Химия меди и её соединений

Оксид меди (II) CuО - твердое вещество черного цвета, плохо растворяется в воде, встречается в природе в виде минерала мелаконита (тенорита). Способы получения CuО описываются уравнениями:

2Сu + О2 ( 2CuO,

Cu(OH)2 ( CuO + H2O,

2Cu(NO3)2 ( 2CuO + 4NO2( + O2(,

(CuOH)2CO3 ( 2CuO + H2O + CO2(.

Оксид меди (II) обладает слабовыраженными амфотерными свойствами (преобладают основные), хорошо растворяется в кислотах, а в щелочах - только при сплавлении:

CuO + H2SO4(разб. ) ( CuSO4 + H2O,

CuO + 2H+ ( Cu2+ + H2O,

CuO + 2KOH(кр. ) ( K2CuO2 + H2O(.

купрат меди (II) калия

Подобно оксиду меди (I), CuО хорошо растворяется в водном растворе аммиака с образованием ярко-синего комплексного соединения; координационное число Cu (II) равно четырем:

CuO + 4NH3 + H2O ( [Cu(NH3)4](OH)2.

гидроксид тетрааммин меди (II)

Оксид меди (II) легко восстанавливается водородом и другими восстановителями:

CuO + H2 ( CuO + H2O(,

CuO + CO ( Cu + CO2(,

CuO + C ( Cu + CO(.

Оксид меди CuО обладает окислительными свойствами. В лабораторной практике эта особенность используется для получения альдегидов или кетонов из первичных и вторичных спиртов соответственно:

CH3CH2OH +CuО ( CH3 – С + Cu( + H2O,

СH3 – CH – CH3 + CuO ( CH3 – C – CH3 + Cu( + H2O.

При нагревании оксид меди (II) разлагается с образованием оксида меди(I):

4CuO ( 2CuO + H2O(.

Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2

Гидроксид меди (II) Сu(ОН)2 – плохо растворимое в воде твердое вещество синего цвета, легко разлагается при нагревании:

Cu(ОН)2 ( CuО + H2O(.

Гидроксид меди (II) можно получить обменным взаимодействием холодных водных растворов соли меди (II) и щелочи:

Cu(NO3)2 + 2NаОН ( Cu(OH)2( + 2NаNO3,

Cu2+ + 2ОН- ( Cu(OH)2(.

С этой же целью можно использовать водный раствор аммиака, однако при его избытке Cu(ОН)2 легко растворяется с образованием тетрамминового комплекса:

Cu2+ + 2NH3 ∙ H2O ( Cu(OH)2( ( [Cu(NH3)4](OH)2.

голубой осадок ярко-синий

Гидроксид меди (II) обладает слабовыраженными амфотерными свойствами (слабое основание и еще более слабая кислота):

Cu(ОН)2 + 2НС1(конц. ) ( CuС12 + 2Н2O,

Cu(ОН)2 + 2Н+ ( Cu2+ + 2Н2O,

Cu(ОН)2 + 4НС1(конц. ) ( H2[CuСl4] + 2Н2О,

Cu(ОН)2 + 2КОН(конц. ) ( К2[Cu(ОН)4].

теграгидроксокупрат (II) калия

Подобно оксиду СuО, гидроксид меди (II) обладает слабовыраженными окислительными свойствами. Реакция со свежеосажденным Cu(ОН)2 является качественной на альдегидную группу:

R – С + 2Cu(OH)2 ( R – C +Cu2O ( + 2H2O.

H OH красный

Как и все соединения меди, Cu(ОН)2 хорошо растворяется в концентрированных водных растворах аммиака:

2Cu(OH)2 + 4NH3 ∙ H2O ( [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O.

Ввиду крайне малой растворимости CuS аммиакаты меди разрушаются сероводородом:

[Cu(NH3)4](OH)2 + H2S ( CuS( + 2H2O + 4NH3(.

Соли меди

Медь образует два ряда солей - соли меди (I) и соли меди (II), которые ввиду амфотерности соединений меди могут быть как катионного, так и анионного типа.

Соли меди (I)

Соли меди (I) в большинстве имеют белый цвет и в водных растворах неустойчивы. Свойства солей Cu (I) рассмотрим на примере наиболее устойчивой и изученной соли - CuС1. Для получения хлорида меди (I) используют реакции обмена:

Cu2O + 2НС1 ( 2CuС1 + H2O,

Cu2O + 2Н+ ( 2Cu+ + H2O.

