Хлорид меди 2

Химические свойства

Средство представляет собой бинарное неорганическое вещ-во, относится к классу солей и галогенидов . Его можно рассматривать как соль, образованную соляной кислотой и медью .

Рацемическая формула Хлорида Меди: CuCl2.

Молекулярная масса данного соединения = 134,5 грамм на моль. Вещество плавится при 498 градусах Цельсия. Средство образует кристаллогидраты вида CuCl2 nH2O .

В медицине используют дигидрат Меди Хлорида.

Средство в твердом виде – желто-коричневые кристаллы. Состав кристаллогидратов зависит от температуры, при которой происходит кристаллизация. Вещество хорошо растворимо в этиловом спирте, воде, ацетоне и метаноле .

Реакции Хлорида меди

Вещество вступает во взаимодействие со щелочью , при этом, как правило, образуется нерастворимое основание и растворимая соль. Меди Хлорид реагирует с металлами, которые в электрохимическом ряду располагаются левее металла Cu . Также соединению свойственны реакции ионного обмена с прочими солями, в результате образуется нерастворимое вещество и выделяется газ.

В промышленных масштабах средство получают реакцией Оксида меди 2 с соляной кислотой или путем обменной реакции Хлорида бария с Медным купоросом .

Также существует соединение Хлорид меди 1 , в котором медь является одновалентной. Монохлорид этого металла – достаточно токсичное соединение.

Фармакологическое действие

Метаболическое.

Фармакодинамика и фармакокинетика

Медь – необходима организму. Например, она принимает участие в ряде химических реакций, протекающих в тканях печени. После попадания в организм вещество практически полностью метаболизируется.

Показания к применению

Раствор Хлорида Меди входит в состав растворов, используемых при парентеральном питании , и удовлетворяет потребность организма в микроэлементах .

Противопоказания

Препараты, в составе которых есть р-р нельзя использовать, если у пациента на вещества в составе, детям, не достигшим 10-летнего возраста. Осторожность следует соблюдать при почечной или печеночной недостаточности.

Побочные действия

Обычно лекарство хорошо переносится больными. Редко во время инфузии возникает тошнота и болезненные ощущения в месте введения.

Хлорид меди, инструкция по применению (Способ и дозировка)

Средство вводят внутривенно.

Если препарат изначально находится в виде порошка, его разводят в растворах глюкозы или .

Полученный раствор необходимо использовать в течение суток.

Режим дозирования и схема лечения зависят от препарата и заболевания.

Передозировка

Передозировка препаратом возникает редко. Чаще всего его используют под наблюдением мед. персонала и в стационаре.

Если лекарственное средство вводят слишком быстро, то могут развиться: рвота, потливость, гиперемия кожных покровов. Реакции проходят после снижения скорости введения препарата.

Взаимодействие

Смешивать вещество в одном шприце или пакете можно только с р-ми глюкозы или аминокислот , концентрация которых не превышает 50%.

При беременности и лактации

Средство можно назначать беременным женщинам.

Существует недостаточное количество данных об использовании данного компонента в период кормления грудью.

Препараты, в которых содержится (Аналоги)

Совпадения по коду АТХ 4-го уровня:

Меди Хлорид входит в виде дигидрата в состав концентрата для приготовления р-ов для инфузий Аддамель Н.

