Медь и ее соединения. Соединения меди Образование оксида меди 2

Cuprum (Cu) относится к числу малоактивных металлов. Для него характерно образование химических соединений со степенями окисления +1 и +2. Так, например, два окисла, представляющих собой соединение из двух элементов Cu и кислорода O: со степенью окисления +1 — закись меди Cu2O и степенью окисления +2 — окись меди CuO. Несмотря на то, что состоят они из одинаковых химических элементов, но каждый из них имеет свои особые характеристики. На холоде металл очень слабо взаимодействует с кислородом воздуха, покрываясь пленкой, представляющей собой оксид меди, который препятствует дельнейшему окислению cuprum. При нагревании это простое вещество с порядковым номером 29 в таблице Менделеева полностью окисляется. При этом образуется также оксид меди (II): 2Cu + O2 → 2CuO.

Закись представляет собой коричневато-красное твердое вещество с молярной массой 143,1 г/моль. Соединение имеет температуру плавления 1235°С, температуру кипения 1800°С. Оно не растворяется в воде, но растворяется в кислотах. Разводится оксид меди (I) в (концентрированном), при этом образуется бесцветный комплекс +, который легко окисляется на воздухе до аммиачного комплекса сине-фиолетового цвета 2+, растворяющегося в соляной кислоте с образованием CuCl2. В истории полупроводниковой физики Cu2O является одним из наиболее изученных материалов.

Оксид меди (I), известный также как гемиоксид, обладает основными свойствами. Он может быть получен окислением металла: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Примеси, такие как вода и кислоты, влияют на скорость этого процесса, а также дальнейшее окисление до двухвалентного оксида. Закись меди может растворяться в при этом образуется чистый металл и соль: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. По аналогичной схеме происходит взаимодействие окисла со степенью +1 с другими кислородосодержащими кислотами. При взаимодействии гемиоксида с галогенсодержащими кислотами образуются соли одновалентного металла: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Встречается оксид меди (I) в природе в виде красной руды (это устаревшее название, наряду с таким как рубиновая Cu), называемой минералом «Куприт». На его образование требуется длительное время. Он может быть получен искусственно при высоких температурах или под высоким давлением кислорода. Гемиоксид обычно используется как фунгицид, как пигмент, как противообрастающее средство в подводной или морской краске, и применяется также в качестве катализатора.

Однако воздействие этого вещества с химической формулой Cu2O на организм может быть опасным. При вдыхании вызывает одышку, кашель, а также изъязвление и перфорацию дыхательных путей. При попадании внутрь раздражает желудочно-кишечный тракт, что сопровождается рвотой, болью и диареей.

H2 + CuO → Cu + H2O;

CO + CuO → Cu + CO2.

Используется оксид меди (II) в керамике (как пигмент) для получения глазури (синей, зеленой и красной, а иногда и розовой, серой или черной). Он также применяется в качестве пищевой добавки у животных с целью уменьшения дефицита cuprum в организме. Это абразивный материал, который необходим для полировки оптического оборудования. Он используется для производства сухих батарей, для получения других солей Cu. Соединение CuO также применяется при сварке медных сплавов.

Воздействие химического соединения CuO также может быть опасным для организма человека. При вдыхании вызывает раздражение легких. Оксид меди (II) может вызвать лихорадку металлических паров (MFF). Окись Cu провоцирует изменение цвета кожи, могут появиться проблемы со зрением. При попадании в организм, как и гемиоксид, приводит к отравлению, которое сопровождается симптомами в виде рвоты и болевых ощущений.

