Оксид меди(II) — это… Что такое Оксид меди(II)?

Окси́д ме́ди(II) (окись меди) 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.

Кристаллическая решётка оксида меди относится к типу моноклинных решёток, с симметрией группы C_2h и параметрами решётки a = 4.6837(5), b = 3.4226(5), c = 5.1288(6), α = 90° , β = 99.54(1)°, γ = 90°. Атом меди окружён четырьмя атомами кислорода и имеет искажённую плоскую конфигурацию.

Получение

Получить оксид меди(II) можно:

• нагревая металлическую медь на воздухе (при температурах ниже 1100 °C получается оксид меди(II):

Химические свойства

Оксид меди(II) реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей меди(II) и воды:

При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты:

При нагревании до 1100 °C разлагается:

Оксиду меди(II) соответствует гидроксид меди(II) Cu(OH)₂, который является очень слабым основанием. Он способен растворяться в концентрированных растворах щелочей с образованием комплексов (то есть обладает слабыми амфотерными свойствами):

(тетрагидроксокупрат(II) натрия).

Оксид меди(II) восстанавливается до металлической меди аммиаком, монооксидом углерода, водородом, углем:

Применение

CuO используют при производстве стекла и эмалей для придания им зелёной и синей окраски. Кроме того, оксид меди применяют в производстве медно-рубинового стекла.

В лабораториях применяют для обнаружения восстановительных свойств веществ. Вещество восстанавливает оксид до металлической меди, при этом чёрный цвет оксида меди переходит в розовую окраску меди.

Примечания

1. ↑ под давлением О₂

Литература

• Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963
• The effect of hydrostatic pressure on the ambient temperature structure of CuO, Forsyth J.B., Hull S., J. Phys.: Condens. Matter 3 (1991) 5257-5261

dic.academic.ru

Окись меди — это… Что такое Окись меди?

Оксид меди(II)

Окси́д ме́ди(II) (окись меди) 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.

Кристаллическая решётка оксида меди относится к типу моноклинных решёток, с симметрией группы

C_2h и параметрами решётки a = 4.6837(5), b = 3.4226(5), c = 5.1288(6), α = 90° , β = 99.54(1)°, γ = 90°. Атом меди окружён четырьмя атомами кислорода и имеет искажённую плоскую конфигурацию.

Получение

Получить оксид меди(II) можно:

• нагревая металлическую медь на воздухе (при температурах выше 1100 °C получается оксид меди(II)):

2Cu + O₂ → 2CuO.

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑;

Cu(OH)₂·CuCO₃ → 2CuO + H₂O + CO₂↑.

Химические свойства

Оксид меди(II) реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей меди(II) и воды:

CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O.

При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты:

CuO + 2KOH → K₂CuO₂ + H₂O.

При нагревании до 1100 °C разлагается:

4CuO → 2Cu₂O + O₂↑.

Оксиду меди(II) соответствует гидроксид меди(II) Cu(OH)₂, который является очень слабым основанием. Он способен растворяться в концентрированных растворах щелочей с образованием комплексов (то есть обладает слабыми амфотерными свойствами):

Cu(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Cu(OH)₄] (гидроксокупрат(II) натрия).

Оксид меди(II) может быть восстановлен до металлической меди при помощи аммиака, монооксидом углерода или водородом:

H₂ + CuO → Cu + H₂O.

Применение

CuO используют при производстве стекла и эмалей для придания им зелёной и синей окраски. Кроме того, оксид меди применяют в производстве медно-рубинового стекла.

В лабораториях применяют для обнаружения восстановительных свойств веществ. Вещество восстанавливает оксид до металлической меди, при этом цвет становится розовым.

Литература

• Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963
• The effect of hydrostatic pressure on the ambient temperature structure of CuO, Forsyth J.B., Hull S., J. Phys.: Condens. Matter 3 (1991) 5257-5261

Примечания

1. ↑ под давлением О₂

Wikimedia Foundation. 2010.

dic.academic.ru

свойства, получение, применение :: SYL.ru

Как вам известно, в химии существует четыре класса неорганических соединений. Веществ, представляющих каждый из них, очень много, но лидирующее положение, несомненно, занимают оксиды. У одного химического элемента может быть сразу несколько разных бинарных соединений с кислородом. Такое свойство имеет и медь. У нее существует три оксида. Давайте рассмотрим их детальнее.

Оксид меди (I)

Его формула — Cu₂O. В некоторых источниках данное соединение могут называть гемиоксидом меди, оксидом димеди или закисью меди.

Свойства

Является кристаллическим веществом, имеющим коричнево-красный цвет. Этот оксид не растворяется в воде и этиловом спирте. Может плавиться, не разлагаясь, при температуре чуть больше 1240^оС. Данное вещество не взаимодействует с водой, но может переводиться в раствор, если участниками реакции с ним будут концентрированные хлоровородная кислота, щелочь, азотная кислота, гидрат аммиака, соли аммония, серная кислота.

Получение оксида меди (I)

Его можно получить, нагрев металлическую медь, или в такой среде, где кислород имеет малую концентрацию, а также в токе некоторых оксидов азота и вместе с оксидом меди (II). Кроме того, он может стать продуктом реакции термического разложения последнего. Оксид меди (I) получится и в том случае, если нагреть сульфид меди (I) в токе кислорода. Есть и другие, более сложные способы его получения (например, восстановление одного из гидроксидов меди, ионный обмен любой соли одновалентной меди с щелочью и т.п.), но их практикуют только в лабораториях.

Применение

Нужен в качестве пигмента, когда окрашивают керамику, стекло; компонента красок, которые защищают подводную часть судна от обрастания. Используется также как фунгицид. Без него не обходятся и меднозакисные вентили.

Оксид меди (II)

Его формула — CuO. Во многих источниках может встречаться под названием окиси меди.

Свойства

Это высший оксид меди. Вещество имеет вид черных кристаллов, которые почти не растворяются в воде. Взаимодействует с кислотой и при этой реакции образует соответствующую соль двухвалентной меди, а также воду. При его сплавлении с щелочью продукты реакции представлены купратами. Разложение оксида меди (II) происходит при температуре около 1100^оС. Аммиак, монооксид углерода, водород и уголь способны извлекать из этого соединения металлическую медь.

Получение

Его можно получить при нагревании металлической меди в воздушной среде при одном условии — температура нагревания должна быть ниже 1100^оС. Также оксид меди (II) может получиться, если нагреть карбонат, нитрат, двухвалентный гидроксид меди.

Применение

С помощью данного оксида окрашивают в зеленый или синий цвет эмаль и стекло, а также производят медно-рубиновую разновидность последнего. В лаборатории этим оксидом обнаруживают восстановительные свойства веществ.

Оксид меди (III)

Его формула — Cu₂O₃. Имеет традиционное название, которое звучит, наверное, немного необычно — окисел медь.

Свойства

Имеет вид красных кристаллов, не растворяющихся в воде. Разложение этого вещества происходит при температуре 400^оС, продукты данной реакции — оксид меди (II) и кислород.

Получение

Его можно получить, окисляя двухвалентный гидроксид меди с помощью пероксидисульфата калия. Необходимое условие реакции — щелочная среда, в которой она должна происходить.

Применение

Данное вещество само по себе не используется. В науке и промышленности более широкое распространение находят продукты его разложения — оксид меди (II) и кислород.

Заключение

Вот и все оксиды меди. Их несколько из-за того, что медь имеет переменную валентность. Существуют и другие элементы, у которых есть по несколько оксидов, но о них поговорим в другой раз.

www.syl.ru

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 ⁰C. В первые секунды окисление идет до оксида меди (I), которая с поверхности переходит в оксид меди (II) черного цвета. Образуется двухслойное окисное покрытие.

