Меню

Ярко синие щелочные растворы меди

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Особенности протекания реакций:

Цвета соединений, знание которых необходимо для сдачи ЕГЭ

1. Медь – мягкий пластичный металл розового цвета. Степени окисления: +1, +2.

Cu2O – кристаллическое, нерастворимое в воде вещество кирпично-красного цвета.

CuO – кристаллы чёрного цвета, практически нерастворимые в воде.

Cu(OH)2 – голубое аморфное или кристаллическое вещество; практически не растворимо в воде.

CuSO4 – кристаллическое вещество белого цвета, хорошо растворяется в воде. Из водных растворов кристаллизуется пентагидрат CuSO4·5H2O – медный купоро́с, кристаллы голубого цвета (при нагревании снова теряет воду и становится белым). Водный раствор CuSO4 также голубого цвета.

2. Цинк – металл голубовато-белого цвета, мягкий, хрупкий. Степень окисления: +2.

ZnO, Zn(OH)2, ZnS – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

3. Алюминий – легкий металл серебристо-белого цвета. Степень окисления: +3.

Al2O3, Al(OH)3 – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

AlPO4 — твёрдое, белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде.

4. Серебро – блестящий белый мягкий пластичный металл. Степень окисления: +1.

AgCl – белое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgBr – светло-желтое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgI – твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Ag2O — твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

5. Железо – серебристо-серый мягкий ковкий металл. Степени окисления: +2, +3, +6.

FeO – твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Fe(OH)2 – серо-зеленый осадок, студенистый осадок зеленого цвета. Не растворяется в воде.

Fe2O3, Fe(OH)3 – твердые красно-коричневые (бурые), нерастворимые в воде соединения.

Fe3O4 – твердое черное вещество. Не растворяется в воде.

FeCl3 – раствор желтого цвета.

6. Сера – желтое нерастворимое в воде вещество. Степени окисления: -2, +4, +6.

SO2 – бесцветный газ с неприятным запахом; газ, образующийся в момент зажигания спички

H2SO4 – тяжелая бесцветная жидкость, растворяется в воде с сильным разогреванием раствора.

7. Хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

CrO — твердое вещество ченого цвета.

Cr2O3 — твердое вещество темно-зеленого цвета.

CrO3 — твердое вещество красного цвета.

Na2Cr2O7 и другие дихроматы — соединения оранжевого цвета.

Na2CrO4 и другие хроматы — соединения желтого цвета.

Cr2(SO4)3 — в растворе сине-фиолетового цвета (кислотная среда).

K3[Cr(OH)6] — в растворе зеленого цвета (щелочная среда).

8. Марганец — металл серебристо-белого цвета.

MnO2 — твердое нерастворимое в воде вещество бурого цвета.

KMnO4 — пурпурные кристаллы, растворяется в воде с образованием фиолетового раствора.

K2MnO4 — растворимая соль темно-зеленого цвета.

Mn(NO3)2, MnCl2, MnBr2 и некоторые другие соли Mn +2 — как правило, розовые растворимые в воде соединения.

9. Фосфор — неметалл. Основные модификации: белый, красный и черный фосфор.

Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

AlPO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Li3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

10. Свинец — ковкий, тяжёлый металл серебристо-белого цвета.

PbS — осадок черного цвета.

PbSO4 — осадок белого цвета.

PbI2 – осадок ярко-желтого цвета.

11. Соединения бария:

BaSO4 – белый осадок растворимый в кислотах

BaSO3 – белый осадок растворимый в кислотах

BaCrO4 — осадок желтого цвета

12. Другие соединения:

CaCO3 – осадок белого цвета

NH3 – аммиак, бесцветный газ с резким запахом

CO2 – газ тяжелее воздуха, без цвета и запаха, играющий важную роль в процессе фотосинтеза.

NO2 – газ бурого цвета (лисий хвост)

H2SiO3 – бесцветный студенистый осадок

Источник

Ярко синие щелочные растворы меди

В двух пробирках находился раствор сульфата меди. В первую пробирку добавили избыток раствора вещества Х, а во вторую — избыток раствора вещества Y. В первой пробирке образовался голубой осадок, во второй — первоначально выпавший осадок растворился, а раствор приобрёл тёмно-синий цвет. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции.

