Научно – исследовательская работа учащихся по теме: «Загадочная медь»
проект по химии (9, 10, 11 класс) по теме

 

В работе выполнен анализ    различий  в  описании свойств  меди в учебной литературе для вузов и средней общеобразовательной школы,  проведена  их экспериментальная проверка и создан    демонстрационный  материал для уроков  химии. 

Скачать:

ВложениеРазмер
Microsoft Office document icon cu_proekt.doc779.5 КБ

Предварительный просмотр:

Тема:         «ЗАГАДОЧНАЯ   МЕДЬ»

Авторы:     Александрова Виктория Сергеевна

                     Ветров Артем Дмитриевич

         

 

         

                     

 

 

 

 

 

 

 

 

Руководитель работы:

                      Заичко Галина Николаевна,  

           учитель химии, к.т.н. 

 

 

Содержание                                         

 

Введение                                                                                              3

1. Литературный обзор                                                                   4

1.1.   Металлическая медь                                                                              4

1.2.   Соединения меди                                                                            5

 

2. Экспериментальная часть                                                       14

2.1.   Получение реактивов                                                                         14

2.2.   Опыты с металлической медью                                                  18

2.3.Изучение амфотерных свойств  оксида меди(I)                            26

2.4.Изучение амфотерных свойств  оксида меди(II)                           27

2.5.Изучение амфотерных свойств  гидроксида меди(II)                  28

Выводы                                                                                                             30

Литература                                                                                                      31

Приложения                                                                                                    32

                            

Введение

 

Медь - один из семи металлов, известных с глубокой древности. Общее содержание меди в земной коре сравнительно невелико (0,01 вес %), однако она чаще, чем другие металлы, встречается в самородном состоянии, причём самородки меди достигают значительной величины. Этим, а также сравнительной лёгкостью обработки меди объясняется то, что она ранее других металлов была использована человеком.  Переходный период от каменного к бронзовому веку (4 - 3-е тысячелетие до н.э.) назывался медным веком  - халколитом (от греческого chalkos - медь и lithos - камень) или энеолитом (от латинского aeneus - медный и греческого lithos - камень). В этот период появлились медные орудия. Известно, что при возведении пирамиды Хеопса использовались медные инструменты.

Таким образом, медь является металлом,  который изменил жизнь человека еще в далекой древности.

В школьном курсе химии [8, 9]    мы   получаем представление  о свойствах меди  и ее соединений.  Однако при  более   глубоком  знакомстве с учебной и научной литературой  [1-3, 6, 7]  очевидно  несовпадение    этих свойств с нашими «школьными» представлениями.

Цель данной работы:   изучение состояния проблемы и ее актуализация.

 

В работе решаются следующие задачи:

  • изучение литературы, посвященной  меди и ее соединениям;
  • выявление особых  (новых для нас)  свойств меди и ее соединений;
  • экспериментальная проверка этих свойств и их объяснение;  
  • создание учебного демонстрационного материала на основе полученных знаний.

1. Литературный обзор

 

1.1. Металлическая медь

Чистая медь - ковкий и мягкий металл красноватого, в изломе розового цвета, местами с бурой и пестрой побежалостью,     тяжелый          (плотность

8,93 г/см3) , отличный проводник тепла и электричества, уступающий в этом отношении только серебру (температура плавления 1083 oC). Медь легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы, но сравнительно мало активна. В сухом воздухе медь   почти не окисляется, так как образующаяся на её поверхности тончайшая плёнка оксидов придаёт меди более тёмный цвет и также служит хорошей защитой от дальнейшего окисления.   В присутствии влаги и диоксида углерода поверхность меди   покрывается патиной - зеленоватой пленкой основного карбоната (CuOH)2CO3, ядовитого вещества.

При нагревании на воздухе в интервале температур 200 - 375 oC медь окисляется до чёрного оксида меди(II) CuO. При более высоких температурах на её поверхности образуется двухслойная окалина: поверхностный слой представляет собой оксид меди(II) , а внутренний - красный оксид меди(I) - Cu2O.

С некоторыми веществами медь достаточно легко вступает в реакции: уже при комнатной температуре с галогенами, например с влажным хлором, образует хлорид CuCl2, при нагревании с серой образует сульфид Cu2S,  реагирует  с селеном. Но с водородом, углеродом и азотом медь не взаимодействует даже при высоких температурах.

Из школьной учебной литературы известно, что медь в электрохимическом ряду напряжений металлов занимает место  после водорода,  поэтому не вытесняет его из кислот, а  более активные металлы –

 

из растворов их солей.  А это значит, что  галогеноводородные  и разбавленная серная кислоты   не должны взаимодействовать с медью.  Невозможно также получить алюминий из раствора его хлорида с помощью меди.

Однако анализ  учебной литературы [1-3] по общей и неорганической химии для высшей школы показал следующее. При проведении опытов в  контакте с воздухом    медь  растворяется в соляной и серной  кислотах с образованием соответствующих солей: CuCl2  и CuSО4. В присутствии аммиака происходит взаимодействие меди с водой. Медь взаимодействует с раствором соли хлорида железа(III).  Последняя химическая реакция используется в радиотехнике для травления плат.  

О значении меди для людей и ее применении см. в Приложении 1.

1.2. Соединения меди

Медь образует множество соединений, в т.ч. входит в состав почти  170 минералов. Для  промышленности особенно  важны   17 минералов, в том числе: борнит (пестрая медная руда - Cu5FeS4), халькопирит (медный колчедан - CuFeS2), халькозин (медный блеск - Cu2S), ковеллин (CuS), малахит (Cu2(OH)2CO3).  

 

1.2.1. Соединения меди    Cu(I)

1.2.1.1. Оксид  меди(I)  Cu2O

Оксид меди(I)    или   закись   меди Cu2O, как   и   другие    соединения

меди(I) менее устойчивы, чем соединения меди(II).   Оксид меди(I)  в природе встречается в виде минерала куприта.  Он образуется    при нагревании до 1100 °С оксида меди(II):

4CuO   =   2Cu2O   +   O2

 

Кроме того, Cu2O может быть получен  в виде   красного осадка     в результате нагревания раствора соли меди(II) и щелочи в присутствии сильного восстановителя,   например альдегида:

t

2CuSO4 + C6H12O6 + 4NaOH     =    Cu2O + C6H12O7 + 2Na2SO4 + 2H2O

В воде Cu2O не растворяется и не реагирует с ней. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.

Кислотная природа Cu2O проявляется при взаимодействии со щелочами. При этом образуются гидроксокомплексы - куприты:

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

Эти соединения очень токсичны.  

В водных растворах аммиака образует гидроксид диамминмеди(I):

Cu2O   +   4NH3    +    H2O   =   2[Cu(NH3)2]OH

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

Cu2O   +    4HCl =   2H[CuCl2]   +   H2O

С бромоводородом и йодоводородом образует соли меди(I):

Cu2O   +   2HBr   =   2CuBr   +   H2O

Cu2O   +   2HI   =   2CuI   +   H2O

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.

