Химия Инфо

Медь и её соединения

Медь легко узнать по красноватому цвету металла, но её соединения выглядят иначе: оксид меди(II) чёрный, гидроксид меди(II) голубой, а оксид меди(I) красный. Различия объясняются составом и строением веществ. Чтобы предсказывать реакции, полезно сначала определить состояние меди и только затем выбирать свойства металла, оксида, гидроксида или соли.

Элемент и свойства простого вещества

Медь, Cu, имеет порядковый номер 29, находится в четвёртом периоде, группе 11. Электронная конфигурация атома — [Ar]3d104s1. Важнейшие для школьного курса степени окисления в соединениях — +1 и +2.

Металлическая медь пластична, хорошо проводит электрический ток и тепло. Её используют в проводниках, теплообменниках и сплавах. Латунь обычно содержит медь и цинк, а классическая оловянная бронза — медь и олово. Свойства сплава зависят от состава; это не соединение с единственной обязательной формулой.

Название соединения должно указывать состояние меди, если возможна неоднозначность: Cu2O — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II).

С какими веществами реагирует медь

Медь находится после водорода в ряду активности. Поэтому из разбавленной HCl без кислорода и других окислителей она водород не вытесняет. Но вывод «медь не реагирует с кислотами» слишком широк: азотная и горячая концентрированная серная кислоты способны окислять её.

Для взаимодействия с концентрированной HNO3 типична следующая школьная схема:

Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O.

При нагревании с концентрированной H2SO4 образуется SO2:

Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O.

В этих реакциях выделяется не водород, а продукт восстановления элемента кислоты. Разбавление и изменение температуры могут менять характер взаимодействия; продукты восстановления HNO3 также зависят от условий.

Медь способна восстанавливать менее активный металл из раствора подходящей соли. Например:

Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag.

В то же время железо и цинк могут восстанавливать медь из растворов её солей. Значит, положение в ряду активности всегда сравнивают для конкретной пары металл — ион, с учётом среды.

Оксиды и гидроксид

ВеществоСтепень окисления CuХарактерный признак
Cu2O+1Красный оксид меди(I).
CuO+2Чёрный оксид меди(II).
Cu(OH)2+2Голубой малорастворимый гидроксид.

При нагревании меди в кислороде может образовываться CuO:

2Cu + O2 → 2CuO.

Оксид меди(II) проявляет основные свойства и реагирует с кислотами. Например, с разбавленной серной кислотой:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

Такую реакцию нельзя путать с взаимодействием самого металла с горячей концентрированной кислотой: здесь медь уже имеет +2 и её степень окисления не меняется.

Из раствора соли Cu(II) гидроксид-ионы осаждают Cu(OH)2:

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4.

При нагревании гидроксид разлагается:

Cu(OH)2 → CuO + H2O.

Чёрный CuO после нагревания голубого Cu(OH)2 — не металлическая медь. В обоих соединениях медь имеет +2, поэтому это разложение не является ОВР.

Для восстановления оксида до металла нужен восстановитель, например водород при нагревании:

CuO + H2 → Cu + H2O.

Сульфат меди и вода в кристалле

Голубой медный купорос имеет формулу CuSO4 · 5H2O. Безводный сульфат меди(II) CuSO4 — другое по составу твёрдое вещество. При расчёте массы соли важно знать, какая именно форма задана: пять молекул воды увеличивают молярную массу кристаллогидрата.

Многие водные растворы солей Cu(II) голубые из-за гидратированных комплексных частиц. Однако правило «все соединения меди голубые» неверно: таблица оксидов уже даёт два контрпримера. Окраска зависит от состава, степени окисления и окружения иона.

Три разобранных примера

1. Как составить формулу фосфата меди(II)?

Заряды Cu2+ и PO43− нужно уравнять. Наименьшая общая величина положительного и отрицательного заряда — 6:

3 · (+2) + 2 · (−3) = 0.

Получаем Cu3(PO4)2. Скобки относятся ко всей группе PO4.

2. Сколько оксида получится из гидроксида?

Примем Ar(Cu) ≈ 64, тогда M(Cu(OH)2) ≈ 98 г/моль и M(CuO) ≈ 80 г/моль. Из 9,8 г гидроксида при полном разложении:

n(Cu(OH)2) = 9,8 / 98 = 0,10 моль.

m(CuO) = 0,10 · 80 = 8,0 г.

Масса твёрдого остатка уменьшается из-за удаления воды, а не из-за исчезновения меди.

3. Какова доля воды в медном купоросе?

С теми же округлёнными атомными массами M(CuSO4) ≈ 160 г/моль, а пять молей воды дают 90 г:

M(CuSO4 · 5H2O) ≈ 160 + 90 = 250 г/моль.

w(H2O) = 90 / 250 = 0,36 = 36%.

Это доля кристаллизационной воды в твёрдом кристаллогидрате; она не является массовой долей воды в произвольном растворе купороса.

Частые ошибки

  • Предсказывать одинаковые реакции Cu и CuO с разбавленной кислотой.
  • Записывать H2 среди продуктов взаимодействия меди с HNO3.
  • Использовать массу кристаллогидрата в расчёте с молярной массой безводной соли.
  • Считать любой чёрный продукт металлической медью или определять вещество только по цвету.

Пять заданий

  1. Почему Cu не выделяет H2 из разбавленной HCl без кислорода и других окислителей?
  2. Определите степень окисления меди в Cu2O и Cu(NO3)2.
  3. Какая масса серебра теоретически соответствует реакции 0,050 моль Cu с избытком AgNO3? M(Ag) ≈ 108 г/моль.
  4. Какую массу меди можно получить полным восстановлением 16 г CuO?
  5. Составьте сокращённое ионное уравнение осаждения Cu(OH)2.

Ответы с объяснениями

  1. Медь находится после водорода в ряду активности; ионы H+ в указанных условиях не окисляют её с выделением H2.
  2. Соответственно +1 и +2. В Cu2O заряд кислорода компенсируют два атома Cu(I), а в нитрате два NO3− соответствуют одному Cu(II).
  3. На один моль Cu приходятся два моля Ag:

    n(Ag) = 2 · 0,050 = 0,100 моль; m(Ag) = 0,100 · 108 = 10,8 г.

  4. В 16 г CuO содержится 0,20 моль меди:

    m(Cu) = (16 / 80) · 64 = 12,8 г.

  5. Посторонние ионы в сокращённую запись не включают:

    Cu2+ + 2OH− → Cu(OH)2↓.

Связанные темы и источники

Сравните реакции меди с реакциями железа и цинка. Повторите оксиды, соли и получение металлов.

Для проверки фактов: Royal Society of Chemistry: медь; МГУ: свойства оксидов и гидроксидов.