Исследовательской работы



Скачать 262.26 Kb.
Дата31.12.2017
Размер262.26 Kb.
#6090
ТипРеферат

Департамент Образования города Москвы

Государственное бюджетное образовательное учреждение

Средняя общеобразовательная школа №827

Тема исследовательской работы: Медь - биогенный элемент. Изучение механизма растворения меди в соляной кислоте и получение ее солей (I)

Автор (ФИО полностью, класс) Волок Альберт Петрович, Кривовязь Наталья Витальевна 9 «Б»

Руководитель работы

Рассохин Роман Владимирович, учитель химии ВКК ГБОУ СОШ №827


Москва, 2017 г.




Содержание


  1. Введение 2

  2. Медь-биогенный элемент 4

  3. Препараты меди 8

  4. Соединения меди (I) 9

  5. Экспериментальная часть 32

  6. Вывод 32

  7. Список литературы 33


Введение

Медь — важный элемент жизни, она участвует во многих физиологических процессах: синтезе гемоглобина, в образовании костной ткани, функционировании системы кровообращения и центральной нервной системы, при получении энергии из клеток. Дефицит меди в организме может привести к таким тяжелым последствиям как порок развития костей, анемия и мозговая недостаточность. Металлическая медь, как и серебро, обладает антибактериальными и противогрибковыми свойствами.

В настоящее время в медицине применяют лазеры на парах меди для лечения онкологических заболеваний и косметических процедур. Волокна меди могут использоваться для массажа. Также достаточно большое количество соединений меди используется в медицине.

Гипотеза: реальные химические свойства меди и получение ее солей не совпадают с описанием в школьных учебниках.

Цель: узнать применение соединений меди в медицине и получить соли одновалентной меди

В работе решаются следующие задачи:



  • изучение литературы, посвященной меди и ее соединениям, лекарственным препаратам и веществам на основе меди;

  • затронуть применение микроэлемента в медицине; разобрать препараты (биологически активные добавки) в состав, которых входит медь;

  • рассмотреть координационные соединения меди (в основном белки), встречающиеся в живых организмах.

Методы исследования: приведены экспериментальные методы исследования возможных процессов растворения меди в соляной кислоте в различных условиях.

Оборудование: медь, соляная кислота, пероксид водорода, раствор аммиака, химические стаканы, стеклянные бутылочки

Выводы:

1. Проведено сравнение свойств меди и ее соединений (в том числе, входящих в состав живых организмов), взятых из учебной и научной литературы разного уровня сложности: для учащихся средней школы и для студентов химических институтов.




  1. Найдены литературные данные о механизме растворения меди в соляной кислоте. Проведены опыты, подтверждающие данный механизм. Получены соли меди (I), кроме фосфата.




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

ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР


1. Медь-биогенный элемент

Медь— биогенный элемент, содержится в тканях животных и растений. Общая масса меди в организме взрослого человека примерно 100 мг, что составляет около 0,0001%. Примерно 30% этого количества содержится в мышцах. Печень и мозг также богаты медью. Металлическая медь и ее соединения токсичны [9].

Медь широко распространена в природе и является кофактором более чем 30 различных ферментов благодаря великолепным окислительно-восстановительным свойствам металла. Медь исключительно важна для процессов усвоения железа. Медь входит в состав церулоплазмина животных и человека. Церулоплазмин не только транспортирует медь, но и переводит двухвалентное железо в трехвалентное, реализуемое далее либо в трансферрине с последующим синтезом гемоглобина эритроцитов в костном мозге, либо в активации перекисного окисления. Медь индуцирует образование супероксид-ион-радикала, который при реакции с перекисью водорода в присутствии трехвалентного железа генерирует гидроксидные радикалы, идущие на расщепление патологических элементов детрита, продуктов воспаления, мутировавших клеток. Медь в составе церулоплазмина и супероксиддисмутазы — факторов нейроэцдокринной регуляции и естественной защиты — чрезвычайно необходима при стрессовых состояниях, воспалительных и аллергических процессах. Медь участвует в синтезе белков, фосфолипидов, влияет на размножение и деление клеток. Ионы меди, инактивируя инсулиназу, вызывают снижение уровня глюкозы в крови, а также стимулируют образование гликогена в печени. Медь принимает участие в минеральном обмене.



