Страница 245 - гдз по химии 10-11 класс задачник Еремин, Дроздов

9.70. Что такое соль Шевреля и как её получают?

Что такое соль Шевреля

Соль Шевреля — это неорганическое соединение, представляющее собой кристаллогидрат сульфита меди(I)-меди(II). Её химическая формула записывается как $Cu_3(SO_3)_2 \cdot 2H_2O$. Более точно структуру этого соединения отражает формула $Cu_2SO_3 \cdot CuSO_3 \cdot 2H_2O$, которая подчёркивает, что это смешанная соль, содержащая медь в двух различных степенях окисления: +1 и +2. В кристалле на два катиона меди(I) ($Cu^+$) приходится один катион меди(II) ($Cu^{2+}$).
Соединение было названо в честь французского химика-органика Мишеля Эжена Шеврёля, который впервые синтезировал и описал его в 1812 году.
Физически соль Шевреля представляет собой кристаллический порошок красного или красно-коричневого цвета. Она практически нерастворима в воде и этаноле, но растворяется в растворе аммиака с образованием комплексного соединения.

Ответ: Соль Шевреля – это соединение с формулой $Cu_3(SO_3)_2 \cdot 2H_2O$, которое является кристаллогидратом сульфита меди, где медь находится одновременно в степенях окисления +1 и +2. Это вещество представляет собой красный кристаллический порошок, нерастворимый в воде.

Как её получают

Соль Шевреля получают в результате окислительно-восстановительной реакции, в ходе которой ионы меди(II) частично восстанавливаются до меди(I) в присутствии сульфит-ионов.
Распространённым лабораторным методом синтеза является пропускание сернистого газа ($SO_2$) через горячий водный раствор какой-либо соли меди(II), чаще всего сульфата меди(II) ($CuSO_4$). В этой реакции сернистый газ (или образующаяся из него в воде сернистая кислота $H_2SO_3$) действует и как восстановитель, и как осадитель (источник сульфит-ионов). Часть ионов $Cu^{2+}$ восстанавливается до $Cu^+$, а $SO_2$ окисляется до сульфат-ионов ($SO_4^{2-}$). Затем ионы $Cu^+$, $Cu^{2+}$ и сульфит-ионы образуют нерастворимый осадок соли Шевреля.
Суммарное уравнение реакции:

$3CuSO_4 + 3SO_2 + 6H_2O \xrightarrow{t} Cu_3(SO_3)_2 \cdot 2H_2O \downarrow + 4H_2SO_4$

Альтернативным способом является добавление к раствору соли меди(II) раствора сульфита или гидросульфита щелочного металла (например, $Na_2SO_3$ или $NaHSO_3$). Реакцию также проводят при нагревании.

Ответ: Соль Шевреля получают действием восстановителей на основе серы(IV) (например, сернистого газа $SO_2$ или раствора гидросульфита натрия $NaHSO_3$) на горячий водный раствор соли меди(II) (например, $CuSO_4$).

9.71. Приведите примеры соединений меди синей, зелёной, фиолетовой, красной, жёлтой, фиолетовой, белой и чёрной окраски.

синей окраскиМедь образует множество соединений синего цвета, в основном это соли меди(II) в гидратированном виде или в виде комплексных соединений. Классическим примером является медный купорос — пентагидрат сульфата меди(II). Его синий цвет обусловлен наличием акваиона $[Cu(H_2O)_6]^{2+}$.
Ответ: пентагидрат сульфата меди(II), $CuSO_4 \cdot 5H_2O$.

зелёной окраскиЗелёную окраску имеют многие основные соли меди(II), которые образуются на поверхности медных изделий под воздействием атмосферы (патина). Например, малахит — основной карбонат меди(II). Также зелёный цвет имеют концентрированные растворы хлорида меди(II), где образуются хлорокомплексы.
Ответ: основной карбонат меди(II), $(CuOH)_2CO_3$.

фиолетовой окраскиФиолетовая окраска характерна для некоторых комплексных соединений меди(II). Например, при проведении биуретовой реакции (качественная реакция на белки) образуется комплексное соединение меди(II) с пептидными группами, имеющее фиолетовый цвет.
Ответ: биуретовый комплекс меди(II).

красной окраскиСоединения меди(I) часто имеют красную или красно-коричневую окраску. Типичный пример — оксид меди(I), который образуется, например, при восстановлении гидроксида меди(II) альдегидами.
Ответ: оксид меди(I), $Cu_2O$.

жёлтой окраскиЦвет некоторых соединений меди может зависеть от размера частиц. Например, оксид меди(I) $Cu_2O$ может иметь жёлтую окраску, если получен в виде мелкодисперсного осадка (например, при восстановлении реактива Фелинга).
Ответ: оксид меди(I) (мелкодисперсный), $Cu_2O$.

фиолетовой окраскиКак уже упоминалось, фиолетовый цвет имеют комплексные соединения меди. Другим примером, помимо биуретового комплекса, является комплекс меди(II) с этилендиамином. Водный раствор солей, содержащих этот комплексный ион, имеет интенсивную фиолетовую окраску.
Ответ: ион ди(этилендиамин)меди(II), $[Cu(H_2NCH_2CH_2NH_2)_2]^{2+}$.

белой окраскиМногие безводные соли меди(II) и соли меди(I) являются белыми веществами. Например, при обезвоживании синего медного купороса ($CuSO_4 \cdot 5H_2O$) образуется безводный сульфат меди(II) — белый порошок.
Ответ: безводный сульфат меди(II), $CuSO_4$.

чёрной окраскиЧёрный цвет характерен для оксида меди(II) и сульфида меди(II). Оксид меди(II) образуется при нагревании меди на воздухе или при термическом разложении гидроксида, нитрата или карбоната меди(II).
Ответ: оксид меди(II), $CuO$.

9.72. Средний карбонат меди(II) был впервые синтезирован примерно 50 лет назад действием на суспензию гидроксида меди(II) углекислым газом под большим давлением. Почему эту соль невозможно получить по реакции ионного обмена?

Решение

Получить средний карбонат меди(II), $CuCO_3$, с помощью реакции ионного обмена в водном растворе невозможно из-за сильного совместного гидролиза ионов меди(II) ($Cu^{2+}$) и карбонат-ионов ($CO_3^{2-}$).

Карбонат меди(II) — это соль, образованная катионом слабого основания ($Cu(OH)_2$) и анионом слабой кислоты ($H_2CO_3$). При попытке провести реакцию ионного обмена, например, между растворами сульфата меди(II) и карбоната натрия, в водной среде одновременно протекают процессы гидролиза обоих ионов.

1. Гидролиз карбонат-иона (по аниону): Карбонат-ион, являясь анионом слабой угольной кислоты, взаимодействует с водой, создавая в растворе щелочную среду за счет образования гидроксид-ионов: $CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-$

2. Гидролиз иона меди(II) (по катиону): Гидратированный ион меди(II) также подвергается гидролизу, образуя гидроксокомплексы и ионы гидроксония, что подкисляет раствор: $Cu^{2+} + 2H_2O \rightleftharpoons [Cu(OH)]^+ + H_3O^+$

Когда эти два иона находятся в одном растворе, их гидролиз взаимно усиливается и становится практически необратимым. Щелочная среда, создаваемая гидролизом карбонат-иона, смещает равновесие гидролиза иона меди вправо, способствуя образованию нерастворимого гидроксида меди(II) ($Cu(OH)_2$). В результате вместо чистого карбоната меди(II) осаждается основная соль — гидроксокарбонат меди(II), состав которого может варьироваться. Чаще всего образуется вещество, по составу близкое к минералу малахиту ($ (CuOH)_2CO_3 $ или $ Cu_2(CO_3)(OH)_2 $).

Суммарное уравнение реакции, протекающей при сливании растворов, выглядит следующим образом: $2CuSO_4 + 2Na_2CO_3 + H_2O \rightarrow (CuOH)_2CO_3 \downarrow + 2Na_2SO_4 + CO_2 \uparrow$

Таким образом, из-за необратимого совместного гидролиза в водном растворе образуется не средняя, а основная соль меди. Метод, упомянутый в условии (действие $CO_2$ под давлением на суспензию $Cu(OH)_2$), позволяет избежать этих побочных процессов, так как реакция протекает в других условиях, исключающих глубокий гидролиз.

Ответ: Эту соль невозможно получить по реакции ионного обмена в водном растворе, так как ион меди(II) $Cu^{2+}$ и карбонат-ион $CO_3^{2-}$ подвергаются сильному и необратимому совместному гидролизу. В результате вместо среднего карбоната меди(II) ($CuCO_3$) образуется и выпадает в осадок основная соль — гидроксокарбонат меди(II) ($ (CuOH)_2CO_3 $).

9.73. Как различить хлориды цинка и алюминия? Приведите уравнения реакций.

Решение

Чтобы различить водные растворы хлорида цинка ($ZnCl_2$) и хлорида алюминия ($AlCl_3$), можно использовать качественную реакцию, основанную на различных свойствах их гидроксидов. Оба гидроксида, $Zn(OH)_2$ и $Al(OH)_3$, являются амфотерными, но по-разному реагируют со слабыми основаниями, таким как водный раствор аммиака ($NH_3 \cdot H_2O$).

Порядок проведения эксперимента следующий:

1. В две пробирки наливают исследуемые растворы солей.

2. В каждую пробирку по каплям добавляют водный раствор аммиака. В обеих пробирках наблюдается образование белого студенистого осадка. Это гидроксид цинка ($Zn(OH)_2$) и гидроксид алюминия ($Al(OH)_3$) соответственно.

Уравнения реакций образования осадков:

$ZnCl_2 + 2NH_3 \cdot H_2O \rightarrow Zn(OH)_2 \downarrow + 2NH_4Cl$

$AlCl_3 + 3NH_3 \cdot H_2O \rightarrow Al(OH)_3 \downarrow + 3NH_4Cl$

3. Далее в каждую пробирку продолжают добавлять раствор аммиака до его избытка.

На этом этапе наблюдается ключевое различие: осадок гидроксида цинка ($Zn(OH)_2$) растворяется в избытке аммиака, образуя прозрачный раствор. Осадок гидроксида алюминия ($Al(OH)_3$) в избытке аммиака не растворяется.

Растворение осадка $Zn(OH)_2$ происходит за счет образования растворимого комплексного соединения — гидроксида тетраамминцинка(II):

$Zn(OH)_2 + 4NH_3 \cdot H_2O \rightarrow [Zn(NH_3)_4](OH)_2 + 4H_2O$

Гидроксид алюминия не вступает в реакцию с избытком раствора аммиака, так как является слишком слабым основанием для образования аммиачного комплекса.

Таким образом, по растворимости осадка в избытке раствора аммиака можно однозначно идентифицировать исходные соли.

Ответ:

Различить хлориды цинка и алюминия можно с помощью избытка водного раствора аммиака. При его добавлении к раствору хлорида цинка первоначально выпавший белый осадок гидроксида цинка растворится. При добавлении к раствору хлорида алюминия выпавший белый осадок гидроксида алюминия не растворится.

Уравнения реакций, лежащих в основе распознавания:

$ZnCl_2 + 2NH_3 \cdot H_2O \rightarrow Zn(OH)_2 \downarrow + 2NH_4Cl$

$AlCl_3 + 3NH_3 \cdot H_2O \rightarrow Al(OH)_3 \downarrow + 3NH_4Cl$

$Zn(OH)_2 + 4NH_3 \cdot H_2O \rightarrow [Zn(NH_3)_4](OH)_2 + 4H_2O$

9.74. Как получают средний и основный карбонаты цинка? Приведите уравнения реакций.

Получение среднего карбоната цинка

Средний (нормальный) карбонат цинка ($ZnCO_3$) нельзя получить прямой реакцией обмена между водными растворами соли цинка и карбоната щелочного металла, так как из-за сильного гидролиза ионов $Zn^{2+}$ и $CO_3^{2-}$ в осадок выпадает основный карбонат цинка. Для получения среднего карбоната необходимо проводить реакцию в условиях, подавляющих гидролиз.

1. Взаимодействие растворимой соли цинка с гидрокарбонатом щелочного металла. Гидрокарбонат-ион ($HCO_3^-$) создает менее щелочную среду, чем карбонат-ион, что предотвращает образование гидроксосоединений цинка.

Уравнение реакции: $ZnCl_2 + 2NaHCO_3 \rightarrow ZnCO_3 \downarrow + 2NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow$

2. Пропускание углекислого газа через водную суспензию гидроксида цинка. Избыток углекислого газа смещает равновесие в сторону образования среднего карбоната.

Уравнение реакции: $Zn(OH)_2 + CO_2 \rightarrow ZnCO_3 \downarrow + H_2O$

Ответ: Средний карбонат цинка ($ZnCO_3$) получают либо реакцией растворимой соли цинка с раствором гидрокарбоната щелочного металла (например, $ZnCl_2 + 2NaHCO_3 \rightarrow ZnCO_3 \downarrow + 2NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow$), либо пропуская углекислый газ через суспензию гидроксида цинка ($Zn(OH)_2 + CO_2 \rightarrow ZnCO_3 \downarrow + H_2O$).

Получение основного карбоната цинка

Основный карбонат цинка образуется в результате реакции обмена между растворимой солью цинка (например, $ZnSO_4$) и растворимым карбонатом щелочного металла (например, $Na_2CO_3$) в водном растворе. Образование основной соли является следствием совместного необратимого гидролиза катиона цинка и карбонат-аниона. Состав продукта может варьироваться, общая формула гидроксокарбоната цинка может быть записана как $(ZnOH)_2CO_3$.

Уравнение реакции: $2ZnSO_4 + 2Na_2CO_3 + H_2O \rightarrow (ZnOH)_2CO_3 \downarrow + 2Na_2SO_4 + CO_2 \uparrow$

Ответ: Основный карбонат цинка (например, $(ZnOH)_2CO_3$) получают при взаимодействии водного раствора соли цинка с раствором карбоната щелочного металла. Уравнение реакции: $2ZnSO_4 + 2Na_2CO_3 + H_2O \rightarrow (ZnOH)_2CO_3 \downarrow + 2Na_2SO_4 + CO_2 \uparrow$.

9.75. Как очистить оцинкованное железо от цинка?

Решение

Для очистки оцинкованного железа от цинка можно использовать химические методы, основанные на различиях в химических свойствах этих двух металлов. Основной принцип заключается в подборе такого реагента, который будет активно реагировать с цинком, но не будет (или будет очень слабо) реагировать с железом. Рассмотрим два основных способа.

Способ 1: Использование раствора щелочи

Этот метод является наиболее предпочтительным, так как он позволяет избирательно удалить цинк, не затрагивая железо. Он основан на амфотерных свойствах цинка, то есть его способности реагировать как с кислотами, так и с сильными щелочами. Железо, в свою очередь, амфотерными свойствами не обладает и со щелочами не реагирует.

Процесс заключается в погружении оцинкованного изделия в горячий концентрированный раствор сильной щелочи, например, гидроксида натрия ($NaOH$) или гидроксида калия ($KOH$). Цинк растворяется с образованием комплексной соли (тетрагидроксоцинката натрия) и выделением водорода:

$Zn + 2NaOH + 2H_2O \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4] + H_2 \uparrow$

Реакция с железом в этих условиях не протекает:

$Fe + NaOH \nrightarrow$

Как только прекращается выделение пузырьков газа (водорода), это означает, что весь цинк с поверхности удален. После этого изделие необходимо извлечь из раствора и тщательно промыть водой.

Способ 2: Использование раствора кислоты

Этот способ основан на том, что цинк является более активным металлом, чем железо (в электрохимическом ряду напряжений цинк стоит левее железа). Поэтому цинк будет реагировать с разбавленными кислотами (например, соляной $HCl$ или серной $H_2SO_4$) значительно быстрее, чем железо.

Реакции, протекающие в кислоте:

$Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$ (быстрая реакция)

$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2 \uparrow$ (медленная реакция)

Для очистки изделие погружают в разбавленный раствор кислоты. Начнется бурное выделение водорода. Необходимо внимательно следить за процессом. Когда интенсивность выделения газа резко снизится, это будет означать, что цинковый слой растворился и кислота начала реагировать с железом. В этот момент изделие нужно немедленно вынуть из кислоты и промыть водой, а затем раствором соды для нейтрализации остатков кислоты. Недостатком этого метода является то, что сложно полностью избежать реакции кислоты с железом, что может привести к некоторому повреждению (травлению) поверхности железного изделия.

Ответ: Оцинкованное железо можно очистить от цинка, обработав его горячим концентрированным раствором щелочи (например, $NaOH$), которая растворяет амфотерный цинк, но не реагирует с железом. Альтернативный, но менее щадящий способ — кратковременная обработка разбавленной кислотой (например, $HCl$), которая реагирует с более активным цинком значительно быстрее, чем с железом.

9.76. Запишите уравнения реакций, соответствующих следующей схеме превращений, укажите условия их протекания. Расшифруйте неизвестные вещества, если X и Y содержат медь, a Z содержит иод.

$\mathrm{CuO}\stackrel{\mathrm{NH}3, \mathrm{t}}{\to }\mathrm{X}\stackrel{\mathrm{KI}(\mathrm{p}-\mathrm{p})}{\to } \mathrm{Cu}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2$$\stackrel{{\mathrm{HNO}}_3(\mathrm{конц}.) }{\to }\mathrm{Y}⟶\mathrm{Z}⟶{\mathrm{KIO}}_3⟶\mathrm{KI}$

Данная задача содержит схему химических превращений. Для её решения необходимо расшифровать вещества X, Y и Z и написать соответствующие уравнения реакций с указанием условий. Следует отметить, что исходная схема, скорее всего, содержит опечатку в последовательности реагентов в верхней цепочке. Переход $X \xrightarrow{KI(\text{р-р})} Cu(NO_3)_2$ химически невозможен, если X — это медь. Наиболее вероятным является то, что реагенты $HNO_3(\text{конц.})$ и $KI(\text{р-р})$ поменяны местами. Решение будет представлено для следующей, химически корректной, последовательности превращений: $CuO \xrightarrow{NH_3, t} X \xrightarrow{HNO_3(\text{конц.})} Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{KI(\text{р-р})} Y + Z$.

1. Превращение $CuO \xrightarrow{NH_3, t} X$

Первый этап — это восстановление оксида меди(II) аммиаком при сильном нагревании. Аммиак выступает в роли восстановителя, окисляясь до свободного азота, а медь восстанавливается из степени окисления +2 до 0. Таким образом, вещество X — это металлическая медь.

Уравнение реакции:

$3CuO + 2NH_3 \xrightarrow{t} 3Cu + N_2 \uparrow + 3H_2O$

Ответ: Вещество X — это медь ($Cu$).

2. Превращение $X \xrightarrow{HNO_3(\text{конц.})} Cu(NO_3)_2$

Металлическая медь (X) взаимодействует с концентрированной азотной кислотой. В ходе этой окислительно-восстановительной реакции медь окисляется до нитрата меди(II), а азотная кислота восстанавливается до диоксида азота $NO_2$ (бурый газ).

Уравнение реакции:

$Cu + 4HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 \uparrow + 2H_2O$

Ответ: Уравнение реакции: $Cu + 4HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 \uparrow + 2H_2O$.

3. Превращение $Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{KI(\text{р-р})} Y + Z$

Раствор нитрата меди(II) реагирует с раствором иодида калия. Это сложная окислительно-восстановительная реакция. Ионы меди(II) ($Cu^{2+}$) являются окислителями для иодид-ионов ($I^{-}$). В результате $Cu^{2+}$ восстанавливается до $Cu^{+}$, образуя нерастворимый осадок иодида меди(I) (вещество Y), а иодид-ионы окисляются до свободного иода (вещество Z).

Уравнение реакции:

$2Cu(NO_3)_2 + 4KI \rightarrow 2CuI \downarrow + I_2 + 4KNO_3$

Ответ: Вещество Y — иодид меди(I) ($CuI$), вещество Z — иод ($I_2$).

4. Превращение $KIO_3 \rightarrow KI$

Параллельная цепочка превращений заключается в восстановлении иодата калия ($KIO_3$), где иод имеет степень окисления +5, до иодида калия ($KI$), где степень окисления иода -1. Для этого процесса необходим восстановитель. В качестве примера можно привести реакцию с сероводородом или сульфитом калия.

Пример с сульфитом калия:

$KIO_3 + 3K_2SO_3 \rightarrow KI + 3K_2SO_4$

Ответ: Уравнение реакции (один из возможных вариантов): $KIO_3 + 3K_2SO_3 \rightarrow KI + 3K_2SO_4$.

9.77. Как осуществить следующие превращения?

$\mathrm{а}) \mathrm{Cu}⟶{\mathrm{CuСl}}_2⟶\mathrm{Cu}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2⟶[\mathrm{Cu}{\left({\mathrm{NH}}_3\right)}_4]{\left(\mathrm{OH}\right)}_2$ $⟶\mathrm{CuS}⟶\mathrm{Cu}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2⟶\mathrm{CuO}$

$\mathrm{б}) \mathrm{Cu}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2⟶{\mathrm{Cu}}_2\mathrm{O}⟶[\mathrm{Cu}{\left({\mathrm{NH}}_3\right)}_2]\mathrm{OH}⟶{\mathrm{Cu}}_2{\mathrm{C}}_2$ $⟶\mathrm{Cu}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2⟶{\mathrm{Cu}}_2{\left(\mathrm{OH}\right)}_2{\mathrm{CO}}_3⟶\mathrm{CuO}$

а) Решение

1. Для получения хлорида меди(II) из меди можно провести реакцию меди с хлором при нагревании:
$Cu + Cl_2 \xrightarrow{t} CuCl_2$

2. Чтобы получить гидроксид меди(II), к раствору хлорида меди(II) добавляют раствор щёлочи, например, гидроксида натрия. Выпадает голубой осадок:
$CuCl_2 + 2NaOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2NaCl$

3. Гидроксид меди(II) растворяется в избытке водного раствора аммиака, образуя комплексное соединение ярко-синего цвета — гидроксид тетраамминмеди(II):
$Cu(OH)_2 + 4NH_3 \rightarrow [Cu(NH_3)_4](OH)_2$

4. Для получения сульфида меди(II) через раствор гидроксида тетраамминмеди(II) пропускают сероводород или добавляют раствор сульфида, например, сульфида натрия. Выпадает чёрный осадок сульфида меди(II):
$[Cu(NH_3)_4](OH)_2 + H_2S \rightarrow CuS\downarrow + 4NH_3 + 2H_2O$

5. Сульфид меди(II) является очень нерастворимым соединением, для его перевода в нитрат требуется сильный окислитель, такой как азотная кислота. Реакция с разбавленной азотной кислотой:
$3CuS + 8HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 3S\downarrow + 4H_2O$

6. Нитрат меди(II) при сильном нагревании (прокаливании) разлагается с образованием оксида меди(II), диоксида азота и кислорода:
$2Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{t} 2CuO + 4NO_2\uparrow + O_2\uparrow$

Ответ:
1. $Cu + Cl_2 \xrightarrow{t} CuCl_2$
2. $CuCl_2 + 2NaOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2NaCl$
3. $Cu(OH)_2 + 4NH_3 \rightarrow [Cu(NH_3)_4](OH)_2$
4. $[Cu(NH_3)_4](OH)_2 + H_2S \rightarrow CuS\downarrow + 4NH_3 + 2H_2O$
5. $3CuS + 8HNO_3 \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 3S\downarrow + 4H_2O$
6. $2Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{t} 2CuO + 4NO_2\uparrow + O_2\uparrow$

б) Решение

1. Для восстановления гидроксида меди(II) до оксида меди(I) используют восстановитель в щелочной среде при нагревании. Например, гидразин. Образуется кирпично-красный осадок оксида меди(I):
$4Cu(OH)_2 + N_2H_4 \xrightarrow{t} 2Cu_2O\downarrow + N_2\uparrow + 6H_2O$

2. Оксид меди(I) растворяется в водном растворе аммиака, образуя бесцветный раствор комплексного соединения — гидроксида диамминмеди(I):
$Cu_2O + 4NH_3 + H_2O \rightarrow 2[Cu(NH_3)_2]OH$

3. При пропускании ацетилена через аммиачный раствор гидроксида диамминмеди(I) образуется красно-коричневый осадок ацетиленида меди(I):
$2[Cu(NH_3)_2]OH + C_2H_2 \rightarrow Cu_2C_2\downarrow + 4NH_3 + 2H_2O$

4. Ацетиленид меди(I) — взрывчатое вещество, которое можно окислить концентрированной азотной кислотой для получения нитрата меди(II):
$Cu_2C_2 + 16HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow 2Cu(NO_3)_2 + 2CO_2\uparrow + 12NO_2\uparrow + 8H_2O$

5. Для получения основного карбоната меди(II) (малахита) к раствору нитрата меди(II) добавляют раствор карбоната натрия:
$2Cu(NO_3)_2 + 2Na_2CO_3 + H_2O \rightarrow Cu_2(OH)_2CO_3\downarrow + 4NaNO_3 + CO_2\uparrow$

6. Основной карбонат меди(II) при нагревании разлагается на оксид меди(II), воду и углекислый газ:
$Cu_2(OH)_2CO_3 \xrightarrow{t} 2CuO + H_2O\uparrow + CO_2\uparrow$

Ответ:
1. $4Cu(OH)_2 + N_2H_4 \xrightarrow{t} 2Cu_2O\downarrow + N_2\uparrow + 6H_2O$
2. $Cu_2O + 4NH_3 + H_2O \rightarrow 2[Cu(NH_3)_2]OH$
3. $2[Cu(NH_3)_2]OH + C_2H_2 \rightarrow Cu_2C_2\downarrow + 4NH_3 + 2H_2O$
4. $Cu_2C_2 + 16HNO_3 \rightarrow 2Cu(NO_3)_2 + 2CO_2\uparrow + 12NO_2\uparrow + 8H_2O$
5. $2Cu(NO_3)_2 + 2Na_2CO_3 + H_2O \rightarrow Cu_2(OH)_2CO_3\downarrow + 4NaNO_3 + CO_2\uparrow$
6. $Cu_2(OH)_2CO_3 \xrightarrow{t} 2CuO + H_2O\uparrow + CO_2\uparrow$

9.78. Два бинарных соединения образованы одним и тем же металлом в одной и той же степени окисления. Оба представляют собой природные минералы. Каждый из них полностью растворим в концентрированном растворе цианида калия (реакции 1 и 2) и концентрированной азотной кислоте (реакции 3 и 4). В концентрированной соляной кислоте и водном растворе аммиака растворяется только один из минералов (реакции 5 и 6). Газ выделяется только реакциях 3 и 4. При сильном нагревании смеси, содержащей 85,7% металла по массе, вещества реагируют полностью (реакция 7) и образуются только два продукта – металл и газ, который даёт осадок при пропускании через известковую воду (реакция 8). Определите формулы минералов (подтвердите расчётом) и их массовые доли в смеси. Напишите уравнения всех реакций.

Дано:

Найти:

Формулы минералов - ?

Массовые доли минералов в смеси ($\omega_1$, $\omega_2$) - ?

Уравнения реакций 1-8 - ?

Решение:

1. Определение формул минералов

1. Из условия, что газ, выделяющийся при нагревании смеси (реакция 7), даёт осадок с известковой водой ($Ca(OH)_2$), следует, что этот газ — диоксид серы ($SO_2$) или диоксид углерода ($CO_2$). Реакция 8: $SO_2 + Ca(OH)_2 \rightarrow CaSO_3 \downarrow + H_2O$ или $CO_2 + Ca(OH)_2 \rightarrow CaCO_3 \downarrow + H_2O$.

2. Поскольку исходные вещества — бинарные соединения, то неметаллами в их составе могут быть сера и кислород или углерод и кислород.

3. При нагревании смеси происходит реакция между двумя минералами с образованием металла и газа. Это характерно для реакции взаимодействия оксида и сульфида металла: $2Me_xO_y + Me_xS_y \rightarrow 3xMe + ySO_2$.

4. Один из минералов растворяется в концентрированной соляной кислоте и водном растворе аммиака, что указывает на образование устойчивых комплексных соединений. Оба минерала растворяются в растворе цианида калия. Это свойство характерно для переходных металлов, таких как медь, серебро, золото.

5. При реакции обоих минералов с концентрированной азотной кислотой выделяется газ ($NO_2$). Это окислительно-восстановительные реакции. В случае оксида это означает, что металл окисляется до более высокой степени окисления. Идеальным кандидатом является медь в степени окисления +1, которая легко окисляется до +2.

6. Таким образом, можно предположить, что металл — это медь ($Cu$), а его степень окисления в минералах +1. Тогда минералы — это оксид меди(I) $Cu_2O$ (минерал куприт) и сульфид меди(I) $Cu_2S$ (минерал халькозин). $Cu_2O$ как оксид основного характера реагирует с кислотами (HCl) и с водным раствором аммиака с образованием комплексов. $Cu_2S$ в этих реагентах нерастворим. Это соответствует условию.

7. Проверим гипотезу с помощью количественных данных. Реакция при нагревании (реакция 7):
$2Cu_2O + Cu_2S \xrightarrow{t} 6Cu + SO_2 \uparrow$
Условие о полном протекании реакции говорит о том, что минералы находятся в стехиометрическом соотношении, т.е. $n(Cu_2O) : n(Cu_2S) = 2 : 1$.

8. Рассчитаем массовую долю меди в такой смеси. Используем молярные массы: $M(Cu) = 63.5 \text{ г/моль}$, $M(O) = 16 \text{ г/моль}$, $M(S) = 32 \text{ г/моль}$.
$M(Cu_2O) = 2 \cdot 63.5 + 16 = 143 \text{ г/моль}$.
$M(Cu_2S) = 2 \cdot 63.5 + 32 = 159 \text{ г/моль}$.

Возьмем 2 моль $Cu_2O$ и 1 моль $Cu_2S$.
Масса $Cu_2O$: $m(Cu_2O) = 2 \text{ моль} \cdot 143 \text{ г/моль} = 286$ г.
Масса $Cu_2S$: $m(Cu_2S) = 1 \text{ моль} \cdot 159 \text{ г/моль} = 159$ г.
Общая масса смеси: $m_{смеси} = 286 + 159 = 445$ г.

Масса меди в смеси: $m(Cu) = (2 \cdot 2 + 1 \cdot 2) \text{ моль} \cdot 63.5 \text{ г/моль} = 6 \text{ моль} \cdot 63.5 \text{ г/моль} = 381$ г.

Массовая доля меди: $\omega(Cu) = \frac{m(Cu)}{m_{смеси}} = \frac{381}{445} \approx 0.8562$ или $85.62\%$.

Расчетное значение $85.62\%$ практически совпадает с данным в условии ($85.7\%$), что подтверждает правильность определения формул минералов.

Ответ: Формулы минералов — $Cu_2O$ (оксид меди(I)) и $Cu_2S$ (сульфид меди(I)).

2. Расчет массовых долей минералов в смеси

Поскольку было установлено, что минералы в смеси находятся в стехиометрическом соотношении $2:1$ по молям, их массовые доли можно рассчитать на основе масс, найденных в предыдущем пункте.

Массовая доля оксида меди(I) ($Cu_2O$):
$\omega(Cu_2O) = \frac{m(Cu_2O)}{m_{смеси}} = \frac{286}{445} \approx 0.6427$

Массовая доля сульфида меди(I) ($Cu_2S$):
$\omega(Cu_2S) = \frac{m(Cu_2S)}{m_{смеси}} = \frac{159}{445} \approx 0.3573$

Ответ: Массовая доля $Cu_2O$ в смеси составляет $64.3\%$, а массовая доля $Cu_2S$ — $35.7\%$.

3. Уравнения реакций

Минерал, растворимый в $HCl$ и $NH_3$, — это $Cu_2O$.

1. Растворение $Cu_2O$ в растворе цианида калия:
$Cu_2O + 6KCN + H_2O \rightarrow 2K_2[Cu(CN)_3] + 2KOH$

2. Растворение $Cu_2S$ в растворе цианида калия (происходит комплексообразование):
$Cu_2S + 4KCN \rightarrow 2K[Cu(CN)_2] + K_2S$

3. Растворение $Cu_2O$ в концентрированной азотной кислоте:
$Cu_2O + 6HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow 2Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 \uparrow + 3H_2O$

4. Растворение $Cu_2S$ в концентрированной азотной кислоте:
$Cu_2S + 14HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow 2Cu(NO_3)_2 + H_2SO_4 + 10NO_2 \uparrow + 6H_2O$

5. Растворение $Cu_2O$ в концентрированной соляной кислоте:
$Cu_2O + 4HCl(\text{конц.}) \rightarrow 2H[CuCl_2] + H_2O$

6. Растворение $Cu_2O$ в водном растворе аммиака:
$Cu_2O + 4NH_3 + H_2O \rightarrow 2[Cu(NH_3)_2]OH$

7. Реакция при сильном нагревании смеси:
$2Cu_2O + Cu_2S \xrightarrow{t} 6Cu + SO_2 \uparrow$

8. Реакция газа с известковой водой:
$SO_2 + Ca(OH)_2 \rightarrow CaSO_3 \downarrow + H_2O$

Ответ: Уравнения реакций приведены выше.