МЕДЬ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ

УРОК В 11-м ЕСТЕСТВЕННО-НАУЧНОМ КЛАССЕ

Для повышения познавательной активности и самостоятельности учащихся мы используем уроки коллективного изучения материала. На таких уроках каждый ученик (или пара учеников) получает задание, о выполнении которого он должен отчитаться на этом же уроке, причем его отчет фиксируется остальными учениками класса в тетрадях и является элементом содержания учебного материала урока. Каждый ученик вносит свою лепту в изучение темы классом.
В ходе урока меняется режим работы учеников от интраактивного (режим, при котором информационные потоки замкнуты внутри обучаемых, характерен для самостоятельной работы) к интерактивному (режим, при котором информационные потоки двусторонние, т.е. информация идет и от ученика, и к ученику, происходит обмен информацией). Учитель при этом выступает как организатор процесса, корректирует и дополняет информацию, сообщаемую учениками.
Уроки коллективного изучения материала состоят из следующих этапов:
1-й этап – установочный, на котором учитель объясняет цели и программу работы на уроке (до 7 мин);
2-й этап – самостоятельная работа учащихся по инструкции (до 15 мин);
3-й этап – обмен информацией и подведение итогов урока (занимает все оставшееся время).
Урок «Медь и ее соединения» рассчитан на классы с углубленным изучением химии (4 ч химии в неделю), проводится в течение двух академических часов, на уроке актуализируются знания учащихся по следующим темам: «Общие свойства металлов», «Отношение к металлам концентрированной серной кислоты, азотной кислоты», «Качественные реакции на альдегиды и многоатомные спирты», «Окисление предельных одноатомных спиртов оксидом меди(II)», «Комплексные соединения».
Перед уроком учащиеся получают домашнее задание: повторить перечисленные темы. Предварительная подготовка учителя к уроку заключается в составлении инструктивных карточек для учащихся и подготовке наборов для лабораторных опытов.

ХОД УРОКА

Установочный этап

Учитель ставит перед учащимися цель урока : опираясь на имеющиеся знания о свойствах веществ, спрогнозировать, подтвердить практически, обобщить сведения о меди и ее соединениях.
Учащиеся составляют электронную формулу атома меди, выясняют, какие степени окисления может проявлять медь в соединениях, какими свойствами (окислительно-восстановительными, кислотно-основными) будут обладать соединения меди.
В тетрадях учеников появляется таблица.

Свойства меди и ее соединений

Этап самостоятельной работы

Для подтверждения и дополнения предположений учащиеся выполняют лабораторные опыты по инструкции и записывают уравнения проведенных реакций.

Инструкции для самостоятельной работы парами

1. Прокалите медную проволоку в пламени. Отметьте, как изменился ее цвет. Горячую прокаленную медную проволоку поместите в этиловый спирт. Обратите внимание на изменение ее цвета. Повторите эти манипуляции 2–3 раза. Проверьте, не изменился ли запах этанола.
Запишите два уравнения реакций, соответствующие проведенным превращениям. Какие свойства меди и ее оксида подтверждаются этими реакциями?

2. К оксиду меди(I) прилейте соляную кислоту.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций, учитывая, что хлорид меди(I) – нерастворимое соединение. Какие свойства меди(I) подтверждаются этими реакциями?

3. а) В раствор сульфата меди(II) поместите гранулу цинка. Если реакция не идет, нагрейте раствор. б) К оксиду меди(II) прилейте 1 мл серной кислоты и нагрейте.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди подтверждаются этими реакциями?

4. В раствор сульфата меди(II) поместите полоску универсального индикатора.
Объясните результат. Запишите ионное уравнение гидролиза по I ступени.
К раствору карбоната натрия прилейте раствор сульфата мед(II).
Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции совместного гидролиза в молекулярном и ионном видах.

5.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор аммиака.
Какие изменения произошли? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают проведенные реакции?

6. К сульфату меди(II) прилейте раствор йодида калия.
Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции. Какое свойство меди(II) доказывает эта реакция?

7. В пробирку с 1 мл концентрированной азотной кислоты поместите небольшой кусочек медной проволоки. Закройте пробирку пробкой.
Что наблюдаете? (Пробирку отнесите под тягу.) Запишите уравнение реакции.
В другую пробирку налейте соляной кислоты, поместите в нее небольшой кусочек медной проволоки.
Что наблюдаете? Объясните свои наблюдения. Какие свойства меди подтверждаются этими реакциями?

8. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете? Полученный осадок нагрейте. Что произошло? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди подтверждаются этими реакциями?

9. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор глицерина.
Какие изменения произошли? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают эти реакции?

10. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор глюкозы и нагрейте.
Что получилось? Запишите уравнение реакции, используя для обозначения глюкозы общую формулу альдегидов

Какое свойство соединения меди доказывает эта реакция?

11. К сульфату меди(II) прилейте: а) раствор аммиака; б) раствор фосфата натрия.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают проведенные реакции?

Этап обмена информацией и подведение итогов

Учитель задает вопрос, касающийся свойств конкретного вещества. Учащиеся, выполнявшие соответствующие опыты, докладывают о проведенном эксперименте и записывают уравнения реакций на доске. Затем учитель и ученики дополняют сведения о химических свойствах вещества, которые невозможно было подтвердить реакциями в условиях школьной лаборатории.

Порядок обсуждения химических свойств соединений меди

1. Как медь реагирует с кислотами, с какими еще веществами может реагировать медь?

