В каком из перечисленных соединений хром проявляет металлические свойства

В каком из перечисленных соединений хром проявляет металлические свойства thumbnail

В каком из перечисленных соединений хром проявляет металлические свойства

Элемент хром расположен в четвертом периоде и побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Атом хрома имеет электронную конфигурацию $1s^22s^22p^63s^23p^63d^54s^1$. Обратите внимание на провал электрона: подобно другим элементам шестой группы в соединениях хром проявляет максимальную степень окисления +6, однако наиболее устойчив в более низкой степени окисления +3.

Элемент хром был обнаружен в природном минерале в конце XVIII века. Тогда же были получены его соли, яркая и разнообразная окраска которых и объясняет данное элементу название – оно происходит от греческого слова “chroma” – цвет, краска.

Нахождение в природе и получение

В природе встречается преимущественно в виде двойного оксида – хромистого железняка $FeCr_2O_4$, переработкой которого и получают металл. Восстановление хромистого железняка углем в электрических дуговых печах приводит к феррохрому – сплаву железа и хрома:

$FeCr_2O_4 + 4C xrightarrow[]{t, ^circ C} Fe + 2Cr + 4CO$

Содержание хрома в нем может достигать 70%. Феррохром используют для производства хромированной стали. Металл не содержащий железа получают восстановлением оксида алюминием:

$Cr_2O_3 + 2Al xrightarrow[]{t, ^circ C} Al_2O_3 + 2Cr$

Метод алюмотермии был разработан в конце XIX века как раз для производства хрома. Наиболее чистый хром получают электролизом растворов.

Физические свойства

В свободном виде хром – довольно тяжелый серебристо-белый  тугоплавкий (т. пл. $1875^0C$, т. кип. $2680^0C$) металл, обладающий высокой твердостью – он царапает стекло. Чистый хром пластичен, однако даже незначительные примеси кислорода, азота и углерода делают его хрупким. Такой металл при ударе молотком легко раскалывается. Значительное влияние даже ничтожного количества примесей на физические свойства характерно и для большинства других переходных металлов.

Химические свойства хрома

При комнатной температуре хром малоактивен. В отличие от железа он не окисляется и не тускнеет даже при хранении на влажном воздухе и в воде.  С этим качеством хрома связано его использование в борьбе с коррозией железа. Металлический хром используют в виде хромированного покрытия или добавляют при производстве нержавеющей стали. Лишь раскаленный до высокой температуры хром сгорает в кислороде с образованием темно-зеленого порошка оксида хрома(III): 

$4Cr + 3O_2 = 2Cr_2O_3$

. Выше 600°C хром реагирует с хлором и бромом, также давая соединения хрома(III).

Хотя в ряду напряжений хром расположен левее водорода, он не окисляется даже на влажном воздухе благодаря образованию на поверхности тонкой прозрачной пленки оксида. В разбавленных кислотах хром растворяется, образуя красивые ярко-синие растворы солей хрома(II), устойчивые лишь в отсутствие кислорода воздуха:

$Cr + 2HCl = CrCl_2 + H_2$

В присутствии кислорода воздуха образуются соли хрома (III):

$4Cr + 12HCl + 3O_2 = 4CrCl_3 + 6H_2O$

При комнатной температуре хром не реагирует с концентрированными растворами кислот-окислителей – серной и азотной. При нагревании с этими кислотами образуются соли хрома(III):

$2Cr + 6H2SO_{4textrm{(конц.)}} xrightarrow[]{t, ^circ C} Cr_2(SO_4)_3 + underline{3SO_2uparrow} + 6H_2O$

$Cr + 6HNO_{3textrm{(конц.)}} xrightarrow[]{t, ^circ C} Cr(NO_3)_3 + underline{3NO_2uparrow} + 3H_2O$

Подобно многим другим переходным металлам хром образует несколько рядов соединений, отвечающих различным степеням окисления.

СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(II)

Ярко-синие растворы солей хрома(II), образующиеся при растворении металла с разбавленных кислотах в атмосфере азота, на воздухе мгновенно окисляются до хрома(III), что сопровождается изменением окраски на серо-фиолетовую или зеленую:

$4CrCl_2 + O_2 + 4HCl = 4CrCl_3 + 2H_2O$

Cr2+ – e–  -> Cr3+           |1              4|                   окисление,  $CrCl_2$– восстановитель за счет Cr2+

O20 + 4e– -> 2O2–         |4               1|                 восстановление, O20 – окислитель

$4Cr^{2+} + O_2^0 = 4Cr^{3+} + 2O^{2–}$

Это свидетельствует о том, что хром в степени окисления +2 является сильным восстановителем.

