Взаємодія оксиду міді 2 з водою. Оксид міді (I, II, III): властивості, одержання, застосування

Cuprum (Cu) належить до малоактивних металів. Для нього характерне утворення хімічних сполук зі ступенями окиснення +1 та +2. Так, наприклад, два оксиди, що є сполукою з двох елементів Cu і кисню O: зі ступенем окиснення +1 — закис міді Cu2O і ступенем окиснення +2 — окис міді CuO. Незважаючи на те, що вони складаються з однакових хімічних елементів, але кожен з них має свої особливі характеристики. На холоді метал дуже слабо взаємодіє з киснем повітря, покриваючись плівкою, що є оксидом міді, який перешкоджає подальшому окисленню cuprum. При нагріванні ця проста речовина з порядковим номером 29 таблиці Менделєєва повністю окислюється. При цьому утворюється оксид міді (II): 2Cu + O2 → 2CuO.

Закис є коричнево-червоною твердою речовиною з молярною масою 143,1 г/моль. З'єднання має температуру плавлення 1235°З температуру кипіння 1800°С. Воно не розчиняється у воді, але розчиняється у кислотах. Розводиться оксид міді (I) (концентрованому), при цьому утворюється безбарвний комплекс +, який легко окислюється на повітрі до аміачного комплексу синьо-фіолетового кольору 2+, що розчиняється в соляній кислоті з утворенням CuCl2. В історії напівпровідникової фізики Cu2O є одним із найбільш вивчених матеріалів.

Оксид міді (I), відомий також як геміоксид, має основні властивості. Він може бути отриманий окисненням металу: 4Cu + O2 → 2 Cu2O. Домішки, такі як вода та кислоти, впливають на швидкість цього процесу, а також подальше окислення до двовалентного оксиду. Закис міді може розчинятися при цьому утворюється чистий метал і сіль: H2SO4 + Cu2O → Cu + CuSO4 + H2O. За аналогічною схемою відбувається взаємодія оксиду зі ступенем +1 з іншими кисневмісними кислотами. При взаємодії геміоксиду з галогенсодержащими кислотами утворюються солі одновалентного металу: 2HCl + Cu2O → 2CuCl + H2O.

Зустрічається оксид міді (I) у природі як червоної руди (це застаріла назва, поруч із таким як рубінова Cu), званої мінералом «Куприт». На його освіту потрібно тривалий час. Він може бути отриманий штучно за високих температур або під високим тиском кисню. Геміоксид зазвичай використовується як фунгіцид, як пігмент, як протиобертальний засіб у підводній або морській фарбі, і застосовується також як каталізатор.

Однак вплив цієї речовини з хімічною формулою Cu2O на організм може бути небезпечним. При вдиханні викликає задишку, кашель, а також виразку та перфорацію дихальних шляхів. При потраплянні внутрішньо подразнює шлунково-кишковий тракт, що супроводжується блюванням, болем та діареєю.

H2+CuO → Cu+H2O;

CO+CuO → Cu+CO2.

Використовується оксид міді (II) у кераміці (як пігмент) для отримання глазурі (синьої, зеленої та червоної, а іноді рожевої, сірої або чорної). Він також застосовується як харчова добавка у тварин з метою зменшення дефіциту cuprum в організмі. Це абразивний матеріал, необхідний полірування оптичного устаткування. Він використовується для виробництва сухих батарей для отримання інших солей Cu. З'єднання CuO також застосовується при зварюванні мідних сплавів.

Вплив хімічної сполуки CuO також може бути небезпечним для людини. При вдиханні викликає подразнення легень. Оксид міді (II) може спричинити лихоманку металевої пари (MFF). Окис Cu провокує зміну кольору шкіри, можуть виникнути проблеми із зором. При попаданні в організм, як і геміоксид, призводить до отруєння, яке супроводжується симптомами у вигляді блювоти та больових відчуттів.

Як і всі d-елементи, яскраво забарвлені.

