Cu hcl уравнение: Cu+hcl—cucl2+h2 ионное уравнение — ответ на Uchi.ru

Содержание

Cu+HCl Закончить возможные уравнения реакций — Учеба и наука





Ответы

14.

10.14

Михаил Александров

Читать ответы

Ольга

Читать ответы

Ирина Владимировна

Читать ответы

Посмотреть всех экспертов из раздела Учеба и наука > Химия

Похожие вопросы

Решено

Реакция изомеризации пентана.

Гидролиз NA3PO4

напишите уравнение реакции дегидрирования пентана ,назвать все продукты реакции

Признаки сходства ковалентной и ионной хим связей

Объемные доли компонентов в природном газе некоторого месторождения составляют: метана — 93%, этана — 2%, пропана — 1,5%, бутана — 1,2 %, азота -1,8%, углекислого газа — 0,5%. Вычислите массовые доли

Пользуйтесь нашим приложением

Балансирано уравнение на химичната реакция

Резултати от търсенето на химическо уравнение

Новини Само 5% от НАСЕЛЕНИЕТО биха знаели

1 резултати намерени
Показване на уравнение от 1 да се 1 Страница 1 — Моля, превъртете до края, за да видите повече резултати

Резултат от уравнение №1

Щракнете, за да видите допълнителни подробности и да изчислите теглото / mol >>

5460″>Cu	+	НО	+	1 / 2O₂	→	H₂O	+	CuCl₂
мед		хлороводород		кислород		вода		меден (ii) хлорид
(rắn)		(дд)		(кхи)		(дълга)		(rắn)
(đỏ)		(không màu)		(không màu)		(không màu)
1		1		1 / 2		1		1	Hệ số
									Nguyên — Phân tử khối (g / mol)
									Số mol
									Khối lượng (g)

Допълнителна информация за уравнението Cu + НО + 1 / 2O

₂ → Х₂O + CuCl₂

Какво е реакционното състояние на Cu (мед) реагира с HCl (хлороводород) реагира с O2 (кислород)?

Не е намерена информация за това химично уравнение

Обяснение: Идеалните условия на околната среда за реакция, като температура, налягане, катализатори и разтворител.

Катализаторите са вещества, които ускоряват темпото (скоростта) на химическата реакция, без да се консумират или да станат част от крайния продукт. Катализаторите нямат ефект върху равновесните ситуации.

Как могат да се случат реакции и да произведат h3O (вода) и CuCl2 (меден(ii) хлорид)?

Cu реагира с HCl в присъствието на O2

Феномен, след като Cu (мед) реагира с HCl (хлороводород) реагира с O2 (кислород)

Това уравнение няма конкретна информация за явлението.

В този случай просто трябва да наблюдавате, за да видите дали продуктът е вещество CuCl2 (меден (ii) хлорид), появяващ се в края на реакцията.

Или ако някое от следните реагентни вещества O2 (кислород), изчезва

Каква е друга важна информация, която трябва да знаете за реакцията

Нямаме повече информация за тези химични реакции.

Категории на уравнение

Щракнете, за да видите допълнителни подробности и да изчислите теглото / mol >>

Допълнителни въпроси, свързани с химичните реакции Cu + НО + 1 / 2O

₂ → Х₂O + CuCl₂

Въпроси, свързани с реагент Cu (мед)

Какви са химичните и физичните характеристики на Cu (мед)?Какви са химичните реакции, които имат Cu (мед) като реагент?

Въпроси, свързани с реагента HCl (хлороводород)

Какви са химичните и физичните характеристики на HCl (хлороводород)?Какви са химичните реакции, които имат HCl (хлороводород) като реагент?

Въпроси, свързани с реагент O2 (кислород)

Какви са химичните и физичните характеристики на O2 (кислород)?Кои са химичните реакции, които имат O2 (кислород) като реагент?

Въпроси, свързани с продукта h3O (вода)

Какви са химичните и физичните характеристики на h3O (кислород)?Какви са химичните реакции, които имат h3O (вода) като продукт?

Въпроси, свързани с продукта CuCl2 (меден(ii) хлорид)

Какви са химичните и физичните характеристики на CuCl2 (кислород)?Какви са химичните реакции, които имат CuCl2 (меден(ii) хлорид) като продукт?

1 резултати намерени
Показване на уравнение от 1 да се 1 Page 1

Допълнителна информация за веществата, които се използват от уравнението

Реакция на Cu (đồng) реагира с HCl (аксит клохидричен) и O2 (окси) продукция h3O (nước)

Реакция, при която се получава вещество Cu (đồng) (мед)

C + Cu₂O → CO + 2Cu 2 Ал + 3CuO → Al₂O₃ + 3Cu C + 2CuO → 2Cu + CO₂

Реакция, при която се получава вещество HCl (axit clohidric) (хлороводород)

Cl₂ + C₃H₈ → HCl + C₃H₇Cl CO + H₂O + PdCl₂ → 2HCl + CO₂ + Pd C₂H₅Cl → C₂H₄ + НО

Реакция, при която се получава вещество O2 (oxi) (кислород)

2CaOCl₂ → О₂ + 2CaCl₂ 2Cu (NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂ 2AgNO₃ → 2 Ag + 2NO₂ + O₂

Реакция, при която се получава вещество h3O (nước) (вода)

3NH₄НЕ₃ + CH₂ → 7Н₂O + 3N₂ + CO₂ NaOH + C₆H₅Br → C₆H₅На + H₂O + NaBr 2H₂S + 3O₂ → 2Н₂O + 2SO₂

Реакция, при която се получава вещество CuCl2 (Đồng (II) clorua) (меден (ii) хлорид)

CuO + 2HCl → Н₂O + CuCl₂ Cu (OH)₂ + 2HC2 → XNUMXH₂O + CuCl₂ Cl₂ + Cu → CuCl₂

Медь.

Химия меди и ее соединений

Медь

1. Положение меди в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение меди
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства

Оксид меди (II)

Способы получения
Химические свойства

Оксид меди (I)

Химические свойства

Гидроксид меди (II)

Химические свойства

Соли меди

Медь

Положение в периодической системе химических элементов

Медь расположена в 11 группе (или в побочной подгруппе II группы в короткопериодной ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение меди

Электронная конфигурация меди в основном состоянии:

+29Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ 1s 2s 2p

3s 3p 4s 3d

У атома меди уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства

Медь – твердый металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). Медь относительно легко поддается механической обработке. В природе встречается в том числе в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства.

Изображение с портала zen.yandex.com/media/id/5d426107ae56cc00ad977411/uralskaia-boginia-liubvi-5d6bcceda660d700b075a12d

Температура плавления 1083,4^оС, температура кипения 2567^оС, плотность меди 8,92 г/см³.

Медь — ценный металл в сфере вторичной переработки. Сдав лом меди в пункт приема, Вы можете получить хорошее денежное вознаграждение. Подробнее про прием лома меди.

Нахождение в природе

Медь встречается в земной коре (0,0047-0,0055 масс.%), в речной и морской воде. В природе медь встречается как в соединениях, так и в самородном виде. В промышленности используют халькопирит CuFeS₂, также известный как медный колчедан, халькозин Cu₂S и борнит Cu₅FeS₄. Также распространены и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu₂O, азурит Cu₃(CO₃)₂(OH)₂, малахит Cu₂(OH)₂CO₃. Иногда медь встречается в самородном виде, масса которых может достигать 400 тонн.

Способы получения меди

Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — электролиз, пирометаллургический и гидрометаллургический.

Гидрометаллургический метод: растворение медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты, с последующим вытеснением металлическим железом.

Например, вытеснение меди из сульфата железом:

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

Видеоопыт взаимодействия сульфата меди (II) с железом можно посмотреть здесь.

Пирометаллургический метод: получение меди из сульфидных руд. Это сложный процесс, который включает большое количество реакций. Основные стадии процесса:

1) Обжиг сульфидов:

2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO

2) восстановление меди из оксида, например, водородом:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Электролиз растворов солей меди:

2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Качественные реакции на ионы меди (II)

Качественная реакция на ионы меди +2 – взаимодействие солей меди (II) с щелочами. При этом образуется голубой осадок гидроксида меди(II).

Например, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Соли меди (II) окрашивают пламя в зеленый цвет.

Химические свойства меди

В соединениях медь может проявлять степени окисления +1 и +2.

1. Медь — химически малоактивный металл. При нагревании медь может реагировать с некоторыми неметаллами: кислородом, серой, галогенами.

1.1. При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями, например, с кислородом, образуя CuО, Cu₂О в зависимости от условий:

4Cu + О₂ → 2Cu₂О

2Cu + О₂ → 2CuО

1.2. Медь реагирует с серой с образованием сульфида меди (II):

Cu + S → CuS

Видеоопыт взаимодействия меди с серой можно посмотреть здесь.

1.3. Медь взаимодействует с галогенами. При этом образуются галогениды меди (II):

Cu + Cl₂ = CuCl₂

Сu + Br₂ = CuBr₂

Но, обратите внимание:

2Cu + I₂ = 2CuI

Видеоопыт взаимодействия меди с хлором можно посмотреть здесь.

1.4. С азотом, углеродом и кремнием медь не реагирует:

Cu + N₂ ≠

Cu + C ≠

Cu + Si ≠

1.5. Медь не взаимодействует с водородом.

Cu + H₂ ≠

1.6. Медь взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2Cu + O₂ → 2CuO

2. Медь взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Медь в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисляется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II):

2Cu + H₂O + CO₂ + O₂ = (CuOH)₂CO₃

2. 2. В ряду напряжений медь находится правее водорода и поэтому не может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (разбавленной серной кислоты и др.).

Например, медь не реагирует с разбавленной серной кислотой:

Cu + H₂SO₄ (разб.) ≠

Видеоопыт взаимодействия меди с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

2.3. При этом медь реагирует при нагревании с концентрированной серной кислотой. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат меди (II) и вода:

Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

2.4. Медь реагирует даже при обычных условиях с азотной кислотой.

С концентрированной азотной кислотой:

Cu + 4HNO₃₍_конц_{. )} = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

С разбавленной азотной кислотой:

3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Реакция меди с азотной кислотой

2.5. Растворы щелочей на медь практически не действуют.

2.6. Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей.

Например, медь реагирует с нитратом ртути (II) с образованием нитрата меди (II) и ртути:

Hg(NO₃)₂ + Cu = Cu(NO₃)₂ + Hg

2.7. Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)

2Cu + NO₂ = Cu₂O + NO

2FeCl₃ + Cu = 2FeCl₂ + CuCl₂

Оксид меди (II)

Оксид меди (II) CuO – твердое кристаллическое вещество черного цвета.

Способы получения оксида меди (II)

Оксид меди (II) можно получить различными методами:

1. Термическим разложением гидроксида меди (II) при 200°С:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

2. В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании на воздухе при 400–500°С:

2Cu + O₂ 2CuO

3. В лаборатории оксид меди (II) также получают прокаливанием солей (CuOH)₂CO₃, Cu(NO₃)₂:

(CuOH)₂CO₃ 2CuO + CO₂ + H₂O

2Cu(NO₃)₂ 2CuO + 4NO₂ + O₂

Химические свойства оксида меди (II)

Оксид меди (II) – основный оксид (при этом у него есть слабо выраженные амфотерные свойства). При этом он является довольно сильным окислителем.