При действии на соли хрома(II) растворами щелочей выпадает желтый осадок гидроксида, не реагирующий с избытком щелочи, то есть проявляющий основные свойства:

$CrCl_2 + 2NaOH = Cr(OH)_2downarrow+ 2NaCl$

 Соответствующий ему оксид CrO также является основным.

Соединения хрома(III)

Одно из важнейших соединений хрома(III) – оксид $Cr_2O_3$ – представляет собой темно-зеленый порошок, нерастворимый в воде. В природе он встречается в виде минерала хромовой охры. На основе этого вещества изготавливают полировальные пасты.

Оксид и гидроксид хрома(III) реагируют как с кислотами, так и с щелочами, что доказывает их амфотерность. При растворении гидроксида хрома в кислотах образуются соли хрома(III) окрашенные в темно-зеленый или в фиолетовый цвет:

$2Cr(OH)_3 + 3H_2SO_4 = Cr_2(SO_4)_3 + 6H_2O$

Из фиолетового раствора, полученного добавлением к раствору сульфата хрома(III) сульфата калия на холоду кристаллизуются темно-фиолетовые октаэдрические кристаллы хромокалиевых квасцов $KCr(SO_4)_2cdot12H_2O$ – двойного сульфата хрома-калия. Раньше их использовали для выделки кож. При действии на раствор хромокалиевых квасцов ортофосфата аммония выпадает зеленый осадок фосфата хрома(III) $CrPO_4$. Соли хрома(III) и слабых кислот – сероводородной, угольной, сернистой, кремниевой – не удается осадить из водных растворов вследствие полного необратимого гидролиза. Если к зеленому раствору хлорида хрома(III) прибавить раствор сульфида натрия наблюдается выделение сероводорода и выпадение серо-зеленого осадка гидроксида:

$2CrCl_3 + 3Na_2S + 6H_2O = 2Cr(OH)_3downarrow + 6NaCl + 3H_2S­uparrow$

При растворении гидроксида хрома(III) в щелочах образуются изумрудно-зеленые растворы хромитов:

$Cr(OH)_3 + 3KOH _{textrm{(водн.)}} = K_3[Cr(OH)_6]$

Сплавлением оксида хрома(III) с щелочами или карбонатами щелочных металлов получают хромиты другого состава, например, $NaCrO_2$:

Читайте также:  Свойства агата и каким знакам зодиака он подходит

$Cr_2O_3 + 2NaOH xrightarrow[]{t, ^circ C} 2NaCrO_2 + H_2O$

$Cr_2O_3 + Na_2CO_3 xrightarrow[]{t, ^circ C} 2NaCrO_2 + CO_2$

При действии кислот хромиты разрушаются:

  • при недостатке кислоты превращаясь в гидроксид хрома(III) $NaCrO_2 + HCl + H_2O = Cr(OH)_3downarrow + NaCl$

  • в избытке кислоты образуя соли $NaCrO_2 + 4HCl = CrCl_3 + NaCl + 2H_2O$

Степень окисления +3 для хрома наиболее устойчива, поэтому соединения хрома(III) могут быть восстановлены до хрома(II) лишь под действием сильных восстановителей: 

$2CrCl_3 + Zn = 2CrCl_2 + ZnCl2$

Сильные окислители, например, пероксид водорода или бром в щелочной среде переводят соединения хрома(III) в соединения хрома(VI):

$2Cr(OH)_3 + 3Br_2 + 10NaOH = 2Na_2CrO_4 + 6NaBr + 8H_2O$

 О протекании реакции свидетельствует появление желтого окрашивания раствора. Хроматы – это соли хромовой кислоты $H_2CrO_4$, известной лишь в разбавленных водных растворах.

СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА(VI)

Хромат-ионы $CrO_4^{2-}$ устойчивы лишь в щелочной среде, а при подкислении переходят в оранжевые бихроматы, соли двухромовой кислоты $H_2Cr_2O_7$:

$2CrO_4^{2-}+  2H^+ leftrightarrow Cr_2O_7^{2–} + H_2O$

Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается:

$Cr_2O_7^{2–} + 2OH^- leftrightarrow 2CrO_4^{2-}+  H_2O$

$textrm{оранжевый} Leftrightarrow textrm{желтый}$

$Cr_2O_7^{2–}  xrightarrow [OH^-]{H^+}CrO_4^{2-}$

$textrm{дихромат} Leftrightarrow textrm{хромат}$

Добавление к раствору бихромата калия $K_2Cr_2O_7$ концентрированной серной кислоты приводит к выделению ярко-красного осадка хромового ангидрида $CrO_3$:

$Na_2Cr_2O_7 + 2H_2SO_{4textrm{(конц.)}}= 2NaHSO_4 + 2CrO_3 + H_2O$

Оксид хрома(VI) является кислотным оксидом: с водой образует соответствующие кислоты:

$CrO_3 + H_2O = H_2CrO_4$

$2CrO_3 + H_2O = H_2Cr_2O_7$

Как типичный кислотный оксид $CrO_3$ реагирует с  щелочами и основными оксидами  с образованием хроматов:

$CrO_3 + BaO = BaCrO_4$

$CrO_3 + 2NaOH = Na_2CrO_4 + H_2O$

Соединения хрома(VI) – сильные окислители. Хромовый ангидрид воспламеняет этиловый спирт, легко окисляет многие органические вещества. Раствор бихромата калия в крепкой серной кислоте называют хромовой смесью. Ее часто применяют в химических лабораториях для мытья посуды. Благодаря входящему в ее состав бихромату хромовая смесь проявляет сильные окислительные свойства. Убедимся в этом на опыте. Пропустим через хромовую смесь сероводород. Оранжевая окраска раствора быстро сменяется на темно-зеленую, наблюдается выпадение осадка серы:

$3H_2S + K_2Cr_2O_7 + 4H2SO4 = 3S + Cr_2(SO_4)_3 + K_2SO_4 + 7H_2O$

Бихроматы проявляют окислительные свойства не только в растворах, но и в твердом виде. Так, при спекании с серой или углем они восстанавливаются:

$Na_2Cr_2O_7 + S xrightarrow[]{t, ^circ C}Na_2SO_4 + Cr_2O_3$

Эти реакции используют для получения оксида хрома(III).

Хроматы и бихроматы некоторых металлов используют в качестве желтых, красных и оранжевых пигментов.

Генетический ряд хрома

Изучение химии соединений хрома в различных степенях окисления позволяет проследить закономерности изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в ряду Cr(II) – Cr(III) – Cr(VI).

Запомнить! Оксид и гидроксид хрома(II) обладают основными свойствами, соединения хрома (III) амфотерны, а хрома(VI) – кислотные.

Соединения хрома(II) – типичные восстановители, а соединения хрома в высшей степени окисления – типичные окислители. Для соединений хрома(III) характерны и окислительные, и восстановительные свойства.

 Cr(II)   Cr(III)  Cr(VI)
 CrO    $Cr_2O_3$    $CrO_3$
$ Cr(OH)_2$ $Cr(OH)_3$ $ H_2CrO_4, H_2Cr_2O_7$

Соли – с кислотами

$Cr^{2+}$

Соли – с кислотами

$Cr^{3+}$

Гидроксокомплексы: 

$[Cr(OH)_6]^{3-}$

Хроматы

$Na_2CrO_4$

Дихроматы

$K_2Cr_2O_7$

основный характерамфотерный характеркислотный характер
типичные восстановителимогут проявлять и окислительные и восстановительные свойстватипичные окислители

$xrightarrow[]{textrm{кислотные свойства возрастают}}$

$xleftarrow[]{textrm{ восстановительные свойства возрастают}}$

Восстановительные свойства хрома(II) ярче всего проявляются в кислой среде, а окислительные свойства хрома(VI) – в щелочной.

Все соединения хрома, особенно в высшей степени окисления, ядовиты!

Источник

Хром

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова “хром” берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим
разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Хром элемент

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 – амфотерные,
+6 – кислотные.

Степени окисления хрома и его свойства

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

  • Fe(CrO2)2 – хромистый железняк, хромит
  • (Mg, Fe)Cr2O4 – магнохромит
  • (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 – алюмохромит

Природные соединения хрома

Получение

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из
его оксида.

Fe(CrO2)2 + C = Fe + Cr + CO

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
  • Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома III – Cr2O3 –
    происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

    Cr + O2 = (t) Cr2O3

    Cr + S = (t) Cr2S3

    Cr + N2 = (t) CrN

    Cr + C = Cr2C3

    Оксид хрома III

  • Реакция с водой
  • Протекает в раскаленном состоянии.

