Тема 5 элементы главной подгруппы шестой группы

5.1. Общая характеристика главной подгруппы

Атомы элементов главной подгруппы шестой группы периоди­ческой системы О, S, Se, Те, Ро имеют электронную конфигурацию валентных электронов ns²np⁶, где п может принимать значения от 2 до 6. При обсуждении химических свойств указанных элементов удобно химию характеристических элементов ‒ кислорода и серы ‒ рассматривать отдельно. Характеристическим элементам второго и третьего периодов периодической системы присуще значительное изменение свойств вдоль периода.

В связи с закономерным увеличением радиуса атома, умень­шением энергии ионизации, электроотрицательности и способности к π-связыванию в ряду О, S, Se, Те, Ро закономерно изменяются свойства простых веществ и соединений элементов.

1. Уменьшается неметаллический характер элементов: так, ес­ли диоксид серы SO₂ является кислотным оксидом с молекулярной решеткой, то у теллура и полония оксиды состава ЭО₂ имеют уже ионную решетку и у них ослабевают кислотные свойства:

ТеO₂ + 4HCl = ТеСl₄ + 2Н₂O

2. Изменяется состав молекул и свойства простых веществ. Если кислород при нормальных условиях образует островные моле­кулы O₂ с σ- и π-связями, то такие молекулы серы и селена имеют место лишь при высоких температурах, а при нормальных условиях образуются циклические молекулы S₈, Se₈; кристаллы серых моди­фикаций Se_∞, Те_∞ образованы зигзаго-образными цепями. В ряду простых веществ O₂ ‒ Ро тип решеток изменяется от молекулярной до металлической; кислород и сера ‒ диэлектрики, селен и теллур ‒ полупроводники, полоний имеет металлическую проводимость.

3. Наблюдается увеличение координационного числа (к.ч.) ато­ма (SF₆, [TeF₈]^2‒); имеется тенденция к уменьшению стабильности высшей степени окисления.

3. В ряду газообразных ковалентных гидридов состава Н₂Э уменьшает-ся термодинамическая стабильность, в их водных раство­рах увеличивается кислотный характер (Н₂O ‒ амфолит, H₂Se – слабая кислота).

5.2. Кислород

5.2.1. Теоретическая часть

Строение валентного электронного уровня атома кислорода выражается схемой

⇅ ↑ ↑2p

⇅2s

Валентные возможности атома кислорода могут быть охарак­теризованы ковалентностью, степенью окисления (с.о.), координаци­онным числом. Отсутствие возможности промотирования электронов на высшие энергетические уровни (в отличие от атомов серы, селе­на, теллура) обуславливает двухковалентность кислорода за счет двух неспаренных электронов, как например, в воде

О ?

Н Н ,

аза счет неподеленных пар ковалентность может быть повышена до трех, как в пирамидальном ионе гидроксония

[Н –О–Н]

H

В ионных или частично ионных оксидах, имеющих трехмерную решетку (ZnO, ThO₂, Cu₂O), а также в некоторых карбоксилатных комплексах бериллия Be₄О(ОCОR)₆ к.ч. кислорода равно четырем.

Для кислорода характерной степенью окисления является – 2 (Na₂O), проявляет кислород также степени окисления Рис. 9. Прибор для получения Рис. 9. Прибор для получения – Рис. 9. Прибор для получения 1 (Na₂O₂), +1 (O₂F₂), +2 (OF₂) может существовать в виде оксигенильного пара­магнитного катиона O₂⁺ (O₂PtF₆). Без разрыва связи O Рис. 9. Прибор для получения – O кислород способен входить в качестве лиган-да в комплексные соединения (lrCl(CO)O₂(PPh₃)₂, где PPh₃ – трифенилфос-фин). В супероксидах(Cs0₂) атом металла имеет с.о. +1, а анион является анион- радикалом O₂^-, так как молекула O₂, имея два неспаренных электрона, стремится к захвату чужого электрона.

