Оксиды меди и гидроксид меди(II)
Гидроксид меди(II) — реактив на многоатомные спирты и альдегиды.
7. Оксид меди (II) — CuO
Твёрдое чёрное вещество, нерастворимое в воде. Основный оксид (со слабо выраженными амфотерными свойствами). Довольно сильный окислитель.
Получение CuO
| Способ | Уравнение реакции |
|---|---|
| Прокаливание меди |
При нагревании медных изделий на воздухе их поверхность покрывается чёрным налётом оксида меди(II):
2Cu + O2 400-500°C→ 2CuO |
| Разложение гидроксида |
Голубой осадок Cu(OH)2 при нагревании чернеет — это признак термического разложения:
Cu(OH)2 t°→ CuO + H2O |
| Разложение нитрата |
Нитрат меди(II) при прокаливании образует CuO, бурый газ NO2 и кислород. Реакция хорошо заметна по выделению бурых паров:
2Cu(NO3)2 t°→ 2CuO + 4NO2↑ + O2↑ |
| Разложение малахита |
Основной карбонат меди (малахит) при нагревании теряет воду и CO2:
(CuOH)2CO3 t°→ 2CuO + CO2↑ + H2O
|
Химические свойства
| Свойство | Уравнения реакций |
|---|---|
| С кислотами основные свойства |
Чёрный порошок CuO легко растворяется в кислотах с образованием голубых растворов солей меди(II):
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2OCuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O |
| С кислотными оксидами |
При сплавлении реагирует с кислотными оксидами, проявляя основные свойства:
CuO + SO3 → CuSO4
|
| С водой |
Не реагирует — нерастворимый оксид.
|
| Восстановление CuO — окислитель |
CuO — довольно сильный окислитель. При нагревании легко восстанавливается водородом, углеродом, угарным газом и активными металлами до свободной меди. Эти реакции широко используются в учебных опытах:
CuO + H2 t°→ Cu + H2OCuO + CO t°→ Cu + CO2 CuO + C t°→ Cu + CO 3CuO + 2Al t°→ 3Cu + Al2O3 Окисление аммиака оксидом меди(II) — важная реакция для определения азота в органических веществах:
3CuO + 2NH3 t°→ 3Cu + N2↑ + 3H2O
Восстановление меди аммиаком  |
CuO — чёрный порошок. Используется в учебных опытах для демонстрации восстановления
металлов.
Вопрос 1: Оксид меди (II) (Уравнения)
ПроверкаДопишите уравнения реакций с участием оксида меди (II):
- $CuO + HCl \rightarrow \dots + \dots$
- $CuO + NH_3 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow + \dots$ (ОВР!)
- $CuO + CO \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow$
Ответ:
- $CuO + 2HCl \rightarrow CuCl_2 + H_2O$ (типичный основный оксид)
- $3CuO + 2NH_3 \xrightarrow{t^\circ} 3Cu + N_2\uparrow + 3H_2O$ (аммиак восстанавливает медь)
- $CuO + CO \xrightarrow{t^\circ} Cu + CO_2\uparrow$
8. Оксид меди (I) — Cu2O
Твёрдое коричнево-красное вещество, нерастворимое в воде. Основный оксид. Образуется при нагревании меди в недостатке кислорода.
Получение Cu2O
| Способ | Уравнение реакции |
|---|---|
| Нагревание меди в недостатке O2 |
При ограниченном доступе кислорода медь окисляется только до степени +1, образуя красно-коричневый оксид:
4Cu + O2 t°→ 2Cu2O
|
| Восстановление Cu(OH)2 альдегидами |
При нагревании Cu(OH)2 с альдегидами или глюкозой голубой осадок превращается в красно-кирпичный Cu2O — это качественная реакция на альдегидную группу:
CH3CHO + 2Cu(OH)2 t°→ CH3COOH + Cu2O↓ + 2H2O
|
Важно для ЕГЭ
Реакция с Cu(OH)2 — качественная реакция на
альдегиды.
Cu(OH)2 при нагревании восстанавливается до красного осадка Cu2O.
Аналогичную реакцию даёт глюкоза (содержит альдегидную группу).
