Какая степень окисления у меди
Возможные степени окисления
В соединениях медь проявляет две степени окисления: +1 и +2. Первая из них склонна к диспропорционированию и устойчива только в нерастворимых соединениях (Cu2O, CuCl, CuI и т. п.) или комплексах (например, [Cu(NH3)2] + ). Её соединения бесцветны. Более устойчива степень окисления +2, которая даёт соли синего и сине-зелёного цвета. В необычных условиях можно получить соединения со степенью окисления +3 и даже +5. Последняя встречается в солях купраборанового аниона Cu(B11H11)2 3− , полученных в 1994 году.
Простое вещество[править | править вики-текст]
Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и диоксида углерода. Является слабым восстановителем, не вступает в реакцию с водой и разбавленной соляной кислотой. Переводится в раствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии кислорода, цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами неметаллов. Вступает в реакцию при нагревании с галогеноводородами.
На влажном воздухе медь окисляется, образуя основный карбонат меди(II) (внешний слой патины):
Реагирует с концентрированной холодной серной кислотой:
С концентрированной горячей серной кислотой:
С безводной горячей серной кислотой:
C разбавленной серной кислотой при нагревании в присутствии кислорода воздуха:
С концентрированной азотной кислотой:
С разбавленной азотной кислотой:
С “царской водкой”:
С концентрированной горячей соляной кислотой:
C разбавленной хлороводородной кислотой в присутствии кислорода:
С газообразным хлороводородом при 500—600 °C:
Также медь реагирует с концентрированной уксусной кислотой в присутствии кислорода:
Медь растворяется в концентрированном гидроксиде аммония, с образованием аммиакатов:
Окисляется до оксида меди(I) при недостатке кислорода и 200 °C и до оксида меди(II), при избытке кислорода и температурах порядка 400—500 °C:
Медный порошок реагирует с хлором, серой (в жидком сероуглероде) и бромом (в эфире), при комнатной температуре:
При 300—400 °C реагирует с серой и селеном:
C оксидами неметаллов:
Медь реагирует с цианидом калия с образованием дицианокупрата(I) калия, щелочи и водорода:
С концентрированной соляной кислотой и хлоратом калия:
Соединения меди(I)[править | править вики-текст]
Степени окисления +1 соответствует оксид Cu2O красно-оранжевого цвета. Соответствующий гидроксид CuOH (жёлтого цвета) быстро разлагается с образованием оксида. Гидроксид CuOH проявляет основные свойства.
Многие соединения меди +1 имеют белую окраску либо бесцветны. Это объясняется тем, что в ионе Сu + все пять Зd-орбиталей заполнены парами электронов.
Ионы меди(I) в водном растворе неустойчивы и легко диспропорционируют:
В то же время медь(I) встречается в форме соединений, которые не растворяются в воде, либо в составе комплексов. Например, дихлорокупрат(I)-ион [CuCl2] − устойчив. Его можно получить, добавляя концентрированную соляную кислоту к хлориду меди(I):
Свойства соединений меди (I) похожи на свойства соединений серебра (I). В частности, CuCl, CuBr и CuI нерастворимы. Также существует нестабильный сульфат меди(I).
Соединения меди(II)[править | править вики-текст]
Степень окисления II — наиболее стабильная степень окисления меди. Ей соответствует чёрный оксид CuO и голубой гидроксид Cu(OH)2, который при стоянии легко отщепляет воду и при этом чернеет:
Гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер и только в концентрированной щелочи частично растворяется с образованием синего гидроксокомплекса. Наибольшее значение имеет реакция гидроксида меди (II) с водным раствором аммиака, при которой образуется так называемый реактив Швейцера (растворитель целлюлозы):
Соли меди(II) образуются при растворении меди в кислотах-окислителях (азотной, концентрированной серной). Большинство солей в этой степени окисления имеют синюю или зелёную окраску.
Соединения меди(II) обладают слабыми окислительными свойствами, что используется в анализе (например, использование реактива Фелинга).
Карбонат меди(II) имеет зелёную окраску, что является причиной позеленения элементов зданий, памятников и изделий из меди и медных сплавов при взаимодействии оксидной плёнки с углекислым газом воздуха в присутствии воды. Сульфат меди(II) при гидратации даёт синие кристаллы медного купороса CuSO4∙5H2O, используется как фунгицид.
Оксид меди (II) используются для получения оксида иттрия бария меди (YBa2Cu3O7-δ), который является основой для получения сверхпроводников.
Соединения меди(III) и меди(IV)[править | править вики-текст]
Степени окисления III и IV являются малоустойчивыми степенями окисления и представлены только соединениями с кислородом, фтором или в виде комплексов.
Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском:
Лучшие изречения: Сдача сессии и защита диплома – страшная бессонница, которая потом кажется страшным сном. 9242 –
Медь и ее свойства
Автор: Пользователь скрыл имя, 11 Марта 2012 в 20:18, доклад
Описание работы
Медь — элемент побочной подгруппы первой группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu (лат. Cuprum). Простое веществомедь (CAS-номер: 7440-50-8) — это пластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). C давних пор широко применяется человеком.
Работа содержит 1 файл
Медь.docx
Медь — элемент побочной подгруппы первой группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu (лат. Cuprum). Про стое веществомедь (CAS-номер: 7440-50-8) — это пластичный переходный металл золотисто-розового цвет а (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). C давних пор широко применяется человеком.
Физические свойства
Медь — золотисто-розовый пластичный металл, на воздухе быстро покрывается оксидной плёнкой, которая придаёт ей характерный интенсивный желтовато-красный оттенок. Тонкие плёнки меди на просвет имеют зеленовато-голубой цвет.
Медь образует кубическую гранецентрированную решётку, пространственная группа F m3m, a = 0,36150 нм, Z = 4.
Медь обладает высокой тепло- [4] и электропро водностью (занимает второе место по электропроводности после серебра, удельная проводимость при 20 °C 55,5-58 МСм/м [5] ). Имеет два стабильных изотопа — 63 Cu и 65 Cu, и несколько радиоактивных изотопов. Самый долгоживущий из них, 64 Cu, имеет период полураспада 12,7 ч и два варианта распада с различными продуктами.
Существует ряд сплавов меди: л атуни — с цинком, бронзы — с оловом и другими элементами, мельхиор — с никелем, баббиты — со свинцом и другие.
Возможные степени окисления
Диаграмма Пурбе для меди
В соединениях медь проявляет две степени окисления: +1 и +2. Первая из них склонна к диспропорционированию и устойчива только в нерастворимых соединениях (Cu2O, CuCl, CuI и т. п.) или комплексах (например [Cu(NH3)2] + . Её соединения бесцветны. Более устойчива степень окисления +2, которая даёт соли синего и сине-зелёного цвета. В необычных условиях можно получить соединения со степенью окисления +3 и даже +5. Последняя встречается в солях купраборанового аниона Cu(B11H11)2 3− , полученных в 1994 году.
[править]Простое вещество
Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и диоксида углерода. Является слабым восстановителем, не реагирует с водой, разбавленной соляной кислотой. Переводится в раствор кислотами- неокислителями или гидратом аммиака в присутствии кислорода,цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, « царской водкой», кислородом, галогенам и,халькогенами, оксидами немет аллов. Реагирует при нагревании с галогеноводородами.
Соединения меди(I)
Степени окисления +1 соответствует оксид Cu2O красно-оранжевого цвета. Соответсвующий гидроксид не получен, так как немедленно дегидратируется с образованием оксида. Гидроксид носит основный характер. Многие соединения меди +1 имеют белую окраску либо бесцветны. Это объясняется тем, что в ионе Сu + все пять Зd-орбиталей заполнены парами электронов. Ионы меди(I) в водном растворе неустойчивы и легко диспропорционируют:
2Cu + (водн.) → Cu 2+ (водн.) + Cu(тв.)
В то же время медь(I) встречается в форме соединений, которые не растворяются в воде, либо в составе комплексов. Например, дихлорокупрат(I)-ион [CuCl2] − устойчив. Его можно получить, добавляя концентрированную соляную кислоту к хлориду меди(I):
CuCl(тв.) + Cl − (водн.) → [CuCl2] − (водн.)
Свойства соединений меди (I) похожи на свойства соединений серебра (I). В частности, CuCl, CuBr и CuI нерастворимы.
Также существует нестабильный сульфат меди(I)
Соединения меди(II)
Степень окисления II — наиболее стабильная степень окисления меди. Ей соответсвует чёрный оксид CuO и голубой гидроксид Cu(OH)2, который при стоянии легко отщепляет воду и при этом чернеет:
Гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер и только в концентрированной щелочи частично растворяется с образованием синего гидроксокомплекса:
Соли меди(II) образуются при растворении меди в кислотах-окислителях (азотной, конц. серной). Большинство солей в этой степени окисления имеют синюю или зелёную окраску.
Соединения меди(II) обладают слабыми окислительными свойствами, что используется в анализе (напр., использование реактива Фелинга).
Карбонат меди(II) имеет зелёную окраску, что является причиной позеленения элементов зданий, памятников и изделий из меди. Сульфат меди(II) при гидратации даёт синие кристаллы медного купороса CuSO4∙5H2O, используется как фунгицид. Оксид меди (II) используются для получения оксида иттрия бария меди (YBa2Cu3O7-δ), который является основой для получения сверхпроводников.
Соединения меди(III) и меди(IV)
Степени окисления III и IV являются малоустойчивыми степенями окисления и представлены только соединениями с кислородом, фтором или в виде комплексов.
Аналитическая химия меди
Ионы меди окрашивают пламя в зелёный цвет
Медь можно обнаружить в растворе по зелёно-голубой окраске пламени.
- Традиционно количественное выделение меди из слабокислых растворов проводилось с помощью сероводорода.
- В растворах, при отсутствии мешающих ионов медь может быть определена комплексонометрически или потенциометрически, иономе трически.
- Микроколичества меди в растворах определяют кинетическими методами.
]Применение
В электротехнике
Из-за низкого удельного сопротивления (уступает лишь серебру, удельное сопротивление при 20 °C 0,01724-0,0180 мкОм·м [5] ), медь широко применяется в электротехнике для изготовления силовых кабелей, проводов или других проводников, например, при печатном монтаже. Медные провода, в свою очередь, также используются в обмотках энергосберегающих электроприво дов (быт: электродвигателях) и силовыхтрансформаторов. Для этих целей металл должен быть очень чистый: примеси резко снижают электрическую проводимость. Например, присутствие в меди 0,02 % алюминия снижает её электрическую проводимость почти на 10 % [6] .
Теплообмен
Другое полезное качество меди — высокая теплопроводность. Это позволяет применять её в различных теплоотводных устрой ствах, теплообменниках, к числу которых относятся и широко известные радиаторы охлаждения , кондиционирования и отоплени я.
Для производства труб
В связи с высокой механической прочностью, но одновременно пригодностью для механической обработки, медные бесшовные трубы круглого сечения получили широкое применение для транспортировки жидкостей и газов: во внутренних системах водоснабжения, отопления, газоснабжения, системах кондиционирования и холодильных агрегатах. В ряде стран трубы из меди являются основным материалом, применяемым для этих целей: во Франции, Великобритании и Австралии для газоснабжения зданий, в Великобритании, США, Швеции и Гонконге для водоснабжения, в Великобритании и Швеции для отопления.
В России производство водогазопроводных труб из меди нормируется национальным стандартом ГОСТ Р 52318-2005 [7] , а применение в этом качестве федеральным Сводом Правил СП 40-108-2004. Кроме того, трубопроводы из меди и сплавов меди широко используются в судостроении и энергетике для транспортировки жидкостей и пара.
Сплавы
Сплавы на основе меди
В разнообразных областях техники широко используются сплавы с использованием меди, самыми широко распространёнными из которых являются упоминавшиеся вышебронза и латунь. Оба сплава являются общими названиями для целого семейства материалов, в которые помимо олова и цинка могут входить никель, висмут и другиеметаллы. Например, в состав так называемого пушечного металла, который в XVI—XVIII вв. действительно использовался для изготовления артиллерийских орудий, входят все три основных металла — медь, олово, цинк; рецептура менялась от времени и места изготовления орудия. В наше время находит применение в военном деле в кумулятивных боеприпасах благодаря высокой пластичности, большое количество латуни идёт на изготовление оружейных гильз.
Для деталей машин используют сплавы меди с цинком, оловом, алюминием, кремнием и др. (а не чистую медь) из-за их большей прочности: 30—40 кгс/мм² у сплавов и 25-29 кгс/мм² у технически чистой меди. Медные сплавы (кроме бериллиевой бронзы и некоторых алюминиевых бронз) не принимают термической обработки, и их механические свойства и износостойкость определяются химическим составом и его влиянием на структуру. Модуль упругости медных сплавов (900—12000 кгс/мм² ниже, чем у стали). Основное преимущество медных сплавов — низкий коэффициент трения (что делает особенно рациональным применением их в парах скольжения), сочетающийся для многих сплавов с высокой пластичностью и хорошей стойкостью против коррозии в ряде агрессивных сред и хорошей электропроводностью. Величина коэффициента трения практически одинакова у всех медных сплавов, тогда как механические свойства и износостойкость, а также поведение в условиях коррозии зависят от состава сплавов, а следовательно, от структуры. Прочность выше у двухфазных сплавов, а пластичность у однофазных. Медноникелевые сплавы используются для чеканки разменной монеты [ источник не указан 338 дней ] .
Медноникелевые сплавы, в том числе и так называемый «адмиралтейский» сплав, широко используются в судостроении и областях применения, связанных с возможностью агрессивного воздействия морской воды из-за образцовой коррозионной устойч ивости.
Медь является важным компонентом твёрдых припоев — сплавов с температурой плавления 590—880 градусов Цельсия, обладающих хорошей адгезией к большинству металлов, и применяющихся для прочного соединения разнообразных металлических деталей, особенно, из разнородных металлов, от трубопроводной арматуры до жидкостных ракетных двигателей
Сплавы, в которых медь значима
Дюраль (дюралюминий) определяют, как сплав алюминия и меди (меди в дюрали 4,4 %).
Ювелирные сплавы
В ювелирном деле часто используются сплавы меди с золотом для увеличения прочности изделий к деформациям и истиранию, так как чистое золото — очень мягкий металл и нестойко к этим механическим воздействиям.
Соединения меди
Оксиды меди используются для получения оксида иттрия ба рия меди YBa2Cu3O7-δ, который является основой для получения высокотемпературных сверхпрово дников. Медь применяется для производства медно-окисных гальванических элементов и батарей.
Другие сферы применения
Медь — самый широко употребляемый катализатор полимеризации ацетилена. Из-за этого трубопроводы из меди для транспортировки ацетилена можн о применять только при содержании меди в сплаве материала труб не более 64 %.
Широко применяется медь в архитектуре. Кровли и фасады из тонкой листовой меди из-за автозатухания процесса коррозии медного листа служат безаварийно по 100—150 лет. В России использование медного листа для кровель и фасадов нормируется федеральным Сводом Правил СП 31-116-2006 [8] .
Прогнозируемым новым массовым применением меди обещает стать её применение в качестве бактерицидных поверхностей в лечебных учреждениях для снижения внутрибольничного бактериопереноса: дверей, ручек, водозапорной арматуры, перил, поручней кроватей, столешниц — всех поверхностей, к которым прикасается рука человека.
Стоимость
На 2011 год стоимость меди составляет около $8900 за тонну [9] .
Способы добычи
Этот металл встречается в природе в самородном виде чаще, чем золото, серебро и железо. Сплав меди с оловом (бронзу) получили впервые за 3000 лет до н. э. на Ближнем Востоке. Бронза привлекала людей прочностью и хорошей ковкостью, что делало её пригодной для изготовления орудий труда и охоты, посуды, украшений. Все эти предметы находят в археологических раскопах.
Первоначально медь добывали из малахитовой руды, а не из сульфидной, так как она не требует предварительного обжига. Для этого смесь руды и угля помещали в глиняный сосуд, сосуд ставили в небольшую яму, а смесь поджигали. Выделяющийся угарный газ восстанавливал малахит до свободной меди:
Добычу меди называют [ кто? ] прабабушкой металлургии. Её добыча и выплавка были налажены ещё в Древнем Египте, во времена фараона Рамзеса II (1300—1200 гг. до н. э.). Древние египтяне нагнетали воздух в плавильные печи с помощью мехов, а древесный уголь получали из акации и финиковой пальмы. Они выплавили около 100 т чистой меди.
На территории России и сопредельных стран медные рудники появились за два тысячелетия до н. э. Остатки их находят на Урале (наиболее известное месторождение —Каргалы), в Закавказье, на Украине, в Сибири, на Алтае.
В XIII—XIV вв. освоили промышленную выплавку меди. В Москве в XV в. был основан Пушечный двор, где отливали из бронзы орудия разных калибров.
Сейчас известно более 170 минералов, содержащих медь, но из них только 14—15 имеют промышленное значение. Это — халькопирит (он же медный колчедан), малахит, встречается и самородная медь. В медных рудах часто в качестве примесей встречаются молибден, никель, свинец, кобальт, реже — золото, серебро. Обычно медные руды обогащаются на фабриках, прежде чем поступают на медеплавильные комбинаты. Богаты медью Казахстан, США, Чили, Канада, африканские страны — Заир, Замбия, Южно-Африканская республика. Эскондида — самый большой в мире карьер, в котором добывают медную руду. Расположен в Чили.
CHEMEGE.RU
Подготовка к ЕГЭ по химии и олимпиадам
Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)
Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов
Кодификатор ЕГЭ. Раздел 1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.
У атомов переходных элементов (меди, цинка, хрома и железа) происходит заполнение энергетического d-подуровня.
Рассмотрим строение электронной оболочки этих элементов. У атомов цинка и железа заполнение электронной оболочки происходит согласно энергетическому ряду орбиталей (подуровней), который рассмотрен в статье Строение атома. Электронная конфигурация атома железа:
+26Fe [Ar]3d 6 4s 2 [Ar] 4s
У атома цинка на происходит полное заполнение 3d-подуровня:
+30Zn [Ar]3d 10 4s 2 [Ar] 4s
У атомов хрома и меди наблюдается « проскок» или « провал» электрона, когда один электрон переходит с более энергетически выгодного 4s-подуровня на менее выгодный 3d-подуровень. Этот переход обусловлен тем, что в результате образуются более устойчивые электронные конфигурации (3d 5 у атома хрома и 3d 10 у атома меди). Дело в том, что энергетически более выгодно, когда d-орбиталь заполнена наполовину или полностью.
Элемент | Теоретическая | Реальная |
Медь +29Cu | [Ar]3d 9 4s 2 | [Ar]3d 10 4s 1
[Ar] 4s |
Хром +24Cr | [Ar]3d 4 4s 2 | [Ar]3d 5 4s 1
[Ar] 4s |
Мы используем, конечно же, реальную электронную конфигурацию меди и хрома, теоретическая будет неверной.
Обратите внимание! У всех 3d-элементов внешним энергетическим уровнем считается четвертый уровень и 4s-подуровень. При образовании катионов атомы металлов отдают электроны с внешнего энергетического уровня.
Атом | Электронная конфигурация | Характерные валентности | Число электронов на внешнем энергетическом уровне | Характерные степени окисления |
Хром | [Ar]3d 5 4s 1 | II, III. VI | 1 | +2, +3, +6 |
Железо | [Ar]3d 6 4s 2 | II, III. VI | 2 | +2, +3, +6 |
Медь | [Ar]3d 10 4s 1 | I, II | 1 | +1, +2 |
Цинк | [Ar]3d 10 4s 2 | II | 2 | +2 |
Рассмотрим характеристики хрома, железа, меди и цинка:
Название | Атомная масса, а.е.м. | Заряд ядра | ЭО по Полингу | Мет. радиус, нм | Энергия ионизации, кДж/моль | tпл, о С | Плотность,
г/см 3 |
Хром | 51,996 | +24 | 1,66 | 0,130 | 652,4 | 1856,9 | 7,19 |
Железо | 55.845 | +26 | 1.83 | 0,126 | 759,1 | 1538,85 | 7,874 |
Медь | 63,546 | +29 | 1,90 | 0,128 | 745,0 | 1083,4 | 8,92 |
Цинк | 65,38 | +30 | 1,65 | 0,138 | 905,8 | 419,6 | 7,133 |
Свойства соединений железа, меди, цинка и хрома.
Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. Оксид и гидроксид хрома (II) (CrO и Cr(OH)2) проявляют основные свойства. Степени окисления +3 соответствуют амфотерные оксид и гидроксид: Cr2O3 и Cr(OH)3 соответственно. Соединения хрома +6 проявляют сильные кислотные свойства: оксид CrO3 и сразу две сильных кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7. Соединения хрома (II) проявляют сильные восстановительные свойства, соединения хрома (VI) проявляют только сильные окислительные свойства.
Характерные степени окисления железа : +2 и +3. Оксид и гидроксид железа (II) — основные (FeO и Fe(OH)2), а соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства (Cr2O3 и Cr(OH)3 соответственно) с преобладанием основных. Соединения железа (II) проявляют также восстановительные свойства.
Для меди характерны степени окисления +1 и +2. Оксид меди (I) CuO и гидроксид меди (I) CuOH — основные. Оксид и гидроксид меди (II) проявляют амфотерные свойства с преобладанием основных: CuO и Cu(OH)2.
Характерная степень окисления цинка +2. Соединения цинка (II) проявляют амфотерные свойства: ZnO и Zn(OH)2.
Глава 2. Химические свойства меди и ее соединений
§1. Химические свойства простого вещества (ст. ок. = 0).
а) Отношение к кислороду.
В отличие от своих соседей по подгруппе – серебра и золота, – медь непосредственно реагирует с кислородом. Медь проявляет к кислороду незначительную активность, но во влажном воздухе постепенно окисляется и покрывается пленкой зеленоватого цвета, состоящей из основных карбонатов меди:
В сухом воздухе окисление идет очень медленно, на поверхности меди образуется тончайший слой оксида меди:
Внешне медь при этом не меняется, так как оксид меди (I) как и сама медь, розового цвета. К тому же слой оксида настолько тонок, что пропускает свет, т.е. просвечивает. По-иному медь окисляется при нагревании, например, при 600-800 0 C. В первые секунды окисление идет до оксида меди (I), которая с поверхности переходит в оксид меди (II) черного цвета. Образуется двухслойное окисное покрытие.
Рисунок 2. Строение оксидной пленки меди.
б) Взаимодействие с водой.
Металлы подгруппы меди стоят в конце электрохимического ряда напряжений, после иона водорода. Следовательно, эти металлы не могут вытеснять водород из воды. В то же время водород и другие металлы могут вытеснять металлы подгруппы меди из растворов их солей, например:
Эта реакция окислительно-восстановительная, так как происходит переход электронов:
Молекулярный водород вытесняет металлы подгруппы меди с большим трудом. Объясняется это тем, что связь между атомами водорода прочная и на ее разрыв затрачивается много энергии. Реакция же идет только с атомами водорода.
Медь при отсутствии кислорода с водой практически не взаимодействует. В присутствии кислорода медь медленно взаимодействует с водой и покрывается зеленой пленкой гидроксида меди и основного карбоната:
в) Взаимодействие с кислотами.
Находясь в ряду напряжений после водорода, медь не вытесняет его из кислот. Поэтому соляная и разбавленная серная кислота на медь не действуют.
Однако в присутствии кислорода медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей:
Исключение составляет только иодоводородная кислота, которая вступает в реакцию с медью с выделением водорода и образованием очень устойчивого комплекса меди (I):
Медь так же реагирует с кислотами – окислителями, например, с азотной:
А так же с концентрированной холодной серной кислотой:
C горячей концентрированной серной кислотой:
C безводной серной кислотой при температуре 200 0 С образуется сульфат меди (I):
г) Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам.
Qобразования (CuCl) = 134300 кДж
Qобразования (CuCl2) = 111700 кДж
Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX2.. При действии галогенов при комнатной температуре видимых изменений не происходит, но на поверхности вначале образуется слой адсорбированных молекул, а затем и тончайший слой галогенидов. При нагревании реакция с медью происходит очень бурно. Нагреем медную проволочку или фольги и опустим ее в горячем виде в банку с хлором – около меди появятся бурые пары, состоящие из хлорида меди (II) CuCl2 с примесью хлорида меди (I) CuCl. Реакция происходит самопроизвольно за счет выделяющейся теплоты. Одновалентные галогениды меди получают при взаимодействии металлической меди с раствором галогенида двухвалентной меди, например:
При этом монохлорид выпадает из раствора в виде белого осадка на поверхности меди.
Медь так же достаточно легко ступает в реакции с серой и селеном при нагревании (300—400 °C):
А вот с водородом, углеродом и азотом медь не реагирует даже при высоких температурах.
д) Взаимодействие с оксидами неметаллов
Медь при нагревании может вытеснять из некоторых оксидов неметаллов (например, оксид серы (IV) и оксиды азота (II, IV)) простые вещества, образуя при этом термодинамически более устойчивый оксид меди (II):
§2. Химические свойства одновалентной меди (ст.ок. = +1)
В водных растворах ион Cu + очень неустойчив и диспропорционирует:
Однако медь в степени окисления (+1) может стабилизироваться в соединениях с очень низкой растворимостью или за счет комплексообразовния [9].
Амфотерный оксид. Кристаллическое вещество коричнево-красного цвета. В природе встречается в виде минерала куприта. Исскуственно может быть получен нагреванием раствора соли меди (II) с щелочью и каким-нибудь сильным восстановителем, например, формалином или глюкозой [11]. Оксид меди(I) не реагирует с водой. Оксид меди(I) переводится в раствор концентрированной соляной кислотой с образованием хлоридного комплекса:
Так же растворим в концентрированном растворе аммиака и солей аммония:
В разбавленной серной кислоте диспропорционирует на двухвалентную медь и металлическую медь:
Также оксид меди(I) вступает в водных растворах в следующие реакции:
1. Медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II):
2. Реагирует с разбавленными галогенводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):
3.Восстанавливается до металлической меди типичными восстановителями, например, гидросульфитом натрия в концентрированном растворе:
Оксид меди(I) восстанавливается до металлической меди в следующих реакциях:
1. При нагревании до 1800 °C (разложение):
2. При нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминиеми прочими типичными восстановителями:
Также, при высоких температурах оксид меди(I) реагирует:
1. C аммиаком (образуется нитрид меди(I))
2. С оксидами щелочных металлов:
При этом образуются купраты меди (I).
Оксид меди (I) заметно реагирует с щелочами [9]:
Гидроксид меди(I) образует жёлтое вещество, не растворяется в воде.
Легко разлагается при нагревании или кипячении:
Все эти соединения – белые кристаллические вещества, плохо растворимые в воде, но хорошо растворимые в избытке NH3, цианидных ионов, тиосульфатных ионов и иных сильных комплексообразователей. Иод образует только соединение Cu +1 J. В газообразном состоянии образуются циклы типа (CuГ)3 [10]. Обратимо растворимы в соответствующих галогенводородных кислотах:
Хлорид и бромид меди (I) неустойчивы во влажном воздухе и постепенно превращаются в основные соли меди (II):
1. Ацетат меди (I) (СН3СООСu) — соединение меди, имеет вид бесцветных кристаллов. В воде медленно гидролизуется до Сu2О, на воздухе окисляется до ацетата двухвалентной меди; Получают СН3СООСu восстановлением (СН3СОО)2Сu водородом или медью, сублимацией (СН3СОО)2Сu в вакууме или взаимодействием (NH3OH)SO4 с (СН3СОО)2Сu в р-ре в присутствии Н3СООNH3. Вещество токсично.
2. Ацетиленид меди(I) — красно-коричневые, иногда черные кристаллы. В сухом виде кристаллы детонируют при ударе или нагреве. Устойчивы во влажном состоянии. При детонации в отсутствие кислорода не образуется газообразных веществ. Под действием кислот разлагается. Образуется в виде осадка при пропускании ацетилена в аммиачные растворы солей меди(I):
Данная реакция используется для качественного обнаружения ацетилена.
