Положение в периодической системе химических элементов
Медь расположена в 11 группе (или в побочной подгруппе II группы в короткопериодной ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение меди
Электронная конфигурация меди в основном состоянии:
29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
У атома меди уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.
Физические свойства
Медь – твердый металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). Медь относительно легко поддается механической обработке. В природе встречается в том числе в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства.
Температура плавления 1083,4оС, температура кипения 2567оС, плотность меди 8,92 г/см3.
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. Иногда медь встречается в самородном виде, масса которых может достигать 400 тонн.
Способы получения меди
Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — электролиз, пирометаллургический и гидрометаллургический.
- Гидрометаллургический метод: растворение 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:
2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + O2 + 2H2SO4
Качественные реакции на ионы меди (II)
Качественная реакция на ионы меди +2 – взаимодействие солей меди (II) с щелочами. При этом образуется голубой осадок гидроксида меди(II).
Например, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4
Соли меди (II) окрашивают пламя в зеленый цвет.
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:
4Cu + О2 → 2Cu2О
2Cu + О2 → 2CuО
оксид меди (II)
1.2. Медь реагирует с серой с образованием сульфида меди (II):
Cu + S → CuS
1.3. Медь взаимодействует с галогенами. При этом образуются галогениды меди (II):
Cu + Cl2 = CuCl2
Сu + Br2 = CuBr2
Но, обратите внимание:
2Cu + I2 = 2CuI
1.4. С азотом, углеродом и кремнием медь не реагирует:
Cu + N2 ≠
Cu + C ≠
Cu + Si ≠
1.5. Медь не взаимодействует с водородом.
Cu + H2 ≠
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):
2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3
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:
Cu + H2SO4 (разб.) ≠
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:
Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2.4. Медь реагирует даже при обычных условиях с азотной кислотой.
С концентрированной азотной кислотой:
Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
С разбавленной азотной кислотой:
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
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(NO3)2 + Cu = Cu(NO3)2 + Hg
2.7. Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями железа (III)
2Cu + NO2 = Cu2O + NO
2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2
Оксид меди (II)
Оксид меди (II) CuO – твердое кристаллическое вещество черного цвета.
Способы получения оксида меди (II)
Оксид меди (II) можно получить различными методами:
1. Термическим разложением гидроксида меди (II) при 200°С:
Cu(OH)2 → CuO + H2O
2. В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании на воздухе при 400–500°С:
2Cu + O2 → 2CuO
3. В лаборатории оксид меди (II) также получают прокаливанием солей (CuOH)2CO3, Cu(NO3)2:
(CuOH)2CO3 → 2CuO + CO2 + H2O
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
Химические свойства оксида меди (II)
Оксид меди (II) – основный оксид (при этом у него есть слабо выраженные амфотерные свойства). При этом он является довольно сильным окислителем.
1. При взаимодействии оксида меди (II) с сильными и растворимыми кислотами образуются соли.
Например, оксид меди (II) взаимодействует с соляной кислотой:
СuO + 2HBr = CuBr2 + H2O
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
2. Оксид меди (II) вступает в реакцию с кислотными оксидами.
Например, оксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата меди (II):
CuO + SO3 → CuSO4
3. Оксид меди (II) не взаимодействует с водой.
4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:
Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:
3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + 3H2O
Оксид меди (II) можно восстановить углеродом, водородом или угарным газом при нагревании:
СuO + C → Cu + CO
Более активные металлы вытесняют медь из оксида.
Например, алюминий восстанавливает оксид меди (II):
3CuO + 2Al = 3Cu + Al2O3
Оксид меди (I)
Оксид меди (I) Cu2O – твердое кристаллическое вещество коричнево-красного цвета.
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
Химические свойства оксида меди (I)
1. Оксид меди (I) обладает основными свойствами.
