алами незначно. Так, мідьутворює ряд одновалентних з'єднань, проте для неї більш характерно2-валентний стан. Солі одновалентних міді у воді практично нерозчинніі легко окисляються до сполук 2-валентної міді; солі 2-валентної міді,навпаки, добре розчинні у воді і в розбавлених розчинах повністюдисоційований. [11]
Мідь -електропозитивний метал. Відносну стійкість її іонів можна оцінитина підставі наступних даних:
Cu2 + + e в†’ Cu + E0 = 0,153 B,
Сu + + е в†’ Сu 0 E0 =0,52 В,
Сu2 + + 2е в†’ Сu 0 E0= 0,337 В.
Мідь витісняється зі своїхсолей більш електронегативними елементами і не розчиняється в кислотах, неє окислювачами. Мідь розчиняється в азотній кислоті з утвореннямCu (NO3) 2 та оксидів азоту, в гарячій конц. H2SO4 - з утворенням CuSO4 і SO2. Внагрітої розведеної H2SO4 мідь розчиняється тільки при продуванні черезрозчин повітря.
Хімічна активністьміді невелика, при температурах нижче 185 В° С з сухим повітрям і киснем нереагує. У присутності вологи і СО2 на поверхні міді утворюється зеленаплівка основного карбонату. При нагріванні міді на повітрі йде поверхневеокислення; нижче 375 В° С утворюється СuО, а в інтервалі 375-1100 В° С при неповномуокисленні міді - двошарова окалина (СuО + Сu2О). Вологий хлор взаємодієз міддю вже при кімнатній температурі, утворюючи хлорид міді (II), добрерозчинний у воді. Мідь реагує і з іншими галогенами.
Особливу спорідненість проявляємідь до сірки: в парах сірки вона горить. З воднем, азотом, вуглецем мідь не реагуєнавіть при високих температурах. Розчинність водню в твердій мідінезначна і при 400 В° С становить 0,06 г в 100 г міді. Присутність воднюв міді різко погіршує її механічні властивості (так звана "водневахвороба "). При пропущенні аміаку над розжареною міддю утворюється Cu2N.Вже при температурі каління мідь піддається впливу оксидів азоту: N2O іNO взаємодіють з утворенням Сu2О, a NO2 - з утворенням СuО. КарбідиСu2С2 і СuС2 можуть бути отримані дією ацетилену на аміачні розчинисолей міді. Окислювально-відновні рівноваги в розчинах солей міді вобох ступенях окиснення ускладнюються легкістю диспропорціонування міді (I) вмідь (0) і мідь (II), тому комплекси міді (I) зазвичай утворюються тільки в томувипадку, якщо вони нерозчинні (наприклад, CuCN і Cul) або якщо зв'язокметал-ліганд має ковалентний характер, а просторові чинникисприятливі.
Мідь (II). Двозаряднийпозитивний іон міді є її найбільш поширеним станом. Більшістьсполук міді (I) дуже легко окислюється в з'єднання двовалентній міді, алеподальше окислення до міді (Ш) ускладнене.
Конфігурація 3d9 робитьіон міді (II) легко деформується, завдяки чому він утворює міцні зв'язки зсеросодержащими реагентами (ДДТК, етілксантогенатом, рубеановодороднойкислотою, дитизоном). Основним координаційним поліедрів для двовалентній мідіє симетрично подовжена квадратна Бипирамида. Тетраедричнихкоординація для міді (П) зустрічається досить рідко і в з'єднаннях з тіолами,по-видимому, не реалізується.
Більшість комплексівміді (II) має октаедричні структуру, в якій чотири координаційних місцязайняті лігандами, розташованими до металу ближче, ніж два інших ліганда,знаходяться вище і нижче металу. Стійкі комплекси міді (II) характеризуються,як правило, плоскоквадратной або октаедричні конфігурацією. У граничнихвипадках деформації октаедричні конфігурація перетворюється в плоскоквадратную.Велике аналітичне застосування мають внешнесферние комплекси міді.
Гідроксид міді (II)Сu (ОН) 2 у вигляді об'ємистій осаду блакитного кольору може бути отриманий придії надлишку водного розчину лугу на розчини солей міді (II). ПР (Сu (ОН) -)= 1,31.10-20. У воді цей осад малорастворим, а при нагріванні переходить вСuО, отщепляя молекулу води. Гідроксид міді (II) володіє слабо вираженимиамфотерними властивостями і легко розчиняється у водному розчині аміаку зутворенням осаду темно-синього кольору. Осадження гідроксиду міді відбуваєтьсяпри рН 5,5.