1.

2.

3.

4.

5.

Запишите в таблицу номера выбранных веществ под соответствующими буквами

Вещество Х — это гидроксид калия, так как при обменной реакции образуется голубой осадок гидроксида меди (II). (4)

Вещество Y — это аммиак, так как сначала выпадает осадок гидроксида меди (II), который затем переходит в растворимый тёмно-синий комплекс сульфата тетраамминмеди (II). (2)

Источник

Качественные реакции органических и неорганических веществ: таблица

Правила растворимости химических соединений:

  1. Все нитраты являются растворимыми.
  2. Практически все соли калия, натрия и аммония растворимы.
  3. Все хлориды, бромиды и йодиды растворимы, за исключением галогенидов серебра, ртути (I) и свинца (II).
  4. Все сульфаты растворимы, за исключением сульфатов бария, стронция и свинца (II), которые являются нерастворимыми, и сульфатов кальция и серебра, которые являются умеренно растворимыми.
  5. Все карбонаты, сульфиты и фосфаты не растворяются за исключением карбонатов, сульфитов и фосфатов калия, натрия и аммония.
  6. Все сульфиды нерастворимы, за исключением сульфидов щелочных металлов, щелочноземельных металлов и аммония.
  7. Все гидроксиды нерастворимы за исключением гидроксидов щелочных металлов. Гидроокиси стронция, кальция и бария умеренно растворимы.

Качественные реакции органических веществ

Вещество, функциональная группа

Схема реакции

Характерные признаки

Непредельные углеводороды (алкены, алкины, диены), кратные связи

образование осадка (ацетиленид серебра) белого цвета (взрывоопасен)

образование тяжелой жидкости светло-желтого цвета с запахом горького миндаля

Фенол (карболовая кислота)

окрашивание р-ра в фиолетовый цвет

насыщенный р-р Br2(бромная вода)

образование белого осадка со специфическим запахом

Анилин (аминобензол)

р-р хлорной извести CaOCl2 (бесцветный)

окрашивание р-ра в фиолетовый цвет

насыщенный р-р I2 + р-р NaOH

C2H5OH + I2 + NaOH → CHI3↓ + HCOONa + NaI + H2O

образование мелкокристаллического осадка СНI3 светло-желтого цвета со специфическим запахом

CuO (прокаленная медная проволока)

выделение металлической меди, специфический запах ацетальдегида

Гидроксогруппа (спирты, фенол, гидроксикислоты)

выделение пузырьков газа (Н2), образование бесцветной студенистой массы

Эфиры (простые и сложные)

Н2О (гидролиз) в присутствии NaOH при нагревании

Многоатомные спирты, глюкоза

Свежеосажденный гидроксид меди (II) в сильно щелочной среде

ярко-синее окрашивание р-ра

Карбонильная группа – СНО (альдегиды, глюкоза)

образование блестящего налета Ag («серебряное зеркало») на стенках сосудов

образование красного осадка Сu2O

Карбоновые кислоты

окрашивание р-ра в розовый цвет

специфический запах образующегося сложного эфира

Муравьиная кислота

образование красного осадка Сu2O

«серебряное зеркало» на стенках сосуда

Олеиновая кислота

р-р KMnO4 (розовый) или I2 (бурый) или Br2(желтый)

Ацетаты (соли уксусной кислоты)

окрашивание р-ра в красно-бурый цвет

Стеарат натрия (мыло)

Н2О (гидролиз) + фенолфталеин

окрашивание р-ра в малиновый цвет

насыщенный р-р соли кальция

образование серого осадка

Концентрированная неорганическая кислота

образование белого осадка

запах «паленого», жженых перьев

ксантопротеиновая реакция (происходит нитрование бензольных колец в молекуле белка)

  • без нагревания – появляется желтое окрашивание р-ра;
  • при нагревании и добавлении раствора аммиака белок окрашивается в желтый цвет
Читайте также:  Оксид меди плюс соляная кислота при нагревании

биуретовая реакция (образуется комплексное соединение)

сине-фиолетовое окрашивание р-ра

Качественные реакции неорганических веществ на катионы, анионы, для газов и для щелочных металлов

Качественные реакции на катионы

Характерные признаки

Красное окрашивание
Розовое окрашивание

Растворимые сульфаты, серная кислота.
Пламя спиртовки.