В общем, молекулярный кислород участвует в следующих ре­акциях:

• гомолитическое расщепление молекулы на атомы

1/2О₂(г) → О(г), ∆Н⁰ = 246,8 кДж/моль;

• разрыв связи в молекуле O₂ с одновременным присоединени­ем электронов и образованием оксид-ионов

О(г) + 2е^- → О^2-(г), ∆Н⁰ ≈ 700 кДж/моль;

• присоединение электронов без разрыва связи O-O с образованием пе-роксид- и надпероксид-ионов

О₂ + е^¯ → О₂^-,

О₂ + 2е^- → О₂

- потеря электрона молекулой кислорода с образованием диоксигенил-катиона

О₂ – е^- → О₂⁺

О₂ + О → О₃?∆Н⁰ = – 144,4 кДж/моль,

а присоединение к молекуле кислорода атома кислорода с образованием по-лиморфной модификации озонид-иона

О₃ + е^- → О₃^-

Такие ионы кислорода, как оксид-ион О^2-, пероксид-ион О₂^2-, надпе- роксид -ион О₂^-,. в водных растворах существовать не могут, подвергаются реакции протолиза, образуя основания:

О^2- + Н₂О = 2ОН^-, О₂^2- + Н₂О = НО₂^- + ОН", 2О₂^ˉ + Н₂О = О₂ + НО₂^ˉ + ОН^-

В кристаллических твердых телах существуют ионы с указанной ниже электронной структурой:

?

Этим ионам соответствуют следующие классы соединений :

• оксиды (CaO, BeO, СО₂, N₂О₅, Н₂О, ZnO, СО, FeO₀,₉₅);

• пероксиды (Na₂О₂, ВаО₂, Н₂О₂);

• супероксиды (CsО₂, RbО₂);

• озониды (КО₃, NH₄O₃).

Многообразием свойств отличается класс оксидов(кислотные, основ-ные, амфотерные, безразличные, нестехиометрические). При взаимодейст-вии амфотерных оксидов (BeO, Al₂О₃, Ga₂О₃, SnО₂, РЬО₂, РbО) с основаниями в растворах получаются гидроксосоли, а при взаимодействии в расплаве – оксосоли:

РbО + 2NaOH Na₂[Pb(OH)₄], РbО + 2NaOH Na₂PbO₂ + Н₂O ?

5.2.2. Семинар 5. Кислород, его соединения

1. Развитие представлений о процессах окисления веществ, роль фло-гистонной теории. Промышленные способы получения ки­слорода, примене-ние его в технике, использование для получения синтез-газа (СО + Н₂).

2. Оксиды, надпероксиды водорода и металлов, получение и свойства Супероксиды, озониды металлов.

3. Различные способы классификации оксидов: по типу связи Э-O и строению (мономерные молекулярные, полимерные молеку­лярные и ионные оксиды); по кислотно-основным свойствам прояв­ляемым оксидами в реакции с водой (основные, амфотерные, ки­слотные свойства оксидов по теории Усановича); по величине эн­тальпии образования оксидов, как мере прочности связи ЭО и др.

Упражнения

1. Приводятся длины связи O-O и энергия диссоциации моле­кулы и молекулярных ионов кислорода:

O₂⁺ O₂ O₂^- O₂^2-

l, Å 1,123 1,207 1,300 1,490

Е_д, кДж/моль 641 493  394

Постройте приблизительную энергетическую диаграмму молекуляр­ных орбиталей (МО) для указанных соединений, запишите электрон­ные формулы МО, определите кратность связи как полуразность числа связывающих и раз-рыхляющих электронов. Укажите, как со­гласуется характер изменения l, Е_д с порядком связи, с характером распределения электронов по МО. Какие из указанных частиц обла­дают парамагнитными свойствами?

2. Объясните характер изменения в периоде эффективного за­ряда на атоме кислорода в оксидах и сопоставьте характер этого из­менения с химической природой оксидов:

Оксид Li₂O ВеО В₂O СO N₂O

σ_эф(О) -0,80 -0,35 -0,24 -0,11 -0,05

3. Сравните строение воды в различных агрегатных состояниях. Почему лед легче воды, а при повышении температуры воды от 0⁰ до 4⁰С объем ее уменьшается?

4. В чем состоят принципы использования озона и пероксида водорода в очистке сточных вод?

5. Молекула дикислорода является неполярной и парамагнит­ной, а мо-лекула озона - полярная и диамагнитная. Дайте объяснения этим фактам.

6. Используя метод валентных связей, укажите геометрическую форму молекулы OF₂ и сравните результат с геометрией молекулы Н₂O. Укажите, какая из этих молекул более полярна.

7. Объясните различия в температурах кипения обычной воды Н₂О (100,00°С) и тяжелой воды D₂О (101,43°С).

Литература к семинару

1. Ре ми Г. Курс неорганической химии. Т. 1. - М.: ИЛ, 1963,-С. 735-750.