При  нагревании  окисляется  кислородом  воздуха:

2Cu2O   +   O2   =   4CuO

1.2.1.2. Гидроксид меди(I) CuOН

Гидроксид меди(I) СuОН. Желтое соединение.    Неустойчив, легко окисляется, мало растворим в воде,   растворяется в аммиаке. Есть сведения о  

возможности его получения обработкой солей меди(I) щелочью при низкой температуре. Неустойчив, поэтому  как индивидуальное соединение не получен. При   взаимодействии солей Сu(I) со щелочами при комнатной температуре в растворе образуется гидратированный оксид Сu2О.nН2О, а из раствора выделяется только красный  оксид меди(I) Сu2О. Поэтому уравнение реакции можно записать так

2СuNO3    +   2NaOH   =   Cu2O   +   2NaNO3   +   H2O

 

1.2.1.3. Соли меди (I)

Хлорид меди(I) CuCl.  Бесцветное твердое вещество.   Мало растворим в воде, эфире, ацетоне. Растворяется в аммиаке, хлороводородной кислоте, хлоридах щелочных металлов, пиридине. Устойчив в сухой атмосфере. Окисляется и разлагается на свету и во влажном воздухе. Получается растворением меди или оксида меди(I) в хлороводородной кислоте.  Применяется в газовом анализе.

Бромид меди(I) CuBr. Светло-желтые  микрокристаллы.   Синеет на свету, малорастворим в воде; растворяется в HCl, аммиаке, солях аммония, пиридине, концентрированных растворах хлоридов, бромидов, тиосульфатов щелочных металлов. Получают действием брома или бромоводорода на медь,   реакцией оксида меди(I) с бромоводородной кислотой. Применяют как катализатор в органическом синтезе.  

Иодид меди(I) CuI.  Встречается в природе в виде минерала маршита. Бесцветные или белые  кристаллы.  Малорастворим в воде, сероуглероде, в растворах хлоридов, бромидов, сульфатов и нитратов щелочных металлов. Растворяется в аммиаке, цианидах. Получается взаимодействием меди с иодом или иодоводородной кислотой, а также обработкой солей меди иодидами щелочных металлов.

Сульфид меди(I) Cu2S. Встречается в природе в виде минерала халькозина. Синие  или синевато-черные    кристаллы.  Малорастворим       в  

воде, растворяется в концентрированной азотной кислоте. Получается из элементов, прокаливанием оксида меди(II) с серой, восстановлением сульфата меди серой.  

Фторид меди(I) CuF.   Рубиново-красные кристаллы.  Устойчив в сухом воздухе. Малорастворим в воде, фтористом водороде. Получается взаимодействием хлорида меди с фтороводородом или разложением фторида меди (II).

Сульфат меди(I) Cu2SO4.     Серый порошок. Устойчив в сухом  воздухе на холоду, разлагается под действием влаги. Растворяется в концентрированной хлороводородной кислоте, уксусной кислоте  и  аммиаке. Получают нагреванием сульфата меди(II) с медью.  

 

1.2.2.   Соединения меди    Cu(II)

1.2.2.1. Оксид  меди(II) CuO

Оксид меди(II)  или окись меди  CuO - черное вещество, встречающееся в природе (например, в виде минерала  тенорита).  Мало- растворим в воде. Растворяется в концентрированных кислотах  при нагревании, в хлориде  или в иодиде аммония. Растворяется в стекле, эмалях, придавая им зеленовато-синюю окраску. Восстанавливается до меди водородом, монооксидом углерода, металлами.   Применяется в производстве стекла и эмалей в качестве пигмента, в микроанализе для определения углерода, водорода и азота в органических соединениях.

Оксид меди(II)  получают прокаливанием гидроксокарбоната меди(II) (CuOH)2CO3 или нитрата меди(II) Cu(NO3)2.    CuO легко может быть получен  накаливанием Сu  на воздухе. В воде практически нерастворим, а в кислотах растворяется, образуя соответствующие соли.    Оксид меди (II) -  хороший окислитель.

 

1.2.2.2. Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 

Cu(OH)2 осаждается из растворов солей меди(II) при действии щелочей в виде голубой студенистой массы. Уже при слабом нагревании даже под водой он разлагается, превращаясь в черный оксид меди(II). Гидроксид меди(II) -  амфотерен. Основные свойства  более характерны, чем кислотные.  

В избытке концентрированного раствора сильной щелочи гидроксид меди(II) растворим вследствие образования синих купритов (NaHCuO2 , NaCuO2 и т.п.). Однако последние весьма неустойчивы и при  разбавлении раствора разлагаются с выделением Cu(OH)2 .

Применяется в качестве пигмента под названием "бремовой сини".

1.2.2.3. Соли меди (II)

Хлорид меди (II) CuCl2.2H2O.  Образует темно-зеленые кристаллы, легко растворимые в воде. Очень  концентрированные растворы хлорида меди (II) имеют зеленый цвет, разбавленные - сине-голубой, т.к. при этом происходит образование  аквакомплексов  [Cu(H2O)6]2+.

Растворяется в воде, аммиаке, пиридине, эфире, спирте. Известны кристаллогидраты CuCl2.2О (n=1, 2, 3, 4).   Получают действием хлора на медь,  реакцией оксида или гидроксида меди(II) с  хлороводородной кислотой.

Бромид меди (II) CuBr2. Черные   кристаллы.   Растворяется в воде и спирте, пиридине, ацетоне. Известен кристаллогидрат   CuBr2.2О.  Получают действием жидкого брома на медь, реакцией оксида или гидроксида меди (II) с бромоводородной кислотой.

Фторид меди (II) CuF2.    Белые мелкие кристаллы.   Растворяется в аммиаке, фтороводородной, хлороводородной и азотной кислотах, пиридине, этилацетате. Восстанавливается до меди водородом. Разлагается парами воды.   Получают нагреванием меди с   фтором.

Нитрат меди(II) Cu(NO3)2.      В  твердом   виде    представляет синие кристаллы Cu(NO3)2.H2O. При нагревании кристаллы нитрата меди(II)   сначала теряют воду, а затем легко разлагаются с выделением кислорода и бурого диоксида азота, переходя в оксид меди(II). Получается при растворении меди в азотной кислоте.  

Сульфат меди(II) CuSO4     В безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет. Поэтому он применяется для обнаружения следов влаги в органических жидкостях. 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 молекулами воды, образуя прозрачные синие кристаллы медного купороса. Получают дегидратацией кристаллогидратов, обработкой меди концентрированной серной кислотой. Медный купорос применяется для электролитического покрытия металлов медью, для приготовления минеральных красок, а также в качестве исходного вещества при получении других соединений меди. В сельском хозяйстве разбавленный раствор медного купороса применяется для опрыскивания растений и протравливания зерна перед посевом, чтобы уничтожить споры вредных грибков. В природе встречается в виде минерала халькантита (CuSO4.2О).

Гидроксокарбонат меди(II) (CuOH)2CO3. Встречается в природе в виде минерала малахита, имеющего красивый изумрудно-зеленый цвет. Искусственно  получается действием Na2CO3 на растворы солей меди(II).      