3. Нитрид меди — неорганическое соединение с формулой Cu3N, тёмно-зелёные кристаллы.
Разлагается при нагревании:
Бурно реагирует с кислотами:
§3. Химические свойства двухвалентной меди (ст.ок. = +2)
Наиболее устойчивая степень окисления у меди и самая характерная для нее.
CuO — основный оксид двухвалентной меди. Кристаллы чёрного цвета, в обычных условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита (мелаконита) чёрного цвета. Оксид меди(II) реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей меди(II) и воды:
При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты меди (II):
При нагревании до 1100 °C разлагается [9]:
Гидроксид меди(II) – голубое аморфное или кристаллическое вещество, практически не растворимое в воде. При нагревании до 70-90 °C порошка Cu(ОН)2 или его водных суспензий разлагается до CuО и Н2О:
Является амфотерным гидроксидом. Реагирует с кислотами с образованием воды и соответствующей соли меди:
С разбавленными растворами щелочей не реагирует, в концентрированных растворяется, образуя ярко-синие тетрагидроксокупраты (II):
Гидроксид меди(II) со слабыми кислотами образует основные соли [11]. Очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:
Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu 2+ в растворе.
Простые соли меди (II) известны для большинства анионов, кроме цианида и иодида, которые при взаимодействии с катионом Cu 2+ образуют ковалентные соединения меди (I), нерастворимые в воде.
Соли меди (+2), в основном, растворимы в воде. Голубой цвет их растворов связан с образованием иона [Cu(H2O)4] 2+ . Они часто кристаллизуются в виде гидратов. Так, из водного раствора хлорида меди (II) ниже 15 0 С кристаллизуется тетрагидрат, при 15-26 0 С – тригидрат, свыше 26 0 С – дигидрат. В водных растворах соли меди (II) в небольшой степени подвержены гидролизу, и из них часто осаждаются основные соли [9].
1. Пентагидрат сульфата меди (II) (медный купорос)
Наибольшее практическое значение имеет CuSO4*5H2O, называемый медным купоросом. Сухая соль имеет голубую окраску, однако при несильном нагревании (200 0 С) она теряет кристаллизационную воду. Безводная соль белого цвета. При дальнейшем нагревании до 700 0 С она превращается в оксид меди, теряя триоксид серы:
Готовят медный купорос растворением меди в концентрированной серной кислоте. Эта реакция описана в разделе «Химические свойства простого вещества». Медный купорос применяют при электролитическом получении меди, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений, для получения других соединений меди [9].
2. Дигидрат хлорида меди (II).
Это темно-зеленые кристаллы, легкорастворимые в воде. Концентрированные растворы хлорида меди имеют зеленый цвет, а разбавленные – голубой. Это объясняется образованием хлоридного комплекса зеленого цвета:
И его дальнейшим разрушением и образованием голубого аквакомплекса.
3. Тригидрат нитрата меди (II).
Кристаллическое вещество синего цвета. Получается при растворении меди в азотной кислоте. При нагревании кристаллы сначала теряют воду, затем разлагаются с выделением кислорода и диоксида азота, переходя в оксид меди (II):
4. Карбонат гидроксомеди (II).
Карбонаты меди малоустойчивы и в практике почти не применяются. Некоторое значение для получения меди имеет лишь основной карбонат меди Cu2(OH)2CO3, который встречается в природе в виде минерала малахита. При нагревании легко разлагается с выделением воды, оксида углерода (IV) и оксида меди (II):
§4. Химические свойства трехвалентной меди (ст.ок. = +3)
Эта степень окисления является наименее стабильной для меди, и поэтому соединения меди (III) являются скорее исключениями, чем «правилами». Тем не менее, некоторые соединения трехвалентной меди существуют.
Это кристаллическое вещество, темно-гранатового цвета. Не растворяется в воде.
Получается окислением гидроксида меди(II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде при отрицательных температурах:
Это вещество разлагается при температуре 400 0 С:
Окисид меди (III) – сильный окислитель. При взаимодействии с хлороводородом хлор восстанавливается до свободного хлора [10]:
б) Купраты меди (Ш)
Это черные или синие вещества, в воде не устойчивы, диамагнитны, анион – ленты квадратов (dsp 2 ). Образуются при взаимодействии гидроксида меди(II) и гипохлорита щелочного металла в щелочной среде [10]:
в) Калия гексафторкупрат(III)
Зеленое вещество, парамагнитно. Октаэдрическое строение sp 3 d 2 . Комплекс фторида меди CuF3, который в свободном состоянии разлагается при -60 0 С. Образуется нагреванием смеси хлоридов калия и меди в атмосфере фтора:
Разлагает воду с образованием свободного фтора.
§5. Соединения меди в степени окисления (+4)
Пока науке известно лишь одно вещество, где медь в степени окисления +4, это гексафторкупрат(IV) цезия – Cs2Cu +4 F6 – оранжевое кристаллическое вещество, стабильное в стеклянных ампулах при 0 0 С. Бурно реагирует с водой. Получается фторированием при высоком давлении и температуре смеси хлоридов цезия и меди [10]:
Глава 2. Химические свойства меди и ее соединений
§1. Химические свойства простого вещества (ст. ок. = 0).
а) Отношение к кислороду.
