Медь

Cu2O + 2OH- + H2O ↔ 2[Cu(OH)2]-

• Концентрированным гидратом аммиака и концентрированными растворами солей аммония:

Cu2O + 4NH3·H2O → 2[Cu(NH3)2]OH + 3H2O

Cu2O + 2NH4+ → 2[Cu(H2O)(NH3)]+

• Различными окислителями с образованием солей меди(II) (например, концентрированными азотной и серной кислотами, кислородом разбавленной соляной кислоте):

Cu2O + 6HNO3 → 2Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 3H2O

Cu2O + 3H2SO4 → 2CuSO4 + SO2↑ + 3H2O

2Cu2O + 8HCl + O2 → 4CuCl2 + 4H2O

• Разбавленными галогеноводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):

Cu2O + 2HHal → 2CuHal↓ + H2O (Hal = Cl, Br, I)

• Разбавленной серной кислотой с образованием сульфата меди(II) и металлической меди:

Cu2O + H2SO4 → CuSO4 + Cu↓ + H2O

• Восстановителями с образованием металлической меди:

2Cu2O + 2NaHSO3 → 4Cu↓ + Na2SO4 + H2SO4

В растворе медленно окисляется кислородом воздуха до гидроксида меди(II):

2Cu2O + 4H2O +O2 → 4Cu(OH)2↓

 

Оксид меди(II)

CuO — амфотерный оксид меди. Кристаллы чёрного цвета, в обычных условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита (мелаконита) белого цвета.

Получить оксид меди(II) можно следующими способами:

• нагревая металлическую медь на воздухе:

2Cu + O2 → 2CuO

• нагревая малахит, гидроксид меди(II), ее нитрат или карбонат:

(CuOH)2CO3 → 2CuO + CO2↑ + H2O

Cu(OH)2 → CuO + H2O

CuCO3 → CuO + CO2↑

2Cu(NO3)2 → CuO + NO2↑ + O2↑

Оксид меди(II) реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей меди(II) и воды:

CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O

При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты (при нагревании):

CuO + 2KOH → K2CuO2 + H2O

Реагирует с концентрированными кислотами и щелочами:

CuO + 2NaOHконц + H2O → Na2[Cu(OH)4]

CuO + 2HClконц → CuCl2 + H2O

CuO + 4HClконц, изб + H2O → H2[CuCl4] + H2O

При нагревании до 1100 °C разлагается на медь и кислород:

2CuO → 2Cu + O2

Оксид меди(II) восстанавливается до металлической меди водородом, углем:

CuO + H2 → Cu + H2O

2CuO + C → 2Cu + CO2

CuO используют при производстве стекла и эмалей для придания им зелёной и синей окраски. Кроме того, оксид меди применяют в производстве медно-рубинового стекла. В лабораториях применяют для обнаружения восстановительных свойств веществ. Вещество восстанавливает оксид до металлической меди, при этом чёрный цвет оксида меди переходит в розовую окраску меди.

 

Оксид меди(III)

Это высший оксид меди, в котором медь проявляет степень окисления +3. Является очень сильным окислителем, имеет кислотный характер и представляет собой красные кристаллы, нерастворимые в воде и разлагающиеся при температуре свыше 75◦С:

2Cu2O3 → 4CuO + O2↑

Растворяется при нагревании в щелочном растворе периодата калия с образованием темно-красного комплекса:

Cu2O3 + 4KIO4 + 10KOH → 2K5[Cu(HIO6)2] + 4H2O

Оксид меди(III) получают окислением гидроксида меди(II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде и при низкой температуре (-23◦С) или при действии пероксида натрия так же на гидроксид меди(II)

 

Гидроксид меди(I)

Гидроксид меди(I) – желтое нерастворимое в воде вещество, которое имеет формулу CuOH. Является основным оксидом. Его получают обработкой хлорида меди(I) щелочью при низкой температуре:

CuCl + KOH → CuOH¯ + KCl

Полученный гидроксид разлагается при нагревании или кипячении (100◦С):

