Нахождение в природе
Медь относится к семейству d-элементов и является полублагородным металлом. Мольная доля ее атомов в земной коре составляет ≈ 2,8 · 10-3% (26-е место по распространенности среди всех элементов и 16-е среди металлов).
Медь представлена в природе двумя устойчивыми нуклидами 63Cu и 65Cu и встречается как в свободном виде (самородная медь), так и в связанном.
Основными ее минералами, имеющими промышленное значение, являются халькопирит или медный колчедан CuFeS2, халькозин или медный блеск Cu2S, куприт Cu2O, малахит CuCO3 · Cu(OH)2.
Физические свойства
Простое вещество медь – это металл красно-желтого цвета, легко поддающийся механической обработке. Обладает хорошей тепло- и электропроводностью (второе место среди металлов), имеет плотность равную 8,96 г/см3, температуру плавления – 1083оС. Таким образом, медь относится к тяжелым тугоплавким металлам.
Чистая медь не используется как конструкционный материал из-за своей малой твердости, но широко применяется в сплавах с другими металлами. Так, уже в древние времена в виде бронзы (сплав Cu и Sn) она служила для изготовления оружия, инструментов и посуды (бронзовый век).
Химические свойства
В таблице Д.И. Менделеева элемент медь находится в четвертом периоде I, В группе. Порядковый номер 29, заряд ядра ее атомов равен +29.
У меди наблюдается проскок электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень, поэтому ее графическая электронная формула выглядит следующим образом:
Cu
Как и все металлы, медь в соединениях с неметаллами проявляет только положительную степень окисления, которая может принимать значение +1, +2 или +3.
Степень окисления +3 для меди является наименее характерной. Такие ее соединения немногочисленны и, как правило, неустойчивы. Практическое значение имеют соединения меди, в которых она проявляет степень окисления +1 или +2. Причем степень окисления +2 для Cu является более предпочтительной и реализуется в химических реакциях с участием простого вещества меди в подавляющем большинстве случаев.
Соединения, в которых медь проявляет степень окисления +1, чаще всего реализуются в результате вторичных реакций восстановления или разложения соединений меди(II):
CuCl2 + Cu 2CuCl
4CuO 2Cu2O + O2
Данные вещества, как правило, являются труднорастворимыми, обладают восстановительными свойствами. В водной среде постепенно окисляются кислородом воздуха:
4CuCl + O2 + 4HCl → 4CuCl2 + 2H2O
При нагревании диспропорцинируют
2CuCl Cu + CuCl2
Медь является химически неактивным металлом и при обычной температуре не подвергается воздействию кислорода воздуха, который не содержит водяных паров. Но во влажной атмосфере и в присутствии СО2 поверхность металла постепенно покрывается зеленоватой пленкой основного карбоната вследствие протекания электрохимической коррозии. Схематически этот процесс можно представить следующим образом:
2Cu + O2 + H2O + CO2 → (CuOH)2CO3
При нагревании Cu на воздухе до 400оС образуется медь(II)-оксид:
Cu
+ O2 = 2
В случае недостатка кислорода или при более высокой температуре (до 800оС) может получаться медь(I)-оксид
4Cu
+ O2 = 2
С азотом, углеродом, фосфором, водородом и кремнием медь не реагирует. Лучше всего из простых веществ она взаимодействует с галогенами, образуя медь(II)-галогениды:
Cu
+ Cl2
Cu
+ F2
Исключение составляют реакция Cu с I2, в ходе которой образуется медь(I)-иодид:
2Cu
+ I2
2
Следует подчеркнуть, что медь(II)-иодид не удается получить даже при обычных условиях с помощью реакций ионного обмена:
2CuSO4 + 4KI = I2 + 2K2SO4 + 2CuI
т.к. ионы Cu2+ окисляют ионы I–
2Cu2+
+ 4I– = 2
↓
+
↓
Нагревание меди с серой в зависимости от условий приводит к образованию медь(II)-сульфида или медь(I)-сульфида
Cu
+ S
2Cu
+ S
С водой Cu не реагирует ни при обычных условиях, ни при нагревании.
Водные растворы кислот, у которых в роли окислителя выступают ионы Н+ (образующиеся при диссоциации их молекул), медь не растворяют. Но концентрированная H2SO4, а также азотная кислота активно реагируют с ней:
Cu + 2H2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3(разб.) = Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Медь вытесняет менее активные металлы из водных растворов солей:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Ионы меди обладают хорошей комплексообразующей способностью и образуют хорошо растворимые устойчивые комплексные соединения. Причем, для ионов Cu+ координационное число в них, как правило, равно 2, а для Cu2+ – четырем.
Это свойство используется для перевода труднорастворимых соединений меди в растворимые. Например, при добавлении к ним раствора аммиака:
CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl
Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]OH
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
Медь образует 2 вида оксидов Cu2О и CuО, которые обладают основными свойствами.
Медь(I)-оксид является твердым веществом красного цвета. В лабораторных условиях его удобно получать при слабом нагревании свежеобразованного осадка Cu(ОН)2 с органическими соединениями, содержащими в своем составе альдегидную группу:
CH3–CHO + 2Cu(OH)2 CH3COOH + Cu2O + 2H2O
Медь(II)-оксид является твердым веществом черного цвета. Образуется при прокаливании медь(II)-гидроксида, медь(II)-нитрата, малахита:
Cu(OH)2 CuO + H2O
2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑ +O2↑
(CuOH)2CO3 2CuO + H2O + CO2↑
Он проявляет типичные свойства основных оксидов
CuO+ 2HCl = CuCl2 + H2O
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
3CuO + P2O5 Cu3(PO4)2
Медь(I)-гидроксид является неустойчивым веществом и уже при обычных условиях разлагается на оксид и Н2О, поэтому его можно получить действием щелочей на охлажденные растворы солей меди(I):
CuCl + KOH = CuOH↓ + KCl
Медь(II)-гидроксид является более устойчивым соединением и разлагается только при нагревании.
Оба гидроксида меди растворяются в водных растворах аммиака с образованием комплексных соединений:
CuOH + 2NH3 = [Cu(NH3)2]OH
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2