Оксид меди (I)

— концентрированной серной кислотой

С концентрированной серной кислотой медь реагирует как при нагревании, так и при комнатной температуре. При нагревании реакция протекает в соответствии с уравнением:

Поскольку медь не является сильным восстановителем, сера восстанавливается в данной реакции только до степени окисления 4 (в SO2).

— с концентрированной азотной кислотой

Концентрированная HNO3 легко реагирует с медью при обычных условиях. Отличие реакции меди с концентрированной азотной кислотой от взаимодействия с разбавленной азотной кислотой заключается в продукте восстановления азота. В случае концентрированной HNO3 азот восстанавливается в меньшей степени: вместо оксида азота (II) образуется оксид азота (IV), что связано с большей конкуренцией между молекулами азотной кислоты в концентрированной кислоте за электроны восстановителя (Cu):

Взаимодействие с кислотами

Хром при обычных условиях пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, однако, растворяется в них при кипячении, при этом окисляясь до степени окисления 3:

В случае разбавленной азотной кислоты основным продуктом восстановления азота является простое вещество N2:

Хром расположен в ряду активности левее водорода, а это значит, что он способен выделять H2 из растворов кислот-неокислителей. В ходе таких реакций в отсутствие доступа кислорода воздуха образуются соли хрома (II):

При проведении же реакции на открытом воздухе, двухвалентный хром мгновенно окисляется содержащимся в воздухе кислородом до степени окисления 3. При этом, например, уравнение с соляной кислотой примет вид:

При сплавлении металлического хрома с сильными окислителями в присутствии щелочей хром окисляется до степени окисления 6, образуя хроматы:

Водород в меди и медных сплавах

Водород, растворяясь в меди и сплавах на основе меди, отрицательно влияет на их свойства. Растворимость водорода в жидкой меди в широком интервале температур носит экспоненциальный характер. Процесс растворения водорода в системах Cu-Xi можно выразить уравнением

Константа равновесия процесса

где ƒXiH — коэффициент активности водорода в сплаве Cu-Xi при постоянных (одинаковых) температурах и давлении; [Н]Cu-Xi.- растворимость водорода в сплаве Cu-Хi.

Коэффициент активности ƒXiH рассчитывают по уравнению

где [Н]Cu — растворимость водорода в чистой меди.

Растворимость водорода в многокомпонентных сплавах можно рассчитывать по формуле, предложенной К. Вагнером [26]:

где [Н]СПЛ — растворимость водорода в сплавах, см3/100 г, при расчетной температуре и рН2 = 0,101 МПа; [Н]Cu- растворимость водорода в чистой меди, см3/100 г, при расчетной температуре и рН2 = 0,101 МПа;

Равновесную расчетную растворимость при меньших, реальных парциальных давлениях можно определить по выражению Сивертса: [Н] = КН2(рH2)1/2, где KH2 = [Н]СПЛ при расчетной температуре и рН2 = 0,101 МПа; pH2 — реальное парциальное давление водорода в плавильной атмосфере.

Легирующие элементы в меди могут понижать, повышать или существенно не изменять величину растворимости кислорода в сплавах. Влияние элементов на растворимость водорода в жидкой меди показано на рис. 39 [23]. В системах медь — никель, медь — марганец, медь — железо с увеличением содержания легирующих элементов в сплаве растворимость водорода возрастает.

В чистом марганце и никеле растворимость водорода значительно больше, чем в меди. В сплавах медь — никель [до 9% (по массе) Ni] и сплавах медь — марганец [до 18% (по массе) Mn] и в области давлений до 0,101 МПа соблюдается уравнение Сивертса. В сплавах медь — кремний, медь — олово, медь — цинк, медь — свинец растворимость водорода уменьшается.

Исследованы следующие концентрационные интервалы, % (по массе): Si — до 10, олова — до 70, цинка — до 27, свинца — до 35. Свинец снижает растворимость водорода в меди особенно заметно в интервале концентраций 1…5%. Установлено также, что алюминий уменьшает растворимость водорода в сплавах с медью [23].

Диаграмма состояния системы медь — водород

Экспериментально определены фазовый состав и растворимость водорода в меди [25]. На рис. 38 приведена диаграмма состояния системы медь — водород при давлении водорода 100 мПа. Растворимость водорода в меди зависит от температуры и давления и может быть рассчитана по уравнению

где STBH — растворимость водорода в твердой меди, см3/100 г;

pН2 — парциальное давление водорода, мПа; R — универсальная газовая постоянная, Дж/(моль·К); Т — температура, К.

Диаграмма состояния системы медь — кислород

Диаграмма состояния меди с кислородом [до 60% (ат.) O2] по обобщенным литературным данным [21, 22] приведена на рис. 35, f. В системе существуют следующие фазы: твердый раствор на основе меди — до 0,03% (ат.) O2 при 1066 °С, Cu2O при 33,3% (ат.)

O2, Cu4О3 при 42,9% (ат.) O2. На рис. 35,6 показана диаграмма состояния этой системы в координатах lgpO2 — Т, где рO2- парциальное давление кислорода, Па; Т — температура, К.

Эта диаграмма позволяет судить о стабильности различных фаз: твердого раствора на основе меди — Cu(c), Cu2O (с) — куприта,CuО(с) — тенорита. При нагреве на воздухе (lg pO2= — 0,67) CuО диссоциирует при 1031 °С с образованием Cu2O, которая плавится конгруэнтно при 1134 °С.

Качественные реакции на ионы меди (ii)

Качественная реакция на ионы меди 2 – взаимодействие солей меди (II) с щелочами . При этом образуется голубой осадокгидроксида меди(II).

Например , сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

Соли меди (II) окрашивают пламя в зеленый цвет.

Кислород в меди и медных сплавах

Растворение кислорода в меди можно описать уравнением

Константа равновесия реакции окисления

где aO, fO — активность и коэффициент активности кислорода в меди соответственно; СO — концентрация кислорода, % (ат.).

Коэффициент активности кислорода ƒ0O уменьшается с увеличением концентрации кислорода и понижением температуры расплава. В соответствии с полученными экспериментальными данными значения ƒ0O можно определить из следующего выражения:

В сплавах меди активность кислорода отличается от его активности в чистой меди. Активность кислорода в медных сплавах зависит от сродства элементов или примесей к кислороду (рис. 36) [23]. Большинство элементов, входящих в состав медных сплавов, снижает активность кислорода в расплавах.

В сплавах, содержащих элементы, обладающие высоким сродством к кислороду (Al, Si, Мn), активность кислорода очень мала [∼ 10-6% (ат.)]. Сплавы, содержащие элементы с меньшим сродством к кислороду (Zn, Fe, Sn, Со, Pb), имеют большее количество кислорода, и его активность составляет 10-2…

10-5% (ат.). В реальных условиях ведения плавки [при содержании кислорода в меди менее 0,4% (по массе)] коэффициент активности кислорода, учитывающий отклонение системы Cu-О от закона Генри, может быть принят равным единице. В конечном виде активность кислорода в сплаве меди с каким-либо компонентом Хi описывается выражением:

где ƒxiO — коэффициент активности кислорода, учитывающий влияние элемента; [%O] — концентрация кислорода, % (по массе).

Для сравнительной оценки влияния различных элементов на активность кислорода в сплавах пользуются показателями параметров взаимодействия [О] и Xi при определенных температурах Т:

где еXiO, — параметр взаимодействия при концентрации [О], % (по массе).

Параметр взаимодействия и коэффициент активности (которые имеют одни и те же знаки) могут иметь положительные и отрицательные значения в зависимости от природы Xi. На основе формулы (5) коэффициент активности кислорода в бинарном сплаве меди с Хi можно определить по соотношению

Это выражение тем точнее, чем ближе сплав к разбавленным растворам.

На рис. 37 приведены экспериментальные данные о влиянии некоторых элементов на активность кислорода в меди.

Данные в виде параметров взаимодействия и коэффициентов активности позволяют оценить влияние каждого компонента Xi на активность кислорода в бинарных сплавах Cu-Xi. В табл. 8 приведены активности кислорода аO в бронзах [23].

В бронзах, не содержащих цинка, активность кислорода относительно заметна (0,01…0,02), поэтому эти бронзы необходимо тщательно раскислять, а оловянно-цинковые бронзы содержат очень мало кислорода (aO = 0,001÷0,002), что свидетельствует о заметной раскислительной способности цинка в бронзах.

Краткая характеристика оксида меди (ii):

Оксид меди (II) – неорганическое вещество черного цвета.

Так как валентность меди меняется и равна одному, двум или трем, то оксид меди содержит соответственно два атома меди и один атом кислорода, один атом меди и один атом кислорода, два атома меди и три атома кислорода.

Оксид двухвалентной меди содержит соответственно один атом меди и один атом кислорода.

Химическая формула оксида меди (II) CuO.

Порошок. Не растворяется в воде.

Медь и соединения меди

1) Через раствор хлорида меди (II) с помощью графитовых электродов пропускали постоянный электрический ток. Выделившийся на катоде продукт электролиза растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся при этом газ собрали и пропустили через раствор гидроксида натрия.

2) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида меди (II), реагирует с серой. Полученный продукт обработали концентрированной азотной кислотой, и выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

3) Неизвестная соль бесцветна и окрашивает пламя в желтый цвет. При легком нагревании этой соли с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь; последнее превращение сопровождается выделением бурого газа и образованием соли меди. При термическом распаде обеих солей одним из продуктов разложения является кислород. Напишите уравнения описанных реакций.

4) При взаимодействии раствора соли А со щелочью было получено студенистое нерастворимое в воде вещество голубого цвета, которое растворили в бесцветной жидкости Б с образованием раствора синего цвета. Твердый продукт, оставшийся после осторожного выпаривания раствора, прокалили; при этом выделились два газа, один из которых бурого цвета, а второй входит в состав атмосферного воздуха, и осталось твердое вещество черного цвета, которое растворяется в жидкости Б с образованием вещества А. Напишите уравнения описанных реакций.