Белый мелкодисперсный осадок BaSO4, нерастворимый в H2O и HNO3.
Желто-зеленая окраска пламени.

Растворимые хлориды, соляная кислота

Белый творожистый осадок AgCl, нерастворимый в H2O и HNO3

Раствор щелочи, нагревание, влажная фильтровальная бумажка, пропитанная лакмусом или фенолфталеином; палочка, смоченная HCl(конц)

Специфический запах аммиака. Изменение окраски бумажки. Палочка, смоченная HCl(конц) «дымит»

Белый осадок Al(OH)3, растворимый в кислоте в избытке щелочи

Белый осадок Zn(OH)2, растворимый в кислоте в избытке щелочи

Белый осадок Mg(OH)2, нерастворимый в избытке щелочи

Cеро-зеленый осадок Cr(OH)3, растворимый в кислоте в избытке щелочи

Раствор красной кровяной соли K3[Fe(CN)6]

Раствор роданида аммония NH4CNS
Раствор желтой кровяной соли K4[Fe(CN)6]

Кроваво-красное окрашивание раствора Образование берлинской лазури Fe4[Fe(CN)6]3

Раствор щелочи с последующим нагреванием

Ярко-голубой студенистый осадок, нерастворимый в избытке щелочи, разлагающийся при нагревании на черный осадок CuO и воду

Источник

Ярко синие щелочные растворы меди

Ни одна наука не нуждается в эксперименте в такой степени, как химия.

Давайте на секунду задумаемся, посмотрим вокруг себя, в каком мире мы живем? В мире химических реакций. Если даже рассмотреть процесс дыхания, вдох и выдох, это химические реакции. Для нашего учебного проектного исследования мы выбрали химические реакции, характеризующие свойства меди и ее соединений. Взаимодействия концентрированной серной кислоты с медью и опыты, характеризующие уникальные химические свойства соединений меди (оксидов), доказали их амфотерные свойства.

Данная проблема актуальна и имеет интерес, так как на основе химического эксперимента, можно всесторонне осмыслить данную информацию о химическом процессе. Исследуемые реакции мы изучаем в 9 классе средней школы, они иллюстрирует ярко выраженные окислительные свойства серной кислоты. Но, когда мы проводим эти реакции в лаборатории школы, то наблюдаем за изменениями, которые не согласуются с уравнениями химических реакций, представленными во многих учебниках и учебных пособиях, например,

Так, при нагревании меди с концентрированной серной кислотой мы наблюдаем образование черного осадка, хотя ни один из продуктов, представленных в уравнении, не имеет черную окраску. После того как оседают частички твердой фазы, раствор становится бесцветным, при этом не происходит окрашивание в голубой цвет ионов меди Cu2+.

Гипотеза исследования: почему возникает такое противоречие между уравнениями химических реакций и экспериментальными наблюдениями в ходе протекания этих реакций.

Мы решили организовать учебное исследование, цель которого – изучение всех признаков взаимодействия меди и ее соединений с различными веществами и доказательство амфотерности меди.

1. Изучение литературы, посвященной меди и ее соединениям;

2. Выявление новых свойств меди и ее соединений;

3. Как можно шире развить экспериментальные умения;

4. Экспериментальная проверка этих свойств и их объяснение;

5. Создание учебного демонстрационного материала на основе полученных знаний.

6. Сформировать представления о научных принципах данного исследования.