Так само як у міді спостерігається провал електронів- з s-орбіталі на d-орбіталь

Електронна будова атома:

Відповідно, існують 2 характерні ступені окислення міді: +2 та +1.

Проста речовина:метал золотисто-рожевого кольору.

Оксиди міді:Сu2O оксид міді (I) \ оксид міді 1 — червоно-жовтогарячого кольору

СуO оксид міді (II) \ оксид міді 2 - чорного кольору.

Інші сполуки міді Cu(I), крім оксиду, є нестійкими.

З'єднання міді Cu(II) - по-перше, стабільні, по-друге, блакитного або зеленого кольору.

Чому зеленіють мідні монети? Мідь у присутності води взаємодіє з вуглекислим газом повітря, утворюється СuCO3 – речовина зеленого кольору.

Ще одна пофарбована сполука міді - сульфід міді (II) - осад чорного кольору.

Мідь, на відміну від інших елементів, стоїть після водню, тому не виділяє його з кислот:

• з гарячоюсірчаної кислотою: Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
• з холодноюсірчаної кислотою: Сu + H2SO4 = CuO + SO2 + H2O
• з концентрованою:
  Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O
• з розведеною азотною кислотою:
  3Cu + 8HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2NO +4 H2O

Приклад задачі ЄДІ С2 варіант 1:

Нітрат міді прожарили, отриманий твердий осад розчинили у сірчаній кислоті. Через розчин пропустили сірководень, отриманий чорний осад випалили, а твердий залишок розчинили при нагріванні в азотній кислоті.

2Сu(NO3)2 → 2CuO↓ +4 NO2 + O2

Твердий осад – оксид міді (II).

CuO+H2S → CuS↓+H2O

Сульфід міді (II) – осад чорного кольору.

«Зазнали випалення» — отже, відбулася взаємодія з киснем. Не плутайте з «прожарюванням». Прожарити - нагріти, звичайно, при високій температурі.

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

Твердий залишок - це СuO - якщо сульфід міді повністю прореагував, СuO + CuS - якщо частково.

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

CuS + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2S

можлива також інша реакція:

СuS + 8HNO3 = Cu(NO3)2 + SO2 + 6NO2 + 4H2O

Приклад задачі ЄДІ С2 варіант 2:

Мідь розчинили у концентрованій азотній кислоті, отриманий газ змішали з киснем та розчинили у воді. В отриманому розчині розчинили оксид цинку, потім додали додатковий великий надлишок розчину гідроксиду натрію.

В результаті реакції з азотною кислотою утворюється Сu(NO3)2, NO2 та O2.

NO2 змішали з киснем - отже, окислили: 2NO2 + 5O2 = 2N2O5. Змішали з водою: N2O5 + H2O = 2HNO3.

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O

Zn(NO 3) 2 + 4NaOH = Na 2 + 2NaNO 3

Хімічні властивості оксиду міді (II)

Коротка характеристика оксиду міді (II):

Оксид міді(II) – неорганічна речовина чорного кольору.

2. реакція оксиду міді (II) з вуглецем:

Cu + С → Cu + СО (t = 1200 o C).

вуглецю.

3.реакція оксиду міді(II) із сіркою:

Cu + 2S → Cu + S 2 Про (t = 150-200 o C).

Реакція протікає у вакуумі. В результаті реакції утворюється мідь та оксид сірки.

4. реакція оксиду міді(II) з алюмінієм:

3CuО + 2Al → 3Cu + Al 2 Про 3 (t = 1000-1100 o C).

В результаті реакції утворюється мідь та оксид алюмінію.

5.реакція оксиду міді(II) з міддю:

CuО + Cu → Cu 2 (t = 1000-1200 o C).

Внаслідок реакції утворюється оксид міді (I).

6. реакція оксиду міді(II) з оксидом літію:

CuО + Li 2 Про → Li 2 CuО 2 (t = 800-1000 o C, О 2).

Реакція протікає у струмі кисню. Внаслідок реакції утворюється купрат літію.