или окислительно-восстановительные реакции с участием соединений Cu(II):

+1 0 +2 +2

2СuСl2 + Zn ( 2CuCl + ZnCl2,

Cu+2 + e ( Cu+1 2

Zn0 – 2e ( Zn+2 1

+2 -1 +1 0

2СuСl2 ( 2CuCl + Cl2(,

Cu+2 + e ( Cu+1 2

2Cl-1 – 2e ( Cl20 1

Соли меди (I) обладают выраженными восстановительными свойствами:

+1 0 +2 -2

4СuСl + O2 + 4HCl ( 4CuCl2 + 2H2O,

Cu+1 – e ( Cu+2 4

O20 + 4e ( 2O-2 1 при нагревании диспропорционируют:

+1 t0 0 +2

2СuСl ( Cu + CuCl2,

+1 t0 0 +2

Сu2SO4 ( Cu + CuSO4, склонны к комплексообразованию:

CuС1 + НСl ( Н[CuСl2],

CuС1 + 2NН3 ( [Cu(NН3)2]Сl.

хлорид диаммин меди (I)

Аммиачные растворы CuС1 реагируют с алкинами, содержащими концевую тройную связь; полученные при этом соединения (общее название - ацетилениды) - вещества желтого цвета:

HC ( CH + 2CuCl ( 2HСl + Cu – C ( C – Cu(.

ацетилен ацетиленид меди (I)

C ( CH C ( C – Cu(

+ CuCl ( HCl + фенилацетиленид меди (I)

Соли меди (II)

Соли меди (II) в общем более устойчивы, чем соли меди (I), и поэтому наиболее распространены. Получают соли меди (II) различными способами: а) исходя из металлической меди:

Cu + Cl2 ( CuCl2,

Cu + S ( CuS,

Cu + 2H2SO4 (конц. ) ( CuSO4 + SO2( +2H2O,

Cu + 4HNO3 (конц. ) ( Cu(NO3)4 + 2NO2( +2H2O,

Cu (кр. ) + 2AgNO3 (p-p) ( Cu(NO3)3 (p-p) + 2Ag (кр. ).

б) по реакциям обмена с участием СuО, Cu(ОН), или солей меди (II):

CuO + 2HCl ( СuCl2 + H2O,

CuO + 2H+ ( Сu2+ + H2O,

Cu(OH)2 + H2SO4 ( СuSO4 + 2H2O,

Cu(OH)2 + 2H+ ( Сu2+ + 2H2O,

CuCl2 + 2AgNO3 ( Сu(NO3)2 + 2AgCl(,

Cl- + Ag+ ( AgCl(,

Cu(OH)2 + 2NaOH ( Na2[Сu(OH)4],

Cu(OH)2 + 2OH- ( [Сu(OH)42-],

Менее распространены реакции получения солей Cu(II) из соединений Cu(I):

2 CuС1+С12 ( 2CuС12.

Соли меди (II) не обладают ярковыраженными окислительными или восстановительными свойствами, хотя такие реакции с их участием возможны:

CuС12(р-р) + H2(г) ( Cu(кр. ) + 2НС1(ж),

Cu+2 + 2е ( Cu0 1

Н20 – 2e (2H+ 1

2CuС12 ( 2CuCl + С12(.

На способности ионов Cu2+ окислять иодид-ионы основан метод количественного определения иодидов по выделенному свободному иоду:

2 CuSO4 + 2KI ( I2( + 2К2SO4 + 2CuI.

Соли меди (II), подобно сопям меди (I), проявляют склонность к комплексообразованию:

CuС12 + 2NаС1(конц. ) ( Nа2[CuС14], тетрахлорид меди (II) натрия

CuС12 + 4NН3 ( [Cu(NН3)4]С12, хлорид тетрааммин-меди (II).

Рассмотрим более подробно свойства некоторых наиболее распространенных солей меди (II).

