Реагирует ли медь с водой - GazSnabStroy.ru
Рейтинг статьи
1 звезда2 звезды3 звезды4 звезды5 звезд (пока оценок нет)
Загрузка...

Реагирует ли медь с водой

Реферат: Физико-химические свойства меди и применение его и его сплавов

Закрытое Акционерное Общество

Национальная Академия Авиации

Студент: Вагаблы Эмиль

Руководитель: Мамедова Севда

Медь — элемент побочной подгруппы первой группы, четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu (лат. Cuprum). Простое вещество медь— это пластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). C давних пор широко применяется человеком.

Медь — золотисто-розовый пластичный металл, на воздухе быстро покрывается оксидной плёнкой, которая придаёт ей характерный интенсивный желтовато-красный оттенок. Тонкие плёнки меди на просвет имеют зеленовато-голубой цвет.

Медь образует кубическую гранецентрированную решётку.

Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью (занимает второе место по электропроводности после серебра, удельная проводимость при 20 °C 55,5-58 МСм/м[4]). Имеет два стабильных изотопа — 63 Cu и 65 Cu, и несколько радиоактивных изотопов. Самый долгоживущий из них, 64 Cu, имеет период полураспада 12,7 ч и два варианта распада с различными продуктами.

Существует ряд сплавов меди: латуни — с цинком, бронзы — с оловом и другими элементами, мельхиор — с никелем, баббиты — со свинцом и другие.

Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и диоксида углерода. Является слабым восстановителем, не реагирует с водой, 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. Реагирует при нагревании с галогеноводородами.

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:

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: .

Qобразования (CuCl) = 134300 кДж

Qобразования (CuCl2 ) = 111700 кДж

Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX2 .. 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) CuCl2 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: . Монохлорид выпадает из раствора в виде белого осадка на поверхности меди.

При прокаливании меди на воздухе она покрывается черным налетом, состоящим из оксида меди . Его также легко можно получить прокаливанием гидроксокарбоната меди (II) (CuOH)2 CO3 или нитрата меди (II) Cu(NO3 )2 . При нагревании с различными органическими веществами CuO окисляет их, превращая углерод в диоксид углерода, а водород – в воду восстанавливаясь при этом в металлическую медь. Этой реакцией пользуются при элементарном анализе органических веществ для определения содержания в них углерода и водорода.

Под слоем меди расположен окисел розового цвета – закись меди Cu2 O. Этот же окисел получается при совместном прокаливании эквивалентных количеств меди и окиси меди, взятых в виде порошков: .

Закись меди используют при устройстве выпрямителей переменного тока, называемых купроксными. Для их приготовления пластинки меди нагревают до 1020-1050 0 C. При этом на поверхности образуется двухслойная окалина, состоящая из закиси меди и окиси меди. Окись меди удаляют, выдерживая пластинки некоторое время в азотной кислоте: .

Гидроксид меди малорастворимое и нестойкое соединение. Получают его при действии щелочи на раствор соли: . Это ионная реакция и протекает она потому, что образуется плохо диссоциированное соединение, выпадающее в осадок:

Медь, помимо гидроксида меди (II) голубого цвета, дает еще гидроксид меди (I) белого цвета: . Это нестойкое соединение, которое легко окисляется до гидроксида меди (II): .

Оба гидроксида меди обладают амфотерными свойствами. Например, гидроксид меди (II) хорошо растворим не только в кислотах, но и в концентрированных растворах щелочей: , .

Таким образом, гидроксид меди (II) может диссоциировать и как основание: и как кислота. Этот тип диссоциации связан с присоединением меди гидроксильных групп воды:

Для деталей машин используют сплавы меди с цинком, оловом, алюминием, кремнием и др. (а не чистую медь) из-за их большей прочности: 30-40 кгс/мм 2 у сплавов и 25-29 кгс/мм^2 у технически чистой меди.

Медные сплавы (кроме бериллиевой бронзы и некоторых алюминиевых бронз) не принимают термической обработки, и их механические свойства и износостойкость определяются химическим составом и его влиянием на структуру. Модуль упругости медных сплавов (900-12000 кгс/мм 2 ниже, чем у стали).

Основное преимущество медных сплавов – низкий коэффициент трения (что делает особенно рациональным применением их в парах скольжения), сочетающийся для многих сплавов с высокой пластичностью и хорошей стойкостью против коррозии в ряде агрессивных сред и хорошей электропроводностью.