    Cr + H2O = (t) Cr(OH)3 + H2↑

  • Реакции с кислотами
  • Cr + HCl = CrCl2 + H2↑

    Хлорид хрома II

    Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2↑

    С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

    Cr + H2SO4 = (t) Cr2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

  • Реакции с солями менее активных металлов
  • Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

    Cr + CuSO4 = CrSO4 + Cu

Соединения хрома II

Соединение хрома II носят основный характер. Оксид хрома II окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы – оксида хрома III,
реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Читайте также:  Какие свойства присущи живым организмам

Оксид хрома II

CrO + O2 = Cr2O3

CrO + H2SO4 = CrSO4 + H2O

CrO + SO3 = CrSO4

Гидроксид хрома II, как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами,
кислотными оксидами.

Гидроксид хрома II

Cr(OH)2 = (t) CrO + H2O

Cr(OH)2 + HCl = CrCl2 + H2O

Cr(OH)2 + SO3 = CrSO4 + H2O

Соединения хрома III

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома III гидроксид хрома III.

Оксид и гидроксид хрома III

Оксид хрома III реагирует как с растворами щелочей, образуя комплексные соли, так и с кислотами.

Cr2O3 + Ba(OH)2 = Ba(CrO2)2 + H2O (прокаливание, хромит бария)

Cr2O3 + NaOH + H2O = Na3[Cr(OH)6] (нет прокаливания – в водном растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления)

Хлорид хрома III

Оксид хрома III реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr

При окислении соединение хрома III получают соединения хрома VI (в щелочной среде).

K3[Cr(OH)6] + H2O2 = K2CrO4 + KOH + H2O

Cr2O3 + 8NaOH + O2 = (t) Na2CrO4 + H2O

Соединения хрома VI

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома VI – CrO3, и две кислоты, находящиеся в
растворе в состоянии равновесия: хромовая – H2CrO4 и дихромовая кислоты – H2Cr2O7.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают
раствор в желтый цвет, а дихроматы – в оранжевый цвет.

Хроматы желтые, дихроматы оранжевые

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый – образуется хромат.

Na2Cr2O7 + NaOH = Na2CrO4 + H2O

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название “вулканчик” 🙂

(NH4)2Cr2O7 = (t) Cr2O3 + N2↑ + H2O

Дихроматный вулканчик

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

K2Cr2O7 + HCl = CrCl3 + KCl + Cl2↑ + H2O

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Железо

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

Степени окисления железа и его свойства

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

  • Fe2O3 – красный железняк, гематит
  • Fe3O4 – магнитный железняк, магнетит
  • Fe2O3*H2O – бурый железняк, лимонит
  • FeS2 – пирит, серый или железный колчедан
  • FeCO3 – сидерит

Природные соединения железа

Получение

Получают железо восстановлением из его оксида – руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

CO + Fe2O3 = Fe + CO2↑

H2 + Fe2O3 = Fe + H2O

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается
бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Чугун и сталь

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
  • Fe + S = FeS (t > 700°C)

    Fe + S = FeS2 (t

    Fe + O2 = Fe3O4 (при горении железа образуется железная окалина – Fe3O4 – смесь двух оксидов
    FeO*Fe2O3)

    При нагревании железо взаимодействует с галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием и другими.

    Fe + Cl2 = (t) FeCl3

    Fe + P = (t) FeP

    Fe + C = (t) Fe3C

    Fe + Si = (t) FeSi

    Хлорид железа III

  • Реакции с кислотами
  • Железо активнее водорода, способно вытеснить его из кислот.

    Fe + HCl = FeCl2 + H2↑

    На воздухе железо покрывается пленкой оксида, из-за чего пассивируется во многих реакциях, в том числе с концентрированными холодными
    серной и азотной кислотами.

    Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑

    Реакция с концентрированными кислотами идет только при нагревании. В холодных серной и азотной кислотах железо пассивируется.

    Пассивирование железа в холодной концентрированной азотной кислоте

    Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + H2O

  • Реакции с солями
  • Железо способно вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее железа.

    CuCl2 + Fe = FeCl2 + Cu

  • Восстановительные свойства
  • Железо способно восстанавливать соединения железа III до II.

    Fe + Fe2O3 = (t) FeO

    Fe + FeCl3 = (t) FeCl2

Соединения железа II проявляют основные свойства. Реагируют c кислотами. При разложении гидроксид железа II
распадается на соответствующий оксид и воду.

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

Fe(OH)2 + HCl = FeCl2 + H2O

Fe(OH)2 = (t) FeO + H2O

Гидроксид железа II

При хранении на открытом воздухе соли железа II приобретают коричневый цвет из-за окисления до железа III.

FeCl2 + H2O + O2 = Fe(OH)Cl2

Качественной реакцией на ионы Fe2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью – K3[Fe(CN)6] –
гексацианоферратом III калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Качественной реакцией на ионы Fe2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок зеленого цвета.

