Растворимость меди в воде: взаимодействие CuO с жидкостью и кислотой

Основные свойства

Медь — это металл розового или красноватого цвета. Радиус его положительно заряженных ионов характеризуется следующими значениями:

• с индексом координации 6 — до 0,091 нм;
• с индексом координации 2 — до 0,06 нм.

Атом этого элемента имеет размер радиуса 0,128 нм, что соответствует электрону 1,8 эВ. Поскольку медь — переходный металл, ее электроотрицательность по шкале Полинга составляет 1,9. Кроме того, этот элемент характеризуется разными значениями степени окисления.

 

К физическим свойствам меди также можно отнести теплопроводность, которая при температуре 20-100 ° C соответствует 394 Вт / м * К. Что касается электропроводности, то она составляет 55,5-58 МС · м. Этот металл не может вытеснить водород из кислот и воды. Размер его гранецентрированной кристаллической решетки кубического типа составляет 0,36150 нм. Температура 1082 ° C определяет процесс плавления этого химического элемента, а 26570 — процесс его кипения.

Растворимость в воде

Растворимость — это способность образовывать гомогенные смеси или растворы при взаимодействии соединения с другим веществом. В их состав входят отдельные частицы: атомы, молекулы, ионы. Концентрация вещества указывает на уровень его растворимости в другом веществе. Обычно выражается в процентах, весовой или объемной доле.

Многие задаются вопросом, растворяется ли медь в воде. Как и в случае с другими твердыми соединениями, этот процесс происходит только за счет изменения температуры. Зависимость рассчитывается методом кривых. При очень низком показателе (т.е при низкой концентрации вещества в растворителе) вещество считается нерастворимым. Воздействие морской воды не вызывает коррозии меди, что свидетельствует о ее инерционности при нормальных условиях.

В пресной воде медь практически не растворяется. Однако влажная среда и влияние углекислого газа способствуют образованию зеленой пленки на металле. Если говорить о его одновалентных соединениях, особенно солях, то они мало растворимы.

Эти вещества быстро окисляются и в результате образуются двухвалентные соединения. Именно эти соли обладают способностью растворяться в воде. В результате диссоциации они полностью распадаются на ионы.

Свойства сульфата меди

Двухосновная соль также называется сульфатом, она обозначается следующим образом: CuSO4. Это вещество без характерного запаха, не обладающее летучестью. В безводной форме соль бесцветна, непрозрачна и очень гигроскопична. Медь (сульфат) обладает хорошей растворимостью. Молекулы воды при присоединении к соли могут образовывать кристаллогидратные соединения. Примером является сульфат меди, который представляет собой синий пентагидрат. Его формула — CuSO4 5H2O.

Кристаллические гидраты характеризуются прозрачной голубоватой структурой; они имеют горький и металлический привкус. Их молекулы способны со временем терять связанную воду. В природе они встречаются в виде минералов, в том числе калькантита и бутита.

Под влиянием медного купороса. Растворимость — это экзотермическая реакция. Во время гидратации соли выделяется значительное количество тепла.

Растворимость меди в водной среде

Металл проявляет коррозионную стойкость при воздействии морской воды. Это демонстрирует его инерционность в нормальных условиях. Растворимость меди в (пресной) воде практически не наблюдается. Но во влажной среде и под воздействием углекислого газа на поверхности металла образуется зеленая пленка, которая является основным карбонатом:

Если рассматривать его одновалентные соединения в виде соли, наблюдается их незначительное растворение. Такие вещества подвержены быстрому окислению. В результате получаются соединения двухвалентной меди. Эти соли хорошо растворимы в водных средах. Происходит их полная диссоциация на ионы.

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в группе IIB IV периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d104s2. Для цинка возможна только одна степень окисления, равная +2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn (OH) 2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

При хранении на воздухе цинк тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Окисление особенно легко протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа из-за реакции:

2Zn + H2O + O2 + CO2 → Zn2 (OH) 2CO3

Пары цинка горит на воздухе, и тонкая полоска цинка после нагрева пламени горелки горит в нем зеленоватым пламенем:

Металлический цинк при нагревании также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

Цинк не реагирует напрямую с водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором.

Цинк реагирует с неокисляющими кислотами с выделением водорода:

Zn + H2SO4 (20%) → ZnSO4 + H2↑

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑

Технический цинк особенно легко растворяется в кислотах, так как содержит примеси других менее активных металлов, в частности кадмия и меди. Цинк высокой чистоты является кислотостойким по нескольким причинам. Для ускорения реакции образец цинка высокой чистоты помещают в контакт с медью или к раствору кислоты добавляют небольшое количество соли меди.

Металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, при температуре 800-900oC (красный нагрев) взаимодействует с перегретым паром, выделяя водород:

Zn + H2O = ZnO + H2

Цинк также реагирует с кислотами-окислителями: концентрированной серной кислотой и азотной кислотой.

Цинк как активный металл может образовывать диоксид серы, элементарную серу и даже сероводород с концентрированной серной кислотой.

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

Zn + 4HNO3 (конц.) = Zn (NO3) 2 + 2NO2 ↑ + 2H2O

3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn (NO3) 2 + 2NO ↑ + 4H2O

4Zn + 10HNO3 (20%) = 4Zn (NO3) 2 + N2O ↑ + 5H2O

5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn (NO3) 2 + N2 ↑ + 6H2O

4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H2O

На направление процесса также влияют температура, количество кислоты, чистота металла и время реакции.

Цинк реагирует с щелочными растворами с образованием тетрагидроксицинкатов и водорода:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 Zn (OH) 4 + H2↑

Zn + Ba (OH) 2 + 2H2O = Ba Zn (OH) 4 + H2

При легировании безводной щелочью цинк образует цинкаты и водород:

В сильно щелочной среде цинк является чрезвычайно сильным восстановителем, способным восстанавливать азот до нитратов и нитриты до аммиака:

4Zn + NaNO3 + 7NaOH + 6H2O → 4Na2 Zn (OH) 4 + NH3

За счет комплексообразования цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Zn + 4NH3 H2O → Zn (NH3) 4 (OH) 2 + H2 ↑ + 2H2O

Цинк также восстанавливает менее активные металлы (справа в строке активности) из водных растворов их солей:

Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4

Растворимость в чугуне

В структуре ковкого перлитного чугуна, помимо основных компонентов, присутствует дополнительный элемент в виде обычной меди. Именно она увеличивает графитизацию атомов углерода, способствует повышению текучести, прочности и твердости сплавов. Металл положительно влияет на уровень перлита в конечном продукте. Растворимость меди в чугуне используется для связывания исходного состава. Основная цель этого процесса — получение ковкого сплава. Он будет иметь лучшие механические и коррозионные свойства, но меньшую хрупкость.

Если содержание меди в чугуне составляет около 1%, индекс прочности на разрыв составляет 40%, а предел текучести увеличивается до 50%. Это существенно меняет характеристики сплава. Увеличение количества металлического сплава до 2% приводит к изменению прочности до 65%, а индекс текучести становится 70%. При более высоком содержании меди в чугуне образование шаровидного графита затруднено. Введение легирующего элемента в конструкцию не меняет технологии формования жесткого и мягкого сплава. Ожидаемое время отжига совпадает с продолжительностью этой реакции при производстве чугуна без содержания меди. На это уходит около 10 часов.

Использование меди для изготовления чугуна с высоким содержанием кремния не позволяет полностью исключить так называемое ожелезнение смеси при отжиге. В результате получается продукт с низкой эластичностью.

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент группы VIIIB, с порядковым номером 26 в периодической таблице. Распределение электронов в атоме железа следующее: 26Fe1s22s22p63s23p63d64s2, т.е железо относится к элементам d, так как подуровень d в его корпусе заполнен. Он больше характеризуется двумя степенями окисления +2 и +3. В оксиде FeO и гидроксиде Fe (OH) 2 преобладают основные свойства, тогда как оксид Fe2O3 и гидроксид Fe (OH) 3 заметно амфотерны. Таким образом, оксид и гидроксид железа (III) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных щелочных растворах, а также реагируют с сухими щелочами при плавлении. Следует отметить, что степень окисления железа +2 очень нестабильна и легко переходит в степень окисления +3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления +6 — ферраты, соли несуществующей «железной кислоты» H2FeO4. Эти соединения относительно стабильны только в твердом состоянии или в сильно щелочных растворах. При недостаточной щелочности среды ферраты тоже довольно быстро окисляют воду, выделяя из нее кислород.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом

Железо, сжигаемое в чистом кислороде, образует так называемое прокаленное железо, которое имеет формулу Fe3O4 и фактически представляет собой смешанный оксид, состав которого условно можно представить формулой FeO ∙ Fe2O3. Реакция горения железа следующая:

3Fe + 2O2 = а => Fe3O4

С серой

При нагревании железо реагирует с серой с образованием сульфида железа:

Fe + S = а => FeS

Или, при избытке серы, дисульфид железа:

Fe + 2S = а => FeS2

С галогенами

Со всеми галогенами, кроме йода, металлическое железо окисляется до степени окисления +3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe + 3F2 = a => 2FeF3 — фторид железа (lll)

2Fe + 3Cl2 = a => 2FeCl3 — хлорид железа (III)

2Fe + 3Br2 = a => 2FeBr3 — бромид железа (lll)

Йод, как самый слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо только до степени окисления +2:

Fe + I2 = a => FeI2 — йодид железа (ll)

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе с выделением йода I2, восстанавливающегося до степени окисления +2. Примеры подобных реакций от банка ФИПИ:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe (OH) 3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O

Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O

С водородом

Железо не реагирует с водородом (с водородом металлов реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

Растворимость меди в азотной кислоте

Такая реакция возможна из-за того, что металл окисляется сильным реагентом. Разбавленная и концентрированная азотная кислота проявляет окислительные свойства при растворении меди.