7. реакція оксиду міді(II) з оксидом натрію:

CuО + Na 2 Про → Na 2 CuО 2 (t = 800-1000 o C, Про 2).

Реакція протікає у струмі кисню. Внаслідок реакції утворюється купрат натрію.

8.реакція оксиду міді(II) з оксидом вуглецю:

CuО + СО → Cu + СО 2 .

В результаті реакції утворюється мідь та оксид вуглецю (вуглекислий газ).

9. реакція оксиду міді(II) з оксидом заліза:

CuO + Fe 2 O 3 → CuFe 2 Про 4 (t o).

Внаслідок реакції утворюється сіль – ферит міді. Реакція протікає при прожарюванні реакційної суміші.

10. реакція оксиду міді(II) з плавиковою кислотою:

CuO+2HF → CuF2+H2O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль - фторид міді та вода.

11.реакція оксиду міді(II) з азотною кислотою:

CuO + 2HNO 3 → 2Cu(NO 3) 2 + H 2 O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль - нітрат міді та вода .

Аналогічно проходять реакції оксиду міді.(II) та з іншими кислотами.

12. реакція оксиду міді(II) з бромистим воднем (бромоводнем):

CuO+2HBr → CuBr2+H2O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль – бромід міді та вода .

13. реакція оксиду міді(II) з йодоводородом:

CuO+2HI → CuI2+H2O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль – йодид міді та вода .

14. реакція оксиду міді(II) з гідроксидом натрію :

CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль – купрат натрію та вода .

15.реакція оксиду міді(II) з гідроксидом калію :

CuO + 2KOH → K2 CuO2 + H2O.

В результаті хімічної реакції виходить сіль – купрат калію та вода .

16.реакція оксиду міді(II) з гідроксидом натрію та водою:

CuO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 2 (t = 100 o C).

Гідрокосид натрію розчинено у воді. Розчин гідроксиду натрію у питній воді 20-30 %. Реакція протікає під час кипіння. В результаті хімічної реакції виходить тетрагідроксокупрат натрію.

17.реакція оксиду міді(II) з надпероксидом калію:

2CuO + 2KO 2 → 2KCuO 2 + О 2 (t = 400-500 o C).

В результаті хімічної реакції виходить сіль – купрат (III) калію та

Оксиди - широко поширений у природі тип сполук, який можна спостерігати навіть у повсякденному житті, у побуті. Прикладом можуть бути пісок, вода, іржа, вапно, вуглекислий газ, ряд природних барвників. Руда багатьох цінних металів за своєю природою є оксидом, внаслідок чого становить великий інтерес для наукових та виробничих досліджень.

З'єднання хімічних елементів із киснем називають оксидами. Як правило, утворюються вони при розжарюванні будь-яких речовин на повітрі. Розрізняють кислотні та основні оксиди. Метали утворюють основні оксиди, тоді як неметали - кислотні. За винятком оксидів хрому та марганцю, які також є кислотними. У статті розглядається представник основних оксидів - CuO (II).

CuO (II)

Мідь нагрівається на повітрі при температурі 400–500 °C, Поступово покривається нальотом чорного кольору, який хіміки називають оксид двовалентної міді, або CuO(II). Описане явище наведено в наступному рівнянні:

2 Cu + Про 2 → 2 CuO

Термін «двухвалентний» вказує на здатність атома вступати в реакцію взаємодії з іншими елементами у вигляді двох хімічних зв'язків.

Цікавий факт!Мідь, перебуваючи у різних з'єднаннях, може бути з різною валентністю та іншим кольором. Наприклад: оксиди міді мають яскраво-червоне (Cu2O) та коричнево-чорне (CuO) забарвлення. А гідроксиди міді набувають жовтого (CuOH) і синього (Cu(OH)2) кольору. Класичний приклад явища, коли кількість перетворюється на якість.

Cu2O ще іноді називають закис, оксид міді (I), а CuO – окис, оксид міді (II). Існує також оксид міді (III) – Cu2O3.