В отличие от своих соседей по подгруппе – серебра и золота, – медь непосредственно реагирует с кислородом. Медь проявляет к кислороду незначительную активность, но во влажном воздухе постепенно окисляется и покрывается пленкой зеленоватого цвета, состоящей из основных карбонатов меди:
В сухом воздухе окисление идет очень медленно, на поверхности меди образуется тончайший слой оксида меди:
Внешне медь при этом не меняется, так как оксид меди (I) как и сама медь, розового цвета. К тому же слой оксида настолько тонок, что пропускает свет, т.е. просвечивает. По-иному медь окисляется при нагревании, например, при 600-800 0 C. В первые секунды окисление идет до оксида меди (I), которая с поверхности переходит в оксид меди (II) черного цвета. Образуется двухслойное окисное покрытие.
Рисунок 2. Строение оксидной пленки меди.
б) Взаимодействие с водой.
Металлы подгруппы меди стоят в конце электрохимического ряда напряжений, после иона водорода. Следовательно, эти металлы не могут вытеснять водород из воды. В то же время водород и другие металлы могут вытеснять металлы подгруппы меди из растворов их солей, например:
Эта реакция окислительно-восстановительная, так как происходит переход электронов:
Молекулярный водород вытесняет металлы подгруппы меди с большим трудом. Объясняется это тем, что связь между атомами водорода прочная и на ее разрыв затрачивается много энергии. Реакция же идет только с атомами водорода.
Медь при отсутствии кислорода с водой практически не взаимодействует. В присутствии кислорода медь медленно взаимодействует с водой и покрывается зеленой пленкой гидроксида меди и основного карбоната:
в) Взаимодействие с кислотами.
Находясь в ряду напряжений после водорода, медь не вытесняет его из кислот. Поэтому соляная и разбавленная серная кислота на медь не действуют.
Однако в присутствии кислорода медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей:
Исключение составляет только иодоводородная кислота, которая вступает в реакцию с медью с выделением водорода и образованием очень устойчивого комплекса меди (I):
Медь так же реагирует с кислотами – окислителями, например, с азотной:
А так же с концентрированной холодной серной кислотой:
C горячей концентрированной серной кислотой:
C безводной серной кислотой при температуре 200 0 С образуется сульфат меди (I):
г) Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам.
Qобразования (CuCl) = 134300 кДж
Qобразования (CuCl2) = 111700 кДж
Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX2.. При действии галогенов при комнатной температуре видимых изменений не происходит, но на поверхности вначале образуется слой адсорбированных молекул, а затем и тончайший слой галогенидов. При нагревании реакция с медью происходит очень бурно. Нагреем медную проволочку или фольги и опустим ее в горячем виде в банку с хлором – около меди появятся бурые пары, состоящие из хлорида меди (II) CuCl2 с примесью хлорида меди (I) CuCl. Реакция происходит самопроизвольно за счет выделяющейся теплоты. Одновалентные галогениды меди получают при взаимодействии металлической меди с раствором галогенида двухвалентной меди, например:
При этом монохлорид выпадает из раствора в виде белого осадка на поверхности меди.
Медь так же достаточно легко ступает в реакции с серой и селеном при нагревании (300—400 °C):
А вот с водородом, углеродом и азотом медь не реагирует даже при высоких температурах.
д) Взаимодействие с оксидами неметаллов
Медь при нагревании может вытеснять из некоторых оксидов неметаллов (например, оксид серы (IV) и оксиды азота (II, IV)) простые вещества, образуя при этом термодинамически более устойчивый оксид меди (II):
§2. Химические свойства одновалентной меди (ст.ок. = +1)
В водных растворах ион Cu + очень неустойчив и диспропорционирует:
Однако медь в степени окисления (+1) может стабилизироваться в соединениях с очень низкой растворимостью или за счет комплексообразовния [9].
Амфотерный оксид. Кристаллическое вещество коричнево-красного цвета. В природе встречается в виде минерала куприта. Исскуственно может быть получен нагреванием раствора соли меди (II) с щелочью и каким-нибудь сильным восстановителем, например, формалином или глюкозой [11]. Оксид меди(I) не реагирует с водой. Оксид меди(I) переводится в раствор концентрированной соляной кислотой с образованием хлоридного комплекса:
Так же растворим в концентрированном растворе аммиака и солей аммония:
В разбавленной серной кислоте диспропорционирует на двухвалентную медь и металлическую медь:
Также оксид меди(I) вступает в водных растворах в следующие реакции:
1. Медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II):
2. Реагирует с разбавленными галогенводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):
3.Восстанавливается до металлической меди типичными восстановителями, например, гидросульфитом натрия в концентрированном растворе:
Оксид меди(I) восстанавливается до металлической меди в следующих реакциях:
1. При нагревании до 1800 °C (разложение):
2. При нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминиеми прочими типичными восстановителями:
Также, при высоких температурах оксид меди(I) реагирует:
1. C аммиаком (образуется нитрид меди(I))
2. С оксидами щелочных металлов:
При этом образуются купраты меди (I).
Оксид меди (I) заметно реагирует с щелочами [9]:
Гидроксид меди(I) образует жёлтое вещество, не растворяется в воде.
Легко разлагается при нагревании или кипячении:
Все эти соединения – белые кристаллические вещества, плохо растворимые в воде, но хорошо растворимые в избытке NH3, цианидных ионов, тиосульфатных ионов и иных сильных комплексообразователей. Иод образует только соединение Cu +1 J. В газообразном состоянии образуются циклы типа (CuГ)3 [10]. Обратимо растворимы в соответствующих галогенводородных кислотах:
Хлорид и бромид меди (I) неустойчивы во влажном воздухе и постепенно превращаются в основные соли меди (II):
1. Ацетат меди (I) (СН3СООСu) — соединение меди, имеет вид бесцветных кристаллов. В воде медленно гидролизуется до Сu2О, на воздухе окисляется до ацетата двухвалентной меди; Получают СН3СООСu восстановлением (СН3СОО)2Сu водородом или медью, сублимацией (СН3СОО)2Сu в вакууме или взаимодействием (NH3OH)SO4 с (СН3СОО)2Сu в р-ре в присутствии Н3СООNH3. Вещество токсично.