Итак, наиболее важными с физиологической точки зрения являются медьсодержащие белки — цитохромоксидаза и супероксиддисмутаза.

Цитохромоксидаза — один из компонентов дыхательной цепи, локализованной в мембранах митохондрий. Обеспечивает клеточное дыхание, восстанавливая кислород до воды на конечном участке дыхательной цепи.

Цитохромоксидаза (М, = 200 000) состоит из семи белковых субъединиц и четырех связанных с ними активных центров: двух молекул тема, связывающих ионы железа, и двух ионов меди, непосредственно связанных с белковыми субъединицами. Такая структура цитохромоксидазы обеспечивает передачу четырех электронов из дыхательной цепи и осуществление реакции

О2 + 4Н+ + 4е- →Цитохромоксидаза→ 2Н2О

При неполном восстановлении кислорода в дыхательной цепи образуется анион пероксида: О2+ е- → О2-

Взаимодействие этого аниона с органическими соединениями клетки приводит к образованию радикалов и нарушению нормального развития клетки. Повреждающее действие аниона предотвращается медьсодержащим ферментом супероксиддисмутазой (СОД). Этот фермент катализирует реакцию: О2-+ О2-+ 2Н+→ Н2О2+ О2 Образующийся при этом пероксид водорода разлагается каталазой. В результате совместного действия содержание радикалов в клетке поддерживается на безопасном уровне. Интересно, что переносчиком кислорода у моллюсков и членистоногих является не гемоглобин, а гемоцианин (от греч. кианос — лазурный). Кровь этих животных имеет голубой цвет.

Гемоцианин в зависимости от биологического вида имеет различную молекулярную массу (у омара Мг= 825000) и состоит из большого числа белковых субъединиц (Мг от 25000 до 35000). Каждая субъединица имеет центры связывания кислорода. Эти центры представляют собой медьпротеиновые комплексы кислорода (биокластеры) с двумя ионами меди. Каждая такая пара связывает одну молекулу кислорода.

Ежедневно организму требуется 2,5—5,0 мг меди. При недостатке в организме меди может развиваться болезнь — медьдефицитная анемия. Медь необходима для усвоения железа, в частности, при синтезе цитохромоксидазы, которая содержит и железо, и медь. При дефиците меди нарушается нормальное развитие соединительных тканей и кровеносных сосудов [7].

Широкое применение меди и ее соединений в промышленности и сельском хозяйстве повышает риск отравления этими веществами. Отравления обычно связаны со случайной передозировкой инсектицидов, вдыханием порошка металла, заглатыванием растворов солей меди. Большую опасность представляют напитки, хранящиеся в медных сосудах без защитного покрытия стенок.

Токсическое действие соединений меди обусловлено тем, что ионы меди взаимодействуют с тиольными —SН-группами (связывание) и аминогруппами —NH2(блокирование) белков. При этом могут образовываться биокластеры хелатного типа:

Вследствие таких взаимодействий белки становятся нерастворимыми, теряют ферментативную активность. В результате нарушается нормальная жизнедеятельность.



В качестве наружного средства применяют 0,25%-ный водный раствор сульфата меди СuSО4при воспалении слизистых оболочек и конъюнктивитах. Малые дозы этого препарата могут применяться во время приема пищи для усиления эритропоэза при малокровии.

В организме медь функционирует в степенях окисления + 1 и +2. Ионы Сu+и Сu2+входят в состав «голубых» белков, выделенных из бактерий. Эти белки имеют сходные свойства и называются азуринами.

Медь (I) более прочно связывается с серосодержащими лигандами, а медь (II) с карбоксильными, фенольными, аминогруппами белков. Медь (I) дает комплексы с координационным числом, равным 4. Образуется тетраэдрическая структура (если участвует четное число d-электронов). Для меди (II) координационное число равно 6, ему соответствует орторомбическая геометрия комплекса.

Металл может легко переходить из одной валентности в другую, инициируя тем самым свободно-радикальные реакции окисления, в первую очередь перекисное окисление липидов, приводящее к образованию активных форм кислорода. Это приводит к нарушению целостности клеточных мембран. В результате меняется вязкость мембран, извращается работа мембраноассоциированных белков, происходит свободно-радикальное повреждение ДНК и РНК. Запускаются процессы патологического апоптоза. Таким образом, организм должен не только уметь извлекать медь из пищи, но и нейтрализовывать избыток металла (Подколозин А. А., Гуревич К. Г., 2002).