У геології оксид двовалентної (або бівалентної) міді прийнято називати тенорит, інша його назва – мелаконіт. Назва тенорит походить від прізвища видатного італійського професора ботаніки Michele Tenore, (1780-1861). Мелаконіт вважається синонімом назви тенорит і перекладається російською мовою, як мідна чернь чи чорна мідна руда. У тому чи іншому випадку йдеться про кристалічний мінерал коричнево-чорного кольору, що розкладається при прожарюванні і плавиться тільки при надмірному тиску кисню, у воді нерозчинному, і не реагує з нею.

Акцентуємо основні параметри мінералу.

Хімічна формула: CuO

Молекула його складаєтьсяз атома Cu з молекулярною масою 64 а. е. м. та атома O, молекулярна маса 16 а. е. м., де а. е. м. - атомна одиниця маси, вона ж дальтон, 1 а. е. м. = 1,660 540 2(10) × 10 −27 кг = 1,660 540 2(10) × 10 –24 г. Відповідно молекулярна маса сполуки дорівнює: 64 + 16 = 80 а. е. м.

Кристалічна решітка:моноклінна сингонія. Що означає такий тип осей симетрії кристала, коли дві осі перетинаються під косим кутом і мають різну довжину, а третя вісь розташована по відношенню до них під кутом 90°.

густина – 6,51 г/см3. Для порівняння, щільність чистого золота дорівнює 19,32 г/см3, а щільність кухонної солі становить 2,16 г/см3.

Плавиться за температури 1447 °C, під тиском кисню.

Розкладається при розжарюванні до 1100 °C і перетворюється на оксид міді (I):

4CuO = 2Cu2O + O2.

З водою не реагує і не розчиняється у ній.

Натомість вступає у реакцію з водним розчином аміаку, з утворенням гідроксиду тетрааммінмеді (II): CuO + 4NH3 + H2O = (OH) 2 .

У кислотному середовищі утворює сульфат та воду: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Реагуючи з лугом, створює купрат: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Реакція CuO NaOH

Утворюється:

• шляхом прожарювання гідроксиду міді (II) за температури 200 °C: Cu(OH)2 = CuO + H2O;
• при окисленні металевої міді повітря при температурі 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• при високотемпературній обробці малахіту: (CuOH)₂CO₃ -> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Відновлюється до металевої міді.

• у реакції з воднем: CuO + H2 = Cu + H2O;
• з чадним газом (монооксид вуглецю): CuO + CO = Cu + CO2;
• з активним металом: CuO+Mg=Cu+MgO.

Токсичний. За ступенем несприятливого на людський організм зараховується до речовин другого класу небезпеки. Викликає подразнення слизових оболонок очей, шкірних покривів, дихальних шляхів та шлунково-кишкової системи. При взаємодії з ним обов'язково використання засобів захисту, як гумові рукавички, респіратори, захисні окуляри, спецодяг.

Речовина вибухонебезпечна і легко спалахує.

Застосовується у промисловості, як мінеральна складова комбікормів, у піротехніці, при отриманні каталізаторів хімічних реакцій, як пігмент для фарби для скла, емалей, кераміки.

Окисні властивості оксиду міді (II) найбільш часто застосовуються в лабораторних дослідженнях, коли необхідний елементарний аналіз, пов'язаний з вивченням органічних матеріалів на предмет наявності в них водню і вуглецю.

Важливо, що CuO (II) досить поширений у природі, як мінерал тенерит, тобто - це природне з'єднання руди, з якого можна отримати мідь.

Латинська назва Cuprumі відповідний символ Cu походить від назви острова Кіпр. Саме звідти через Середземне море вивозили цей цінний метал древні римляни і греки.

