С какими веществами реагирует медь: Медь. Химия меди и ее соединений

Чтобы понять, с чем реагирует медь, нужно провести химические реакции в лабораторных условиях

Медь является одним из наиболее популярных представителей группы цветных металлов, используемых в промышленности. В таблице Менделеева элемент имеет порядковый номер 29 и обозначается как Cu.

Физические свойства

Данный металл имеет следующие физические характеристики, отличающие его от других элементов:

• Цвет – ярко-рыжий, с розоватым оттенком. При обнаружении медной руды можно принять ее за ржавый предмет.
• При механической обработке или переплавке обладает характерным блеском.
• Характеризуется повышенной пластичностью, легко поддается обработке, штамповке и вытягиванию в проволоку.
• Имеет один из самых высоких показателей электропроводности, что позволяет широко использовать металл при изготовлении проводов.
• Плотность 8920 кг/м3, что почти на 1000 кг больше промышленной стали.
• Начинает плавиться при температуре свыше 1100оС, а закипает при достижении 2500оС.
• При контакте с атмосферным воздухом длительное время начинает покрываться характерной пленкой с зеленым оттенком.

Таким образом, металл имеет свойство самостоятельно противостоять окислению, и изделия из меди пользуются повышенным спросом во многих отраслях промышленности.

Химические реакции с участием меди

В металлургической индустрии медь используется в различных соединениях, вступая в реакцию с другими веществами, что способствует улучшению ее эксплуатационных качеств:

1. Оксидные соединения данного металла получаются на основе 2 базовых реакций:

• 2Cu + O2 = 2CuO.
• 4Cu + O2 = 2Cu2O – реакция проходит при нагревании Cu до 140оС и выше.

1. Сульфиды меди выделяются при соединении элемента с серой

2Cu + S = Cu2S, активность соединения наступает при повышении температуры.

1. Чтобы понять, с чем реагирует медь, необходимо провести реакции с галогенами, например, с бромом, фтором или хлором:

• Cu + Br2 = CuBr2;
• Cu + F2 = CuF2;
• Cu + Cl2 = CuCl2; –

из этих примеров видно, что общая формула реакции выглядит как Cu + Hal2 = CuHal2.

1. Данный металл хорошо реагирует с некоторыми концентрированными или разбавленными кислотами, образуя соли, летучие газы и воду:

• с азотной кислотой – 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O;
• с дигидрогенсульфатом – Cu + 2h3SO4 = CuSO4 + SO2 + 2h3O;
• с хлороводородным соединением – Cu + 3HCl = H(CuCl3) + h3.

1. При спекании меди с оксидами таких же или других металлов получаются кислородные соединения, обладающие иными свойствами и валентностью:

• с бинарной связью меди и кислорода – Cu + CuO = Cu2O;
• с оксидом железа – Cu + Fe2O3 = 2FeO + CuO.

1. При взаимодействии с солями других металлов медь позволяет выделить чистый элемент из жидкого раствора:

• с нитратом серебра – Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag, где чистое серебро выпадает в осадок;
• с сульфатом железа – Cu + Fe2(SO4)3 = CuSO4 + 2FeSO4.

Медь также подвергается коррозии под воздействием воды, углекислого газа и кислорода, содержащихся в атмосфере: 2Cu + h3O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3, и данное вещество образует упомянутую выше карбонатную пленку с зелено-серым оттенком.

Медь и ее производные используются во многих отраслях промышленности – при производстве проводов, труб, фитингов, деталей для бытового, медицинского и другого оборудования. Кроме того, данный элемент применяется как катализатор многих химических реакций с целью получения ценных материалов и веществ для смежных индустрий.

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(NO

₃)₂+2NO₂↑+2H₂O

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

А так же с концентрированной холодной серной кислотой:

Cu + H₂SO_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

Химия меди — Химия LibreTexts

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

Идентификатор страницы

3722

• Джим Кларк
• Школа Труро в Корнуолле

Медь относится к тому же семейству периодической таблицы, что и серебро и золото, поскольку у каждого из них есть один s-орбитальный электрон поверх заполненной электронной оболочки, которая образует металлические связи. Это сходство электронной структуры делает их похожими по многим характеристикам. Все они обладают очень высокой тепло- и электропроводностью и являются ковкими металлами. Среди чистых металлов при комнатной температуре медь имеет вторую по величине электрическую и теплопроводность после серебра.

Введение

Использование меди восходит к глубокой истории. Медные бусы были найдены на территории современного Ирака, датируемого 9000 годом до нашей эры. Металл относительно легко добывать и очищать, что способствует его раннему и широкому использованию. Однако, будучи мягким, он непригоден для изготовления надежных инструментов и оружия. Первые кузнецы еще за 3000 лет до нашей эры научились сочетать медь с другими металлами для получения более прочных сплавов. Латунь (медь и цинк) и бронза (медь и олово) являются двумя примерами. Символ и название меди происходят от латинского 9.0036 cuprum , что буквально означает «с острова Кипр», ранний источник медной руды.