2. Препараты меди

Сульфат меди (Cupri sulfas, Cuprum sulfuricum; синоним медный купорос) применяют в качестве вяжущего и антисептического средства (см.) при лечении конъюнктивитов в виде глазных капель (0,25% раствор), а также для прижиганий при трахоме в виде глазных карандашей (сплав сульфата меди, нитрата калия, квасцов и камфоры). Слабые растворы (0,25— 0,5%) используют при лечении острых воспалительных заболеваний кожи. При ожогах фосфором производят обильное смачивание обожженного участка 5% раствором сульфата меди. В случаях отравления белым фосфором, принятым внутрь, назначают внутрь 0,3—0,5 г сульфата меди в 1/2 стакана воды и промывают желудок 0,1% раствором. 0,25—0,5% растворы используют для примочек, промываний при уретритах, спринцеваний. Высшая разовая доза — 0,5  г   (однократно — как  рвотное).


Цитрат меди (Cupri citras, Cuprum citricum; синоним медь лимоннокислая) применяют в виде глазной мази (1—5%) при трахоме и конъюнктивитах. Для лечения трахомы используют также мазь офтальмол (Ophthalmolum), содержащую 5 частей цитрата меди, 6 частей ланолина безводного и 89 частей вазелина.

3. Соединения меди (I)

3.1. 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


3.2. 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 [6]. 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




3.3. 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 [1,2].

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 [4,5].

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 [3].

3.4. Процессы, протекающие при погружении меди в раствор кислот 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 + H2или 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.

2. Экспериментальная часть

Наша экспериментальная работа направлена на дельное рассмотрение процесса растворения меди в соляной кислоте в различных условиях. А также мы решили попробовать получить различные соединения меди (I), которые являются менее растворимыми как в воде, так и других жидкостях (в том числе и биологических).

Так как самая распространенная кислота в кабинете химии- это соляная, то мы решили детально изучит механизм растворения меди в ней при различных условиях.

Элементы методики взяты из учебного пособия под редакцией Ю.Д. Третьякова «Практикум по неорганической химии, издательство академия, 2001 г.

2.1. Взаимодействие меди с соляной кислотой

Поместим по 5-10 г. проволочек меди в две одинаковые бутылочки на 50 мл (для чистоты эксперимента можно залить медь на несколько минут концентрированной соляной кислотой, а потом сполоснуть большим количеством воды– так мы будем точно уверены, что налет оксида полностью удален с поверхности меди). В первую бутылочку нальем доверху концентрированную HCl и плотно закроем ее пробкой – чтобы внутри практически не осталось воздуха. Во вторую бутылочку наливаем до половины соляной кислоты и накрываем ее неплотным ватным тампоном.


(Две бутылочки с медной проволокой заполним концентрированной соляной кислотой. Первая бутылочка полная и плотно закрыта, вторая наполнена лишь наполовину и накрыта ватным тампоном, который пропускает воздух).

В обеих бутылочках раствор быстро станет желтоватым. Вторую (наполовину заполненную) бутылочку желательно время от времени встряхивать.

Уже через полчаса разница станет очевидной. В первой (полной) бутылочке раствор так и останется желтоватым – в ней реакция практически не идет, зато во второй бутылочке раствор станет интенсивно-желтым, причем со временем его окраска будет усиливаться. Важное наблюдение: ни в одной из бутылочек газ не выделяется.

Оставим бутылочки на пару дней (не встряхивая). Результат будет неожиданным: в первой (полной) бутылочке раствор обесцветится, а во второй разделится на два слоя: верхний – желто-коричневый и нижний – почти бесцветный.

(Уже через полчаса раствор во второй бутылочке станет интенсивно-желтым, в первой (плотно закрытой) бутылочке жидкость останется слегка желтоватой. Через два дня бледно-желтый раствор в закрытой бутылочке обесцветится. В бутылочке, которая накрыта ватой, раствор разделится на два слоя)



Теперь попробуем разобраться, что произошло. Для начала несколько капель желто-коричневого раствора прибавим к избытку аммиака. Жидкость станет синей – значит, в нашем растворе присутствует Cu2+:

Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ (синий)

Желтый раствор из верхней части второй бутылочки добавим к избытку аммиака.

