С вона перетворюється на оксид міді, втрачаючи триоксид сірки:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ SO 3

Готують мідний купорос розчиненням міді концентрованої сірчаної кислоти. Ця реакція описана у розділі "Хімічні властивості простої речовини". Мідний купорос застосовують при електролітичному отриманні міді, у сільському господарстві для боротьби зі шкідниками та хворобами рослин, для отримання інших сполук міді.

2. Дигідрат хлориду міді (II).

Це темно-зелені кристали, легкорозчинні у воді. Концентровані розчини міді хлориду мають зелений колір, а розведені – блакитний. Це пояснюється утворенням хлоридного комплексу зеленого кольору:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

І його подальшим руйнуванням та утворенням блакитного аквакомплексу.

3. Тригідрат нітрату міді (II).

Кристалічна речовина синього кольору. Виходить при розчиненні міді азотної кислоти. При нагріванні кристали спочатку втрачають воду, потім розкладаються з виділенням кисню та діоксиду азоту, переходячи в оксид міді (II):

2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Карбонат гідроксомеді (II).

Карбонати міді малостійкі і практично майже не застосовуються. Деяке значення для отримання міді має лише основний карбонат міді Cu 2 (OH) 2 CO 3 який зустрічається в природі у вигляді мінералу малахіту. При нагріванні легко розкладається з виділенням води, оксиду вуглецю (IV) та оксиду міді (II):

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

§4. Хімічні властивості тривалентної міді (ст.ок. = +3)

Цей ступінь окислення є найменш стабільним для міді, і тому сполуки міді (III) є скоріше винятками, ніж «правилами». Тим не менш, деякі сполуки тривалентної міді є.

а) Оксид міді (III) Cu 2 O 3

Це кристалічна речовина темно-гранатового кольору. Чи не розчиняється у воді.

Виходить окисленням гідроксиду міді(II) пероксодисульфатом калію в лужному середовищі при негативних температурах:

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

Ця речовина розкладається при температурі 400 0 С:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

Окиси міді (III) – сильний окислювач. При взаємодії з хлороводнем хлор відновлюється до вільного хлору:

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

б) Купрат міді (Ш)

Це чорні чи сині речовини, у воді нестійкі, діамагнітні, аніон – стрічки квадратів (dsp 2). Утворюються при взаємодії гідроксиду міді(II) та гіпохлориту лужного металу в лужному середовищі:

2 Cu(OH) 2 + МClO + 2 NaOH→2МCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= Na- Cs)

в) Калію гексафторкупрат(III)

Зелена речовина, парамагнітна. Октаедрична будова sp 3 d 2 . Комплекс фториду міді CuF 3 який у вільному стані розкладається при -60 0 С. Утворюється нагріванням суміші хлоридів калію та міді в атмосфері фтору:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Розкладає воду з утворенням вільного фтору.

§5. З'єднання міді в ступені окислення (+4)

Поки науці відома лише одна речовина, де мідь у ступені окислення +4, це гексафторкупрат(IV) цезію – Cs 2 Cu +4 F 6 - помаранчева кристалічна речовина, стабільна у скляних ампулах при 0 0 С. Бурхливо реагує з водою. Виходить фторуванням при високому тиску і температурі суміші хлоридів цезію та міді:

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

Cuprum (Cu) належить до малоактивних металів. Для нього характерне утворення хімічних сполук із ступенями окиснення +1 та +2. Так, наприклад, два оксиди, що є сполукою з двох елементів Cu і кисню O: зі ступенем окислення +1 — закис міді Cu2O і ступенем окислення +2 — окис міді CuO. Незважаючи на те, що вони складаються з однакових хімічних елементів, але кожен з них має свої особливі характеристики. На холоді метал дуже слабо взаємодіє з киснем повітря, покриваючись плівкою, що є оксидом міді, який перешкоджає подальшому окисленню cuprum. При нагріванні ця проста речовина з порядковим номером 29 таблиці Менделєєва повністю окислюється. При цьому утворюється оксид міді (II): 2Cu + O2 → 2CuO.

Закис є коричнево-червоною твердою речовиною з молярною масою 143,1 г/моль. З'єднання має температуру плавлення 1235°З температуру кипіння 1800°С. Воно не розчиняється у воді, але розчиняється у кислотах. Розводиться оксид міді (I) (концентрованому), при цьому утворюється безбарвний комплекс +, який легко окислюється на повітрі до аміачного комплексу синьо-фіолетового кольору 2+, що розчиняється в соляній кислоті з утворенням CuCl2. В історії напівпровідникової фізики Cu2O є одним із найбільш вивчених матеріалів.