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2

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

Ацетат меди(II) Cu(CH3COO)2.H2O. Получается обработкой  гидроксида или  оксида меди (II) уксусной кислотой. Обычно представляет собой смесь основных солей различного состава и цвета (зеленого и сине-зеленого). Под названием ярь-медянка применяется для приготовления масляной краски.

Большинство солей двухвалентной меди растворимы в воде, а  растворы   часто  имеют кислую реакцию. Со слабыми кислотами медь образует основные соли.

Летучие соединения меди окрашивают несветящееся пламя газовой горелки в сине-зелёный цвет.

В разбавленных растворах цвет солей двухвалентной меди с бесцветными анионами сине-голубой (цвет иона Cu2+) . Напротив, окраска твердых солей различна. В частности, наиболее практически важная из них – медный купорос (CuSO4 . 2О) – имеет синий цвет.

Комплексообразование для двухвалентной меди весьма характерно. Это видно уже из того, что почти все соли  Cu2+ выделяются из растворов в виде кристаллогидратов. С соответствующими солями щелочных металлов соли Cu2+ дают двойные соединения, содержащие медь в составе комплексных анионов (например, [CuCl4]2-).Однако большинство последних неустойчиво и в растворе   распадается на составные части. 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

В связи с интенсивной окраской этого комплекса, аммиаком можно пользоваться как реактивом на медь.

Для одновалентной меди также свойственны амминокоплексы [Cu(NH3)2]+. Поэтому соединения Сu(I) в присутствии аммиака могут растворяться:

 

CuClт   +   2NH3.H2Oж    =   [Cu(NH3)2]Clр

 

С помощью солей меди получают разноообразные по цвету минеральные краски: зелёные, синие, коричневые, фиолетовые и чёрные.

Все соли меди ядовиты. Например, смешанный ацетат-арсенит меди(II) - Cu(CH3COO)2•3Cu(AsO2)2 - применяется под названием "парижская зелень" для уничтожения вредителей растений.

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

 

 

После анализа всей полученной информации, мы обнаружили, что  наши представления о свойствах меди и ее соединений  отличались    от  реальных. Эти  различия приведены   в таблице  1.

 Таблица 1

Медь или

ее соединение

Свойства

Наши представления

Новые знания

Cu

С     соляной, бромоводородной кислотами и раствором серной кислоты не взаимодействует

Взаимодействие возможно

Cu

С водой  и растворами щелочей  не взаимодействует

Взаимодействует  с водой в присутствии аммиака

Cu

С растворами солей более активных металлов не взаимодействует

Взаимодействует с

растворами

некоторых  солей

Cu2O

С водой не взаимодействует

Растворяется в воде в присутствии аммиака

Cu2O

Основный оксид

Амфотерный оксид

CuO

С водой не взаимодействует

Растворяется в воде в   присутствии аммиака

CuO

Основный оксид

Амфотерный оксид

Cu(OH)2

Нерастворимое основание

Амфотерный гидроксид

Растворяется в воде в присутствии аммиака

Для проверки новой информации о  меди и ее соединениях в экспериментальной части работы были выполнены следующие опыты:

  • Растворение меди в растворе аммиака.
  • Взаимодействие меди  с  концентрированной соляной  и

     разбавленной серной кислотами.

  • Растворение меди в растворе хлорида железа(III).
  • Взаимодействие меди с бромоводородной кислотой.
  • Изучение амфотерных свойств  оксида меди(I). Растворение в соляной

     кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

  • Изучение амфотерных свойств  оксида меди(II). Растворение в соляной

      кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

  • Изучение амфотерных свойств  гидроксида меди(II). Растворение в

     соляной    кислоте, растворах аммиака и гидроксида аммония.

 

 

2. Экспериментальная часть

2.1.   Получение реактивов

В опытах использовали свежеосажденную медь, оксид меди(I), оксид меди(II), гидроксид меди(II) и бромоводородную кислоту, которые получали непосредственно перед проведением опытов.  

2.1.1. Получение свежеосажденной меди

В фарфоровую или стеклянную чашку наливали насыщенный раствор сульфата меди(II) и внесли гранулы цинка. Выделяющаяся медь осаждалась на цинке в виде рыхлой массы.

CuSO4   +   Zn   =   ZnSO4   +   Cu

При    перемешивании    раствора    осадок   скапливался   на дне чашки

(рис. 1). Осадок промывали,  удаляли  гранулы непрореагировавшего цинка; полученную медь, не высушивая, использовали  для опытов.

Рис.1. Получение свежеосажденной меди

2.1.2. Получение оксида меди(I)  

В пробирку наливали   5 мл  десятипроцентного  раствора сульфата меди (II) и  затем   немного больший объем гидроксида калия.  К образовавшемуся  голубому осадку гидроксида меди(II)  добавляли избыток

 

глюкозы и перемешивали (рис 2, ярко – синий  раствор). Смесь нагревали  водой  с температурой   ~100 оС. Наблюдали   образование  желтого осадка меди(I), оранжевого цвета смеси осадков гидроксида и оксида меди(I). После  завершения реакции в пробирке образовался красный осадок оксида  меди(I) (рис. 2).  

      

Рис. 2.  Получение оксида меди(I).

2C6H12O6   +   2Cu(OH)2   →   2C6H12O7   +   2CuOH  +  H2O

2CuOH   →   Cu2O   +   H2O

2.1.3. Получение   оксида меди(II)

Поместили в пробирку   раствор  гидроксида натрия и нагрели. К горячему раствору приливали раствор сульфата меди (II) до выпадения    осадка. Полученную смесь нагревали. В результате получали осадок оксида меди(II) черного цвета.  

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

t

Cu(OH)2   =   CuO   +   H2O

 

2.1.4. Получение  гидроксида меди(II)

В пробирку наливали   5 мл  десятипроцентного  раствора сульфата меди(II) и  затем    раствор  гидроксида калия до образования голубого студенистого осадка гидроксида меди(II).

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

2.1.5. Получение бромоводородной кислоты

А. Взаимодействием разбавленной серной кислоты с бромидами.

При действии на бромид калия раствором, полученным из трех объемов концентрированной серной кислоты (ρ = 1,84 г/см3) и одного объема воды [6, 7], выделялся бромоводород (рис. 3-1, 4-1):

КBr  +  H2SO4 (р-р)    =   КHSO4    +   HBr↑

Реакцию  проводили на холоду.  

Рис. 3. Взаимодействие бромида калия с серной кислотой

концентрацией   ~96 % (1),  ~65 % (2) и

концентрированной фосфорной кислотой (3).

 

Рис. 4.  Доказательство кислотного характера продуктов

взаимодействия  кислот с бромидом калия с

использованием влажной лакмусовой  бумаги.