Раствор аммиака станет синим, что доказывает присутствие меди (II)

Обычно растворы солей меди окрашены в голубой (или синий) цвет, почему же наш раствор желто-коричневый? Согласно литературным данным, например Неорганическая химия в 3 т. А.Н. Григорьев, А.А. Дроздов и др, это явление можно объяснить так: голубая окраска обусловлена присутствием гидратированных катионов [Cu(H2O)n]2+. Разбавленные растворы хлорида меди CuCl2 голубые. Но в крепких растворах соляной кислоты хлорид меди (II) образует комплекс коричневого цвета:

CuCl2 + 2HCl <= > H2[CuCl4]

Другими словами, хлорид ионы вытесняют молекулы воды из внутренней

координационной сферы. Если раствор H2[CuCl4] разбавить водой, произойдет обратный процесс – молекулы воды вернутся во внутреннюю координационную сферу катионов меди, и раствор станет сначала зеленым, а затем голубым [2].

В отсутствие соляной кислоты в крепких растворах CuCl2 также образуется

комплекс [CuCl4]2-, причем в его внешней координационной сфере находятся ионы меди: 2CuCl2 <= > Cu[CuCl4]

Итак, в присутствии воздуха медь растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида меди (II), водород при этом не выделяется. В отсутствии воздуха реакция не идет. Не трудно догадаться, что кислород воздуха играет роль окислителя: 2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O

Формально эту реакцию можно рассматривать как совокупность двух стадий:

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

однако, реальный механизм этого процесса совсем другой. Кроме того, в крепких растворах HCl, хлорид меди переходит в комплекс [CuCl4] 2-.

Таким образом, медь действительно не реагирует с соляной кислотой в отсутствии окислителей, но чего стоит это утверждение на практике? Ведь мы окружены атмосферой, а роль окислителя вполне успешно играет кислород воздуха – даже при комнатной температуре.

А что будет, если использовать более сильный окислитель? Мы взяли первую бутылочку с медной проволокой (в которой реакция не произошла), вылили из нее две трети соляной кислоты, чуть разбавил оставшуюся кислоту водой и добавили 5 мл 30%-й перекиси. Раствор сразу же стал желто-зеленым, начал выделятся газ. Через несколько секунд реакция резко ускорилась, а через минуту почти все содержимое выплеснулось наружу - внутри бутылочки осталось немного почти черного раствора хлорида меди (II):

Cu + 2HCl + H2O2 = CuCl2 + 2H2O





Растворение меди в смеси HCl + H2O2.

Далее мы стали добавлять перекись водорода и соляную кислоту небольшими порциями. В результате вся медная проволока быстро растворилась.

Образовался зеленовато-коричневый раствор CuCl2 (вернее - H2[CuCl4]). Приведенным способом можно легко растворить медь не имея азотной или концентрированной серной кислоты.

Теперь необходимо объяснить два факта: почему в отсутствии воздуха

желтоватый раствор в первой бутылочке обесцветился и почему раствор во второй (неплотно закрытой) бутылочке разделилась на два слоя: верхний желто-коричневый и нижний бесцветный. Дело в том, что хлорид меди (II) при контакте с металлической медью переходит в бесцветный хлорид меди (I): CuCl2 + Cu = 2CuCl

Хлорид меди (I) плохо растворим в воде, но за счет комплексообразования с HCl он остается в растворе: CuCl + HCl < = > H[CuCl2]

Таким образом, в первой бутылочке сначала образовалось немного желтого H2[CuCl4] (под действием растворенного кислорода), но потом он прореагировал с металлической медью и перешел в бесцветный H[CuCl2].

H2[CuCl4] + Cu = 2H[CuCl2]

Во второй бутылочке раствор свободно контактировал с воздухом. В ней притекали


Медная проволока в концентрированном растворе соляной кислоты

две противоположные реакции. В нижнем слое жидкости H2[CuCl4] восстанавливался металлической медью до H[CuCl2], а возле поверхности раствора происходил обратный процесс: H[CuCl2] окислялся кислородом до H2[CuCl4]. 4H[CuCl2] + 8HCl + O2 = > 4H2[CuCl4] + 2H2O

В системе установилось динамическое равновесие между Cu(II) и Cu(I), которое легко нарушить. Если плотно закрыть бутылочку, то кислород в ней постепенно израсходуется, и медь в растворе перейдет в бесцветный комплекс H[CuCl2]. Если же наоборот открыть ватный тампон и встряхивать содержимое (а еще лучше – барботировать через раствор воздух), то медная проволока со временем растворится с образованием окрашенного H2[CuCl4].