5) Медную стружку растворили в разбавленной азотной кислоте, и раствор нейтрализовали едким кали. Выделившееся вещество голубого цвета отделили, прокалили (цвет вещества изменился на черный), смешали с коксом и повторно прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

6) В раствор нитрата ртути (II) добавили медную стружку. После окончания реакции раствор профильтровали, и фильтрат по каплям прибавляли к раствору, содержащему едкий натр и гидроксид аммония. При этом наблюдали кратковременное образование осадка, который растворился с образованием раствора ярко-синего цвета.

7) Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине. Напишите уравнения описанных реакций.

8) Твердое вещество, образующееся при нагревании малахита, нагрели в атмосфере водорода. Продукт реакции обработали концентрированной серной кислотой, внесли в раствор хлорида натрия, содержащий медные опилки, в результате образовался осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

9) Соль, полученную при растворении меди в разбавленной азотной кислоте, подвергли электролизу, используя графитовые электроды. Вещество, выделившееся на аноде, ввели во взаимодействие с натрием, а полученный продукт реакции поместили в сосуд с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.

10) Твердый продукт термического разложения малахита растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте. Раствор осторожно выпарили, и твердый остаток прокалили, получив вещество черного цвета, которое нагрели в избытке аммиака (газ). Напишите уравнения описанных реакций.

11) К порошкообразному веществу черного цвета добавили раствор разбавленной серной кислоты и нагрели. В полученный раствор голубого цвета приливали раствор едкого натра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и нагрели. Продукт реакции нагревали в атмосфере водорода, в результате чего получилось вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

12) Неизвестное вещество красного цвета нагрели в хлоре, и продукт реакции растворили в воде. В полученный раствор добавили щелочь, выпавший осадок голубого цвета отфильтровали и прокалили. При нагревании продукта прокаливании, который имеет черный цвет, с коксом было получено исходное вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

13) Раствор, полученный при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой, выпарили и осадок прокалили. Газообразные продукты полностью поглощены водой, а над твердым остатком пропустили водород. Напишите уравнения описанных реакций.

14) Черный порошок, который образовался при сжигании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-серной кислоте. В полученный раствор добавили щелочь, и выпавший осадок голубого цвета отделили и растворили в избытке раствора аммиака. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Вещество черного цвета получили, прокаливая осадок, который образуется при взаимодействии гидроксида натрия и сульфата меди (II). При нагревании этого вещества с углем получают металл красного цвета, который растворяется в концентрированной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

16) Металлическую медь обработали при нагревании йодом. Полученный продукт растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшийся раствор обработали раствором гидроксидом калия. Выпавший осадок прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

17) К раствору хлорида меди (II) добавили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный порошок растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

18) Медь растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали серной кислотой до появления характерной голубой окраски солей меди. Напишите уравнения описанных реакций.

19) Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

20) Газ, полученный при взаимодействии железных опилок с раствором соляной кислоты, пропустили над нагретым оксидом меди (II) до полного восстановления металла. полученный металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Напишите уравнения описанных реакций.

21) Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. Выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

22) Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Полученное при этом твердое черное вещество в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак. Напишите уравнения описанных реакций.

23) Оксид меди (II) обработали раствором серной кислоты. При электролизе образующегося раствора на инертном аноде выделяется газ. Газ смешали с оксидом азота (IV) и поглотили с водой. К разбавленному раствору полученной кислоты добавили магний, в результате чего в растворе образовалось две соли, а выделение газообразного продукта не происходило. Напишите уравнения описанных реакций.

24) Оксид меди (II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том, и в другом случае наблюдали образование осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

25) Нитрат меди (II) прокалили, образовавшееся твердое вещество растворили в разбавленной серной кислоте. Раствор полученной соли подвергли электролизу. Выделившееся на катоде вещество растворили в концентрированной азотной кислоте. Растворение протекает с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.

26) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида кальция. В котором выпал осадок. Часть газа не поглотилась, его пропустили над твердым веществом черного цвета, полученным при прокаливании нитрата меди (II). В результате образовалось твердое вещество темно-красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

27) Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выпадения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Нахождение в природе

Медь встречается в земной коре (0,0047-0,0055 масс.%), в речной и морской воде. В природе медь встречается как в соединениях, так и в самородном виде. В промышленности используют халькопирит CuFeS2, также известный как медный колчедан, халькозин Cu2S и борнит Cu5FeS4.

Также распространены и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu2O, азурит Cu3(CO3)2(OH)2, малахит Cu2 (OH) 2 CO 3 . Иногда медь встречается в самородном виде, масса которых может достигать 400 тонн .

Отношение к кислороду

По отношению к кислороду металл проявляет слабую активность, но при длительном нахождении на воздухе покрывается очень тонкой, почти незаметной зеленоватой пленкой, которая и является оксидом меди.

В зависимости от температуры, при которой протекает реакция, купрум образует 2 оксида: CuO и Cu2O.

Получение

Оксид меди (I) может быть получен:

 4Cu O₂  →^>200∘C   2Cu₂O

 2Cu N₂O →^{500−600∘C}   Cu₂O N₂

 4Cu 2NO →^{500−600∘C}  2Cu₂O N₂

 Cu CuO →^{1000−1200∘C}   Cu₂O

 4CuO →^{1026−1100∘C} 2Cu₂O O₂

 2Cu₂S 3O₂ →^{1200−1300∘C}   2Cu₂O 2SO₂

В лабораторных условиях оксид меди (I) может быть получен восстановлением гидроксида меди (II) (например, гидразином):

 4Cu(OH)₂ N₂H₄ ⋅ H₂O →^100∘C  2Cu₂O ↓ N₂↑ 7H₂O

Также, оксид меди(I) образуется в реакциях ионного обмена солей меди (I) с щелочами, например:

 2CuI 2KOH ⟶ Cu₂O↓ 2KI H₂O

 2H[CuCl₂] 4NaOH ⟶ Cu₂O↓ 4NaCl 3H₂O

В двух последних реакциях не образуется соединения с составом, соответствующим формуле  CuOH (гидроксид меди (I) ). Образование оксида меди (I) происходит через промежуточную гидратную форму переменного состава  Cu2O ⋅ xH2O.

 R−CHO 2Cu(OH)₂  →^t R−COOH 2CuOH↓ H₂O

при дальнейшем нагревании желтого осадка гидроксида меди (I) превращается в красный оксид меди (I):

 2CuOH →^tCu₂O H₂O

Предупреждение.

Все химические реакции и вся информация на сайте предназначены для использования исключительно в учебных целях — только для решения письменных, учебных задач. Мы не несем ответственность за проведение вами химических реакций.

Химические реакции и информация на сайте не предназначены для проведения химических и лабораторных опытов и работ.

Прочие реакции

Оксид меди (I) реагирует с азидоводородом:

 Cu₂O 5HN₃ →^10−15∘C 2Cu(N₃)₂↓ H₂O NH₃↑ N₂↑

 Cu₂O 2HN₃ →^20−25∘C 2CuN₃↓ H₂O

Раскисление сплавов меди

Экспериментальные значения активности кислорода в сплавах меди позволяют сделать количественную оценку раскислительной способности элементов по отношению к меди [23]. С увеличением содержания элементов Pb, Ni, Sn, Zn, Р, Mn, Cr, В, Fe, Co и других активность кислорода в меди линейно уменьшается.

1. Сродство к кислороду у раскислителя R должно быть, выше, чем у меди, т. е. ΔGRO >ΔGCu2O.

2. Раскислитель не должен отрицательно влиять на свойства меди, в первую очередь на его механические свойства.

3. Продукт раскисления (оксид RO или другое соединение) должен хорошо удаляться из металла.

4. Раскислитель должен быть дешевым, недефицитным, легко вводиться в расплав.

При плавке медных сплавов, используемых для ювелирного и художественного литья, фосфор — наиболее часто применяемый раскислитель [в виде фосфористой меди, содержащей 7…11% (по массе) Р]. Он хорошо растворяется в меди с образованием шлаковой фазы состава х Cu2O·у Р2О5.

Практика многолетней работы показывает целесообразность использования для раскисления небольших присадок фосфора (0,01…0,1%) почти для всех сплавов меди. Изменение вязкости и поверхностного натяжения оказывает благоприятное влияние на литейные свойства расплава.

Важность раскисления сплавов меди имеет практическое значение при последующей обработке отливок. В меди, раскисленной фосфором, окисный слой независимо от температуры его образования отслаивается легче. В то же время установлено, что ряд элементов (Be, Mg, Al) сильно замедляют окисление меди из-за образования барьерного защитного слоя, тормозящего диффузию кислорода внутрь металла [24].

Реакции в водных растворах

Оксид меди (I) не реагирует с водой. В очень малой степени (ПР = 1,2⋅10−15) диссоциирует:

 Cu₂O H₂O  ⇄  2Cu   2OH⁻

Равновесие диспропорционирования:

 2Cu   ⇄  Cu² Cu

Оксид меди (I) переводится в раствор:

 Cu₂O 4HCl ⟶ 2H[CuCl₂] H₂O

 Cu₂O 2OH⁻  H₂O ⇄  2[Cu(OH)2]⁻

 Cu₂O 4(NH₃ ⋅ H₂O) ⟶ 2[Cu(NH₃)₂]OH 3H₂O

 Cu₂O 2NH₄ ⟶ 2[Cu(H₂O)(NH₃)]

 Cu₂O 6HNO₃  ⟶  2Cu(NO₃)₂ 2NO₂↑ 3H₂O

 Cu₂O 3H₂SO₄ ⟶ 2CuSO₄ SO₂↑ 3H₂O

 2Cu₂O 8HCl O₂ ⟶ 4CuCl₂ 4H₂O

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

 2Cu₂O 4H₂O O₂ ⟶ 4Cu(OH)₂↓

 Cu₂O 2HHal ⟶ 2CuHal↓ H₂O (Hal = Cl, Br, I)

 Cu₂O H₂SO₄ ⟶ CuSO₄ Cu↓ H₂O

 2Cu₂O 2NaHSO₃ ⟶ 4Cu↓ Na₂SO₄ H₂SO₄

Реакции при высоких температурах

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

 2Cu₂O →^1800∘C  4Cu O₂

 Cu₂O H₂ →^>250∘C 2Cu H₂O

 Cu₂O CO →^{250−300∘C}   2Cu CO₂

 3Cu₂O 2Al →^1000∘C   6Cu Al₂O₃

 2Cu₂O 3S →^>600∘C  2Cu₂S SO₂

 2Cu₂O Cu₂S →^{1200−1300∘C} 6Cu SO₂

Оксид меди (I) может быть окислен до соединений меди (II) в токе кислорода или хлора:

 2Cu₂O O₂ →^500∘C 4CuO

 Cu₂O Cl₂ →^250∘C  Cu₂Cl₂O

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

 3Cu₂O 2NH₃ →^250∘C  2Cu₃N 3H₂O

 Cu₂O M₂O →^{600−800∘C} 2MCuO

 Cu₂O BaO →^{500−600∘C}  BaCu₂O₂

Реакция cuo naoh

Образуется:

• путём прокаливания гидроксида меди (II) при температуре 200 °C: Cu(OH)2 = CuO H2O;
• при окислении металлической меди на воздухе при температуре 400–500 °C: 2Cu O2 = 2CuO;
• при высокотемпературной обработке малахита: (CuOH)₂CO₃ —> 2CuO CO₂ H₂O.

Восстанавливается до металлической меди —

• в реакции с водородом: CuO H2 = Cu H2O;
• с угарным газом (монооксид углерода): CuO CO = Cu CO2;
• с активным металлом: CuO Mg = Cu MgO.

Токсичен. По степени неблагоприятного воздействия на человеческий организм причисляется к веществам второго класса опасности. Вызывает раздражение слизистых оболочек глаз, кожных покровов, дыхательных путей и желудочно-кишечной системы. При взаимодействии с ним обязательно использование таких средств защиты, как резиновые перчатки, респираторы, защитные очки, спецодежду.

Вещество взрывоопасно и легко воспламеняется.

Применяется в промышленности, как минеральная составляющая комбикормов, в пиротехнике, при получении катализаторов химических реакций, как красящий пигмент для стекла, эмалей, керамики.

Окислительные свойства оксида меди (II) наиболее часто применяются в лабораторных исследованиях, когда необходим элементарный анализ, связанный с изучением органических материалов на предмет наличия в них водорода и углерода.

Немаловажно, что CuO (II) достаточно широко распространён в природе, как минерал тенерит, другими словами — это природное соединение руды, из которого можно получить медь.

Латинское наименование Cuprum и соответствующий ему символ Cu происходит от названия острова Кипр. Именно оттуда, через Средиземное море вывозили этот ценный металл древние римляне и греки.

Медь входит в число семи наиболее распространённых в мире металлов и состоит на службе у человека с древних времён. Однако в первозданном, металлическом состоянии встречается довольно редко. Это мягкий, легко поддающийся обработке металл, отличающийся высокой плотностью, очень качественный проводник тока и тепла.

Химические соединения меди отличаются повышенной биологической активностью. В животных и растительных организмах они участвуют в процессах синтеза хлорофилла, поэтому считаются очень ценным компонентом в составе минеральных удобрений.

Необходима медь и в рационе человека. Недостаток её в организме может привести к различным заболеваниям крови.

С галогенами

Всеми галогенами кроме йода металлическое железо окисляется до степени окисления 3, образуя галогениды железа (lll):

2Fe 3F2 =t o => 2FeF3 – фторид железа (lll)

2Fe 3Cl2 =t o => 2FeCl3 – хлорид железа (lll)

2Fe 3Br2 =t o => 2FeBr3 – бромид железа (lll)

Йод же, как наиболее слабый окислитель среди галогенов, окисляет железо лишь до степени окисления 2:

Следует отметить, что соединения трехвалентного железа легко окисляют иодид-ионы в водном растворе до свободного йода I2 при этом восстанавливаясь до степени окисления 2. Примеры, подобных реакций из банка ФИПИ:

С кислотами-неокислителями

Так как железо расположено в ряду активности левее водорода, это значит, что оно способно вытеснять водород из кислот-неокислителей (почти все кислоты кроме H2SO4 (конц.) и HNO3 любой концентрации):

Нужно обратить внимание на такую уловку в заданиях ЕГЭ, как вопрос на тему того до какой степени окисления окислится железо при действии на него разбавленной и концентрированной соляной кислоты. Правильный ответ – до 2 в обоих случаях.

Ловушка здесь заключается в интуитивном ожидании более глубокого окисления железа (до с.о. 3) в случае его взаимодействия с концентрированной соляной кислотой.

С серой

Реакция серы с медью в зависимости от условий проведения может приводить к образованию как сульфида меди (I), так и сульфида меди (II). При нагревании смеси порошкообразных Cu и S до температуры 300-400 о С образуется сульфид меди (I):

При избытке серы и проведении реакции при температуре более 400 о С образуется сульфид меди (II). Однако, более простым способом получения сульфида меди (II) из простых веществ является взаимодействие меди с серой, растворенной в сероуглероде:

Данная реакция протекает при комнатной температуре.