В первом варианте в ходе реакции получают нитрат меди и оксид двухвалентного азота в соотношении от 75% до 25%. Процесс разбавленной азотной кислоты можно описать следующим уравнением:

Во втором случае получают нитрат меди и оксиды азота, двухвалентные и четырехвалентные, соотношение которых составляет 1: 1. В этом процессе участвуют 1 моль металла и 3 моля концентрированной азотной кислоты. При растворении меди происходит сильный нагрев раствора, в результате чего наблюдается термическое разложение окислителя и выделение дополнительного объема оксидов азота:

Реакция используется в мелкосерийном производстве, связанном с переработкой отходов или удалением покрытия с отходов. Однако этот метод растворения меди имеет ряд недостатков, связанных с выделением большого количества оксидов азота. Для их захвата или нейтрализации требуется специальное оборудование. Эти процессы очень дороги.

Растворение меди считается полным, когда происходит полное прекращение образования летучих оксидов азота. Температура реакции составляет от 60 до 70 ° C. Следующим этапом является слив раствора из химического реактора. На дне есть небольшие кусочки металла, которые не прореагировали. К полученной жидкости добавляют воду и проводят фильтрацию.

Описание элемента

Медь считается самым древним металлом, добывать который люди научились еще до нашей эры. Это вещество получают из природных источников в виде минерала. Медь называется элементом химической таблицы латинским названием cuprum, порядковый номер которой 29. В периодической системе она встречается в четвертом периоде и относится к первой группе.

Натуральное вещество — это хэви-метал розово-красного цвета с мягкой и податливой структурой. Температура его кипения и плавления выше 1000 ° С. Считается хорошим гидом.

Растворимость в кислоте серной

В нормальном состоянии такой реакции не происходит. Фактором, определяющим растворение меди в серной кислоте, является ее сильная концентрация. Разбавленная среда не может окислить металл. Растворение меди в концентрированной серной кислоте протекает с выделением сульфата.

Процесс выражается следующим уравнением:

Cu + H2SO4 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O + SO2.

Свойства оксидов

Как и другие химические элементы, медь имеет бинарные соединения с кислородом, а именно три типа оксидов:

1. Cu2O — красно-коричневое кристаллическое вещество. Этот оксид меди не растворяется в воде, но растворяется при 1240 ° C. Он используется в качестве пигмента для окрашивания керамики. Также используется как фунгицид.
2. CuO — черный кристалл, практически не растворимый в воде. При взаимодействии с кислотами образует соль двухвалентной меди и воды. Применяется при изготовлении рубиново-медного стекла, а также при окраске эмали в синий или зеленый цвета.
3. Cu2O3 — красные кристаллы, не растворимые в воде. Вещество разлагается под воздействием температур около 400 ° C, в результате чего образуются CuO и O. Именно эти продукты — оксид меди (II) и кислород — широко используются в науке и различных отраслях промышленности.

Растворимость в ртути

При смешивании ртути с металлами других элементов получаются амальгамы. Этот процесс может происходить при комнатной температуре, поскольку в таких условиях Pb представляет собой жидкость. Растворимость меди в ртути проходит только при нагревании. Металл необходимо предварительно измельчить. Когда твердая медь смачивается жидкой ртутью, одно вещество проникает в другое или диффундирует. Значение растворимости выражается в процентах и ​​составляет 7,4 * 10 -3. В результате реакции образуется прочная и простая амальгама, похожая на цемент. Если его немного подогреть, он станет мягким. В результате эту смесь используют для ремонта фарфоровых изделий. Также существуют сложные амальгамы с оптимальным содержанием металлов. Например, стоматологический сплав содержит элементы серебра, олова, меди и цинка. Их процентное число составляет 65: 27: 6: 2. Смесь с таким составом называется серебряной. Каждый компонент сплава выполняет определенную функцию, позволяющую получить качественное уплотнение.