При действии на оксид меди (I) галогеноводородных кислот получают галогениды меди (I) и воду:
Например, соляная кислота с оксидом меди (I) образует хлорид меди (I):
Cu2O + 2HCl = 2CuCl↓ + H2O
2. При растворении Cu2O в концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли меди (II):
Cu2O + 3H2SO4(конц.) = 2CuSO4 + SO2 + 3H2O
Cu2O + 6HNO3(конц.) = 2Cu(NO3)2 + 2NO2 + 3H2O
5Cu2O + 13H2SO4 + 2KMnO4 = 10CuSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 13H2O
3. Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu2S) или комплексные соединения [Cu(NH3)2]+. Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I):
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH
CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl
Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом:
СH ≡ CH + 2[Cu(NH3)2]Cl → СuC ≡ CCu + 2NH4Cl + 2NH3
4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность:
Например, при взаимодействии с угарным газом, более активными металлами или водородом оксид меди (II) проявляет свойства окислителя:
Cu2O + CO = 2Cu + CO2
Cu2O + H2 = 2Cu + H2O
3Cu2O + 2Al = 6Cu + Al2O3
А под действием окислителей, например, кислорода — свойства восстановителя:
2Cu2O + O2 = 4CuO
Гидроксид меди (II)
Способы получения гидроксида меди (II)
1. Гидроксид меди (II) можно получить действием раствора щелочи на соли меди (II).
Например, хлорид меди (II) реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием гидроксида меди (II) и хлорида натрия:
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaCl
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:
Сu(OН)2 + 2HBr = CuBr2 + 2H2O
Cu(OН)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
2. Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака, образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:
Сu(OH)2 + 4(NH3 · H2O) = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
3. При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:
Cu(OH)2 + 2NaOH(конц.) = Na2[Cu(OH)4]
Но этой реакции в ЕГЭ по химии пока нет!
4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается:
Сu(OH)2 → CuO + H2O
Соли меди
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:
CuCl + 3HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + HCl + NO2 + H2O
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:
2CuI + 4H2SO4 + 2MnO2 = 2CuSO4 + 2MnSO4 + I2 + 4H2O
Иодид меди (I) реагирует с концентрированной серной кислотой:
4CuI + 5H2SO4(конц.гор.) = 4CuSO4 + 2I2 + H2S + 4H2O
Сульфид меди (I) реагирует с азотной кислотой. При этом образуются различные продукты окисления серы на холоде и при нагревании:
Cu2S + 8HNO3(конц.хол.) = 2Cu(NO3)2 + S + 4NO2 + 4H2O
Cu2S + 12HNO3(конц.гор.) = Cu(NO3)2 + CuSO4 + 10NO2 + 6H2O
Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования:
2CuCl = Cu + CuCl2
Комплексные соединения типа [Cu(NH3)2]+ получают растворением в концентрированном растворе аммиака:
CuCl + 3NH3 + H2O → [Cu(NH3)2]OH + NH4Cl
Соли меди (II)
В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства.
Например, соли меди (II) окисляют иодиды и сульфиты:
2CuCl2 + 4KI = 2CuI + I2 + 4KCl
2CuCl2 + Na2SO3 + 2NaOH = 2CuCl + Na2SO4 + 2NaCl + H2O
Бромиды и иодиды меди (II) можно окислить перманганатом калия:
5CuBr2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5CuSO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 5Br2 + 8H2O
Соли меди (II) также окисляют сульфиты:
2CuSO4 + Na2SO3 + 2H2O = Cu2O + Na2SO4 + 2H2SO4
Более активные металлы вытесняют медь из солей.
Например, сульфат меди (II) реагирует с железом:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
Cu(NO3)2 + Fe = Fe(NO3)2 + Cu
Сульфид меди (II) можно окислить концентрированной азотной кислотой. При нагревании возможно образование сульфата меди (II):
CuS + 8HNO3(конц.гор.) = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
Еще одна форма этой реакции:
CuS + 10HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O
При горении сульфида меди (II) образуется оксид меди (II) и диоксид серы:
2CuS + 3O2 2CuO + 2SO2↑
Соли меди (II) вступают в обменные реакции, как и все соли.
Например, растворимые соли меди (II) реагируют с сульфидами:
CuBr2 + Na2S = CuS↓ + 2NaBr
При взаимодействии солей меди (II) с щелочами образуется голубой осадок гидроксида меди (II):
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Электролиз раствора нитрата меди (II):
2Cu(NO3)2 + 2Н2О → 2Cu + O2 + 4HNO3
Некоторые соли меди при нагревании разлагаются, например, нитрат меди (II):
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
Основный карбонат меди разлагается на оксид меди (II), углекислый газ и воду:
(CuOH)2CO3 → 2CuO + CO2 + H2O
При взаимодействии солей меди (II) с избытком аммиака образуются аммиачные комплексы:
CuCl2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2
При смешивании растворов солей меди (II) и карбонатов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3↓ + 2Na2SO4 + CO2
0 комментариев