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

Гидроксид меди(II) — Cu(ОН)2, голубое аморфное или кристаллическое вещество с ромбической кристаллической решеткой (а = 0,2949 нм, b = 1,059 нм, с = 0,5256 нм, z = 4). Cu(ОН)2 практически не растворим в воде[1]. При нагревании до 70-90 °C порошка Cu(ОН)2 или его водных суспензий разлагается до CuО и Н2О.

Получение

В лаборатории получают действием на холоде растворимых гидроксидов, кроме NH4OH, на растворимые соли меди, например:

Cu(NO3)2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaNO3
CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 + K2SO4

При получении не следует добавлять слишком много щелочи, так как гидроксид меди разлагается даже от небольшого избытка щелочи на оксид и воду. Легкость разложения гидроксида меди (II) определяется его строением, которое отлично от структур гидроксидов других двухзарядных катионов. Упрощенно его можно представить как линейные цепи из квадратов [Cu(OH)4], соединенные друг с другом общими сторонами. Друг относительно друга цепи расположены таким образом, что атомы кислорода соседних цепей, находящихся снизу и сверху, дополняют координационное число атомов меди до шести. Для перестройки этой структуры в оксид требуется лишь отщепление части гидроксильных групп (оксоляция) и разворот некоторых цепей относительно друг друга.

[источник не указан 129 дней]

Свойства

Гидроксид меди(II)

Является амфотерным гидроксидом. Реагирует с кислотами с образованием воды и соответствующей соли меди:

Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O

С разбавленными растворами щелочей не реагирует, в концентрированных растворяется, образуя ярко-синие тетрагидроксокупраты (II): Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4]

Как и все нерастворимые основания, гидроксид меди II при нагревании разлагается на оксид и воду, в данном случае, на оксид меди(II):

Cu(OH)2 → (t°) CuO + H2O

При длительном стоянии на воздухе, обогащённым кислородом, гидроксид меди (II) вступает в обратимую реакцию с кислородом, образуя грязно-красный оксид меди (III):

4Cu(OH)2 + O2 ↔ 2Сu2O3↓ + H2O

Равновесие в этой реакции сдвинуто влево.

При избытке влаги может образоваться гидроксид куприла (III):

4Cu(OH)2 + O2 → 4CuO(OH)↓ + H2O

Очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:

Cu(OH)2+4NH4OH=[Cu(NH3)4](OH)2+4H2O

или

Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4](OH)2

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

2+ в растворе.

Примечания

dic.academic.ru

Оксид и гидроксид меди (II)

Поиск Лекций

Химические свойства меди

В сухом воздухе медь практически не окисляется, с водой не взаимодействует и является довольно инертным металлом.

1. Взаимодействие с неметаллами

С кислородом в зависимости от температуры взаимодействия медь образует два оксида:

при 400–500°С образуется оксид двухвалентной меди:

2Cu + O2 = 2CuO;

при температуре выше 1000°С получается оксид меди (I):

4Cu + O2 = 2Cu2O.

Аналогично реагирует с серой:

при 400°С образуется сульфид меди (II):

Cu + S = CuS;

при температуры выше 400°С получается сульфид меди (I):

2Cu + S = Cu2S.

При нагревании с фтором, хлором, бромом образуются галогениды меди (II):

Cu + Br2 = CuBr2;

с йодом – образуется йодид меди (I):

2Cu + I2 = 2CuI.

Медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом и кремнием.

2. 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.

3. Взаимодействие с аммиаком

Медь растворяется в водном растворе аммиака в присутствии кислорода воздуха с образованием гидроксида тетраамминмеди (II):

2Cu + 8NH3 + 2H2O + O2 = 2[Cu(NH3)4](OH)2.

4. Восстановительные свойства

Медь окисляется оксидом азота (IV) и хлоридом железа (III):

2Cu + NO2 = Cu2O + NO;

Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2.

Способы получения меди

Для получения меди применяют пиро-, гидро- и электрометаллургические процессы.

Пирометаллургический процесс получения меди из сульфидных руд типа CuFeS2выражается суммарным уравнением:

2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2 = 2Cu + 2FeSiO3 + 4SO2.

Гидрометаллургические методы получения меди основаны на селективном растворении медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты или аммиака, из полученных растворов медь вытесняют металлическим железом:

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4.