МЕДЬ И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ

УРОК В 11-м ЕСТЕСТВЕННО-НАУЧНОМ КЛАССЕ

Для повышения познавательной активности и самостоятельности учащихся мы используем уроки коллективного изучения материала. На таких уроках каждый ученик (или пара учеников) получает задание, о выполнении которого он должен отчитаться на этом же уроке, причем его отчет фиксируется остальными учениками класса в тетрадях и является элементом содержания учебного материала урока. Каждый ученик вносит свою лепту в изучение темы классом.
В ходе урока меняется режим работы учеников от интраактивного (режим, при котором информационные потоки замкнуты внутри обучаемых, характерен для самостоятельной работы) к интерактивному (режим, при котором информационные потоки двусторонние, т.е. информация идет и от ученика, и к ученику, происходит обмен информацией). Учитель при этом выступает как организатор процесса, корректирует и дополняет информацию, сообщаемую учениками.
Уроки коллективного изучения материала состоят из следующих этапов:
1-й этап – установочный, на котором учитель объясняет цели и программу работы на уроке (до 7 мин);
2-й этап – самостоятельная работа учащихся по инструкции (до 15 мин);
3-й этап – обмен информацией и подведение итогов урока (занимает все оставшееся время).
Урок «Медь и ее соединения» рассчитан на классы с углубленным изучением химии (4 ч химии в неделю), проводится в течение двух академических часов, на уроке актуализируются знания учащихся по следующим темам: «Общие свойства металлов», «Отношение к металлам концентрированной серной кислоты, азотной кислоты», «Качественные реакции на альдегиды и многоатомные спирты», «Окисление предельных одноатомных спиртов оксидом меди(II)», «Комплексные соединения».
Перед уроком учащиеся получают домашнее задание: повторить перечисленные темы. Предварительная подготовка учителя к уроку заключается в составлении инструктивных карточек для учащихся и подготовке наборов для лабораторных опытов.

ХОД УРОКА

Установочный этап

Учитель ставит перед учащимися цель урока : опираясь на имеющиеся знания о свойствах веществ, спрогнозировать, подтвердить практически, обобщить сведения о меди и ее соединениях.
Учащиеся составляют электронную формулу атома меди, выясняют, какие степени окисления может проявлять медь в соединениях, какими свойствами (окислительно-восстановительными, кислотно-основными) будут обладать соединения меди.
В тетрадях учеников появляется таблица.

Свойства меди и ее соединений

Металл	Cu 2 O – основный оксид	CuO – основный оксид
Восстановитель	CuOH – неустойчивое основание	Cu(OH) 2 – нерастворимое основание
	CuCl – нерастворимая соль	CuSO 4 – растворимая соль
	Обладают окислительно-восстановительной двойственностью	Окислители

Этап самостоятельной работы

Для подтверждения и дополнения предположений учащиеся выполняют лабораторные опыты по инструкции и записывают уравнения проведенных реакций.

Инструкции для самостоятельной работы парами

1. Прокалите медную проволоку в пламени. Отметьте, как изменился ее цвет. Горячую прокаленную медную проволоку поместите в этиловый спирт. Обратите внимание на изменение ее цвета. Повторите эти манипуляции 2–3 раза. Проверьте, не изменился ли запах этанола.
Запишите два уравнения реакций, соответствующие проведенным превращениям. Какие свойства меди и ее оксида подтверждаются этими реакциями?

2. К оксиду меди(I) прилейте соляную кислоту.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций, учитывая, что хлорид меди(I) – нерастворимое соединение. Какие свойства меди(I) подтверждаются этими реакциями?

3. а) В раствор сульфата меди(II) поместите гранулу цинка. Если реакция не идет, нагрейте раствор. б) К оксиду меди(II) прилейте 1 мл серной кислоты и нагрейте.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди подтверждаются этими реакциями?

4. В раствор сульфата меди(II) поместите полоску универсального индикатора.
Объясните результат. Запишите ионное уравнение гидролиза по I ступени.
К раствору карбоната натрия прилейте раствор сульфата мед(II).
Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции совместного гидролиза в молекулярном и ионном видах.

5.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор аммиака.
Какие изменения произошли? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают проведенные реакции?

6. К сульфату меди(II) прилейте раствор йодида калия.
Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции. Какое свойство меди(II) доказывает эта реакция?

7. В пробирку с 1 мл концентрированной азотной кислоты поместите небольшой кусочек медной проволоки. Закройте пробирку пробкой.
Что наблюдаете? (Пробирку отнесите под тягу.) Запишите уравнение реакции.
В другую пробирку налейте соляной кислоты, поместите в нее небольшой кусочек медной проволоки.
Что наблюдаете? Объясните свои наблюдения. Какие свойства меди подтверждаются этими реакциями?

8. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете? Полученный осадок нагрейте. Что произошло? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди подтверждаются этими реакциями?

9. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор глицерина.
Какие изменения произошли? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают эти реакции?

10. К сульфату меди(II) прилейте избыток гидроксида натрия.
Что наблюдаете?
К полученному осадку прилейте раствор глюкозы и нагрейте.
Что получилось? Запишите уравнение реакции, используя для обозначения глюкозы общую формулу альдегидов

Какое свойство соединения меди доказывает эта реакция?

11. К сульфату меди(II) прилейте: а) раствор аммиака; б) раствор фосфата натрия.
Что наблюдаете? Запишите уравнения реакций. Какие свойства соединений меди доказывают проведенные реакции?

Этап обмена информацией и подведение итогов

Учитель задает вопрос, касающийся свойств конкретного вещества. Учащиеся, выполнявшие соответствующие опыты, докладывают о проведенном эксперименте и записывают уравнения реакций на доске. Затем учитель и ученики дополняют сведения о химических свойствах вещества, которые невозможно было подтвердить реакциями в условиях школьной лаборатории.

Порядок обсуждения химических свойств соединений меди

1. Как медь реагирует с кислотами, с какими еще веществами может реагировать медь?

Записываются уравнения реакций меди с:

Концентрированной и разбавленной азотной кислотой:

Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,
3Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

Кислородом:

2Cu + O 2 = 2CuO;

Cu + Cl 2 = CuCl 2 ;

Соляной кислотой в присутствии кислорода:

2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O;

Хлоридом железа(III):

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 .

2. Какие свойства проявляют оксид и хлорид меди(I)?

Обращается внимание на осно"вные свойства, способность к комплексообразованию, окислительно-восстановительную двойственность. Записываются уравнения реакций оксида меди(I) с:

Соляной кислотой до образования CuCl:

Cu 2 O + 2HCl = 2CuCl + H 2 O;

Избытком HCl:

CuCl + HCl = H;

Реакций восстановления и окисления Cu 2 O:

Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O,

2Cu 2 O + O 2 = 4CuO;

Диспропорционирования при нагревании:

Cu 2 O = Cu + CuO,
2CuCl = Cu + CuCl 2 .

3. Какие свойства проявляет оксид меди(II)?

Обращается внимание на осно"вные и окислительные свойства. Записываются уравнения реакций оксида меди(II) с:

Кислотой:

CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O;

Этанолом:

C 2 H 5 OH + CuO = CH 3 CHO + Cu + H 2 O;

Водородом:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O;

Алюминием:

3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3 .

4. Какие свойства проявляет гидроксид меди(II)?

Обращается внимание на окислительные, осно"вные свойства, способность к комплексообразованию с органическими и неорганическими соединениями. Записываются уравнения реакций с:

Альдегидом:

RCHO + 2Cu(OH) 2 = RCOOH + Cu 2 O + 2H 2 O;

Кислотой:

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O;

Аммиаком:

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 ;

Глицерином:

Уравнение реакции разложения:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

5. Какие свойства проявляют соли меди(II)?

Обращается внимание на реакции ионного обмена, гидролиза, окислительные свойства, комплексообразование. Записываются уравнения реакций сульфата меди с:

Гидроксидом натрия:

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ;

Фосфатом натрия:

3Cu 2+ + 2= Cu 3 (PO 4) 2 ;

Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+ ;

Йодидом калия:

2CuSO 4 + 4KI = 2CuI + I 2 + 2K 2 SO 4 ;

Аммиаком:

Cu 2+ + 4NH 3 = 2+ ;

и уравнения реакций:

Гидролиза:

Cu 2+ + HOH = CuOH + + H + ;

Совместного гидролиза с карбонатом натрия с образованием малахита:

2Cu 2+ + 2 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 .