Мідь входить до семи найбільш поширених у світі металів і полягає на службі в людини з давніх часів. Однак у первозданному металевому стані зустрічається досить рідко. Це м'який метал, що легко піддається обробці, відрізняється високою щільністю, дуже якісний провідник струму і тепла. По електричної провідності поступається лише сріблу, тоді як є дешевшим матеріалом. Широко використовується у вигляді дроту та тонкого листового прокату.

Хімічні сполуки міді відрізняютьсяпідвищеною біологічною активністю. У тварин та рослинних організмах вони беруть участь у процесах синтезу хлорофілу, тому вважаються дуже цінним компонентом у складі мінеральних добрив.

Потрібна мідь і в раціоні людини. Нестача її в організмі може призвести до різних захворювань крові.

Відео

З відео ви дізнаєтесь, що таке оксид міді.

§1. Хімічні властивості простої речовини (ст. бл. = 0).

а) Ставлення до кисню.

На відміну від своїх сусідів по підгрупі – срібла та золота – мідь безпосередньо реагує з киснем. Мідь проявляє до кисню незначну активність, але у вологому повітрі поступово окислюється і покривається плівкою зеленого кольору, що складається з основних карбонатів міді:

У сухому повітрі окислення йде дуже повільно, на поверхні міді утворюється найтонший шар оксиду міді:

Зовні мідь у своїй не змінюється, оскільки оксид міді (I) як і сама мідь, рожевого кольору. До того ж, шар оксиду настільки тонкий, що пропускає світло, тобто. просвічує. Інакше мідь окислюється при нагріванні, наприклад, при 600-800 0 C. У перші секунди окиснення йде до оксиду міді (I), яка з поверхні переходить в оксид міді (II) чорного кольору. Утворюється двошарове окисне покриття.

Q освіти (Cu 2 O) = 84 935 кДж.

Малюнок 2. Будова оксидної плівки міді.

б) Взаємодія із водою.

Метали підгрупи міді стоять наприкінці електрохімічного ряду напруг після іону водню. Отже, ці метали не можуть витісняти водень із води. Водночас водень та інші метали можуть витісняти метали підгрупи міді з розчинів їх солей, наприклад:

Ця реакція окислювально-відновна, тому що відбувається перехід електронів:

Молекулярний водень витісняє метали підгрупи міді з великими труднощами. Пояснюється це тим, що зв'язок між атомами водню міцний і на його розрив витрачається багато енергії. Реакція йде лише з атомами водню.

Мідь за відсутності кисню із водою мало взаємодіє. У присутності кисню мідь повільно взаємодіє з водою та покривається зеленою плівкою гідроксиду міді та основного карбонату:

в) Взаємодія із кислотами.

Перебуваючи серед напруг після водню, мідь не витісняє його з кислот. Тому соляна та розведена сірчана кислота на мідь не діють.

Однак у присутності кисню мідь розчиняється у цих кислотах із заснуванням відповідних солей:

Виняток становить лише йодоводородна кислота, яка вступає в реакцію з міддю з виділенням водню та утворенням дуже стійкого комплексу міді (I):

2 Cu + 3 HI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2

Мідь також реагує з кислотами – окислювачами, наприклад, з азотною:

Cu + 4HNO 3( кінець .) → Cu(NO) 3 ) 2 +2NO 2 +2H 2 O

3Cu + 8HNO 3( розбав .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O

А також із концентрованою холодною сірчаною кислотою:

Cu + H 2 SO 4(конц.) → CuO + SO 2 + H 2 O

C гарячою концентрованою сірчаною кислотою :

Cu + 2H 2 SO 4( кінець ., гаряча ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

З безводною сірчаною кислотою при температурі 200 0 С утворюється сульфат міді (I):

2Cu + 2H 2 SO 4( безводн .) 200 °C → Cu 2 SO 4 ↓ + SO 2 + 2H 2 O

г) Ставлення до галогенів та деяких інших неметалів.

Q освіти (CuCl) = 134300 кДж

Q освіти (CuCl 2) = 111700 кДж

Мідь добре реагує з галогенами, дає два види галогенідів: CuX і CuX 2 .. При дії галогенів за кімнатної температури видимих ​​змін не відбувається, але на поверхні спочатку утворюється шар адсорбованих молекул, а потім і найтонший шар галогенідів. При нагріванні реакція з міддю відбувається дуже бурхливо. Нагріємо мідний дротик або фольги і опустимо його в гарячому вигляді в банку з хлором - біля міді з'являться бурі пари, що складаються з хлориду міді (II) CuCl 2 з домішкою хлориду міді (I) CuCl. Реакція відбувається мимовільно за рахунок теплоти, що виділяється. Одновалентні галогеніди міді одержують при взаємодії металевої міді з розчином галогеніду двовалентної міді, наприклад:

При цьому монохлорид випадає із розчину у вигляді білого осаду на поверхні міді.

Мідь так само досить легко ступає в реакції із сіркою та селеном при нагріванні (300-400 °C):

2Cu +S→Cu 2 S

2Cu +Se→Cu 2 Se

А ось із воднем, вуглецем та азотом мідь не реагує навіть при високих температурах.

д) Взаємодія з оксидами неметалів

Мідь при нагріванні може витісняти з деяких оксидів неметалів (наприклад, оксид сірки (IV) та оксиди азоту (II, IV)) прості речовини, утворюючи при цьому більш стійкий термодинамічно оксид міді (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. Хімічні властивості одновалентної міді (ст.ок. = +1)

У водних розчинах іон Cu + дуже нестійкий і диспропорціонує:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Однак мідь у ступені окислення (+1) може стабілізуватися у з'єднаннях з дуже низькою розчинністю або за рахунок комплексоутворення.

а) Оксид міді (I) Cu 2 O

Амфотерний оксид. Кристалічна речовина коричнево-червоного кольору. У природі зустрічається у вигляді мінералу куприту. Штучно може бути отриманий нагріванням розчину солі міді (II) з лугом і якимсь сильним відновником, наприклад, формаліном або глюкозою. Оксид міді(I) не реагує із водою. Оксид міді(I) переводиться в розчин концентрованої соляної кислоти з утворенням хлоридного комплексу:

Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O

Також розчинний у концентрованому розчині аміаку і солей амонію:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

У розведеній сірчаній кислоті диспропорціонує на двовалентну мідь та металеву мідь:

Cu 2 O+H 2 SO 4(розбав.) →CuSO 4 +Cu 0 ↓+H 2 O

Також оксид міді(I) вступає у водних розчинах у наступні реакції:

1. Повільно окислюється киснем до гідроксиду міді(II):

2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(OH) 2 ↓

2. Реагує з розведеними галогенводневими кислотами з утворенням відповідних галогенідів міді(I):

Cu 2 O+2 HГ→2CuГ↓ +H 2 O(Г=Cl, Br, J)

3. Відновлюється до металевої міді типовими відновниками, наприклад, гідросульфітом натрію в концентрованому розчині:

2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

Оксид міді(I) відновлюється до металевої міді у наступних реакціях:

1. При нагріванні до 1800 °C (розкладання):

2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2

2. При нагріванні в струмі водню, монооксиду вуглецю, з іншими алюмінієвими типовими відновниками:

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

Також при високих температурах оксид міді(I) реагує:

1. C аміаком (утворюється нітрид міді(I))

3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O

2. З оксидами лужних металів:

Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 МCuO (M = Li, Na, K)

У цьому утворюються купрати міді (I).

Оксид міді (I) помітно реагує з лугами:

Cu 2 O+2 NaOH (Конц.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(OH) 2 ]

б) Гідроксид міді (I) CuOH

Гідроксид міді (I) утворює жовту речовину, яка не розчиняється у воді.