На рис. 3 и 4 хорошо видно, что одновременно с выделением бромоводорода происходит его окисление и образование брома по реакции:  

2HBr   +   H2SO4 (к онц.)   =    Br2    +    SO2↑    +    2H2O

Понижение концентрации серной кислоты до 65 % , позволяло получать бромоводород без видимой примеси брома (рис. 3-2 и 4-2). Пропусканием бромоводорода через воду получали достаточно концентрированный  раствор бромоводородной кислоты    (рис.  5).  

Чистый раствор бромоводородной кислоты представлял бесцветную и иногда желтоватую прозрачную жидкость, возможно за счет выделения незначительного количества брома.

Выполнение опыта. 10 г бромида натрия     помещали в     большую пробирку, смачивали  раствором серной кислоты и быстро закрывали  пробкой с газоотводной трубкой.   Конец газоотводной трубки опускали в пробирку с  3 мл воды, при этом газоотводная трубка не должна была касаться воды.  Пробирку с водой закрывали   и охлаждали снегом или льдом.  В результате получался     достаточно концентрированный раствор  бромоводородной   кислоты (рис. 4).

 

Рис. 5. Обнаружение бромид-иона с помощью нитрата

серебра в  растворе продукта  взаимодействия

бромида калия с 65 %-ной  серной кислотой.

 Б. Взаимодействием  концентрированной фосфорной кислоты с бромидами.

Для получения бромоводорода из бромида калия серную кислоту  можно заменить концентрированной фосфорной  (рис. 3-3 и 4-3):

NaBr   +   H3PO4  = NaH2PO4    +    HBr↑

Оба способа позволяли получить бромоводородную кислоту с концентрацией, достаточной для взаимодействия с медью.    

2.2. Опыты с металлической медью

2.2.1. Растворение меди в растворе аммиака

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

Проведение опыта. В  пробирку объемом 15 мл поместили несколько крупинок свежеосажденной меди и прилили  3 мл   раствора  аммиака.

Пробирку закрыли пробкой и сильно встряхивали в течение нескольких секунд.  Получили  ярко-синий раствор, характерный для катиона тетраамминмеди(II) (рис. 6-2) [4].  Такую же окраску имел раствор сравнения, полученный добавлением раствора аммиака к сульфату меди(II) (рис. 6-3).

Рис.6. Растворение меди в растворе аммиака:

  1. пробирка с медью до пробки заполнена раствором аммиака;
  2. раствор   после взаимодействия меди с раствором аммиака;
  3. раствор сравнения;
  4. раствор сульфата меди(II).

Объяснение опыта. В этой реакции металлическая медь растворялась, а значит   окислялась. В литературе мы нашли сведения о роли кислорода в этой реакции, который   обычно выступает в роли окислителя.

Чтобы проверить эту гипотезу, мы провели   дополнительные  опыты:

1. Исключили кислород, заполнив пробирку  полностью раствором  

аммиака (рис. 6-1). Затем пробирку интенсивно встряхивали;

2. Пропускали кислород, полученный разложением пероксида водорода,  (рис. 7-1) через  раствор аммиака с медью, без встряхивания пробирки

(рис. 7-2);

3. Добавляли  каплю пероксида водорода непосредственно в реакционную пробирку, которую в дальнейшем не встряхивали (рис. 7-3). Раствор очень быстро приобретал ярко – синюю окраску.  

В отсутствии кислорода растворение меди не происходило; раствор не приобретал синий цвет (рис. 6-1).

 

               

А                                                       Б

Рис. 7. Влияние кислорода на взаимодействие

меди с раствором аммиака (А) и полученные растворы (Б):

  1. получение кислорода разложением пероксида водорода;
  2. пропускание кислорода через раствор аммиака с медью;
  3. добавление капли пероксида водорода в раствор аммиака с медью.

 

Растворение меди в растворе аммиака можно объяснить так. При окислении меди кислородом воздуха в присутствии аммиака образуется устойчивый комплексный ион, который и определяет направление химической реакции:

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

                                                                                       Гидроксид тетраамминмеди(II)

 

2.2.2. Взаимодействие меди  с концентрированной соляной  и

          разбавленной серной кислотами

Реактивы. Свежеосажденная медь,     соляная кислота концентрацией  ~35 % (плотность 1,175 г/см3) и разбавленная серная кислота концентрацией  ~10 %  (плотность  1,070 г/см3).

Проведение опыта. В  пробирку объемом 15 мл поместили несколько крупинок свежеосажденной меди и прилили  3 мл    раствора кислоты.

Пробирку закрыли пробкой и сильно встряхивали. Наблюдали растворение меди и окрашивание раствора в темно - зеленый цвет (в HCl,  рис. 8-А)  и голубой цвет (в H2SO4 ,  рис. 8-Б). При добавлении  воды к зеленому раствору, он также становился голубым.  Такой  цвет растворов характерен для аквакомплексов меди(II).

Для подтверждения присутствия в голубых растворах катионов двухвалентной меди    были  выполнены качественные реакции с аммиаком и гексацианоферратом (II) калия. Получили соответственно     темно – синее окрашивание раствора и образование красного осадка гексацианоферрата(II)  меди(II)  [6].  

Для  уточнения роли кислорода в реакции меди с кислотами проводили дополнительные опыты (см. раздел  2.2.1).  

Объяснение опыта.   Учитывая, что   продукты реакции представляют соли двухвалентной меди, а реакция не идет в отсутствие кислорода воздуха, можно написать следующие уравнения:    

2Cu  +  O2  +  2H2SO4  =  2CuSO4  +  2H2O

2Cu  +  O2  +  4HCl     =   2CuCl2  +  2H2O

 

 

     

А                                                   Б

Рис.  8. Взаимодействие меди с концентрированной соляной

кислотой (А) и разбавленной серной кислотой (Б):

  1. до начала реакции;
  2. после окончания реакции;
  3. после разбавления полученного раствора водой;
  4. после добавления к раствору 3 раствора аммиака;
  5. после добавления к раствору 3 раствора гексацианоферрата(II) калия.

 

2.2.3. Растворение меди в растворе хлорида железа(III)

Реактивы. Свежеосажденная медь,     ~7 %-й раствор хлорида железа(III).

Проведение опыта. В пробирку поместили немного свежеосажденной меди и прилили  раствор хлорида железа(III).   Для  увеличения скорости реакции  пробирку нагревали горячей водой. Наблюдали  изменение цвета раствора (рис. 9).

 

Рис. 9.  Раствор хлорида железа(III) с медью в начале (слева) и

после окончания реакции (справа).

Рис. 10. Доказательство   присутствия в растворе катионов

Fe2+ (1)  и   Cu2+ (2).

При добавлении  аммиака раствор окрашивался в темно – синий цвет, характерный для комплекса [Cu(NH3)4] 2+ . Доказательством присутствия в растворе соли двухвалентного железа   служило появление синего осадка в реакции с красной кровяной солью. Стоит отметить, что присутствие катионов Fe2+   и   Fe3+ не мешает качественной реакции на катионы Cu2+    так как  в этих условиях  указанные катионы осаждаются в виде гидроксидов

 

железа (рис. 11).  В свою очередь   присутствие в растворе  катионов двухвалентной меди не мешает открывать катионы Fe2+ с помощью красной кровяной соли.  Однако катионы Cu2+ мешают определению   Fe3+ с помощью желтой кровяной соли, так как протекает качественная реакция с образованием красного осадка (рис. 12) гексацианоферрата(II) меди:

2Cu2+    +   [Fe(CN)6]4-   =   Cu2[Fe(CN)6]

Рис. 11. Взаимодействие растворов солей железа с раствором

аммиака:

  1. хлорид железа(III);
  2. сульфат железа(II).