1. При взаимодействии оксида меди (II) с сильными и растворимыми кислотами образуются соли.

Например, оксид меди (II) взаимодействует с соляной кислотой:

СuO + 2HBr = CuBr₂ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

Видеоопыт взаимодействия оксида меди (II) с серной кислотой можно посмотреть здесь.

2. Оксид меди (II) вступает в реакцию с кислотными оксидами.

Например, оксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата меди (II):

CuO + SO₃ → CuSO₄

3. Оксид меди (II) не взаимодействует с водой.

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

3CuO + 2NH₃→ 3Cu + N₂ + 3H₂O

Оксид меди (II) можно восстановить углеродом, водородом или угарным газом при нагревании:

СuO + C → Cu + CO

Видеоопыт взаимодействия оксида меди (II) с водородом можно посмотреть здесь.

Более активные металлы вытесняют медь из оксида.

Например, алюминий восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2Al = 3Cu + Al₂O₃

Оксид меди (I)

Оксид меди (I) Cu₂O – твердое кристаллическое вещество коричнево-красного цвета.

Способы получения оксида меди (I)

В лаборатории оксид меди (I) получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой:

CH₃CHO + 2Cu(OH)₂ → CH₃COOH + Cu₂O↓ + 2H₂O

CH₂ОН(CHOН)₄СНО + 2Cu(OH)₂ → CH₂ОН(CHOН)₄СООН + Cu₂O↓ + 2H₂O

Химические свойства оксида меди (I)

1. Оксид меди (I) обладает основными свойствами.

При действии на оксид меди (I) галогеноводородных кислот получают галогениды меди (I) и воду:

Например, соляная кислота с оксидом меди (I) образует хлорид меди (I):

Cu₂O + 2HCl = 2CuCl↓ + H₂O

2. При растворении Cu₂O в концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли меди (II):

Cu₂O + 3H₂SO₄₍_конц_.) = 2CuSO₄ + SO₂ + 3H₂O

Cu₂O + 6HNO₃₍_конц_.) = 2Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 3H₂O

5Cu₂O + 13H₂SO₄ + 2KMnO₄= 10CuSO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 13H₂O

3. Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu₂S) или комплексные соединения [Cu(NH₃)₂]⁺. Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I):

Cu₂O + 4NH₃ + H₂O = 2[Cu(NH₃)₂]OH

CuCl + 2NH₃ = [Cu(NH₃)₂]Cl

Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом:

СH ≡ CH + 2[Cu(NH₃)₂]Cl → СuC ≡ CCu + 2NH₄Cl + 2NH₃

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Например, при взаимодействии с угарным газом, более активными металлами или водородом оксид меди (II) проявляет свойства окислителя:

Cu₂O + CO = 2Cu + CO₂

Cu₂O + H₂ = 2Cu + H₂O

3Cu₂O + 2Al = 6Cu + Al₂O₃

А под действием окислителей, например, кислорода — свойства восстановителя:

2Cu₂O + O₂= 4CuO

Гидроксид меди (II)

Способы получения гидроксида меди (II)

1. Гидроксид меди (II) можно получить действием раствора щелочи на соли меди (II).

Например, хлорид меди (II) реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием гидроксида меди (II) и хлорида натрия:

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + 2NaCl

Химические свойства

Гидроксид меди (II) Сu(OН)₂ проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных).

1. Взаимодействует с кислотами.

Например, взаимодействует с бромоводородной кислотой с образованием бромида меди (II) и воды:

Сu(OН)₂ + 2HBr = CuBr₂ + 2H₂O

Cu(OН)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

2. Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака, образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:

Сu(OH)₂ + 4(NH₃· H₂O) = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂

3. При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:

Cu(OH)₂ + 2NaOH₍_конц_.) = Na₂[Cu(OH)₄]

Но этой реакции в ЕГЭ по химии пока нет!

4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается:

Сu(OH)₂ → CuO + H₂O

Соли меди

Соли меди (I)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Как восстановители они реагируют с окислителями.

Например, хлорид меди (I) окисляется концентрированной азотной кислотой:

CuCl + 3HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + HCl + NO₂ + H₂O

Также хлорид меди (I) реагирует с хлором:

2CuCl + Cl₂ = 2CuCl₂

Хлорид меди (I) окисляется кислородом в присутствии соляной кислоты:

4CuCl + O₂ + 4HCl = 4CuCl₂ + 2H₂O

Прочие галогениды меди (I) также легко окисляются другими сильными окислителями:

2CuI + 4H₂SO₄ + 2MnO₂ = 2CuSO₄ + 2MnSO₄ + I₂ + 4H₂O

Иодид меди (I) реагирует с концентрированной серной кислотой:

4CuI + 5H₂SO₄₍_конц_._гор_.) = 4CuSO₄ + 2I₂ + H₂S + 4H₂O

Сульфид меди (I) реагирует с азотной кислотой. При этом образуются различные продукты окисления серы на холоде и при нагревании:

Cu₂S + 8HNO₃₍_конц_._хол_.) = 2Cu(NO₃)₂ + S + 4NO₂ + 4H₂O

Cu₂S + 12HNO₃₍_конц_._гор_.) = Cu(NO₃)₂ + CuSO₄ + 10NO₂ + 6H₂O

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования:

2CuCl = Cu + CuCl₂

Комплексные соединения типа [Cu(NH₃)₂]⁺ получают растворением в концентрированном растворе аммиака:

CuCl + 3NH₃ + H₂O → [Cu(NH₃)₂]OH + NH₄Cl

Соли меди (II)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства.

Например, соли меди (II) окисляют иодиды и сульфиты:

2CuCl₂ + 4KI = 2CuI + I₂ + 4KCl

2CuCl₂+ Na₂SO₃ + 2NaOH = 2CuCl + Na₂SO₄ + 2NaCl + H₂O

Бромиды и иодиды меди (II) можно окислить перманганатом калия:

5CuBr₂ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5CuSO₄ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5Br₂ + 8H₂O

Соли меди (II) также окисляют сульфиты:

2CuSO₄ + Na₂SO₃+ 2H₂O = Cu₂O + Na₂SO₄+ 2H₂SO₄

Более активные металлы вытесняют медь из солей.

Например, сульфат меди (II) реагирует с железом:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

Cu(NO₃)₂ + Fe = Fe(NO₃)₂ + Cu

Сульфид меди (II) можно окислить концентрированной азотной кислотой. При нагревании возможно образование сульфата меди (II):

CuS + 8HNO₃₍_конц_._гор_.) = CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Еще одна форма этой реакции:

CuS + 10HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

При горении сульфида меди (II) образуется оксид меди (II) и диоксид серы:

2CuS + 3O₂ 2CuO + 2SO₂↑

Соли меди (II) вступают в обменные реакции, как и все соли.

Например, растворимые соли меди (II) реагируют с сульфидами:

CuBr₂ + Na₂S = CuS↓ + 2NaBr

При взаимодействии солей меди (II) с щелочами образуется голубой осадок гидроксида меди (II):

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Электролиз раствора нитрата меди (II):

2Cu(NO₃)₂+ 2Н₂О → 2Cu + O₂ + 4HNO₃

Некоторые соли меди при нагревании разлагаются, например, нитрат меди (II):

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂

Основный карбонат меди разлагается на оксид меди (II), углекислый газ и воду:

(CuOH)₂CO₃ → 2CuO + CO₂ + H₂O

При взаимодействии солей меди (II) с избытком аммиака образуются аммиачные комплексы:

CuCl₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]Cl₂

При смешивании растворов солей меди (II) и карбонатов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты:

2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃↓ + 2Na₂SO₄ + CO₂

1) Через раствор хлорида меди (II) с помощью графитовых электродов пропускали постоянный электрический ток. Выделившийся на катоде продукт электролиза растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся при этом газ собрали и пропустили через раствор гидроксида натрия. Выделившийся на аноде газообразный продукт электролиза пропустили через горячий раствор гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида меди (II), реагирует с серой. Полученный продукт обработали концентрированной азотной кислотой, и выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

3) Неизвестная соль бесцветна и окрашивает пламя в желтый цвет. При легком нагревании этой соли с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь; последнее превращение сопровождается выделением бурого газа и образованием соли меди. При термическом распаде обеих солей одним из продуктов разложения является кислород. Напишите уравнения описанных реакций.

4) При взаимодействии раствора соли А со щелочью было получено студенистое нерастворимое в воде вещество голубого цвета, которое растворили в бесцветной жидкости Б с образованием раствора синего цвета. Твердый продукт, оставшийся после осторожного выпаривания раствора, прокалили; при этом выделились два газа, один из которых бурого цвета, а второй входит в состав атмосферного воздуха, и осталось твердое вещество черного цвета, которое растворяется в жидкости Б с образованием вещества А. Напишите уравнения описанных реакций.

5) Медную стружку растворили в разбавленной азотной кислоте, и раствор нейтрализовали едким кали. Выделившееся вещество голубого цвета отделили, прокалили (цвет вещества изменился на черный), смешали с коксом и повторно прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

6) В раствор нитрата ртути (II) добавили медную стружку. После окончания реакции раствор профильтровали, и фильтрат по каплям прибавляли к раствору, содержащему едкий натр и гидроксид аммония. При этом наблюдали кратковременное образование осадка, который растворился с образованием раствора ярко-синего цвета. При добавлении в полученный раствор избытка раствора серной кислоты происходило изменение цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

7) Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине. Напишите уравнения описанных реакций.

8) Твердое вещество, образующееся при нагревании малахита, нагрели в атмосфере водорода. Продукт реакции обработали концентрированной серной кислотой, внесли в раствор хлорида натрия, содержащий медные опилки, в результате образовался осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

9) Соль, полученную при растворении меди в разбавленной азотной кислоте, подвергли электролизу, используя графитовые электроды. Вещество, выделившееся на аноде, ввели во взаимодействие с натрием, а полученный продукт реакции поместили в сосуд с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.

10) Твердый продукт термического разложения малахита растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте. Раствор осторожно выпарили, и твердый остаток прокалили, получив вещество черного цвета, которое нагрели в избытке аммиака (газ). Напишите уравнения описанных реакций.

11) К порошкообразному веществу черного цвета добавили раствор разбавленной серной кислоты и нагрели. В полученный раствор голубого цвета приливали раствор едкого натра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и нагрели. Продукт реакции нагревали в атмосфере водорода, в результате чего получилось вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

12) Неизвестное вещество красного цвета нагрели в хлоре, и продукт реакции растворили в воде. В полученный раствор добавили щелочь, выпавший осадок голубого цвета отфильтровали и прокалили. При нагревании продукта прокаливании, который имеет черный цвет, с коксом было получено исходное вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

13) Раствор, полученный при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой, выпарили и осадок прокалили. Газообразные продукты полностью поглощены водой, а над твердым остатком пропустили водород. Напишите уравнения описанных реакций.

14) Черный порошок, который образовался при сжигании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-серной кислоте. В полученный раствор добавили щелочь, и выпавший осадок голубого цвета отделили и растворили в избытке раствора аммиака. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Вещество черного цвета получили, прокаливая осадок, который образуется при взаимодействии гидроксида натрия и сульфата меди (II). При нагревании этого вещества с углем получают металл красного цвета, который растворяется в концентрированной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

16) Металлическую медь обработали при нагревании йодом. Полученный продукт растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшийся раствор обработали раствором гидроксидом калия. Выпавший осадок прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

17) К раствору хлорида меди (II) добавили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный порошок растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

18) Медь растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали серной кислотой до появления характерной голубой окраски солей меди. Напишите уравнения описанных реакций.

19) Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

20) Газ, полученный при взаимодействии железных опилок с раствором соляной кислоты, пропустили над нагретым оксидом меди (II) до полного восстановления металла. полученный металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Напишите уравнения описанных реакций.

21) Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. Выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

22) Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Полученное при этом твердое черное вещество в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак. Напишите уравнения описанных реакций.

23) Оксид меди (II) обработали раствором серной кислоты. При электролизе образующегося раствора на инертном аноде выделяется газ. Газ смешали с оксидом азота (IV) и поглотили с водой. К разбавленному раствору полученной кислоты добавили магний, в результате чего в растворе образовалось две соли, а выделение газообразного продукта не происходило. Напишите уравнения описанных реакций.

24) Оксид меди (II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том, и в другом случае наблюдали образование осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

25) Нитрат меди (II) прокалили, образовавшееся твердое вещество растворили в разбавленной серной кислоте. Раствор полученной соли подвергли электролизу. Выделившееся на катоде вещество растворили в концентрированной азотной кислоте. Растворение протекает с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.

26) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида кальция. В котором выпал осадок. Часть газа не поглотилась, его пропустили над твердым веществом черного цвета, полученным при прокаливании нитрата меди (II). В результате образовалось твердое вещество темно-красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

27) Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выпадения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

CuCl₂ Cu + Сl₂

на катоде на аноде

Cu + 4HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ =2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

6NaOH₍_гор_.) + 3Cl₂ = NaClO₃ + 5NaCl + 3H₂O

CuCl₂ = Cu + Сl₂

на катоде на аноде

Cu + S = CuS

CuS + 8HNO₃₍_конц_._гор_.) = CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

или CuS + 10HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O

4NO₂ + 2Ba(OH)₂ = Ba(NO₃)₂ + Ba(NO₂)₂ + 2H₂O

NaNO₃₍_тв_.) + H₂SO₄₍_конц_.) = HNO₃ + NaHSO₄

Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂↑

Cu(NO₃)₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaNO₃

Cu(OH)₂ + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

5. 3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 4H₂O

Cu(NO₃)₂ + 2КOH = Cu(OH)₂↓ + 2КNO₃

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

CuO + C Cu + CO

6. Hg(NO₃)₂ + Cu = Cu(NO₃)₂ + Hg

Cu(NO₃)₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaNO₃

Сu(OH)₂ + 4(NH₃· H₂O) = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 5H₂SO₄ = CuSO₄ + 4NH₄HSO₄ + 2H₂O

7. Cu₂O + 6HNO₃₍_конц_.) = 2Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 3H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

4NO₂+ O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

10HNO₃ + 4Mg = 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

8. (CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

CuSO₄ + Cu + 2NaCl = 2CuCl↓ + Na₂SO₄

3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 4H₂O

2Cu(NO₃)₂+ 2H₂O = 2Cu + O₂ + 4HNO₃

на катоде на аноде

2Na + O₂ = Na₂O₂

2Na₂O₂ + CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

10.

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

11.

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

CuO + H₂ = Cu + H₂O

12.

Cu + Cl₂ = CuCl₂

CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaCl

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

CuO + C = Cu + CO

13.

Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

CuO + H₂ = Cu + H₂O

14.

2Cu + O₂ = 2CuO

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuSO₄ + NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Сu(OH)₂ + 4(NH₃· H₂O) = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

15.

СuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

CuO + C = Cu + CO

Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

16.

2Cu + I₂ = 2CuI

2CuI + 4H₂SO₄ = 2CuSO₄ + I₂ + 2SO₂ + 4H₂O

СuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

17.

2CuCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂CO₃ + CO₂ + 4NaCl

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O

CuO + H₂ = Cu + H₂O

3Cu + 8HNO₃₍_разб_{. )} = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 4H₂O

18.

3Cu + 8HNO₃₍_разб_.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 4H₂O

Сu(NO₃)₂ + 2NH₃· H₂O = Cu(OH)₂↓ + 2NH₄NO₃

Cu(OH)₂ + 4NH₃· H₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂+ 4H₂O

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 3H₂SO₄= CuSO₄ + 2(NH₄)₂SO₄+ 2H₂O

19) Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Сu(NO₃)₂ + 2NH₃· H₂O = Cu(OH)₂↓ + 2NH₄NO₃

Cu(OH)₂ + 4NH₃· H₂O = [Cu(NH₃)₄](OH)₂+ 4H₂O

[Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 6HCl= CuCl₂ + 4NH₄Cl+ 2H₂O

20.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Cu + 4HNO₃₍_конц_.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂+ 2H₂O = 2Cu + O₂ + 4HNO₃

21.

I₂+ 10HNO₃ = 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃

Cu(OH)₂ + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

22.

Cu₂O + 3H₂SO₄ = 2CuSO₄ + SO₂ + 3H₂O

СuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

23.

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

2CuSO₄+ 2H₂O = 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

10HNO₃ + 4Mg = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

24.

CuO + CO = Cu + CO₂

Cu + Cl₂ = CuCl₂

2CuCl₂ + 2KI = 2CuCl↓ + I₂ + 2KCl

CuCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl↓ + Cu(NO₃)₂

25.

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

2CuSO₄+ 2H₂O = 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Cu + 4HNO₃₍_конц_{. )} = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

26.

H₂C₂O₄ = CO↑ + CO₂↑ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O

2Cu(NO₃)₂ =2CuO + 4NO₂↑+ O₂↑

CuO + CO = Cu + CO₂

27.

Cu + 2H₂SO₄₍_конц_.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

SO₂ + 2KOH = K₂SO₃ + H₂O

СuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

Понравилось это:

Нравится Загрузка…

Химические свойства металлов — с чем реагируют? Свойства и таблица

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами

Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

оксид образует только литий
4Li + O₂ = 2Li₂O
натрий образует пероксид
2Na + O₂ = Na₂O₂
калий, рубидий и цезий — надпероксид
K + O₂ = KO₂

Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:

2Mg + O₂ = 2MgO

2Al + O₂ = Al₂O₃

2Zn + O₂ = 2ZnO (при нагревании)

4Cr + 3O₂ = 2Cr₂O₃

Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:

4Fe + 3O_{2 (воздух)} + 6H₂O_(влага) = 4Fe(OH)₃

С галогенами металлы образуют галогениды:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Mg + Cl₂ = MgCl₂

2Al + 3Br₂ = 2AlBr₃

Zn + Cl₂ =ZnCl₂

2Cr + 3Cl₂ = 2CrCl₃

Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):

Cu + Cl₂ = CuCl₂

Cu + Br₂ = CuBr₂

При взаимодействии с водородом образуются гидриды:

2Na + H₂ = 2NaH

Ca + H₂ +СaH₂

Zn + H₂ =ZnH₂

Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):

2K + S = K₂S

Сa + S = CaS

2Al + 3S = Al₂S₃

2Cr + 3S = Cr₂S₃

Cu +S = CuS

Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):

3K + P = K₃P

3Mg + 2P = Mg₃P₂

3Zn + 2P = Zn₃P₂

Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).

Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:

2Li + 2C = Li₂C₂

Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:

Ca + 2C = CaC₂

С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

6Li + N₂ = 2Li₃N

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

2Al + N₂ = 2AlN

2Cr + N₂ = 2CrN

Взаимодействие с водой

Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется h3. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.

Cr + H₂O = Cr₂O₃ + H₂

Zn + H₂O = ZnO + H₂

Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие с кислотами

Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

Металлы IА группы:

2K + H₂SO_{4 (раствор)} = K₂SO₄ + H₂

8K + 5H₂SO_{4 (конц)} = 4K₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

8Na + 10HNO_{3 (раствор)} = 8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O

3Na + 4HNO_{3 (конц)} = 3NaNO₃ + NO + 2H₂О

Металлы IIА группы

Mg + H₂SO_{4 (раствор)} = MgSO₄ + H₂

4Mg + 5H₂SO_{4 (конц)} = 4MgSO₄ + H₂S + 4H₂O

Mg+ 4HNO_{3 (конц)} = Mg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

4Mg + 10HNO_{3 (раствор)} = 4Mg(NO₃)₂ + 2N₂O + 5H₂O

Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.

Взаимодействие с солями

Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.

Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.

Взаимодействие с аммиаком

Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

2Li + 2NH₃ = 2LiNH₂ + H₂

Взаимодействие с органическими веществами

Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

2Na + 2C₂H₅OH = 2C₂H₅ONa + H₂

2K + 2C₆H₅OH = 2C₆H₅OK + H₂

Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.

Взаимодействие металлов с оксидами

Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.

8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe (алюмотермия)

3Са + Cr₂O₃ = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)

Практикующий детский психолог Екатерина Мурашова

Бесплатный курс для современных мам и пап от Екатерины Мурашовой. Запишитесь и участвуйте в розыгрыше 8 уроков

Вопросы для самоконтроля

С чем реагируют неактивные металлы?
С чем связаны восстановительные свойства металлов?
Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?
Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + Nh5NO3 + Н2O
Как металлы реагируют с кислотами?

Подведем итоги

От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).

Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.

Таблица «Химические свойства металлов»

Характеристики меди, реакция металла с азотной кислотой

It looks like you are visiting our site from Germany. Please switch to our regional site for more relevant pricing, product details, and special offers.

Choose another country

Устойчивый металл Vs. сильный окислитель

Твитнуть

Отправить

[Deposit Photos]

Медь — старейший металл, используемый людьми с давних времен. Медь имеет латинское название — cuprum. Ее порядковый номер — 29. В периодической системе Менделеева медь расположена в четвертом периоде, в первой группе.

Физические и химические свойства меди

Медь — это тяжелый металл розово-красного цвета с ковкой и мягкой структурой. Температура кипения меди — более 1000 °С. Сuprum — хороший электро- и теплопроводник, плавится при 1084 °С, плотность металла — 8,9 г/см³, в природе встречается в самородном виде.

Атом меди имеет 4 уровня. На валентной 4s-орбитали расположен один электрон. Во время химического взаимодействия с другими веществами от атома отщепляется 1—3 отрицательно заряженные частицы, в результате чего образуются соединения меди со степенью окисления «+3», «+2», «+1». Максимальной устойчивостью обладают двухвалентные производные меди.

[Deposit Photos]

Медь обладает низкой реакционной способностью. Существует две основные степени окисления металла, проявляющиеся в соединениях: «+1» и «+2». Вещества, в которых данные значения заменяются на «+3», встречаются редко. Медь взаимодействует с углекислым газом, воздухом, соляной кислотой и другими соединениями при очень высоких температурах. На поверхности металла образуется защитная оксидная пленка, которая предохраняет медь от дальнейшего окисления и делает металл стабильным и малоактивным.

Медь взаимодействует с простыми веществами: галогенами, селеном, серой. Металл способен формировать двойные соли или комплексные соединения. Почти все сложные соединения этого химического элемента (кроме оксидов) — это ядовитые вещества. Вещества, которые образовала одновалентная медь, легко окисляются до двухвалентных аналогов.