2. Некрасов Б. В. Основы общей химии. T.1. - М.: Химия, 1973,- С.34-62.

3. Ах м е т о з Н. С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1988,- С. 297-309.

4. Кемпбел Дж. Современная общая химия. 4.2. - М.: Мир, 1S75.- С.

5. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая хи­мия. 4.2. - М.: Мир, 1969,- С. 195-220.

6. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Основы неорганической химии. - М.: Мир, 1979,-С. 355-368.

7. Анорганикум. Т.1/ Под ред. Л. К о л ь д и ц а. - М.: Мир, 1984,- С. 469-485.

8. П о л и н г Л. Общая химия. - М.: Мир, 1974.- С. 195-197.

9. Спицын В. И., М а р т ы н е н к о Л. И. Неорганическая химия. 4.1. -М.: МГУ, 1991,-С. 7-26, 36-41.

10. У г а й Я. А. Неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1989,- С. 311-315.

11. Браун Т., Л е м е й Г. Ю. Химия - в центре наук. 4.2. - М.: Мир, 1983,-С. 299-305.

12. Сабадвари Ф., Робинсон А. История аналитической хи­мии. - М.: Мир, 1984,- С. 42-47.

13. Волков В. А., В о некий Е. В., Кузнецова Г. И. Выдаю­щиеся химики мира. -М.: Высшая школа, 1991,-С. 511-512.

5.2.3. Подготовка к лабораторной работе

1. Как получают в лаборатории и промышленности озон, пероксид водорода? Привести уравнения реакций. Какие требования предъявляются к хранению пероксида водорода и на чем они осно­ваны?

Сравнить окислительную активность О₂, О₃ и Н₂О₂ в кислой среде на основании значений стандартных потенциалов соответст­вующих реакций (приложение 2).

2. Привести графические формулы ВаО₂ и SnО₂, дать название этих соединений по системе ИЮПАК.

3. Записать уравнения реакций, протекающих при растворении в воде Na₂О, Na₂О₂, RbО₂.

4. При прокаливании в токе водорода двух оксидов одного и то­го же металла найдено, что из 1 г одного оксида образуется 0,1258 г воды, а из 1 г другого - 0,2263 г воды. Определить эквивалентные массы металла в соот-ветствующих оксидах. Что это за металл?

5. Записать продукты реакций, подобрать коэффициенты:

MnCl₂ + Н₂O₂ + КОН→ МnO₂ + ...

Na[Cr(OH)₄] + Н₂О₂ + NaOH

K₂Cr₂O₇ + Н₂O₂ + H₂SO₄ → Na₂CrO₄ + ….

SO₂ + Н₂O + О₃ →

6. С помощью Na₂O₂ можно регенерировать воздух для дыха­ния, очи-щая его от СО и СO₂. Написать уравнения реакций.

7. При взаимодействии SO₂ и O₂ концентрация последнего уменьши-лась за 1 ч на 0,25 моль/л. Как изменится при этом концен­трация SO₂ и чему равна средняя скорость реакции?

8. После прохождения воздуха через озонатор плотность его повыси-лась на 6%. Сколько процентов озона содержится в таком озонированном воз-духе?

9. Составить краткий план выполнения лабораторной работы.

5.2.4. Лабораторная работа

Кислород, озон. Соединения кислорода

Получение кислорода

Кислород в лаборатории получают чаще всего термическим разложени-ем веществ (КМnО₄, КСlO₃, МnO₂, KN0₃, HgO). Найдите в справочнике тем-пературы плавления и разложения указанных со­единений.

1. Получение кислорода термическим разложением HgO, KMnO₄. В две сухие пробирки поместить по 23 микрошпателя оксида ртути (II), перманга-ната калия, укрепить пробирки вертикально в шта­тиве и нагреть в вытяжном шкафу пламенем горелки; присутствие кислорода обнаружить внесением в пробирку тлеющей лучинки. Ос­тавшуюся в пробирке после проведения опы-та ртуть перенести в сливы для ртути. Написать уравнения реакций разложе-ния твердых веществ, привести схему перемещения электронов при внутри-моле­кулярном процессе окисления-восстановления.

2. Получение кислорода разложением хлората калия. Получе­ние кислo-рода из хлората калия требует соблюдения правил тех­ники безопасности, так как КСlO₃ взрывается при растирании, ударе, соприкосновении с вос-становителями (например, углеродом).