Электролизом получают чистую медь:

2CuSO4 + 2H2O 2Cu + O2 + 2H2SO4;

на катоде выделяется медь, на аноде – кислород.

Оксид и гидроксид меди (I)

Оксид меди (I) Cu2O – красновато-коричневые кристаллы с кубической кристаллической решеткой, в которых реализуется линейно-тетраэдрическая координация атомов, плотность 6,1 г/см3, температура плавления 1242°С.

В воде не растворяется и не реагирует с ней. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.

Взаимодействует с растворами щелочей с образованием гидроксокомплексов:

Cu2O + 2NaOH + H2O = 2Na[Cu(OH)2].

В водных растворах аммиака образует гидроксид диамминмеди (I):

Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH.

С соляной кислотой взаимодействует с образованием дихлорокупрата (I) водорода:

Cu2O + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2O.

С бромоводородом и йодоводородом образует соли меди (I):

Cu2O + 2HBr = 2CuBr + H2O;

Cu2O + 2HI = 2CuI + H2O.

В разбавленной серной кислоте диспропорционирует, образуя сульфат меди (II) и металлическую медь:Cu2O + H2SO4 = Cu + CuSO4 + H2O.

Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:Cu

2O + H2 = 2Cu + H2O;

Cu2O + CO = 2Cu + CO2;

Cu2O + Mg = 2Cu + MgO.

При нагревании окисляется кислородом воздуха:2Cu2O + O2 = 4CuO.

Оксид меди (I) получают электролизом раствора хлорида натрия с использованием медных электродов. На катоде выделяется водород, а на аноде растворяется медь с образованием ионов Cu+, при взаимодействии с группами ОН образуется Cu2O.

Оксид меди (I) образуется при нагревании до 1100°С оксида меди (II):

4CuO = 2Cu2O + O2

или при восстановлении сульфата меди глюкозой или гидразином в щелочной среде :

2CuSO4 + C6H12O6 + 4NaOH = Cu

2O + C6H12O7 + 2Na2SO4 + 2H2O.

Гидроксид меди (I) CuOH как индивидуальное соединение не выделен. При взаимодействии солей меди (I) с щелочами в растворе образуется гидратированный оксид Cu2O · nH2O, из раствора выделяется только Cu2O. При растворении Cu2O в растворах щелочей образуется M[Cu(OH)2].

Оксид и гидроксид меди (II)

Оксид меди (II) CuO – кристаллы черного цвета, кристаллизуются в моноклинной сингонии, плотность 6,51 г/см3, температура плавления 1447°С (под давлением кислорода). При нагревании до 1100°С разлагается с образованием оксида меди (I):

4CuO = 2Cu2O + O2.

В воде не растворяется и не реагирует с ней. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.

В водных растворах аммиака образует гидроксид тетраамминмеди (II):

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

Легко реагирует с разбавленными кислотами с образованием соли и воды:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

При сплавлении со щелочами образует купраты:CuO + 2KOH = K2CuO2 + H2O.

Восстанавливается водородом, угарным газом и активными металлами до металлической меди:CuO + H2 = Cu + H2O;

CuO + CO = Cu + CO2;

CuO + Mg = Cu + MgO.

Получается при прокаливании гидроксида меди (II) при 200°С:Cu(OH)2 = CuO + H2O

или при окислении металлической меди на воздухе при 400–500°С:

2Cu + O2 = 2CuO.

Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 – вещество голубого цвета, существует в аморфной и кристаллической формах, кристаллическая решетка ромбическая, плотность 3,37 г/см3, при нагревании выше 70°С разлагается на оксид меди (II) и воду:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

В воде плохо растворим. Имеет слабовыраженные амфотерные свойства с преобладанием основных.

Легко реагирует с кислотами с образованием солей:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.

В водных растворах щелочей образует неустойчивые ярко-синие гидроксокомплексы:

Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4].

В растворе аммиака – устойчивые аммиакаты темно-синего цвета:

Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH

3)4](OH)2.

Проявляя основные свойства, взаимодействует с углекислым газом образованием основного карбоната меди (II) – малахита:

2Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O.

Получается при обменном взаимодействии солей меди (II) и щелочи:

CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl;

кристаллический гидроксид меди (II) образуется при введении гидроксида натрия или калия в аммиачный раствор сульфата меди (II):

[Cu(NH3)4]SO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 4NH3 + Na2SO4.

Рекомендуемые страницы:

poisk-ru.ru

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 + H24 = 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