С солями металлов

Медь вытесняет менее активные металлы (правее нее в ряду активности) из растворов их солей:

Также имеет место интересная реакция, в которой медь растворяется в соли более активного металла – железа в степени окисления 3. Однако противоречий нет, т.к. медь не вытесняет железо из его соли, а лишь восстанавливает его со степени окисления 3 до степени окисления 2:

Последняя реакция используется при производстве микросхем на стадии травления медных плат.

С чем реагирует

Медь НЕ реагирует с водородом, углеродом, азотом, а так же кремнием.

Реагирует с кислотами и солями, оксидами, галогенами, кислородом и неметаллами, но не может реагировать со щелочами, так как находится в электрохимическом ряду после водорода. Так же не может реагировать с фтором, бромом, хлором.

Соли меди (i)

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность . Как восстановители они реагируют с окислителями.

Например , хлорид меди (I) окисляется концентрированной азотной кислотой :

Также хлорид меди (I) реагирует с хлором :

2CuCl Cl2 = 2CuCl2

Хлорид меди (I) окисляется кислородом в присутствии соляной кислоты:

4CuCl O2 4HCl = 4CuCl2 2H2O

Прочие галогениды меди (I) также легко окисляются другими сильными окислителями:

Иодид меди (I) реагирует с концентрированной серной кислотой :

Сульфид меди (I) реагирует с азотной кислотой. При этом образуются различные продукты окисления серы на холоде и при нагревании:

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования :

2CuCl = Cu CuCl2

Комплексные соединения типа [Cu(NH3)2] получают растворением в концентрированном растворе аммиака :

Способы получения меди

Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — электролиз, пирометаллургический и гидрометаллургический.

• Гидрометаллургический метод: р астворение медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты, с последующим вытеснением металлическим железом.

Например , вытеснение меди из сульфата железом:

CuSO4 Fe = Cu FeSO4

• Пирометаллургический метод : получение меди из сульфидных руд. Это сложный процесс, который включает большое количество реакций. Основные стадии процесса:

1) Обжиг сульфидов:

2CuS 3O2 = 2CuO 2SO2

2) восстановление меди из оксида, например, водородом:

CuO H2 = Cu H2O

• Электролиз растворов солей меди:

Способы получения оксида меди (i)

В лаборатории оксид меди (I) получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой:

CH3CHO     2Cu(OH)2  → CH3COOH      Cu2O↓      2H2O

CH2ОН(CHOН)4СНО     2Cu(OH)2   →  CH2ОН(CHOН)4СООН     Cu2O↓      2H2O

Токсичность

Оксид меди (I) — умеренно токсичное вещество: LD50 470 мг/кг (для крыс перорально). Вызывает раздражение глаз, может вызывать раздражение кожи и дыхательных путей.

Очень токсично для водной среды: LC50 для Daphnia magna составляет 0,5 мг/л в течение 48 ч.

Физические свойства и характеристика

Медь в чистом виде – это довольно ковкий, тягучий, вязкий металл, имеющий красновато-коричневый цвет.

Его твердость достигается путем добавления в состав различных примесей. Она имеет высокую электропроводность и теплопроводность, но примеси, которые зачастую добавляют в сплав, ухудшают эти показатели.

Преимуществом данного металла является устойчивость к коррозии. Температура плавления равна 1085 градусов по Цельсию, а температура кипения – 2562 градуса. Плотность равна 8900 кг/м3. Удельный вес равен 8930 кг/м3.

Медь в чистом виде является диамагнетиком, то есть магнитными свойствами не обладает. Магнититься могут только ее сплавы, где концентрация непосредственно самой меди не более 50%.

Физические свойства оксида меди (ii):

* Примечание:

— нет данных.

Химическая формула: cuo

Молекула его состоит из атома Cu с молекулярной массой 64 а. е. м. и атома O, молекулярная масса 16 а. е. м., где а. е. м. — атомная единица массы, она же дальтон, 1 а. е. м. = 1,660 540 2(10) × 10−27 кг = 1,660 540 2(10) × 10–24 г. Соответственно молекулярная масса соединения равняется: 64 16 = 80 а. е. м.

Кристаллическая решётка: моноклинная сингония. Что обозначает такой тип осей симметрии кристалла, когда две оси пересекаются под косым углом и имеют различную длину, а третья ось расположена по отношению к ним под углом 90°.

Плотность – 6,51 г/см3. Для сопоставления, плотность чистого золота равна 19,32 г/см³, а плотность поваренной соли составляет 2,16 г /см 3.

Плавится при температуре 1447 °C, под давлением кислорода.

Разлагается при накаливании до 1100 °C и преобразуется в оксид меди (I):

4CuO = 2Cu2O O 2.

С водой не реагирует и не растворяется в ней.

Зато вступает в реакцию с водным раствором аммиака, с образованием гидроксида тетраамминмеди (II): CuO 4NH3 H2O = [Cu (NH3)4](OH) 2.

