Tâches d'examen d'État unifié en chimie avec solutions : Interrelation de différentes classes de substances inorganiques. Solutions Solubilité dans la fonte

Comme tous les éléments D, ils sont de couleurs vives.

Tout comme avec le cuivre, on observe défaillance électronique- de l'orbitale s à l'orbitale d

Structure électronique de l'atome :

Il y a donc 2 diplômes caractéristiques oxydation du cuivre : +2 et +1.

Substance simple : métal rose doré.

Oxydes de cuivre :Сu2O oxyde de cuivre (I) \ oxyde de cuivre 1 - couleur rouge-orange

Oxyde de cuivre CuO (II) \ oxyde de cuivre 2 - noir.

Les autres composés du cuivre Cu(I), à l'exception de l'oxyde, sont instables.

Les composés de cuivre Cu(II) sont, d’une part, stables et, d’autre part, de couleur bleue ou verdâtre.

Pourquoi les pièces de cuivre deviennent-elles vertes ? Le cuivre en présence d'eau interagit avec le dioxyde de carbone présent dans l'air pour former CuCO3, une substance verte.

Un autre composé de cuivre coloré, le sulfure de cuivre (II), est un précipité noir.

Le cuivre, contrairement à d’autres éléments, vient après l’hydrogène, et ne le libère donc pas des acides :

• Avec chaud acide sulfurique : Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• Avec froid acide sulfurique : Cu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• avec concentré :
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• avec dilué acide nitrique:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Exemple de l'option 1 du problème de l'examen d'État unifié C2 :

Le nitrate de cuivre a été calciné et le précipité solide résultant a été dissous dans de l'acide sulfurique. Du sulfure d'hydrogène a été passé à travers la solution, le précipité noir résultant a été cuit et le résidu solide a été dissous par chauffage dans de l'acide nitrique.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Le précipité solide est de l'oxyde de cuivre (II).

CuO + H2S → CuS↓ + H2O

Le sulfure de cuivre (II) est un précipité noir.

« Tiré » signifie qu’il y a eu une interaction avec l’oxygène. A ne pas confondre avec « calcination ». Calciner - chauffer, naturellement, à haute température.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Le résidu solide est CuO si le sulfure de cuivre a réagi complètement, CuO + CuS s'il a réagi partiellement.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

CuS + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S

Une autre réaction est également possible :

СuS + 8HNO3 = Cu(NO3)2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O

Exemple de l'option 2 du problème de l'examen d'État unifié C2 :

Le cuivre a été dissous dans de l'acide nitrique concentré, le gaz résultant a été mélangé à de l'oxygène et dissous dans de l'eau. De l'oxyde de zinc a été dissous dans la solution résultante, puis un large excès de solution d'hydroxyde de sodium a été ajouté à la solution.

À la suite de la réaction avec l’acide nitrique, du Cu(NO3)2, du NO2 et de l’O2 se forment.

Le NO2 était mélangé à l'oxygène, ce qui signifie qu'il était oxydé : 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Mélangé avec de l'eau : N2O5 + H2O = 2HNO3.

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3

1 . Le sodium était brûlé dans un excès d'oxygène, la substance cristalline résultante était placée dans un tube en verre et du dioxyde de carbone le traversait. Le gaz sortant du tube était collecté et le phosphore était brûlé dans son atmosphère. La substance résultante a été neutralisée avec un excès de solution d'hydroxyde de sodium.

1) 2Na + O 2 = Na 2 O 2

2) 2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

3) 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

4) P 2 O 5 + 6 NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Carbure d'aluminium traité acide hydrochlorique. Le gaz libéré a été brûlé, les produits de combustion ont été passés dans de l'eau de chaux jusqu'à ce qu'un précipité blanc se forme, le passage ultérieur des produits de combustion dans la suspension résultante a conduit à la dissolution du précipité.

1) Al 4 C 3 + 12HCl = 3CH 4 + 4AlCl 3

2) CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

3) CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O

4) CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2

3. De la pyrite a été cuite, le gaz résultant avec une odeur âcre a été passé à travers acide sulfure. Le précipité jaunâtre résultant a été filtré, séché, mélangé avec de l'acide nitrique concentré et chauffé. La solution obtenue donne un précipité contenant du nitrate de baryum.

1) 4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2) SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

3) S+ 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6NO 2 +2H 2 O

4) H 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 = BaSO 4 ↓ + 2 HNO 3

4 . Le cuivre a été placé dans de l'acide nitrique concentré, le sel résultant a été isolé de la solution, séché et calciné. Le produit solide de la réaction a été mélangé avec des copeaux de cuivre et calciné dans une atmosphère de gaz inerte. La substance résultante a été dissoute dans de l’eau ammoniaquée.

1) Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 +2H 2 O

2) 2Cu(NON 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

3) Cu + CuO = Cu 2 O

4) Cu 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2OH

5 . La limaille de fer a été dissoute dans de l'acide sulfurique dilué et la solution résultante a été traitée avec un excès de solution d'hydroxyde de sodium. Le précipité résultant a été filtré et laissé à l'air jusqu'à ce qu'il acquière une couleur brune. La substance brune a été calcinée jusqu'à masse constante.

1) Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

2) FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 + Na 2 SO 4

3) 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3

4) 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

6 . Le sulfure de zinc a été calciné. Le solide résultant a complètement réagi avec la solution d'hydroxyde de potassium. Du dioxyde de carbone a été passé à travers la solution résultante jusqu'à ce qu'un précipité se forme. Le précipité a été dissous dans de l'acide chlorhydrique.

1) 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

2) ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2

3 Na 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O + Zn(OH) 2

4) Zn(OH) 2 + 2 HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

7. Le gaz libéré lors de la réaction du zinc avec l’acide chlorhydrique s’est mélangé au chlore et a explosé. Le produit gazeux résultant a été dissous dans l'eau et a agi sur le dioxyde de manganèse. Le gaz résultant a été passé à travers une solution chaude d’hydroxyde de potassium.

1) Zn+ 2HCl = ZnCl 2 + H 2

2) Cl 2 + H 2 = 2HCl

3) 4HCl + MnO 2 = MnCl 2 + 2H 2 O + Cl 2

4) 3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

8. Le phosphure de calcium a été traité avec de l'acide chlorhydrique. Le gaz libéré a été brûlé dans un récipient fermé et le produit de combustion a été complètement neutralisé avec une solution d'hydroxyde de potassium. Une solution de nitrate d'argent a été ajoutée à la solution résultante.

1) Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3

2) PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4

3) H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O

4) K 3 PO 4 + 3AgNO 3 = 3KNO 3 + Ag 3 PO 4

9 . Le dichromate d'ammonium se décompose lorsqu'il est chauffé. Le produit de décomposition solide a été dissous dans de l'acide sulfurique. Une solution d'hydroxyde de sodium a été ajoutée à la solution résultante jusqu'à formation d'un précipité. Lors d'une nouvelle addition d'hydroxyde de sodium au précipité, celui-ci s'est dissous.

1) (NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

2) Cr 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

3) Cr 2 (SO 4) 3 + 6NaOH = 3Na 2 SO 4 + 2Cr(OH) 3

4) 2Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3

10 . L'orthophosphate de calcium a été calciné avec du charbon et du sable de rivière. La substance blanche qui brille dans le noir résultante a été brûlée dans une atmosphère de chlore. Le produit de cette réaction a été dissous dans un excès d'hydroxyde de potassium. Une solution d'hydroxyde de baryum a été ajoutée au mélange résultant.

1) Ca 3 (PO 4) 2 + 5C + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 5CO + 2P

2) 2P + 5Cl 2 = 2PCl 5

3) PCl 5 + 8KOH = K 3 PO 4 + 5KCl + 4H 2 O

4) 2K 3 PO 4 + 3Ba(OH) 2 = Ba 3 (PO 4) 2 + 6KOH

11. La poudre d'aluminium a été mélangée avec du soufre et chauffée. La substance résultante a été placée dans l'eau. Le précipité résultant a été divisé en deux parties. De l'acide chlorhydrique a été ajouté à une partie et une solution d'hydroxyde de sodium à l'autre jusqu'à ce que le précipité soit complètement dissous.

1) 2Al + 3S = Al2S3

2) Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

3) Al(OH) 3 + 3HCl= AlCl 3 + 3H 2 O

4) Al(OH)3 + NaOH = Na

12 . Le silicium a été placé dans une solution d'hydroxyde de potassium et, une fois la réaction terminée, un excès d'acide chlorhydrique a été ajouté à la solution résultante. Le précipité formé est filtré, séché et calciné. Le produit solide de calcination réagit avec le fluorure d'hydrogène.

1) Si + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

2) K 2 SiO 3 + 2HCl = 2KCl + H 2 SiO 3

3) H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

4) SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O

Tâches pour une solution indépendante.

1. À la suite de la décomposition thermique du bichromate d'ammonium, un gaz a été obtenu, qui a été passé sur du magnésium chauffé. La substance résultante a été placée dans l'eau. Le gaz résultant a été passé à travers de l’hydroxyde de cuivre (II) fraîchement précipité. Écrivez les équations des réactions décrites.

2. Une solution d'acide chlorhydrique a été ajoutée à la solution obtenue en faisant réagir du peroxyde de sodium avec de l'eau lorsqu'elle était chauffée jusqu'à ce que la réaction soit terminée. La solution du sel résultant a été soumise à une électrolyse avec des électrodes inertes. Le gaz formé à la suite de l'électrolyse à l'anode a traversé une suspension d'hydroxyde de calcium. Écrivez les équations des réactions décrites.

3. Le précipité formé suite à l'interaction d'une solution de sulfate de fer (II) et d'hydroxyde de sodium a été filtré et calciné. Le résidu solide a été complètement dissous dans de l'acide nitrique concentré. Des copeaux de cuivre ont été ajoutés à la solution résultante. Écrivez les équations des réactions décrites.

4. Le gaz produit par le grillage de la pyrite a réagi avec le sulfure d'hydrogène. La substance obtenue à la suite de la réaction couleur jaune traité avec de l'acide nitrique concentré pendant le chauffage. Une solution de chlorure de baryum a été ajoutée à la solution résultante. Écrivez les équations des réactions décrites.

5. Le gaz obtenu en faisant réagir de la limaille de fer avec une solution d'acide chlorhydrique a été passé sur de l'oxyde de cuivre (II) chauffé jusqu'à ce que le métal soit complètement réduit. Le métal résultant a été dissous dans de l'acide nitrique concentré. La solution résultante a été soumise à une électrolyse avec des électrodes inertes. Écrivez les équations des réactions décrites.

6. Le gaz libéré à l’anode lors de l’électrolyse du nitrate de mercure(II) était utilisé pour l’oxydation catalytique de l’ammoniac. Le gaz incolore résultant a réagi instantanément avec l’oxygène de l’air. Le gaz brun résultant a été passé dans de l'eau de barytine. Écrivez les équations des réactions décrites.

7. L'iode a été placé dans un tube à essai avec de l'acide nitrique chaud concentré. Le gaz libéré a traversé l’eau en présence d’oxygène. De l'hydroxyde de cuivre (II) a été ajouté à la solution résultante. La solution résultante a été évaporée et le résidu solide sec a été calciné. Écrivez les équations des réactions décrites.

8. Lorsqu'une solution de sulfate d'aluminium réagissait avec une solution de sulfure de potassium, un gaz était libéré, qui passait à travers une solution d'hexahydroxyaluminate de potassium. Le précipité résultant a été filtré, lavé, séché et chauffé. Le résidu solide a été fondu avec de la soude caustique. Écrivez les équations des réactions décrites.

9. Du dioxyde de soufre a été passé à travers une solution d'hydroxyde de sodium jusqu'à formation d'un sel moyen. Une solution aqueuse de permanganate de potassium a été ajoutée à la solution résultante. Le précipité résultant a été séparé et traité avec de l'acide chlorhydrique. Le gaz libéré a été passé à travers une solution froide d'hydroxyde de potassium. Écrivez les équations des réactions décrites.

10. Un mélange d'oxyde de silicium (IV) et de magnésium métallique a été calciné. La substance simple obtenue à la suite de la réaction a été traitée avec une solution concentrée d'hydroxyde de sodium. Le gaz libéré a été passé sur du sodium chauffé. La substance résultante a été placée dans l'eau. Écrivez les équations des réactions décrites.

Thème 7. Propriétés chimiques et production de substances organiques dans les tâches C3. Réactions qui provoquent les plus grandes difficultés chez les écoliers et qui dépassent le cadre du cursus scolaire.

Pour résoudre les tâches C3, les écoliers doivent connaître l'intégralité du cours de chimie organique à un niveau spécialisé.

CuCl 2 + 4NH 3 = Cl 2

Na 2 + 4HCl = 2NaCl + CuCl 2 + 4H 2 O

2Cl + K 2 S = Cu 2 S + 2KCl + 4NH 3

Lors du mélange de solutions, l'hydrolyse se produit à la fois au niveau du cation basique faible et de l'anion acide faible :

2CuSO 4 + Na 2 SO 3 + 2H 2 O = Cu 2 O + Na 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ↓ + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Cuivre et composés de cuivre.

1) Un courant électrique continu a traversé une solution de chlorure de cuivre (II) à l’aide d’électrodes en graphite. Le produit d'électrolyse libéré à la cathode a été dissous dans de l'acide nitrique concentré. Le gaz résultant a été collecté et passé à travers une solution d’hydroxyde de sodium. Le produit gazeux d'électrolyse libéré à l'anode a été passé à travers une solution chaude d'hydroxyde de sodium. Écrivez les équations des réactions décrites.

2) La substance obtenue à la cathode lors de l'électrolyse du chlorure de cuivre (II) fondu réagit avec le soufre. Le produit résultant a été traité avec de l'acide nitrique concentré et le gaz libéré a été passé à travers une solution d'hydroxyde de baryum. Écrivez les équations des réactions décrites.

3) Le sel inconnu est incolore et jaunit la flamme. Lorsqu'on chauffe légèrement ce sel avec de l'acide sulfurique concentré, on distille le liquide dans lequel le cuivre se dissout ; cette dernière transformation s'accompagne du dégagement de gaz brun et de la formation d'un sel de cuivre. Lors de la décomposition thermique des deux sels, l’un des produits de décomposition est l’oxygène. Écrivez les équations des réactions décrites.

4) Lorsqu'une solution de sel A interagit avec un alcali, une substance gélatineuse insoluble dans l'eau est obtenue couleur bleue, qui a été dissous dans un liquide incolore B pour former une solution bleue. Le produit solide restant après une évaporation soigneuse de la solution a été calciné ; dans ce cas, deux gaz ont été libérés, dont l'un est de couleur brune et le second fait partie de l'air atmosphérique, et il reste une substance solide noire qui se dissout dans le liquide B pour former la substance A. Écrivez les équations pour le décrit réactions.

5) Des tournures de cuivre ont été dissoutes dans de l'acide nitrique dilué et la solution a été neutralisée avec de la potasse caustique. La substance bleue libérée a été séparée, calcinée (la couleur de la substance est devenue noire), mélangée à du coke et calcinée à nouveau. Écrivez les équations des réactions décrites.

6) Des copeaux de cuivre ont été ajoutés à la solution de nitrate de mercure (II). Une fois la réaction terminée, la solution a été filtrée et le filtrat a été ajouté goutte à goutte à une solution contenant de l'hydroxyde de sodium et de l'hydroxyde d'ammonium. Dans ce cas, une formation à court terme d’un précipité a été observée, qui s’est dissoute pour former une solution bleu vif. Lorsqu’un excès de solution d’acide sulfurique était ajouté à la solution résultante, un changement de couleur se produisait. Écrivez les équations des réactions décrites.

7) L'oxyde de cuivre (I) a été traité avec de l'acide nitrique concentré, la solution a été soigneusement évaporée et le résidu solide a été calciné. Les produits gazeux de la réaction ont été passés dans une grande quantité d’eau et des copeaux de magnésium ont été ajoutés à la solution résultante, entraînant la libération d’un gaz utilisé en médecine. Écrivez les équations des réactions décrites.

8) Le solide formé lorsque la malachite est chauffée a été chauffé dans une atmosphère d'hydrogène. Le produit de réaction a été traité avec de l'acide sulfurique concentré et ajouté à une solution de chlorure de sodium contenant de la limaille de cuivre, ce qui a entraîné la formation d'un précipité. Écrivez les équations des réactions décrites.

9) Le sel obtenu en dissolvant le cuivre dans de l'acide nitrique dilué a été soumis à une électrolyse à l'aide d'électrodes en graphite. La substance libérée à l'anode a réagi avec du sodium et le produit de réaction résultant a été placé dans un récipient contenant du dioxyde de carbone. Écrivez les équations des réactions décrites.

10) Le produit solide de la décomposition thermique de la malachite a été dissous par chauffage dans de l'acide nitrique concentré. La solution a été soigneusement évaporée et le résidu solide a été calciné pour donner une substance noire, qui a été chauffée avec un excès d'ammoniac (gaz). Écrivez les équations des réactions décrites.

11) Une solution d'acide sulfurique dilué a été ajoutée à la substance poudreuse noire et chauffée. Une solution de soude caustique a été ajoutée à la solution bleue résultante jusqu'à l'arrêt de la précipitation. Le précipité a été filtré et chauffé. Le produit de la réaction a été chauffé dans une atmosphère d’hydrogène, ce qui a donné une substance rouge. Écrivez les équations des réactions décrites.

12) Une substance rouge inconnue a été chauffée dans du chlore et le produit de la réaction a été dissous dans l'eau. Un alcali a été ajouté à la solution résultante, le précipité bleu résultant a été filtré et calciné. Lorsque le produit de calcination, de couleur noire, est chauffé avec du coke, un produit de départ rouge est obtenu. Écrivez les équations des réactions décrites.

13) La solution obtenue en faisant réagir le cuivre avec de l'acide nitrique concentré a été évaporée et le précipité a été calciné. Les produits gazeux sont complètement absorbés par l'eau et l'hydrogène passe sur le résidu solide. Écrivez les équations des réactions décrites.

14) La poudre noire, formée en brûlant un métal rouge dans un excès d'air, a été dissoute dans de l'acide sulfurique à 10 %. Un alcali a été ajouté à la solution résultante et le précipité bleu résultant a été séparé et dissous dans un excès de solution d'ammoniaque. Écrivez les équations des réactions décrites.

15) Une substance noire a été obtenue en calcinant le précipité formé par l'interaction de l'hydroxyde de sodium et du sulfate de cuivre (II). Lorsque cette substance est chauffée avec du charbon, on obtient un métal rouge qui se dissout dans l'acide sulfurique concentré. Écrivez les équations des réactions décrites.

16) Le cuivre métallique a été traité avec de l'iode par chauffage. Le produit résultant a été dissous dans de l'acide sulfurique concentré tout en chauffant. La solution résultante a été traitée avec une solution d'hydroxyde de potassium. Le précipité formé est calciné. Écrivez les équations des réactions décrites.

17) Un excès de solution de soude a été ajouté à une solution de chlorure de cuivre (II). Le précipité formé a été calciné et le produit résultant a été chauffé dans une atmosphère d'hydrogène. La poudre résultante a été dissoute dans de l'acide nitrique dilué. Écrivez les équations des réactions décrites.

18) Le cuivre a été dissous dans de l’acide nitrique dilué. Un excès de solution d'ammoniaque a été ajouté à la solution résultante, en observant d'abord la formation d'un précipité, puis sa dissolution complète avec formation d'une solution bleu foncé. La solution résultante a été traitée avec de l'acide sulfurique jusqu'à ce que la couleur bleue caractéristique des sels de cuivre apparaisse. Écrivez les équations des réactions décrites.

19) Le cuivre a été dissous dans de l'acide nitrique concentré. Un excès de solution d'ammoniaque a été ajouté à la solution résultante, en observant d'abord la formation d'un précipité, puis sa dissolution complète avec formation d'une solution bleu foncé. La solution résultante a été traitée avec un excès d'acide chlorhydrique. Écrivez les équations des réactions décrites.

20) Le gaz obtenu en faisant réagir de la limaille de fer avec une solution d'acide chlorhydrique a été passé sur de l'oxyde de cuivre (II) chauffé jusqu'à ce que le métal soit complètement réduit. le métal résultant a été dissous dans de l'acide nitrique concentré. La solution résultante a été soumise à une électrolyse avec des électrodes inertes. Écrivez les équations des réactions décrites.

21) L'iode a été placé dans un tube à essai avec de l'acide nitrique chaud concentré. Le gaz libéré a traversé l’eau en présence d’oxygène. De l'hydroxyde de cuivre (II) a été ajouté à la solution résultante. La solution résultante a été évaporée et le résidu solide sec a été calciné. Écrivez les équations des réactions décrites.

22) De l'oxyde de cuivre orange a été placé dans de l'acide sulfurique concentré et chauffé. Un excès de solution d'hydroxyde de potassium a été ajouté à la solution bleue résultante. le précipité bleu résultant a été filtré, séché et calciné. La substance noire solide résultante a été placée dans un tube de verre, chauffée et de l'ammoniaque a été passée dessus. Écrivez les équations des réactions décrites.

23) L'oxyde de cuivre (II) a été traité avec une solution d'acide sulfurique. Lors de l'électrolyse de la solution obtenue sur une anode inerte, du gaz est libéré. Le gaz a été mélangé avec de l'oxyde nitrique (IV) et absorbé avec de l'eau. Du magnésium a été ajouté à une solution diluée de l'acide résultant, ce qui a entraîné la formation de deux sels dans la solution, mais aucun produit gazeux n'a été libéré. Écrivez les équations des réactions décrites.

24) L'oxyde de cuivre (II) a été chauffé dans un courant de monoxyde de carbone. La substance résultante a été brûlée dans une atmosphère de chlore. Le produit de la réaction a été dissous dans l'eau. La solution résultante a été divisée en deux parties. Une solution d'iodure de potassium a été ajoutée à une partie et une solution de nitrate d'argent à la seconde. Dans les deux cas, la formation d’un précipité a été observée. Écrivez les équations des réactions décrites.

25) Le nitrate de cuivre (II) a été calciné et le solide résultant a été dissous dans de l'acide sulfurique dilué. La solution du sel résultant a été soumise à une électrolyse. La substance libérée à la cathode a été dissoute dans de l'acide nitrique concentré. La dissolution se poursuit avec la libération de gaz brun. Écrivez les équations des réactions décrites.

26) L'acide oxalique a été chauffé avec une petite quantité d'acide sulfurique concentré. Le gaz libéré a traversé une solution d’hydroxyde de calcium. Dans lequel tomba un précipité. Une partie du gaz n'a pas été absorbée, elle a été passée sur un solide noir obtenu par calcination du nitrate de cuivre (II). Le résultat était un solide rouge foncé. Écrivez les équations des réactions décrites.

27) Concentré acide sulfurique a réagi avec le cuivre. Le gaz libéré au cours du processus a été complètement absorbé par un excès de solution d’hydroxyde de potassium. Le produit d'oxydation du cuivre a été mélangé avec la quantité calculée d'hydroxyde de sodium jusqu'à l'arrêt de la précipitation. Ce dernier a été dissous dans un excès d'acide chlorhydrique. Écrivez les équations des réactions décrites.

Cuivre. Composés de cuivre.

1. CuCl 2 Cu + Cl 2

à la cathode à l'anode

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

6NaOH (hor.) + 3Cl 2 = NaClO 3 + 5NaCl + 3H 2 O

2. CuCl 2 Cu + Cl 2

à la cathode à l'anode

CuS + 8HNO 3 (horizon conc.) = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

ou CuS + 10HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

4NO 2 + 2Ba(OH) 2 = Ba(NO 3) 2 + Ba(NO 2) 2 + 2H 2 O

3. NaNO 3 (tv.) + H 2 SO 4 (conc.) = HNO 3 + NaHSO 4

Cu + 4HNO 3(conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

4. Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

5. 3Cu + 8HNO 3(dilué) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu(NO 3) 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KNO 3

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + C Cu + CO

6. Hg(NO 3) 2 + Cu = Cu(NO 3) 2 + Hg

Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3

(OH) 2 + 5H 2 SO 4 = CuSO 4 + 4NH 4 HSO 4 + 2H 2 O

7. Cu 2 O + 6HNO 3 (conc.) = 2Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

10HNO3 + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O

8. (CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O

CuO + H2Cu + H2O

CuSO 4 + Cu + 2NaCl = 2CuCl↓ + Na 2 SO 4

9. 3Cu + 8HNO 3(dilué) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

à la cathode à l'anode

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2Na 2 O 2 + CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

10. (CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 Cu(NO 3) 2 + H 2 O

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

11. CuO + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 O

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH)2CuO + H2O

CuO + H2Cu + H2O

12. Cu + Cl 2 CuCl 2

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Cu(OH)2CuO + H2O

CuO + C Cu + CO

13. Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + H2Cu + H2O

14. 2Cu + O2 = 2CuO

CuSO 4 + NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Cu(OH) 2 + 4(NH 3 H 2 O) = (OH) 2 + 4H 2 O

15. CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH)2CuO + H2O

CuO + C Cu + CO

Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

16) 2Cu + I 2 = 2CuI

2CuI + 4H 2 SO 4 2CuSO 4 + I 2 + 2SO 2 + 4H 2 O

Cu(OH)2CuO + H2O

17) 2CuCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

(CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O

CuO + H2Cu + H2O

3Cu + 8HNO 3(dilué) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

18) 3Cu + 8HNO 3(dilué) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

(OH) 2 + 3H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2(NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

19) Cu + 4HNO 3(conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO + 2H 2 O

Cu(NO 3) 2 + 2NH 3 H 2 O = Cu(OH) 2 ↓ + 2NH 4 NO 3

Cu(OH) 2 + 4NH 3 H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O

(OH) 2 + 6HCl = CuCl 2 + 4NH 4 Cl + 2H 2 O

20) Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Cu + 4HNO 3(conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

2Cu(NON 3) 2 + 2H 2 O 2Cu + O 2 + 4HNO 3

21) Je 2 + 10HNO 3 = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

22) Cu 2 O + 3H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + SO 2 + 3H 2 O

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4

Cu(OH)2CuO + H2O

3CuO + 2NH 3 3Cu + N 2 + 3H 2 O

23) CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

10HNO3 + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

24) CuO + CO Cu + CO 2

Cu + Cl 2 = CuCl 2

2CuCl 2 + 2KI = 2CuCl↓ + I 2 + 2KCl

CuCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl↓ + Cu(NO 3) 2

25) 2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

2CuSO 4 + 2H 2 O 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4

Cu + 4HNO 3(conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

26) H 2 C 2 O 4 CO + CO 2 + H 2 O

CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O

2Cu(NON 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + CO Cu + CO 2

27) Cu + 2H 2 SO 4 (conc.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

SO 2 + 2KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH) 2 + 2HCl CuCl 2 + 2H 2 O

Manganèse. Composés de manganèse.

I. Manganèse.

Dans l'air, le manganèse est recouvert d'un film d'oxyde qui le protège d'une oxydation ultérieure même lorsqu'il est chauffé, mais à l'état finement broyé (poudre), il s'oxyde assez facilement. Le manganèse interagit avec le soufre, les halogènes, l'azote, le phosphore, le carbone, le silicium, le bore, formant des composés de degré +2 :

3Mn + 2P = Mn3P2

3Mn + N2 = Mn3N2

Mn + Cl2 = MnCl2

2Mn + Si = Mn 2 Si

Lorsqu'il réagit avec l'oxygène, le manganèse forme de l'oxyde de manganèse (IV) :

Mn + O 2 = MnO 2

4Mn + 3O 2 = 2Mn 2 O 3

2Mn + O2 = 2MnO

Lorsqu'il est chauffé, le manganèse réagit avec l'eau :

Mn+ 2H 2 O (vapeur) Mn(OH) 2 + H 2

Dans la série de tensions électrochimiques, le manganèse est situé avant l'hydrogène, il se dissout donc facilement dans les acides, formant des sels de manganèse (II) :

Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2

Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2

Le manganèse réagit avec l'acide sulfurique concentré lorsqu'il est chauffé :

Mn + 2H 2 SO 4 (conc.) MnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Avec de l'acide nitrique dans des conditions normales :

Mn + 4HNO 3 (conc.) = Mn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Mn + 8HNO 3 (dil..) = 3Mn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Les solutions alcalines n'ont pratiquement aucun effet sur le manganèse, mais elles réagissent avec les matières fondues alcalines des agents oxydants, formant des manganates (VI)

Mn + KClO 3 + 2KOH K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O

Le manganèse peut réduire les oxydes de nombreux métaux.

3Mn + Fe 2 O 3 = 3MnO + 2Fe

5Mn + Nb 2 O 5 = 5MnO + 2Nb

II. Composés de manganèse (II, IV, VII)

1) Oxydes.

Le manganèse forme un certain nombre d'oxydes dont les propriétés acido-basiques dépendent du degré d'oxydation du manganèse.

Mn +2 Ô Mn +4 O2Mn2 +7 Ô 7

acide amphotère basique

Oxyde de manganèse (II)

L'oxyde de manganèse (II) est obtenu en réduisant d'autres oxydes de manganèse avec de l'hydrogène ou du monoxyde de carbone (II) :

MnO 2 + H 2 MnO + H 2 O

MnO 2 + CO MnO + CO 2

Les principales propriétés de l'oxyde de manganèse (II) se manifestent dans leur interaction avec les acides et les oxydes d'acide :

MnO + 2HCl = MnCl 2 + H 2 O

MnO + SiO 2 = MnSiO 3

MnO + N 2 O 5 = Mn(NO 3) 2

MnO + H 2 = Mn + H 2 O

3MnO + 2Al = 2Mn + Al 2 O 3

2MnO + O 2 = 2MnO 2

3MnO + 2KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + 2KCl + 3H 2 O

Les propriétés chimiques de la plupart des éléments reposent sur leur capacité à se dissoudre dans les milieux aqueux et les acides. L'étude des caractéristiques du cuivre est associée à un effet peu actif dans des conditions normales. Une caractéristique de ses processus chimiques est la formation de composés avec de l'ammoniac, du mercure, de l'azote et la faible solubilité du cuivre dans l'eau n'est pas capable de provoquer des processus de corrosion. Elle a spécial Propriétés chimiques, permettant à la connexion d'être utilisée dans diverses industries.

Description de l'article

Le cuivre est considéré comme le métal le plus ancien que les gens ont appris à exploiter avant même notre ère. Cette substance est obtenue à partir de sources naturelles sous forme de minerai. Le cuivre est un élément de la table chimique portant le nom latin cuprum, dont le numéro de série est 29. Dans tableau périodique il se situe en quatrième période et appartient au premier groupe.

La substance naturelle est un métal lourd rose-rouge avec une structure douce et malléable. Son point d'ébullition et de fusion est supérieur à 1000 °C. Considéré comme un bon guide.

Structure chimique et propriétés

Si vous étudiez la formule électronique d’un atome de cuivre, vous constaterez qu’il comporte 4 niveaux. Il n’y a qu’un seul électron dans l’orbitale de valence 4s. Au cours de réactions chimiques, de 1 à 3 particules chargées négativement peuvent être séparées d'un atome, puis des composés de cuivre avec un état d'oxydation de +3, +2, +1 sont obtenus. Ses dérivés divalents sont les plus stables.

DANS réactions chimiques il agit comme un métal peu actif. Dans des conditions normales, le cuivre n’est pas soluble dans l’eau. La corrosion n'est pas observée dans l'air sec, mais lorsqu'elle est chauffée, la surface métallique se recouvre d'une couche noire d'oxyde divalent. La stabilité chimique du cuivre se manifeste sous l'influence de gaz anhydres, de carbone, d'un certain nombre de composés organiques, résines phénoliques et alcools. Elle se caractérise par des réactions de formation de complexes avec libération de composés colorés. Le cuivre présente de légères similitudes avec les métaux du groupe alcalin en raison de la formation de dérivés monovalents.

Qu'est-ce que la solubilité ?

Il s'agit du processus de formation de systèmes homogènes sous forme de solutions lorsqu'un composé interagit avec d'autres substances. Leurs composants sont des molécules individuelles, des atomes, des ions et d'autres particules. Le degré de solubilité est déterminé par la concentration de la substance dissoute lors de l'obtention d'une solution saturée.

L'unité de mesure est le plus souvent des pourcentages, des fractions volumiques ou des fractions pondérales. La solubilité du cuivre dans l'eau, comme celle d'autres composés solides, est soumise uniquement aux changements de conditions de température. Cette dépendance est exprimée à l'aide de courbes. Si l'indicateur est très faible, la substance est considérée comme insoluble.