Легко розкладається при нагріванні або кип'ятінні:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

в) ГалогенідиCuF, CuЗl, CuBrіCuJ

Всі ці сполуки – білі кристалічні речовини, які погано розчиняються у воді, але добре розчиняються у надлишку NH 3 , ціанідних іонів, тіосульфатних іонів та інших сильних комплексоутворювачів. Йод утворює лише з'єднання Cu +1 J. У газоподібному стані утворюються цикли типу (CuГ) 3 . Оборотно розчинні у відповідних галогенводневих кислотах:

CuГ + HГ ↔H[ CuГ 2 ] (Г=Cl, Br, J)

Хлорид і бромід міді (I) нестійкі у вологому повітрі і поступово перетворюються на основні солі міді (II):

4 CuГ+2H 2 O + O 2 →4 Cu(OH)Г (Г=Cl, Br)

г) Інші сполуки міді (I)

1. Ацетат міді (I) (СН 3 СООСu) – з'єднання міді, що має вигляд безбарвних кристалів. У воді повільно гідролізується до Сu 2 Про на повітрі окислюється до ацетату двовалентної міді; Одержують СН 3 СООСu відновленням (СН 3 СОО) 2 Сu воднем або міддю, сублімацією (СН 3 СОО) 2 Сu у вакуумі або взаємодією (NH 3 OH)SO 4 з (СН 3 СОО) 2 Сu у р-рі в присутності Н 3 СООNH 3 . Речовина токсична.

2. Ацетиленід міді (I) – червоно-коричневі, іноді чорні кристали. У сухому вигляді кристали детонують при ударі чи нагріванні. Стійкі у вологому стані. При детонації без кисню не утворюється газоподібних речовин. Під дією кислот розкладається. Утворюється у вигляді осаду при пропущенні ацетилену в розчини аміаку солей міді(I):

З 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](OH) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3

Ця реакція використовується для якісного виявлення ацетилену.

3. Нітрид міді – неорганічна сполука з формулою Cu 3 N, темно-зелені кристали.

Розкладається при нагріванні:

2 Cu 3 N - 300 ° C →6 Cu + N 2

Бурхливо реагує з кислотами:

2 Cu 3 N +6 HCl - 300 ° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3

§3. Хімічні властивості двовалентної міді (ст.ок. = +2)

Найбільш стійкий ступінь окислення у міді і найхарактерніша для неї.

а) Оксид міді (II) CuO

CuO – основний оксид двовалентної міді. Кристали чорного кольору, за звичайних умов досить стійкі, практично нерозчинні у воді. У природі зустрічається у вигляді мінералу тенориту (мелакониту) чорного кольору. Оксид міді(II) реагує з кислотами з утворенням відповідних солей міді(II) та води:

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O

При сплавленні CuO з лугами утворюються купрати міді (II):

CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

При нагріванні до 1100 ° C розкладається:

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

б) Гідроксид міді (II)Cu(OH) 2

Гідроксид міді(II) - блакитна аморфна або кристалічна речовина, що практично не розчиняється у воді. При нагріванні до 70-90 °C порошку Cu(ОН) 2 або його водних суспензій розкладається до CuО та Н 2 Про:

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Є амфотерним гідроксидом. Реагує з кислотами з утворенням води та відповідної солі міді:

З розведеними розчинами лугів не реагує, концентрованих розчиняється, утворюючи яскраво-сині тетрагідроксокупрати (II):

Гідроксид міді(II) із слабкими кислотами утворює основні солі. Дуже легко розчиняється у надлишку аміаку з утворенням аміакату міді:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

Аміакат міді має інтенсивний синьо-фіолетовий колір, тому його використовують у аналітичній хімії для визначення малих кількостей іонів Cu 2+ у розчині.

в) Солі міді (II)

Прості солі міді (II) відомі для більшості аніонів, крім ціаніду та йодиду, які при взаємодії з катіоном Cu 2+ утворюють ковалентні сполуки міді (I), нерозчинні у воді.

Солі міді (+2), в основному, розчиняються у воді. Блакитний колір їх розчинів пов'язаний із утворенням іона 2+. Вони часто кристалізуються як гідратів. Так, з водного розчину хлориду міді (II) нижче 15 0 С кристалізується тетрагідрат, при 15-26 0 С - тригідрат, понад 26 0 С - дигідрат. У водних розчинах солі міді (II) в невеликій мірі схильні до гідролізу, і з них часто осаджуються основні солі .

