Оксид меди 2 растворяется в. Медь и ее соединения. Физико-химические данные оксида CuO
§1. Химические свойства простого вещества (ст. ок. = 0).
а) Отношение к кислороду .
В отличие от своих соседей по подгруппе – серебра и золота, - медь непосредственно реагирует с кислородом. Медь проявляет к кислороду незначительную активность, но во влажном воздухе постепенно окисляется и покрывается пленкой зеленоватого цвета, состоящей из основных карбонатов меди:
В сухом воздухе окисление идет очень медленно, на поверхности меди образуется тончайший слой оксида меди:
Внешне медь при этом не меняется, так как оксид меди (I) как и сама медь, розового цвета. К тому же слой оксида настолько тонок, что пропускает свет, т.е. просвечивает. По-иному медь окисляется при нагревании, например, при 600-800 0 C. В первые секунды окисление идет до оксида меди (I), которая с поверхности переходит в оксид меди (II) черного цвета. Образуется двухслойное окисное покрытие.
Q образования (Cu 2 O) = 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):
2 Cu + 3 HI → 2 H [ CuI 2 ] + H 2
Медь так же реагирует с кислотами – окислителями, например, с азотной:
Cu + 4HNO 3( конц .) → Cu(NO 3 ) 2 +2NO 2 +2H 2 O
3Cu + 8HNO 3( разбав .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O
А так же с концентрированной холодной серной кислотой:
Cu + H 2 SO 4(конц.) → CuO + SO 2 + H 2 O
C горячей концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H 2 SO 4( конц ., горячая ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
C безводной серной кислотой при температуре 200 0 С образуется сульфат меди (I):
2Cu + 2H 2 SO 4( безводн .) 200 °C → Cu 2 SO 4 ↓ + SO 2 + 2H 2 O
г) Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам .
Q образования (CuCl) = 134300 кДж
Q образования (CuCl 2) = 111700 кДж
Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX 2 .. 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) CuCl 2 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→Cu 2 S
2Cu +Se→Cu 2 Se
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+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2
2 Cu +2 NO 500-600° C →2 CuO + N 2
§2. Химические свойства одновалентной меди (ст.ок. = +1)
В водных растворах ион Cu + очень неустойчив и диспропорционирует:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Однако медь в степени окисления (+1) может стабилизироваться в соединениях с очень низкой растворимостью или за счет комплексообразовния .
а) Оксид меди (I ) Cu 2 O
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 . Оксид меди(I) не реагирует с водой. Оксид меди(I) переводится в раствор концентрированной соляной кислотой с образованием хлоридного комплекса:
Cu 2 O +4 HCl →2 H [ CuCl 2]+ H 2 O
Так же растворим в концентрированном растворе аммиака и солей аммония:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
В разбавленной серной кислоте диспропорционирует на двухвалентную медь и металлическую медь:
Cu 2 O+H 2 SO 4(разбав.) →CuSO 4 +Cu 0 ↓+H 2 O
Также оксид меди(I) вступает в водных растворах в следующие реакции:
1. Медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II):
2 Cu 2 O +4 H 2 O + O 2 →4 Cu (OH ) 2 ↓
2. Реагирует с разбавленными галогенводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):
Cu 2 O +2 H Г→2 Cu Г↓ + H 2 O (Г= Cl , Br , J )
3.Восстанавливается до металлической меди типичными восстановителями, например, гидросульфитом натрия в концентрированном растворе:
2 Cu 2 O +2 NaSO 3 →4 Cu ↓+ Na 2 SO 4 + H 2 SO 4
Оксид меди(I) восстанавливается до металлической меди в следующих реакциях:
1. При нагревании до 1800 °C (разложение):
2 Cu 2 O - 1800 ° C →2 Cu + O 2
2. При нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминиеми прочими типичными восстановителями:
Cu 2 O + H 2 - >250°C →2Cu +H 2 O
Cu 2 O + CO - 250-300°C →2Cu +CO 2
3 Cu 2 O + 2 Al - 1000° C →6 Cu + Al 2 O 3
Также, при высоких температурах оксид меди(I) реагирует:
1. C аммиаком (образуется нитрид меди(I))
3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O
2. С оксидами щелочных металлов:
Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 М CuO (M= Li, Na, K)
При этом образуются купраты меди (I).