Мідь (III). Доведено, щомідь (III) з конфігурацією 3d8 може існувати в кристалічних з'єднанняхі в комплексах, утворюючи аніони - купрати. Купрати деяких лужних ілужноземельних металів можна отримати, наприклад, нагріванням суміші оксидів ватмосфері кисню. КСuО2 - це діамагнітне з'єднання блакитно-сталевогокольору.
При дії фтору насуміш КСl і СuСl2 утворюються ясно-зелені кристали парамагнітного з'єднанняК3СuF6.
При окисленні лужнихрозчинів міді (II), що містять періодати або теллурати, гіпохлоритом абоіншими окислювачами утворюються діамагнітні комплексні солі складуK7 [Cu (IO6) 2] 7H2O. Ці солі є сильними окислювачами і при підкисленнівиділяють кисень.
Сполуки міді (Ш). При дії спиртового розчину лугу і пероксидуводню на охолоджений до 50 В° спиртовий розчин хлориду міді (II) випадаєкоричнево-чорний осад пероксиду міді СuО2. Це з'єднання в гідратованоїформі можна отримати при дії пероксиду водню на розчин солі сульфатуміді, що містить в невеликих кількостях Na2CO3. Суспензія Сu (ОН) 2 в розчиніКОН взаємодіє з хлором, утворюючи осад Сu2О3 червоного кольору, частковоперехідний в розчин.
Сполуки міді
Сполуки міді (I)
Сульфід міді - Cu2S в природізустрічається у вигляді ромбічних кристалів мідного блиску; питома вага його5,785, температура плавлення 1130 0С. З розплаву Cu2S твердне вкубічних кристалах. Cu2S досить добре проводитьелектричний струм, однак гірше, ніж сульфід міді (2)
Окис міді (I) Cu2O зустрічається вприроді у вигляді мінералу купріта - щільної маси кольору від червоного до чорно -коричневого, іноді вона має кристали правильної кубічної форми. Привзаємодії сильних лугів із солями міді (I) випадає жовтий осад,перехідний при нагріванні в осад червоного кольору, мабуть, Cu2O.Гідроксид міді (I) володіє слабкими основними властивостями, він кілька розчиннийв концентрованих розчинах лугів. Штучно Cu2O отримуютьдодаванням натрієвої лугу і не занадто сильного відновлювача, наприкладвиноградного цукру, гідразину або гідроксиламіну, до розчину сульфіту міді (II)або до фелінговой рідини.
У воді окис міді (I)практично нерозчинна. Вона проте, легко розчиняється у водному розчиніаміаку і в концентрованих розчинах галогеноводородних кислот зутворенням безбарвних комплексних сполук [Cu (NH3) 2] OH і відповідно H [CuX2] (де Х - галоген).
У розчинах лугів окисміді (I) помітно розчинна. Під дією розбавлених галогеноводороднихкислот окис міді (I), перетворюється в галогенід міді (I), також не розчиннийу воді. У розведеної кисневої кислоті, наприклад сірчаної, окис міді (I)розчиняється, однак при цьому розпадається на сіль міді (II) і метал: Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + H2O + Cu.
Також у природі зустрічаютьсятакі сполуки Міді (I) як: Cu2О,в природі званий берцеліанітом (Умангіт). Який искуство отримуютьвзаємодією парів Se абоH2Se з Cu абоїї солями при високих температурах.
Сполуки міді (II)
Окис міді (II) CuO зустрічається в природі у вигляді чорногоземлистого продукту вивітрювання мідних руд (мелаконіт). У лаві Везувію воназнайдена закристалізованій у вигляді чорних тріклінную табличок (тенор).Штучно окис міді отримують нагріванням міді у вигляді стружок або дротуна повітрі при температурі червоного розжарювання або прожарюванням нітрату абокарбонату. Отримана таким шляхом окис міді аморфна і має яскраво вираженоюздатність адсорбувати гази.
Також зустрічаютьсяз'єднання: дігідроксокарбонат міді (гірська зелень) Cu2 (OH) 2CO3 темно-зелені кристали. Утворюєтьсяв зоні окислення мідних родовищ.
Застосування міді
У промисловості
Мідь, її сполуки тасплави знаходять широке застосування в різних галузях промисловості.
В електротехніці мідьвикористовується в чистому вигляді: у виробництві кабельних виробів, шин голого іконтактного проводів, електрогенераторів, телефонного і телеграфногообладнання та радіоапаратури. З міді виготовляють теплообмінники,вакуум-апарати, трубопроводи. Більше 30%...