В дополнение можно рассказать учащимся о взаимодействии оксида и гидроксида меди(II) с щелочами, что доказывает их амфотерность:

Cu(OH) 2 + 2NaOH (конц.) = Na 2 ,

Cu + Cl 2 = CuCl 2 ,

Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg,

2Cu + 4HCl + O 2 = 2CuCl 2 + 2H 2 O,

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O,

CuBr 2 + Cl 2 = CuCl 2 + Br 2 ,

(CuOH) 2 CO 3 + 4HCl = 2CuCl 2 + 3H 2 O + CO 2 ,

2CuCl + Cl 2 = 2CuCl 2 ,

2CuCl = CuCl 2 + Cu,

CuSO 4 + BaCl 2 = CuCl 2 + BaSO 4 .)

Упражнение 3. Составьте цепочки превращений, соответствующие следующим схемам, и осуществите их:

Задача 1. Сплав меди с алюминием обработали сначала избытком щелочи, а затем избытком разбавленной азотной кислоты. Вычислите массовые доли металлов в сплаве, если известно, что объемы газов, выделившихся в обеих реакциях (при одинаковых условиях), равны между собой
.

(Ответ . Массовая доля меди – 84%.)

Задача 2. При прокаливании 6,05 г кристаллогидрата нитрата меди(II) получено 2 г остатка. Определите формулу исходной соли .

(Ответ. Cu(NO 3) 2 3H 2 O.)

Задача 3. Медную пластинку массой 13,2 г опустили в 300 г раствора нитрата железа(III) с массовой долей соли 0,112. Когда ее вынули, оказалось, что массовая доля нитрата железа(III) стала равной массовой доле образовавшейся соли меди(II). Определите массу пластинки после того, как ее вынули из раствора .

(Ответ. 10 г.)

Домашнее задание. Выучить материал, записанный в тетради. Составить цепочку превращений по соединениям меди, содержащую не менее десяти реакций, и осуществить ее.

ЛИТЕРАТУРА

1. Пузаков С.А., Попков В.А. Пособие по химии для поступающих в вузы. Программы. Вопросы, упражнения, задачи. Образцы экзаменационных билетов. М.: Высшая школа, 1999, 575 с.
2. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. 2000 задач и упражнений по химии. Для школьников и абитуриентов. М.: 1-я Федеративная книготорговая компания, 1998, 512 с.

Общие сведения о гидролизе хлорида меди (II)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлорид меди (II) – средняя соль, образованная слабым основанием – гидроксидом меди (II) (Cu(OH) 2) и сильной кислотой – соляной (хлороводородной) (HCl). Формула — CuCl 2 .

Представляет кристаллы желто-бурого (темно-коричневого) цвета; в виде кристаллогидратов — зеленого. Молярная масса – 134 г/моль.

Рис. 1. Хлорид меди (II). Внешний вид.

Гидролиз хлорида меди (II)

Гидролизуется по катиону. Характер среды – кислый. Теоретически возможна вторая ступень. Уравнение гидролиза имеет следующий вид:

Первая ступень:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl — (диссоциация соли);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (гидролиз по катиону);

Cu 2+ + 2Cl — + HOH ↔ CuOH + + 2Cl — + H + (ионное уравнение);

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl +HCl (молекулярное уравнение).

Вторая ступень:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl — (диссоциация соли);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (гидролиз по катиону);

CuOH + + Cl — + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl — + H + (ионное уравнение);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (молекулярное уравнение).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Запишите уравнение электролиза раствора хлорида меди (II). Какая масса вещества на катоде выделится, если электролизу подвергнут 5 г хлорида меди (II)?
Решение	Запишем уравнение диссоциации хлорида меди (II) в водном растворе: CuCl 2 ↔ Cu 2+ +2Cl — . Условно запишем схему электролиза: (-) Катод: Cu 2+ , H 2 O. (+) Анод: Cl — , H 2 O. Cu 2+ +2e → Cu o ; 2Cl — -2e → Cl 2 . Тогда, уравнение электролиза водного раствора хлорида меди (II) будет выглядеть следующим образом: CuCl 2 = Cu + Cl 2 . Рассчитаем количество вещества хлорида меди (II), используя данные, указанные в условии задачи (молярная масса – 134г/моль): υ(CuCl 2) = m(CuCl 2)/M(CuCl 2) = 5/134 = 0,04 моль. Согласно уравнению реакции υ(CuCl 2) = υ(Cu) =0,04 моль. Тогда рассчитаем массу выделившейся на катоде меди (молярная масса – 64 г/моль): m(Cu)= υ(Cu)×M(Cu)= 0,04 ×64 = 2,56г.
Ответ	Масса выделившейся на катоде меди равна 2,56 г.

§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.

Q образования (Cu 2 O) = 84935 кДж.

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):

2 Cu + 3 HI → 2 H [ CuI 2 ] + H 2

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

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

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

А так же с концентрированной холодной серной кислотой:

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

C горячей концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H 2 SO 4( конц ., горячая ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

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

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

г) Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам .

Q образования (CuCl) = 134300 кДж

Q образования (CuCl 2) = 111700 кДж

Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX 2 .. 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) CuCl 2 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):

2Cu +S→Cu 2 S

2Cu +Se→Cu 2 Se

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):

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

В водных растворах ион Cu + очень неустойчив и диспропорционирует:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

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

а) Оксид меди (I ) Cu 2 O

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

Cu 2 O +4 HCl →2 H [ CuCl 2]+ H 2 O

Так же растворим в концентрированном растворе аммиака и солей аммония:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

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

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

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

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

2 Cu 2 O +4 H 2 O + O 2 →4 Cu (OH ) 2 ↓

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

Cu 2 O +2 H Г→2 Cu Г↓ + H 2 O (Г= Cl , Br , J )

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

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

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

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

2 Cu 2 O - 1800 ° C →2 Cu + O 2

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

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

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

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

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

2. С оксидами щелочных металлов:

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

При этом образуются купраты меди (I).

Оксид меди (I) заметно реагирует с щелочами :

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

б) Гидроксид меди (I ) CuOH

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

Легко разлагается при нагревании или кипячении:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

в) Галогениды CuF , Cu С l , CuBr и CuJ

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

Cu Г + HГ ↔ H [ Cu Г 2 ] (Г= Cl , Br , J )

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

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

г) Прочие соединения меди (I )

1. Ацетат меди (I) (СН 3 СООСu) - соединение меди, имеет вид бесцветных кристаллов. В воде медленно гидролизуется до Сu 2 О, на воздухе окисляется до ацетата двухвалентной меди; Получают СН 3 СООСu восстановлением (СН 3 СОО) 2 Сu водородом или медью, сублимацией (СН 3 СОО) 2 Сu в вакууме или взаимодействием (NH 3 OH)SO 4 с (СН 3 СОО) 2 Сu в р-ре в присутствии Н 3 СООNH 3 . 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):

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

Данная реакция используется для качественного обнаружения ацетилена.

3. Нитрид меди - неорганическое соединение с формулой Cu 3 N, тёмно-зелёные кристаллы.

Разлагается при нагревании:

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Бурно реагирует с кислотами:

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

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

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

а) Оксид меди (II ) CuO

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:

CuO + 2 HNO 3 → Cu (NO 3 ) 2 + H 2 O

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

CuO +2 KOH - t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

При нагревании до 1100 °C разлагается :

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

б) Гидроксид меди (II) Cu (OH ) 2

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 Н 2 О:

Cu (OH ) 2 → CuO + H 2 O

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

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

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

в) Соли меди (II )

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 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 .

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

Наибольшее практическое значение имеет CuSO 4 *5H 2 O, 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:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO + SO 3

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 .

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:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

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):

2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Карбонат гидроксомеди (II).

Карбонаты меди малоустойчивы и в практике почти не применяются. Некоторое значение для получения меди имеет лишь основной карбонат меди Cu 2 (OH) 2 CO 3 , который встречается в природе в виде минерала малахита. При нагревании легко разлагается с выделением воды, оксида углерода (IV) и оксида меди (II):

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

§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.

а) Оксид меди (III) Cu 2 O 3

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

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

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

Это вещество разлагается при температуре 400 0 С:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO + O 2

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

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

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 :

2 Cu (OH ) 2 + М ClO + 2 NaOH →2М CuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M = Na - Cs )

в) Калия гексафторкупрат(III)

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

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

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 – Cs 2 Cu +4 F 6 - 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 :

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