Оксид меди (I) заметно реагирует с щелочами :
Cu 2 O +2 NaOH (конц.) + H 2 O ↔2 Na [ Cu (OH ) 2 ]
б) Гидроксид меди (I ) CuOH
Гидроксид меди(I) образует жёлтое вещество, не растворяется в воде.
Легко разлагается при нагревании или кипячении:
2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O
в) Галогениды CuF , Cu С l , CuBr и CuJ
Все эти соединения – белые кристаллические вещества, плохо растворимые в воде, но хорошо растворимые в избытке NH 3 , цианидных ионов, тиосульфатных ионов и иных сильных комплексообразователей. Иод образует только соединение Cu +1 J. В газообразном состоянии образуются циклы типа (CuГ) 3 . Обратимо растворимы в соответствующих галогенводородных кислотах:
Cu Г + HГ ↔ H [ Cu Г 2 ] (Г= Cl , Br , J )
Хлорид и бромид меди (I) неустойчивы во влажном воздухе и постепенно превращаются в основные соли меди (II):
4 Cu Г +2 H 2 O + O 2 →4 Cu (OH )Г (Г=Cl, Br)
г) Прочие соединения меди (I )
1. Ацетат меди (I) (СН 3 СООСu) - соединение меди, имеет вид бесцветных кристаллов. В воде медленно гидролизуется до Сu 2 О, на воздухе окисляется до ацетата двухвалентной меди; Получают СН 3 СООСu восстановлением (СН 3 СОО) 2 Сu водородом или медью, сублимацией (СН 3 СОО) 2 Сu в вакууме или взаимодействием (NH 3 OH)SO 4 с (СН 3 СОО) 2 Сu в р-ре в присутствии Н 3 СООNH 3 . 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):
С 2 H 2 +2[ Cu (NH 3 ) 2 ](OH ) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O +2 NH 3
Данная реакция используется для качественного обнаружения ацетилена.
3. Нитрид меди - неорганическое соединение с формулой Cu 3 N, тёмно-зелёные кристаллы.
Разлагается при нагревании:
2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2
Бурно реагирует с кислотами:
2 Cu 3 N +6 HCl - 300° C →3 Cu ↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3
§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 + 2 HNO 3 → Cu (NO 3 ) 2 + H 2 O
При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты меди (II):
CuO +2 KOH - t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O
При нагревании до 1100 °C разлагается :
4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2
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 Н 2 О:
Cu (OH ) 2 → CuO + H 2 O
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 . Очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O
Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu 2+ в растворе.
в) Соли меди (II )
Простые соли меди (II) известны для большинства анионов, кроме цианида и иодида, которые при взаимодействии с катионом Cu 2+ образуют ковалентные соединения меди (I), нерастворимые в воде.
Соли меди (+2), в основном, растворимы в воде. Голубой цвет их растворов связан с образованием иона 2+ . Они часто кристаллизуются в виде гидратов. Так, из водного раствора хлорида меди (II) ниже 15 0 С кристаллизуется тетрагидрат, при 15-26 0 С – тригидрат, свыше 26 0 С – дигидрат. В водных растворах соли меди (II) в небольшой степени подвержены гидролизу, и из них часто осаждаются основные соли .
1. Пентагидрат сульфата меди (II) (медный купорос)
Наибольшее практическое значение имеет CuSO 4 *5H 2 O, называемый медным купоросом. Сухая соль имеет голубую окраску, однако при несильном нагревании (200 0 С) она теряет кристаллизационную воду. Безводная соль белого цвета. При дальнейшем нагревании до 700 0 С она превращается в оксид меди, теряя триоксид серы:
CuSO 4 -- t ° → CuO + SO 3
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 .
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:
Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 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(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Карбонат гидроксомеди (II).