В сухую пробирку поместить 23 микрошпателя кристаллов хло­рата калия КСlOз, укрепить пробирку в штативе, нагреть до плавле­ния соли, испытать выделение кислорода тлеющей лучинкой (уголек лучинки не должен попасть в расплавленную соль!). Прекратив на­гревание пробирки, внести в нее микрошпатель диоксида марганца, быстро испытать выделение кислорода. Сравнить интенсивность выделения кислорода в первом и втором случаях. Указать роль МnО₂ в этой реакции.

3. Получение кислорода разложением нитрата калия. Нагреть в пробир-ке 2‒3 микрошпателя нитрата калия до плавления, испытать выделение кислорода. Какие внутримолекулярные процессы проте­кают при нагревании KNO₃?

Свойства кислорода

Молекулярный кислород реагирует при комнатной температуре или при нагревании с металлами и неметаллами, образуя оксиды; не реагирует с галогенами, благородными газами и несколькими благо­родными металлами; кислород может окислять и сложные вещества.

Взаимодействие кислорода с серой, углем и магнием. Перед постановкой опытов по изучению свойств кислорода необходимо его получить. Для этого пробирку, заполненную наполовину пробирку, поставленную отверстием вверх. Наполненные газом три пробирки закрыть плотно пробками и перенести в вытяжной шкаф. В каждую из трех пробирок с кислородом в железной ложечке внести зажженную на воздухе серу, раскаленные уголь, магниевую ленту. После сгорания веществ в пробирки добавить по пять капель воды, закрыть пробками, взболтать. В первые две пробирки внести по две капли лакмуса, в третью ‒ 1‒2 капли фенолфталеина. Отме­тить среду полученных растворов, написать уравнения всех реакций, указать химическую природу полученных оксидов.

Окисление кислородом гидроксида марганца(II). Газоотвод­ную трубку прибора для получения кислорода погрузить до дна про­бирки со взвесью Мn(ОН)₂, полученной прибавлением к 5 каплям раствора MnSО₄ 2‒3 капель 2 моль/л рзствора NaOH. При пропуска­нии кислорода следить за изменением цвета осадка Мn(ОН)₂, пере­ходящего в диоксид марганца.

Получение и свойства озона

Озон можно получать при электрическом разряде в озонаторе (см. рис.12) или химическим путем. Свойства озона характеризуются двумя основными чертами: нестойкостью его молекулы и сильным окислительным действием.

При работе с озоном необходимо учитывать, что при высокой концентрации разложение озона проходит со взрывом; примеси, особенно органические, увеличивают взрываемость озона. Озон очень токсичен, содержание его в 10^‒5 %(об.) может считаться пре­дельно допустимым.

6. Получение озона взаимодействием персульфата аммония с концентрированной азотной кислотой. В вытяжном шкафу укрепить пробирку в штативе, поместить в нее 4 микрошпателя персульфата аммония (NH₄)₂S₂O₈ и 10 капель конц. HNO₃ (р = 1,4 г/см³. Закрыть пробирку пробкой с отводной изогнутой трубкой и, нагревая пробирку слабым пламенем горелки, пропус-тить озон в растворы KI, индиго и MnSO₄. В пробирку с раствором иодида калия опустить каплю рас­твора крахмала. Записать свои наблюдения, уравнения реакций по­лучения озона и окисления последним иодида калия и сульфата марганца(II) до МnO₂.

Получение и свойства пероксида водорода

В кислой и щелочных средах пероксид водорода может быть окислителем

Н₂O₂ + 2Н⁺ + 2е⁻ = 2Н₂О,

Н₂O₂ + 2е⁻ = 2ОН^-

и восстановителем

Н₂О₂ ‒ 2е^- = 2Н⁺ + О₂ ,

Н₂О₂ + 2ОН − 2е^‒ = 2Н₂О + О₂,

причем окислительные свойства у пероксида водорода выражены сильнее восстановительных.

В разбавленных водных растворах Н₂О₂ обладает более силь­ными кислотными свойствами, чем вода:

Н₂О₂ ⇆ Н⁺ + НО₂^-, К = 1,5·10^‒12,

Н₂О ⇆ Н⁺ + ОН^-, К= 1,86·10^‒16.

7. Получение пероксида водорода взаимодействием ВаО₂ с серной кислотой. Пробирку с 2,5 мл 1 моль/л раствора серной кисло­ты охладить снегом или льдом, внести в нее ~ 0,5 г ВаО₂, после тща­тельного перемешивания в течение 5 мин прилить 5 мл воды, рас­твор отфильтровать от осадка, в части маточника обнаружить Н₂О₂ с помощью растворов KI и крахмала. Раствор пероксида водорода ис­пользовать для дальнейших опытов.