FeCl2 + NaOH = Fe(OH)2 + NaCl

Соединения железа III проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа III реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + H2O

Fe(OH)3 + KOH = K3[Fe(OH)6] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Fe(OH)3 + KOH = (t) KFeO2 + H2O

Гидроксид железа III – ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании
легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Читайте также:  Каким редким свойством обладают

Гидроксид железа III - ржавчина

Fe + H2O + O2 = Fe(OH)3

Fe(OH)3 = (t) Fe2O3 + H2O

Качественной реакцией на ионы Fe3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6].
В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + KCl

Реакция хлорида железа III с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко
красного цвета.

FeCl3 + KCNS = Fe(CNS)3 + KCl

Реакция железа III с роданидом калия

И еще одна качественная реакция на ионы Fe3+ – взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате
выпадает осадок бурого цвета.

FeCl3 + NaOH = Fe(OH)3 + NaCl

Соединения железа VI – ферраты – соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными
окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)3
в щелочи.

Fe + KOH + H2O = (электролиз) K2FeO4 + H2↑

Fe(OH)3 + Cl2 + KOH = K2FeO4 + KCl + H2O

Феррат калия

Медь

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Медь

Основные степени окисления меди +1, +2.

Степени окисления меди и ее свойства

Медь встречается в самородном виде и в виде соединений, наиболее известные из которых:

  • CuFeS2 – медный колчедан, халькопирит
  • Cu2S – халькозин
  • Cu2CO3(OH)2 – малахит

Природные соединения меди

Получение

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

CuFeS2 + O2 = Cu2S + FeS + SO2↑

Cu2S + O2 = Cu2O + SO2

Cu2O + Cu2S = Cu + SO2

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди
более активными металлами, например – железом.

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

Реакция железа и медного купороса

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO4 + H2O = Cu + O2 + H2SO4 (медь – на катоде, кислород – на аноде)

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
  • Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

    Cu + CO2 + H2O + O2 = (CuOH)2CO3

    При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

    4Cu + O2 = (t) 2Cu2O (при недостатке кислорода)

    2Cu + O2 = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

    Оксид меди II

    Cu + Se = (t) Cu2Se

    Cu + S = (t) Cu2S

  • Реакции с кислотами
  • Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной
    – реакция идет.

    Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2↑ + H2O

    Cu + HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + NO2↑ + H2O

    Cu + HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O

    Реакция меди и азотной кислоты

    Реагирует с царской водкой – смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO3 к 3 объемам HCl.

    Cu + HCl + HNO3 = CuCl2 + NO + H2O

  • С оксидами неметаллов
  • Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

    Cu + SO2 = (t) CuO + S

    Cu + NO2 = (t) CuO + N2↑

    Cu + NO = (t) CuO + N2↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди I можно получить путем восстановления соединений меди II.

CuCl2 + Cu = CuCl

CuO + Cu = Cu2O

Оксид меди I можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Cu2O + CO = (t) Cu + CO2

Cu2O + Al = (t) Cu + Al2O3

Cu2O + H2 = (t) Cu + H2O

Оксид меди I окисляется кислородом до оксида меди II.

Cu2O + O2 = (t) CuO

Оксид меди I вступает в реакции с кислотами.

Cu2O + HCl = CuCl + H2O

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

CuOH → Cu2O + H2O

Соединения меди II

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)2.
Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди II получают в реакциях термического разложения гидроксида меди II, реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

Cu + O2 = (t) CuO

Химические свойства

  • Реакции с кислотами
  • CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

    CuO + HCl = CuCl2 + H2O

  • Разложение
  • CuO = (t) Cu2O + O2

  • Восстановление
  • CuO + CO = Cu + CO2

    CuO + C = Cu + CO

    CuO + H2 = Cu + H2O

Гидроксид меди II – Cu(OH)2 – получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

Гидроксид меди II

CuSO4 + KOH = K2SO4 + Cu(OH)2↓

  • Разложение
  • При нагревании гидроксид меди II, как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

    Cu(OH)2 = (t) CuO + H2O

  • Реакции с кислотами
  • Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

    Cu(OH)2 + HCl = CuCl2 + H2O

  • Реакции с щелочами
  • Как сказано выше, гидроксид меди II носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства.
    В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

    Cu(OH)2 + LiOH = Li2[Cu(OH)4]

  • Реакции с кислотными оксидами
  • Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O (дигидроксокарбонат меди II – (CuOH)2CO3)

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник