Медь. Химия меди и ее соединений

Медь

1. Положение меди в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение меди
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства

Оксид меди (II)

• Способы получения
• Химические свойства

Оксид меди (I)

• Химические свойства

Гидроксид меди (II)

• Химические свойства

Соли меди

 

 

Медь

 

 

Положение в периодической системе химических элементов

Медь расположена в 11 группе  (или в  побочной подгруппе II группы в короткопериодной  ПСХЭ) и в четвертом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение меди

Электронная конфигурация  меди в основном состоянии:

+29Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ 1s  2s 2p

3s   3p    4s     3d

У атома меди уже в основном энергетическом состоянии происходит провал (проскок) электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

Физические свойства 

Медь – твердый металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). Медь относительно легко поддается механической обработке.  В природе встречается в том числе в чистом виде и широко применяется в различных отраслях науки, техники и производства.

Изображение с портала zen.yandex.com/media/id/5d426107ae56cc00ad977411/uralskaia-boginia-liubvi-5d6bcceda660d700b075a12d

 

Температура плавления 1083,4^оС, температура кипения 2567^оС, плотность меди 8,92 г/см³.

 

 

Медь — ценный металл в сфере вторичной переработки. Сдав лом меди в пункт приема, Вы можете получить хорошее денежное вознаграждение. Подробнее про прием лома меди.

 

Нахождение в природе

 

Медь встречается в земной коре (0,0047-0,0055 масс.%), в речной и морской воде. В природе медь встречается как в соединениях, так и в самородном виде. В промышленности используют халькопирит CuFeS₂, также известный как медный колчедан, халькозин Cu₂S и борнит Cu₅FeS₄. Также распространены и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu₂O, азурит Cu₃(CO₃)₂(OH)₂, малахит Cu₂(OH)₂CO₃. Иногда медь встречается в самородном виде, масса которых может достигать 400 тонн.

 

Способы получения меди

 

Медь получают из медных руд и минералов. Основные методы получения меди — электролиз, пирометаллургический и гидрометаллургический.

• Гидрометаллургический метод: растворение медных минералов в разбавленных растворах серной кислоты, с последующим вытеснением металлическим железом.

Например, вытеснение меди из сульфата железом:

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

Видеоопыт взаимодействия сульфата меди (II) с железом можно посмотреть здесь.

 

• Пирометаллургический метод: получение меди из сульфидных руд. Это сложный процесс, который включает большое количество реакций. Основные стадии процесса:

1) Обжиг сульфидов:

2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂

2) восстановление меди из оксида, например, водородом:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

• Электролиз растворов солей меди:

2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

 

Качественные реакции на ионы меди (II)

 

Качественная реакция на ионы меди +2 – взаимодействие солей меди (II) с щелочами. При этом образуется голубой осадок гидроксида меди(II).

Например, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия:

CuSO₄   +   2NaOH   →   Cu(OH)₂   +  Na₂SO₄

 

 

Соли меди (II) окрашивают пламя в зеленый цвет.

 

 

Химические свойства меди

 

В соединениях медь может проявлять степени окисления +1 и +2.

1. Медь — химически малоактивный металл. При нагревании медь может реагировать с некоторыми неметаллами: кислородом, серой, галогенами.

1.1. При нагревании медь реагирует с достаточно сильными окислителями, например, с кислородом, образуя CuО, Cu₂О в зависимости от условий:

4Cu  +  О₂ → 2Cu₂О

2Cu  +  О₂ → 2CuО

 

1.2. Медь реагирует с серой с образованием сульфида меди (II):

Cu  +  S  → CuS

Видеоопыт взаимодействия меди с серой можно посмотреть здесь.

 

1.3. Медь взаимодействует с галогенами. При этом образуются галогениды меди (II):

Cu  +  Cl₂  =  CuCl₂

Сu  +  Br₂  =  CuBr₂

Но, обратите внимание: 

2Cu + I₂ = 2CuI

Видеоопыт взаимодействия меди с хлором можно посмотреть здесь.

 

1.4. С азотом, углеродом и кремнием медь не реагирует:

Cu   +  N₂    ≠  

Cu   +  C    ≠  

Cu   +  Si    ≠  

1.5. Медь не взаимодействует с водородом.

Cu   +  H₂    ≠  

 

1.6. Медь взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

2Cu  +  O₂  →  2CuO

 

2. Медь взаимодействует и со сложными веществами:

2.1. Медь в сухом воздухе и при комнатной температуре не окисляется, но во влажном воздухе, в присутствии оксида углерода (IV) покрывается зеленым налетом карбоната гидроксомеди (II):

2Cu   +  H₂O  +  CO₂  + O₂ =  (CuOH)₂CO₃

 

2. 2. В ряду напряжений медь находится правее водорода и поэтому не может вытеснить водород из растворов минеральных кислот (разбавленной серной кислоты и др.).

Например, медь не реагирует с разбавленной серной кислотой:

Cu   +  H₂SO₄ (разб.)    ≠  

Видеоопыт взаимодействия меди с соляной кислотой можно посмотреть здесь.

 

2.3. При этом медь реагирует при нагревании с концентрированной серной кислотой. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат меди (II) и вода:

Cu  +  2H₂SO_4(конц.) →  CuSO₄  +  SO₂  +  2H₂O

 

2.4. Медь реагирует даже при обычных условиях с азотной кислотой.

С концентрированной азотной кислотой:

Cu  +  4HNO_{3(конц. )}  =  Cu(NO₃)₂  +  2NO₂  +  2H₂O

С разбавленной азотной кислотой:

3Cu  +  8HNO_3(разб.)  =  3Cu(NO₃)₂  +  2NO  +  4H₂O

 

Реакция меди с азотной кислотой

 

2.5. Растворы щелочей на медь практически не действуют.

2.6. Медь вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений, из растворов их солей.

Например, медь реагирует с нитратом ртути (II) с образованием нитрата меди (II) и ртути:

Hg(NO₃)₂   +  Cu  =   Cu(NO₃)₂   +  Hg

2.7. Медь окисляется оксидом азота (IV) и солями  железа (III)

2Cu   +   NO₂   =   Cu₂O   +  NO

2FeCl₃   +   Cu  =  2FeCl₂  +  CuCl₂

 

Оксид меди (II)

 

Оксид меди (II) CuO – твердое кристаллическое вещество черного цвета.

 

Способы получения оксида меди (II)

Оксид меди (II) можно получить различными методами:

1. Термическим разложением гидроксида меди (II) при 200°С: 

Cu(OH)₂   →   CuO   +  H₂O

2. В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании на воздухе при 400–500°С:

2Cu   +   O₂      2CuO           

 3. В лаборатории оксид меди (II) также получают прокаливанием солей (CuOH)₂CO₃, Cu(NO₃)₂:

(CuOH)₂CO₃     2CuO   +   CO₂   +   H₂O

2Cu(NO₃)₂       2CuO    +   4NO₂   +   O₂

 

Химические свойства оксида меди (II)

Оксид меди (II) – основный оксид (при этом у него есть слабо выраженные амфотерные свойства). При этом он является довольно сильным окислителем.

1. При взаимодействии оксида меди (II) с сильными и растворимыми кислотами образуются соли.

Например, оксид меди (II) взаимодействует с соляной кислотой:

СuO  +  2HBr  =  CuBr₂  +  H₂O

CuO  +  2HCl  =  CuCl₂  +  H₂O

Видеоопыт взаимодействия оксида меди (II) с серной кислотой можно посмотреть здесь.

 

2. Оксид меди (II) вступает в реакцию с кислотными оксидами. 

Например, оксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата меди (II):

CuO  + SO₃  → CuSO₄

3. Оксид меди (II) не взаимодействует с водой.

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Оксид меди (II) можно восстановить углеродом, водородом или угарным газом при нагревании:

СuO + C  → Cu + CO

Видеоопыт взаимодействия оксида меди (II) с водородом можно посмотреть здесь.

 

Более активные металлы вытесняют медь из оксида.

Например, алюминий восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2Al = 3Cu + Al₂O₃

 

Оксид меди (I)

Оксид меди (I) Cu₂O – твердое кристаллическое вещество коричнево-красного цвета.

 

Способы получения оксида меди (I)

В лаборатории оксид меди (I) получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди (II), например, альдегидами или глюкозой:

CH₃CHO   +  2Cu(OH)₂  → CH₃COOH   +   Cu₂O↓   +   2H₂O

CH₂ОН(CHOН)₄СНО   +  2Cu(OH)₂   →  CH₂ОН(CHOН)₄СООН  +   Cu₂O↓   +   2H₂O

Химические свойства оксида меди (I)

1. Оксид меди (I) обладает основными свойствами.

При действии на оксид меди (I) галогеноводородных кислот получают галогениды меди (I) и воду:

Например, соляная кислота с оксидом меди (I) образует хлорид меди (I):

Cu₂O  +  2HCl   =   2CuCl↓   +  H₂O

2. При растворении Cu₂O в концентрированной серной, азотной кислотах образуются только соли меди (II):

Cu₂O  +  3H₂SO_4(конц.)   =  2CuSO₄  +  SO₂  + 3H₂O

Cu₂O  +  6HNO_3(конц.)  =  2Cu(NO₃)₂  +  2NO₂  +  3H₂O

5Cu₂O  +  13H₂SO₄   +  2KMnO₄   =  10CuSO₄  +  2MnSO₄  +   K₂SO₄  + 13H₂O

3. Устойчивыми соединениями меди (I) являются нерастворимые соединения (CuCl, Cu₂S) или комплексные соединения [Cu(NH₃)₂]⁺. Последние получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди (I), хлорида меди (I):

Cu₂O  +  4NH₃  +  H₂O  =  2[Cu(NH₃)₂]OH

CuCl   +  2NH₃   =  [Cu(NH₃)₂]Cl

Аммиачные растворы солей меди (I) взаимодействуют с ацетиленом:

СH ≡ CH + 2[Cu(NH₃)₂]Cl    →   СuC ≡ CCu  +  2NH₄Cl + 2NH₃

 

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Например, при взаимодействии с угарным газом, более активными металлами или водородом оксид меди (II) проявляет свойства окислителя:

Cu₂O  +  CO  =  2Cu  +  CO₂

Cu₂O  +  H₂  =  2Cu  + H₂O

 3Cu₂O  +  2Al  =  6Cu  +  Al₂O₃

А под действием окислителей, например, кислорода — свойства восстановителя:

2Cu₂O  +  O₂  =  4CuO

 

Гидроксид меди (II)

 

Способы получения гидроксида меди (II)

 

1. Гидроксид меди (II) можно получить действием раствора щелочи на соли меди (II).

Например, хлорид меди (II) реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием гидроксида меди (II) и хлорида натрия:

CuCl₂  +  2NaOH   →   Cu(OH)₂  +  2NaCl

Химические свойства

Гидроксид меди (II) Сu(OН)₂ проявляет слабо выраженные амфотерные свойства (с преобладанием основных).

 

1. Взаимодействует с кислотами.

Например, взаимодействует с бромоводородной кислотой с образованием бромида меди (II) и воды:

 

Сu(OН)₂  +  2HBr  =  CuBr₂  +  2H₂O

Cu(OН)₂  +  2HCl  =  CuCl₂  +  2H₂O

 

2. Гидроксид меди (II) легко взаимодействует с раствором аммиака, образуя сине-фиолетовое комплексное соединение:

 

Сu(OH)₂  +  4(NH₃ · H₂O)   =  [Cu(NH₃)₄](OH)₂   +  4H₂O

Cu(OH)₂  +  4NH₃  =  [Cu(NH₃)₄](OH)₂

 

3. При взаимодействии гидроксида меди (II) с концентрированными (более 40%) растворами щелочей образуется комплексное соединение:

Cu(OH)₂  + 2NaOH_(конц.)  =  Na₂[Cu(OH)₄]

Но этой реакции в ЕГЭ по химии пока нет!

 

4. При нагревании гидроксид меди (II) разлагается:

Сu(OH)₂ → CuO  +  H₂O

Соли меди

 

Соли меди (I)

 

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (I) проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Как восстановители они реагируют с окислителями.

Например, хлорид меди (I) окисляется концентрированной азотной кислотой:

CuCl  +  3HNO_3(конц.)  =  Cu(NO₃)₂  +  HCl  +  NO₂  +  H₂O

Также хлорид меди (I) реагирует с хлором:

2CuCl   +  Cl₂   =  2CuCl₂

 Хлорид меди (I) окисляется кислородом в присутствии соляной кислоты:

4CuCl   +  O₂  +  4HCl   =   4CuCl₂   +  2H₂O

Прочие галогениды меди (I) также легко окисляются другими сильными окислителями:

2CuI  +  4H₂SO₄  +  2MnO₂  =  2CuSO₄  +  2MnSO₄  +  I₂  +  4H₂O

Иодид меди (I)  реагирует с концентрированной серной кислотой:

4CuI   +   5H₂SO_{4(конц. гор.)}  =  4CuSO₄   +  2I₂   +   H₂S   +  4H₂O

Сульфид меди (I) реагирует с азотной кислотой. При этом образуются различные продукты окисления серы на холоде и при нагревании:

Cu₂S  +  8HNO_{3(конц.хол.)}   =  2Cu(NO₃)₂  +  S  +  4NO₂  +  4H₂O

 

Cu₂S  +  12HNO_{3(конц.гор.)}   =  Cu(NO₃)₂  +  CuSO₄   +  10NO₂  +  6H₂O

 

Для соединений меди (I) возможна реакция диспропорционирования:

2CuCl  =  Cu   +  CuCl₂

Комплексные соединения типа [Cu(NH₃)₂]⁺ получают растворением в концентрированном растворе аммиака:

CuCl  +  3NH₃  +  H₂O  →   [Cu(NH₃)₂]OH  +  NH₄Cl

 

Соли меди (II)

 

В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства.

Например, соли меди (II) окисляют иодиды и сульфиты:

2CuCl₂  +  4KI = 2CuI  +  I₂  +  4KCl

 

2CuCl₂  +  Na₂SO₃  +  2NaOH  =  2CuCl  +  Na₂SO₄  +  2NaCl  +  H₂O

 

Бромиды и иодиды меди (II) можно окислить перманганатом калия:

 

5CuBr₂  +  2KMnO₄  +  8H₂SO₄  =  5CuSO₄  +  K₂SO₄  +  2MnSO₄  +  5Br₂  +  8H₂O

 

Соли меди (II) также окисляют сульфиты:

 

2CuSO₄  +  Na₂SO₃   +  2H₂O   =  Cu₂O   +  Na₂SO₄     +  2H₂SO₄

 Более активные металлы вытесняют медь из солей.

Например, сульфат меди (II) реагирует с железом:

CuSO₄  +  Fe  =  FeSO₄  +  Cu

Cu(NO₃)₂   + Fe  =  Fe(NO₃)₂   +  Cu

 

Сульфид меди (II) можно окислить концентрированной азотной кислотой. При нагревании возможно образование сульфата меди (II):

 

CuS  +  8HNO_{3(конц.гор.)}   =   CuSO₄   +   8NO₂   +  4H₂O

 

Еще одна форма этой реакции:

 

CuS  +  10HNO_3(конц.)     =  Cu(NO₃)₂  +  H₂SO₄  +    8NO₂↑ +  4H₂O

 

При горении сульфида меди (II) образуется оксид меди (II)  и диоксид серы:

 

2CuS  +  3O₂    2CuO  +  2SO₂↑

 

Соли меди (II) вступают в обменные реакции, как и все соли.

Например, растворимые соли меди (II) реагируют с сульфидами:

 

CuBr₂  +  Na₂S  =  CuS↓  +  2NaBr

 При взаимодействии солей меди (II) с щелочами образуется голубой осадок гидроксида меди (II):

CuSO₄  +  2NaOH  =  Cu(OH)₂↓  +  Na₂SO₄

 

Электролиз раствора нитрата меди (II):

 

2Cu(NO₃)₂    +   2Н₂О →  2Cu   +   O₂  +  4HNO₃

 

Некоторые соли меди при нагревании разлагаются, например, нитрат меди (II):

 

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO  +  4NO₂  +  O₂

 

Основный карбонат меди разлагается на оксид меди (II), углекислый газ и воду:

 

(CuOH)₂CO₃ →  2CuO  +  CO₂  +  H₂O

 

При взаимодействии солей меди (II) с избытком аммиака образуются аммиачные комплексы:

 

CuCl₂  + 4NH₃  =   [Cu(NH₃)₄]Cl₂

 

При смешивании растворов солей меди (II) и карбонатов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты:

 

2CuSO₄  +  2Na₂CO₃  +  H₂O  =  (CuOH)₂CO₃↓  +  2Na₂SO₄  +  CO₂

 

 

 

 

 

 

 

1) Через раствор хлорида меди (II) с помощью графитовых электродов пропускали постоянный электрический ток. Выделившийся на катоде продукт электролиза растворили в концентрированной  азотной кислоте. Образовавшийся при этом газ собрали  и пропустили через раствор гидроксида натрия. Выделившийся на аноде газообразный продукт электролиза пропустили через горячий раствор гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

 

2) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида меди (II), реагирует с серой. Полученный продукт обработали концентрированной азотной кислотой, и выделившийся газ пропустили  через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

 

3) Неизвестная соль бесцветна и окрашивает пламя в желтый цвет. При легком нагревании этой соли с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь; последнее превращение сопровождается выделением бурого газа и образованием соли меди. При термическом распаде обеих солей одним из продуктов разложения является кислород. Напишите уравнения описанных реакций.

 

4) При взаимодействии раствора соли А со щелочью было получено студенистое нерастворимое в воде вещество голубого цвета, которое растворили в бесцветной жидкости Б с образованием раствора синего цвета. Твердый продукт, оставшийся после осторожного выпаривания раствора, прокалили; при этом выделились два газа, один из которых бурого цвета, а второй входит в состав атмосферного воздуха, и осталось твердое вещество черного цвета, которое растворяется в жидкости Б с образованием вещества А. Напишите уравнения описанных реакций.

 

5) Медную стружку растворили в разбавленной азотной кислоте, и раствор нейтрализовали едким кали. Выделившееся вещество голубого цвета отделили, прокалили (цвет вещества изменился на черный), смешали с коксом и повторно прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

 

6) В раствор нитрата ртути (II) добавили медную стружку. После окончания реакции раствор профильтровали, и фильтрат по каплям прибавляли к раствору, содержащему едкий натр и гидроксид аммония. При этом наблюдали кратковременное образование осадка, который растворился с образованием раствора ярко-синего цвета. При добавлении в полученный раствор избытка раствора серной кислоты происходило изменение цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

 

7) Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине. Напишите уравнения описанных реакций.

 

8) Твердое вещество, образующееся при нагревании малахита, нагрели в атмосфере водорода. Продукт реакции обработали концентрированной серной кислотой, внесли в раствор хлорида натрия, содержащий медные опилки, в результате образовался осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

 

 

9) Соль, полученную при растворении меди в разбавленной азотной кислоте, подвергли электролизу, используя графитовые электроды. Вещество, выделившееся на аноде, ввели во взаимодействие с натрием, а полученный продукт реакции поместили в сосуд с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.

 

10) Твердый продукт термического разложения малахита растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте. Раствор осторожно выпарили, и твердый остаток прокалили, получив вещество черного цвета, которое нагрели в избытке аммиака (газ). Напишите уравнения описанных реакций.

 

11) К порошкообразному веществу черного цвета добавили раствор разбавленной серной кислоты и нагрели. В полученный раствор голубого цвета приливали раствор едкого натра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и нагрели. Продукт реакции нагревали в атмосфере водорода, в результате чего получилось вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

 

12) Неизвестное вещество красного цвета нагрели в хлоре, и продукт реакции растворили в воде. В полученный раствор добавили щелочь, выпавший осадок голубого цвета отфильтровали и прокалили. При нагревании продукта прокаливании, который имеет черный цвет, с коксом было получено исходное вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

 

13) Раствор, полученный при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой, выпарили и осадок прокалили. Газообразные продукты полностью поглощены водой, а над твердым остатком пропустили водород. Напишите уравнения описанных реакций.

 

14) Черный порошок, который образовался при сжигании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-серной кислоте. В полученный раствор добавили щелочь, и выпавший осадок голубого цвета отделили и растворили в избытке раствора аммиака. Напишите уравнения описанных реакций.

 

15) Вещество черного цвета получили, прокаливая осадок, который образуется при взаимодействии гидроксида натрия и сульфата меди (II). При нагревании этого вещества с углем получают металл красного цвета, который растворяется в концентрированной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

 

16) Металлическую медь обработали при нагревании йодом. Полученный продукт растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшийся раствор обработали раствором гидроксидом калия. Выпавший осадок прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

 

17) К раствору хлорида меди (II) добавили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный порошок растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

 

18)  Медь растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали серной кислотой до появления характерной голубой окраски солей меди. Напишите уравнения описанных реакций.

 

 

19) Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

 

20) Газ, полученный при взаимодействии железных опилок с раствором соляной кислоты, пропустили над нагретым оксидом меди (II) до полного восстановления металла. полученный металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Напишите уравнения описанных реакций.

 

21)  Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. Выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

 

22)  Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Полученное при этом твердое черное вещество в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак. Напишите уравнения описанных реакций.

 

23) Оксид меди (II) обработали раствором серной кислоты. При электролизе образующегося раствора на инертном аноде выделяется газ. Газ смешали с оксидом азота (IV) и поглотили с водой. К разбавленному раствору полученной кислоты добавили магний, в результате чего в растворе образовалось две соли, а выделение газообразного продукта не происходило. Напишите уравнения описанных реакций.

 

24)  Оксид меди (II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том, и в другом случае наблюдали образование осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

 

25) Нитрат меди (II) прокалили, образовавшееся твердое вещество растворили в разбавленной серной кислоте. Раствор полученной соли подвергли электролизу. Выделившееся на катоде вещество растворили в концентрированной азотной кислоте. Растворение протекает с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.

 

26) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида кальция. В котором выпал осадок. Часть газа не поглотилась, его пропустили над твердым веществом черного цвета, полученным при прокаливании нитрата меди (II). В результате образовалось твердое вещество темно-красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

 

27)   Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выпадения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

 

 

 

1.

CuCl₂       Cu      +      Сl₂

           на катоде    на аноде

Cu   +   4HNO_3(конц.)   =  Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  2H₂O

2Cu(NO₃)₂  =2CuO   +  4NO₂↑   +  O₂↑

6NaOH_(гор.)  +  3Cl₂  =  NaClO₃  +  5NaCl  +  3H₂O

 

 

2.

CuCl₂  = Cu        +       Сl₂

           на катоде        на аноде

Cu   +   S  =  CuS

CuS  +  8HNO_{3(конц. гор.)}     =  CuSO₄  +  8NO₂↑  +  4H₂O

или CuS  +  10HNO_3(конц.)     =  Cu(NO₃)₂  +  H₂SO₄  +    8NO₂↑ +  4H₂O

4NO₂  +  2Ba(OH)₂  =  Ba(NO₃)₂  +  Ba(NO₂)₂  +  2H₂O

 

3.

NaNO_3(тв.)  +  H₂SO_4(конц.)  =  HNO₃  +  NaHSO₄

Cu   +   4HNO_3(конц.)   =  Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  2H₂O

2Cu(NO₃)₂  = 2CuO   +  4NO₂↑ +  O₂↑

2NaNO₃  = 2NaNO₂  +  O₂↑

 

 

4.

Cu(NO₃)₂ +  2NaOH  =  Cu(OH)₂↓  +  2NaNO₃

Cu(OH)₂  +  2HNO₃  =  Cu(NO₃)₂  +  2H₂O

2Cu(NO₃)₂  = 2CuO   +  4NO₂↑   +  O₂↑

CuO  +  2HNO₃  =  Cu(NO₃)₂  +  H₂O

 

 

5. 3Cu   +   8HNO_3(разб.)   =  3Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  4H₂O

Cu(NO₃)₂  +  2КOH  =  Cu(OH)₂↓  +  2КNO₃

Cu(OH)₂ =  CuO   +  H₂O

CuO  +  C  Cu  +  CO

 

 

6. Hg(NO₃)₂ +  Cu  =   Cu(NO₃)₂   +  Hg

Cu(NO₃)₂   +  2NaOH  =  Cu(OH)₂↓ +  2NaNO₃

Сu(OH)₂  +  4(NH₃ · H₂O)   =  [Cu(NH₃)₄](OH)₂   +  4H₂O

[Cu(NH₃)₄](OH)₂   +  5H₂SO₄   =   CuSO₄   +  4NH₄HSO₄  +  2H₂O

 

 

7. Cu₂O +  6HNO_3(конц.)  =  2Cu(NO₃)₂  +  2NO₂  +  3H₂O

2Cu(NO₃)₂  = 2CuO   +  4NO₂↑   +  O₂↑

4NO₂   +  O₂  +   2H₂O  =  4HNO₃

10HNO₃  +  4Mg  =  4Mg(NO₃)₂  +  N₂O  +  5H₂O

 

 

 

8. (CuOH)₂CO₃  =  2CuO  +  CO₂  +  H₂O

CuO  +  H₂  = Cu  +  H₂O

Cu  +  2H₂SO_4(конц.)  =  CuSO₄  +  SO₂  +  2H₂O

CuSO₄  +  Cu  +  2NaCl  =  2CuCl↓  +  Na₂SO₄

 

9.

3Cu   +   8HNO_3(разб.)   =  3Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  4H₂O

2Cu(NO₃)₂     +  2H₂O  =   2Cu           +   O₂          +     4HNO₃

                                        на катоде        на аноде

2Na  +  O₂  =  Na₂O₂

2Na₂O₂  +  CO₂  =  2Na₂CO₃  +  O₂

 

 

10.

(CuOH)₂CO₃  = 2CuO  +  CO₂  +  H₂O

CuO  +  2HNO₃   =  Cu(NO₃)₂  +  H₂O

2Cu(NO₃)₂  = 2CuO   +  4NO₂↑   +  O₂↑

3CuO  +  2NH₃ = 3Cu  +  N₂  +  3H₂O

 

 

11.

CuO  +  H₂SO₄  = CuSO₄  +  H₂O

CuSO₄  +  2NaOH  =  Cu(OH)₂  +  Na₂SO₄

Cu(OH)₂  = CuO  +  H₂O

CuO  +  H₂  =  Cu  +  H₂O

 

12.

Cu  +  Cl₂  = CuCl₂

CuCl₂  +  2NaOH  =  Cu(OH)₂↓  +  2NaCl

Cu(OH)₂  = CuO  +  H₂O

CuO  +  C  = Cu  +  CO

 

 

 

13.

Cu +   4HNO_3(конц.)   =  Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  2H₂O

2Cu(NO₃)₂  = 2CuO   +  4NO₂↑   +  O₂↑

4NO₂  +  O₂  +  2H₂O  =  4HNO₃

CuO  +  H₂  = Cu  +  H₂O

 

 

14.

2Cu   +   O₂   =   2CuO

CuO    +    H₂SO₄   =   CuSO₄  +  H₂O

CuSO₄    +   NaOH    =    Cu(OH)₂↓  +  Na₂SO₄

Сu(OH)₂   +  4(NH₃ · H₂O)   =  [Cu(NH₃)₄](OH)₂   +  4H₂O

 

 

 

 

15.

СuSO₄ +  2NaOH  =  Cu(OH)₂  +  Na₂SO₄

Cu(OH)₂  = CuO  +  H₂O

CuO  +  C =  Cu  +  CO

Cu  +  2H₂SO_4(конц.)  =  CuSO₄  +  SO₂  +  2H₂O

 

 

16.      

2Cu  +  I₂   =  2CuI

2CuI   +  4H₂SO₄   =  2CuSO₄  +  I₂  +  2SO₂  +  4H₂O

СuSO₄  +  2KOH  =  Cu(OH)₂  +  K₂SO₄

Cu(OH)₂ = CuO  +  H₂O

 

 

17.

 2CuCl₂  +  2Na₂CO₃  +  H₂O  =  (CuOH)₂CO₃  +  CO₂  +  4NaCl

(CuOH)₂CO₃   =  2CuO   +  CO₂  +  H₂O

CuO  +  H₂  = Cu  +  H₂O

3Cu   +   8HNO_{3(разб. )}   =  3Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  4H₂O

 

 

18.

 3Cu   +   8HNO_3(разб.)   =  3Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  4H₂O

Сu(NO₃)₂  +  2NH₃· H₂O   =  Cu(OH)₂↓  +  2NH₄NO₃

Cu(OH)₂   +   4NH₃· H₂O   =  [Cu(NH₃)₄](OH)₂   +  4H₂O

[Cu(NH₃)₄](OH)₂   +   3H₂SO₄    =  CuSO₄   +   2(NH₄)₂SO₄    +  2H₂O

 

 

19)       Cu   +   4HNO_3(конц.)   =  Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  2H₂O

Сu(NO₃)₂  +  2NH₃· H₂O   =  Cu(OH)₂↓  +  2NH₄NO₃

Cu(OH)₂   +   4NH₃· H₂O   =  [Cu(NH₃)₄](OH)₂   +  4H₂O

[Cu(NH₃)₄](OH)₂   +   6HCl    =  CuCl₂   +   4NH₄Cl    +  2H₂O

 

 

20.

Fe   +   2HCl    =    FeCl₂   +   H₂

CuO    +  H₂   =   Cu   +   H₂O

Cu   +   4HNO_3(конц.)   =  Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  2H₂O

2Cu(NO₃)₂     +  2H₂O  =     2Cu   +   O₂  +  4HNO₃

 

 

21.

 I₂   +   10HNO₃    =   2HIO₃   +   10NO₂   +   4H₂O

4NO₂   +   2H₂O  +  O₂    =    4HNO₃

Cu(OH)₂  +  2HNO₃  = Cu(NO₃)₂  +  2H₂O

2Cu(NO₃)₂  = 2CuO   +  4NO₂↑   +  O₂↑

 

 

22.       

Cu₂O   +  3H₂SO₄   =  2CuSO₄   +   SO₂   +   3H₂O

СuSO₄  +  2KOH  =  Cu(OH)₂  +  K₂SO₄

Cu(OH)₂  = CuO  +  H₂O

3CuO  +  2NH₃ = 3Cu  +  N₂  +  3H₂O

 

 

23.