Q_{образования} (Cu₂O) = 84935 кДж.

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):

2Cu + 3HI → 2H[CuI₂] +H₂↑

Медь так же реагирует с кислотами – окислителями, например, с азотной:

Cu + 4HNO_3(конц.) → Cu(NO₃)₂+2NO₂↑+2H₂O

3Cu + 8HNO_{3(разбав.)} → 3Cu(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O

А так же с концентрированной холодной серной кислотой:

Cu + H

2SO_4(конц.) → CuO + SO₂↑ + H₂O

C горячей концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H₂SO_{4(конц., горячая)} → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

C безводной серной кислотой при температуре 200⁰С образуется сульфат меди (I):

2Cu + 2H₂SO_{4(безводн.)} ^{200 °C}→ Cu₂SO₄↓ + SO₂↑ + 2H₂O

г) Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам.

Q_{образования} (CuCl) = 134300 кДж

Q_{образования} (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):

2Cu +S→Cu₂S

2Cu +Se→Cu₂Se

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):

4Cu+SO₂ ^600-800°C →2CuO + Cu₂S

4Cu+2NO₂ ^500-600°C →4CuO + N₂↑

2Cu+2NO ^500-600°C →2CuO + N₂↑

§2. Химические свойства одновалентной меди (ст.ок. = +1)

В водных растворах ион Cu⁺ очень неустойчив и диспропорционирует:

Cu⁺↔Cu⁰+Cu²⁺

Однако медь в степени окисления (+1) может стабилизироваться в соединениях с очень низкой растворимостью или за счет комплексообразовния [9].

а) Оксид меди (I) Cu₂O

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:

Cu₂O+4HCl→2H[CuCl2]+ H₂O

Так же растворим в концентрированном растворе аммиака и солей аммония:

Cu₂O+2NH₄⁺→2[Cu(H₂O)(NH₃)]⁺

В разбавленной серной кислоте диспропорционирует на двухвалентную медь и металлическую медь:

Cu₂O+H₂SO_{4(разбав.)} →CuSO₄+Cu⁰↓+H₂O

Также оксид меди(I) вступает в водных растворах в следующие реакции:

1. Медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II):

2Cu₂O+4H₂O+O₂→4Cu(OH)₂↓

2. Реагирует с разбавленными галогенводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):

Cu₂O+2HГ→2CuГ↓ +H₂O (Г=Cl, Br, J)

3.Восстанавливается до металлической меди типичными восстановителями, например, гидросульфитом натрия в концентрированном растворе:

2Cu₂O+2NaSO₃→4Cu↓+Na₂SO₄+H₂SO₄

Оксид меди(I) восстанавливается до металлической меди в следующих реакциях:

1. При нагревании до 1800 °C (разложение):

2Cu₂O —^{1800 °C} →2Cu +O₂

2. При нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминиеми прочими типичными восстановителями:

Cu₂O + H₂ —^>250°C→2Cu +H₂O

Cu₂O + CO —^250-300°C→2Cu +CO₂

3Cu₂O + 2Al —^1000°C→6Cu +Al₂O₃

Также, при высоких температурах оксид меди(I) реагирует:

1. C аммиаком (образуется нитрид меди(I))

3Cu₂O + 2NH₃ —^250°C→2Cu₃N + 3H₂O

2. С оксидами щелочных металлов:

Cu₂O+M₂O-^600-800°C →2МCuO (M= Li, Na, K)

При этом образуются купраты меди (I).

Оксид меди (I) заметно реагирует с щелочами [9]:

Cu₂O+2NaOH_(конц.) +H₂O↔2Na[Cu(OH)₂]

б) Гидроксид меди (I) CuOH

Гидроксид меди(I) образует жёлтое вещество, не растворяется в воде.

Легко разлагается при нагревании или кипячении:

2CuOH → Cu₂O + H₂O

в) Галогениды CuF, CuСl, CuBr и CuJ

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 соединениеCu⁺¹J. В газообразном состоянии образуются циклы типа (CuГ)₃ [10]. Обратимо растворимы в соответствующих галогенводородных кислотах:

CuГ + HГ ↔ H[CuГ₂] (Г=Cl, Br, J)

Хлорид и бромид меди (I) неустойчивы во влажном воздухе и постепенно превращаются в основные соли меди (II):

4CuГ +2H₂O +O₂ →4Cu(OH)Г (Г=Cl, Br)

г) Прочие соединения меди (I)

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):

С₂H₂ +2[Cu(NH₃)₂](OH) →Cu₂C₂↓ +2H₂O+2NH₃

Данная реакция используется для качественного обнаружения ацетилена.

3. Нитрид меди — неорганическое соединение с формулой Cu₃N, тёмно-зелёные кристаллы.

Разлагается при нагревании:

2Cu₃N —^300°C→6Cu +N₂↑

Бурно реагирует с кислотами:

2Cu₃N +6HCl —^300°C→3Cu↓ +3CuCl₂ +2NH₃↑

§3. Химические свойства двухвалентной меди (ст.ок. = +2)

Наиболее устойчивая степень окисления у меди и самая характерная для нее.

а) Оксид меди (II) CuO

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:

CuO + 2HNO₃→Cu(NO₃)₂ +H₂O

При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты меди (II):

CuO+2KOH—^t°→K₂CuO₂ +H₂O

При нагревании до 1100 °C разлагается [9]:

4CuO-^t°→2Cu₂O + O₂

б) Гидроксид меди (II) Cu(OH)₂

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:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

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:

Cu(OH)₂+4NH₄OH→[Cu(NH₃)₄](OH)₂+4H₂O

Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu²⁺ в растворе.

в) Соли меди (II)

Простые соли меди (II) известны для большинства анионов, кроме цианида и иодида, которые при взаимодействии с катионом Cu²⁺ 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 15⁰С кристаллизуется тетрагидрат, при 15-26⁰С – тригидрат, свыше 26⁰С – 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 (200⁰С) она теряет кристаллизационную воду. Безводная соль белого цвета. При дальнейшем нагревании до 700⁰С она превращается в оксид меди, теряя триоксид серы:

CuSO₄­—^t°→CuO+SO₃↑

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:

Cu²⁺+4Cl^— →[CuCl₄]^2-

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):

2Cu(NO₃)₂—^t°→2CuO+4NO₂↑+O₂↑

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):

Cu₂(OH)₂CO₃—^t°→2CuO+H₂O↑+CO₂↑

§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.

а) Оксид меди (III) Cu₂O₃

Это кристаллическое вещество, темно-гранатового цвета. Не растворяется в воде.

Получается окислением гидроксида меди(II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде при отрицательных температурах:

2Cu(OH)₂ +K₂S₂O₈+2KOH —^-20°C→Cu₂O₃↓+2K₂SO₄+3H₂O

Это вещество разлагается при температуре 400⁰С:

Cu₂O₃—^t°→2CuO+O₂↑

Окисид меди (III) – сильный окислитель. При взаимодействии с хлороводородом хлор восстанавливается до свободного хлора [10]:

Cu₂O₃+6HCl—^t°→2CuCl₂+Cl₂↑+3H₂O

б) Купраты меди (Ш)

Это черные или синие вещества, в воде не устойчивы, диамагнитны, анион – ленты квадратов (dsp²). Образуются при взаимодействии гидроксида меди(II) и гипохлорита щелочного металла в щелочной среде [10]:

2Cu(OH)₂ + МClO + 2NaOH→2МCuO₃ +NaCl +3H₂O (M=Na—Cs)

в) Калия гексафторкупрат(III)

Зеленое вещество, парамагнитно. Октаэдрическое строение sp³d². Комплекс фторида меди CuF₃, который в свободном состоянии разлагается при -60⁰С. Образуется нагреванием смеси хлоридов калия и меди в атмосфере фтора:

3KCl + CuCl + 3F₂ → K₃[CuF₆] + 2Cl₂

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⁺⁴F₆ — оранжевое кристаллическое вещество, стабильное в стеклянных ампулах при 0⁰С. Бурно реагирует с водой. Получается фторированием при высоком давлении и температуре смеси хлоридов цезия и меди [10]:

CuCl₂ +2CsCl +3F₂ —^{t° р}→ Cs₂CuF₆ +2Cl₂

studfile.net

Медь — химические свойства » HimEge.ru

Место меди в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

Медь расположена в 11 группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. В четвертом периоде медь является предпоследним d-элементом, её валентные электроны 3d⁹4s², однако вследствие устойчивости d¹⁰-состояния энергетическим более выгодным оказывается переход одного d-электрона на 4s-подуровень, поэтому валентные электроны меди имеют следующую конфигурацию: 3d¹⁰4s¹. В соединениях для меди характерная степень окисления +2, возможно проявление степеней окисления +1 и +3.

Физические свойства меди

Медь – пластичный, розовато-красный металл с металлическим блеском. Обладает высокой тепло- и электропроводностью, по значению электропроводности уступает только серебру. Температура плавления 1083°С, температура кипения 2567°С, плотность 8,92 г/см³.

На воздухе медь покрывается плотной зелено-серой пленкой основного карбоната, которая защищает её от дальнейшего окисления.

Химические свойства меди

С кислородом в зависимости от температуры взаимодействия медь образует два оксида:
2Cu + O₂ = 2CuO (черный цвет)

При температуре около 150 ^оС металл покрывается темно-красной пленкой оксида меди (I):
4Cu + O₂ = 2Cu₂O

При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II):
Cu + Br₂ = CuBr₂;

с йодом – образуется йодид меди (I):
2Cu + I₂ = 2CuI.

Cu + S = CuS
4Cu   + SO₂= Cu₂S + 2CuO
4Cu + 2NO₂  = 4CuO   + N₂

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов медь расположена после водорода, поэтому она не взаимодействует с растворами разбавленной соляной и серной кислот и щелочей.

Растворяется в разбавленной азотной кислоте с образованием нитрата меди (II) и оксида азота (II):

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Реагирует с концентрированными растворами серной и азотной кислот с образованием солей меди (II) и продуктов восстановления кислот:

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

С концентрированной соляной кислотой медь реагирует с образованием трихлорокупрата (II) водорода:

Cu + 3HCl = H[CuCl₃] + H₂

himege.ru

Гидроксид меди (II), характеристика, свойства и получение, химические реакции

Гидроксид меди (II), характеристика, свойства и получение, химические реакции.

 

 

Гидроксид меди (II) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Cu(OH)₂.

 

Краткая характеристика гидроксида меди (II)

Физические свойства гидроксида меди (II)

Получение гидроксида меди (II)

Химические свойства гидроксида меди (II)

Химические реакции гидроксида меди (II)

Применение и использование гидроксида меди (II)

 

Краткая характеристика гидроксида меди (II):

Гидроксид меди (II) – неорганическое кристаллическое или аморфное вещество ярко-голубого цвета.

Химическая формула гидроксида меди (II) Cu(OH)₂.

Не растворяется в воде. Растворимость в воде 0,000673 г/100 мл.

Не горит. Термически неустойчивый. При нагревании до 70-90 °C порошка Cu(ОН)₂ или его водных суспензий разлагается на оксид меди (II) и воду.

Гидроксид меди токсичен.

 

Физические свойства гидроксида меди (II):

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	Cu(OH)2
Синонимы и названия иностранном языке	сopper(II) hydroxide (англ.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	ярко-голубые кристаллы либо ярко-голубая водная суспензия (аморфное состояние)
Цвет	ярко-голубой
Вкус	—*
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество – кристаллы, при 20 °C), кг/м3	3370
Плотность (состояние вещества – твердое вещество – кристаллы, при 20 °C), г/см3	3,37
Температура разложения, °C	70
Гигроскопичность	отсутствует
Молярная масса, г/моль	97,561

* Примечание:

— нет данных.

 

Получение гидроксида меди (II):

В лаборатории гидроксид меди (II) получается действием на холоде растворимых гидроксидов металлов на растворимые соли меди в результате следующих химических реакций:

1. 1. в результате взаимодействия нитрата меди (II) с гидроксидом натрия:

Cu(NO₃)₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + 2NaNO₃.

При этом гидроксид меди (II) выпадает в осадок.

1. 2. в результате взаимодействия сульфата меди (II) и гидроксида калия:

2KOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂ + K₂SO₄.

При этом гидроксид меди (II) выпадает в осадок.

3. 3. в результате взаимодействия нитрата меди (II) с гидроксидом калия:

Cu(NO₃)₂ + 2KOH → Cu(OH)₂ + 2KNO₃.

При этом гидроксид меди (II) выпадает в осадок.

4. 4. в результате взаимодействия сульфата меди (II) с гидроксидом кальция:

Ca(OH)₂ + CuSO₄ → Cu(OH)₂ + CaSO₄.

При этом гидроксид меди (II) выпадает в осадок.

5. 5. в результате взаимодействия хлорида меди (II) с гидроксидом натрия:

CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂ + 2NaCl.

При этом гидроксид меди (II) выпадает в осадок.

 

Химические свойства гидроксида меди (II). Химические реакции гидроксида меди (II):

Гидроксид меди (II) – слабое основание. Проявляет амфотерные свойства.

Химические свойства гидроксида меди (II) аналогичны свойствам гидроксидов других амфотерных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция гидроксида меди (II) с ортофосфорной кислотой:

Cu(OH)₂ + H₃PO₄ → Cu₃(PO₄)₂ + 6H₂O.

В результате реакции образуются фосфат меди (II) и вода. В качестве исходного вещества используется разбавленный раствор ортофосфорной кислоты.

2. реакция гидроксида меди (II) с азотной кислотой:

Cu(OH)₂ + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O.

В результате реакции образуются нитрат меди (II) и вода. В качестве исходного вещества используется разбавленный раствор азотной кислоты.

Аналогично проходят реакции гидроксида меди (II) и с другими кислотами.

3. реакция гидроксида меди (II) и сероводорода:

Cu(OH)₂ + H₂S → CuS + 2H₂O.

В результате реакции образуются сульфид меди (II) и вода. В ходе реакции используется суспензия гидроксида меди (II) и насыщенный раствор сероводорода.

4. реакция гидроксида меди (II) и оксида углерода:

2Cu(OH)₂ + CO₂ → Cu₂(OH)₂CO₃ + H₂O.

В результате реакции образуются карбонат-дигидроксид димеди (II) и вода.

5. реакция гидроксида меди (II) и оксида селена:

SeO₂ + Cu(OH)₂ → CuSeO₃ + 2H₂O (t^o).

В результате реакции образуются селенит меди (II) и вода. Реакция протекает при нагревании.

6. реакция гидроксида меди (II) и гидроксида натрия:

Cu(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Cu(OH)₄].

В результате реакции образуется тетрагидроксокупрат натрия.

7. реакция гидроксида меди (II), аммиака и воды:

Cu(OH)₂ + 4NH₃ + 2H₂O → [Cu(NH₃)₄(H₂O)₂](OH)₂.

В результате реакции образуется гидроксид диакватетрааммин меди (I).

8. реакция гидроксида меди (II) и гидрата аммиака:

Cu(OH)₂ + 4(NH₃•H₂O) → [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O.

В результате реакции образуются гидроксид тетрааммин меди (II) и вода. Гидрат аммиака используется в ходе реакции в виде концентрированного раствора.

Гидроксид тетрааммин меди (II) имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu²⁺ в растворе.

9. реакция гидроксида меди (II) с кислородом:

4Cu(OH)₂ + O₂ ⇄ 4Cu₂O₃ + 2H₂O.

При длительном нахождении на воздухе, обогащённом кислородом, гидроксид меди (II) вступает в обратимую реакцию с кислородом, образуя грязно-красный оксид меди (III). В результате реакции образуется оксид меди (III) и вода.

4Cu(OH)₂ + O₂ → 4CuО(ОН) + H₂O.

При избытке влаги может образоваться гидроксид куприла (III) и вода.

10. реакция термического разложения гидроксида меди (II):

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O (t = 70-90 ^oC).

В результате реакции образуются оксид меди (II) и вода.

 

Применение и использование гидроксида меди (II):

Гидроксид меди (II) используется:

– как пигмент при производстве стекол, керамики, красок,

– как катализатор в химической промышленности.

 

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

 

карта сайта

гидроксид меди (II) реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие гидроксида меди (II) реакции

 

 

 

 

Коэффициент востребованности 766

xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai

Получение и химические реакции меди

Нахождение в природе.

Медь встречается главным образом в виде сульфидных соединений. Наиболее важные минералы — медный блеск Cu₂S, медный колчедан (халькопирит) CuFeS₂ и борнит Cu₃FeS₂ входят в состав так называемых полиметаллических сульфидных руд. Реже встречаются кислородсодержащие соединения: малахит (основной карбонат меди) СuСО₃ • Сu(ОН)₂, азурит 2СuСО₃ • Сu(ОН)₂ и куприт СuO₂.

Физические свойства.

Медь — металл красного цвета, плавится при температуре 1083°С, кипит при 2877°С. Чистая медь довольно мягка, легко поддается прокатке и вытягиванию. Примеси увеличивают твердость меди. Медь отличается очень высокой электро- и теплопроводностью. Примеси мышьяка и сурьмы значительно уменьшают электропроводность меди. Медь образует различные сплавы (латуни, бронзы и др.).

Химические свойства.

Медь относится к числу малоактивных металлов. На холоду она очень слабо взаимодействует с кислородом воздуха, покрываясь пленкой оксида, которая препятствует дальнейшему окислению меди. При нагревании медь окисляется полностью:

2Cu + O₂ = 2СuО

Сухой хлор на холоду не взаимодействует с медью, однако в присутствии влаги реакция проходит довольно энергично:

Сu + Сl₂ = СuС1₂.

При нагревании медь довольно энергично взаимодействует с серой:

Си + S = CuS.

Медь может растворятся только в кислотах-окислителях. В концентрированной серной кислоте она растворяется только при нагреваний, a в азотной — и на холоду:

Сu+ 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂O,
ЗСu + 8HNO₃(Разбавл.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂O,
Сu + 4HNO₃(Конц .) = Cu(NO₃)₂+ 2NO + 2Н₂O.

Получение.

Процесс получения меди состоит из нескольких стадий. Сначала сульфидную руду обжигают. При этом часть меди превращается в оксид:

4CuFeS₂ + 13O₂ = 4CuO + 2Fe₂0₃ + 8SO₂.

Затем проводят плавку на штейн и получают сульфид меди (I). При этом к огарку прибавляют кокс и песок для образования шлака:

2CuO + FeS + С + SiO₂ = Cu₂S + FeSi0₃ + СО
или
CuO + FeO + CuS + С + SiO₂ = Cu₂S + FeSiO₃+ CO.

Далее штейн подвергают конвертерной плавке:

9Cu₂ S + 3O₂ = 2Cu₂ O + 2SO₂ ,
2CuO₂ + Cu₂ S = 6Cu + SO₂ .

Получаемая медь называется черновой. Очищают медь рафинированием. Электролитом служит раствор сульфата меди, анодом — медные болванки ,катодом — пластинка чистой меди. При пропускании электрического тока через электролит медь анода растворяется, а на катоде выделяется чистая медь.

Оксид меди

Обладает основными свойствами. Он может взаимодействовать с кислотами и кислотными оксидами:

CuO + H₂SО₄ = CuSО₄ + Н₂О,
CuO + SО₃ = CuSО₄.

Оксид меди не растворим в воде. При нагревании оксида меди и присутствии восстановителя довольно легко происходит его восстановление:

CuO + Н₂ = Сu + Н₂O,
СuО + СО = Сu + СO₂.

Оксид меди получают окислением меди при нагревании или прокаливанием гидроксида меди:

2Сu + O₂ = 2СuО,
Cu(OH)₂ = CuO + Н₂O.

Оксид меди встречается в природе в продуктах выветривания некоторых медных руд. Он используется в производстве стекла и эмалей как зеленый и синий красители (медно-рубиновое стекло), как окислитель в органическом анализе и в медицине.

Гидроксид меди

Гидроксид меди Сu(ОН)₂. Выпадает в виде осадка при действии на растворы солей меди (II) растворов щелочей (но не аммиака):

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄.

При действии аммиака на соли меди (II) сначала выпадает гидроксид меди, который очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:

Cu(OH)₂ + 4NH₄OH = [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4Н₂O
или
Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂.

Аммиакат меди окрашен в интенсивный сине-фиолетовый цвет, Поэтому он позволяет обнаружить малые количества ионов меди (П) в растворе. Эта реакция применяется в аналитической химии.
Гидроксид меди обладает очень слабо выраженными амфотерными свойствами. В кислотах он растворяется легко, в концентрированных растворах щелочей — с большим трудом. В первом случае образуются соли меди, во втором — гидроксокупраты:

Сu(ОH)₂ + 2NaOH = Na₂[Cu(OH)₄].

Гидроксид меди может восстанавливаться до гемиоксида меди при нагревании С различными не очень сильными восстановителями: альдегидами, сахарами, гидразином, гидроксиламином и др.:

2Cu(OH)₂ + R—СНО → Cu₂O + R—COOH + 2H₂O.

Гемиоксид, или оксид меди (I)

Гемиоксид, или оксид меди (I), Си₂0. Обладает только основными свойствами. Часть солей меди (I) хорошо растворима, но довольно неустойчива и легко окисляется кислородом воздуха. Устойчивыми соединениями меди (I) являются, как правило, либо нерастворимые соединения (Cu₂S, Cu₂O, Cu₂I₂), либо комплексные соединения (Cu(NH₃)⁺₂ и др.). Гемиоксид меди применяется для изготовления купроксных выпрямителей переменного тока.

При растворении гемиоксида меди в кислородсодержащих кислотах, например серной, образуются соли меди (II) и медь:

Cu₂O + H₂SO₄ = CuSO₄ + Сu + Н₂O,

а при растворении в галогеноводородных кислотах — соли меди (I):

Cu₂0 + 2НС1 = 2СuС1 + Н₂O.

Многие соли меди (II) хорошо растворимы в воде, но подвержены гидролизу, поэтому в растворе всегда должен быть небольшой избыток кислоты. Нерастворимыми солями меди (II) являются сульфид CuS, карбонат (основной карбонат) СuСO₃• Сu(ОН)₂ • 0,5Н₂О, оксалат СuС₂O₄и фосфат Сu₃(РO₄)₂.

Под действием восстановителей соли меди (II) в кислом растворе могут восстанавливаться до солей меди (I):

2CuSO₄ + 4KI = 2K₂SO₄ + Cu₂I₂ + I₂

Аммиачные растворы солей меди (I) могут взаимодействовать с ацетиленом, образуя ацетиленид меди;

СН≡СН + 2CuCl = Cu₂C₂ + 2НС1.

www.metmk.com.ua