В химических реакциях медь выступает в качестве малоактивного металла. Металл не растворяется в воде в обычных условиях. В сухом воздухе не протекает коррозия металла, но при нагревании медь покрывается черным оксидным налетом. Химическая устойчивость элемента проявляется при действии углерода, безводных газов, нескольких органических соединений, спиртов и фенольных смол. Для меди характерны реакции комплексообразования, в результате которых выделяются окрашенные соединения. Медь имеет сходства с металлами щелочной группы, связанные с формированием производных одновалентного ряда.

Взаимодействие с азотной кислотой

Медь растворяется в азотной кислоте. Эта реакция осуществляется из-за окисления металла сильным реагентом. Азотная кислота (разбавленная и концентрированная), проявляет окислительные свойства с растворением меди.

Молекула азотной кислоты [Deposit Photos]

При реакции металла с разбавленной кислотой образуется нитрат меди и двухвалентный оксид азота в соотношении 75%:25%. Уравнение реакции:

8HNO₃ + 3Cu → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

В реакции участвует 1 моль меди и 3 моля концентрированной азотной кислоты. При растворении меди раствор сильно разогревается, в результате чего происходит термическое разложение окислителя и наблюдается выделение дополнительного объема азотных оксидов. Уравнение реакции:

4HNO₃ + Cu → Cu(NO₃) + 2NO₂ + 2H₂O

Такой способ растворения меди имеет недостаток: во время реакции меди с азотной кислотой происходит выделение большого количества азотных оксидов. Для улавливания (или нейтрализации) азотных оксидов требуется специальное оборудование, потому процесс этот слишком затратный. Растворение меди в азотной кислоте считается завершенным, когда полностью прекращается выработка летучих азотистых оксидов. Температура реакции — 60—70 °С. Следующий этап — спуск раствора из химического реактора. После этого на дне реактора остаются куски меди, не вступившие в реакцию. К полученной жидкости добавляется вода и проводится фильтрация. Нажмите здесь, чтобы изучить свойства меди на примере взаимодействия с другими веществами.

Азотная кислота и медь: реакция на примере опыта

Проследить всю реакцию азотной кислоты и меди можно на примере опыта, положив в концентрированную азотную кислоту пластинку меди. Происходит выделение бурого газа: сначала медленное, затем более сильное. Раствор приобретает зеленую окраску. Если в избытке добавлять медь в процессе реакции, раствор постепенно окрасится в голубой цвет. Реакция меди с азотной кислотой происходит с выделением тепла и токсичного газа, имеющего резкий запах.

Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой относится к окислительно-восстановительным реакциям. Восстановителем здесь является металл, а окислителем — азотная кислота. Уравнение реакции:

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Реакция экзотермическая, поэтому при самопроизвольном разогреве смеси реакция ускоряется.

Реакция меди с азотной кислотой начинается при комнатной температуре. Металл покрывается пузырьками, они всплывают и наполняют пробирку бурым газом — NO₂ (токсичным ядовитым диоксидом азота с резким запахом). Этот газ в 1,5 раза тяжелее воздуха.

Реакция меди с азотной кислотой протекает в два этапа:

на первом этапе кислота окисляет медь до оксида меди, выделяя диоксид азота;
на втором этапе оксид меди реагирует с новыми порциями кислоты, образуя нитрат меди Cu(NO₃)₂. Смесь разогревается, и реакция протекает быстрее.

Нитрат меди (тригидрат) [Wikipedia]

Итог: металл растворился и образовался раствор нитрата меди. Благодаря нитрату меди полученный раствор имеет зеленый или голубой цвет (оттенок будет зависеть от количества использованной воды).

Твитнуть

Отправить

Больше статей о химии:

Эксперимент «Несгораемая купюра» Почему купюра не горит?
Эксперимент «Химический маятник» Реакция Белоусова-Жаботинского

Делайте эксперименты дома!

Трансмутация

Узнать больше

Попробовать

Уравнение реакции HCl Zn, ОВР, сокращенное-ионное уравнение.

Уравнение реакции HCl Zn, ОВР, сокращенное-ионное уравнение Zn hcl уравнение реакции в ионном виде

Цинк (Zn) — химический элемент, принадлежащий к группе щелочноземельных металлов. В периодической таблице Менделеева располагается под номером 30, что означает, что заряд ядра атома, число электронов и протонов тоже равно 30. Цинк находится в побочной II группе IV периода. По номеру группы можно определить количество атомов, которые находятся на его валентном или внешнем энергетическом уровне — соответственно, 2.

Цинк как типичный щелочной металл

Цинк — это типичный представитель металлов, в нормальном состоянии имеет голубовато-серый цвет, легко окисляется на воздухе, приобретая на поверхности оксидную пленку (ZnO).

Как типичный амфотерный металл цинк взаимодействует с кислородом воздуха: 2Zn+O2=2ZnO — без температуры, с образованием оксидной пленки. При нагревании образуется белый порошок.

Сам оксид реагирует с кислотами с образованием соли и воды:

2ZnO+2HCl=ZnCl2+h3O.

С растворами кислот. Если цинк обычной чистоты, то уравнение реакции HCl Zn ниже.

Zn+2HCl= ZnCl2+h3 — молекулярное уравнение реакции.

Zn (заряд 0) + 2H (заряд +) + 2Cl (заряд -) = Zn (заряд +2) + 2Cl (заряд -)+ 2H (заряд 0) — полное Zn HCl ионное уравнение реакции.

Zn + 2H(+) = Zn(2+) +h3 — С.И.У. (сокращенное ионное уравнение реакции).

Реакция цинка с соляной кислотой

Данное уравнение реакции HCl Zn относится к типу окислительно-восстановительных. Это можно доказать тем, что у Zn и h3 в ходе реакции изменился заряд, наблюдалось качественное проявление реакции, а также наблюдалось присутствие окислителя и восстановителя.

В данном случае h3 является окислителем, так как с. о. водорода до начала реакции была «+», а после стала «0». Он участвовал в процессе восстановления, отдавая 2 электрона.

Zn является восстановителем, он участвует в окислении, принимая 2 электрона, повышая с.о. (степень окисления).

Также это реакция замещения. В ходе нее участвовало 2 вещества, простое Zn и сложное — HCl. В результате реакции образовалось 2 новых вещества, а также одно простое — h3 и одно сложное — ZnCl2. Так как Zn расположен в ряду активности металлов до h3, он вытеснил его из вещества, которое реагировала с ним.

Пора двигаться дальше. Как мы уже знаем, полное ионное уравнение нуждается в «чистке». Необходимо удалить те частицы, которые присутствуют и в правой, и в левой частях уравнения. Эти частицы иногда называют «ионами-наблюдателями»; они не принимают участия в реакции.

В принципе, ничего сложного в этой части нет. Нужно лишь быть внимательным и осознавать, что в некоторых случаях полное и краткое уравнения могут совпадать (подробнее — см. пример 9).

Пример 5 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие кремниевой кислоты и гидроксида калия в водном растворе.

Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения:

H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O.

Кремниевая кислота — один из редких примеров нерастворимых кислот; записываем в молекулярной форме. KOH и K 2 SiO 3 пишем в ионной форме. H 2 O, естественно, записываем в молекулярной форме:

H 2 SiO 3 + 2K + + 2OH — = 2K + + SiO 3 2- + 2H 2 O.

Видим, что ионы калия не изменяются в ходе реакции. Данные частицы не принимают участия в процессе, мы должны убрать их из уравнения. Получаем искомое краткое ионное уравнение:

H 2 SiO 3 + 2OH — = SiO 3 2- + 2H 2 O.

Как видите, процесс сводится к взаимодействию кремниевой кислоты с ионами OH — . Ионы калия в данном случае не играют никакой роли: мы могли заменить КОН гидроксидом натрия или гидроксидом цезия, при этом в реакционной колбе протекал бы тот же самый процесс.

Пример 6 . Оксид меди (II) растворили в серной кислоте. Напишите полное и краткое ионные уравнения данной реакции.

Решение . Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O.

Соответствующие ионные уравнения приведены ниже. Думаю, комментировать что-либо в данном случае излишне.

2H + + SO 4 2- + CuO = Cu 2+ + SO 4 2- + H 2 O

2H + + CuO = Cu 2+ + H 2 O

Пример 7 . C помощью ионных уравнений опишите взаимодействие цинка с соляной кислотой.

Решение . Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами с выделением водорода (специфические свойства кислот-окислителей мы сейчас не обсуждаем):

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 .

Полное ионное уравнение записывается без труда:

Zn + 2H + + 2Cl — = Zn 2+ + 2Cl — + H 2 .

К сожалению, при переходе к краткому уравнению в заданиях такого типа школьники часто делают ошибки. Например, убирают цинк из двух частей уравнения. Это грубая ошибка! В левой части присутствует простое вещество, незаряженные атомы цинка. В правой части мы видим ионы цинка. Это совершенно разные объекты! Попадаются и еще более фантастические варианты. Например, в левой части зачеркиваются ионы H+, а в правой — молекулы H 2 . Мотивируют это тем, что и то, и другое является водородом. Но тогда, следуя этой логике, можно, например, считать, что H 2 , HCOH и CH 4 — это «одно и тоже», т. к. во всех этих веществах содержится водород. Видите, до какого абсурда можно дойти!

Естественно, в данном примере мы можем (и должны!) стереть только ионы хлора. Получаем окончательный ответ:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 .

В отличие от всех разобранных выше примеров, данная реакция является окислительно-восстановительной (в ходе данного процесса происходит изменение степеней окисления). Для нас, однако, это совершенно непринципиально: общий алгоритм написания ионных уравнений продолжает работать и здесь.

Пример 8 . Медь поместили в водный раствор нитрата серебра. Опишите происходящие в растворе процессы.

Решение . Более активные металлы (стоящие левее в ряду напряжений) вытесняют менее активные из растворов их солей. Медь находится в ряду напряжений левее серебра, следовательно, вытесняет Ag из раствора соли:

Сu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓.

Полное и краткое ионные уравнения приведены ниже:

Cu 0 + 2Ag + + 2NO 3 — = Cu 2+ + 2NO 3 — + 2Ag↓ 0 ,

Cu 0 + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag↓ 0 .

Пример 9 . Напишите ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов гидроксида бария и серной кислоты.

Решение . Речь идет о хорошо знакомой всем реакции нейтрализации, молекулярное уравнение записывается без труда:

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O.

Полное ионное уравнение:

Ba 2+ + 2OH — + 2H + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O.

Пришло время составлять краткое уравнение, и тут выясняется интересная деталь: сокращать, собственно, нечего. Мы не наблюдаем одинаковых частиц в правой и левой частях уравнения. Что делать? Искать ошибку? Да нет, никакой ошибки здесь нет. Встретившаяся нам ситуация нетипична, но вполне допустима. Здесь нет ионов-наблюдателей; все частицы участвуют в реакции: при соединении ионов бария и сульфат-аниона образуется осадок сульфата бария, а при взаимодействии ионов H + и OH — — слабый электролит (вода).

«Но, позвольте!» — воскликните вы. — «Как же нам составлять краткое ионное уравнение?»

Никак! Вы можете сказать, что краткое уравнение совпадает с полным, вы можете еще раз переписать предыдущее уравнение, но смысл реакции от этого не изменится. Будем надеяться, что составители вариантов ЕГЭ избавят вас от подобных «скользких» вопросов, но, в принципе, вы должны быть готовы к любому варианту развития событий.