Сульфид меди (II) CuS

Сульфид меди (II) CuS - порошок черного цвета, в природе встречается в виде минерала ковеллина; плохо растворим в воде, щелочах и водном растворе аммиака. В растворимое состояние CuS можно перевести с помощью концентрированных азотной или серной кислот (в галогеноводородных кислотах сульфид меди (II) не растворяется):

ЗCuS + 8НNО3(конц. ) ( 3CuSO4 + 8NO( + 4Н2O,

CuS + 2Н2SО4(конц. ) ( CuSO4 + SO2( + S( + 2Н2O.

В лабораторных условиях сульфид меди (II) удобно получать по обменным реакциям с участием солей Cu (II), причем с этой цепью можно использовать сероводород, так как CuS не растворим в разбавленных кислотах:

CuSO4 + H2S ( CuS( + H2SO4(разб. ),

Cu2+ + H2S ( CuS( + 2H+,

CuSO4 + Na2S ( CuS( + Na2SO4,

Cu2+ + S2- ( CuS(.

Во влажном воздухе CuS окисляется кислородом воздуха при нагревании с образованием сульфата меди (II):

CuS + 2О2 ( CuSO4.

В отсутствие влаги обжиг сульфида меди (II) приводит к образованию оксидов меди (II) и серы (IV):

2CuS + 3O2 ( 2CuO + 2SO2(.

При слабом нагревании без доступа воздуха сульфид меди (II) превращается в сульфид меди (I), а при более сильном прокаливании в инертной атмосфере разлагается на простые вещества:

2CuS ( Cu2S + S,

CuS ( Cu + S.

Как уже отмечалось, водород при нагревании восстанавливает сульфид меди (II) до металлической меди.

Нитрат меди (II) Сu(NO3)2

Нитрат меди (II) Сu(NO3)2 обычно образуется в виде синего кристаллогидрата Сu(NO3)2 ∙ ЗН2O при растворении меди или ее соединений в азотной кислоте:

ЗСu + 8НNО3 ( 3Cu(NО3)2 + 2NО( + 4Н2O,

CuО + 2НNО3 ( Cu(NО3)2 + Н2О,

Cu(ОН)2 + 2НNО3 ( Cu(NO3)2 + 2Н2О.

При осторожном нагревании кристаллогидрат вначале теряет воду:

Cu(NО3)2 ∙ 3Н2O ( Cu(NО3)2 + ЗН2O, синий зеленый а затем нитрат меди (II) разлагается:

2Cu(NО3)2 ( 2CuO + 4NО2( + O2(.

Для нитрата меди (II) характерны реакции, типичные для солей слабых оснований и сильных кислот: а) гидролиз в водных растворах:

Cu(NО3)2 +H2O CuOHNO3 + HNO3; б) взаимодействие со щелочами:

Cu(NО3)2 + 2КОН ( Сu(ОН)2( + 2KNO3; в) взаимодействие с солями:

Cu(NО3)2 + Na2S ( СuS( + 2NaNO3.

Более активные металлы вытесняют медь из водного раствора Cu(NО3)2:

Cu(NО3)2 + Zn( Сu( + Zn(NO3)2.

При электролизе водного раствора Cu(NО3)2 в анодном пространстве получают НNО3:

2Cu(NО3)2 + 2Н2O ( 2Cu( + О2( + 4НNO3.

Сульфат меди (II) CuSO4

Сульфат меди (II) CuSO4 - в безводном состоянии порошок белого цвета, который активно поглощает воду с образованием синего пентагидрата (медного купороса):

CuSO4 + 5H2O ( CuSO4 ∙ 5H2O.

белый синий

При нагревании до 250°С медный купорос теряет воду:

CuSO4 ∙ 5H2O ( CuSO4 + 5H2O(.

Водные растворы CuSO4 из-за гидролиза имеют кислую реакцию, реагируют с более активными металлами и подвергаются электролизу:

2CuSО4 + 2Н2O (CuOH)2SO4 + Н2SO4,

CuSО4 + Zn ( ZnSO4 + Сu(,

2CuSО4 + 2Н2O ( 2Cu( + О2( + 2Н2SO4, вступают в реакции обмена с другими солями и щелочами:

CuSО4 + K2S ( СuS( + K2SO4,

CuSО4 + 2NaOH ( Сu(OH)2( + Na2SO4,

При нагревании сульфат меди (II) разлагается:

CuSО4 ( СuO + SO3(,

2CuSО4 ( 2СuO + 2SO2( + O2(.

Карбонат гидроксомеди (II) (CuОН)2СО3 или Сu(ОН)2 ∙ CuСО3

Карбонат гидроксомеди (II) (CuОН)2СО3 или Сu(ОН)2 ∙ CuСО3 в природе встречается в виде минерала малахита. Соль представляет собой светло-зеленый порошок, плохо растворимый в воде. В лаборатории соль можно получить взаимодействием водных растворов соли меди (II) и карбоната щелочного металла:

2СuSO4 + 2Na2CO3 + H2O ( (CuOH)2CO3( + 2Na2SO4 + CO2(.

Следует обратить внимание на то, что в результате этой реакции не образуется карбонат меди. При нагревании малахит разлагается:

(CuOH)2CO3 ( 2CuО + СО2( + Н2O.

Применение меди и ее соединений

Вследствие высокой тепло- и электрической проводимости медь в больших количествах используется для изготовления электрических проводов, кабелей, котлов, перегонных кубов и т. д.

Самое разнообразное применение находят сплавы меди. Латунь (содержит до 45% цинка) используется для изготовления радиаторов, деталей часовых механизмов, в судостроении. Медно-никелевые сплавы применяют в энергетической промышленности, судостроении, для изготовления термопар, магазинов сопротивлений. Основное назначение бронзы (содержит олово или алюминий) - изготовление колоколов, статуй.

Соединения меди нашли следующее применение:

Cu2O - а качестве выпрямителя переменного тока.

CuО - как окислитель в лабораторной технике, в производстве стекла и эмалей, как зеленый и синий краситель.

СuSO4 - как осушитель; СuSO4 • 5Н2О - медный купорос - для борьбы с вредителями сельского хозяйства, При пропитке древесины для предотвращения гниения.

(CuOH)2CO3 - для изготовления синих и зеленых красок, как поделочный камень (в виде малахита).

Это интересно знать

1. При сравнении свойств меди и щелочных металлов возникает закономерный вопрос: почему при однотипной электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (например, 4s1 у атомов К и Cu) свойства меди и щелочных металлов столь различны? Дело в том, что орбитальный радиус атома меди (0,119 нм) значительно меньше, чем калия (0,216 нм), а заряд ядра - больше. Поэтому 4s1-электрон в атоме меди сильнее притягивается к ядру, чем в атоме калия; соответственно первая энергия ионизации атома меди (745,4 кДж/моль) существенно выше, чем атома калия (418,8 кДж/моль). Однако вторая и третья энергии ионизации для меди (1957,9 и 3554 кДж/моль соответственно) значительно меньше таковых для калия (3070,1 и 4,4*103 кДж/моль соответственно), т. е. в атоме меди 4s- и Зd-электроны близки по энергии. Это объясняется тем, что оторвать электрон(ы) от иона с электронной конфигурацией. Зs23p63d10 (Cu+) легче, чем от иона с электронной конфигурацией. Зs23p6 (K+). Поэтому в отличие от щелочных металлов медь в соединениях может проявлять степени окисления +2, +3 и даже + 4.

2. Не менее интересен вопрос о причинах различия в химической активности меди и цинка - металлов, относящихся к одному семейству, соседей по периодической системе. Значения двукратной энергии ионизации атомов цинка (1733,3 кДж/моль) незначительно меньше, чем меди (1957,9 кДж/моль), однако энтальпия атомизации для цинка (130,5 кДж/моль) почти в три раза меньше, чем для простого вещества меди (339,0 кДж/моль). Иными словами, атомы цинка в его кристалле менее прочно связаны между собой, что и обусловливает большую химическую активность простого вещества (не атома!) цинка по сравнению с простым веществом медью.

3. При очистке меди электролитическим способом катодом служит лист чистой меди, анодом - болванка неочищенной (черновой) меди, а электролитом - раствор СuSO4. В процессе электролиза анод растворяется:

Сu0 - 2е ( Cu2+ и медь оседает на катоде:

Сu2+ - 2е ( Cu0.

Таким способом получают медь высокой степени чистоты, содержащую до 99,8% меди по массе.

4. Для меди в степени окисления +3 известны соединения Cu2О3, (оксид кислотного характера), K3[CuF6], КCuО2, К[Cu(ОН)4] и др. Описано соединение, в котором степень окисления меди равна +4: Сs2[CuF6].

