Загальна характеристика хімічних властивостей Купруму (стр. 1 из 3)
"Загальна характеристика хімічних властивостей Купруму"
Хімічний елемент Купрум у земній корі не надто поширений, всього лише 0,01 %, але він достатньо часто зустрічається і самородному вигляді і тому давно використовується людиною. Мідь була першим металом, отримувати який навчилася людина.
Наведіть електронну та електронно-графічну формули атома Купруму, його основні ступені окиснення у сполуках, стандартний електродний потенціал та зробіть на основі цього висновок щодо хімічної активності металу.
Хімічний елемент Купрум розташований у періодичній системі хімічних елементів піл порядковим номером 29. віз розміщений у першій групі, побічній підгрупі, та у четвертому періоді. Оскільки його порядковий номер рівний 29, на енергетичних рівнях елемента буде розміщуватися 29 електронів, тому електронні формула елемента буде наступною:
Складемо також єлектронно-графічну формулу елемента:
Мідь відносять до d-елементів, а її валентні електрони розміщені на 3d-та4s-підрівнях. Тому у сполуках Купрум проявляє ступені окиснення +1 та +2, віддаючи електрони, тому його можна віднести до металів.
Якщо розглянути електронну будову атомів Купруму та Нікелю, то можна зробити висновок, що для Купруму є характерним проскок електрона із 4sна 3d-підрівень.
Стандартний електродний потенціал для Купруму рівний
, більшість металів має електродний потенціал значно більш негативний чим у Купруму. На основі значення стандартного електродного потенціалу та розташування електронів на енергетичних рівнях та підрівнях атома елемента можна зробити висновок, що хімічний елемент Купрум не відноситься до активних металів. По своїх властивостях він нагадуватиме Арґентум та Аурум, хоча й буде більш активним порівняно із ними.1. Опишіть хімічні властивості Купруму – його реакції із:
· Киснем
У реакції із киснем можна прогнозувати утворення двох оксидів: Cu2Oта CuO. При нагріванні міді в атмосфері кисню утворюється спочатку CuO, Купруму (ІІ) оксид, речовина чорного кольору:
Дана реакція протікає в температурному інтервалі від 200 до 375ºС. при подальшому нагріванні при вищих температурах на поверхні міді утворюється оксидна плівка CuO, а під нею шар Cu2O, червоного кольору:
.· Галогенами
Мідь являється малоактивним металом, але із галогенами вона реагує вже при кімнатній температурі. На швидкість реакції впливає вологість, у вологому середовищі реакція прискорюється.
· Водою
Мідь не реагує із водою. Така реакція не відбувається як при нормальній так і при підвищеній температурах. Але наявність вологи прискорює взаємодію міді із іншими речовинами, наприклад киснем, який розчинений у воді, тощо.
· Хлороводневою кислотою
Оскільки у ряді напруг металів мідь розташована після водню, то вона не може витісняти водень із розчинів хлороводневої кислоти. Тому вона не реагує із розчинами хлороводневої кислоти.
У присутності кисню можлива реакція розчинення міді у хлороводневій кислоті із утворенням відповідних солей.
Нагрівання реакційної суміші буде прискорювати дану реакцію.
· Нітратною (V) кислотою різних концентрацій
Мідь розчиняється в нітратній кислоті різної концентрації із утворенням Купрум (ІІ) нітрату Cu(NO3)2 та оксидів Нітрогену. При зростанні температури реакція взаємодії із нітратною кислотою прискорюється, її прискорює також зростання концентрації кислоти.
Розбавлена нітратна кислота в реакції із міддю відновлюється до NO:
HNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + NO + H2O
| Реакція | Коефіцієнт | Речовина |
| Cu – 2e = Cu2+ | 3 | Відновник |
| NO3- + 4H+ + 3e = NO + 2H2O | 2 | Окисник |
8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
У випадку концентрованого розчину нітратної кислоти відновлення відбувається до NO2.
Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
| Реакція | Коефіцієнт | Речовина |
| Cu – 2e = Cu2+ | 1 | Відновник |
| NO3- + 2H+ + 1e = NO2 + H2O | 2 | Окисник |
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Виділення водню в реакціях із нітратною кислотою не відбувається.
· Сульфатною (VI) кислотою різних концентрацій
Із сульфатною кислотою
мідь утворює Купруму (ІІ) сульфат та SО2:Сu0 + 2Н2S+6O4(конц ) = Cu+2SO4 + S+4О2 + 2H2O
Сu0 -2е = Сu+2 2 2 1 відновник окиснюється
S+6 +2е = S+4 2 1 окисник відновлюється
Реакція із сульфатною кислотою відбувається досить повільно у випадку розбавлених розчинів та значно швидше при використанні концентрованих розчинів та нагрівання. У багатьох літературних джерелах (1, ст. 555) вказується, що розбавлена сульфатна кислота не реагує із міддю, але реально провести межу при якій концентрації починає проходити реакція неможливо, адже на швидкість протікання реакції впливають температура, тиск, наявність домішок. Тому більш вірно буде вважати, що при низьких концентраціях кислоти реакція відбувається досить повільно.
· Сумішами кислот (
та іншими)Із сумішами кислот мідь теж вступає у хімічну взаємодію. В таких реакціях утворюються, як правило, комплексні сполуки міді.
Якщо використати суміш хлоридної та нітратної кислот
, то у випадку міді буде утворюватися 
. Якщо використати суміш фтороводневої та нітратної кислот 
, то при дії суміші на мідь утворитися фторидний комплекс міді, де координаційне число складатиме 6: 
. 
Рис. 1. Структура фторидної комплексної сполуки Купруму.
На рисунку 1 наведена будова фторидного комплексу Купруму, як видно із рисунка, фторидний комплекс має октаєдричну будову.
· Розчином або розтопом лугу
Мідь не являється амфотерним елементом і не вступає у реакції взаємодії із лугами.
· Розчинами солей з урахуванням гідролізу останніх
Мідь витісняє із розчинів солей ті метал, які розташовані у ряді напруг перед нею. До таких металів відносяться цинк, алюміній, хорм та багато інших. Нижче наведена реакція купрум (ІІ) сульфату із цинком:
Слід враховувати, що у розчинах солі купруму гідролізуються, особливо солі утворені слабкими кислотами, наприклад ацетати, йодиди, броміди. Тому потрібно враховувати гідроліз при складанні рівнянь реакцій.
Тому під час реакції із цинком будуть утворюватися продукти:
2. На підставі відповідних термодинамічних розрахунків (визначення 
, 
, 
) та аналізу значень окисно - відновних потенціалів встановіть імовірність перебігу реакцій, вказаних викладачем, та вкажіть умови їх реалізації (діапазон температур).
Нехай нам вказані реакції: 
Тепловий ефект розраховують за стандартними теплотами утворення та згоряння. Тепловий ефект реакції рівний різниці між алгебраїчними сумами теплот утворення продуктів реакції та вихідних речовин:
, тоді зміна ентальпії системи буде рівною: 
Отже зміна ентальпії системи рівна
, тому ми можемо вважати, що реакція може відбуватися у прямому напрямку, її тепловий ефект додатній.За рівнянням Гіббса визначимо як змінюватиметься ентропія та ентальпія системи:
. При переході від найменш впорядкованого стану – газу до рідини чи твердого тіла ентропія зменшується. У нас в лівій частині рівняння розташовано одну молекулу газоподібних речовин, а у правій ні одної, тобто ентропія висока. А у правій не має газоподібних речовин, тобто у хімічній реакції ентропія системи зменшується.