CuO   +  H₂SO₄  =  CuSO₄  +  H₂O

2CuSO₄    +   2H₂O =  2Cu   +   O₂  +  2H₂SO₄

4NO₂   +  O₂   +   2H₂O  =  4HNO₃

10HNO₃   +   4Mg    =    4Mg(NO₃)₂   +   NH₄NO₃  +   3H₂O

 

 

24.      

CuO    +   CO =  Cu   +   CO₂

Cu   +   Cl₂   =  CuCl₂

2CuCl₂   +   2KI   =   2CuCl↓   +   I₂   +   2KCl

CuCl₂    +   2AgNO₃   =   2AgCl↓    +   Cu(NO₃)₂

.

 

25.      

2Cu(NO₃)₂  = 2CuO   +  4NO₂↑   +  O₂↑

CuO   +  H₂SO₄  =  CuSO₄  +  H₂O

2CuSO₄    +   2H₂O =  2Cu   +   O₂  +  2H₂SO₄

Cu   +   4HNO_{3(конц. )}   =  Cu(NO₃)₂  +  2NO₂↑  +  2H₂O

 

 

26.     

 H₂C₂O₄    =   CO↑   +   CO₂↑   +   H₂O

CO₂   +   Ca(OH)₂   =   CaCO₃  +  H₂O

2Cu(NO₃)₂  =2CuO   +  4NO₂↑   +  O₂↑

CuO    +   CO  = Cu   +   CO₂

 

 

27.      

Cu  +  2H₂SO_4(конц.)  =  CuSO₄  +  SO₂  +  2H₂O

SO₂   +   2KOH   =   K₂SO₃   +   H₂O

СuSO₄  +  2NaOH  =  Cu(OH)₂  +  Na₂SO₄

Cu(OH)₂  +  2HCl = CuCl₂  +  2H₂O

Понравилось это:

Нравится Загрузка…

химический элемент и его свойства, температуры кипения и плавления, цвет

Олово представляет собой мягкий металл серебристо-белого цвета. Оно настолько ковкое и податливое, что его листы толщиной в тысячную долю миллиметра можно свернуть в трубочку. Такой материал называется оловянная бумага. В периодической таблице элементов Д. И. Менделеева этому элементу соответствует номер 50, атомный вес 118,69 и знак «Sn» (с лат. станнум). Известно 10 его стабильных изотопов. Получают металл в основном из минерала касситерита, представляющего собой диоксид олова.

В основном металл в сплаве со свинцом используется для пайки. Кроме того, его используют в качестве антикоррозионного покрытия для пищевых стальных тар, поскольку оно является нетоксичным. Композиты в составе с оловом используются в качестве фунгицидов, красок, зубной пасты (SnF2) и керамики.

История элемента

Этот элемент был открыт в 1854 году Халюсом Пелегрином. Однако его использование началось задолго до этой даты на Ближнем Востоке и Балканах около 2000 лет до нашей эры. В ту эпоху была открыта бронза (сплав олова и меди), которая дала название Бронзовому Веку. Производили из бронзы оружие и орудия труда, которые были более эффективны, чем камень и кость.

В античное время производство бронзы привело к развитию торговли между различными странами. Также существуют упоминания об этом металле в Ветхом Завете. Так, в Месопотамии делали бронзовое оружие, а в Древнем Риме покрывали оловом внутреннюю поверхность медных сосудов для повышения их коррозионной стойкости.

Историческая справка

Само название «цинк» впервые было упомянуто в книге « Liber Mineralium » Парацельса. По некоторым данным оно означало «зубец». Сплав цинка с медью или латунь известен давно. Его применяли в Древней Греции, Индии и Древнем Египте, позднее материал стал известен в Китае.

В чистом виде металл удалось получить лишь в первой половине XVIII века в 1738 году в Великобритании при помощи дистилляционного способа. Его открывателем стал Уильям Чемпион. Промышленное производство началось через 5 лет, а в 1746 году в Германии химик Андреас Сигизмунд Маргграф разработал и в деталях описал собственный способ получения цинка. Он предлагал использовать метод прокаливания смеси окиси металл с углем в огнеупорных ретортах из глины без доступа воздуха. Последующая конденсация паров должна была проходить в холодильнике. Из-за подробного описания и кропотливых разработок Маргграфа часто называют первооткрывателем вещества.

В начале XIX века был найден способ выделения металла путем прокатки при 100 C о-150 C о. В начале следующего века научились добывать цинк электролитическим способом. В России первый металл получили только в 1905 году.

Общие свойства олова

Все свойства этого металла можно разделить на две большие группы: физические и химические.

Физические характеристики

Это серебристый ковкий металл, который легко окисляется при температуре окружающей среды, при этом цвет олова изменяется на темно-серый. Если согнуть пластину из этого металла, то можно услышать характерный звук, так называемый «крик олова», который возникает из-за трения между составляющими его кристаллами. Одной из ярко выраженных его характеристик является резкое ухудшение механических свойств при определенных условиях, носящее название «оловянная чума»: ниже температуры -18 °C происходит разрушение металла, и он начинает выглядеть, как серый порошок.

Чистое олово имеет две аллотропных модификации: серую и белую. Серая модификация имеет кубическую кристаллическую структуру, является полупроводником, очень хрупкая, имеет низкую плотность и стабильна при температуре ниже 13,2 °C. Белая аллотропная модификация имеет тетрагональную кристаллическую структуру, хорошо проводит электрический ток и стабильна при температурах выше 13,2 °C.

Плавится металл при относительно низкой температуре 232 °C (для сравнения: железо плавится при 1535 °C). При этом необходимо понимать, отвечая на вопрос, при какой температуре плавится олово, что плавится именно его белая аллотропная модификация. Несмотря на низкую температуру плавления, кипение металла происходит при относительно высокой температуре 2602 °C (железо кипит при 2750 °C).

Химические свойства

Наиболее важным минералом является касситерит, SnO2. Однако, в настоящее время неизвестны рудные месторождения с высоким процентным содержанием этого минерала. Большую часть касситерита в мире добывают из наносных залежей низкого качества. Именно из этого минерала получают олово в промышленных масштабах. Для этого касситерит измельчают, получая его концентрат, а затем он подвергается плавке вместе с коксом, кварцем и известью в доменной печи. После этого отливки в виде блоков проходят окончательную очистку от примесей висмута, меди и железа.

Химический элемент олово хорошо реагирует как с сильными кислотами, так и с сильными основаниями, однако относительно инертен в нейтральных растворах. Подвергается коррозии в присутствии окислительных сред, в отсутствии кислорода металл практически не подвергается коррозии. При окислении на поверхности металла образуется плотная оксидная пленка, которая защищает остальную его часть от дальнейшего окисления.

Если при растворении солей в воде образуется кислая среда, тогда в присутствии окислителей или воздуха олово вступает в реакцию. К таким солям относятся хлориды, например, алюминия и железа. Большинство неводных жидкостей, например, масла и спирты практически не вступают в реакцию с оловом. Само олово и его простые неорганические соли не являются токсичными, однако, некоторые органические композиты обладают токсичностью.

Оксид олова (II), SnO является кристаллом черно-синего цвета, который растворяется в кислотах и основаниях. Его используют для производства солей в гальванопластике и при производстве стекла. Оксид олова (IV), SnO2 представляет собой белую пыль, нерастворимую в кислотах. Его используют в качестве незаменимого компонента для окраски в розовых, желтых и коричневых керамиках, а также в диэлектриках и тугоплавких сплавов. Он является важным агентом при полировке мрамора и других декоративных камней.