Величина коэффициента трения практически одинакова у всех медных сплавов, тогда как механические свойства и износостойкость, а также поведение в условиях коррозии зависят от состава сплавов, а следовательно, от структуры. Прочность выше у двухфазных сплавов, а пластичность у однофазных.

Медь входит в число жизненно важных микроэлементов. Она участвует в процессе фотосинтеза и усвоении растениями азота, способствует синтезу сахара, белков, крахмала, витаминов и ферментов. При отсутствии или недостатке меди в растительных тканях уменьшается содержание хлорофилла, листья желтеют, растение перестает плодоносить и может погибнуть. Чаще всего медь вносят в почву в виде пятиводного сульфата – медного купороса CuSO4 *5H2 O. В значительных количествах он ядовит, как и многие другие соединения меди, особенно для низших организмов. Польские ученые установили, что в тех водоемах, где присутствует медь, карпы отличаются крупными габаритами. В прудах и озерах, где нет меди, быстро развивается грибок, который поражает карпов. В малых же дозах медь совершенно необходима всему живому.

Из представителей живого мира небольшие количества меди содержат осьминоги, каракатицы, устрицы и некоторые другие моллюски. В крови ракообразных и головоногих, медь входящая в состав их дыхательного пигмента – гемоциана (0,33-0,38%), – играет ту же роль, что железо в крови других животных. Соединяясь с кислородом воздуха, гемоцианин синеет (поэтому у улиток кровь голубая), а отдавая кислород тканям, – обесцвечивается. У животных, стоящих на более высокой ступени развития, и у человека медь содержится главным образом в печени. Ежедневная потребность человеческого организма – примерно 0,005 грамма этого элемента. При недостаточном поступлении меди с пищей у человека развивается малокровие, появляется слабость.

С биологическими процессами связан и один из способов добычи меди. Еще в начале XX века в Америке были зарыты медные рудники в штате Юта: решив, что запасы руды уже исчерпаны, хозяева рудников затопили их водой. Когда спустя два года воду откачали, в ней оказалось 12 тысяч тонн меди. Подобный случай произошел и в Мексике, где из заброшенных рудников, на который махнули рукой, только за один год было “вычерпано” 10 тысяч тонн меди. Оказалось, что среди многочисленных видов бактерий есть и такие, для которых любимым лакомством служат сернистые соединения некоторых металлов. Поскольку медь в природе связана именно с серой, эти микробы неравнодушны к медным рудам. Окисляя нерастворимые в воде сульфиды, микробы превращают их в легко растворимые соединения, причем процесс этот протекает очень быстро. Так при обычном окислении за 24 дня из халькопирита выщелачивается 5% меди, то в опытах с участием бактерий за 4 дня удалось извлечь 80% этого элемента.

All Metals

Металлы и Металлургия

Алюминий
Ванадий
Вольфрам
Германий
Железо
Золото
Кобальт
Магний
Марганец
Медь
Молибден
Никель
Ниобий
Олово
Палладий
Платина
Плутоний
Свинец
Серебро
Тантал
Титан
Уран
Хром
Цинк
Цирконий
  1. Металлургия России
  2. О металлах
  3. Медь
  4. Химические свойства

Химические свойства

Химическая активность меди невелика. В сухой атмосфере медь практически не изменяется. Во влажном воздухе на поверхности меди в присутствии углекислого газа образуется зеленоватая пленка состава Cu(OH)2·CuCO3. Так как в воздухе всегда имеются следы сернистого газа и сероводорода, то в составе поверхностной пленки на металлической меди обычно имеются и сернистые соединения меди. Такая пленка, возникающая с течением времени на изделиях из меди и ее сплавов, называется патиной. Патина предохраняет металл от дальнейшего разрушения.

При нагревании на воздухе медь тускнеет и в конце концов чернеет из-за образования на поверхности оксидного слоя. Сначала образуется оксид Cu2O, затем — оксид CuO.