5. Поясним причину растворения меди в галогеноводородных кислотах. Дело в том, что электродный потенциал системы Сu+/Cu зависит от концентрации ионов Сu+ следующим образом: чем меньше концентрация ионов Сu+, тем сильнее значение электродного потенциала сдвигается в сторону отрицательных значений. Образование очень устойчивого комплекса Н[CuСl2] настолько понижает концентрацию ионов Сu+, что электродный потенциал системы Сu+/Сu сдвигается в сторону отрицательных значений и становится возможным окисление атомов меди ионами Н+.

6. Высокая склонность меди к образованию комплексных соединений объясняется наличием в ее атоме вакантных и близких по энергии 4р- и 4d-орбиталей. При образовании химической связи медь обычно служит акцептором электронов, а молекулы или ионы с неподеленными парами электронов (Н2O, NH3) - донорами электронов. Однако, известны комплексные соединения, в которых медь за счет неподеленных пар электронов на Зd-орбиталях является донором электронов.

7. Сульфат меди (I) может быть получен при 200°С по реакции:

2Cu + 2Н2SO4 ( Cu2SO4 + SO2( + 2Н2O.

Эта соль устойчива на воздухе, но водой разлагается на Cu2SO4 и Cu (диспропорционирует).

Практическая часть

В условиях школьной лаборатории я решила провести наиболее интересные опыты с медью и ее соединениями.

Опыт №1. Металлические покрытия и «ледяные узоры» без тока

Растворим около 10 г кристаллического сульфата меди в 100 мл воды и погрузим в раствор стальную иглу или кусочек железной жести. (Рекомендуем предварительно до блеска зачистить железо тонкой наждачной шкуркой. ) Через короткое время железо покроется красноватым слоем выделившейся меди. Более активное железо вытесняет медь из раствора, причем железо растворяется в виде ионов, а медь выделяется в виде металла. Процесс продолжается до тех пор, пока раствор находится в контакте с железом. Как только медь покроет всю поверхность железа, он практически прекратится. В этом случае образуется довольно пористый слой меди, так что защитные покрытия без применения тока получать нельзя.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

В следующих опытах опустим в раствор сульфата меди небольшие полоски цинковой и свинцовой жести. Через 15 минут вытащим их, промоем и исследуем под микроскопом. Мы различим красивые, похожие на ледяные, узоры, которые в отраженном свете имеют красную окраску и состоят из выделившейся меди. Здесь также более активные металлы перевели медь из ионного в металлическое состояние.

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Pb + CuSO4 → PbSO4 + Cu

В свою очередь, медь может вытеснять металлы, стоящие ниже в ряду напряжений, то есть менее активные. На тонкую полоску листовой меди или на расплющенную медную проволоку (предварительно зачистив поверхность до блеска) нанесем несколько капель раствора нитрата серебра. Невооруженным взглядом можно будет заметить образовавшийся черноватый налет, который под микроскопом в отраженном свете имеет вид тонких игл и растительных узоров (так называемых дендритов).

2AgNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2Ag

Опыт №2. Реакции меди с кислотами

Медь реагирует с концентрированной серной кислотой

Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

С азотной кислотой медь реагирует как с разбавленной, так и с концентрированной

Cu + 4HNO3(конц. ) → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

3Cu + 8HNO3(разб. ) → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Таким образом, медь и ее соединения являются практически значимыми веществами.

Нас окружают в повседневной жизни огромное количество изделий, сделанных из сплавов меди. Вследствие высокой тепло- и электрической проводимости медь в больших количествах используется для изготовления электрических проводов, кабелей, котлов, перегонных кубов и т. д.

Широко использование меди в аналитической химии. Медь также является очень необходимым элементом в биологических системах. Недостаток меди в крови человека вызывает особого рода анемию. Поэтому человек должен следить за балансом металлов в своем организме.

Как представитель d-элементов медь способна образовывать комплексные соединения.

Эта тема мне стала очень интересна. Работу я буду продолжать в старших классах. Я буду заниматься методами аналитической химии для исследования содержания меди в различных сплавах. Также я ставлю перед собой цель – более глубокое изучение соединений меди в составе комплексных соединений.