Карбонаты меди малоустойчивы и в практике почти не применяются. Некоторое значение для получения меди имеет лишь основной карбонат меди Cu 2 (OH) 2 CO 3 , который встречается в природе в виде минерала малахита. При нагревании легко разлагается с выделением воды, оксида углерода (IV) и оксида меди (II):
Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§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) Cu 2 O 3
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 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C →Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SO 4 +3H 2 O
Это вещество разлагается при температуре 400 0 С:
Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO + O 2
Окисид меди (III) – сильный окислитель. При взаимодействии с хлороводородом хлор восстанавливается до свободного хлора :
Cu 2 O 3 +6 HCl -- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O
б) Купраты меди (Ш)
Это черные или синие вещества, в воде не устойчивы, диамагнитны, анион – ленты квадратов (dsp 2). Образуются при взаимодействии гидроксида меди(II) и гипохлорита щелочного металла в щелочной среде :
2 Cu (OH ) 2 + М ClO + 2 NaOH →2М CuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M = Na - Cs )
в) Калия гексафторкупрат(III)
Зеленое вещество, парамагнитно. Октаэдрическое строение sp 3 d 2 . Комплекс фторида меди CuF 3 , который в свободном состоянии разлагается при -60 0 С. Образуется нагреванием смеси хлоридов калия и меди в атмосфере фтора:
3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2
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 – Cs 2 Cu +4 F 6 - оранжевое кристаллическое вещество, стабильное в стеклянных ампулах при 0 0 С. Бурно реагирует с водой. Получается фторированием при высоком давлении и температуре смеси хлоридов цезия и меди :
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° р → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
Химические свойства оксида меди (II)
Краткая характеристика оксида меди (II):
Оксид меди (II) – неорганическое вещество черного цвета.
2. реакция оксида меди (II) с углеродом:
CuО + С → Cu + СО (t = 1200 o C).
углерода .
3. реакция оксида меди (II) с серой:
CuО + 2S → Cu + S 2 О (t = 150-200 o C).
Реакция протекает в вакууме. В результате реакции образуется медь и оксид серы .
4. реакция оксида меди (II) с алюминием:
3CuО + 2Al → 3Cu + Al 2 О 3 (t = 1000-1100 o C).
В результате реакции образуется медь и оксид алюминия .
5. реакция оксида меди (II) с медью:
CuО + Cu → Cu 2 О (t = 1000-1200 o C).
В результате реакции образуется оксид меди (I).
6. реакция оксида меди (II) с оксидом лития :
CuО + Li 2 О → Li 2 CuО 2 (t = 800-1000 o C, О 2).
Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат лития.
7. реакция оксида меди (II) с оксидом натрия :
CuО + Na 2 О → Na 2 CuО 2 (t = 800-1000 o C, О 2).
Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат натрия.
8. реакция оксида меди (II) с оксидом углерода :
CuО + СО → Cu + СО 2 .
В результате реакции образуется медь и оксид углерода (углекислый газ).
9. реакция оксида меди (II) с оксидом железа :
CuО + Fe 2 O 3 → CuFe 2 О 4 (t o).
В результате реакции образуется соль – феррит меди. Реакция протекает при прокаливании реакционной смеси.
10. реакция оксида меди (II) с плавиковой кислотой:
CuO + 2HF → CuF 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – фторид меди и вода.
11. реакция оксида меди (II) с азотной кислотой:
CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.
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 → CuBr 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – бромид меди и вода .
13. реакция оксида меди (II) с йодоводородом:
CuO + 2HI → CuI 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – йодид меди и вода .
14. реакция оксида меди (II) с гидроксидом натрия :
CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – купрат натрия и вода .
15. реакция оксида меди (II) с гидроксидом калия :
CuO + 2KOH → K 2 CuO 2 + H 2 O.
В результате химической реакции получается соль – купрат калия и вода .
16. реакция оксида меди (II) с гидроксидом натрия и водой:
CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).
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 + 2KO 2 → 2KCuO 2 + О 2 (t = 400-500 o C).
В результате химической реакции получается соль – купрат (III) калия и
Оксиды - широко распространённый в природе тип соединений, который можно наблюдать даже в повседневной жизни, в быту. Примером могут служить песок, вода, ржавчина, известь, углекислый газ, ряд природных красителей. Руда многих ценных металлов по своей природе является оксидом, вследствие чего представляет большой интерес для научных и производственных исследований.
Соединение химических элементов с кислородом называют оксидами. Как правило, образуются они при накаливании каких-либо веществ на воздухе. Различают кислотные и основные оксиды. Металлы образуют основные оксиды, в то время как неметаллы - кислотные. За исключением оксидов хрома и марганца, которые также являются кислотными. В данной статье рассматривается представитель основных оксидов - CuO (II).
CuO (II)
Медь, нагреваясь на воздухе при температуре 400–500 °C , постепенно покрывается налётом чёрного цвета, который химики называют оксид двухвалентной меди, или CuO(II). Описанное явление представлено в следующем уравнении:
2 Cu + О 2 → 2 CuO
Термин «двухвалентный» указывает на способность атома вступать в реакцию взаимодействия с другими элементами посредством двух химических связей.
Интересный факт! Медь, находясь в различных соединениях, может быть с разной валентностью и другим цветом. Например: оксиды меди имеют ярко-красную (Cu2O) и коричнево-чёрную (CuO) окраску. А гидроксиды меди приобретают жёлтый (CuOH) и синий (Cu(OH)2) цвета. Классический пример явления, когда количество переходит в качество.
Cu2O ещё иногда называют закись, оксид меди (I), а CuO - окись, оксид меди (II). Существует также оксид меди (III) - Cu2O3.
В геологии оксид двухвалентной (или бивалентной) меди принято называть тенорит , другое его название - мелаконит. Название тенорит произошло от фамилии выдающегося итальянского профессора ботаники Michele Tenore, (1780-1861). Мелаконит считается синонимом названия тенорит и переводится на русский язык, как медная чернь либо чёрная медная руда. В том или ином случае речь идёт о кристаллическом минерале коричнево-чёрного цвета, разлагающемся при прокаливании и плавящемся только при избыточном давлении кислорода, в воде нерастворимом, и не реагирующем с ней.
Акцентируем основные параметры названного минерала.
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/см 3 . 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 = (OH) 2.
В кислотной среде образует сульфат и воду: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
Реагируя со щёлочью, создаёт купрат: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.
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. По электрической проводимости уступает только серебру, в то время как является более дешёвым материалом. Широко используется в виде проволоки и тонкого листового проката.
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.
Видео
Из видео вы узнаете, что такое оксид меди.
Как и все d-элементы, ярко окрашены.
Так же как у у меди наблюдается провал электронов — с s-орбитали на d-орбиталь
Электронное строение атома:
Соответственно, существуют 2 характерные степени окисления меди: +2 и +1.
Простое вещество:
металл золотисто-розового цвета.
Оксиды меди: Сu2O оксид меди (I) \ оксид меди 1 — красно-оранжевого цвета
СuO оксид меди (II) \ оксид меди 2 — черного цвета.
Другие соединения меди Cu(I), кроме оксида, неустойчивы.
Соединения меди Cu(II) — во-первых, стабильны, во-вторых, голубого или зеленоватого цвета.
Почему зеленеют медные монеты? Медь в присутствии воды взаимодействует с углекислым газом воздуха, образуется СuCO3 — вещество зеленого цвета.
Еще одно окрашенное соединение меди — сульфид меди (II) — осадок черного цвета.
Медь, в отличие от других элементов, стоит в после водорода, поэтому не выделяет его из кислот:
- с горячей серной кислотой: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
- с холодной серной кислотой: Сu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
- с концентрированной :
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O - с разбавленной азотной кислотой:
3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O
Пример задачи ЕГЭ С2 вариант 1:
Нитрат меди прокалили, полученный твёрдый осадок растворили в серной кислоте. Через раствор пропустили сероводород, полученный чёрный осадок подвергли обжигу, а твёрдый остаток растворили при нагревании в азотной кислоте.
2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2
Твердый осадок — оксид меди (II).
CuO + H2S → CuS↓ + H2O
Сульфид меди (II) — осадок черного цвета.
«Подвергли обжигу» — значит, произошло взаимодействие с кислородом. Не путайте с «прокаливанием». Прокалить — нагреть, естественно, при высокой температуре.
2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2
Твердый остаток — это СuO — если сульфид меди прореагировал полностью, СuO + CuS — если частично.
СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
CuS + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S
возможна так же другая реакция:
СuS + 8HNO3 = Cu(NO3)2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O
Пример задачи ЕГЭ С2 вариант 2:
Медь растворили в концентрированной азотной кислоте, полученный газ смешали с кислородом и растворили в воде. В полученном растворе растворили оксид цинка, затем к раствору прибавили большой избыток раствора гидроксида натрия.
В результате реакции с азотной кислотой образуется Сu(NO3)2, NO2 и O2.
NO2 смешали с кислородом — значит, окислили: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Cмешали с водой: N2O5 + H2O = 2HNO3.
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O
Zn(NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3