Оксид міді (I), відомий також як геміоксид, має основні властивості. Він може бути одержаний окисленням металу: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Домішки, такі як вода та кислоти, впливають на швидкість цього процесу, а також подальше окислення до двовалентного оксиду. Закис міді може розчинятися при цьому утворюється чистий метал і сіль: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. За аналогічною схемою відбувається взаємодія оксиду зі ступенем +1 з іншими кисневмісними кислотами. При взаємодії геміоксиду з галогенсодержащими кислотами утворюються солі одновалентного металу: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Зустрічається оксид міді (I) у природі як червоної руди (це застаріла назва, поруч із таким як рубінова Cu), званої мінералом «Куприт». На його освіту потрібно тривалий час. Він може бути отриманий штучно за високих температур або під високим тиском кисню. Геміоксид зазвичай використовується як фунгіцид, як пігмент, як протизворотний засіб у підводній або морській фарбі, і застосовується також як каталізатор.

Однак вплив цієї речовини з хімічною формулою Cu2O на організм може бути небезпечним. При вдиханні викликає задишку, кашель, а також виразку та перфорацію дихальних шляхів. При потраплянні внутрішньо подразнює шлунково-кишковий тракт, що супроводжується блюванням, болем та діареєю.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO+CuO → Cu+CO2.

Використовується оксид міді (II) у кераміці (як пігмент) для отримання глазурі (синьої, зеленої та червоної, а іноді рожевої, сірої або чорної). Він також застосовується як харчова добавка у тварин з метою зменшення дефіциту cuprum в організмі. Це абразивний матеріал, необхідний полірування оптичного устаткування. Він використовується для виробництва сухих батарей для отримання інших солей Cu. З'єднання CuO також застосовується при зварюванні мідних сплавів.

Вплив хімічної сполуки CuO також може бути небезпечним для людини. При вдиханні викликає подразнення легень. Оксид міді (II) може спричинити лихоманку металевої пари (MFF). Окис Cu провокує зміну кольору шкіри, можуть виникнути проблеми із зором. При попаданні в організм, як і геміоксид, призводить до отруєння, яке супроводжується симптомами у вигляді блювоти та больових відчуттів.

Мідь (Cu) відноситься до d-елементів і розташована в IB групі періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. Електронна конфігурація атома міді в основному стані записується вигляді 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 замість передбачуваної формули 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Іншими словами, у випадку атома міді спостерігається так званий "проскок електрона" з 4s-підрівня на 3d-підрівень. Для міді, крім нуля, можливі ступені окислення +1 та +2. Ступінь окислення +1 схильна до диспропорціонування і стабільна лише в нерозчинних сполуках типу CuI, CuCl, Cu 2 O і т. д., а також комплексних сполуках, наприклад, Cl і OH. З'єднання міді в ступені окислення +1 немає конкретного забарвлення. Так, оксид міді (I) залежно від розмірів кристалів може бути темно-червоний (великі кристали) та жовтий (дрібні кристали), CuCl та CuI – білі, а Cu 2 S – чорно-синій. Більш хімічно стійкою є ступінь окислення міді, що дорівнює +2. Солі, що містять мідь у цій мірі окислення, мають синє та синьо-зелене забарвлення.

Мідь є дуже м'яким, ковким та пластичним металом з високою електро- та теплопровідністю. Забарвлення металевої міді червоно-рожеве. Мідь перебуває у низці активності металів правіше водню, тобто. відноситься до малоактивних металів.

з киснем

У звичайних умовах мідь із киснем не взаємодіє. Для протікання реакції між ними потрібне нагрівання. Залежно від надлишку або нестачі кисню та температурних умов може утворити оксид міді (II) та оксид міді (I):

із сіркою

Реакція сірки з міддю в залежності від умов проведення може призводити до утворення сульфіду міді (I), так і сульфіду міді (II). При нагріванні суміші порошкоподібних Cu та S до температури 300-400 про С утворюється сульфід міді (I):

При нестачі сірки та проведенні реакції при температурі понад 400 про С утворюється сульфід міді (II). Однак, більш простим способом отримання сульфіду міді (II) з простих речовин є взаємодія міді з сіркою, розчиненою в сірковуглецю:

Ця реакція протікає при кімнатній температурі.

