Гидролиз хлорида меди (II). Медь и ее соединения Показания к применению
Хлорид меди 2
Химические свойства
Средство представляет собой бинарное неорганическое вещ-во, относится к классу солей и галогенидов . Его можно рассматривать как соль, образованную соляной кислотой и медью .
Рацемическая формула Хлорида Меди: CuCl2.
Молекулярная масса данного соединения = 134,5 грамм на моль. Вещество плавится при 498 градусах Цельсия. Средство образует кристаллогидраты вида CuCl2 nH2O .
В медицине используют дигидрат Меди Хлорида.
Средство в твердом виде – желто-коричневые кристаллы. Состав кристаллогидратов зависит от температуры, при которой происходит кристаллизация. Вещество хорошо растворимо в этиловом спирте, воде, ацетоне и метаноле .
Реакции Хлорида меди
Вещество вступает во взаимодействие со щелочью , при этом, как правило, образуется нерастворимое основание и растворимая соль. Меди Хлорид реагирует с металлами, которые в электрохимическом ряду располагаются левее металла Cu . Также соединению свойственны реакции ионного обмена с прочими солями, в результате образуется нерастворимое вещество и выделяется газ.
В промышленных масштабах средство получают реакцией Оксида меди 2 с соляной кислотой или путем обменной реакции Хлорида бария с Медным купоросом .
Также существует соединение Хлорид меди 1 , в котором медь является одновалентной. Монохлорид этого металла – достаточно токсичное соединение.
Фармакологическое действие
Метаболическое.
Фармакодинамика и фармакокинетика
Медь – необходима организму. Например, она принимает участие в ряде химических реакций, протекающих в тканях печени. После попадания в организм вещество практически полностью метаболизируется.
Показания к применению
Раствор Хлорида Меди входит в состав растворов, используемых при парентеральном питании , и удовлетворяет потребность организма в микроэлементах .
Противопоказания
Препараты, в составе которых есть р-р нельзя использовать, если у пациента на вещества в составе, детям, не достигшим 10-летнего возраста. Осторожность следует соблюдать при почечной или печеночной недостаточности.
Побочные действия
Обычно лекарство хорошо переносится больными. Редко во время инфузии возникает тошнота и болезненные ощущения в месте введения.
Хлорид меди, инструкция по применению (Способ и дозировка)
Средство вводят внутривенно.
Если препарат изначально находится в виде порошка, его разводят в растворах глюкозы или .
Полученный раствор необходимо использовать в течение суток.
Режим дозирования и схема лечения зависят от препарата и заболевания.
Передозировка
Передозировка препаратом возникает редко. Чаще всего его используют под наблюдением мед. персонала и в стационаре.
Если лекарственное средство вводят слишком быстро, то могут развиться: рвота, потливость, гиперемия кожных покровов. Реакции проходят после снижения скорости введения препарата.
Взаимодействие
Смешивать вещество в одном шприце или пакете можно только с р-ми глюкозы или аминокислот , концентрация которых не превышает 50%.
При беременности и лактации
Средство можно назначать беременным женщинам.
Существует недостаточное количество данных об использовании данного компонента в период кормления грудью.
Препараты, в которых содержится (Аналоги)
Совпадения по коду АТХ 4-го уровня:Меди Хлорид входит в виде дигидрата в состав концентрата для приготовления р-ов для инфузий Аддамель Н.