Solubilité du cuivre en milieu aqueux

Le métal présente une résistance à la corrosion lorsqu'il est exposé à eau de mer. Cela prouve son inertie dans des conditions normales. La solubilité du cuivre dans l'eau (douce) n'est pratiquement pas observée. Mais en milieu humide et sous l'influence du dioxyde de carbone, un film vert se forme à la surface du métal, qui est le principal carbonate :

Cu + Cu + O 2 + H 2 O + CO 2 → Cu(OH) 2 · CuCO 2.

Si l'on considère ses composés monovalents sous forme de sels, on observe alors leur dissolution insignifiante. Ces substances sont sujettes à une oxydation rapide. Le résultat est des composés de cuivre divalents. Ces sels ont une bonne solubilité en milieu aqueux. Leur dissociation complète en ions se produit.

Solubilité dans les acides

Les conditions habituelles des réactions du cuivre avec des acides faibles ou dilués ne favorisent pas leur interaction. Le processus chimique du métal avec les alcalis n'est pas observé. La solubilité du cuivre dans les acides est possible s'il s'agit d'agents oxydants puissants. C'est seulement dans ce cas qu'une interaction a lieu.

Solubilité du cuivre dans l'acide nitrique

Cette réaction est possible grâce au fait que le processus se déroule avec un réactif puissant. L'acide nitrique sous forme diluée et concentrée présente propriétés oxydantes avec dissolution du cuivre.

Dans la première option, la réaction produit du nitrate de cuivre et de l'oxyde divalent d'azote dans un rapport de 75 % à 25 %. Le processus avec de l’acide nitrique dilué peut être décrit par l’équation suivante :

8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + NON + NON + 4H 2 O.

Dans le second cas, on obtient du nitrate de cuivre et des oxydes d'azote, divalents et tétravalents, dont le rapport est de 1 pour 1. Ce procédé implique 1 mole de métal et 3 moles d'acide nitrique concentré. Lorsque le cuivre se dissout, la solution s'échauffe fortement, ce qui entraîne l'effet observé. décomposition thermique comburant et dégagement d'un volume supplémentaire d'oxydes d'azote :

4HNO 3 + Cu → Cu(NO 3) 2 + NO 2 + NO 2 + 2H 2 O.

La réaction est utilisée dans la production à petite échelle associée au recyclage des déchets ou à l'élimination des revêtements des déchets. Cependant, cette méthode de dissolution du cuivre présente un certain nombre d'inconvénients liés à la libération grande quantité oxydes d'azote. Pour les capturer ou les neutraliser, un équipement spécial est nécessaire. Ces processus sont très coûteux.

La dissolution du cuivre est considérée comme terminée lorsque la production d’oxydes d’azote volatils cesse complètement. La température de réaction varie de 60 à 70 °C. L'étape suivante consiste à drainer la solution par le bas, laissant de petits morceaux de métal qui n'ont pas réagi. De l'eau est ajoutée au liquide obtenu et filtrée.

Solubilité dans l'acide sulfurique

Dans des conditions normales, cette réaction ne se produit pas. Le facteur déterminant la dissolution du cuivre dans l’acide sulfurique est sa forte concentration. Un milieu dilué ne peut pas oxyder le métal. La dissolution du cuivre concentré se poursuit avec la libération de sulfate.

Le processus est exprimé par l’équation suivante :

Cu + H 2 SO 4 + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2.

Propriétés du sulfate de cuivre

Le sel dibasique est également appelé acide sulfurique, il est désigné par : CuSO 4. C'est une substance sans odeur caractéristique et ne présente pas de volatilité. Sous sa forme anhydre, le sel est incolore, opaque et hautement hygroscopique. Le cuivre (sulfate) a une bonne solubilité. Les molécules d’eau, lorsqu’elles sont ajoutées au sel, peuvent former des composés cristallins hydratés. Un exemple est le pentahydrate bleu. Sa formule : CuSO 4 5H 2 O.

Les hydrates cristallins ont une structure transparente avec une teinte bleutée et présentent un goût amer et métallique. Leurs molécules sont capables de perdre de l'eau liée au fil du temps. On les trouve dans la nature sous forme de minéraux, notamment la chalcanthite et la butite.

Sensible au sulfate de cuivre. La solubilité est une réaction exothermique. Le processus d’hydratation du sel génère une quantité importante de chaleur.

Solubilité du cuivre dans le fer

À la suite de ce processus, des pseudo-alliages de Fe et de Cu se forment. Pour le fer métallique et le cuivre, une solubilité mutuelle limitée est possible. Ses valeurs maximales sont observées à une température de 1099,85 °C. Le degré de solubilité du cuivre sous forme solide du fer est de 8,5 %. Ce sont de petits nombres. La dissolution du fer métallique sous forme solide de cuivre est d'environ 4,2 %.

Réduire la température aux valeurs ambiantes rend les processus mutuels insignifiants. Lorsque le cuivre métallique est fondu, il est capable de bien mouiller le fer sous forme solide. Lors de la production de pseudo-alliages Fe et Cu, des ébauches spéciales sont utilisées. Ils sont créés en pressant ou en cuisant de la poudre de fer sous forme pure ou alliée. Ces pièces sont imprégnées de cuivre liquide, formant des pseudo-alliages.

Dissolution dans l'ammoniaque

Le processus se produit souvent en faisant passer du NH 3 sous forme gazeuse sur du métal chaud. Le résultat est la dissolution du cuivre dans l'ammoniac, la libération de Cu 3 N. Ce composé est appelé nitrure monovalent.

Ses sels sont exposés à une solution d'ammoniaque. L'ajout d'un tel réactif au chlorure de cuivre conduit à la formation d'un précipité sous forme d'hydroxyde :

CuCl 2 + NH 3 + NH 3 + 2H 2 O → 2NH 4 Cl + Cu(OH) 2 ↓.

L'excès d'ammoniac favorise la formation d'un composé de type complexe de couleur bleu foncé :

Cu(OH) 2 ↓+ 4NH 3 → (OH) 2.

Ce processus est utilisé pour déterminer les ions cuivriques.

Solubilité dans la fonte

Dans la structure de la fonte perlitique malléable, en plus des composants principaux, il existe un élément supplémentaire sous forme de cuivre ordinaire. C'est ce qui augmente la graphitisation des atomes de carbone et contribue à augmenter la fluidité, la résistance et la dureté des alliages. Le métal a un effet positif sur le niveau de perlite dans le produit final. La solubilité du cuivre dans la fonte est utilisée pour allier la composition originale. Le but principal de ce procédé est d'obtenir un alliage malléable. Il aura des propriétés mécaniques et anticorrosion accrues, mais une fragilisation réduite.

Si la teneur en cuivre de la fonte est d'environ 1 %, alors la résistance à la traction est de 40 % et la limite d'élasticité augmente jusqu'à 50 %. Cela modifie considérablement les caractéristiques de l'alliage. L'augmentation de la quantité d'alliage métallique à 2 % entraîne une modification de la résistance à 65 % et le taux de fluidité devient 70 %. Avec une teneur plus élevée en cuivre dans la fonte, le graphite sphéroïdal est plus difficile à former. L'introduction d'un élément d'alliage dans la structure ne modifie pas la technologie de formation d'un alliage visqueux et mou. Le temps imparti au recuit coïncide avec la durée d'une telle réaction sans impureté de cuivre. Il est environ 10 heures.

L'utilisation de cuivre pour la production de fonte à haute concentration en silicium ne permet pas d'éliminer complètement la ferruginisation du mélange lors du recuit. Le résultat est un produit à faible élasticité.

Solubilité dans le mercure

Lorsque le mercure est mélangé à des métaux d’autres éléments, des amalgames sont obtenus. Ce processus peut avoir lieu à température ambiante, car dans de telles conditions, le Pb est un liquide. La solubilité du cuivre dans le mercure ne disparaît que lors du chauffage. Le métal doit d'abord être broyé. Lorsque le cuivre solide est mouillé avec du mercure liquide, une pénétration mutuelle d'une substance dans une autre ou un processus de diffusion se produit. La valeur de solubilité est exprimée en pourcentage et est de 7,4 * 10 -3. La réaction produit un amalgame dur et simple semblable au ciment. Si on le réchauffe un peu, il ramollit. De ce fait, ce mélange est utilisé pour réparer les produits en porcelaine. Il existe également des amalgames complexes avec une teneur optimale en métaux. Par exemple, l'alliage dentaire contient des éléments de cuivre et de zinc. Leur rapport en pourcentage est de 65 : 27 : 6:2. L'amalgame avec cette composition est appelé argent. Chaque composant de l'alliage remplit une fonction spécifique, ce qui permet d'obtenir un remplissage de haute qualité.

Un autre exemple est un alliage d’amalgame à forte teneur en cuivre. On l'appelle aussi alliage de cuivre. L'amalgame contient de 10 à 30 % de Cu. Contenu élevé le cuivre empêche l'interaction de l'étain avec le mercure, ce qui empêche la formation d'une phase très faible et corrosive de l'alliage. De plus, réduire la quantité d’argent dans un plombage entraîne une baisse des prix. Pour préparer l'amalgame, il est conseillé d'utiliser une atmosphère inerte ou un liquide protecteur formant un film. Les métaux qui composent l'alliage peuvent être rapidement oxydés par l'air. Le processus de chauffage de l’amalgame de cuprum en présence d’hydrogène provoque la distillation du mercure, permettant ainsi la séparation du cuivre élémentaire. Comme vous pouvez le constater, ce sujet n'est pas difficile à apprendre. Vous savez maintenant comment le cuivre interagit non seulement avec l’eau, mais aussi avec les acides et d’autres éléments.

1) Le nitrate de cuivre a été calciné, le précipité solide résultant a été dissous dans de l'acide sulfurique. Du sulfure d'hydrogène a été passé à travers la solution, le précipité noir résultant a été cuit et le résidu solide a été dissous par chauffage dans de l'acide nitrique concentré.

11) L'oxyde de cuivre (II) a été chauffé dans un courant de monoxyde de carbone. La substance résultante a été brûlée dans une atmosphère de chlore. Le produit de la réaction a été dissous dans l'eau. La solution résultante a été divisée en deux parties. Une solution d'iodure de potassium a été ajoutée à une partie et une solution de nitrate d'argent à la seconde. Dans les deux cas, la formation d’un précipité a été observée. Écrivez les équations des quatre réactions décrites.

30) À la suite d'une combustion incomplète du charbon, un gaz a été obtenu dans le courant duquel de l'oxyde de fer (III) a été chauffé. La substance résultante a été dissoute dans de l'acide sulfurique concentré chaud. La solution saline résultante a été traitée avec un excès de solution de sulfure de potassium.

31) Une certaine quantité de sulfure de zinc a été divisée en deux parties. L’un d’eux a été traité à l’acide chlorhydrique et l’autre a été tiré à l’air. Lorsque les gaz libérés interagissent, une substance simple se forme. Cette substance a été chauffée avec de l'acide nitrique concentré et un gaz brun a été libéré.

32) Le soufre a été fusionné avec du fer. Le produit de réaction a été traité avec de l'acide chlorhydrique. Le gaz libéré a été brûlé dans un excès d'oxygène. Produits de combustion absorbés solution aqueuse sulfate de fer(III).