Каталог статей /

Медь :: Химические свойства

Медь · История и происхождение названия · Нахождение в природе · Физические свойства · Изотопы меди · Получение · Химические свойства · Применение · Стоимость · Биологическая роль · Производство, добыча и запасы меди · Интересные факты · Примечания · Литература · Официальный сайт ·


Возможные степени окисления

Диаграмма Пурбе  для меди
Диаграмма Пурбе для меди

В соединениях медь проявляет две степени окисления: +1 и +2. Первая из них склонна к диспропорционированию и устойчива только в нерастворимых соединениях (Cu2O, CuCl, CuI и т. п.) или комплексах (к примеру, [Cu(NH3)2]+). Её соединения бесцветны. Более устойчива степень окисления +2, которая даёт соли синего и сине-зелёного цвета. В необычных условиях можно получить соединения со степенью окисления +3 и даже +5. Последняя встречается в солях купраборанового аниона Cu(B11H11)23-, полученных в 1994 году.

Простое вещество

Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и диоксида углерода. Является слабым восстановителем, не вступает в реакцию с водой и разбавленной соляной кислотой. Переводится в раствор кислотами-неокислителями или гидратом аммиака в присутствии кислорода, цианидом калия. Окисляется концентрированными серной и азотной кислотами, «царской водкой», кислородом, галогенами, халькогенами, оксидами неметаллов. Вступает в реакцию при нагревании с галогеноводородами.

На влажном воздухе медь окисляется, образуя основный карбонат меди(II):

~\mathsf{ 2Cu + H_2O + CO_2 + O_2 \longrightarrow \ Cu_2CO_3(OH)_2\downarrow }

Реагирует с концентрированной холодной серной кислотой:

~\mathsf{ Cu + H_2SO_4 \longrightarrow \ CuO + SO_2\uparrow\ + H_2O }

С концентрированной горячей серной кислотой:

~\mathsf{ Cu + 2H_2SO_4 \longrightarrow \ CuSO_4 + SO_2\uparrow\ + 2H_2O }

С безводной серной кислотой при 200 °C:

~\mathsf{ 2Cu + 2H_2SO_4 \ \xrightarrow{200^oC} \ Cu_2SO_4\downarrow + SO_2\uparrow\ + 2H_2O}

C разбавленной серной кислотой при нагревании в присутствии кислорода воздуха:

~\mathsf{ 2Cu + 2H_2SO_4 + O_2 \xrightarrow{t^\circ }\ 2CuSO_4 + 2H_2O}

Реагирует с концентрированной азотной кислотой:

~\mathsf{ Cu + 4HNO_3 \longrightarrow \ Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O}

С разбавленной азотной кислотой:

~\mathsf{ 3Cu + 8HNO_3 \longrightarrow \ 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O}

С царской водкой:

~\mathsf{ 3Cu + 2HNO_3 + 6HCl \longrightarrow \ 3CuCl_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O}

С концентрированной горячей соляной кислотой:

~\mathsf{ 2Cu + 4HCl \longrightarrow\ 2H[CuCl_2] + H_2\uparrow}

C разбавленной хлороводородной кислотой в присутствии кислорода:

~\mathsf{ 2Cu + 4HCl + O_2\longrightarrow \ 2CuCl_2 + 2H_2O}

С газообразным хлороводородом при 500—600 °C:

~\mathsf{ 2Cu + 4HCl + O_2\ \xrightarrow{500-600^oC} \ 2CuCl_2 + 2H_2O }

С бромоводородом:

~\mathsf{ 2Cu + 4HBr \longrightarrow \ 2H[CuBr_2] + H_2\uparrow}

Также медь реагирует с концентрированной уксусной кислотой в присутствии кислорода:

~\mathsf{ 2Cu + 4CH_3COOH + O_2\longrightarrow \ [Cu_2(H_2O)_2(CH_3COO)_4]}

Медь растворяется в концентрированном гидроксиде аммония, с образованием аммиакатов:

~\mathsf{ Cu \xrightarrow{NH_3\cdot H_2O, O_2}\ [Cu(NH_3)_2]OH\rightleftarrows \ [Cu(NH_3)_4](OH)_2}

Окисляется до оксида меди(I) при недостатке кислорода и 200 °C и до оксида меди(II), при избытке кислорода и температурах порядка 400—500 °C:

~\mathsf{ 4Cu + O_2 \ \xrightarrow{200^oC} \ 2Cu_2O}
~\mathsf{ 2Cu + O_2 \ \xrightarrow{400-500^oC} \ 2CuO}

Медный порошок реагирует с хлором, серой (в жидком сероуглероде) и бромом (в эфире), при комнатной температуре:

~\mathsf{ Cu + Cl_2\longrightarrow \ CuCl_2}
~\mathsf{ Cu + Br_2\longrightarrow \ CuBr_2}
~\mathsf{ Cu + S\ \xrightarrow{CS_2} \ CuS}

При 300—400 °C реагирует с серой и селеном:

~\mathsf{ 2Cu + S\ \xrightarrow{300-400^oC} \ Cu_2S}
~\mathsf{ 2Cu + Se\ \xrightarrow{300-400^oC} \ Cu_2Se}

C оксидами неметаллов:

~\mathsf{ 4Cu + SO_2\ \xrightarrow{600-800^oC} \ Cu_2S + 2CuO}
~\mathsf{ 2Cu + 2NO\ \xrightarrow{500-600^oC} \ 2CuO + N_2\uparrow}
~\mathsf{ 4Cu + 2NO_2\ \xrightarrow{500-600^oC} \ 4CuO + N_2\uparrow}
~\mathsf{ Cu + 2N_2O_4\ \xrightarrow{80^oC, CH_3-COO-CH_2-CH_3} \ Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow}

Медь реагирует с цианидом калия с образованием дицианокупрата(I) калия, щелочи и водорода:

~\mathsf{ 2Cu + 4KCN + 2 H_2O \longrightarrow \ 2K[Cu(CN)_2] + 2KOH + H_2\uparrow}

С концентрированной соляной кислотой и хлоратом калия:

~\mathsf{ 6Cu + 12HCl + KClO_3\longrightarrow \ 6H[CuCl_2] + 2KCl + 3H_2O}

Соединения меди(I)

Степени окисления +1 соответствует оксид Cu2O красно-оранжевого цвета. Соответствующий гидроксид CuOH (жёлтого цвета) быстро разлагается с образованием оксида. Гидроксид CuOH проявляет основные свойства.

Многие соединения меди +1 имеют белую окраску либо бесцветны. Это объясняется тем, что в ионе Сu+ все пять Зd-орбиталей заполнены парами электронов.

Ионы меди(I) в водном растворе неустойчивы и легко диспропорционируют:

\mathsf{2Cu^+ \rightarrow Cu^{2+} + Cu\downarrow}

В то же время медь(I) встречается в форме соединений, которые не растворяются в воде, либо в составе комплексов. К примеру, дихлорокупрат(I)-ион [CuCl2]- устойчив. Его можно получить, добавляя концентрированную соляную кислоту к хлориду меди(I):

\mathsf{CuCl + Cl^- \rightarrow [CuCl_2]^-}

Свойства соединений меди (I) похожи на свойства соединений серебра (I). В частности, CuCl, CuBr и CuI нерастворимы. Также существует нестабильный сульфат меди(I)

Соединения меди(II)

Степень окисления II — наиболее стабильная степень окисления меди. Ей соответствует чёрный оксид CuO и голубой гидроксид Cu(OH)2, который при стоянии легко отщепляет воду и при том чернеет:

\mathsf{Cu(OH)_2 \rightarrow CuO + H_2O}

Гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер и только в концентрированной щелочи частично растворяется с образованием синего гидроксокомплекса. Наибольшее значение имеет реакция гидроксида меди (II) с водным раствором аммиака, при которой образуется так называемый реактив Швейцера (растворитель целлюлозы):

\mathsf{Cu(OH)_2 + 4NH_3 \rightarrow \left[ Cu(NH_3)_4 \right](OH)_2}

Соли меди(II) образуются при растворении меди в кислотах-окислителях (азотной, концентрированной серной). Большая часть солей в этой степени окисления имеют синюю или зелёную окраску.

Медный купорос
Медный купорос

Соединения меди(II) обладают слабыми окислительными свойствами, что используется в анализе (например, использование реактива Фелинга).

карбонат меди(II) имеет зелёную окраску, что является причиной позеленения элементов зданий, памятников и изделий из меди и медных сплавов при взаимодействии оксидной плёнки с углекислым газом воздуха в присутствии воды. Сульфат меди(II) при гидратации даёт синие кристаллы медного купороса CuSO45H2O, используется как фунгицид.

Оксид меди (II) используются для получения оксида иттрия бария меди (YBa2Cu3O7-), который является основой для получения сверхпроводников.

Соединения меди(III) и меди(IV)

Степени окисления III и IV являются малоустойчивыми степенями окисления и представлены только соединениями с кислородом, фтором или в виде комплексов.

Аналитическая химия меди

Возбуждённые атомы меди окрашивают пламя в голубовато-зелёный цвет
Возбуждённые атомы меди окрашивают пламя в голубовато-зелёный цвет

Медь можно обнаружить в растворе по зелёно-голубой окраске пламени бунзеновской горелки, при внесении в него платиновой проволочки, смоченной исследуемым раствором.

  • Традиционно количественное определение меди в слабокислых растворах проводилось с помощью пропускания через него сероводорода, при этой сульфид меди выпадает в далее взвешиваемый осадок .
  • В растворах, при отсутствии мешающих ионов медь может быть определена комплексонометрически или потенциометрически, ионометрически.
  • Микроколичества меди в растворах определяют кинетическими и спектральными методами.
  • Russian to English Russian to German Russian to French Russian to Spanish Russian to Italian Russian to Japanese

Информация на сайте из открытых источников. Основа ВикипедиЯ. | Пожалуйста, внимательно прочитайте эту страницу!