Основные сведения:
Защитный, запрещая грибковым спорам и болезнетворным микроорганизмам ввод ведущих тканей |
Желтое тело короны (безводное) к синим-зеленым кристаллам (дигидрат) |
Выпуск:
меди хлорид: поведение в окружающей среде
Показатель | Значение | Пояснение | ||
Растворимость в воде при 20 o C (мг/л) | 757000 Q4 Высокий||||
Растворимость в органических растворителях при 20 o C (мг/л) | 680000 Q4 - Метанол -||||
Температура плавления (o C) | - - -||||
Температура кипения (o C) | - - -||||
Температура разложения (o C) | - - -||||
Температура вспышки (o C) | - - -||||
Коэффициент распределения в системе октанол/вода при pH 7, 20 o C | P: - - -||||
Удельная плотность (г/мл) / Удельный вес | 3.39 Q3 -||||
Константа диссоциации (pKa) при 25 o C | - - -||||
Примечание: | ||||
Давление паров при 25 o C (МПа) | 1.00 X 10 -10 Q1 Не летуч||||
Константа закона Генри при 25 o C (Па*м 3 /моль) | - - -||||
Константа закона Генри при 20 o C (безразмерная) | 7.29 X 10 -21 Рассчитывается Не летуч||||
Период распада в почве (дни) | ДТ50 (типичный) - - -||||
- | ||||
Водный фотолиз ДТ50 (дни) при pH 7 | Значение: - - -||||
- | ||||
Водный гидролиз ДТ50 (дни) при 20 o C и pH 7 | Значение: - - -||||
- | ||||
Водное осаждение ДТ50 (дни) | - - -||||
Только водная фаза ДТ50 (дни) | - - -||||
Индекс потенциального вымывания GUS | - - -||||
Индекс роста концентрации в грунтовых водах SCI (мкг/л) при дозе внесения 1 кг/га (л/га) | Значение: - - -||||
- | ||||
Potential for particle bound transport index | - - -||||
Koc - коэффициент распределения органического углерода (мл/г) | - - -||||
pH устойчивость: | ||||
Примечание: | ||||
Изотерма адсорбции Фрейндлиха | Kf: -- | -|||
- | ||||
Максимальное УФ-поглощение (л/(моль*см)) | - - -
меди хлорид: экотоксичность
Показатель | Значение | Источник / Качественные показатели / Другая информация | Пояснение | |
Коэффициент биоконцентрации | BCF: -- | -|||
Потенциал биоаккумуляции | - - -||||
ЛД50 (мг/кг) | 140 V3 Крыса Умеренно||||
Млекопитающие - Короткопериодный пищевой NOEL | (мг/кг): -- | -|||
Птицы - Острая ЛД50 (мг/кг) | - - -||||
Птицы - Острая токсичность (СК50 / ЛД50) | - - -||||
Рыбы - Острая 96 часовая СК50 (мг/л) | 0.24 F4 Радужная форель Умеренно||||
Рыбы - Хроническая 21 дневная NOEC (мг/л) | - - -||||
Водные беспозвоночные - Острая 48 часовая ЭК50 (мг/л) | - - -||||
Водные беспозвоночные - Хроническая 21 дневная NOEC (мг/л) | - - -||||
Водные ракообразные - Острая 96 часовая СК50 (мг/л) | 0.134 F3 Креветка-мизида Умеренно||||
Донные микроорганизмы - Острая 96 часовая СК50 (мг/л) | 0.043 F4 Комар-хирономус Высокий||||
NOEC , static, Вода (мг/л) | - - -||||
Донные микроорганизмы - Хроническая 28 дневная NOEC , Осадочная порода (мг/кг) | - - -||||
Водные растения - Острая 7 дневная ЭК50 , биомасса (мг/л) | - - -||||
Водоросли - Острая 72 часовая ЭК50 , рост (мг/л) | 0.55 H1 Не известные виды Умеренно||||
Водоросли - Хроническая 96 часовая NOEC , рост (мг/л) | - - -||||
Пчелы - Острая 48 часовая ЛД50 (мкг/особь) | - - -||||
Почвенные черви - Острая 14-дневная СК50 (мг/кг) | - - -||||
Почвенные черви - Хроническая 14-дневная максимально недействующая концентрация вещества, размножение (мг/кг) | 15 A4 Дождевой червь , as Cu, 8 week Умеренно||||
Другие Членистоногие (1) | LR50 (г/га): - - -||||
Другие Членистоногие (2) | LR50 (г/га): - - -||||
Почвенные микроорганизмы | - - -||||
Имеющиеся данные по мезомиру (мезокосму) | NOEAEC мг/л: - - -||||
меди хлорид: здоровье человека
Основные показатели:
Показатель | Значение | Источник / Качественные показатели / Другая информация | Пояснение | |
Млекопитающие - Острая оральная ЛД50 (мг/кг) | 140 V3 Крыса Умеренно||||
Млекопитающие - Кожная ЛД50 (мг/кг массы тела) | - - -||||
Млекопитающие - Ингаляционная |
§1. Химические свойства простого вещества (ст. ок. = 0).