з галогенами

З фтором, хлором і бромом мідь реагує, утворюючи галогеніди із загальною формулою CuHal 2 де Hal – F, Cl або Br:

Cu + Br 2 = CuBr 2

У випадку з йодом – найслабшим окислювачем серед галогенів – утворюється йодид міді (I):

З воднем, азотом, вуглецем та кремнієм мідь не взаємодіє.

з кислотами-неокислювачами

Кислотами-неокислювачами є практично всі кислоти, крім концентрованої сірчаної кислоти та азотної кислоти будь-якої концентрації. Оскільки кислоти-неокислювачі можуть окислити лише метали, що у ряду активності до водню; це означає, що мідь із такими кислотами не реагує.

з кислотами-окислювачами

- Концентрованою сірчаною кислотою

З концентрованою сірчаною кислотою мідь реагує як при нагріванні, і при кімнатній температурі. При нагріванні реакція протікає відповідно до рівняння:

Оскільки мідь не є сильним відновником, сірка відновлюється в цій реакції тільки до ступеня окиснення +4 (SO 2 ).

- з розведеною азотною кислотою

Реакція міді з розведеною HNO 3 призводить до утворення нітрату міді (II) та монооксиду азоту:

3Cu + 8HNO 3 (розб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

- З концентрованою азотною кислотою

Концентрована HNO 3 легко реагує з міддю за звичайних умов. Відмінність реакції міді з концентрованою азотною кислотою від взаємодії з розведеною азотною кислотою полягає у продукті відновлення азоту. У разі концентрованої HNO 3 азот відновлюється меншою мірою: замість оксиду азоту (II) утворюється оксид азоту (IV), що пов'язано з більшою конкуренцією між молекулами азотної кислоти в концентрованій кислоті за електрони відновника (Cu):

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

з оксидами неметалів

Мідь реагує з деякими оксидами неметалів. Наприклад, з такими оксидами, як NO 2 NO, N 2 O мідь окислюється до оксиду міді (II), а азот відновлюється до ступеня окислення 0, тобто. утворюється проста речовина N 2:

У разі діоксиду сірки замість простої речовини (сірки) утворюється сульфід міді(I). Пов'язано це з тим, що мідь із сіркою, на відміну від азоту, реагує:

з оксидами металів

При спіканні металевої міді з оксидом міді (II) при температурі 1000-2000 про може бути отриманий оксид міді (I):

Також металева мідь може відновити при прожарюванні оксид заліза (III) до оксиду заліза (II):

із солями металів

Мідь витісняє менш активні метали (правіше за неї в ряду активності) з розчинів їх солей:

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Також має місце цікава реакція, в якій мідь розчиняється в солі активнішого металу - заліза в ступені окислення +3. Проте протиріч немає, т.к. мідь не витісняє залізо з його солі, а лише відновлює його зі ступеня окиснення +3 до ступеня окиснення +2:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2

Остання реакція використовується під час виробництва мікросхем на стадії травлення мідних плат.

Корозія міді

Мідь згодом піддається корозії при контакті з вологою, вуглекислим газом та киснем повітря:

2Cu + H 2 O + 2 + О 2 = (CuOН) 2 СO 3

В результаті протікання цієї реакції мідні вироби покриваються пухким синьо-зеленим нальотом гідроксокарбонату міді (II).

Хімічні властивості цинку

Цинк Zn знаходиться у IIБ групі IV-го періоду. Електронна конфігурація валентних орбіталей атомів хімічного елемента в основному стані 3d104s2. Для цинку можливий лише один єдиний ступінь окислення, що дорівнює +2. Оксид цинку ZnO і гідроксид цинку Zn(ОН) 2 мають яскраво виражені амфотерні властивості.

Цинк при зберіганні повітря тьмяніє, покриваючись тонким шаром оксиду ZnO. Особливо легко окислення протікає при високій вологості та в присутності вуглекислого газу внаслідок протікання реакції:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Пара цинку горить на повітрі, а тонка смужка цинку після розжарювання в полум'ю пальника згоряє в ньому зеленим полум'ям:

При нагріванні металевий цинк також взаємодіє з галогенами, сіркою, фосфором:

З воднем, азотом, вуглецем, кремнієм та бором цинк безпосередньо не реагує.