2CuOH→ Cu2O + H2O

 

Гидроксид меди(II)

По своим химическим свойствам является амфотерным гидроксидом. Реагирует с кислотами с образованием воды и соответствующей соли меди:

Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O

С разбавленными растворами щелочей не реагирует, в концентрированных растворяется, образуя ярко-синие тетрагидроксокупраты(II):

Cu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4]

Как и все нерастворимые основания, гидроксид меди(II) при нагревании разлагается на оксид и воду, в данном случае образуется оксид меди(II):

Cu(OH)2 → CuO + H2O

При длительном стоянии на воздухе, обогащённом кислородом, гидроксид меди(II) вступает в обратимую реакцию с кислородом, образуя грязно-красный оксид меди(III):

4Cu(OH)2 +O2 ↔ 2Cu2O3¯ + 2H2O

Равновесие в этой реакции сдвинуто влево.

При избытке влаги может образоваться гидроксид куприла(III):

4Cu(OH)2 +O2 → 4CuO(OH)¯ + H2O

Очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием дигидроксотетрааммиаката меди:

Cu(OH)2 + 4NH3·H2O → [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O

Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu2+ в растворе.

 

Галогениды

Все галогениды Cu1+ и Cu2+ при обычных условиях твердые вещества и в большинстве своем кристаллические. Галогениды Cu1+ и CuF2 плохо растворимы в воде. Галогениды двухвалентной меди более устойчивы, чем одновалентной, за исключением CuI2, который разлагается в момент образования в водных растворах на CuI и I2:

2CuSO4 + 4KI → 2CuI¯ + I2 + 2K2SO4

Термическая стойкость уменьшается в ряду Cl – Br – I.

Большинство галогенов склонны к комплексообразованию с галогеноводородными кислотами, галогенидами щелочных металлов и аммиаком:

CuHal + HHalконц → H[CuHal2], Hal = F, Cl, Br, I

CuCl + 2NH3 → [Cu(NH3)2]Cl

CuHal2 + 2NaHalконц → Na2[CuHal4], Hal = F, Cl, Br, I

CuCl2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]Cl2

Для галогенидов одновалентной меди характерно следующее:

• окисляются различными окислителями, в том числе и кислородом воздуха:

4CuCl + O2 + 4HCl → 4CuCl2 + 2H2O

• реакции диспропорционирования:

2CuCl → CuCl2 + Cu

 

Сульфиды

Известны сульфиды одно- и двухвалентной меди. Cu2S получают взаимодействием меди с серой при нагревании, CuS – обменными реакциями. Они растворяются в полисульфидах щелочных металлов и аммония, а также в азотной кислоте:

3CuS + 8HNO3 → 3CuSO4 + 8NO + 4H2O

Влажный CuS окисляется кислородом воздуха:

CuS + 2O2 → CuSO4

При прокаливании CuS восстанавливается в сульфид меди (I):

2CuS → Cu2S + S

 

Соли кислородсодержащих кислот

Соли меди кислородсодержащих кислот получают действием соответствующих кислот непосредственно на металлы, их оксиды или другие неорганические соединения. Исключение составляет сульфат меди (I). Его нагревают нагреванием сульфата меди (II) с медью:

CuSO4 + Cu → Cu2SO4

Кристаллогидраты для солей Cu(I) не характерны, так как аквакомплексы одновалентной меди малостойки. Для Cu(II), напротив, очень характерно образование аквакомплексов голубого цвета типа [Cu(H2O)6]2+ (безводные соли Cu(II) чаще всего бесцветны или окрашены в темно-коричневый или черный цвета). Поэтому соли кислородсодержащих кислот меди(II) часто выделяются из водных растворов в форме кристаллогидратов. Например, сульфат меди(II) из водных растворов кристаллизуется в виде голубых кристаллов пентагидрата CuSO4·5H2O, т.н. медный купорос. В нем 4 молекулы воды находятся в четырехугольной плоскости относительно центрального атома меди, а пятая молекула вместе с сульфат-анионом играет мостиковую роль:

При нагревании CuSO4·5H2O сначала отщепляется внутрисферная вода (105◦С), а при более высокой температуре (260◦С) – пятая молекула из внешней сферы комплексного соединения, поскольку имеет, по-видимому, определенную связь с сульфат-ионом. Оказывается, что связь Cu2+ - Н2О, где H2O во внутренней сфере, более прочна по сравнению со связью Cu2+ - SO4. При добавлении раствора щелочи к раствору CuSO4·5H2O выпадает в осадок гидратированный гидроксид меди(II) голубого цвета:

[Cu(H2O)6]2+ + 2OH- → [Cu(H2O)4(OH)2] + 2H2O

Если в качестве основания используется водный аммиачный раствор, то получаемый гидратированный гидроксид меди(II) растворяется в избытке аммиака и образуется ярко-синий диакватетраамминовый комплекс:

[Cu(H2O)4(OH)2] + 4NH3 → [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ + 2OH- + 2H2O

В реакции аммиачных комплексных катионов меди с концентрированной HCl протекает замена лигандов среднего поля NH3 на лиганды слабого поля Cl- с образованием тетрахлоркупрата(II) желтого цвета. Хлороводород выводит из внутренней сферы комплексного иона NH3, разрушая комплексный ион и образуя устойчивый ион аммония NH4+:

[Cu(NH3)4(H2O)2]2+ + 4HCl → [CuCl4]2- + 4NH4+ + 2H2O

Нитрат меди(II) Cu(NO3)2 выделяется из водных растворов в виде кристаллогидрата Cu(NO3)2·6Н2О, переходящего при нагревании в Cu(NO3)2·2,5Н2О. Эти соли имеют синий цвет, когда безводный нитрат Cu(NO3)2 окраски не имеет.

Карбонат меди CuCO3 не удалось получить из водного раствора из-за интенсивно протекающего гидролиза соли:

CuCO3 + 2Н2О → Cu(OH)2 + H2CO3 (H2O + CO2↑)

Его можно синтезировать при нагревании CuO или основного карбоната меди (малахита) Cu2CO3(OH)2 в атмосфере углекислого газа:

Cu2CO3(OH)2 + CO2 → 2CuCO3 + H2O

Основной карбонат меди получают, действуя на водные растворы солей Cu(II) карбонатом калия или натрия:

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O → Cu2(OH)2CO3¯ + 2Na2SO4 + CO2↑

К малорастворимым солям меди относятся кристаллогидраты ортофосфата Cu3(PO4)2·nH2O, оксалата CuC2O4·H2O и некоторые другие.

 

Аммиакаты

Аммиакаты – это продукты взаимодействия солей с аммиаком, являющиеся комплексными соединениями. Их получают либо взаимодействием солей с NH3 в водном растворе, либо действием газообразного или жидкого аммиака на твердые соли. Например, аммиачный комплекс меди(II) с координационным числом 4 образуется в результате реакции:

Cu2+ + 4NH4 → [Cu(NH3)4]2+

Химическая связь молекул аммиака с медью устанавливается через атом азота, который служит донором неподеленной пары электронов.

Образование амминокомплексов в водных растворах происходит путем последовательного замещения молекул воды во внутренней сфере аквакомплексов на молекулы аммиака:

[Cu(H2O)4]2+ + NH3 → [Cu(NH3)(H2O)3]2+ + H2O

[Cu(H2O)3(NH3)]2+ + NH3 → [Cu(NH3)2(H2O)2]2+ + H2O

Соединения меди(III)

В соединениях медь может иметь две степени окисления: менее стабильную Cu+ и намного более стабильную Cu2+, которая образует комплексные соли синего и сине-зеленого цвета. В необычных условиях можно получить соединения со степенью окисления +3 и даже +5.

Доказано, что медь(III) с конфигурацией 3d8 может существовать в кристаллических соединениях и в комплексах, образуя анионы – купраты. Купраты некоторых щелочных и щелочноземельных металлов можно получить, например, нагреванием смеси двух оксидов в атмосфере кислорода.

 

Биологическая роль

 

Медь в жизни растений и животных. Медь — необходимый для растений и животных микроэлемент. Основная биохимическая функция меди — участие в ферментативных реакциях в качестве активатора или в составе медьсодержащих ферментов. Количество меди в растениях колеблется от 0,0001 до 0,05 % (на сухое вещество) и зависит от вида растения и содержания меди в почве. В растениях медь входит в состав ферментов-оксидов и белка пластоцианина. В оптимальных концентрациях медь повышает холодостойкость растений, способствует их росту и развитию. Среди животных наиболее богаты медью некоторые беспозвоночные (у моллюсков и ракообразных в гемоцианине содержится 0,15 — 0,26 % меди). Поступая с пищей, медь всасывается в кишечнике, связывается с белком сыворотки крови — альбумином, затем поглощается печенью, откуда в составе белка церулоплазмина возвращается в кровь и доставляется к органам и тканям.

Содержание меди у человека колеблется (на 100 г сухой массы) от 5 мг в печени до 0,7 мг в костях, в жидкостях тела — от 100 мкг (на 100 мл) в крови до 10 мкг в спинномозговой жидкости; всего меди в организме взрослого человека около 100 мг. Медь входит в состав ряда ферментов (например, тирозиназы, цитохромоксидазы), стимулирует кроветворную функцию костного мозга. Малые дозы меди влияют на обмен углеводов (снижение содержания сахара в крови), минеральных веществ (уменьшение в крови количества фосфора) и других. Увеличение содержания меди в крови приводит к превращению минеральных соединений железа в органические, стимулирует использование накопленного в печени железа при синтезе гемоглобина.

При недостатке меди злаковые растения поражаются так называемой болезнью обработки, плодовые — экзантемой; у животных уменьшаются всасывание и использование железа, что приводит к анемии, сопровождающейся поносом и истощением. Применяются медные микроудобрения и подкормка животных солями меди. Отравление медью приводит к анемии, заболеванию печени, болезни Вильсона. У человека отравление возникает редко благодаря тонким механизмам всасывания и выведения меди. Однако в больших дозах медь вызывает рвоту; при всасывании меди может наступить общее отравление (понос, ослабление дыхания и сердечной деятельности, удушье, коматозное состояние). [1 С. 879-880]

 

Области применения элемента – простого вещества и его соединений

 

Медь, ее соединения и сплавы находят широкое применение в различных отраслях промышленности. В настоящий момент особо ценятся не механические её свойства, а тепловые и электрические характеристики. В этом медь уступает только серебру. Из меди делают токопроводящую проволоку и детали аппаратуры, используют в химическом машиностроении при изготовлении вакуум-аппаратов, холодильников, змеевиков. Из меди и ее сплавов делают инструменты и орудия труда. Стальной инструмент при работе искрит. Поэтому только из меди делают инструменты для производств взрывоопасных и легко воспламеняемых веществ. Более чем из 30% меди получают сплавы (бронза, мельхиор, дюраль и др.), например, гильзы патронов и артиллерийских снарядов сделаны из латуни – сплава меди с цинком.

В сельском хозяйстве в качестве микроудобрений и для борьбы с различными вредителями растений обычно используют медный купорос CuSO4·5H2O. Малахит Cu(OH)2CO3 в основном применяется в качестве поделочного камня и как сырье для производства меди.

Коэффициент линейного объема и расширения меди при нагревании приблизительно такой же, как у горячих эмалей, в связи с чем при остывании эмаль хорошо держится на медном изделии, не трескается и не отслаивается.

В медицине сульфат меди(II) CuSO4 применяют как антисептическое и вяжущее средство в виде глазных капель при конъюнктивитах и глазных карандашей для лечения трахомы. Раствор сульфата меди(II) используют также при ожогах кожи фосфором. Иногда сульфат меди(II) применяют как рвотное средство. Нитрат меди употребляют в виде глазной мази при трахоме и конъюнктивитах.