Сначала мы изучили данную проблему. Мы знаем три различных варианта взаимодействия меди с серной кислотой [2]. Это разработка Р.А. Лидина:

Cu +H2SO4 ( конц., хол.) = CuO + SO2 + H2O

Cu + 2H2SO4 (конц., гор.) = СuSO4 + +SO2 +2H2O

2Cu + 2H2SO4 (безводн.) = Cu2SO4 + 2H2O + +SO2 (200°C)

Г. Реми проводил реакцию взаимодействия меди с горячей концентрированной серной кислотой и образование оксида меди (II) на первом этапе, используя постадийность реакции.

Используя курс лекций химического факультета МГУ по неорганической химии (лекции доступны на сервере химического факультета МГУ им. М.В.Ломоносова – chemnet.ru) А.И.Жиров, проводя исследование этой реакции, обратил внимание на образование в качестве продукта реакции анилита Cu7S4.

Мы применяли следующие методы решения основных задач:

• исследовательский метод, с помощью него мы сумели сложить алгоритм научного познания и эксперимента, в результате проделанных опытов.

• метод химического эксперимента, в ходе которого мы улучшили технику проведения лабораторных опытов, учились правильно вести наблюдения за веществами реакций, которые использовали в результата эксперимента, при этом соблюдая чистоту и порядок на рабочем месте, экономно расходовали время.

Метод проблемного обучения научил нас выполнять опыты различными способами, искать необходимую информацию.

Что представляет собой чистая медь? Это мягкий, ковкий металл красноватого цвета, тяжелый, в некоторых местах буроватого цвета.

Хорошо проводит электрический ток и тепло, уступающий в этом отношении только серебру (температура плавления 1083°C). Этот металл легко вытягивается в проволоку, а также легко прокатывается в тонкие листы, но в то же время медь обладает малой активностью. На поверхности меди образуется тонкая пленка оксидов темного цвета, которая является защитной, поэтому медь в сухом воздухе не окисляется.Но в присутствии влаги и диоксида углерода поверхность меди покрывается патиной – зеленоватой пленкой основного карбоната (CuOH)2CO3, ядовитого вещества.

Если нагреть медь на воздухе в интервале температур 200 – 375°C, то она окисляется до чёрного оксида меди(II) CuO. При высоких температурах на её поверхности происходит образование двухслойной окалины, которая представляет собой поверхностный слой оксида меди(II) , а внутренний слой – это красный оксид меди(I) – Cu2O.

Очень интересно медь ведет себя при взаимодействии с некоторыми веществами. Она очень легко вступает в реакцию с галогенами (при комнатной температуре), например с влажным хлором, образует хлорид CuCl2, если ее нагреть, то при взаимодействии с серой, будет образовываться сульфид Cu2S, так же медь реагирует с селеном. Но с водородом, углеродом и азотом медь не взаимодействует даже при высоких температурах [3].

Используя учебную литературу, нам стало известно, что медь в электрохимическом ряду напряжений металлов находится после водорода, поэтому не вытесняет его из кислот.

Это значит, что галогеноводородные и разбавленная серная кислоты не будут реагировать с медью. Мы так же знаем, что реакция получения алюминия из раствора его хлорида не должна происходить.

Однако мы проанализировали учебную литературу [1–3] по общей и неорганической химии для высшей школы и нам это дало более расширенные представления о свойствах меди, и они показали следующее. Если провести экспериментальные опыты с медью, то в контакте с воздухом медь растворяется в соляной и серной кислотах с образованием соответствующих солей: хлорида меди и сульфата меди(II). А вот в присутствии аммиака происходит взаимодействие меди с водой. Медь взаимодействует с раствором соли хлорида железа(III). Эта реакция широко химическая используется в радиотехнике для травления плат.

Медь – это уникальный металл, который образует много соединений, а так же входит в состав 170 минералов. В технических целях промышленную ценность имеют 20 минералов, в том числе: борнит (пестрая медная руда – Cu5FeS4), халькопирит (медный колчедан – CuFeS2), халькозин (медный блеск – Cu2S), ковеллин (CuS), малахит (Cu2(OH)2CO3).

Читайте также:  Медь как золото корабли

Соединения меди(1) отличаются от соединений меди(II) тем, что они менее устойчивые. Оксид меди(I) или закись меди Cu2O- неустойчивое соединение.

Оксид меди(I) встречается широко в природе в качестве минерала куприта. Он образуется из оксида меди(II) при нагревании при высоких температурах:

Еще один способ получения Cu2O – это реакция взаимодействия соли меди (II) и щелочи в присутствии сильного восстановителя(альдегида),в результате получается красный осадок:

По отношению к водеCu2Oведет себя пассивно, не растворяется и не реагирует с ней. Если говорить о его амфотерных свойствах, то он имеет ярко выраженные основные свойства по сравнению с кислотным, которые проявляются при взаимодействии со щелочами. При этом образуются гидроксокомплексы – куприты:

Cu2O + 2NaOH + H2O = 2Na[Cu(OH)2]

С соляной кислотой Cu2O взаимодействует с образованием дихлорокупрата(I) водорода:

В разбавленной серной кислоте диспропорционирует, образуя сульфат меди(II) и металлическую медь:

Cu2O + H2SO4 = Cu + CuSO4 + H2O

Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди.

Это соединение меди имеет желтое окрашивание, неустойчивое, быстро окисляемое, плохо растворимо в воде, но растворим в аммиаке.

При взаимодействии солей Сu(I) со щелочами о при комнатной температуре в растворе образуется гидратированный оксид Сu2О.nН2О, а из раствора выделяется только красный оксид меди(I) Сu2О.

Хлорид меди(I) CuCl. Это твердое вещество, без цвета, мало растворимо в воде, ацетоне. Может растворяться в аммиаке, кислотах, пиридине, окисляется на свету. Применяется в газовом анализе.

Бромид меди(I) CuBr. Эта соль представляет собой светло-желтые кристаллы. Синеет на свету, также может растворяться воде; растворяется в HCl, аммиаке, солях аммония, пиридине, концентрированных растворах хлоридов, бромидов, тиосульфатов щелочных металлов. Находит широкое применение в качестве катализатора в органическом синтезе.

Иодид меди(I) CuI. Встречается в природе в виде минерала маршита. Представляет собой белое кристаллическое вещество.Сульфид меди(I) Cu2S. Встречается в природе в виде минерала халькозина. Это синеватые кристаллы, плохо растворим в воде, но зато хорошо растворяется в концентрированной азотной кислоте.

Фторид меди(I) CuF. Рубиново-красные кристаллы. Устойчив в сухом воздухе. Сульфат меди(I) Cu2SO4Малорастворим в воде и фтористом водородеСульфат меди(I) Cu2SO4 представляет собой сероватый порошок, который очень устойчив в сухом воздухе [4].

Оксид меди(II) CuO и гидроксид меди(II)

CuO- это черное вещество, встречающееся в природе (например, в виде минерала тенорита). В воде растворяется плохо, но в концентрированных кислотах при нагревании. Данный оксид широко применяется при производстве стекла, различных эмалей. Оксид меди(II) получают прокаливанием гидроксокарбоната меди(II) (CuOH)2CO3 или нитрата меди(II) Cu(NO3)2. CuO получают накаливанием Сu на воздухе.. Оксид меди (II) является хорошим окислителем.

Гидроксид меди(II) – амфотерный гидроксид. У него ярко выражены основные свойства, чем кислотные. В избытке концентрированного раствора сильной щелочи гидроксид меди(II) растворяется, при этом образуются кристаллы синего цвета, синие куприты (NaHCuO2 , NaCuO2 и т.п.). Применяется в качестве пигмента, который называется очень интересно «бремовая синь» [4].

Хлорид меди (II) CuCl2.2H2O. Это темно-зеленые кристаллы, которые растворяются в воде. Известны кристаллогидраты CuCl2.nН2О (n=1, 2, 3, 4). Получают их в результате взаимодействия оксидов меди с соляной кислотой .При этом хлор действует на медь.

Бромид меди (II) CuBr2 представляет собой черные кристаллические соединения, которые растворяются в спирте, воде, ацетоне. Известен кристаллогидрат CuBr2.2Н2О. Получают действием жидкого брома на медь, реакцией оксида или гидроксида меди (II) с бромоводородной кислотой.

Фторид меди (II) CuF2. Белые мелкие кристаллы. Растворяется хорошо в аммиаке, фтороводородной, хлороводородной и азотной кислотах, пиридине, этилацетате. Происходит реакция восстановления при помощи водорода.

Практически каждый человек имеет представление о таком соединении меди как сульфат меди. Сульфат меди(II) CuSO4 в безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет. Это его свойство используется для обнаружения влаги в органических веществах. Водный раствор сульфата меди имеет характерный сине-голубой цвет. Эта окраска свойственна гидратированным ионам [Cu(H2O)4]2+ или [Cu(H2O)6]2+, поэтому такую же окраску имеют все разбавленные растворы солей меди(II), если только они не содержат каких-либо окрашенных анионов. Из водных растворов сульфат меди кристаллизуется с пятью. Медный купорос очень широко используется, например в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями сельхозпродуктов.Используется в технических целях в качестве электролитического покрытия металлов медью, для приготовления минеральных красок, а также в качестве исходного вещества при получении других соединений меди. В природе встречается в виде минерала халькантита (CuSO4.5Н2О).

Гидроксокарбонат меди(II) (CuOH)2CO3. Встречается в природе в виде минерала малахита, имеющего красивый изумрудно-зеленый цвет.

Применяется для получения хлорида меди(II), для приготовления синих и зеленых минеральных красок, а также в пиротехнике. [5]

Практически все растворы солей двухвалентной меди имеют кислую среду, они растворимы в воде. Со слабыми кислотами медь образует основные соли.

Летучие соединения меди окрашивают пламя газовой горелки в сине-зелёный цвет [6].

Для двухвалентной меди характерно образование комплексных соединений. Это видно уже из того, что почти все соли Cu2+ выделяются из растворов в виде кристаллогидратов. Значительно устойчивее очень характерный для двухвалентной меди темно-синий комплексный катион [Cu(NH3)4] 2+, образующийся при прибавлении избытка аммиака к растворам Cu2+ по реакции, например:

CuSO4 + 4NH 3.H2О = [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O

Этот комплекс можно использовать как реактив на медь, так как окраска его достаточно интенсивная.

Соли меди используют в качестве красок: зеленых, синих, коричневых, черных. Практически все соли меди –это ядовитые вещества.

В быту, чтобы избежать образования ядовитых медных солей, медную посуду покрывают изнутри слоем олова (лудят).

Проведя анализ изученной информации о свойствах меди и ее соединений, мы обнаружили, что наши представления о свойствах меди и ее соединений очень отличаются от тех , которые мы видим в реальных экспериментах. Все эти различия мы представили и собрали в табл. 1, прил. 1.

Проанализировав всю информацию, мы приступаем к экспериментальной части нашей исследовательской работы. Для этого проведем следующие эксперименты:

1. Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой.

2. Растворение меди в растворе хлорида железа(III).

3. Растворение меди в растворе аммиака

4. Изучение амфотерных свойств оксида меди(I). Растворение в соляной

5. кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

6. Изучение амфотерных свойств оксида меди(II). Растворение в соляной кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

7. Изучение амфотерных свойств гидроксида меди(II). Растворение в соляной кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

3. Экспериментальная часть

3.1. Получение необходимых реактивов

Для выполнения опытов нам необходимо приготовить следующие реактивы: свежеосажденную медь, оксид меди(I), оксид меди(II), гидроксид меди (II) и бромоводородную кислоту. Все эти реактивы мы готовили непосредственно перед началом работы.

Чтобы получить свежеосажденную медь мы в стеклянную чашку поместили раствор сульфата меди(II) и опустили гранулы цинка. Медь осаждалась на цинке и представляла собой рыхлую массу:

Весь осадок скопился на дне чашки, затем мы его промыли, удалили лишний цинк, который остался, а полученную медь оставили для эксперимента (прил. 1, рис. 1).

Читайте также:  Определить массовую долю фосфата меди 2

Для того чтобы приготовить этот оксид меди, необходимо прилить в пробирку десятипроцентный раствор сульфата меди (II) и добавляем в него избыток раствора гидроксида калия. Образуется голубой осадок гидроксида меди(II). Добавляем к нему глюкозу, берем ее в избытке, тщательно перемешиваем, смесь нагрели. При этом образовался желтый осадок, после завершения реакции в пробирке мы видим образование красного осадка оксида меди(I). Получение гидроксида меди(II) Для этого в пробирку наливаем десятипроцентный раствор сульфата меди и добавляем туда раствор гидроксида калия, в результате образуется голубой студенистый осадок гидроксида меди(II).

CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2

Теперь получим бромоводородную кислоту. Реакцию проводим, действуя на бромид калия раствором, который получаем взаимодействием серной кислоты(3 объема) с водой(1 объем):

Мы видим, что одновременно с выделением бромоводорода происходит его окисление и образование брома по реакции:

2HBr + H2SO4 (конц.) = Br2 + SO2^ + 2H2O

Если понизить концентрацию серной кислоты до 65% бромоводород получается без видимой примеси брома, а если пропускать броводород через воду, то получали достаточно концентрированный раствор бромоводородной кислоты (Приложение 2, рис. 2).

Раствор этот получался желтоватого цвета, видимо из за небольшого количества брома в растворе.[8]

3.1.1. Опыт 1 Взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой

Поместим пустую пробирку медную проволоку, предварительно удалим с нее изоляцию. Далее приливаем медленно концентрированную серную кислоту.

Наблюдаем, что вначале процесса никаких признаков протекания реакции мы не наблюдаем. Нагреваем, при этом начинается реакция с характерными признаками. Выделяется газ и образуется осадок черного цвета. Что это за газ? Он имеет резкий запах. Попробуем его поджечь у отверстия газоотводной трубки, ничего не получается . Какой газ выделяется? Гипотеза: сернистый газ. Докажем эту гипотезу. Опускаем газоотводную трубку в сосуд с перманганатом калия, раствор обесцветится(это был подкисленный раствор). Продолжаем пропускать выделяющийся газ через перманганат, но растворы берем нейтральный и щелочной. Наблюдаем, что в стакане с щелочным раствором образовался зеленый раствор, этот цвет придают ионы манганата. В стакане с нейтральным раствором образовалось вещество бурого цвета, осадок. К отверстию газоотводной трубки поднесем влажную лакмусовую бумажку, она окрасится в розовый цвет. Таким образом, мы доказали образование сернистого газа.

3.1.2. Растворение меди в растворе аммиака

Реактивы. Свежеосажденная медь, 10%-й раствор аммиака.

Приливаем в пробирку раствор аммиака и присыпаем туда немного свежеосажденной меди.

Пробирку закрыли пробкой и сильно встряхивали в течение нескольких секунд. В результате реакции получился раствор синего цвета, характерный для катиона тетраамминмеди(II) (рис. 2) [4]. Такую же окраску имел раствор, полученный добавлением раствора аммиака к сульфату меди(II)

В этой реакции металлическая медь растворялась и окислилась. При помощи литературы мы использовали сведения о той роли кислорода, который является окислителем этой реакции.

Чтобы проверить эту гипотезу, мы провели дополнительные опыты:

1. Заполнили пробирку раствором аммиака, чтобы исключить присутствие кислорода, встряхнули пробирку.

2. Пропускали кислород, полученный разложением пероксида водорода, через раствор аммиака с медью, без встряхивания пробирки.

3. Затем быстро добавляем немного перекиси водорода, раствор окрашивается в синий цвет. В отсутствии кислорода растворение меди не происходило; раствор не приобретал синий цвет (Приложение 3, рисунок 1).

В результате окисления меди кислородом в присутствии аммиака образуется комплексное соединение. Этим можно доказать растворение меди в аммиаке:

2Cu + 8NH3 + O2 + 2H2O = =2[Cu(NH3)4]2(ОН)2

3.1.3 Растворение меди в растворе хлорида железа(III)

В пробирку поместили немного свежеосажденной меди и прилили раствор хлорида железа(III). Чтобы реакция проходила быстрее пробирку нагревали горячей водой. Сразу изменился цвет раствора.

При добавлении аммиака раствор окрашивался в темно – синий цвет, характерный для комплекса [Cu(NH3)4] 2+ . Чтобы доказать присутствие в растворе двухвалентного железа, используют красную кровяную соль

.Мы видим, что присутствие катионов Fe2+ и Fe3+ не мешает качественной реакции на катионы Cu2+.

Однако катионы Cu2+ мешают определению Fe3+ с помощью желтой кровяной соли, так как протекает качественная реакция с образованием красного осадка (рис. 12)

3.1.4. Изучение амфотерных свойств соединений меди.

Изучение амфотерных свойств оксида меди(I)

Добавим соляную кислоту к свежеосажденному красному оксиду меди(I), добавляли раствор аммиака и раствор гидроксида натрия, затем хорошо перемешали . Наблюдали растворение осадков.

Мы наблюдали за раствором гидрооксидадиамминмеди(I). При этом не выделялась медь. Со временем окраска растворов становится синего цвета. Это происходит из- за окисления катионов меди(1) кислородом.

Изучение амфотерных свойств оксида меди(II)

К свежеосажденному черному оксиду меди(II) добавляли соляную кислоту? Затем добавили раствор аммиака и крепкий раствор гидроксида натрия, все перемешали. Мы наблюдали полное растворение осадка в соляной кислоте. Появилась окраска осадков, это тоже не случайно, это признак протекания реакции.( Приложение4, рисунок 2)

Опыты не удавалось повторить с «состарившимися» осадками оксида меди(II). [9]

Образование голубого раствора с соляной кислотой

CuOт + 2HClр = CuCl2ж + H2Oж

Образование темно – синего раствора с раствором аммиака:

CuOт + 4NH3.H2Oж = [Cu(NH3)4](OH)2р

Образование синего раствора с гидроксидом натрия:

CuOт+ 2NaOHр + H2O = Na2[Cu(OH)4]р

Изучение амфотерных свойств гидроксида меди(II)

К свежеосажденному голубому гидроксиду меди(II) добавляли соляную кислоту, раствор аммиака и очень крепкий раствор гидроксида натрия и перемешивали (Приложение 4, рис. 1).

Что происходило? Так же как и в оксиде мы наблюдаем растворение осадка в соляной кислоте и в различных вариантах частичное растворение в аммиаке и гидроксиде натрия. О протекании реакции с двумя последними веществами судили по растворению значительной части осадка и изменению цвета раствора.

1. Образование голубого раствора с соляной кислотой

Cu(OH)2т + 2HClр = CuCl2ж + 2H2Oж

2. Образование темно – синего раствора с раствором аммака:

Cu(OH)2т + 4NH3.H2Oж = =[Cu(NH3)4](OH)2 р + 4H2O

3. Образование синего раствора с гидроксидом натрия:

Проведено сравнение химических свойств меди и ее соединений, используя различную научную литературу, школьные учебники и литературу высших учебных заведений.

Мы установили свойства меди, представления о которых нам пришлось пересмотреть: особенности взаимодействия меди с концентрированной серной кислотой, растворение меди в водных растворах аммиака и хлорида железа (III); взаимодействие с бромоводородной кислотой. В условиях школьной лаборатории нами были проведены опыты, применены соответственные методики и получены экспериментальные данные, которые подтверждают наши новые знания о свойствах меди. Нами изучены литературные данные об амфотерных свойствах оксидов меди(I) и меди(II), гидроксида меди(II), а также о возможности растворения этих соединений в водном растворе аммиака. Проведены опыты, подтверждающие эти свойства.

3. Показана возможность расширения нашего кругозора и наших представлений об окружающих предметах и явлениях.

4. Изучены и проведены некоторые качественные реакции, применение которых возможно в условиях школьной лаборатории.

5. Наглядные материалы, полученные при выполнении работы, переданы в кабинет химии для использования в учебном процессе.

Источник

Adblock
detector