В сухом воздухе и кислороде при нормальных условиях медь не окисляется. Но она достаточно легко вступает в реакции: уже при комнатной температуре с галогенами, например с влажным хлором образует хлорид CuCl2, при нагревании с серой образует сульфид Cu2S, с селеном. Но с водородом, углеродом и азотом медь не взаимодействует даже при высоких температурах. Кислоты, не обладающие окислительными свойствами, на медь не действуют, например, соляная и разбавленная серная кислоты. Но в присутствии кислорода воздуха медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей:

Кроме того, медь можно перевести в раствор действием водных растворов цианидов или аммиака:

При нагревании металла на воздухе или в кислороде образуются оксиды меди: желтый или красный Cu2O и черный CuO. Повышение температуры способствует образованию преимущественно оксида меди(I) Cu2O. В лаборатории этот оксид удобно получать восстановлением щелочного раствора соли меди(II) глюкозой, гидразином или гидроксиламином:

Эта реакция – основа чувствительного теста Фелинга на сахара и другие восстановители. К испытываемому веществу добавляют раствор соли меди(II) в щелочном растворе. Если вещество является восстановителем, появляется характерный красный осадок.

Поскольку катион Cu+ в водном растворе неустойчив, при действии кислот на Cu2O происходит либо дисмутация, либо комплексообразование:

Оксид Cu2O заметно взаимодействует со щелочами. При этом образуется комплекс:

Оксиды меди не растворимы в воде и не реагируют с ней. Единственный гидроксид меди Cu(OH)2 обычно получают добавлением щелочи к водному раствору соли меди(II). Бледно-голубой осадок гидроксида меди(II), проявляющий амфотерные свойства (способность химических соединений проявлять либо основные, либо кислотные свойства), можно растворить не только в кислотах, но и в концентрированных щелочах. При этом образуются темно-синие растворы, содержащие частицы типа [Cu(OH)4] 2– . Гидроксид меди(II) растворяется также в растворе аммиака:

Гидроксид меди(II) термически неустойчив и при нагревании разлагается:

Большой интерес к химии оксидов меди в последние два десятилетия связан с получением высокотемпературных сверхпроводников, из которых наиболее известен YBa2Cu3O7. В 1987 было показано, что при температуре жидкого азота это соединение является сверхпроводником. Главные проблемы, препятствующие его широкомасштабному практическому применению, лежат в области обработки материала. Сейчас наиболее перспективным считается изготовление тонких пленок.

Многие из халькогенидов меди – нестехиометрические соединения. Сульфид меди(I) Cu2S образуется при сильном нагревании меди в парах серы или в среде сероводорода. При пропускании сероводорода через водные растворы, содержащие катионы Cu 2+ , выделяется коллоидный осадок состава CuS. Однако, CuS – не простое соединение меди(II). Оно содержит группу S2 и лучше описывается формулой Cu I 2Cu II (S2)S. Селениды и теллуриды меди проявляют металлические свойства, а CuSe2, CuTe2, CuS и CuS2 при низких температурах являются сверхпроводниками.

Практическое значение имеет способность меди реагировать с растворами солей железа (III), причем медь переходит в раствор, а железо (III) восстанавливается до железа (II):

Этот процесс травления меди хлоридом железа (III) используют, в частности, при необходимости удалить в определенных местах слой напыленной на пластмассу меди.

Ионы меди Cu 2+ легко образуют комплексы с аммиаком, например, состава [Cu(NH3)] 2+ . При пропускании через аммиачные растворы солей меди ацетилена С2Н2 в осадок выпадает карбид (точнее, ацетиленид) меди CuC2.

CHEMEGE.RU

Подготовка к ЕГЭ по химии и олимпиадам

Основания. Химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH4 + ) и гидроксид-аниона ОН — .

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.

Получение оснований

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na2O + H2O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует:

CuO + H2O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + 2 H2 + O → 2 K + OH + H2 0

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например , электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4 Fe +2 (OH)2 + O2 0 + 2H2O → 4 Fe +3 ( O -2 H)3

Химические свойства щелочей

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода

Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

А в растворе образуется комплексная соль:

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь(избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

щёлочь + кислотный оксид(избыток) = кислая соль

Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Cu 2+ SO4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH)2 — ↓ + Na2 + SO4 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .

Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Т аким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла(избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь(избыток) = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO3 мы разбиваем на уольную кислоту H2CO3 и карбонат натрия Na2CO3. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6 H2 + O = 2Na[ Al +3 (OH)4] + 3 H2 0

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О2

NaOH +N2

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl2 0 = NaCl — + NaOCl + + H2O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O3 + 3H2O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH +Si 0 + H2 + O= NaCl — + Na2Si +4 O3 + 2H2 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F2 0 + 4NaO -2 H = O2 0 + 4NaF — + 2H2O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li2O + H2O

Глава 2. Химические свойства меди и ее соединений

§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.

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):

Медь так же реагирует с кислотами – окислителями, например, с азотной:

А так же с концентрированной холодной серной кислотой:

C горячей концентрированной серной кислотой:

C безводной серной кислотой при температуре 200 0 С образуется сульфат меди (I):

г) Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам.

Qобразования (CuCl) = 134300 кДж

Qобразования (CuCl2) = 111700 кДж

Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX2.. 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) CuCl2 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):

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):

§2. Химические свойства одновалентной меди (ст.ок. = +1)

В водных растворах ион Cu + очень неустойчив и диспропорционирует:

Однако медь в степени окисления (+1) может стабилизироваться в соединениях с очень низкой растворимостью или за счет комплексообразовния [9].

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 [11]. Оксид меди(I) не реагирует с водой. Оксид меди(I) переводится в раствор концентрированной соляной кислотой с образованием хлоридного комплекса:

Так же растворим в концентрированном растворе аммиака и солей аммония:

В разбавленной серной кислоте диспропорционирует на двухвалентную медь и металлическую медь:

Также оксид меди(I) вступает в водных растворах в следующие реакции:

1. Медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II):

2. Реагирует с разбавленными галогенводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):

3.Восстанавливается до металлической меди типичными восстановителями, например, гидросульфитом натрия в концентрированном растворе:

Оксид меди(I) восстанавливается до металлической меди в следующих реакциях:

1. При нагревании до 1800 °C (разложение):

2. При нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминиеми прочими типичными восстановителями:

Также, при высоких температурах оксид меди(I) реагирует:

1. C аммиаком (образуется нитрид меди(I))

2. С оксидами щелочных металлов:

При этом образуются купраты меди (I).

Оксид меди (I) заметно реагирует с щелочами [9]:

Гидроксид меди(I) образует жёлтое вещество, не растворяется в воде.

Легко разлагается при нагревании или кипячении:

Все эти соединения – белые кристаллические вещества, плохо растворимые в воде, но хорошо растворимые в избытке NH3, цианидных ионов, тиосульфатных ионов и иных сильных комплексообразователей. Иод образует только соединение Cu +1 J. В газообразном состоянии образуются циклы типа (CuГ)3 [10]. Обратимо растворимы в соответствующих галогенводородных кислотах:

Хлорид и бромид меди (I) неустойчивы во влажном воздухе и постепенно превращаются в основные соли меди (II):

1. Ацетат меди (I) (СН3СООСu) — соединение меди, имеет вид бесцветных кристаллов. В воде медленно гидролизуется до Сu2О, на воздухе окисляется до ацетата двухвалентной меди; Получают СН3СООСu восстановлением (СН3СОО)2Сu водородом или медью, сублимацией (СН3СОО)2Сu в вакууме или взаимодействием (NH3OH)SO4 с (СН3СОО)2Сu в р-ре в присутствии Н3СООNH3. 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):

Данная реакция используется для качественного обнаружения ацетилена.

3. Нитрид меди — неорганическое соединение с формулой Cu3N, тёмно-зелёные кристаллы.

Разлагается при нагревании:

Бурно реагирует с кислотами:

§3. Химические свойства двухвалентной меди (ст.ок. = +2)

Наиболее устойчивая степень окисления у меди и самая характерная для нее.

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:

При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты меди (II):

При нагревании до 1100 °C разлагается [9]:

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 Н2О:

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 [11]. Очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:

Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu 2+ в растворе.

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 [Cu(H2O)4] 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 [9].

1. Пентагидрат сульфата меди (II) (медный купорос)

Наибольшее практическое значение имеет CuSO4*5H2O, 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:

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 [9].

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:

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):

4. Карбонат гидроксомеди (II).

Карбонаты меди малоустойчивы и в практике почти не применяются. Некоторое значение для получения меди имеет лишь основной карбонат меди Cu2(OH)2CO3, который встречается в природе в виде минерала малахита. При нагревании легко разлагается с выделением воды, оксида углерода (IV) и оксида меди (II):

§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.

Это кристаллическое вещество, темно-гранатового цвета. Не растворяется в воде.