2. Ацетиленид меди(I) — красно-коричневые, иногда черные кристаллы. В сухом виде кристаллы детонируют при ударе или нагреве. Устойчивы во влажном состоянии. При детонации в отсутствие кислорода не образуется газообразных веществ. Под действием кислот разлагается. Образуется в виде осадка при пропускании ацетилена в аммиачные растворы солей меди(I):
Данная реакция используется для качественного обнаружения ацетилена.
3. Нитрид меди — неорганическое соединение с формулой Cu3N, тёмно-зелёные кристаллы.
Разлагается при нагревании:
Бурно реагирует с кислотами:
§3. Химические свойства двухвалентной меди (ст.ок. = +2)
Наиболее устойчивая степень окисления у меди и самая характерная для нее.
CuO — основный оксид двухвалентной меди. Кристаллы чёрного цвета, в обычных условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита (мелаконита) чёрного цвета. Оксид меди(II) реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей меди(II) и воды:
При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты меди (II):
При нагревании до 1100 °C разлагается [9]:
Гидроксид меди(II) – голубое аморфное или кристаллическое вещество, практически не растворимое в воде. При нагревании до 70-90 °C порошка Cu(ОН)2 или его водных суспензий разлагается до CuО и Н2О:
Является амфотерным гидроксидом. Реагирует с кислотами с образованием воды и соответствующей соли меди:
С разбавленными растворами щелочей не реагирует, в концентрированных растворяется, образуя ярко-синие тетрагидроксокупраты (II):
Гидроксид меди(II) со слабыми кислотами образует основные соли [11]. Очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:
Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu 2+ в растворе.
Простые соли меди (II) известны для большинства анионов, кроме цианида и иодида, которые при взаимодействии с катионом Cu 2+ образуют ковалентные соединения меди (I), нерастворимые в воде.
Соли меди (+2), в основном, растворимы в воде. Голубой цвет их растворов связан с образованием иона [Cu(H2O)4] 2+ . Они часто кристаллизуются в виде гидратов. Так, из водного раствора хлорида меди (II) ниже 15 0 С кристаллизуется тетрагидрат, при 15-26 0 С – тригидрат, свыше 26 0 С – дигидрат. В водных растворах соли меди (II) в небольшой степени подвержены гидролизу, и из них часто осаждаются основные соли [9].
1. Пентагидрат сульфата меди (II) (медный купорос)
Наибольшее практическое значение имеет CuSO4*5H2O, называемый медным купоросом. Сухая соль имеет голубую окраску, однако при несильном нагревании (200 0 С) она теряет кристаллизационную воду. Безводная соль белого цвета. При дальнейшем нагревании до 700 0 С она превращается в оксид меди, теряя триоксид серы:
Готовят медный купорос растворением меди в концентрированной серной кислоте. Эта реакция описана в разделе «Химические свойства простого вещества». Медный купорос применяют при электролитическом получении меди, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений, для получения других соединений меди [9].
2. Дигидрат хлорида меди (II).
Это темно-зеленые кристаллы, легкорастворимые в воде. Концентрированные растворы хлорида меди имеют зеленый цвет, а разбавленные – голубой. Это объясняется образованием хлоридного комплекса зеленого цвета:
И его дальнейшим разрушением и образованием голубого аквакомплекса.
3. Тригидрат нитрата меди (II).
Кристаллическое вещество синего цвета. Получается при растворении меди в азотной кислоте. При нагревании кристаллы сначала теряют воду, затем разлагаются с выделением кислорода и диоксида азота, переходя в оксид меди (II):
4. Карбонат гидроксомеди (II).
Карбонаты меди малоустойчивы и в практике почти не применяются. Некоторое значение для получения меди имеет лишь основной карбонат меди Cu2(OH)2CO3, который встречается в природе в виде минерала малахита. При нагревании легко разлагается с выделением воды, оксида углерода (IV) и оксида меди (II):
§4. Химические свойства трехвалентной меди (ст.ок. = +3)
Эта степень окисления является наименее стабильной для меди, и поэтому соединения меди (III) являются скорее исключениями, чем «правилами». Тем не менее, некоторые соединения трехвалентной меди существуют.
Это кристаллическое вещество, темно-гранатового цвета. Не растворяется в воде.
Получается окислением гидроксида меди(II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде при отрицательных температурах:
Это вещество разлагается при температуре 400 0 С:
Окисид меди (III) – сильный окислитель. При взаимодействии с хлороводородом хлор восстанавливается до свободного хлора [10]:
б) Купраты меди (Ш)
Это черные или синие вещества, в воде не устойчивы, диамагнитны, анион – ленты квадратов (dsp 2 ). Образуются при взаимодействии гидроксида меди(II) и гипохлорита щелочного металла в щелочной среде [10]:
в) Калия гексафторкупрат(III)
Зеленое вещество, парамагнитно. Октаэдрическое строение sp 3 d 2 . Комплекс фторида меди CuF3, который в свободном состоянии разлагается при -60 0 С. Образуется нагреванием смеси хлоридов калия и меди в атмосфере фтора:
Разлагает воду с образованием свободного фтора.
§5. Соединения меди в степени окисления (+4)
Пока науке известно лишь одно вещество, где медь в степени окисления +4, это гексафторкупрат(IV) цезия – Cs2Cu +4 F6 – оранжевое кристаллическое вещество, стабильное в стеклянных ампулах при 0 0 С. Бурно реагирует с водой. Получается фторированием при высоком давлении и температуре смеси хлоридов цезия и меди [10]: