Гидроксид меди как получить реакцией обмена

Как получить гидроксид меди

Получение из сульфата меди (II)

CuSO₄ — белый кристаллический порошок, растворимый в воде. При взаимодействии с влажным воздухом или с водой сульфат меди образует кристаллогидрат (пентагидрат сульфата меди (II)), более известный как медный купорос CuSO₄ • 5H₂O. Поэтому при получении гидроксида фактически участвует не чистый сульфат меди, а его кристаллогидрат. Добавьте к этому раствору щелочь (например NaOH) и наблюдайте за эффектом реакции:

CuSO₄ + 5H₂O + 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↓+5 H₂O.

При добавлении пропорционального количества реагентов раствор обесцвечивается, а полученный гидроксид меди выпадает в виде голубого осадка. Далее этот раствор может участвовать в качественной реакции на белки.

Получение из нитрата меди (II)

Cu(NO₃)₂ — бесцветное кристаллическое вещество. Вступает в реакции обмена с сильными основаниями. Провести реакцию получения гидроксида из соли можно, прибавив к раствору NaOH бесцветные кристаллы нитрата меди (II). В результате вы получите бесцветный раствор нитрата натрия и осадок гидроксида меди (II) голубого цвета:

Cu(NO₃)₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2NaNO₃.

Получение из хлорида меди (II)

CuCl₂ — при нормальных условиях представляет собой порошок желтого или желто-бурого цвета. Хорошо растворим в воде. Насыпьте в пробирку хлорид меди и добавьте эквивалентное количество щелочи. Желтые кристаллы исчезают и образуется голубой осадок. При необходимости выделить вещество из раствора, осадок процедите и высушите. Не используйте высокотермические виды сушки, т.к. при температуре, близкой к 100°С, Cu(OH)₂ разлагается на оксид меди (II) и воду:

CuCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Cu(OH)₂↓.

Получение из ацетата меди (II)

(CH₃COO)₂Cu — вещество темно-зеленого цвета, растворимое в воде. При растворении раствор приобретает голубую окраску. Рассчитанное количество щелочи прибавьте к раствору ацетата меди (II) и наблюдайте образование гидроксида (аморфного голубого осадка):

(CH₃COO)₂Cu + 2NaOH = Cu(OH)₂↓+ CH₃COONa.

Т.к. растворы солей меди (II) окрашены в синий или голубой цвет, то реакции обесцвечивания растворов с последующим выпадением цветного осадка выглядят очень эффектно.

Источник

Хром, железо и медь

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

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

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

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

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

    Реакции с неметаллами

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

Читайте также:  Как определить пробу серебра на ложке

Протекает в раскаленном состоянии.

Реакции с кислотами

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

Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Соединения хрома (II)

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

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

Соединения хрома (III)

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

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H2O + NaOH + Cr2O3 → Na3[Cr(OH)6] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr2O3 + 2NaOH → (t°) 2NaCrO2 + H2O (прокаливание, хромит натрия)

Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления Cr +3 )

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

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

Соединения хрома (VI)

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

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

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

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

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик» 🙂

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

Железо

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

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

В природе железо встречается в виде следующих соединений:

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

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

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

Читайте также:  Как подготовить поверхность для покраски металла

    Реакции с неметаллами

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS2 (t 2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью — K3[Fe(CN)6] — гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

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

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

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

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

Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K4[Fe(CN)6]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

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

И еще одна качественная реакция на ионы Fe 3+ — взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.

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

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

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

Основные степени окисления меди +1, +2.

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

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

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

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

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

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

    Реакции с неметаллами

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

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

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

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

Реакции с кислотами

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

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

Читайте также:  Как привить поросят железом

С оксидами неметаллов

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO2 = (t) CuO + S

Cu + NO = (t) CuO + N2

Соединения меди I

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

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

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

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

Соединения меди (II)

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

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

    Реакции с кислотами

CuO + CO = Cu + CO2

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

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

Реакции с кислотами

Реакции с щелочами

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

Реакции с кислотными оксидами

Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) — сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

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

Источник

Гидроксид меди (II)

Гидроксид меди (II)

Гидроксид меди (II) Сu(OН)2 — голубое аморфное или кристаллическое вещество. Практически нерастворим в воде.

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:

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

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

Но этой реакции в ЕГЭ по химии пока нет!

4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается :

Источник

Поделиться с друзьями
Металл и камни