До 1982 года пенни США были из чистой меди. Теперь они в основном цинковые с тонкой оболочкой из меди. Большая часть добываемой сегодня меди очищается и вытягивается в проволоку для использования в электротехнической промышленности. Значительная часть также используется в производстве водопроводных труб. Медь, конечно же, имеет характерный цвет, который знаком большинству людей. Он является одним из лучших электрических проводников и устойчив к коррозии от большинства кислот (кроме азотной и горячей концентрированной серной). При воздействии элементов в течение определенного периода времени на нем образуется зеленоватый налет или патина, представляющая собой карбонат меди (II), защитное покрытие, предотвращающее дальнейший износ.

Залежи и извлечение меди

Медь встречается как в связанном, так и в свободном состоянии, а также во многих рудах. Важными рудами меди являются медный пирит (\(CuFeS_2\)), куприт и медный глянец. Медные руды в основном находятся на севере Индии. Извлечение меди также включает в себя множество стадий. Руда, используемая для добычи, представляет собой медный колчедан, который измельчается, концентрируется и затем нагревается в присутствии воздуха. При нагревании влага удаляется, а колчедан меди превращается в сульфид железа и сульфид меди.

\[ 2CuFeS_2 + O_2 \rightarrow Cu_2S + 2FeS + SO_2 \]

Доменная печь предназначена для нагрева смеси обожженной руды, порошкообразного кокса и песка. В доменной печи происходят реакции окисления. Сульфид железа образует оксид железа, который соединяется с кремнеземом и образует шлак (\(FeSiO_2\)).

\[ 2FeS + 3O_2 \rightarrow 2FeO + 2SO_2\]

\[ FeO + SiO_2 \rightarrow FeSiO_3\]

Сульфид меди образует закись меди, которая частично превращается в сульфид меди.

\[ Cu_2S + 3 O_2 \rightarrow 2Cu_2O + 2SO_2\]

\[ Cu_2O + FeS \rightarrow Cu_2S + FeO\]

Этот сульфид меди содержит некоторое количество сульфида железа и называется штейном. Штейн удаляют из основного выхода доменной печи. Удаленный штейн переводится в бессемеровский конвертер, который внутри футерован оксидом магния. Этот преобразователь имеет трубы, через которые подается горячий воздух и \(SiO_2\). В этом конвертере \(Cu_2S\) преобразуется в \(Cu_2O\), а \(FeS\) превращается в \(FeO\). Закись железа образует шлак с \(SiO_2\). Образующийся оксид меди реагирует с Cu2S и образует медь.

\[ 2Cu_2O + Cu_2S \rightarrow 6Cu + SO_2\]

Образовавшуюся медь необходимо очистить электролизом.

Реакции ионов меди(II) в растворе

Простейшим ионом, который медь образует в растворе, является типичный синий ион гексааквамеди(II) — [Cu(H ₂ O) ₆ ] ²⁺ .

Реакции ионов гексааквамеди(II) с ионами гидроксида

Ионы гидроксида (например, из раствора гидроксида натрия) удаляют ионы водорода из водных лигандов, присоединенных к иону меди. Как только ион водорода был удален из двух молекул воды, у вас остался комплекс без заряда — нейтральный комплекс. Он нерастворим в воде, и образуется осадок.

Цветовая маркировка показывает, что это не реакция обмена лиганда. Кислороды, которые первоначально были связаны с медью, все еще связаны в нейтральном комплексе.

В пробирке изменение цвета:

Реакции ионов гексааквамеди(II) с раствором аммиака

Аммиак действует как основание и как лиганд. При небольшом количестве аммиака ионы водорода отрываются от гексаакваиона точно так же, как и в случае гидроксид-иона, с образованием того же нейтрального комплекса. 9{2+} + H_2O\]

Примечание

Вы можете удивиться, почему это второе уравнение дается исходя из исходного гексаакваиона, а не нейтрального комплекса. Объяснить, почему осадок снова растворяется, довольно сложно. Полное объяснение вы найдете на странице о реакциях между ионами гексааква и раствором аммиака.

Изменения цвета:

Реакция ионов гексааквамеди(II) с ионами карбоната

Вы просто получаете осадок того, что можно представить как карбонат меди(II). 9{2-} + 6H_2O\]

Поскольку реакция обратима, вы получаете смесь цветов из-за обоих комплексных ионов. Цвет иона тетрахлоркупрата (II) можно также описать как оливково-зеленый или желтый. Если к зеленому раствору добавить воду, он снова станет синим.

Реакция ионов гексааквамеди(II) с ионами йодида

Ионы меди(II) окисляют ионы йодида до молекулярного йода, и в процессе сами восстанавливаются до йодида меди(I).