а) Отношение к кислороду .
В отличие от своих соседей по подгруппе – серебра и золота, - медь непосредственно реагирует с кислородом. Медь проявляет к кислороду незначительную активность, но во влажном воздухе постепенно окисляется и покрывается пленкой зеленоватого цвета, состоящей из основных карбонатов меди:
В сухом воздухе окисление идет очень медленно, на поверхности меди образуется тончайший слой оксида меди:
Внешне медь при этом не меняется, так как оксид меди (I) как и сама медь, розового цвета. К тому же слой оксида настолько тонок, что пропускает свет, т.е. просвечивает. По-иному медь окисляется при нагревании, например, при 600-800 0 C. В первые секунды окисление идет до оксида меди (I), которая с поверхности переходит в оксид меди (II) черного цвета. Образуется двухслойное окисное покрытие.
Q образования (Cu 2 O) = 84935 кДж.
Рисунок 2. Строение оксидной пленки меди.
б) Взаимодействие с водой .
Металлы подгруппы меди стоят в конце электрохимического ряда напряжений, после иона водорода. Следовательно, эти металлы не могут вытеснять водород из воды. В то же время водород и другие металлы могут вытеснять металлы подгруппы меди из растворов их солей, например:
Эта реакция окислительно-восстановительная, так как происходит переход электронов:
Молекулярный водород вытесняет металлы подгруппы меди с большим трудом. Объясняется это тем, что связь между атомами водорода прочная и на ее разрыв затрачивается много энергии. Реакция же идет только с атомами водорода.
Медь при отсутствии кислорода с водой практически не взаимодействует. В присутствии кислорода медь медленно взаимодействует с водой и покрывается зеленой пленкой гидроксида меди и основного карбоната:
в) Взаимодействие с кислотами .
Находясь в ряду напряжений после водорода, медь не вытесняет его из кислот. Поэтому соляная и разбавленная серная кислота на медь не действуют.
Однако в присутствии кислорода медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей:
Исключение составляет только иодоводородная кислота, которая вступает в реакцию с медью с выделением водорода и образованием очень устойчивого комплекса меди (I):
2 Cu + 3 HI → 2 H [ CuI 2 ] + H 2
Медь так же реагирует с кислотами – окислителями, например, с азотной:
Cu + 4HNO 3( конц .) → Cu(NO 3 ) 2 +2NO 2 +2H 2 O
3Cu + 8HNO 3( разбав .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O
А так же с концентрированной холодной серной кислотой:
Cu + H 2 SO 4(конц.) → CuO + SO 2 + H 2 O
C горячей концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H 2 SO 4( конц ., горячая ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
C безводной серной кислотой при температуре 200 0 С образуется сульфат меди (I):
2Cu + 2H 2 SO 4( безводн .) 200 °C → Cu 2 SO 4 ↓ + SO 2 + 2H 2 O
г) Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам .
Q образования (CuCl) = 134300 кДж
Q образования (CuCl 2) = 111700 кДж
Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX 2 .. При действии галогенов при комнатной температуре видимых изменений не происходит, но на поверхности вначале образуется слой адсорбированных молекул, а затем и тончайший слой галогенидов. При нагревании реакция с медью происходит очень бурно. Нагреем медную проволочку или фольги и опустим ее в горячем виде в банку с хлором – около меди появятся бурые пары, состоящие из хлорида меди (II) CuCl 2 с примесью хлорида меди (I) CuCl. Реакция происходит самопроизвольно за счет выделяющейся теплоты. Одновалентные галогениды меди получают при взаимодействии металлической меди с раствором галогенида двухвалентной меди, например:
При этом монохлорид выпадает из раствора в виде белого осадка на поверхности меди.
Медь так же достаточно легко ступает в реакции с серой и селеном при нагревании (300-400 °C):
2Cu +S→Cu 2 S
2Cu +Se→Cu 2 Se
А вот с водородом, углеродом и азотом медь не реагирует даже при высоких температурах.
д) Взаимодействие с оксидами неметаллов
Медь при нагревании может вытеснять из некоторых оксидов неметаллов (например, оксид серы (IV) и оксиды азота (II, IV)) простые вещества, образуя при этом термодинамически более устойчивый оксид меди (II):
4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2
2 Cu +2 NO 500-600° C →2 CuO + N 2
§2. Химические свойства одновалентной меди (ст.ок. = +1)
В водных растворах ион Cu + очень неустойчив и диспропорционирует:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Однако медь в степени окисления (+1) может стабилизироваться в соединениях с очень низкой растворимостью или за счет комплексообразовния .
а) Оксид меди (I ) Cu 2 O
Амфотерный оксид. Кристаллическое вещество коричнево-красного цвета. В природе встречается в виде минерала куприта. Исскуственно может быть получен нагреванием раствора соли меди (II) с щелочью и каким-нибудь сильным восстановителем, например, формалином или глюкозой . Оксид меди(I) не реагирует с водой. Оксид меди(I) переводится в раствор концентрированной соляной кислотой с образованием хлоридного комплекса:
Cu 2 O +4 HCl →2 H [ CuCl 2]+ H 2 O
Так же растворим в концентрированном растворе аммиака и солей аммония:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
В разбавленной серной кислоте диспропорционирует на двухвалентную медь и металлическую медь:
Cu 2 O+H 2 SO 4(разбав.) →CuSO 4 +Cu 0 ↓+H 2 O
Также оксид меди(I) вступает в водных растворах в следующие реакции:
1. Медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II):
2 Cu 2 O +4 H 2 O + O 2 →4 Cu (OH ) 2 ↓
2. Реагирует с разбавленными галогенводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):
Cu 2 O +2 H Г→2 Cu Г↓ + H 2 O (Г= Cl , Br , J )
3.Восстанавливается до металлической меди типичными восстановителями, например, гидросульфитом натрия в концентрированном растворе:
2 Cu 2 O +2 NaSO 3 →4 Cu ↓+ Na 2 SO 4 + H 2 SO 4
Оксид меди(I) восстанавливается до металлической меди в следующих реакциях:
1. При нагревании до 1800 °C (разложение):
2 Cu 2 O - 1800 ° C →2 Cu + O 2
2. При нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминиеми прочими типичными восстановителями:
Cu 2 O + H 2 - >250°C →2Cu +H 2 O
Cu 2 O + CO - 250-300°C →2Cu +CO 2
3 Cu 2 O + 2 Al - 1000° C →6 Cu + Al 2 O 3
Также, при высоких температурах оксид меди(I) реагирует:
1. C аммиаком (образуется нитрид меди(I))
3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O
2. С оксидами щелочных металлов:
Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 М CuO (M= Li, Na, K)
При этом образуются купраты меди (I).
Оксид меди (I) заметно реагирует с щелочами :
Cu 2 O +2 NaOH (конц.) + H 2 O ↔2 Na [ Cu (OH ) 2 ]
б) Гидроксид меди (I ) CuOH
Гидроксид меди(I) образует жёлтое вещество, не растворяется в воде.
Легко разлагается при нагревании или кипячении:
2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O
в) Галогениды CuF , Cu С l , CuBr и CuJ
Все эти соединения – белые кристаллические вещества, плохо растворимые в воде, но хорошо растворимые в избытке NH 3 , цианидных ионов, тиосульфатных ионов и иных сильных комплексообразователей. Иод образует только соединение Cu +1 J. В газообразном состоянии образуются циклы типа (CuГ) 3 . Обратимо растворимы в соответствующих галогенводородных кислотах:
Cu Г + HГ ↔ H [ Cu Г 2 ] (Г= Cl , Br , J )
Хлорид и бромид меди (I) неустойчивы во влажном воздухе и постепенно превращаются в основные соли меди (II):
4 Cu Г +2 H 2 O + O 2 →4 Cu (OH )Г (Г=Cl, Br)
г) Прочие соединения меди (I )
1. Ацетат меди (I) (СН 3 СООСu) - соединение меди, имеет вид бесцветных кристаллов. В воде медленно гидролизуется до Сu 2 О, на воздухе окисляется до ацетата двухвалентной меди; Получают СН 3 СООСu восстановлением (СН 3 СОО) 2 Сu водородом или медью, сублимацией (СН 3 СОО) 2 Сu в вакууме или взаимодействием (NH 3 OH)SO 4 с (СН 3 СОО) 2 Сu в р-ре в присутствии Н 3 СООNH 3 . Вещество токсично.