Химические свойства Cu2O
| Свойство | Уравнения реакций |
|---|---|
| С галогеноводородными кислотами |
С некоторыми бескислородными кислотами Cu2O образует нерастворимые соли Cu(I), сохраняя степень окисления +1:
Cu2O + 2HCl → 2CuCl↓ + H2O
|
| С кислотами-окислителями Cu+ → Cu2+ |
Концентрированные серная и азотная кислоты окисляют Cu+ до Cu2+, поэтому образуются соли меди(II), а не меди(I):
Cu2O + 3H2SO4(конц.) → 2CuSO4 + SO2↑ + 3H2O Cu2O + 6HNO3(конц.) → 2Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 3H2O |
| Растворение в аммиаке |
Cu2O растворяется в аммиаке с образованием бесцветного аммиачного комплекса меди(I), который на воздухе быстро синеет (окисление до Cu2+):
Cu2O + 4NH3 + H2O → 2[Cu(NH3)2]OH
|
| Восстановление |
При нагревании с типичными восстановителями (CO, H2) медь полностью восстанавливается до металла:
Cu2O + CO t°→ 2Cu + CO2Cu2O + H2 t°→ 2Cu + H2O |
| Окисление кислородом |
При дальнейшем прокаливании на воздухе Cu2O доокисляется до чёрного CuO:
2Cu2O + O2 t°→ 4CuO
|
Cu2O — коричнево-красный порошок. Его появление — признак реакции на
альдегидную группу.
Вопрос 1: Оксид меди (I) (Уравнения)
ПроверкаОксид меди (I) ($Cu_2O$) — кирпично-красный порошок. Напишите уравнения реакций его диспропорционирования в разбавленных кислотах и реакцию с концентрированной азотной кислотой:
- $Cu_2O + H_2SO_4(разб) \rightarrow \dots + \dots\downarrow + \dots$
- $Cu_2O + HNO_3(конц) \rightarrow \dots + \dots\uparrow + \dots$
Ответ:
- $Cu_2O + H_2SO_4(разб) \rightarrow CuSO_4 + Cu\downarrow + H_2O$ (диспропорционирование $Cu^+ \rightarrow Cu^{2+} + Cu^0$)
- $Cu_2O + 6HNO_3(конц) \rightarrow 2Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 3H_2O$ (окисление до $Cu^{2+}$)
9. Гидроксид меди (II) — Cu(OH)2
Голубой студенистый осадок, нерастворимый в воде. Проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных).
Получение Cu(OH)2
| Способ | Уравнение реакции |
|---|---|
| Действие щёлочи на соли Cu(II) |
При добавлении раствора NaOH к раствору соли меди(II) выпадает характерный голубой студенистый осадок:
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl
|
| Действие аммиака недостаток NH3 |
При недостатке аммиака (слабое основание) также осаждается Cu(OH)2. При избытке NH3 осадок растворяется в аммиачный комплекс:
CuSO4 + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2↓ + (NH4)2SO4
|
Химические свойства Cu(OH)2
| Свойство | Уравнения реакций |
|---|---|
| С кислотами основные свойства |
Cu(OH)2 легко растворяется в кислотах с образованием голубых растворов солей меди(II):
Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2OCu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O |
| С аммиаком (избыток) |
Голубой осадок Cu(OH)2 растворяется в избытке аммиака с образованием ярко-синего аммиачного комплекса — это качественная реакция на ионы Cu2+:
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
Аммиакат меди  |
| С конц. щёлочью кислотные свойства |
В концентрированных растворах щелочей Cu(OH)2 проявляет слабые кислотные свойства, образуя купрат:
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) → Na2[Cu(OH)4]
|
| Разложение при нагревании |
При нагревании голубой осадок чернеет — Cu(OH)2 теряет воду и превращается в чёрный CuO:
Cu(OH)2 t°→ CuO + H2O
|
Важно для ЕГЭ
Cu(OH)2 — используется как реактив на
многоатомные спирты (глицерин, этиленгликоль, глюкоза): растворяется с образованием
ярко-синего раствора (без нагревания!). При нагревании с альдегидами и глюкозой —
восстанавливается до красного Cu2O.
Вопрос 1: Свойства гидроксида меди (II) (Уравнения)
ПроверкаДопишите уравнения реакций, характерных для $Cu(OH)_2$:
- $Cu(OH)_2 + HNO_3 \rightarrow \dots + \dots$
- $Cu(OH)_2 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$
- $Cu(OH)_2 + NH_3 \cdot H_2O(изб) \rightarrow \dots$ (растворение осадка)
- Реакция с альдегидом: $CH_3CHO + 2Cu(OH)_2 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\downarrow + \dots$
Ответ:
- $Cu(OH)_2 + 2HNO_3 \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2H_2O$
- $Cu(OH)_2 \xrightarrow{t^\circ} CuO + H_2O$ (чернеет при нагревании)
- $Cu(OH)_2 + 4NH_3 \cdot H_2O \rightarrow [Cu(NH_3)_4](OH)_2 + 4H_2O$ (реактив Швейцера, ярко-синий раствор)
- $CH_3CHO + 2Cu(OH)_2 \xrightarrow{t^\circ} CH_3COOH + Cu_2O\downarrow + 2H_2O$ (окисление альдегида с выпадением красного осадка)