В кислотной среде образует сульфат и воду: CuO H2SO4 = CuSO4 H2O.

Реагируя со щёлочью, создаёт купрат: CuO 2 NaOH → Na2CuO2 H2O.

Химические свойства

Гидроксид меди (II) Сu(OН)2 проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных ).

1. Взаимодействует с кислотами .

Например , взаимодействует с бромоводородной кислотой с образованием бромида меди (II) и воды:

2. Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака , образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:

3. При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:

Но этой реакции в ЕГЭ по химии пока нет!

4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается :

Химические свойства железа

Железо Fe, химический элемент, находящийся в VIIIB группе и имеющий порядковый номер 26 в таблице Менделеева. Распределение электронов в атоме железа следующее 26Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 , то есть железо относится к d-элементам, поскольку заполняемым в его случае является d-подуровень.

Для него наиболее характерны две степени окисления 2 и 3. У оксида FeO и гидроксида Fe(OH)2 преобладают основные свойства, у оксида Fe2O3 и гидроксида Fe(OH)3 заметно выражены амфотерные. Так оксид и гидроксид железа (lll) в некоторой степени растворяются при кипячении в концентрированных растворах щелочей, а также реагируют с безводными щелочами при сплавлении.

Следует отметить что степень окисления железа 2 весьма неустойчива, и легко переходит в степень окисления 3. Также известны соединения железа в редкой степени окисления 6 – ферраты, соли не существующей «железной кислоты» H2FeO4.

Химические свойства меди

В соединениях медь может проявлять степени окисления 1 и 2.

1. Медь — химически малоактивный металл. При нагревании медь может реагировать с некоторыми неметаллами: кислородом, серой, галогенами.

1.1. При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями , например , с кислородом , образуя CuО, Cu2О в зависимости от условий:

2Cu О2 → 2CuО

1.2. Медь реагирует с серой с образованием сульфида меди (II):

Cu S → CuS

1.3. Медь взаимодействует сгалогенами . При этом образуются галогениды меди (II):

Но, обратите внимание:

2Cu I2 = 2CuI

1.4.С азотом, углеродом и кремниеммедь не реагирует:

Cu N2≠

Cu C≠

Cu Si≠

1.5. Медь не взаимодействует с водородом.

1.6. Медь взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2Cu O2 → 2CuO

2. Медь взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Медь в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисляется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II):

2.2. В ряду напряжений медь находится правее водорода и поэтому не может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (разбавленной серной кислоты и др.).

Например , медь не реагирует с разбавленной серной кислотой :

2.3. При этом медь реагирует при нагревании с концентрированной серной кислотой . При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат меди (II) и вода:

2.4. Медь реагирует даже при обычных условиях с азотной кислотой .

С концентрированной азотной кислотой:

С разбавленной азотной кислотой:

Реакция меди с азотной кислотой

2.5. Растворы щелочей на медь практически не действуют.

2.6. Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей .

Например , медь реагирует с нитратом ртути (II) с образованием нитрата меди (II) и ртути:

Hg(NO 3 ) 2 Cu = Cu(NO 3 ) 2 Hg

2.7. Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)

2Cu NO2 = Cu2O NO

Химические свойства оксида меди (ii). химические реакции оксида меди (ii):

Оксид меди (II) относится к основным оксидам.

Химические свойства оксида меди (II) аналогичны свойствам основных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида меди (II)с водородом:

CuО H2 → Cu H2О (t  = 300 oC).

В результате реакции образуется медь и вода.

2. реакция оксида меди (II) с углеродом:

CuО С → Cu СО (t  = 1200 oC).

В результате реакции образуется медь и оксид углерода.

3. реакция оксида меди (II)с серой:

CuО 2S → Cu S2О (t  = 150-200 oC).

Реакция протекает в вакууме. В результате реакции образуется медь и оксид серы.

4. реакция оксида меди (II)с алюминием:

3CuО 2Al → 3Cu Al2О3 (t  = 1000-1100 oC).

В результате реакции образуется медь и оксид алюминия.

5. реакция оксида меди (II)с медью:

CuО Cu → Cu2О (t  = 1000-1200 oC).

В результате реакции образуется оксид меди (I).

6. реакция оксида меди (II)с оксидом лития:

CuО Li2О → Li2CuО2 (t  = 800-1000 oC, О2).

Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат лития.

7. реакция оксида меди (II)с оксидом натрия:

CuО Na2О → Na2CuО2 (t  = 800-1000 oC, О2).

Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат натрия.

8. реакция оксида меди (II)с оксидом углерода:

CuО СО → Cu СО2.

В результате реакции образуется медь и оксид углерода (углекислый газ).

9. реакция оксида меди (II)с оксидом железа:

CuО Fe2O3 → CuFe2О4 (to).

В результате реакции образуется соль – феррит меди. Реакция протекает при прокаливании реакционной смеси.

10. реакция оксида меди (II)с плавиковой кислотой:

CuO 2HF → CuF2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – фторид меди и вода.

11. реакция оксида меди (II)с азотной кислотой:

CuO 2HNO3 → 2Cu(NO3)2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат меди и вода.