Другой пример — сплав амальгамы, который имеет высокое содержание меди. Его еще называют медным сплавом. Амальгама содержит от 10 до 30% Cu. Высокое содержание меди предотвращает взаимодействие олова с ртутью, что предотвращает образование очень слабой и коррозионной фазы сплава. Кроме того, уменьшение количества серебра в начинке приводит к снижению затрат. Для приготовления амальгамы рекомендуется использовать инертную атмосферу или защитную жидкость, образующую пленку. Металлы, входящие в состав сплава, способны быстро окисляться воздухом. Процесс нагревания амальгамы меди в присутствии водорода приводит к удалению ртути, что позволяет отделить элементарную медь. Как видите, освоить эту тему несложно. Теперь вы знаете, как медь взаимодействует не только с водой, но также с кислотами и другими элементами.

Растворение в аммиаке

Этот процесс часто происходит при пропускании NH3 в газообразной форме над чугунным металлом. Результат — растворение меди в аммиаке, выделение Cu3N. Это соединение называется одновалентным нитридом.

Его соли подвергаются действию раствора аммиака. Добавление этого реагента к хлориду меди приводит к выпадению осадка в виде гидроксида:

Избыток аммиака способствует образованию соединения сложного типа, имеющего темно-синий цвет:

Этот процесс используется для определения ионов двухвалентной меди.

Химические свойства хрома

Хром — это элемент группы VIB периодической таблицы. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 22s 22p 63s 23p63d54s1, то есть в случае хрома, как и в случае атома меди, наблюдается так называемое «электронное скольжение»

Наиболее распространенные степени окисления хрома — +2, +3 и +6. О них нужно помнить и в рамках программы ЕГЭ по химии можно предположить, что других степеней окисления хром не имеет.

В нормальных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Взаимодействие с неметаллами

с кислородом

Металлический порошок хрома, нагретый до температуры выше 600 ° C, горит в чистом кислороде с образованием оксида хрома (III):

4Cr + 3O2 = ot => 2Cr2O3

с галогенами

Хром реагирует с хлором и фтором при более низких температурах, чем кислород (250 и 300 oC соответственно):

2Cr + 3F2 = ot => 2CrF3

2Cr + 3Cl2 = ot => 2CrCl3

Хром реагирует с бромом при температуре красного каления (850-900 oC):

2Cr + 3Br2 = ot => 2CrBr3

с азотом

Металлический хром взаимодействует с азотом при температуре выше 1000 oС:

2Cr + N2 = ot => 2CrN

с серой

Вместе с серой хром может образовывать как сульфид хрома (II), так и сульфид хрома (III), что зависит от соотношения серы и хрома:

Cr + S = ot => CrS

2Cr + 3S = ot => Cr2S3

Хром не реагирует с водородом.

Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой

Хром относится к металлам средней активности (находится в ряду активности металлов между алюминием и водородом). Это означает, что между раскаленным хромом и перегретым паром происходит реакция:

2Cr + 3H2O = ot => Cr2O3 + 3H2↑

Взаимодействие с кислотами

Хром в обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако при кипячении растворяется в них, окисляясь до степени окисления +3:

Cr + 6HNO3 (конц.) = To => Cr (NO3) 3 + 3NO2 ↑ + 3H2O

2Cr + 6H2SO4 (мелкий) = a => Cr2 (SO4) 3 + 3SO2 ↑ + 6H2O

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:

10Cr + 36HNO3 (разбавленный) = 10Cr (NO3) 3 + 3N2 ↑ + 18H2O

Хром находится в ряду активности слева от водорода, что означает, что он способен выделять H2 из неокисляющих кислотных растворов. В ходе таких реакций при отсутствии доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

Cr + 2HCl = CrCl2 + H2

Cr + H2SO4 (разбав.) = CrSO4 + H2↑

Когда реакция проводится на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется кислородом, содержащимся в воздухе, до степени окисления +3. В этом случае, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O

При легировании металлического хрома сильными окислителями в присутствии щелочи хром окисляется до степени окисления +6 с образованием хроматов:

Химическое строение и свойства

Если вы изучите электронную формулу атома меди, вы обнаружите, что он имеет 4 уровня. На валентной орбитали 4s находится только один электрон. В ходе химических реакций от одного атома могут отделяться от 1 до 3 отрицательно заряженных частиц, в результате получаются соединения меди со степенью окисления +3, +2, +1. Его двухвалентные производные наиболее стабильны.

В химических реакциях он действует как неактивный металл. В обычных условиях медь не растворяется в воде. В сухом воздухе коррозии не наблюдается, но при нагревании поверхность металла покрывается черным налетом двухвалентного оксида. Химическая стабильность меди проявляется под действием безводных газов, углерода, многочисленных органических соединений, фенольных смол и спиртов. Для него характерны реакции комплексообразования с выделением окрашенных соединений. Медь имеет мало общего с металлами щелочной группы, связанной с образованием производных одновалентного ряда.