Записываются уравнения реакций меди с:

Концентрированной и разбавленной азотной кислотой:

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

Кислородом:

2Cu + O 2 = 2CuO;

Cu + Cl 2 = CuCl 2 ;

Соляной кислотой в присутствии кислорода:

2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O;

Хлоридом железа(III):

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 .

2. Какие свойства проявляют оксид и хлорид меди(I)?

Обращается внимание на осно"вные свойства, способность к комплексообразованию, окислительно-восстановительную двойственность. Записываются уравнения реакций оксида меди(I) с:

Соляной кислотой до образования CuCl:

Cu 2 O + 2HCl = 2CuCl + H 2 O;

Избытком HCl:

CuCl + HCl = H;

Реакций восстановления и окисления Cu 2 O:

Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O,

2Cu 2 O + O 2 = 4CuO;

Диспропорционирования при нагревании:

Cu 2 O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl 2 .

3. Какие свойства проявляет оксид меди(II)?

Обращается внимание на осно"вные и окислительные свойства. Записываются уравнения реакций оксида меди(II) с:

Кислотой:

CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;

Этанолом:

C 2 H 5 OH + CuO = CH 3 CHO + Cu + H 2 O;

Водородом:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O;

Алюминием:

3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3 .

4. Какие свойства проявляет гидроксид меди(II)?

Обращается внимание на окислительные, осно"вные свойства, способность к комплексообразованию с органическими и неорганическими соединениями. Записываются уравнения реакций с:

Альдегидом:

RCHO + 2Cu(OH) 2 = RCOOH + Cu 2 O + 2H 2 O;

Кислотой:

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O;

Аммиаком:

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 ;

Глицерином:

Уравнение реакции разложения:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

5. Какие свойства проявляют соли меди(II)?

Обращается внимание на реакции ионного обмена, гидролиза, окислительные свойства, комплексообразование. Записываются уравнения реакций сульфата меди с:

Гидроксидом натрия:

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;

Фосфатом натрия:

3Cu 2+ + 2= Cu 3 (PO 4) 2 ;

Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+ ;

Йодидом калия:

2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4 ;

Аммиаком:

Cu 2+ + 4NH 3 = 2+ ;

и уравнения реакций:

Гидролиза:

Cu 2+ + HOH = CuOH + + H + ;

Совместного гидролиза с карбонатом натрия с образованием малахита:

2Cu 2+ + 2 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 .

В дополнение можно рассказать учащимся о взаимодействии оксида и гидроксида меди(II) с щелочами, что доказывает их амфотерность:

Cu(OH) 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2 ,

Cu + Cl 2 = CuCl 2 ,

Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg,

2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O,

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O,

CuBr 2 + Cl 2 = CuCl 2 + Br 2 ,

(CuOH) 2 CO 3 + 4HCl = 2CuCl 2 + 3H 2 O + CO 2 ,

2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2 ,

2CuCl = CuCl 2 + Cu,

CuSO 4 + BaCl 2 = CuCl 2 + BaSO 4 .)

Упражнение 3. Составьте цепочки превращений, соответствующие следующим схемам, и осуществите их:

Задача 1. Сплав меди с алюминием обработали сначала избытком щелочи, а затем избытком разбавленной азотной кислоты. Вычислите массовые доли металлов в сплаве, если известно, что объемы газов, выделившихся в обеих реакциях (при одинаковых условиях), равны между собой
.

(Ответ . Массовая доля меди – 84%.)

Задача 2. При прокаливании 6,05 г кристаллогидрата нитрата меди(II) получено 2 г остатка. Определите формулу исходной соли .

(Ответ. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)

Задача 3. Медную пластинку массой 13,2 г опустили в 300 г раствора нитрата железа(III) с массовой долей соли 0,112. Когда ее вынули, оказалось, что массовая доля нитрата железа(III) стала равной массовой доле образовавшейся соли меди(II). Определите массу пластинки после того, как ее вынули из раствора .

(Ответ. 10 г.)

Домашнее задание. Выучить материал, записанный в тетради. Составить цепочку превращений по соединениям меди, содержащую не менее десяти реакций, и осуществить ее.

ЛИТЕРАТУРА

1. Пузаков С.А., Попков В.А. Пособие по химии для поступающих в вузы. Программы. Вопросы, упражнения, задачи. Образцы экзаменационных билетов. М.: Высшая школа, 1999, 575 с.
2. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. 2000 задач и упражнений по химии. Для школьников и абитуриентов. М.: 1-я Федеративная книготорговая компания, 1998, 512 с.

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

§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