9- (aq)\]

Когда раствор тиосульфата натрия вливается из бюретки, окраска йода тускнеет. Когда почти все кончится, добавьте немного раствора крахмала. Он обратимо реагирует с йодом, образуя темно-синий комплекс крахмал-йод, который гораздо легче увидеть.

Медленно добавляйте последние несколько капель раствора тиосульфата натрия, пока не исчезнет синяя окраска. Если вы проследите пропорции реакции с помощью двух уравнений, вы обнаружите, что на каждые 2 моля ионов меди (II), с которыми вы должны были начать, вам нужно 2 моля раствора тиосульфата натрия. Зная концентрацию раствора тиосульфата натрия, легко рассчитать концентрацию ионов меди(II).

Некоторые важные химические вещества меди(I)

Диспропорционирование ионов меди(I) в растворе

Химия меди(I) ограничивается реакцией, которая протекает с участием простых ионов меди(I) в растворе. Это хороший пример диспропорционирования — реакции, при которой что-то окисляется и восстанавливается. Ионы меди (I) в растворе диспропорционируют с образованием ионов меди (II) и осадка меди. Реакция:

Любая попытка получить простое соединение меди(I) в растворе приводит к этому. Например, если вы взаимодействуете с оксидом меди (I) с горячей разбавленной серной кислотой, вы можете ожидать получения раствора сульфата меди (I) и воды. На самом деле вы получаете коричневый осадок меди и синий раствор сульфата меди (II) из-за реакции диспропорционирования.

\[ Cu_2O + H_2SO_4 \rightarrow Cu + CuSO_4 + H_2O\]

Стабилизация степени окисления меди(I)

Мы уже видели, что йодид меди(I) образуется в виде не совсем белого осадка, если добавить раствора иодида калия в раствор, содержащий ионы меди(II). Иодид меди(I) практически нерастворим в воде, поэтому реакции диспропорционирования не происходит. Точно так же хлорид меди (I) может быть получен в виде белого осадка (реакция описана ниже). Если его отделить от раствора и как можно быстрее высушить, он останется белым. Однако при контакте с водой он медленно становится синим по мере образования ионов меди (II). Реакция диспропорционирования происходит только с простыми ионами меди (I) в растворе.

Образование комплексов меди(I) (кроме комплексов с водой в качестве лиганда) также стабилизирует степень окисления меди(I). Например, оба [Cu(NH ₃ ) ₂ ] ⁺ и [CuCl ₂ ] ^— представляют собой комплексы меди (I), которые не диспропорционируют . Хлорсодержащий комплекс образуется при растворении оксида меди(I) в концентрированной соляной кислоте. Вы можете представить, что это происходит в два этапа. Сначала образуется хлорид меди(I): 9-_{(aq)}\]

Вы можете получить белый осадок хлорида меди(I) (упомянутый выше), добавив к этому раствору воду. Это обращает последнюю реакцию, удаляя лишний хлорид-ион.

Авторы и авторство

---

Эта страница под названием «Химия меди» используется в соответствии с лицензией CC BY-NC 4.0, автором, ремиксом и/или куратором этой страницы является Джим Кларк.

1. Наверх

• Была ли эта статья полезной?

1. Тип изделия

   Раздел или Страница

   Автор

   Джим Кларк

   Лицензия

   CC BY-NC

   Версия лицензии

   4,0

   Показать страницу TOC

   № на стр.

2. Теги

   1. медь
   2. медный пирит
   3. замена лиганда

Медь | Использование, свойства и факты

медь

См. все носители

Ключевые люди:

Джеймс Дуглас Маркус Дейли Уильям Э. Додж Сэр Честер Битти Йохан Готлиб Ган

Похожие темы:

обработка меди солнечная батарея CIGS нейзильбер медная работа медно-порфировое месторождение

См. все связанные материалы →

Следите за медью из сырой породы в карьерах до плавки, преобразования и рафинирования в анодные пластины

Посмотреть все видео к этой статье

медь (Cu) , химический элемент, красноватый, чрезвычайно пластичный металл группы 11 (Ib) периодической таблицы, который является необычайно хорошим проводником электричества и тепла. Медь встречается в природе в свободном металлическом состоянии. Эта самородная медь была впервые использована (ок. 8000 г. до н.э.) в качестве заменителя камня людьми эпохи неолита (новый каменный век). Металлургия зародилась в Месопотамии, когда медь отливали в формах (ок. 4000 г. до н. э.), превращали в металл из руд с помощью огня и древесного угля и преднамеренно сплавляли с оловом в виде бронзы (ок. 3500 г. до н. э.). Римские поставки меди почти полностью происходили с Кипра. Он был известен как aes Cyprium , «кипрский металл», сокращенный до cyprium , а затем преобразованный в cuprum . См. также бронзу .

9 0301

Свойства элемента

атомный номер	29
атомный вес	63,546
температура плавления	1083 °C (1981 °F)
температура кипения	2567 ° C (4653 °F)
плотность	8,96 при 20 °C (68 °F)
валентность	1, 2
электронная конфигурация	2-8-18-1 или (Ar )3 д 10 4 s 1

Самородная медь встречается во многих местах как первичный минерал в базальтовых лавах, а также в виде восстановленных соединений меди, таких как сульфиды, арсениды, хлориды и карбонаты. (О минералогических свойствах меди см. таблица самородных элементов.) Медь встречается в сочетании со многими минералами, такими как халькозин, халькопирит, борнит, куприт, малахит и азурит. Он присутствует в золе водорослей, во многих морских кораллах, в печени человека, во многих моллюсках и членистоногих. Медь играет такую ​​же роль транспорта кислорода в гемоцианине голубокровных моллюсков и ракообразных, как железо в гемоглобине краснокровных животных. Медь, присутствующая в организме человека в качестве микроэлемента, помогает катализировать образование гемоглобина. Медно-порфировое месторождение в Андах Чили является крупнейшим известным месторождением этого минерала. К началу 21 века Чили стала ведущим мировым производителем меди. Другими крупными производителями являются Перу, Китай и США.

Медь в промышленных масштабах производится в основном путем плавки или выщелачивания, обычно с последующим электроосаждением из сульфатных растворов. Подробное описание производства меди см. в разделе обработка меди. Большая часть производимой в мире меди используется электротехнической промышленностью; большая часть остатка соединяется с другими металлами, образуя сплавы. (Это также технологически важно в качестве гальванического покрытия.) Важными сериями сплавов, в которых медь является основным компонентом, являются латуни (медь и цинк), бронзы (медь и олово) и мельхиоры (медь, цинк и никель, нет). серебро). Есть много полезных сплавов меди и никеля, в том числе монель; два металла полностью смешиваются. Медь также образует важную серию сплавов с алюминием, называемых алюминиевыми бронзами. Бериллиевая медь (2 процента бериллия) — необычный медный сплав, который можно упрочнить термической обработкой. Медь входит в состав многих монетных металлов. Долгое время после того, как бронзовый век перешел в железный век, медь оставалась вторым металлом по использованию и важности после железа. К 19Однако в 60-х годах более дешевый и распространенный алюминий отодвинулся на второе место в мировом производстве.

Производство и запасы меди

страна	добыча на руднике в 2016 г. (метрические тонны)*	% мировой добычи полезных ископаемых	доказанные запасы 2016 г. (метрические тонны)*	% мировых доказанных запасов
*Оцененный.
** Из-за округления данные не складываются в общую сумму.
Источник: Министерство внутренних дел США, Сводные данные о минеральном сырье, 2017 г.
Чили	5 500 000	28,4	210 000 000 903:00	29,2
Перу	2 300 000	11,9	81 000 000	11. 3
Китай	1 740 000	9,0	28 000 000	3,9
Соединенные Штаты	1 410 000	7.3	35 000 000	4.9
Австралия	970 000	5,0	89 000 000	12,4
Конго (Киншаса) 903:00	910 000	4.7	20 000 000	2,8
Замбия	740 000	3,8	20 000 000	7. 4
Канада	720 000	3,7	11 000 000	1,5
Россия	710 000	3,7	30 000 000	4.2
Мексика	620 000	3.2	46 000 000 903:00	6.4
другие страны	3 800 000	19,6	150 000 000	20,8
мировой итог	19 400 000**	100**	720 000 000	100** 903:00

Медь — один из самых пластичных металлов, не особо прочный и твердый. Прочность и твердость заметно увеличиваются при холодной обработке из-за образования удлиненных кристаллов той же гранецентрированной кубической структуры, которая присутствует в более мягкой отожженной меди. Обычные газы, такие как кислород, азот, двуокись углерода и двуокись серы, растворяются в расплавленной меди и сильно влияют на механические и электрические свойства затвердевшего металла. Чистый металл уступает только серебру по тепло- и электропроводности. Природная медь представляет собой смесь двух стабильных изотопов: меди-63 (690,15%) и меди-65 (30,85%).

Викторина «Британника»

Викторина «118 названий и символов периодической таблицы»

Поскольку медь находится ниже водорода в электродвижущем ряду, она не растворяется в кислотах с выделением водорода, хотя и будет реагировать с окисляющими кислотами, такими как азотная и горячая концентрированная серная кислота. Медь противостоит действию атмосферы и морской воды. Однако длительное воздействие воздуха приводит к образованию тонкого зеленого защитного покрытия (патины), которое представляет собой смесь гидроксокарбоната, гидроксосульфата и небольшого количества других соединений.