Пора начинать работать самостоятельно. Предлагаю вам выполнить следующие задания:

Упражнение 6 . Составьте молекулярные и ионные уравнения (полное и краткое) следующих реакций:

Ba(OH) 2 + HNO 3 =
Fe + HBr =
Zn + CuSO 4 =
SO 2 + KOH =

Как решать задание 31 на ЕГЭ по химии

В принципе, алгоритм решения данной задачи мы уже разобрали. Единственная проблема заключается в том, что на ЕГЭ задание формулируется несколько… непривычно. Вам будет предложен список из нескольких веществ. Вы должны будете выбрать два соединения, между которыми возможна реакция, составить молекулярное и ионные уравнения. Например, задание может формулироваться следующим образом:

Пример 10 . В вашем распоряжении имеются водные растворы гидроксида натрия, гидроксида бария, сульфата калия, хлорида натрия и нитрата калия. Выберите два вещества, которые могут реагировать друг с другом; напишите молекулярное уравнение реакции, а также полное и краткое ионные уравнения.

Решение . Вспоминая свойства основных классов неорганических соединений , приходим к выводу, что единственная возможная реакция — это взаимодействие водных растворов гидроксида бария и сульфата калия:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2KOH.

Полное ионное уравнение:

Ba 2+ + 2OH — + 2K + + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2K + + 2OH — .

Краткое ионное уравнение:

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓.

Кстати, обратите внимание на интересный момент: краткие ионные уравнения получились идентичными в данном примере и в примере 1 из первой части данной статьи. На первый взгляд, это кажется странным: реагируют совершенно разные вещества, а результат одинаковый. В действительности, ничего странного здесь нет: ионные уравнения помогают увидеть суть реакции, которая может скрываться под разными оболочками.

И еще один момент. Давайте попробуем взять другие вещества из предложенного списка и составить ионные уравнения. Ну, например, рассмотрим взаимодействие нитрата калия и хлорида натрия. Запишем молекулярное уравнение:

KNO 3 + NaCl = NaNO 3 + KCl.

Пока все выглядит достаточно правдоподобно, и мы переходим к полному ионному уравнению:

K + + NO 3 — + Na + + Cl — = Na + + NO 3 — + K + + Cl — .

Начинаем убирать лишнее и обнаруживаем неприятную деталь: ВСЕ в этом уравнении является «лишним». Все частица, присутствующие в левой части, мы находим и в правой. Что это означает? Возможно ли такое? Да, возможно, просто никакой реакции в данном случае не происходит; частицы, изначально присутствовавшие в растворе, так и останутся в нем. Реакции нет!

Видите, в молекулярном уравнении мы спокойно написали чепуху, но «обмануть» краткое ионное уравнение не удалось. Это тот самый случай, когда формулы оказываются умнее нас! Запомните: если при написании краткого ионного уравнения, вы приходите к необходимости убрать все вещества, это означает, что либо вы ошиблись и пытаетесь «сократить» что-то лишнее, либо данная реакция вообще невозможна.

Пример 11 . Карбонат натрия, сульфат калия, бромид цезия, соляная кислота, нитрат натрия. Из предложенного перечня выберите два вещества, которые способны прореагировать друг с другом, напишите молекулярное уравнение реакции, а также полное и краткое ионные уравнения.

Решение . В приведенном списке присутствуют 4 соли и одна кислота. Соли способны реагировать друг с другом только в том случае, если в ходе реакции образуется осадок, но ни одна из перечисленных солей не способна образовать осадок в реакции с другой солью из этого списка (проверьте этот факт, пользуясь таблицей растворимости !) Кислота способна прореагировать с солью лишь в том случае, когда соль образована более слабой кислотой. Серная, азотная и бромоводородная кислоты не могут быть вытеснены действием HCl. Единственный разумный вариант — взаимодействие соляной кислоты с карбонатом натрия.

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

Обратите внимание: вместо формулы H 2 CO 3 , которая, по идее, должна была образоваться в ходе реакции, мы пишем H 2 O и CO 2 . Это правильно, т. к. угольная кислота крайне неустойчива даже при комнатной температуре и легко разлагается на воду и углекислый газ.

При записи полного ионного уравнения учитываем, что диоксид углерода не является электролитом:

2Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl — = 2Na + + 2Cl — + H 2 O + CO 2 .

Убираем лишнее, получаем краткое ионное уравнение:

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2 .

А теперь поэкспериментируйте немного! Попробуйте, как мы это сделали в предыдущей задаче, составить ионные уравнения неосуществимых реакций. Возьмите, например, карбонат натрия и сульфат калия или бромид цезия и нитрат натрия. Убедитесь, что краткое ионное уравнение вновь окажется «пустым».

рассмотрим еще 6 примеров решения заданий ЕГЭ-31,
обсудим, как составлять ионные уравнения в случае сложных окислительно-восстановительных реакций,
приведем примеры ионных уравнений с участием органических соединений,
затронем реакции ионного обмена, протекающие в неводной среде.

Цинк как типичный щелочной металл

Сам оксид реагирует с кислотами с образованием соли и воды:

2ZnO+2HCl=ZnCl2+h3O.

С растворами кислот. Если цинк обычной чистоты, то уравнение реакции HCl Zn ниже.

Zn+2HCl= ZnCl2+h3 — молекулярное уравнение реакции.

Zn (заряд 0) + 2H (заряд +) + 2Cl (заряд -) = Zn (заряд +2) + 2Cl (заряд -)+ 2H (заряд 0) — полное Zn HCl ионное уравнение реакции.

Zn + 2H(+) = Zn(2+) +h3 — С.И.У. (сокращенное ионное уравнение реакции).

Реакция цинка с соляной кислотой

Zn является восстановителем, он участвует в окислении, принимая 2 электрона, повышая с. {2+} + 2e- &-> Cu(s)} & (E &= \pu{0,34 В})\\ \ce{2H+ + 2e- &-> h3} & (E &= \pu{0 V}) \end{выравнивание}

Что меня смущает, так это то, что в решении у нас будут $\ce{H+}$, $\ce{Cl-}$ и $\ce{Cu(s)}$, которые все являются произведениями в уравнениях (кроме $\ce{H+}$). Я понимаю, что для обратного уравнения (окисление) потенциал окисления определяется отрицательным значением потенциала восстановления. Мне интересно, если мы сначала посмотрим на медь и хлор, является ли единственным вариантом для окисления $\ce{Cl-}$ в растворе (с $E = \pu{-1,36 V}$)? Кроме того, может ли медь также быть только окисленной (при $E = \pu{-0,34 В}$)? И если оба эти утверждения верны, значит ли это, что эти два вообще не могут реагировать не потому, что общая сумма $E$ отрицательна, а потому, что они оба могут только окисляться?

электрохимия
восстановительный потенциал

$\endgroup$

$\begingroup$

Могу я просто уточнить, не вдаваясь в детали конкретной проблемы, если у вас есть Cu(s) в растворе (как у вас здесь), может ли он ТОЛЬКО окисляться? По сути, вы ищете, есть ли в растворе что-нибудь, что может окислять медь?

Давайте рассмотрим ваш запрос дольше. Для подобных электрохимических задач сначала нужно составить список исходных материалов и возможных продуктов. Проведите мысленный эксперимент еще до того, как просмотрите таблицы. Это долгий путь, но он поможет вам в решении будущих проблем. 9-$ в Cl$_2$? Это можно легко устранить, потому что для того, чтобы медь окислилась, она должна еще больше восстановиться, что невозможно.

На этом этапе вы можете использовать электродные потенциалы. Напомним, катод относится к восстановлению, а анод относится к окислению. Ecell= E$_{катод}$-E$_{анод}$

Ecell= E(для водородной полуэлемента, т.к. он восстанавливается) — E(медный полуэлемент)

Ecell= 0,00- (+0,34) = — 0,34 В

Знак минус показывает, что в данных условиях это невозможно. 92- + h3O}$$

$\endgroup$

$\begingroup$

Хорошо, если вы возьмете кусок металлической меди (я использую водопроводную медь, высокой чистоты) в концентрированной HCl, медь со временем очистится от покрытия Cu2O. [EDIT] Цитировать источник:

Медь
обладает отличной атмосферной коррозионной стойкостью. Он естественным образом покрывается оксидной пленкой, меняя цвет на темно-коричневый/черный в нормальных атмосферных условиях. Позже на поверхности меди на открытом воздухе образуется зеленая патина с различной интенсивностью в зависимости от того, где и как подвергается воздействию поверхность.

Итак, проведите эксперимент с металлической медью, сделав фотографии до и после, и посмотрите, заметно ли они отличаются.

Основная химия, согласно Википедии, цитата:

Хлорид меди(I)… представляет собой белое твердое вещество, мало растворимое в воде, но хорошо растворимое в концентрированной соляной кислоте. Загрязненные образцы выглядят зелеными из-за присутствия хлорида меди (II) (CuCl2).

Также образует хлорокомплекс с концентрированной HCl:

Он образует комплексы с ионами галогенидов, например, образуя h4O+ CuCl2- в концентрированной соляной кислоте.

Итак, ожидаемые реакции в концентрированной HCl, очистка от любого покрытия Cu2O:

$\ce{HCl + h3O <=> h4O+ + Cl-}$

$\ce{Cu2O + 2 HCl -> 2 CuCl (s) + h3O}$

$\ce{CuCl (s) + h4O+ + Cl- <=> (h4O)CuCl2 (водн.)}$

Я проводил эксперименты, в которых добавляли много NaCl, создавая присутствие растворимой меди (в виде NaCuCl2). Википедия также цитирует препарат оксихлорида меди на основе этого преобразования растворимости меди согласно уравнениям (6) и уравнениям (7) здесь, где:

$\ce{ Cu (тв) + CuCl2 (водн.) -> 2 CuCl2 (тв.)}$

$\ce{ 2 CuCl (тв.) + 2 NaCl (водн.) -> 2 NaCuCl2 (водн.)}$

Никакой другой очевидной реакции со свежеочищенной медью не происходит.

$\endgroup$

$\begingroup$

Трех уравнений, которые вы перечислили, недостаточно, чтобы ответить на вопрос. Электрохимические потенциалы приведены для стандартных условий, если не указано иное. Теперь, когда вы помещаете кусок меди в 1 M HCl, [H +] составляет 1 M (стандарт), [Cl-] составляет 1 M (стандарт) и [Cu++] равен нулю (нестандарт). Уравнение для рассмотрения 9-12 M

Конечная концентрация меди в этой реакции очень мала (3 триллионные доли моля на литр, 190 миллионных долей по весу), но не равна нулю. И я не учел, что h3 не находится при стандартном давлении (1 атм), что немного поднимет напряжение, а также возможное [Cu++]. Таким образом, медь не является полностью инертной в 1 М HCl. И это при условии, что вы говорите об инертной атмосфере, такой как 100% N2.

В реальной жизни это было бы сделано на воздухе (O2 = 0,2 атм). А кислород подберет электроны и отдаст гидроксил: 9-14, а не 1 М). Итак, теперь медь может окислиться и раствориться.

Ты мне не веришь? Капните немного HCl (1 М или больше) на монетку и наблюдайте, как она разъедает — и когда она пробивает внутреннюю часть цинка, пузыри!

$\endgroup$

Твой ответ

Зарегистрируйтесь или войдите

Зарегистрироваться через Google

Зарегистрироваться через Facebook

Зарегистрируйтесь, используя электронную почту и пароль

Опубликовать как гость

Электронная почта

Обязательно, но не отображается

Опубликовать как гость

Электронная почта

Требуется, но не отображается

Нажимая «Опубликовать свой ответ», вы соглашаетесь с нашими условиями обслуживания, политикой конфиденциальности и политикой использования файлов cookie

Химия меди — Химия LibreTexts

Последнее обновление
Сохранить как PDF

Идентификатор страницы: 3722

Джим Кларк
Школа Труро в Корнуолле

Медь относится к тому же семейству периодической таблицы, что и серебро и золото, поскольку у каждого из них есть один s-орбитальный электрон поверх заполненной электронной оболочки, которая образует металлические связи. Это сходство электронной структуры делает их похожими по многим характеристикам. Все они обладают очень высокой тепло- и электропроводностью и являются ковкими металлами. Среди чистых металлов при комнатной температуре медь имеет вторую по величине электрическую и теплопроводность после серебра.

Введение

Использование меди восходит к глубокой истории. Медные бусы были найдены на территории современного Ирака, датируемого 9000 годом до нашей эры. Металл относительно легко добывать и очищать, что способствует его раннему и широкому использованию. Однако, будучи мягким, он непригоден для изготовления надежных инструментов и оружия. Первые кузнецы еще за 3000 лет до нашей эры научились сочетать медь с другими металлами для получения более прочных сплавов. Латунь (медь и цинк) и бронза (медь и олово) являются двумя примерами. Символ и название меди происходят от латинского 9.0035 cuprum , что буквально означает «с острова Кипр», ранний источник медной руды.

До 1982 года пенни США были из чистой меди. Теперь они в основном цинковые с тонкой оболочкой из меди. Большая часть добываемой сегодня меди очищается и вытягивается в проволоку для использования в электротехнической промышленности. Значительная часть также используется в производстве водопроводных труб. Медь, конечно же, имеет характерный цвет, который знаком большинству людей. Он является одним из лучших электрических проводников и устойчив к коррозии от большинства кислот (кроме азотной и горячей концентрированной серной). При воздействии элементов в течение определенного периода времени на нем образуется зеленоватый налет или патина, представляющая собой карбонат меди (II), защитное покрытие, предотвращающее дальнейший износ.

Залежи и извлечение меди

Медь встречается как в связанном, так и в свободном состоянии, а также во многих рудах. Важными рудами меди являются медный пирит ($CuFeS_2$), куприт и медный глянец. Медные руды в основном находятся на севере Индии. Извлечение меди также включает в себя множество стадий. Руда, используемая для добычи, представляет собой медный колчедан, который измельчается, концентрируется и затем нагревается в присутствии воздуха. При нагревании влага удаляется, а колчедан меди превращается в сульфид железа и сульфид меди.

\[ 2CuFeS_2 + O_2 \rightarrow Cu_2S + 2FeS + SO_2 \]

Доменная печь предназначена для нагрева смеси обожженной руды, порошкообразного кокса и песка. В доменной печи происходят реакции окисления. Сульфид железа образует оксид железа, который соединяется с кремнеземом и образует шлак ($FeSiO_2$).

\[ 2FeS + 3O_2 \rightarrow 2FeO + 2SO_2\]

\[ FeO + SiO_2 \rightarrow FeSiO_3\]

Сульфид меди образует закись меди, которая частично превращается в сульфид меди.

\[ Cu_2S + 3 O_2 \rightarrow 2Cu_2O + 2SO_2\]

\[ Cu_2O + FeS \rightarrow Cu_2S + FeO\]

Этот сульфид меди содержит некоторое количество сульфида железа и называется штейном. Штейн удаляют из основного выхода доменной печи. Удаленный штейн переводится в бессемеровский конвертер, который внутри футерован оксидом магния. Этот преобразователь имеет трубы, через которые подается горячий воздух и $SiO_2$. В этом конвертере $Cu_2S$ преобразуется в $Cu_2O$, а $FeS$ превращается в $FeO$. Закись железа образует шлак с $SiO_2$. Образующийся оксид меди реагирует с Cu2S и образует медь.

\[ 2Cu_2O + Cu_2S \rightarrow 6Cu + SO_2\]

Полученную медь очищают электролизом.

Реакции ионов меди(II) в растворе

Простейшим ионом, который медь образует в растворе, является типичный синий ион гексааквамеди(II) — [Cu(H ₂ O) ₆ ] ²⁺ .

Реакции ионов гексааквамеди(II) с ионами гидроксида

Ионы гидроксида (например, из раствора гидроксида натрия) удаляют ионы водорода из водных лигандов, присоединенных к иону меди. Как только ион водорода был удален из двух молекул воды, у вас остался комплекс без заряда — нейтральный комплекс. Он нерастворим в воде, и образуется осадок.

Цветовая кодировка показывает, что это не реакция обмена лиганда. Кислороды, которые первоначально были связаны с медью, все еще связаны в нейтральном комплексе.

В пробирке изменение цвета:

Реакции ионов гексааквамеди(II) с раствором аммиака

Аммиак действует как основание и как лиганд. При небольшом количестве аммиака ионы водорода отрываются от гексаакваиона точно так же, как и в случае гидроксид-иона, с образованием того же нейтрального комплекса. 9{2+} + H_2O\]

Примечание

Вы можете удивиться, почему это второе уравнение дается исходя из исходного гексаакваиона, а не нейтрального комплекса. Объяснить, почему осадок снова растворяется, довольно сложно. Полное объяснение вы найдете на странице о реакциях между ионами гексааква и раствором аммиака.

Изменения цвета:

Реакция ионов гексааквамеди(II) с ионами карбоната

Вы просто получаете осадок того, что вы можете представить как карбонат меди(II). 9{2-} + 6H_2O\]

Поскольку реакция обратима, вы получаете смесь цветов из-за обоих комплексных ионов. Цвет иона тетрахлоркупрата (II) можно также описать как оливково-зеленый или желтый. Если к зеленому раствору добавить воду, он снова станет синим.

Реакция ионов гексааквамеди(II) с ионами йодида

Ионы меди(II) окисляют ионы йодида до молекулярного йода, и в процессе сами восстанавливаются до йодида меди(I).

9- (aq)\]

Когда раствор тиосульфата натрия вливается из бюретки, окраска йода тускнеет. Когда почти все кончится, добавьте немного раствора крахмала. Он обратимо реагирует с йодом, образуя темно-синий комплекс крахмал-йод, который гораздо легче увидеть.

Медленно добавляйте последние несколько капель раствора тиосульфата натрия, пока не исчезнет синяя окраска. Если вы проследите пропорции реакции с помощью двух уравнений, вы обнаружите, что на каждые 2 моля ионов меди (II), с которыми вы должны были начать, вам нужно 2 моля раствора тиосульфата натрия. Зная концентрацию раствора тиосульфата натрия, легко рассчитать концентрацию ионов меди(II).

Некоторые важные химические вещества меди(I)

Диспропорционирование ионов меди(I) в растворе

Химия меди(I) ограничивается реакцией, которая протекает с участием простых ионов меди(I) в растворе. Это хороший пример диспропорционирования — реакции, при которой что-то окисляется и восстанавливается. Ионы меди (I) в растворе диспропорционируют с образованием ионов меди (II) и осадка меди. Реакция:

Любая попытка получить простое соединение меди(I) в растворе приводит к этому. Например, если вы взаимодействуете с оксидом меди (I) с горячей разбавленной серной кислотой, вы можете ожидать получения раствора сульфата меди (I) и воды. На самом деле вы получаете коричневый осадок меди и синий раствор сульфата меди (II) из-за реакции диспропорционирования.

\[ Cu_2O + H_2SO_4 \rightarrow Cu + CuSO_4 + H_2O\]

Стабилизация степени окисления меди(I)

Мы уже видели, что йодид меди(I) образуется в виде не совсем белого осадка, если добавить раствора иодида калия в раствор, содержащий ионы меди(II). Иодид меди(I) практически нерастворим в воде, поэтому реакции диспропорционирования не происходит. Точно так же хлорид меди (I) может быть получен в виде белого осадка (реакция описана ниже). Если его отделить от раствора и как можно быстрее высушить, он останется белым. Однако при контакте с водой он медленно становится синим по мере образования ионов меди (II). Реакция диспропорционирования происходит только с простыми ионами меди (I) в растворе.

Образование комплексов меди(I) (кроме комплексов с водой в качестве лиганда) также стабилизирует степень окисления меди(I). Например, оба [Cu(NH ₃ ) ₂ ] ⁺ и [CuCl ₂ ] ^— представляют собой комплексы меди (I), которые не диспропорционируют . Хлорсодержащий комплекс образуется при растворении оксида меди(I) в концентрированной соляной кислоте. Вы можете представить, что это происходит в два этапа. Сначала образуется хлорид меди(I): 9-_{(aq)}\]

Вы можете получить белый осадок хлорида меди(I) (упомянутый выше), добавляя к этому раствору воду. Это обращает последнюю реакцию, удаляя лишний хлорид-ион.

Авторы и авторство

Эта страница под названием «Химия меди» распространяется по незаявленной лицензии, ее автором, ремиксом и/или куратором является Джим Кларк.

Наверх

Была ли эта статья полезной?

Тип изделия
Раздел или страница
Автор
Джим Кларк
Показать страницу TOC
№ на стр.
Метки
1. медь
2. медный пирит
3. замена лиганда