Цинк реагує з кислотами-неокислювачами з виділенням водню:

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Особливо легко розчиняється в кислотах технічний цинк, оскільки містить домішки інших менш активних металів, зокрема, кадмію і міді. Високочистий цинк із певних причин стійкий до дії кислот. Для того щоб прискорити реакцію, зразок цинку високого ступеня чистоти приводять у дотик з міддю або додають розчин кислоти трохи солі міді.

При температурі 800-900 o C (червоне гартування) металевий цинк, перебуваючи в розплавленому стані, взаємодіє з перегрітою водяною парою, виділяючи з неї водень:

Zn+H2O=ZnO+H2

Цинк реагує також і з кислотами-окислювачами: сірчаною концентрованою та азотною.

Цинк як активний метал може утворювати з концентрованою сірчаною кислотою сірчистий газ, елементарну сірку і навіть сірководень.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Склад продуктів відновлення азотної кислоти визначається концентрацією розчину:

Zn + 4HNO 3 (конц.) = Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn +10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (0,5%) = 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

На напрямок перебігу процесу впливають також температура, кількість кислоти, чистота металу, час проведення реакції.

Цинк реагує з розчинами лугів, утворюються при цьому тетрагідроксоцінкатита водень:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2

З безводними лугами цинк при сплавленні утворює цинкатита водень:

У сильнолужному середовищі цинк є вкрай сильним відновником, здатним відновлювати азот у нітратах та нітритах до аміаку:

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

Завдяки комплексоутворенню цинк повільно розчиняється у розчині аміаку, відновлюючи водень:

Zn + 4NH 3 ·H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Також цинк відновлює менш активні метали (правіше за нього в ряду активності) з водних розчинів їх солей:

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Хімічні властивості хрому

Хром – елемент VIB групи таблиці Менделєєва. Електронна конфігурація атома хрому записується як 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 тобто. у разі хрому, як і у випадку атома міді, спостерігається так званий «проскок електрона»

Найчастіше виявленими ступенями окиснення хрому є значення +2, +3 і +6. Їх слід запам'ятати, і в рамках програми ЄДІ з хімії можна вважати, що інших ступенів окислення хром не має.

За звичайних умов хром стійкий до корозії як у повітрі, і у воді.

Взаємодія з неметалами

з киснем

Розпечений до температури більше 600 o З порошкоподібний металевий хром згоряє в чистому кисні утворюючи оксид хрому (III):

4Cr + 3O 2 = o t=> 2Cr 2 O 3

з галогенами

З хлором і фтором хром реагує за більш низьких температур, ніж з киснем (250 і 300 o C відповідно):

2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl 2 = o t=> 2CrCl 3

З бромом хром реагує при температурі червоного гартування (850-900 o C):

2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3

з азотом

З азотом металевий хром взаємодіє при температурах понад 1000 o З:

2Cr + N 2 = ot=> 2CrN

із сіркою

З сіркою хром може утворювати як сульфід хрому (II) так і сульфід хрому (III), що залежить від пропорцій сірки та хрому:

Cr + S = o t=> CrS

2Cr + 3S = o t=> Cr 2 S 3

З воднем хром не реагує.

Взаємодія зі складними речовинами

Взаємодія з водою

Хром відноситься до металів середньої активності (розташований у ряді активності металів між алюмінієм та воднем). Це означає, що реакція протікає між розпеченим до червоного розжарювання хромом і перегрітою водяною парою:

2Cr + 3H 2 O = o t=> Cr 2 O 3 + 3H 2

Взаємодія з кислотами

Хром при звичайних умовах пасивується концентрованими сірчаною та азотною кислотами, проте розчиняється в них при кип'ятінні, при цьому окислюючись до ступеня окислення +3:

Cr + 6HNO 3(конц.) = t o=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4(кінець) = t o=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

У разі розбавленої азотної кислоти основним продуктом відновлення азоту є проста речовина N 2:

10Cr + 36HNO 3(розб) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Хром розташований у низці активності лівіше водню, а це означає, що він здатний виділяти H 2 з розчинів кислот-неокислювачів. У ході таких реакцій без доступу кисню повітря утворюються солі хрому (II):

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4(розб.) = CrSO 4 + H 2

При проведенні реакції на відкритому повітрі, двовалентний хром миттєво окислюється киснем, що міститься в повітрі, до ступеня окислення +3. При цьому, наприклад, рівняння з соляною кислотою набуде вигляду:

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

При сплавленні металевого хрому з сильними окислювачами у присутності лугів хром окислюється до ступеня окиснення +6, утворюючи хромати:

Хімічні властивості заліза

Залізо Fe, хімічний елемент, що знаходиться у VIIIB групі та має порядковий номер 26 у таблиці Менделєєва. Розподіл електронів в атомі заліза наступне 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 тобто залізо відноситься до d-елементів, оскільки заповнюваним у його випадку є d-підрівень. Для нього найбільш характерні два ступені окислення +2 та +3. У оксиду FeO і гідроксиду Fe(OH) 2 переважають основні властивості, у оксиду Fe 2 O 3 і гідроксиду Fe(OH) 3 помітно виражені амфотерні. Так оксид і гідроксид заліза (lll) деякою мірою розчиняються при кип'ятінні в концентрованих розчинах лугів, а також реагують з безводними лугами при сплавленні. Слід зазначити, що ступінь окислення заліза +2 дуже нестійка, і легко переходить у ступінь окислення +3. Також відомі сполуки заліза рідко окислення +6 – ферати, солі не існуючої «залізної кислоти» H 2 FeO 4 . Зазначені сполуки щодо стійкі лише у твердому стані, або у сильнолужних розчинах. За недостатньої лужності середовища ферати досить швидко окислюють навіть воду, виділяючи з неї кисень.

Взаємодія з простими речовинами

З киснем

При згорянні в чистому кисні залізо утворює так звану, залізну окалину, Що має формулу Fe 3 O 4 і фактично являє собою змішаний оксид, склад якого умовно можна уявити формулою FeO∙Fe 2 O 3 . Реакція горіння заліза має вигляд:

3Fe + 2O 2 = t o=> Fe 3 O 4

Із сірою

При нагріванні залізо реагує із сіркою, утворюючи сульфід двовалентного заліза:

Fe + S = t o=> FeS

Або ж при надлишку сірки дисульфід заліза:

Fe + 2S = t o=> FeS 2

З галогенами

Всіми галогенами, крім йоду, металеве залізо окислюється до ступеня окислення +3, утворюючи галогеніди заліза (lll):

2Fe + 3F 2 = t o=> 2FeF 3 – фторид заліза (lll)

2Fe + 3Cl 2 = t o=> 2FeCl 3 – хлорид заліза (lll)

Йод, як найслабший окислювач серед галогенів, окислює залізо лише до ступеня окислення +2:

Fe + I 2 = t o=> FeI 2 - йодид заліза (ll)

Слід зазначити, що сполуки тривалентного заліза легко окислюють йодид-іони у водному розчині до вільного йоду I 2, при цьому відновлюючись до ступеня окислення +2. Приклади, подібних до реакцій з банку ФІПІ:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl

2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O

З воднем

Залізо з воднем не реагує (з воднем з металів реагують лише лужні метали та лужноземельні):

Взаємодія зі складними речовинами

Взаємодія з кислотами

З кислотами-неокислювачами

Так як залізо розташоване в ряду активності лівіше водню, це означає, що воно здатне витісняти водень з кислот-неокислювачів (майже всі кислоти крім H 2 SO 4 (конц.) та HNO 3 будь-якої концентрації):

Fe + H 2 SO 4 (розб.) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Потрібно звернути увагу на такий прийом у завданнях ЄДІ, як питання на тему того до якого ступеня окислення окислиться залізо при дії на нього розведеної та концентрованої соляної кислоти. Правильна відповідь – до +2 в обох випадках.

Пастка тут полягає в інтуїтивному очікуванні глибшого окиснення заліза (до п.о. +3) у разі його взаємодії з концентрованою соляною кислотою.

Взаємодія з кислотами-окислювачами

З концентрованими сірчаною та азотною кислотами у звичайних умовах залізо не реагує через пасивацію. Однак реагує з ними при кип'ятінні:

2Fe + 6H 2 SO 4 = o t=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO 3 = o t=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Зверніть увагу на те, що розведена сірчана кислота окислює залізо до ступеня окислення +2, а концентрована до +3.

Корозія (іржавіння) заліза

На вологому повітрі залізо дуже швидко піддається іржавінню:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

З водою без кисню залізо не реагує ні в звичайних умовах, ні при кип'ятінні. Реакція з водою протікає лише за температури вище температури червоного гартування (>800 про З). тобто.