Рис. 12. Раствор сульфата меди(II) после добавления растворов

красной (1) и желтой (2) кровяной соли.

Объяснение опыта.   Сравнение степеней окисления меди и железа в исходных веществах и продуктах реакции позволило установить окислитель – ион железа Fe3+  (Fe3+  +  1ē   →  Fe2+) и восстановитель -  атом меди  

(Cu0  -  2ē  →  Cu2+). Поэтому сделан вывод о том,   что   протекает    процесс, описываемый следующим химическим  уравнением:

Сu   +   2FeCl3   =   CuCl2   +   2FeCl2.

2.2.4. Взаимодействие меди с бромоводородной кислотой

Реактивы. Свежеосажденная медь,   раствор бромоводородной кислоты.

Проведение опыта. В пробирку с небольшим количеством свежеосажденной меди приливали 3–5 мл бромоводородной кислоты и осторожно и непродолжительно нагревали на пламени спиртовки. Наблюдали  энергичное взаимодействие меди с кислотой (рис. 13). Выделяющийся  газ собирали в   пробирку и подносили к пламени. Характерный тихий хлопок при его сгорании позволял идентифицировать водород.

Рис. 13. Взаимодействие меди с бромоводородной кислотой.

Объяснение опыта. Медь в этой реакции является восстановителем. Образование молекулярного водорода   указывает на роль катионов водорода как окислителя в этой реакции.

Взаимодействие меди с бромоводородной кислотой  объясняют тем, что в результате реакции образуется комплексное соединение Н[CuBr2] по реакции:

4HBr   +   2Сu   =   2H[CuBr2]   +   H2

 

Комплексный ион [CuBr2]- –  достаточно прочный, вследствие чего концентрация ионов меди Cu+ в растворе оказывается ничтожно малой.

Поэтому электродный потенциал меди становится отрицательным и происходит выделение водорода. Мы попробовали подтвердить это объяснение соответствующими расчетами   (Приложение 3).

2.3. Изучение амфотерных свойств  оксида меди(I)

К свежеосажденному красному оксиду меди(I) добавляли соляную кислоту, раствор аммиака и очень крепкий раствор гидроксида натрия и перемешивали.  Наблюдали растворение осадков (рис. 14).

  

А                                      Б                                       В

Рис. 14. Взаимодействие оксида меди(I) с  соляной кислотой (1),

гидроксидом аммония (2) и гидроксидом   натрия:

А) исходные  образцы;   Б) сразу после добавления реактивов;

В) через 20 мин от начала опыта.

        Хорошо видно, что во всех трех случаях осадок растворился, а значит

оксид меди(I) взаимодействует со всеми добавленными веществами:

а) с HCl:                Cu2Oт   +   2HClр   =   2CuCl т   +   H2Oж

Так как мы не выделили    бесцветный  твердый  хлорид меди(I), можно предположить его растворение в избытке соляной кислоты:

СuClт   +   HClр   =   H[CuCl2]р

б) с раствором аммиака:

Cu2Oт   +   4NH3.H2Oж    =  2[Cu(NH3)2]OHр

 

Известно, что катионы меди(I) в водном растворе неустойчивы и легко подвергаются диспропорционированию:

2Cu+р → Cu2+р + Cu0т

Мы наблюдали за раствором  гидрооксида  диамминмеди(I). Выделение металлической меди отмечено не было. Окраска раствора постепенно становилась темно – синей, причем ее распространение начиналось от поверхности (рис. 15).  Изменение окраски можно было объяснить быстрым окислением   катионов меди(I)   кислородом   воздуха.

Рис. 15. Взаимодействие гидроксида диамминмеди(I) с

кислородом  воздуха.

в) с раствором гидроксида натрия:

Cu2O т   +   2NaOHр   +   H2Oж  =   2Na[Cu(OH)2]р

 

2.4. Изучение амфотерных свойств  оксида меди(II)

К свежеосажденному  черному оксиду меди(II) добавляли соляную кислоту, раствор аммиака и очень крепкий раствор гидроксида натрия и перемешивали (рис. 16).  

 

     

А                                                      Б

Рис. 16. Взаимодействие оксида меди(II) с  соляной кислотой (1),

гидроксидом аммония (2) и гидроксидом   натрия:

А) исходные  образцы;   Б)  после добавления реактивов.

Наблюдалось полное растворение осадка в соляной кислоте и частичное в растворах аммиака и гидроксида натрия. Последнее можно объяснить большими исходными объемами осадков. Тем не менее,  появление окраски над осадками свидетельствовало о протекании реакции. Опыты не удавалось повторить с «состарившимися» осадками оксида меди(II).

Уравнения реакций:

  1. Образование голубого раствора с соляной кислотой  

 CuOт   +   2HClр   =    CuCl   +   H2Oж

  1. Образование  темно – синего раствора с раствором аммиака:

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

  1. Образование синего раствора с гидроксидом натрия:

 CuOт   +   2NaOHр  +   H2O   =   Na2[Cu(OH)4]р

2.5. 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 (рис. 17).  

 

   

А                                                      Б

Рис. 17. Взаимодействие гидроксида меди(II) с  соляной кислотой (1),

гидроксидом аммония (2) и гидроксидом   натрия:

А) исходные  образцы;   Б)  после добавления реактивов.

Как и в случае оксида наблюдали полное растворение осадка в соляной кислоте  и в разной степени частичное  - в   растворах аммиака и гидроксида натрия, что также можно объяснить большими исходными объемами осадков. О протекании реакции с двумя последними веществами судили по растворению значительной части осадка и изменению цвета раствора.

Уравнения реакций:

  1. Образование голубого раствора с соляной кислотой  

                      Cu(OH)   +   2HClр   =    CuCl  +   2H2Oж

2.  Образование  темно – синего раствора с раствором аммака:

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

     3.  Образование синего раствора с гидроксидом натрия:

                      Cu(OH)2т   +   2NaOHр    =   Na2[Cu(OH)4]р

 

Выводы

  1. Проведено сравнение  свойств меди и ее соединений, взятых из  учебной и научной литературы разного уровня сложности: для  учащихся средней школы и для   студентов химических   институтов.

  1. Определены свойства меди,   представления о которых  нам пришлось  пересмотреть: возможность взаимодействия  меди  с   разбавленной серной  и концентрированной  соляной  кислотами; растворение  меди в водных растворах аммиака  и хлорида железа (III);   взаимодействие с бромоводородной   кислотой. В условиях школьной лаборатории выбраны методики,   проведены опыты и получены данные,  подтверждающие   наши новые знания.

  1. Найдены 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.