Мэтуэй | Популярные проблемы

1	Найдите количество нейтронов	Х
2	Найдите массу 1 моля	Н_2О
3	Весы	H_2(SO_4)+K(OH)→K_2(SO_4)+H(OH)
4	Найдите массу 1 моля	Х
5	Найдите количество нейтронов	Фе
6	Найдите количество нейтронов	Тк
7	Найдите электронную конфигурацию	Х
8	Найдите количество нейтронов	Са
9	Весы	CH_4+O_2→H_2O+CO_2
10	Найдите количество нейтронов	С
11	Найдите число протонов	Х
12	Найдите количество нейтронов	О
13	Найдите массу 1 моля	СО_2
14	Весы	C_8H_18+O_2→CO_2+H_2O
15	Найдите атомную массу	Х
16	Определить, растворимо ли соединение в воде	Н_2О
17	Найдите электронную конфигурацию	На
18	Найдите массу отдельного атома	Ч
19	Найдите количество нейтронов	№
20	Найдите количество нейтронов	Золото
21	Найдите количество нейтронов	Мн
22	Найдите количество нейтронов	Ру
23	Найдите электронную конфигурацию	О
24	Найдите массовые проценты	Н_2О
25	Определите, растворимо ли соединение в воде	NaCl
26	Найдите эмпирическую/самую простую формулу	Н_2О
27	Найдите числа окисления	Н_2О
28	Найдите электронную конфигурацию	К
29	Найдите электронную конфигурацию	мг
30	Найдите электронную конфигурацию	Са
31	Найдите количество нейтронов	Rh
32	Найдите количество нейтронов	На
33	Найдите количество нейтронов	Пт
34	Найдите количество нейтронов	Бе	Быть
35	Найдите количество нейтронов	Кр
36	Найдите массу 1 моля	Н_2SO_4
37	Найдите массу 1 моля	HCl
38	Найдите массу 1 моля	Фе
39	Найдите массу 1 моля	С
40	Найдите количество нейтронов	Медь
41	Найдите количество нейтронов	С
42	Найдите числа окисления	Х
43	Весы	CH_4+O_2→CO_2+H_2O
44	Найдите атомную массу	О
45	Найдите атомный номер	Х
46	Найдите количество нейтронов	Пн
47	Найдите количество нейтронов	ОС
48	Найдите массу 1 моля	NaOH
49	Найдите массу 1 моля	О
50	Найдите электронную конфигурацию	Фе
51	Найдите электронную конфигурацию	С
52	Найдите массовые проценты	NaCl
53	Найдите массу 1 моля	К
54	Найдите массу отдельного атома	На
55	Найдите количество нейтронов	Н
56	Найдите количество нейтронов	Ли
57	Найдите количество нейтронов 92О
60	Упростить	ч*2о
61	Определить, растворимо ли соединение в воде	Х
62	Определение плотности на STP	Н_2О
63	Найдите числа окисления	NaCl
64	Найдите атомную массу	Он	Он
65	Найдите атомную массу	мг
66	Найдите число электронов	Х
67	Найдите количество электронов	О
68	Найдите число электронов	С
69	Найдите количество нейтронов	Пд
70	Найдите количество нейтронов	рт. ст.
71	Найдите количество нейтронов	Б
72	Найдите массу отдельного атома	Ли
73	Найдите эмпирическую формулу	Н=12%, С=54%, N=20	, ,
74	Найдите число протонов	Быть	Быть
75	Найдите массу 1 моля	На
76	Найдите электронную конфигурацию	Со
77	Найдите электронную конфигурацию	С
78	Весы	C_2H_6+O_2→CO_2+H_2O
79	Весы	Н_2+О_2→Н_2О
80	Найдите электронную конфигурацию	Р
81	Найдите электронную конфигурацию	Пб
82	Найдите электронную конфигурацию	Ал
83	Найдите электронную конфигурацию	Ар
84	Найдите массу 1 моля	О_2
85	Найдите массу 1 моля	Н_2
86	Найдите количество нейтронов	К
87	Найдите количество нейтронов	Р
88	Найдите количество нейтронов	мг
89	Найдите количество нейтронов	Вт
90	Найдите массу отдельного атома	С
91	Упростить	н/д+кл
92	Определить, растворимо ли соединение в воде	Н_2SO_4
93	Определение плотности на STP	NaCl
94	Найдите числа окисления	C_6H_12O_6
95	Найдите числа окисления	На
96	Определить, растворимо ли соединение в воде	C_6H_12O_6
97	Найдите атомную массу	Кл
98	Найдите атомную массу	Фе
99	Найдите эмпирическую/самую простую формулу	СО_2
100	Найдите количество нейтронов	Мт

медь

МЕДЬ

На этой странице рассматриваются некоторые аспекты химии меди, необходимые для сдачи экзаменов уровня A в Великобритании. Химия меди (II) в основном резюмируется из других мест на сайте со ссылками на более подробные объяснения. На странице также рассматриваются некоторые простые химические процессы на основе меди(I).

Реакции ионов меди(II) в растворе

Простейшим ионом, который медь образует в растворе, является типичный синий ион гексааквамеди(II) — [Cu(H ₂ О) ₆ ] ²⁺ .

Примечание: Если вас не устраивают сложные ионы (в том числе то, как они связаны и называются), вам стоит пройти по этой ссылке и изучить первые пару страниц в меню сложных ионов, прежде чем продолжить.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.

Реакция ионов гексааквамеди(II) с гидроксид-ионами

Ионы гидроксида (например, из раствора гидроксида натрия) удаляют ионы водорода из водных лигандов, присоединенных к иону меди.

После того, как ион водорода будет удален из двух молекул воды, останется комплекс без заряда — нейтральный комплекс. Он нерастворим в воде, и образуется осадок.

Примечание: Цветовая кодировка показывает, что этот не является реакцией обмена лиганда. Кислороды, которые первоначально были связаны с медью, все еще связаны в нейтральном комплексе.

В пробирке изменение цвета:

Примечание: Вы найдете подробное обсуждение реакций между гексааква-ионами и ионами гидроксида, если перейдете по этой ссылке.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.

Реакции ионов гексааквамеди(II) с раствором аммиака

Аммиак действует как основание и лиганд. При небольшом количестве аммиака ионы водорода отрываются от гексаакваиона точно так же, как и в случае гидроксид-иона, с образованием того же нейтрального комплекса.

Этот осадок растворяется, если добавить избыток аммиака.

Аммиак заменяет воду в качестве лиганда с образованием ионов тетраамминдиаквамеди(II). Обратите внимание, что заменены только 4 из 6 молекул воды.

Примечание: Вы можете удивиться, почему это второе уравнение дается исходя из исходного гексаакваиона, а не нейтрального комплекса. Объяснить, почему осадок снова растворяется, довольно сложно. Полное объяснение вы найдете на странице о реакциях между ионами гексааква и раствором аммиака.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.

Изменения цвета:

Реакция ионов гексааквамеди(II) с карбонат-ионами

Вы просто получаете осадок того, что можно представить как карбонат меди(II).

Примечание: Только одна из экзаменационных комиссий уровня A в Великобритании хочет этого, и это упрощение, которое они делают.

На самом деле осадок лучше описать как основной карбонат с формулой вида xCuCO ₃ ,yCu(OH) ₂ ,zH ₂ О.

Вы найдете подробное обсуждение реакций между ионами гексааква и ионами карбоната, если перейдете по этой ссылке.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.

Реакция лигандного обмена с участием ионов хлорида

Если добавить концентрированную соляную кислоту в раствор, содержащий ионы гексааквамеди(II), шесть молекул воды заменятся четырьмя ионами хлорида.

Происходящая реакция обратима.

Поскольку реакция обратима, вы получаете смесь цветов из-за обоих комплексных ионов.

Цвет иона тетрахлоркупрата (II) может быть описан как оливково-зеленый или желтый. Если к зеленому раствору добавить воды, он снова станет синим.

Примечание: Более подробно эта реакция описана на странице, посвященной реакциям обмена лигандами.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.

Реакция ионов гексааквамеди(II) с иодид-ионами

Простая реакция

Ионы меди(II) окисляют иодид-ионы до йода, и в процессе сами восстанавливаются до йодида меди(I).

Примечание: Если вам нужно, вы можете узнать больше о степенях окисления, перейдя по этой ссылке.

Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу.

Исходная грязно-коричневая смесь выпадает в не совсем белый осадок йодида меди(I) в растворе йода.

Примечание: У меня было несколько попыток правильно подобрать этот цвет, но мое программное обеспечение продолжает немного изменять его, поскольку я адаптирую диаграмму для использования в Интернете.

Цвет раствора йода на самом деле довольно сильно варьируется в зависимости от его концентрации, поэтому меня это не слишком беспокоит!

Использование этой реакции для определения концентрации ионов меди(II) в растворе

Если пипеткой отобрать известный объем раствора, содержащего ионы меди(II), в колбу, а затем добавить избыток раствора йодида калия, получится только что описанная реакция.

Вы можете найти количество йода, выделившегося при титровании раствором тиосульфата натрия.

При вливании раствора тиосульфата натрия из бюретки окраска йода тускнеет. Когда почти все кончится, добавьте немного раствора крахмала. Он обратимо реагирует с йодом, образуя темно-синий комплекс крахмал-йод, который гораздо легче увидеть.

Вы медленно добавляете последние несколько капель раствора тиосульфата натрия, пока не исчезнет синяя окраска.

Если вы проследите пропорции реакции с помощью двух уравнений, вы обнаружите, что на каждые 2 моля ионов меди (II), с которыми вы должны были начать, вам нужно 2 моля раствора тиосульфата натрия.

Если известна концентрация раствора тиосульфата натрия, легко рассчитать концентрацию ионов меди(II).

Примечание: Если вы не очень хорошо разбираетесь в расчетах титрования, вам может быть интересна моя книга расчетов по химии. Этот конкретный пример подробно рассматривается на страницах 66-67.

Некоторые основные химические соединения меди(I)

Диспропорционирование ионов меди(I) в растворе

Химия меди(I) ограничена реакцией, которая протекает с участием простых ионов меди(I) в растворе. Это хороший пример диспропорционирования — реакции, в которой что-то окисляется и восстанавливается.

Ионы меди(I) в растворе диспропорционируют с образованием ионов меди(II) и осадка меди.

Реакция:

Любая попытка получить простое соединение меди(I) в растворе приводит к этому.

Например, при реакции оксида меди(I) с горячей разбавленной серной кислотой можно ожидать получения раствора сульфата меди(I) и воды. На самом деле вы получаете коричневый осадок меди и синий раствор сульфата меди (II) из-за реакции диспропорционирования.

Стабилизация степени окисления меди(I)

Нерастворимые соединения меди(I)

Мы уже видели, что йодид меди(I) образуется в виде не совсем белого осадка, если добавить раствор йодида калия в раствор, содержащий ионы меди(II). Иодид меди(I) практически нерастворим в воде, поэтому реакции диспропорционирования не происходит.

Аналогичным образом можно получить хлорид меди(I) в виде белого осадка (реакция описана ниже). Если его отделить от раствора и как можно быстрее высушить, он останется белым. Однако при контакте с водой он медленно становится синим по мере образования ионов меди (II).

Реакция диспропорционирования происходит только с простыми ионами меди(I) в растворе.

Комплексы меди(I)

Образование комплексов меди(I) (кроме комплексов с водой в качестве лиганда) также стабилизирует степень окисления меди(I).

Например, как [Cu(NH ₃ ) ₂ ] ⁺, так и [CuCl ₂ ] ^— представляют собой комплексы меди(I), которые не диспропорционируют.

Хлорсодержащий комплекс образуется при растворении оксида меди(I) в концентрированной соляной кислоте.

Можно представить, что это происходит в два этапа. Сначала образуется хлорид меди(I):

Но в присутствии избытка ионов хлорида из HCl это реагирует с образованием стабильного растворимого комплекса меди(I).

Вопросы для проверки вашего понимания

Если это первый набор вопросов, который вы задали, пожалуйста, прочтите вводную страницу, прежде чем начать. Вам нужно будет использовать КНОПКУ НАЗАД в браузере, чтобы вернуться сюда позже.

вопроса по меди

ответы

Куда бы вы хотели отправиться сейчас?

химическая реакция | Определение, уравнения, примеры и типы

сжигание

Посмотреть все СМИ

Ключевые люди:: Антуан Лавуазье Клод-Луи Бертолле Вильгельм Оствальд Анри-Луи Ле Шателье Сэр Дерек Х. Р. Бартон

Похожие темы:: кислотно-основная реакция механизм реакции окислительно-восстановительная реакция ионообменная реакция фотохимическая реакция

Просмотреть весь связанный контент →

Прочтите краткий обзор этой темы

химическая реакция , процесс, в котором одно или несколько веществ, реагентов, превращаются в одно или несколько различных веществ, продуктов. Вещества – это либо химические элементы, либо соединения. Химическая реакция перестраивает составляющие атомы реагентов для создания различных веществ в качестве продуктов.

Химические реакции являются неотъемлемой частью технологии, культуры и самой жизни. Сжигание топлива, плавка железа, изготовление стекла и гончарных изделий, пивоварение, производство вина и сыра — вот лишь некоторые примеры деятельности, включающей химические реакции, которые были известны и использовались на протяжении тысячелетий. Химические реакции изобилуют в геологии Земли, в атмосфере и океанах, а также в огромном количестве сложных процессов, происходящих во всех живых системах.