1. Пентагідрат сульфату міді (II) (мідний купорос)

Найбільше практичного значення має CuSO 4 *5H 2 O, званий мідним купоросом. Суха сіль має блакитне забарвлення, проте при несильному нагріванні (200 0 С) вона втрачає кристалізаційну воду. Безводна сіль білого кольору. При подальшому нагріванні до 700 0 С вона перетворюється на оксид міді, втрачаючи триоксид сірки:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO+ SO 3

Готують мідний купорос розчиненням міді концентрованої сірчаної кислоти. Ця реакція описана у розділі "Хімічні властивості простої речовини". Мідний купорос застосовують при електролітичному отриманні міді, сільському господарстві боротьби з шкідниками і хворобами рослин, отримання інших сполук міді .

2. Дигідрат хлориду міді (II).

Це темно-зелені кристали, легкорозчинні у воді. Концентровані розчини міді хлориду мають зелений колір, а розведені – блакитний. Це пояснюється утворенням хлоридного комплексу зеленого кольору:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

І його подальшою руйнацією та утворенням блакитного аквакомплексу.

3. Тригідрат нітрату міді (II).

Кристалічна речовина синього кольору. Виходить при розчиненні міді у азотній кислоті. При нагріванні кристали спочатку втрачають воду, потім розкладаються з виділенням кисню та діоксиду азоту, переходячи в оксид міді (II):

2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Карбонат гідроксомеді (II).

Карбонати міді малостійкі і практично майже не застосовуються. Деяке значення для отримання міді має лише основний карбонат міді Cu 2 (OH) 2 CO 3 який зустрічається в природі у вигляді мінералу малахіту. При нагріванні легко розкладається з виділенням води, оксиду вуглецю (IV) та оксиду міді (II):

Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2

§4. Хімічні властивості тривалентної міді (ст.ок. = +3)

Цей ступінь окислення є найменш стабільним для міді, і тому з'єднання міді (III) є скоріше винятками, ніж «правилами». Тим не менш, деякі з'єднання міді тривалентної існують.

а) Оксид міді (III) Cu 2 O 3

Це кристалічна речовина темно-гранатового кольору. Чи не розчиняється у воді.

Виходить окисленням гідроксиду міді(II) пероксодісульфатом калію в лужному середовищі при негативних температурах:

2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C →Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SO 4 +3H 2 O

Ця речовина розкладається при температурі 400 0 С:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2

Окиси міді (III) – сильний окисник. При взаємодії з хлороводнем хлор відновлюється до вільного хлору:

Cu 2 O 3 +6 HCl-- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O

б) Купрат міді (Ш)

Це чорні чи сині речовини, у воді не стійкі, діамагнітні, аніонні – стрічки квадратів (dsp 2). Утворюються при взаємодії гідроксиду міді(II) та гіпохлориту лужного металу в лужному середовищі:

2 Cu(OH) 2 + МClO + 2 NaOH→2МCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= Na- Cs)

в) Калію гексафторкупрат(III)

Зелена речовина, парамагнітна. Октаедрична будова sp 3 d 2 . Комплекс фториду міді CuF 3 , який у вільному стані розкладається при -60 0 С. Утворюється нагріванням суміші хлоридів калію та міді в атмосфері фтору:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Розкладає воду із утворенням вільного фтору.

§5. З'єднання міді в ступені окислення (+4)

Поки науці відома лише одна речовина, де мідь у ступені окислення +4, це гексафторкупрат(IV) цезію – Cs 2 Cu +4 F 6 - помаранчева кристалічна речовина, стабільна у скляних ампулах при 0 0 С. Бурхливо реагує з водою. Виходить фторуванням при високому тиску і температурі суміші хлоридів цезію та міді:

CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° р → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2