Указать, на каких свойствах основана реакция получения пероксида водорода, к какому классу неорганических соединений можно отнести Н₂О₂.

8. Разложение пероксида водорода. Поместить в пробирку 5 капель 3%-ного раствора Н₂О₂ и один микрошпатель МnО₂(катализатор). Внести в пробирку тлеющую лучинку. Записать свои наблюдения, уравнение реакции, указать, какой ион пероксида является окислителем и восстановителем в реакции разложения Н₂О₂.

9. Окисление иодида калия пероксидом водорода в кислой среде. Поместить в пробирку 3‒4 капли раствора KI, одну каплю 1 моль/л раствора H₂SО₄ и одну каплю 3%-ного раствора пероксида водорода. Раствор разбавить водой и внести в него 1‒2 капли раствора крахмала. Что наблюдается? Указать свойства, проявляемые пероксидом водорода в этой реакции.

10. Окисление сульфида свинца пероксидом водорода. Взаимодействием растворов Pb(NО₃)₂ и (NH₄)₂S получить осадок сульфида свинца PbS, промыть его водой путем декантации, обработать 3%-ным раствором Н₂О₂. Объяснить изменение цвета осадка, указать свойства Н₂О₂ в этой реакции.

11. Восстановление перманганата калия пероксидом водорода. К 4‒5 каплям раствора КМnO₄ добавить 1 каплю конц H₂SO₄, по каплям вносить 3%-ный раствор Н₂O₂ до изменения окраски раствора. В уравнении реакции подобрать коэффициенты методом полуреакций указать свойства Н₂О₂.

5.2.5. Дополнительные опыты

1. Электролиз воды. Электролиз воды можно провести в легко собираемом приборе (рис. 11).

Чтобы уменьшить сопротивление электрическому току, U-образная трубка должна иметь близко отстоящие друг от друга колена. Отводные трубки можно припаять к боковым трубочкам U-образного сосуда, либо присоединить при помощи резиновых шлангов. Желательно пользоваться платиновыми электродами (можно пользоваться и угольными). Для изготовления платиновых электродов к

Рис. 11. Прибор для электролиза платиновой фольге приваривается

воды платиновая проволока.

Свободные концы платиновых проволок следует вывести через пробки таким образом, чтобы пробки были газонепроницаемы. Для этого платиновую проволоку продевают в ушко иголки и затем про­таскивают сквозь корковую пробку. Можно в пробки вставить толсто­стенные капилляры с впаянными в них платиновыми проволоками.

Перед электролизом готовят прибор, заполняя его раствором серной кислоты и водой, чтобы в нем не было воздуха. Для этого из прибора извлекают пробки, несущие электроды, на боковые отростки U-образного сосуда надевают резиновые шланги и зажимают их за­жимами. Реакционный сосуд полностью заполняют 1 моль/л раство­ром H₂SО₄, вставляют пробки с электродами. В отводные стеклян­ные трубки необходимо насосать воды и присоединить их к боковым отросткам U-образного сосуда. В каждой из чашек с водой заранее необходимо установить наполненные водой трубки или бюретки. Подключить электроды к источнику электрического тока, собрать достаточные объемы газов, выключить ток. Убедиться, что отноше­ние объемов полученных водорода и кислорода равно 2:1.

2. Получение озона в озонаторе. Озонатор состоит из трубки длиной около 30 см (рис.12).

Втрубку впаяна платиновая проволока, снаружи трубка обмотана второй проволокой. Наружный конец первой проволоки и один конец внешней проволоки соединяют со вторичной обмоткой катушки или трансформатором. Таким образом, проволоки нигде не контактируют друг с другом, но когда катушка работает, внутри находящегося в трубке кислорода происходит тихий разряд. В этом разряде образование озона идет, вероятно в две стадии:

Рис.12. Прибор для получения озона

(озонатор)

О₂ = О + О,

О + О₂ = О₃

Выполнение работы. Собрать прибор, как указано на рис.12. Через склянку Дрекселя 1, заполненную конц. H₂SО₄, и озонатор 2 из газометра пустить медленный ток кислорода. С помощью препода­вателя или лаборанта включить индукционную катушку. Под выход­ную трубку озонатора поставить стакан с раствором KI, в который внести несколько капель крахмала (конец трубки озонатора не нужно опускать в раствор иодида калия). Что наблюдается в стакане?