На этом и основан механизм растворения меди в соляной кислоте в присутствии воздуха. Сначала под действием кислорода медь окисляется, образуя немного оксида Cu2O. Оксид растворяется в кислоте и переходит в хлоридный комплекс меди (I) - H[CuCl2], который под действием кислорода превращается в H2[CuCl4]. Последний восстанавливается медью до H[CuCl2]. Медь при этом растворяется. Кислород воздуха снова окисляет H[CuCl2] до H2[CuCl4] и процесс повторяется до тех пор, пока не закончится один из реагентов.



В пробирку с аммиаком добавили несколько капель раствора, полученного действием конц. HCl на медь в присутствии воздуха. При стоянии окраска синего раствора значительно усилилась

Это обусловлено тем, что в растворе одновременно присутствовали Cu(I) и Cu(II). Одновалентная медь образует с аммиаком бесцветный комплекс [Cu(NH3)2](OH), который при стоянии на воздухе окисляется до синего [Cu(NH3)4](OH)2 и интенсивность окраски раствора возрастает.

После экспериментов у нас остался солянокислый раствор хлорида меди (II).



2.2. Получение солей меди (I)

Хлорид меди (I) CuCl

Как было сказано в предыдущем пункте, при реакции металлической меди с хлоридом меди (II) в соляной кислоте образуется растворимый комплекс одновалентной меди H[CuCl2]. Выделить CuCl из такого раствора очень просто –достаточно разбавить его большим количеством воды. В результате комплекс разрушится, и хлорид меди (I) выпадет в виде белого осадка.

На дно колбы насыпаем кусочки медной проволоки (очищенные от лака) или медную стружку. Заливаем медь солянокислым раствором CuCl2, который мы получили в прошлом эксперименте (растворение меди в смеси HCl + H2O2). Неплотно накрываем колбу стеклянной пробкой и нагреваем (жидкость должна слегка кипеть).

Реакция меди с солянокислым раствором CuCl2

Буквально через несколько минут станет заметно, что раствор бледнеет. При дальнейшем кипячении раствор обесцветится.

CuCl2 + Cu = 2CuCl CuCl + HCl = H[CuCl2]

Для того чтобы сместить равновесие последней реакции влево, выливаем

содержимое колбы в стакан с большим количеством воды. Перед экспериментом воду прокипятили и охладили в условиях минимального контакта с воздухом.

Это необходимо, чтобы уменьшить окисление одновалентной меди.




Осаждение CuCl

В результате содержимое колбы станет молочно-белым, а через несколько минут выпадет осадок. Декантрируем раствор с осадка, добавляем в колбу небольшое количество дистиллированной воды и быстро переносим содержимое колбы на фильтр. После того, как раствор отфильтруется, полезно промыть продукт спиртом или ацетоном – это уменьшит окисление. Но для некоторых экспериментов фильтровать CuCl совсем не обязательно – можно использовать его суспензию в воде.

К суспензии хлорида меди добавим раствор едкого натра. Образуется желтый

осадок гидроксида меди (I) CuOH:

CuCl + NaOH = CuOH + NaCl

Если стакан слегка подогреть на плитке, осадок станет красно-коричневого цвета

– в результате образования Cu2O:

2CuOH = Cu2O + H2O





CuOH Cu2O

Теперь к суспензии хлорида одновалентной меди добавим раствор аммиака.

Осадок растворится, раствор станет слегка синим. Но уже через несколько минут окраска раствора будет темно-синей (объяснение дано в п.2.2)..



Взаимодействие CuCl с раствором аммиака

CuClт + 2NH3.H2Oж = [Cu(NH3)2]Clр

На воздухе влажный CuCl быстро окисляется, в результате белый осадок

становится голубым и зеленым.