Хлорид олова (II), SnCl2 является основным ингредиентом в оловянной кислоте для пайки. Хлорид олова (IV), SnCl4 используется в качестве химического ингредиента для придания веса шелковой ткани, а также для стабилизации некоторых парфюмерных продуктов и стабилизации цвета мыла, а SnF2, имеющий белый цвет и растворимый в воде, применяется в качестве добавки к зубным пастам.

Органические химические соединения на основе этого элемента — это такие соединения, в которых присутствует хотя бы одна связь олова с водородом, Sn-H, и в которых металл проявляет степень окисления +4. Органические соединения, которые нашли свое приложение в индустрии, обладают следующими химическими формулами:

• R4Sn;
• R3SnX;
• R2SnX2;
• RSnX3.

Здесь R — органическая группа, например, метил, этил, бутил и другие, а X — неорганический элемент, например, хлор, кислород, флор и другие.

Процесс плавки

В качестве источника тепла для расплавления лома используют:

• костер, над ним устанавливают подставку для плавильни;
• паяльную лампу, ее фиксируют в стационарном положении;
• газовую горелку, ей металл разогревают и снизу, и сверху, попеременно;
• кухонную плиту (газовую или электрическую).

Важно!

Емкость устанавливают так, чтобы языки пламени не выходили за площадь дна.

Плавка свинца начинается с подготовительного этапа: нужно приготовить плавильную емкость, измельчить лом. Его очищают от примесей, возможной влаги, загрязнений. Затем разрезают на небольшие кусочки ножом или ножницами по металлу. Ломать свинцовые куски сложно, они отлично гнутся. Чем мельче будет лом, тем быстрее он расплавится. Его рекомендуют закладывать в плавильную емкость постепенно. Когда кусочки загружают в расплав, снижается риск перегрева расплава до температуры летучести. Не стоит разогревать кусочки до красноватого оттенка, это сигнал, что образуют ядовитые летучие соединения.

Если для расплава используют емкость с толстыми стенками, ее предварительно прогревают. Жесть достаточно просушить. Плавильню заполняют не более, чем на половину, лучше на 1/3. Толстый слой равномерно не прогреется.

Плавильня должна устойчиво стоять на горелке, не шататься. После расплавления лома на поверхности образуется шапка шлака. Ее снимают перед розливом расплава в форму. Ее предварительно прогревают, чтобы не было резкого температурного контраста. В холодную форму расплав заливается неравномерно. На поверхности литья образуются рытвины, складки, другие дефекты.

Сплавы на основе олова

Сплавы на основе олова также известны, как белые металлы, обычно содержат в своем составе медь, сурьму и свинец. Сплавы обладают различными механическими свойствами в зависимости от их состава.

Сплавы олова со свинцом нашли свое коммерческое использование для широкого набора составов. Так, 61,9% олова и 38,1% свинца соответствуют эвтектическому составу, градус затвердевания которого составляет 183 °C. Сплавы с другим соотношением этих металлов плавятся и кристаллизуются в широком интервале температур, когда существует равновесие между твердой и жидкой фазами. При такой кристаллизации в расплаве начинают выделяться твердые сегрегации, которые приводят к образованию различных структур. Сплав эвтектического состава, так как имеет наименьшую температуру плавления, используется в качестве предохранителя от перегрева компонентов электроники.

Также существуют сплавы, в которых помимо указанных металлов присутствует небольшое количество сурьмы (до 2,5%). Основной проблемой сплавов на основе олова и свинца является их отрицательное влияние на экологию, поэтому в последнее время разрабатываются их заменители, в которых не используется свинец, например, сплавы с серебром и медью.

Сплавы олова со свинцом и сурьмой используют для декоративных украшений, а некоторые сплавы олова, меди и сурьмы используют в качестве смазки для уменьшения трения в подшипниках, благодаря их антифрикционным свойствам. Помимо вышесказанных сплавов, олово используют в бронзовых сплавах и в сплавах с титаном и цирконием.

Температура плавления стали

Представлена таблица значений температуры плавления стали распространенных марок. Рассмотрены стали для отливок, конструкционные, жаропрочные, углеродистые и другие классы сталей.

Температура плавления стали находится в диапазоне от 1350 до 1535°С. Стали в таблице расположены в порядке возрастания их температуры плавления.
Температура плавления стали — таблица

Сталь	tпл, °С	Сталь	tпл, °С
Стали для отливок Х28Л и Х34Л	1350	Коррозионно-стойкая жаропрочная 12Х18Н9Т	1425
Сталь конструкционная 12Х18Н10Т	1400	Жаропрочная высоколегированная 20Х23Н13	1440
Жаропрочная высоколегированная 20Х20Н14С2	1400	Жаропрочная высоколегированная 40Х10С2М	1480
Жаропрочная высоколегированная 20Х25Н20С2	1400	Сталь коррозионно-стойкая Х25С3Н (ЭИ261)	1480
Сталь конструкционная 12Х18Н10	1410	Жаропрочная высоколегированная 40Х9С2 (ЭСХ8)	1480
Коррозионно-стойкая жаропрочная 12Х18Н9	1410	Коррозионно-стойкие обыкновенные 95Х18…15Х28	1500
Сталь жаропрочная Х20Н35	1410	Коррозионно-стойкая жаропрочная 15Х25Т (ЭИ439)	1500
Жаропрочная высоколегированная 20Х23Н18 (ЭИ417)	1415	Углеродистые стали	1535

Источники:

1. Волков А. И., Жарский И. М. Большой химический справочник. — М: Советская школа, 2005. — 608 с.
2. Казанцев Е. И. Промышленные печи. Справочное руководство для расчетов и проектирования.
3. Физические величины. Справочник. А. П. Бабичев, Н. А. Бабушкина, А. М. Братковский и др.; Под ред. И. С. Григорьева, Е. З. Мейлихова. — М.: Энергоатомиздат, 1991. — 1232 с.

Использование элемента и его соединений

Все сферы человеческого производства, в которых прямо или косвенно используется этот элемент, перечислены ниже:

• Защита от коррозии и механического воздействия сталей и других металлов, например, при производстве консервных банок;
• Уменьшение хрупкости стекла, а также при производстве зеркал;
• В чеканных узорах на различной посуде;
• Использование в фунгицидах, красках, зубных пастах и различных пигментах.
• При получении различных сплавов, например, бронз.
• Для низкотемпературной пайки или пайки с мягким припоем;
• В составе со свинцом при производстве металлических листов для музыкальных инструментов;
• При производстве этикеток различной продукции;
• В сплавах, которые предохраняют от перегрева электрические аппараты и электронные микросхемы;
• В керамической индустрии для производства эмалей в качестве матирующего агента.
• В капсулах для закупоривания бутылок с вином. Производство таких капсул расширилось после запрета использования свинца в пищевой промышленности.

Техника безопасности

Занимаясь плавлением свинца в изолированном помещении, важно позаботиться:

• о вентиляции, необходимо принудительно нагнетать воздух вентилятором, чтобы концентрация горячего аэрозоля была минимальной, свинцовые соединения пагубно влияют на мозг, печень, почки;
• о защите органов дыхания (нужен респиратор), зрения (стоит надеть рабочие очки), одежде с длинным рукавом из натуральных материалов, синтетика при случайном попадании плавится, увеличивается площадь ожога;
• пожарной безопасности, под руками необходимо держать огнетушитель.

Жидкий свинец обладает высокой текучестью. При попадании на влажную поверхность сильно разбрызгивается. Возможны выплески расплава во время нагрева свинцового лома. В рабочей зоне необходимо убрать или изолировать легко возгораемые предметы.

Эффекты от воздействия соединений олова

Активность соединений с этим элементом, так или иначе, влияет, как на организм человека, так и на экологию.

На здоровье человека

Как уже упоминалось, наиболее опасными для здоровья человека являются органические химические соединения олова. Эти вещества широко используются в индустрии, например, при производстве красок, пластика и пестицидов для агрикультуры. Кроме того, объемы производства органических соединений с этим металлом постоянно растут несмотря на то, что известны последствия отравления ими.