5.2.6. Синтезы оксидов элементов

Оксиды металлов могут быть получены окислением металлов (Zn, Ge, Fe, Сu) или их соединений (TiCl₃) кислородом, озоном, азот­ной кислотой; гидролизом хлоридов (SbCl₃, GeCl₄): термическим раз­ложением пероксидов (ВаO₂), гидроксидов(Mg(OH)₂, Ti(OH)₄), окси-галогенидов (ZrOCl₂·8H₂O), иодатов, карбонатов, нитратов, сульфа­тов, оксалатов, аммонийных солей кислородсодержащих кислот (NH₄VO₃); вытеснением слабых кислородсо-держащих кислот (Н₂СrO₄) в виде гидратированных оксидов из растворов их солей сильными нелетучими кислотами; восстановлением высших оксидов (WO₃) или других соединений в твердой фазе или в растворе (CuCl₂).

Принципы получения оксидов неметаллов в основном такие же, как и оксидов металлов:

– окисление неметаллов (S_; Br₂, Se) кислородом, озоном, азот­ной кислотой;

– гидролиз хлоридов (AsCl₃);

– дегидратация слабых кислородсодержащих кислот (H₂SiO₃).

1. Синтез оксида кальция. Предварительно оцените приблизи­тельную температуру(см. тема 2), при которой в замкнутой системе

СаСO₃(т) ⇆ СаО(т) + СO₂(г)

константа равновесия К_р = 1, т.е. ту минимальную температуру, при которой давление паров СО₂ над твердым продуктом достигает 1 атм и карбонат кальция находится в равновесии с диоксидом угле­рода т.е.

= К_р = 1.

Температура разложения карбоната кальция в открытой систе­ме (открытый тигель, трубчатая печь с пропусканием индифферент­ного газа для удаления СО₂) будет ниже температуры разложения в атмосфере СО₂ (замкнутая система), так как в открытой системе возникающее давление СО₂ больше его

парциального давления в а.мосфере и равновесие реакции

СаСО₃(т) ⇆ СаО(т) + СО₂(г)

сдвинуто в сторону образования продуктов. Уже при 600 °С (сравните с температурой, рассчитанной вами для закрытой системы с карбонат кальция на воздухе разлагается довольно хорошо, но не полностью. Скорость разложения будет зависеть от скорости диффузии СО₂, воздуха в пустотах твердого вещества, поэтому об­разец не должен быть в виде большого куска или мелкодисперсного порошка, насыпанного толстым слоем, а в виде крупки. Для полного разложения соли и увеличения скорости ее разложения в качестве оптимальной берется температура 900 °С.

Для получения СаО прокаленный фарфоровый тигель, содер­жащий 3 г крупки СаСОз, поместить в электрический муфель с тер­морегулятором или термопарой и при температуре 900 ^°С выдержи­вать до постоянного веса; перед взвешиванием тигель охладить в эксикаторе, заполненном твердым NaOH. Хранить оксид кальция не­обходимо в плотно закрытой склянке, так как он реагирует с влагой и СO₂ воздуха.

2. Синтез диоксида углерода. Углекислый газ получают в аппа­рате Киппа по реакции мрамора с раствором HCl:

СаСО₃ + HCI = СO₂ + СаС1₂ + Н₂O

От примеси кислорода углекислый газ освобождают, пропуская через раствор VOSO₄; пары кислоты, воду поглощают твердым КНСО₃ и конц. H₂SO₄ соответственно; примесь сероводорода удаляют 1 моль/л раствором КМnO₄; примесь СО – смесью Сu + Сu₂О, нагре­той до 200 °С. Диоксид углерода можно хранить над водой, насыщен­ной СO₂, или над конц. H₂SO₄.

2. Синтез оксида меди(I). Оксид меди(I) получают восстановле­нием соединений меди(II), например углеводами? гидроксиламином, гидразином:

4Cu(CH₃COO)₂ + N₂H₄ + 2Н₂O = 2Cu₂O + 8СН₃СООН + N₂

К концентрированному раствору ацетата меди (50 мл) прибавить 35 мл 2%-ного раствора гидрата гидразина. При стоянии смеси выпада­ет желтый или оранжево-желтый осадок Cu₂O, который промывают сначала водой, затем спиртом и эфиром. При избытке гидразина восстановление меди(П) может протекать до металлической меди.

Оксид меди(I) нерастворим в воде, t_пл = 1232 °С.