  1.  Показана возможность развития наших представлений об окружающих предметах и явлениях.

  1. Освоены некоторые качественные реакции,   применение которых возможно в условиях школьной лаборатории.

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

 

Литература

[1]. Н.С. Ахметов. Общая и неорганическая химия. М.: «Высшая школа»,

      1998.

[2]. Н.Л. Глинка. Общая химия. М.: «Химия», 1988.

[3]. Б.В. Некрасов. Основы общей  химии. В 2 т.  М.: «Химия», 1973.

[4]. А.П. Крешков. Основы аналитической химии. В 2т. М.: «Химия», 1970

[5]. Ю.Ю. Лурье. Справочник по аналитической химии. М.: «Химия», 1989

[6]. Г.М. Чернобельская, П.И. Беспалов Актуальные проблемы методики

       обучения химии в школе. М.: Изд-во «Первое сентября», 2007.

[7]. П.И. Беспалов П.И. Парадоксальный результат или закономерность?  

      «Химия в школе». 2002. № 4. С.68-72.  

[8]. Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. Химия 8,9. М.: «Просвещение», 2008.

[9]. Н.Б. Ковалевская. Химия 8, 9 (в таблицах). М.: «Издат – школа», 1997.

 

 

 Приложения

Приложение 1

Применение металлической  меди

Применение в ювелирном деле.  

Высокая вязкость и пластичность металла позволяют применять медь для изготовления разнообразных изделий с очень сложным узором. Проволока из красной меди в отожженном состоянии становится настолько мягкой и пластичной, что из нее без труда можно вить всевозможные шнуры и выгибать самые сложные элементы орнамента. Кроме того, проволока из меди легко спаивается сканым серебряным припоем, хорошо серебрится и золотится. Эти свойства меди делают ее незаменимым материалом при производстве филигранных изделий.

Коэффициент линейного и объемного расширения меди при нагревании приблизительно такой же, как у горячих эмалей, в связи с чем при остывании эмаль хорошо держится на медном изделии, не трескается , не отскакивает. Благодаря этому мастера для производства эмалевых изделий предпочитают медь всем другим металлам.

Применение в агрономии.

Медь принадлежит к числу микроэлементов. Такое название получили Fe, Cu, Mn, Mo, B, Zn, Co в связи с тем, что малые количества их необходимы для нормальной жизнедеятельности растений. Микроэлементы повышают активность ферментов, способствуют синтезу сахара, крахмала, белков, нуклеиновых кислот, витаминов и ферментов. Микроэлементы вносят в почву вместе с микроудобрениями. Медь участвует в процессе фотосинтеза и усвоении растениями азота.      Удобрения, содержащие медь, способствуют росту растений на некоторых малоплодородных почвах, повышают их устойчивость против засухи, холода и некоторых заболеваний.

 Чаще всего медь вносят в почву в виде пятиводного сульфата - медного купороса CuSO4.5H2O. В большом количестве он ядовит, как и многие другие соединения меди, особенно для низших организмов. В малых же дозах медь необходима всему живому.

Использование меди в медицине  

Человечество осознало важность меди как металла со времен бронзового века. В античные времена медь называли элементом Венеры - богини красоты и любви, женщины украшали свое тело изделиями из меди.

Еще Аристотель и Гелен знали о металлотерапии. Аристотель писал, что прикладывание меди на ушиб предупреждает синяк, медь лечит отечность и что при лечении язв кладут медные пластины.

В Древней Греции медь прикладывали для излечения глухоты и при воспалении миндалин. Во Франции лечили медью расстройство слуха.

Медные монеты использовали для лечения различных отклонений в здоровье.

В Советском Союзе врачами применялись медные диски при кожных болезнях в виде аппликаций, которые способствуют снижению температуры, снимают боль, действуют кровоостанавливающе, являются сильным бактерицидным средством, активизирует водный и минеральный обмен, улучшает сон, успокаивает центральную нервную систему, активизирует действие инсулина в крови, усиливает лейкоцитные функции.

Аппликация меди рассасывает доброкачественные опухоли, все воспалительные процессы в организме, излечивает радикулит, улучшает послеинфарктные состояния, гастроэнтерологические болезни.

Аппликация меди восстанавливает слух, снимает шум в ушах, улучшает послеоперационные состояния, лечит ревматоидный артрит.

Медь, прошедшая через кожу, дезинфицирует, связывает токсины, склеивает бактерии (агглютинация бактерий).  

Медь благодаря своим целебным свойствам необходима человеку   как в качестве лечебного средства наружного применения так и при приеме внутрь.                                      

Медь  играет важную роль в процессах биосинтеза гема и, соответственно, гемоглобина. Поэтому ее недостаток, так же как и железа, может привести к возникновению анемии. Медь входит в структуру цитохромоксодазы - терминального фермента дыхательной цепи митохондрий и, следовательно, необходима для процессов генерации энергии в клетке.

Медь не только совершенно необходима, чтобы помогать сердцу правильно функционировать.   Она необходима для поддержания способности сердца перекачивать кровь, роста и восстановления соединительной ткани сердечной мышцы и сосудов.   Медь также контролирует уровни холестерина, сахара и мочевой кислоты. Вдобавок она укрепляет кости, усиливает выработку красных и белых клеток крови, поддерживает иммунную функцию, способствует росту маленьких детей.

Существуют данные, что дефицит меди вносит основной вклад в развитие коронарной болезни сердца. Поскольку медь необходима для выработки коллагена, наиболее ярко проявляется ее благотворное действие при лечении ревматоидного артрита и других заболеваний суставов. Медь необходима для нормального образования пигмента, формирования эпидермиса, для синтеза различных видов соединительной ткани, а также формирования нервной ткани.

Но главный секрет меди - она помогает вырабатывать организму самый целебный из противовоспалительных ферментов организма - пероксид-дисмутазу.

Медь контролирует здоровье костей и сдерживает рост молочницы и других патогенных грибов.

Кроме того, медь участвует в кроветворении. При дефиците меди развиваются судороги, гипоксия, кардиомиопатия, энцефалопатия, аллергозы, дерматозы. При ограничении потребления меди мы теряем фермент, именуемый церулоплазмином.

В России наиболее распространен именно дефицит меди.  Почти 22 % детей в стране имеют этот выраженный дефицит.  

Медь обладает противовоспалительными и антисептическими свойствами (возможно, за счет антиоксидантного действия). Регулирует обмен катехоламинов, серотонина, тирозина, меланина, способствует повышению активности инсулина и более полной утилизации углеводов.

Этот микроэлемент принимает участие в формировании структуры белков соединительной ткани - коллагена и эластина, которые являются структурными компонентами костной и хрящевой ткани, кожи, легких, стенок кровеносных сосудов. Поэтому дефицит меди может привести к формированию аневризмы аорты и сосудов головного мозга. По этой же причине недостаток меди приводит к деминерализации костной ткани и остеопорозу. Ионы меди являются кофактором важнейшего фермента синтеза коллагена и эластина - лизилоксидазы. При дефиците меди нарушается структура соединительнотканного каркаса сосудистой стенки, что сопровождается повышением сосудистой проницаемости и видимыми повреждениями сосудистой стенки.

Медь участвует в образовании миелиновых оболочек нервов, дегенерация которых приводит к рассеянному склерозу и другим тяжелым нарушениям нервной системы. Ионы меди наряду с ионами цинка участвуют в регуляции обмена насыщенных и полиненасыщенных жирных кислот, и поэтому при недостаточности меди может существенно изменяться жирнокислотный состав клеточных мембран, в т. ч. кардиомиоцитов и клеток сосудов. Это может сопровождаться негативными изменениями  функциональной стабильности мембран (наклонность к аритмиям) и снижением выработки сосудорасширяющих и антиагрегационных факторов, таких как простациклин..

Наряду с селеном, медь является, пожалуй, единственным микроэлементом, при недостаточности которого непосредственно развивается поражение миокарда (кардиомиопатия)  

Приложение 2

Продукты, содержащие медь

Медь необходима для нормальной работы сердца, снижения уровня сахара, холестерина и мочевой кислоты в крови. Также медь способствует развитию красных и белых кровяных клеток, улучшает иммунитет, укрепляет кости.

Однако избыток меди вреден, как и ее недостаток. И то, и другое явление увеличивает риск развития сердечно-сосудистых и др.

хронических дегенеративных заболеваний.

Таблица 1

Продукты, содержащие медь

Продукт

Медь, мг в 100г

Печень телячья жареная  

23.9

Печень баранья жареная  

13.5

Устрицы  

7.5

Угри вареные

6.6

Дрожжи сухие5.0

5.0

Какао-порошок

3.9

Пюре томатное

2.9

Семена подсолнечника

2.3

Орехи кешью

2.1

Креветки вареные

1.9

Крабы вареные

1.8

Орехи бразильские

1.8

Семена тыквенные

1.6

Семена кунжута

1.5

Тахини

1.5

Омары вареные

1.4

Орехи грецкие

1.3

Орехи кедровые

1,3

Фундук

1,2

Арахис  

1,0

Кальмары

1.0

Миндаль

1,0

Фисташки

0,8

Смородина

0,8

Арахисовое масло

0.7

Грибы

0,7

Персики сушеные

0,6

 

Рекомендуемая суточная норма меди:

  • - женщины от 19 до 51 года – 1.2 мг,
  • - женщины от 51 года – 1.2 мг,
  • - женщины, кормящие грудью - 1.5 мг.

Приложение 3

Процессы, протекающие при погружении меди в раствор бромоводородной кислоты и оценка возможности образования комплексов меди

Рассмотрим процессы, протекающие при погружении металла в  водный раствор.

        Если погрузить любой металл в воду, то ионы его начинают переходить в раствор под влиянием притяжения, испытываемого ими  со стороны полярных молекул воды. Ионы металла отрываются от поверхности пластинки и в гидратированном виде переходят в раствор, оставляя электроны на металле.    Вследствие этого металл, в котором остается избыток электронов, заряжается отрицательно, а раствор  -  положительно. Однако, как показывает опыт, число ионов, посылаемых металлом в раствор, очень мало. Возникающий на металле по мере ухода ионов отрицательный заряд начинает притягивать обратно ушедшие из металла ионы, так что вскоре наступает  состояние равновесия, при котором в единицу времени столько  же ионов уходит из металла, сколько и возвращается в него:

               металл                                 ионы металла     +   электроны         (1)

                                                            (в растворе)      (в кристалле металла)

         Перешедшие в раствор ионы не распределяются равномерно по всей массе раствора, а вследствие  притяжения к отрицательно заряженному металлу располагаются  близ его поверхности, образуя так называемый двойной электрический слой (рис. 1). В результате между металлом и раствором  устанавливается определенная разность потенциалов.

Рис  1.  Образование двойного электрического слоя у

поверхности металла, погруженного в раствор

Пластинку металла, погруженную в раствор электролита, называют электродом, а разность потенциалов, возникшую на границе металл – раствор, электродным потенциалом.

Значение электродного потенциала количественно характеризует способность металла отдавать электроны, т.е. его восстановительную способность.        . Чем меньше значение электродного потенциала, тем выше восстановительная активность металла и ниже окислительная способность его   ионов.

Часто   стандартный   электродный    потенциал     φ0     называют

окислительно –  восстановительным  Е0.      По    стандартным  окислительно -  восстановительным потенциалам можно определить возможность протекания реакции.

Окислительно – восстановительная реакция протекает в выбранном направлении при условии, что потенциал окислителя больше  потенциала восстановителя, т.е. разность стандартных окислительно – восстановительных потенциалов полуреакций окисления и восстановления имеет положительной значение:

ΔЕ   =    Е0ок    -    Е0вос   >   0

Мы попробовали оценить,  возможно ли протекание реакции меди с бромоводородной кислотой согласно схеме

Металл + Кислота  =  Соль  +  Н2 ↑       (2)

Расчет ΔЕ:

Cu + 2HBr  = CuBr2  + H2 ↑             или        Сu + 2HBr  = 2CuBr  + H2 ↑

Cu0  -  2ē    →  Cu+2 ,  E0  =  0,338 В              Cu0  - ē       →  Cu+, Е0  =  0,522 В  

+  + 2ē   →  Н20 ↑,  Е0 =  0                           2Н+  + 2ē   →  Н20 ↑,    Е0 =  0                

ΔЕ = 0 – 0,338  = - 0,338   <  0                       ΔЕ = 0 – 0,522 = - 0,522   <  0

Как показали расчеты  схема (2) не может объяснить взаимодействие Cu  с  HBr  .

На электродный потенциал влияет:

  1. Природа металла.
  2. Концентрация ионов металла в растворе. Переходов ионов металла в раствор происходит тем интенсивнее, чем меньше концентрация катионов в растворе. Наоборот, с увеличением концентрации раствора равновесие (1) смещается влево и потенциал становится более положительным.
  3. Температура. С повышением температуры потенциал становится более положительным, т.е. равновесие  (1) смещается влево. Причина такого влияния температур в том, что переход ионов в раствор связан в гидратацией, а гидратация – процесс экзотермический.

Зависимость величины потенциала φ  от указанных факторов выражается уравнением Нернста:

φ   =   φ0  + RT/nF ln(схокислyвосст),     (3)

где

φ0 – стандартный электродный потенциал процесса;

R – молярная газовая постоянная; T – абсолютная температура; n – число электронов, передаваемых в электродном процессе; F – постоянная Фарадея;

сокисл  и         свосст - концентрации окисленной и восстановленной форм реагентов;  х и у – коэффициенты в уравнении реакции.

        Для металла при 25 0С (298 К, R=8,31 Дж/К.моль,  F=96485 Кл)  уравнение (3) можно упростить:

φ  = φ0  + (0,06/n)  lg (сокисл)           (4)

 

Как было показано расчетами,    при     взаимодействии    меди      с

бромоводородной  кислотой не могут образоваться бромиды меди(I) и  (II).  