2. Ацетиленид меди(I) - красно-коричневые, иногда черные кристаллы. В сухом виде кристаллы детонируют при ударе или нагреве. Устойчивы во влажном состоянии. При детонации в отсутствие кислорода не образуется газообразных веществ. Под действием кислот разлагается. Образуется в виде осадка при пропускании ацетилена в аммиачные растворы солей меди(I):
С 2 H 2 +2[ Cu (NH 3 ) 2 ](OH ) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O +2 NH 3
Данная реакция используется для качественного обнаружения ацетилена.
3. Нитрид меди - неорганическое соединение с формулой Cu 3 N, тёмно-зелёные кристаллы.
Разлагается при нагревании:
2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2
Бурно реагирует с кислотами:
2 Cu 3 N +6 HCl - 300° C →3 Cu ↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3
§3. Химические свойства двухвалентной меди (ст.ок. = +2)
Наиболее устойчивая степень окисления у меди и самая характерная для нее.
а) Оксид меди (II ) CuO
CuO - основный оксид двухвалентной меди. Кристаллы чёрного цвета, в обычных условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита (мелаконита) чёрного цвета. Оксид меди(II) реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей меди(II) и воды:
CuO + 2 HNO 3 → Cu (NO 3 ) 2 + H 2 O
При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты меди (II):
CuO +2 KOH - t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O
При нагревании до 1100 °C разлагается :
4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2
б) Гидроксид меди (II) Cu (OH ) 2
Гидроксид меди(II) - голубое аморфное или кристаллическое вещество, практически не растворимое в воде. При нагревании до 70-90 °C порошка Cu(ОН) 2 или его водных суспензий разлагается до CuО и Н 2 О:
Cu (OH ) 2 → CuO + H 2 O
Является амфотерным гидроксидом. Реагирует с кислотами с образованием воды и соответствующей соли меди:
С разбавленными растворами щелочей не реагирует, в концентрированных растворяется, образуя ярко-синие тетрагидроксокупраты (II):
Гидроксид меди(II) со слабыми кислотами образует основные соли . Очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O
Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu 2+ в растворе.
в) Соли меди (II )
Простые соли меди (II) известны для большинства анионов, кроме цианида и иодида, которые при взаимодействии с катионом Cu 2+ образуют ковалентные соединения меди (I), нерастворимые в воде.
Соли меди (+2), в основном, растворимы в воде. Голубой цвет их растворов связан с образованием иона 2+ . Они часто кристаллизуются в виде гидратов. Так, из водного раствора хлорида меди (II) ниже 15 0 С кристаллизуется тетрагидрат, при 15-26 0 С – тригидрат, свыше 26 0 С – дигидрат. В водных растворах соли меди (II) в небольшой степени подвержены гидролизу, и из них часто осаждаются основные соли .
1. Пентагидрат сульфата меди (II) (медный купорос)
Наибольшее практическое значение имеет CuSO 4 *5H 2 O, называемый медным купоросом. Сухая соль имеет голубую окраску, однако при несильном нагревании (200 0 С) она теряет кристаллизационную воду. Безводная соль белого цвета. При дальнейшем нагревании до 700 0 С она превращается в оксид меди, теряя триоксид серы:
CuSO 4 -- t ° → CuO + SO 3
Готовят медный купорос растворением меди в концентрированной серной кислоте. Эта реакция описана в разделе «Химические свойства простого вещества». Медный купорос применяют при электролитическом получении меди, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений, для получения других соединений меди .
2. Дигидрат хлорида меди (II).
Это темно-зеленые кристаллы, легкорастворимые в воде. Концентрированные растворы хлорида меди имеют зеленый цвет, а разбавленные – голубой. Это объясняется образованием хлоридного комплекса зеленого цвета:
Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-
И его дальнейшим разрушением и образованием голубого аквакомплекса.
3. Тригидрат нитрата меди (II).
Кристаллическое вещество синего цвета. Получается при растворении меди в азотной кислоте. При нагревании кристаллы сначала теряют воду, затем разлагаются с выделением кислорода и диоксида азота, переходя в оксид меди (II):
2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Карбонат гидроксомеди (II).