Химические реакции следует отличать от физических изменений. Физические изменения включают изменения состояния, такие как таяние льда в воду и испарение воды в пар. Если произойдет физическое изменение, физические свойства вещества изменятся, но его химическая идентичность останется прежней. В любом физическом состоянии вода (H ₂ O) — одно и то же соединение, каждая молекула которого состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Однако если вода в виде льда, жидкости или пара встречается с металлическим натрием (Na), атомы перераспределяются с образованием новых веществ: молекулярного водорода (H ₂ ) и гидроксида натрия (NaOH). Таким образом, мы знаем, что произошло химическое изменение или реакция.

Исторический обзор

Концепция химической реакции насчитывает около 250 лет. Он берет свое начало в ранних экспериментах, которые классифицировали вещества как элементы и соединения, а также в теориях, объясняющих эти процессы. Развитие концепции химической реакции сыграло главную роль в определении науки химии, какой она известна сегодня.

Britannica Quiz

13 верных или неверных вопросов из самых простых научных викторин Britannica

Иногда мы в Britannica слышим, что наши викторины слишком сложные. Не правда! Вот 13 правильных и неверных вопросов из наших самых простых вопросов о науке. Вы справитесь с этим.

Первые серьезные исследования в этой области были посвящены газам. Особое значение имело определение кислорода в 18 веке шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле и английским священником Джозефом Пристли. Влияние французского химика Антуана-Лорана Лавуазье было особенно заметным, поскольку его идеи подтвердили важность количественных измерений химических процессов. В своей книге Traité élémentaire de chimie (1789; Elementary Treatise on Chemistry ), Лавуазье определил 33 «элемента» — вещества, не разложенные на более простые сущности. Среди своих многочисленных открытий Лавуазье точно измерил вес, прибавляемый при окислении элементов, и приписал результат соединению элемента с кислородом. Концепция химических реакций с участием комбинации элементов ясно возникла из его работ, и его подход побудил других заняться экспериментальной химией как количественной наукой.

Другим событием исторического значения, касающимся химических реакций, было развитие атомной теории. Большая заслуга в этом принадлежит английскому химику Джону Дальтону, постулировавшему свою атомную теорию в начале XIX века. Дальтон утверждал, что материя состоит из маленьких неделимых частиц, что частицы или атомы каждого элемента уникальны и что химические реакции связаны с перестройкой атомов с образованием новых веществ. Этот взгляд на химические реакции точно определяет текущий предмет. Теория Дальтона послужила основой для понимания результатов более ранних экспериментаторов, в том числе закона сохранения материи (материя не создается и не разрушается) и закона постоянного состава (все образцы вещества имеют одинаковый элементный состав).

Оформите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту. Подпишитесь сейчас

Таким образом, эксперимент и теория, два краеугольных камня химической науки в современном мире, вместе определили концепцию химических реакций. Сегодня экспериментальная химия дает бесчисленное множество примеров, а теоретическая химия позволяет понять их значение.

Основные понятия о химических реакциях

Создавая новое вещество из других веществ, химики говорят, что либо проводят синтез, либо синтезируют новый материал. Реагенты превращаются в продукты, и процесс символизируется химическим уравнением. Например, железо (Fe) и сера (S) объединяются, образуя сульфид железа (FeS). Fe(s) + S(s) → FeS(s) Знак плюс указывает на то, что железо реагирует с серой. Стрелка означает, что реакция «образует» или «дает» сульфид железа, продукт. Вещественное состояние реагентов и продуктов обозначается символами (s) для твердых тел, (l) для жидкостей и (g) для газов.

Лабораторная процедура

ЗАМЕЧАНИЯ ПО БЕЗОПАСНОСТИ: Соляная кислота (HCl), используемая в этой лаборатории, очень концентрирована и может вызвать серьезные ожоги. Если кислота попала на кожу, немедленно промойте пораженный участок большим количеством воды.

ОБЩИЕ ИНСТРУКЦИИ: Каждый учащийся будет работать в этой лаборатории индивидуально.

Часть I. Приготовление раствора сульфата меди
	Вам нужно будет создать 25 мл 0,25 М раствора CuSO ₄ в 3 М HCl. С помощью градуированного цилиндра на 100 мл соберите ~ 25 мл 3,0 М HCl с переднего счетчика и поместите его в химический стакан. Будь осторожен!
	Используя предоставленные весы, взвесьте правильное количество CuSO ₄, которое вы рассчитали в своем предварительном лабораторном задании. Обязательно используйте правильную технику взвешивания.
	Заполните мерную колбу примерно на 1/3 3,0 М HCl. Добавьте небольшое количество HCl в весы, содержащие CuSO ₄ . Медленно влейте суспензию HCl/CuSO ₄ в мерную колбу. Добавьте HCl к CuSO ₄ в мерной колбе, пока объем не станет равным 25 мл, как указано белой линией на колбе. Дайте раствору вернуться к комнатной температуре. Убедитесь, что громкость по-прежнему правильная. При необходимости добавьте еще немного HCl.
Часть II: Осаждение Cu ²⁺ Ионы в виде металлической меди
	Соберите и взвесьте все перечисленные ниже предметы и запишите массу в тетради с точностью до 0,0001 г. Колба с боковым рукавом на 100 мл 4 или 5 кусков твердого металлического цинка (взвесьте вместе на чистой салфетке Kimwipe) 1 Кимвайп
	Поместите 25 мл раствора сульфата меди в боковую колбу и повторно взвесьте. Запишите массу в лабораторную тетрадь с точностью до 0,0001 г.
	Возьмите воздушный шар с передней стойки и поместите его на боковое плечо колбы для предварительного взвешивания. Используя резиновую ленту или парафильм, убедитесь, что баллон герметично прилегает к пистолету.
	Возьмите стопор с передней стойки. Вы можете добавить парафильм в колбу перед установкой пробки, чтобы гарантировать хорошую герметизацию.
	Теперь вы готовы начать реакцию. Быстро поместите предварительно взвешенные кусочки металлического цинка в раствор и закройте пробкой. Вы должны увидеть, как сразу же образуются пузырьки. Это газообразный водород.
	Понаблюдайте за тем, как меняется внешний вид раствора по мере протекания реакции, отмечая изменения цвета. Убедитесь, что баллон остается на боковом отверстии колбы, так как повышенное давление газа может его оттолкнуть.
	Когда реакция завершится (пузырьков больше не будет, а раствор станет прозрачным), вам нужно будет тщательно измерить баллон. г. измерьте радиус и рассчитайте объем с помощью = Объем сферического воздушного шара или = Объем цилиндрического воздушного шара. Мы рассчитаем массу газообразного водорода, используя следующее уравнение (это часть так называемого закона идеального газа). Предполагая, что температура газа приблизительно равна комнатной температуре, 298 К (или 25 ^o C) и что атмосферное давление составляет 1000 атмосфер, вы можете рассчитать массу газообразного водорода, подставив объем газообразного водорода в л в следующее уравнение: Масса выделившегося газа H ₂ (в г) = 8,244 X 10 ^-2 x (объем в л) *[ Напоминание:* 1 см ³ = 1 мл = 0,001 л]**
	Теперь нам нужно измерить как металлы, так и раствор, оставшиеся в колбе. Сначала вам нужно будет удалить все металлические детали из раствора. Сделайте это с помощью щипцов/пинцета в вашем ящике. No related posts. Навигация по записям Предыдущая статьяМетод гомори: Метод Гомори онлайн Следующая статьяCtg в си: Как в си найти котангенс? — Хабр Q&A Добавить комментарий Отменить ответ Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены * Комментарий * Имя * Email * Сайт Найти: Рубрики Геометрия Математика Физика Химия Школьная жизнь Разное © 2015 - 2019 Муниципальное казённое общеобразовательное учреждение «Таловская средняя школа» Карта сайта

Cu+HCl Закончить возможные уравнения реакций — Учеба и наука

Ответы

Михаил Александров

Ольга

Ирина Владимировна

Балансирано уравнение на химичната реакция

Резултати от търсенето на химическо уравнение

Новини Само 5% от НАСЕЛЕНИЕТО биха знаели

Допълнителна информация за уравнението Cu + НО + 1 / 2O

Какво е реакционното състояние на Cu (мед) реагира с HCl (хлороводород) реагира с O2 (кислород)?

Как могат да се случат реакции и да произведат h3O (вода) и CuCl2 (меден(ii) хлорид)?

Феномен, след като Cu (мед) реагира с HCl (хлороводород) реагира с O2 (кислород)

Каква е друга важна информация, която трябва да знаете за реакцията

Категории на уравнение

Допълнителни въпроси, свързани с химичните реакции Cu + НО + 1 / 2O

Въпроси, свързани с реагент Cu (мед)

Въпроси, свързани с реагента HCl (хлороводород)

Въпроси, свързани с реагент O2 (кислород)

Въпроси, свързани с продукта h3O (вода)

Въпроси, свързани с продукта CuCl2 (меден(ii) хлорид)

Допълнителна информация за веществата, които се използват от уравнението

Реакция, при която се получава вещество Cu (đồng) (мед)

Реакция, при която се получава вещество HCl (axit clohidric) (хлороводород)

Реакция, при която се получава вещество O2 (oxi) (кислород)

Реакция, при която се получава вещество h3O (nước) (вода)

Реакция, при която се получава вещество CuCl2 (Đồng (II) clorua) (меден (ii) хлорид)

Медь.

Медь

Медь

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение меди

Физические свойства

Нахождение в природе

Способы получения меди

Качественные реакции на ионы меди (II)

Химические свойства меди

Способы получения оксида меди (II)

Способы получения оксида меди (I)

Способы получения гидроксида меди (II)

Химические свойства

Соли меди

Соли меди (I)

Соли меди (II)

Понравилось это:

Химические свойства металлов — с чем реагируют? Свойства и таблица

Общие химические свойства металлов

Взаимодействие с неметаллами

Взаимодействие с водой

Взаимодействие с кислотами

Взаимодействие с солями

Взаимодействие с аммиаком

Взаимодействие с органическими веществами

Взаимодействие металлов с оксидами

Вопросы для самоконтроля

Подведем итоги

Таблица «Химические свойства металлов»

Характеристики меди, реакция металла с азотной кислотой

Физические и химические свойства меди

Взаимодействие с азотной кислотой

Азотная кислота и медь: реакция на примере опыта

Уравнение реакции HCl Zn, ОВР, сокращенное-ионное уравнение.

Цинк как типичный щелочной металл

Реакция цинка с соляной кислотой

Как решать задание 31 на ЕГЭ по химии

Цинк как типичный щелочной металл

Реакция цинка с соляной кислотой

Твой ответ

Зарегистрируйтесь или войдите

Опубликовать как гость

Опубликовать как гость

Химия меди — Химия LibreTexts

Введение

Залежи и извлечение меди

Реакции ионов меди(II) в растворе

Реакции ионов гексааквамеди(II) с ионами гидроксида

Реакции ионов гексааквамеди(II) с раствором аммиака

Реакция ионов гексааквамеди(II) с ионами карбоната

Реакция ионов гексааквамеди(II) с ионами йодида

Некоторые важные химические вещества меди(I)

Диспропорционирование ионов меди(I) в растворе