Однако известно, что медь способна образовывать устойчивые комплексы.

С учетом их образования этапы реакции Cu + Br2  можно было бы представить так (схема процесса):                                        

1.  Переход катионов меди с поверхности металла в двойной электрический    слой  и  установление равновесия:                            

Cuт    +  mH2O   ↔  Cu(H2O)+m  +  1ē

2.  Смещение равновесия вправо в соответствии с принципом Ле-Шателье. При этом происходит:

а)   Связывание катионов меди в прочный комплексный ион   [CuBr2]- .

       Металл медь будет при этом заряжаться отрицательно (т.е. потенциал

       меди понижается  до  отрицательного),  а  ΔЕ  реакции становится

       положительной.

б)    Электроны из металла удаляются за счет реакции

+  + 2ē →  Н2 ↑

 

Оценка  влияния  комплексообразования на окислительно-восстановительные свойства пары  Cu + / Cu

Выполняя расчеты, мы  хотели убедиться, что в результате связывания ионов меди в растворе в комплекс  понижается потенциал металлической меди.  Тот комплекс, который максимально понижает значение потенциала, является продуктом реакции.

 

Медь Cu(I) с лигандами Г-

1.Комплекс [CuBr2]-             

Пример расчета:

- Выразим равновесную концентрацию [Cu+] через константу нестойкости комплекса (К12 = 10-5,92 ,    Лурье Ю.Ю. )

[Cu+]  =  К12 [[CuBr2 ] -] /  [Br- ]2  =   10-5,92   [[CuBr2 ] -] / [Br- ]2           

- Подставим      [Cu+]  в уравнение Нернста  (4):                      

E = E0  +  0,06 lg (10-5,92 [[CuBr2 ] -] / [Br- ]2[Cu]) =                                                                                  

=E0  +  0,06 (- 5,92) + 0,06 lg ([[CuBr2 ] -] / [Br- ]2[Cu])

Влияние дроби    lg ([[CuBr2 ] -] / [Br- ]2[Cu]) на значение Е  незначительно, т.к. избыток лиганда уменьшает   величину дроби под знаком логарифма. Поэтому  третьим слагаемым при расчете Е можно, по нашему мнению, пренебречь.

Таким образом новое значение E01 стандартного электродного потенциала окислительно-восстановительной пары Cu + / Cu с учетом комплексообразования по окислителю можно рассчитать по упрощенной формуле:

E01 = E0  + 0,06 lg К        (5)

E01 =  0,033  + 0,06 (-5,92) = - 0,3222 < 0       (E01< E0),  

где     Е0(CuBr + ē →Cu +Br- ) = + 0,033

 

Далее приведены расчеты E01 для комплексов  Cu+1  и   Cu+2   с лигандами Сl-, Br-, I-   и различными координационными числами.

2.Комплекс   [CuI2]-  ,        К12 = 10-8,85

[Cu+] = 10-8,85 [[CuI2]-] / [I-]2

E01 = Е0 + 0,06 (-8,85) = - 0,185 – 0,531= - 0,716 < 0 

где  Е0(CuI  + ē →Cu +I- ) =  - 0,185

3.Комплекс [CuCl2]-,     К12 = 10- 5,53

[Cu+] = 10- 5,53 [[CuCl2]-] / [Cl-]2

E01 = Е0 + 0,06 (- 5,53) = - 0,184 < 0 

где  Е0(CuCl  + e →Cu +Cl- ) =   0,137

4.Комплекс  [CuCl3]2-,     К123 = 10- 5,63

E01 = Е0 + 0,06 (- 5,63) = - 0,2001 < 0 

Cu2+ / Cu

5.Комплекс [CuCl] + ,     К1  = 10 0,07

E01 = Е0 + 0,03 * 0,07 =  0,337 + 0,0021 =0,3391 > 0 

где Е0(Cu2+/ Cu) = 0,337

 

6. Комплекс [CuCl2] 0      К12 = 10- 0,57

E01 = Е0 + 0,03 (-0,57) =  0,337 + 0,0021 =0,3199 > 0 

 

7. Комплекс  [CuCl3]- ,      К123 = 10- 2,1

E01 = Е0 + 0,03 (- 2,1) =  0,337 + 0,0021 =0,274 > 0 

8. Комплекс меди Cu(II)  [CuBr] + ,     К1  = 10 -0,03

E01 = Е0 + 0,03 *  (-0,03) =  0,337 +  (-0,0009) =0,3361 > 0 

где Е0(Cu2+/ Cu) = 0,337

Итак, комплексы, понижающие о.-в. потенциал пары Cu + / Cu:

Формула

[CuBr2]-

[CuI2]-

[CuCl2]-

[CuCl3]2-

E01

- 0,322

- 0,716

- 0,184

- 0,200

                [CuCl2]-   <        [CuCl3]2-    <     [CuBr2]-         <        [CuI2]-                                                  

Понижение        Е01

Таким образом,  выполненные расчеты показали, что в результате связывания ионов меди в растворе в комплекс [CuBr2]-  потенциал метал-лической меди понижается.  Следовательно, предполагаемая ранее схема процесса справедлива.

Поскольку   потенциал меди  при образовании комплексов  меди Cu(I) с лигандами Г- (Cl-, Br-, I-)    также становится отрицательным,   можно ожидать растворения ее в соляной и иодоводородной кислотах. В дальнейшем планируется проверить наше предположение экспериментально.


По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Научно-исследовательская работа учащихся 11 класса на тему: "Оценка запыленности воздуха школы и пришкольной территории"

Работа была представлена на региональной научно-практической конференции "Инициатива молодых" в 2011 году и заняла 3 место в секции "Экология"...

Программа работы над научно-исследовательской работой учащихся по теме «Корневая гласная – самая опасная!»

Пояснительная записка Изучение безударных гласных в корне в школьном курсе русского языка представляется фундаментом, на котором строится все обучение ребенка русской орфографии. Но, как ни парадокса...

Возможные недостатки научно-исследовательской работы учащихся

Методические рекомендации при подготовке работ учащихся  для выступления на конференциях НОУ 2013...

Научно-исследовательская работа учащихся по теме: "Бишофит - старый новый антигололедный реагент"

Проведена   экспериментальная оценка   эффективности    и последствий применения бишофита   в сравнении с  другими  антигололедными...

Научно – исследовательская работа учащихся по теме: «Очистка поверхности медного сплава»

В работе рассмотрены проблемы  изменения поверхности медных сплавов при контакте с атмосферой. Изучен состав загрязнений   и способы  очистки поверхности  мельхиора. Предложе...

Презентация научно – исследовательской работы учащихся по теме: «Очистка поверхности медного сплава»

В работе рассмотрены проблемы изменения поверхности медных сплавов при контакте с атмосферой. Изучен состав загрязнений и способы очистки поверхности мельхиора. Предложено объяснение протекающих при э...

Научно - исследовательская работа по физике "Эти загадочные пирамиды"

В работе исследуется пирамиды и их влияние на окружающее пространство. Приводятся схемы для изготовления макета пирамиды...