Карбонаты меди малоустойчивы и в практике почти не применяются. Некоторое значение для получения меди имеет лишь основной карбонат меди Cu 2 (OH) 2 CO 3 , который встречается в природе в виде минерала малахита. При нагревании легко разлагается с выделением воды, оксида углерода (IV) и оксида меди (II):
Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§4. Химические свойства трехвалентной меди (ст.ок. = +3)
Эта степень окисления является наименее стабильной для меди, и поэтому соединения меди (III) являются скорее исключениями, чем «правилами». Тем не менее, некоторые соединения трехвалентной меди существуют.
а) Оксид меди (III) Cu 2 O 3
Это кристаллическое вещество, темно-гранатового цвета. Не растворяется в воде.
Получается окислением гидроксида меди(II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде при отрицательных температурах:
2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C →Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SO 4 +3H 2 O
Это вещество разлагается при температуре 400 0 С:
Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO + O 2
Окисид меди (III) – сильный окислитель. При взаимодействии с хлороводородом хлор восстанавливается до свободного хлора :
Cu 2 O 3 +6 HCl -- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O
б) Купраты меди (Ш)
Это черные или синие вещества, в воде не устойчивы, диамагнитны, анион – ленты квадратов (dsp 2). Образуются при взаимодействии гидроксида меди(II) и гипохлорита щелочного металла в щелочной среде :
2 Cu (OH ) 2 + М ClO + 2 NaOH →2М CuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M = Na - Cs )
в) Калия гексафторкупрат(III)
Зеленое вещество, парамагнитно. Октаэдрическое строение sp 3 d 2 . Комплекс фторида меди CuF 3 , который в свободном состоянии разлагается при -60 0 С. Образуется нагреванием смеси хлоридов калия и меди в атмосфере фтора:
3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2
Разлагает воду с образованием свободного фтора.
§5. Соединения меди в степени окисления (+4)
Пока науке известно лишь одно вещество, где медь в степени окисления +4, это гексафторкупрат(IV) цезия – Cs 2 Cu +4 F 6 - оранжевое кристаллическое вещество, стабильное в стеклянных ампулах при 0 0 С. Бурно реагирует с водой. Получается фторированием при высоком давлении и температуре смеси хлоридов цезия и меди :
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° р → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
МЕДЬ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ
УРОК В 11-м ЕСТЕСТВЕННО-НАУЧНОМ КЛАССЕ
Для повышения познавательной
активности и самостоятельности учащихся мы
используем уроки коллективного изучения
материала. На таких уроках каждый ученик (или
пара учеников) получает задание, о выполнении
которого он должен отчитаться на этом же уроке,
причем его отчет фиксируется остальными
учениками класса в тетрадях и является элементом
содержания учебного материала урока. Каждый
ученик вносит свою лепту в изучение темы классом.
В ходе урока меняется режим работы учеников от
интраактивного (режим, при котором
информационные потоки замкнуты внутри
обучаемых, характерен для самостоятельной
работы) к интерактивному (режим, при котором
информационные потоки двусторонние, т.е.
информация идет и от ученика, и к ученику,
происходит обмен информацией). Учитель при этом
выступает как организатор процесса,
корректирует и дополняет информацию, сообщаемую
учениками.
Уроки коллективного изучения материала состоят
из следующих этапов:
1-й этап – установочный, на котором учитель
объясняет цели и программу работы на уроке (до 7
мин);
2-й этап – самостоятельная работа учащихся по
инструкции (до 15 мин);
3-й этап – обмен информацией и подведение итогов
урока (занимает все оставшееся время).
Урок «Медь и ее соединения» рассчитан на классы с
углубленным изучением химии (4 ч химии в
неделю), проводится в течение двух академических
часов, на уроке актуализируются знания учащихся
по следующим темам: «Общие свойства металлов»,
«Отношение к металлам концентрированной серной
кислоты, азотной кислоты», «Качественные реакции
на альдегиды и многоатомные спирты», «Окисление
предельных одноатомных спиртов оксидом меди(II)»,
«Комплексные соединения».
Перед уроком учащиеся получают домашнее задание:
повторить перечисленные темы. Предварительная
подготовка учителя к уроку заключается в
составлении инструктивных карточек для учащихся
и подготовке наборов для лабораторных опытов.