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

12. реакция оксида меди (II)с бромистым водородом (бромоводородом):

CuO 2HBr → CuBr2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – бромид меди и вода.

13. реакция оксида меди (II)с йодоводородом:

CuO 2HI → CuI2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – йодид меди и вода.

14. реакция оксида меди (II)с гидроксидом натрия:

CuO 2NaOH → Na2CuO2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – купрат натрия и вода.

15. реакция оксида меди (II)с гидроксидом калия:

CuO 2KOH → K2CuO2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – купрат калия и вода.

16. реакция оксида меди (II)с гидроксидом натрия и водой:

CuO 2NaOH H2O → Na2[Cu2(OН)]2 (t  = 100 oC).

Гидрокосид натрия растворен в воде. Раствор гидроксида натрия в воде 20-30 %. Реакция протекает при киппении. В результате химической реакции получается тетрагидроксокупрат натрия.

17. реакция оксида меди (II)с надпероксидом калия:

2CuO 2KO2 → 2KCuO2 О2 (t  = 400-500 oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) калия и кислород.

18. реакция оксида меди (II)с пероксидом калия:

2CuO 2K2O2 → 2KCuO2 (t  = 700 oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) калия.

19. реакция оксида меди (II)с пероксидом натрия:

2CuO 2Na2O2 → 2NaCuO2 (t  = 700 oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) натрия.

20. реакция оксида меди (II)с аммиаком:

3CuO 2NH3 → N2 3Cu 3H2O (t  = 500-550 oC).

Аммиак пропускают через нагретый оксид меди (II). В результате химической реакции получается азот, медь и вода.

6CuO 4NH3 → 2Cu3N N2  6H2O (t  = 250-300 oC).

В результате химической реакции получается нитрид меди, азот и вода.

21. реакция оксида меди (II) и йодида алюминия:

6CuO 4AlI3 →  6CuI 2Al2O3  3I2 (t  = 230 oC).

В результате химической реакции получаются соль – йодид меди, оксид алюминия и йод.

Химические свойства хрома

Хром — элемент VIB группы таблицы Менделеева. Электронная конфигурация атома хрома записывается как 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 , т.е. в случае хрома, также как и в случае атома меди, наблюдается так называемый «проскок электрона»

Наиболее часто проявляемыми степенями окисления хрома являются значения 2, 3 и 6. Их следует запомнить, и в рамках программы ЕГЭ по химии можно считать, что других степеней окисления хром не имеет.

При обычных условиях хром устойчив к коррозии как на воздухе, так и в воде.

Химические свойства цинка

Цинк Zn находится в IIБ группе IV-го периода. Электронная конфигурация валентных орбиталей атомов химического элемента в основном состоянии 3d 10 4s 2 . Для цинка возможна только одна единственная степень окисления, равная 2. Оксид цинка ZnO и гидроксид цинка Zn(ОН)2 обладают ярко выраженными амфотерными свойствами.

Цинк при хранении на воздухе тускнеет, покрываясь тонким слоем оксида ZnO. Особенно легко окисление протекает при высокой влажности и в присутствии углекислого газа вследствие протекания реакции:

Пар цинка горит на воздухе, а тонкая полоска цинка после накаливания в пламени горелки сгорает в нем зеленоватым пламенем:

При нагревании металлический цинк также взаимодействует с галогенами, серой, фосфором:

С водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором цинк непосредственно не реагирует.

Цинк реагирует с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

Особенно легко растворяется в кислотах технический цинк, поскольку содержит в себе примеси других менее активных металлов, в частности, кадмия и меди. Высокочистый цинк по определенным причинам устойчив к воздействию кислот. Для того чтобы ускорить реакцию, образец цинка высокой степени чистоты приводят в соприкосновение с медью или добавляют в раствор кислоты немного соли меди.

При температуре 800-900 o C (красное каление) металлический цинк, находясь в расплавленном состоянии, взаимодействует с перегретым водяным паром, выделяя из него водород:

Цинк реагирует также и с кислотами-окислителями: серной концентрированной и азотной.

Цинк как активный металл может образовывать с концентрированной серной кислотой сернистый газ, элементарную серу и даже сероводород.

Состав продуктов восстановления азотной кислоты определяется концентрацией раствора:

На направление протекания процесса влияют также температура, количество кислоты, чистота металла, время проведения реакции.

Цинк реагирует с растворами щелочей, при этом образуются тетрагидроксоцинкаты и водород:

С безводными щелочами цинк при сплавлении образует цинкаты и водород:

В сильнощелочной среде цинк является крайне сильным восстановителем, способным восстанавливать азот в нитратах и нитритах до аммиака:

Благодаря комплексообразованию цинк медленно растворяется в растворе аммиака, восстанавливая водород:

Также цинк восстанавливает менее активные металлы (правее него в ряду активности) из водных растворов их солей:

Электронное строение меди

Электронная конфигурация меди в основном состоянии :

29Cu 1s22s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 1s
https://www.youtube.com/watch?v=kursoteka.ruplayer

У атома меди уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.