Окисление влажного CuCl на воздухе

Сульфат меди (I) Cu2SO4

Сначала попробуем получить сульфат одновалентной меди аналогично хлориду.

Для этого в колбочке прокипятили кусочки медной проволочки с раствором CuSO4, подкисленным серной кислотой. Легко убедиться, что никакой реакции не происходит –даже при длительном нагревании. Попытки получить Cu2SO4 из хлорида или иодида одновалентной меди также не принесли успеха.

Для синтеза Cu2SO4 использовали взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой при 200 ºС. Если мы не ставим задачи препаративного получения Cu2SO4, то температуру контролировать не обязательно – достаточно нагреть кислоту до образования белых паров.

Налили в колбочку 15-20 мл конц. H2SO4, неплотно накрыли ее стеклянной крышкой, и нагрели на песчаной бане до образования белых паров. Затем аккуратно небольшими порциями бросали в нее кусочки медной проволоки. Добавление меди вызывает активное выделение газа и образование тумана. Жидкость в колбе станет темно-зеленой, постепенно выпадет серый осадок. Это и есть сульфат одновалентной меди. Когда выделение газа уменьшилось, охладили колбу и осторожно слили раствор с осадка. В колбу аккуратно добавили 20 мл воды. Раствор стал голубым, серый осадок Cu2SO4 постепенно (через несколько минут) превратился в красноватый осадок меди:

Cu2SO4 => Cu + CuSO4






Реакция меди с концентрированной серной кислотой с образованием Cu2SO4


Разложение осадка сульфата одновалентной меди при действии воды

(В колбе также видны остатки медной проволоки)

В результате разложения осадка голубая окраска раствора будет постепенно

усиливаться.



Фосфат меди (I)

Попробовали получить фосфат одновалентной меди с помощью

восстановления фосфорнокислого раствора Cu (II) металлической медью. Для этого растворили в фосфорной кислоте основный карбонат меди – до синей окраски раствора, добавили обрезки медной проволоки и нагревали раствор. Легко убедиться, что реакция не идет.

Вероятно, фосфат одновалентной меди можно получить каким-то другим

Методом. Ведь Cu2SO4 тоже не образуется при восстановлении CuSO4, зато его можно легко синтезировать с помощью реакции металла с кислотой.

Но в случае фосфата все гораздо сложнее – ортофосфат меди (I) синтезировать так и не удалось. Медь (I) в присутствии анионов фосфата становится нестабильной: она должна либо окислиться до Cu(II), либо восстановиться до металла. Фосфат и одновалентная медь могут одновременно присутствовать в растворе только тогда, когда Cu(I) образует прочные комплексы с другими лигандами.


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; взаимодействие с соляной кислотой в различных условиях. 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 по получению солей меди (I).Фосфат получить не удалось.

Литература

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

1998 – 639с.

[2]. Глинка Н.Л. Общая химия. М.: «Химия», 1988 – 720с.

[3]. Некрасов Б.В. Основы общей химии: в 2-х т. М.: «Химия», 1973 - 656 с., 688 с.

[4]. Крешков А.П. Основы аналитической химии. В 2т. М.: «Химия», 1970 – 424 с.

[5]. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.: «Химия», 1989 – 448 с.

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

обучения химии в школе. М.: Изд-во «Первое сентября», 2007 – 222 с.

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

«Химия в школе». 2002. № 4. С.68-72.

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



[9]. Ковалевская Н.Б. Химия 8, 9 классы. Основные понятия в таблицах и схемах. М.: «Издат. – школа», 1997 - 96 с.



Каталог: media -> work
work -> «путешествие по грузии»
work -> Лгк на Юго-Востоке (лгк гбоу московский Химический Лицей 1303)
work -> Исследование " nfc-технологии в школе "
work -> Фортификационные сооружения времен ВОВ на территории западного округа москвы
work -> «Влияние эндогенных кислот на организм человека»
work -> Исследовательская работа по теме: «Миграционная ситуация в Германии в 2015-2016 году. Альтернативные решения»
work -> Проектная работа «Химические вещества и лекарства в домашней аптечке»
work -> Исследование процессов регенерации тканей животных и человека исследовательская работа Работа подготовлена ученицей 8

Скачать 262.26 Kb.

Поделитесь с Вашими друзьями:




База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2022
обратиться к администрации

    Главная страница