ХОД УРОКА
Установочный этап
Учитель ставит перед учащимися цель урока
:
опираясь на имеющиеся знания о свойствах
веществ, спрогнозировать, подтвердить
практически, обобщить сведения о меди и ее
соединениях.
Учащиеся составляют электронную формулу атома
меди, выясняют, какие степени окисления может
проявлять медь в соединениях, какими свойствами
(окислительно-восстановительными,
кислотно-основными) будут обладать соединения
меди.
В тетрадях учеников появляется таблица.
Свойства меди и ее соединений
Металл | Cu 2 O – основный оксид | CuO – основный оксид |
Восстановитель | CuOH – неустойчивое основание | Cu(OH) 2 – нерастворимое основание |
CuCl – нерастворимая соль | CuSO 4 – растворимая соль | |
Обладают окислительно-восстановительной двойственностью | Окислители |
Этап самостоятельной работы
Для подтверждения и дополнения предположений учащиеся выполняют лабораторные опыты по инструкции и записывают уравнения проведенных реакций.
Инструкции для самостоятельной работы парами
1. Прокалите медную проволоку в пламени. Отметьте, как изменился ее цвет. Горячую прокаленную медную проволоку поместите в этиловый спирт. Обратите внимание на изменение ее цвета. Повторите эти манипуляции 2–3 раза. Проверьте, не изменился ли запах этанола.
Запишите два уравнения реакций, соответствующие проведенным превращениям. Какие свойства меди и ее оксида подтверждаются этими реакциями?2. К оксиду меди(I) прилейте соляную кислоту.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций, учитывая, что хлорид меди(I) – нерастворимое соединение. Какие свойства меди(I) подтверждаются этими реакциями?3. а) В раствор сульфата меди(II) поместите гранулу цинка. Если реакция не идет, нагрейте раствор. б) К оксиду меди(II) прилейте 1 мл серной кислоты и нагрейте.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди подтверждаются этими реакциями?4. В раствор сульфата меди(II) поместите полоску универсального индикатора.
Объясните результат. Запишите ионное уравнение гидролиза по I ступени.
К раствору карбоната натрия прилейте раствор сульфата мед(II).
Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции совместного гидролиза в молекулярном и ионном видах.5.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор аммиака.
Какие изменения произошли? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают проведенные реакции?6. К сульфату меди(II) прилейте раствор йодида калия.
Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции. Какое свойство меди(II) доказывает эта реакция?7. В пробирку с 1 мл концентрированной азотной кислоты поместите небольшой кусочек медной проволоки. Закройте пробирку пробкой.
Что наблюдаете? (Пробирку отнесите под тягу.) Запишите уравнение реакции.
В другую пробирку налейте соляной кислоты, поместите в нее небольшой кусочек медной проволоки.
Что наблюдаете? Объясните свои наблюдения. Какие свойства меди подтверждаются этими реакциями?8. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете? Полученный осадок нагрейте. Что произошло? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди подтверждаются этими реакциями?9. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор глицерина.
Какие изменения произошли? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают эти реакции?10. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор глюкозы и нагрейте.
Что получилось? Запишите уравнение реакции, используя для обозначения глюкозы общую формулу альдегидовКакое свойство соединения меди доказывает эта реакция?
11. К сульфату меди(II) прилейте: а) раствор аммиака; б) раствор фосфата натрия.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают проведенные реакции?
Этап обмена информацией и подведение итогов
Учитель задает вопрос, касающийся свойств конкретного вещества. Учащиеся, выполнявшие соответствующие опыты, докладывают о проведенном эксперименте и записывают уравнения реакций на доске. Затем учитель и ученики дополняют сведения о химических свойствах вещества, которые невозможно было подтвердить реакциями в условиях школьной лаборатории.
Порядок обсуждения химических свойств соединений меди
1. Как медь реагирует с кислотами, с какими еще веществами может реагировать медь?
Записываются уравнения реакций меди с:
Концентрированной и разбавленной азотной кислотой:
Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2
+ 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;
Концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
Кислородом:
2Cu + O 2 = 2CuO;
Cu + Cl 2 = CuCl 2 ;
Соляной кислотой в присутствии кислорода:
2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O;
Хлоридом железа(III):
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 .