Получается окислением гидроксида меди(II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде при отрицательных температурах:

Это вещество разлагается при температуре 400 0 С:

Окисид меди (III) – сильный окислитель. При взаимодействии с хлороводородом хлор восстанавливается до свободного хлора [10]:

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 [10]:

в) Калия гексафторкупрат(III)

Зеленое вещество, парамагнитно. Октаэдрическое строение sp 3 d 2 . Комплекс фторида меди CuF3, который в свободном состоянии разлагается при -60 0 С. Образуется нагреванием смеси хлоридов калия и меди в атмосфере фтора:

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 – Cs2Cu +4 F6 – 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 [10]:

Медь (Cu)

Медь (купрум, свое название получила в честь острова Кипр, где было открытое крупное медное месторождение) является одним из первых металлов, который освоил человек – Медный век (эпоха, когда в обиходе человека преобладали медные орудия) охватывает период IV—III тысячелетия до н. э.

Сплав меди с оловом (бронза) был получен на Ближнем Востоке за 3000 лет до н. э. Бронза была предпочтительней меди, поскольку была более прочна и лучше поддавалась ковке.

Среднее содержание меди в земной коре составляет 4,7-5,5·10 -3 % по массе. Медь присутствует в природе, как в виде самородков, так и в соединений, наибольшее промышленное значение из которых имеют медный колчедан (CuFeS2), халькозин Cu2S и борнит Cu5FeS4. Разработка медных месторождений ведется открытым способом.


Рис. Строение атома меди.

Электронная конфигурация атома меди – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 (см. Электронная структура атомов). У меди один спаренный электрон с внешнего s-уровня “перескакивает” на d-подуровень предвнешней орбитали, что связано с высокой устойчивостью полностью заполненного d-уровня. Завершенный устойчивый d-подуровень меди обусловливает ее относительную химическую инертность (медь не реагирует с водородом, азотом, углеродом, кремнием). Медь в соединениях может проявлять степени окисления +3, +2, +1 (наиболее устойчивые +1 и +2).


Рис. Электронная конфигурация меди.

Физические свойства меди:

  • металл, красно-розового цвета;
  • обладает высокой ковкостью и пластичностью;
  • хорошей электропроводностью;
  • малым электрическим сопротивлением.

Химические свойства меди

  • при нагревании реагирует с кислородом:
    O2 + 2Cu = 2CuO;
  • при длительном пребывании на воздухе реагирует с кислородом даже при комнатной температуре:
    O2 + 2Cu + CO2 + H2O = Cu(OH)2·CuCO3;
  • вступает в реакции с азотной и концентрированной серной кислотой:
    Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;
  • с водой, растворами щелочей, соляной и разбавленной серной кислотой медь не реагирует.

Соединения меди

Оксид меди CuO (II):

  • твердое вещество красно-коричневого цвета, не растворимое в воде, проявляет основные свойства;
  • при нагревании в присутствии восстановителей дает свободную медь:
    CuO + H2 = Cu + H2O;
  • оксид меди получают взаимодействием меди с кислородом или разложением гидроксида меди (II):
    O2 + 2Cu = 2CuO; Cu(OH)2 = CuO + H2O.

Гидроксид меди Cu(OH2)(II):

  • кристаллическое или аморфное вещество голубого цвета, нерастворимое в воде;
  • разлагается на воду и оксид меди при нагревании;
  • реагирует с кислотами, образуя соответствующие соли:
    Cu(OH2) + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;
  • реагирует с растворами щелочей, образуя купраты – комплексные сооединения ярко-синего цвета:
    Cu(OH2) + 2KOH = K2[Cu(OH)4].

Более подробно о соединениях меди см. Оксиды меди.

Получение и применение меди

  • пирометаллургическим методом медь получают из сульфидных руд при высоких температурах:
    CuFeS2 + O2 + SiO2 → Cu + FeSiO3 + SO2;
  • оксид меди восстанавливается до металлической меди водородом, угарным газом, активными металлами:
    Cu2O + H2 = 2Cu + H2O;
    Cu2O + CO = 2Cu + CO2;
    Cu2O + Mg = 2Cu + MgO.

Применение меди обусловливается ее высокой электро- и теплопроводностью, а также пластичностью:

  • изготовление электрических проводов и кабелей;
  • в теплообменной аппаратуре;
  • в металлургии для получения сплавов: бронзы, латуни, мельхиора;
  • в радиоэлектронике.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Читайте также:  Как сделать патину на медной монете
Ссылка на основную публикацию
×
×
Adblock
detector
Название: Физико-химические свойства меди и применение его и его сплавов
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Добавлен 14:55:30 29 сентября 2011 Похожие работы
Просмотров: 469 Комментариев: 2 Оценило: 2 человек Средний балл: 3.5 Оценка: неизвестно Скачать