2. Какие свойства проявляют оксид и хлорид меди(I)?
Обращается внимание на осно"вные свойства, способность к комплексообразованию, окислительно-восстановительную двойственность. Записываются уравнения реакций оксида меди(I) с:
Соляной кислотой до образования CuCl:
Cu 2 O + 2HCl = 2CuCl + H 2 O;
Избытком HCl:
CuCl + HCl = H;
Реакций восстановления и окисления Cu 2 O:
Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O,
2Cu 2 O + O 2 = 4CuO;
Диспропорционирования при нагревании:
Cu 2 O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl 2 .
3. Какие свойства проявляет оксид меди(II)?
Обращается внимание на осно"вные и окислительные свойства. Записываются уравнения реакций оксида меди(II) с:
Кислотой:
CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;
Этанолом:
C 2 H 5 OH + CuO = CH 3 CHO + Cu + H 2 O;
Водородом:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O;
Алюминием:
3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3 .
4. Какие свойства проявляет гидроксид меди(II)?
Обращается внимание на окислительные, осно"вные свойства, способность к комплексообразованию с органическими и неорганическими соединениями. Записываются уравнения реакций с:
Альдегидом:
RCHO + 2Cu(OH) 2 = RCOOH + Cu 2 O + 2H 2 O;
Кислотой:
Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O;
Аммиаком:
Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 ;
Глицерином:
Уравнение реакции разложения:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
5. Какие свойства проявляют соли меди(II)?
Обращается внимание на реакции ионного обмена, гидролиза, окислительные свойства, комплексообразование. Записываются уравнения реакций сульфата меди с:
Гидроксидом натрия:
Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;
Фосфатом натрия:
3Cu 2+ + 2= Cu 3 (PO 4) 2 ;
Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+ ;
Йодидом калия:
2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4 ;
Аммиаком:
Cu 2+ + 4NH 3 = 2+ ;
и уравнения реакций:
Гидролиза:
Cu 2+ + HOH = CuOH + + H + ;
Совместного гидролиза с карбонатом натрия с образованием малахита:
2Cu 2+ + 2 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 .
В дополнение можно рассказать учащимся о взаимодействии оксида и гидроксида меди(II) с щелочами, что доказывает их амфотерность:
Cu(OH) 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2 ,
Cu + Cl 2 = CuCl 2 ,
Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg,
2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O,
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O,
CuBr 2 + Cl 2 = CuCl 2 + Br 2 ,
(CuOH) 2 CO 3 + 4HCl = 2CuCl 2 + 3H 2 O + CO 2 ,
2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2 ,
2CuCl = CuCl 2 + Cu,
CuSO 4 + BaCl 2 = CuCl 2 + BaSO 4 .)
Упражнение 3. Составьте цепочки превращений, соответствующие следующим схемам, и осуществите их:
Задача 1.
Сплав меди с алюминием
обработали сначала избытком щелочи, а затем
избытком разбавленной азотной кислоты.
Вычислите массовые доли металлов в сплаве, если
известно, что объемы газов, выделившихся в обеих
реакциях (при одинаковых условиях), равны между
собой
.
(Ответ . Массовая доля меди – 84%.)
Задача 2. При прокаливании 6,05 г кристаллогидрата нитрата меди(II) получено 2 г остатка. Определите формулу исходной соли .
(Ответ. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)
Задача 3. Медную пластинку массой 13,2 г опустили в 300 г раствора нитрата железа(III) с массовой долей соли 0,112. Когда ее вынули, оказалось, что массовая доля нитрата железа(III) стала равной массовой доле образовавшейся соли меди(II). Определите массу пластинки после того, как ее вынули из раствора .
(Ответ. 10 г.)
Домашнее задание. Выучить материал, записанный в тетради. Составить цепочку превращений по соединениям меди, содержащую не менее десяти реакций, и осуществить ее.
ЛИТЕРАТУРА
1. Пузаков С.А., Попков В.А.
Пособие по
химии для поступающих в вузы. Программы. Вопросы,
упражнения, задачи. Образцы экзаменационных
билетов. М.: Высшая школа, 1999, 575 с.
2. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В.
2000 задач и
упражнений по химии. Для школьников и
абитуриентов. М.: 1-я Федеративная книготорговая
компания, 1998, 512 с.