Эффекты от воздействия этих веществ на человека разнообразны, все зависит от типа соединения и от индивидуальных особенностей организма. Опасность соединения коррелирует с длиной связи между металлом и водородом, чем длиннее эта связь, тем менее опасно соединение. В связи с этим, самым опасным органическим веществом считается соединение олова с тремя этиловыми группами, водородные связи которого являются относительно короткими.

Попасть в организм человека эти вещества могут через еду, воздушно-капельным путем или от простого прикосновения к ним. Известны следующие эффекты воздействия органических соединений олова на организм человека:

• При нахождении в помещении, содержащем пары этого металла, сильное раздражение верхних дыхательных путей, кожных покровов и глаз;
• Головные боли, боли в желудке и отсутствие аппетита;
• Тошнота и рвота;
• Проблемы при мочеиспускании;
• Сильное потоотделение и одышка.

Перечисленные эффекты могут привести к более серьезным последствиям:

• Депрессия;
• Проблемы с печенью;
• Нарушение работы иммунной системы;
• Повреждение хромосом клеток и недостаток красных телец в крови;
• Повреждения мозга (нарушения сна, головные боли, провалы памяти, раздраженное состояние).

На окружающую среду

Как атомы олова, так и сам металл в чистом состоянии не являются токсичными ни для одного организма на земле, в свою очередь, практически все соединения с этим элементом органического характера являются вредными. Эти соединения могут находиться в окружающей среде в течение длительного периода времени. Они являются достаточно стойкими и практически не разлагаются под воздействием микроорганизмов, благодаря своим прочным водородным связям. Насколько бы малы ни были концентрации соединений этого металла в почве и воде, ввиду сказанного выше, они постоянно растут.

Известно, что органические оловянные соединения наносят большой вред водным экосистемам, поскольку они являются ядовитыми для грибов, водорослей и фитопланктона. Фитопланктон же является важным звеном водной экосистемы, поскольку он производит кислород для всех остальных живых организмов этой системы, а также является важной частью в пищевой цепи. Токсичность соединений олова различна для разных живых существ, например, трибутиловое олово является ядовитым для рыб и грибов, в то время как самым токсичным соединением для фитопланктона является трифеноловое олово.

Также известно, что органические соединения этого элемента оказывают отрицательное влияние на рост и репродуктивную функцию животных, нарушают работу ферментов. Такие соединения накапливаются главным образом в верхних слоях почвы и воды.

Содержание в природе

Как самостоятельный элемент цинк в природе не встречается. Его можно добыть из 66 минералов, среди которых сфалерит, каламин, франклинит, цинкит, виллемит, смитсонит. Первый является наиболее распространенным источником металла, его часто называют «цинковой обманкой». Он состоит из сульфида цинка и примесей, которые придают минералу разнообразные цвета. Это осложняет его поиск и правильное определение.

Найти цинк можно в кислых и изверженных породах – во последних его немного больше. Часто металл в виде сульфида вместе со свинцом встречается в термальных водах, мигрирует в поверхностных и подземных источниках.

В живых организмах

В теле человека содержится около 2 граммов цинка, около 400 ферментов содержат его. К последним относятся ферменты, катализирующие гидролиз белков, сложных эфиров и лептидов, полимеризацию РНК и ДНК, образование альдегидов. Чистый элемент содержится в мышцах, поджелудочной железе и печени. В день мужчинам требуется 11 мг цинка, женщинам – 8 мг.

В организме цинк выполняет следующие функции:

1. Нормализует деятельность простаты;
2. Способствует метаболизму витамина Е;
3. Принимает участие в синтезе анаболических гормонов: гормоне роста, инсулине, тестостероне и других;
4. Участвует в продукции мужских гормонов и спермы;
5. Помогает расщепить алкоголь в организме.

При недостатке элемента в организме наблюдается быстрая утомляемость, раздражительность, потеря памяти, снижение зрения и веса без объективной причины, приступы аллергии, депрессивное состояние. Происходит понижение уровня инсулина и накопление в теле некоторых элементов: железа, свинца, меди, кадмия.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МАТЕРИАЛОВ

В зубопротезной технике приходится сталкиваться со следующими физическими свойствами материалов: цветом, удельным весом, температурой плавления, температурой кипения, электропроводностью, усадкой при затвердевании, теплоемкостью, теплопроводностью.

Цве1 материала. Цветом материала называется свойство отражать свет со своей поверхности. Характерным признаком при определении металла является металлический блеск. По способности создавать различные оттенки отличают один металл от другого. Цвет химически чистого металла всегда постоянный. Цвет стоматологических пластических материалов зависит от введения в их состав различных красителей.

Большинство металлов, кроме золота и меди, имеет белозато-серый цвет с различными оттенками, золото — соломенно-желтый цвет, медь—красновато-коричневый цвет. При составлении сплавов из металлов цвет сплава приобретает отличительные свойства в зависимости от пропорции введения в него того или иного металла. В зубопротезной технике имеет большое значение умение составить сплав нужного цвета. Пластмассы для базисов протезов выпускают розового цвета, а искусственные зубы из пластмассы — с оттенками естественных зубов.

При изготовлении протезов из золота припой для спаивания деталей протеза должен подходить под цвег коронок и искусственных металлических зубов, иначе он будет выделяться на фоне протеза.

Для создания нужного цвета сплава золота следует помнить, что при добавлении меди сплав принимает красноватый оттенок, а при добавлении серебра становится красновато-зеленоватым с соломенным оттенком.

В медицинской практике для изготовления инструментов подбирают металлы такого цвета, чтобы их поверхность была блестящей, белой, отражающей чистоту инструмента.

Все металлы от других материалов отличаются своим специфическим металлическим блеском. В производстве условно принято считать железо и его сплавы черными металлами, остальные металлы — цветными.

Категория цвета в стоматологии имеет косметическое значение, поэтому наиболее удовлетворительными цветами материалов должны быть такие, которые соответствовали бы окраске органов полости рта и окружающих их тканей.

Удельный вес. Для определения понятия об удельном весе вещества необходимо знать о плотности вещеетва. Плотностью вещества называется количество вещества в единице объема — масса 1 см

данного тела, выраженная в граммах.

Существует прямо пропорциональная зависимость между массой и плотностью; чем больше плотность, тем больше масса вещества. Плотность у различных веществ разная. Например, плотность воды при температуре 4° равна 1 г/см

, плотность платины — 21,5 г/см

, золота — 19,32 г/см

Исходя из плотности вещества, можно всегда найти удельный вес. Удельным весом вещества называется вес вещества, содержащегося в единице объема. Удельный вес является относительной величиной.

Чтобы определить удельный вес вещества (d), следует плотность исследуемого вещества (D) умножить на ускорение воды свободного падения (g) по формуле: d = Dg. Для удобства вычисления значения плотности вещества его сравнивают с удельным весом воды при тем-.

10,5.

пературе 4°С. Например, удельный вес серебра j~=10,5,.

19 32.

удельный вес золота —`•— =Л9,32 г/см

Все вещества имеют определенный удельный вес. По удельному весу можно определить вид материала, судить о его некоторых качествах применительно к зубному протезированию. Для определения удельного веса металла или другого какого-либо вещества или материала используется следующий способ. Исследуемое тело взвешивают на точных аналитических весах и вычисляют его объем: а) для тел правильной геометрической формы по общеизвестным формулам, например V куба = а

; б) для тел неправильной геометрической формы— гидростатическим методом, основанным на законе Архимеда. Сущность метода: по количеству вытесненной воды в мерном сосуде определяют объем. Вес, деленный на объем, является показателем плотности вещества. Плотность делят на единицу и получают удельный вес.

В зубопротезной технике по удельному весу некоторые сплавы золота можно отличить от чистого золота, платину — от серебра.

Колебание удельного веса металлов довольно большое, например, у алюминия 2,7, у железа 7,86, у серебра 10,5.

При литье деталей зубного протеза, сопоставляя удельный вес воска, из которого отмоделнрован образец деталей, с удельным весом золота, платины, можно высчитать, сколько нужно взять металла на данную отливку.

Например, вес детали из воска 0,5 г, его удельный вес 0,95—0,96 г/см

, значит, золота нужно взять в 18—19 раз больше по весу восковой детали. Пластмассы для протезов должны иметь небольшой удельный вес.

Температура плавления. Температурой плавления вещества называется такая температура, при которой вещество из твердого состояния переходит в жидкое. Металлы при плавлении переходят из кристаллического твердого вещества в жидкое.

Температура плавления у металлов сохраняется постоянной до тех пор, пока все тело, подвергающееся плавлению, не перейдет в жидкое состояние.

Под явлением плавления следует понимать изменения расположенных частиц (атомов, молекул) в веществе.

При плавлении тело теряет постоянство формы, изменяется колебательное движение атомов, молекул, нарушается сила сцепления молекул. У твердого тела сила сцепления молекул значительно выше, чем у жидкого, поэтому, чтобы перевести тело из твердого состояния в жидкое, требуется энергия, тепло. Количество теплоты, затраченной на переход вещества из твердого состояния в жидкое, называется скрытой теплотой плавления.

Количество теплоты, затраченной на единицу массы (веса) 1 г вещества при переходе из твердого состояния в жидкое при температуре плавления, называют удельной теплотой плавления. Удельная теплота плавления измеряется в калориях. Количество тепла, необходимое для плавления 1 г вещества, измеряется в малых калориях, 1 кг — в больших калориях. Большая калория — это количество тепла, необходимое для нагревания 1 кг воды на 1° (от 19,5 до 20,5°).

Удельная теплота плавления для различных металлов различная: например, для золота 16 ккал, платины 27 ккал, железа 49 ккал.

Температура плавления у различных материалов разная. Так, железо плавится при температуре 1530°С, золото — 1063°С, платина — 1773°С, олово — 232

С.

Температура плавления всегда соответствует температуре отвердевания расплавленного вещества. У некоторых аморфных тел (воск, парафин, стекло и др.) нет определенной выраженной температуры плавления. При нагревании эти вещества вначале размягчаются, а при дальнейшем повышении температуры теряют вязкость и становятся жидкими. Преимущественное большинство твердых веществ, * обладающих способностью плавиться, при плавлении расширяются, а при отвердевании сокращаются. Обратное явление наблюдается у чугуна, йода. Расширение и сокращение металлов при плавлении необходимо учитывать при литье деталей зубных протезов.

Изучение физического явления температуры плавления металлов и других материалов имеет большое практическое значение в зубопротезной технике. Знание температуры плавления потребляемых металлов и некоторых материалов позволяет подобрать нужный источник тепла для плавления. Например, для плавления золота можно использовать бензиновую горелку, а для плавления нержавеющей стали нужна вольтова дуга или электропечь, для плавления воска — обычная горелка.

В зубопротезной технике для изготовления металлических коронок и других штампованных деталей протезов применяются различные легкоплавкие сплавы. Из легкоплавких сплавов приготовляют металлические штампы.

Для составления таких сплавов берут определенные металлы (свинец, олово, висмут и др. ), имеющие близкую точку температуры плавления. При составлении сплавов металлов, зная температуру плавления каждого металла, входящего в состав сплава, следует расплавлять металлы вначале с более высокой температурой плавления, а затем последовательно с более низкой.

Для пайки деталей протезов сплав металлов, применяемый в качестве припоя, должен иметь более низкую температуру плавления, чем сплав металла, из которого изготовлен протез.

Температура кипения. Переход вещества из жидкого состояния в газообразное или парообразное под влиянием теплоты при нагревании происходит при определенной температуре. Расплавленный металл при дальнейшем нагревании с повышением температуры можно довести до состояния кипения, при этом металл перейдет постепенно в газообразное состояние.

Температура, при которой происходит кипение вещества, называется температурой кипения.

Явление кипения можно объяснить как усиление колебательных движений молекул в веществе при нагревании, при этом движение молекул вещества происходит под давлением. В момент, когда давление молекул становится равным атмосферному, начинается выделение газа или пара не только с поверхности жидкости, но и изнутри нее. В течение всего периода кипения в жидкости сохраняется постоянная температура.

Для превращения единицы массы (грамма, килограмма) вещества в газообразное, парообразное состояние требуется определенное количество тепла, выраженное в калориях. Это количество тепла называется удельной теплотой парообразования или газообразования.

При парообразовании значительно изменяется объем вещества. Например, вода, превращаясь в пар, увеличивается в объеме в 1700 раз.

Температура кипения может изменяться в зависимости от давления атмосферы над поверхностью расправленного вещества, температура кипения при уменьшении давления понижается и, наоборот, при повышении увеличивается.

Явление кипения жидкостей и металлов имеет практическое значение в зубопротезной технике. При составлении сплавов — припоев — возникает необходимость понизить температуру плавления, не изменяя основных качеств сплава; для этого, например, в золотой сплав вводят кадмий в небольшом количестве. Золото плавится при температуре 1063°, а кадмий кипит уже при температуре 778°. Спрашивается, как же ввести кадмий в золото? Если плавить одновременно, то кадмий улетучивается, а золото еще не расплавится. Существует несколько методов (см. «Кадмий»). При плавлении золота под вольтовой дугой, температура которой достигает 3000°, часть золота можно потерять, если длительно его нагревать и довести до температуры кипения.

С явлением парообразования можно сталкиваться при получении пластмассы. В медицинской практике явления кипения наблюдаются при стерилизации хирургических материалов в автоклаве, стерилизации медицинских инструментов, получении дистиллированной воды. Температура кипения определяет режим полимеризации пластмасс, получения полимеров.

Температура кипения различных металлов различная: золота 2550°, железа 2450°, платины 2450°, меди 2310°. При температуре кипения воды (100°) достигают полимеризации стоматологических пластмасс.

Медь

Зона данных | Открытие | Факты | Внешний вид и характеристики | Использование | Изобилие и изотопы | Ссылки

29

Cu

63,55

Химический элемент медь относится к переходным металлам. Оно известно с древних времен. Его первооткрыватель и дата открытия неизвестны.

Зона данных

Классификация:	Медь является переходным металлом
Цвет:	оранжево-красный
Атомный вес:	63,546
Состояние:	твердый
Температура плавления:	1084,62 или С, 1357,77 К
Точка кипения:	2560 или С, 2833 К
Электроны:	29
Протоны:	29
Нейтроны в наиболее распространенном изотопе:	34
Электронные оболочки:	2,8,18,1
Электронная конфигурация:	[Ar] 3d 10 4s 1
Плотность @ 20 или C:	8,96 г/см 3

Соединения, радиусы, проводимости»>Показать больше, в том числе: Теплота, Энергия, Окисление, Реакции,
Соединения, Радиусы, Проводимости

Атомный объем:	7,1 см 3 /моль
Структура:	fcc: гранецентрированный куб
Твердость:	3,0 месяца
Удельная теплоемкость	0,38 Дж г -1 К -1
Теплота плавления	13,050 кДж моль -1
Теплота распыления	338 кДж моль -1
Теплота парообразования	300,30 кДж моль -1
1 ст энергия ионизации	745,4 кДж моль -1
2 nd энергия ионизации	1957,9 кДж моль -1
3 rd энергия ионизации	3553,5 кДж моль -1
Сродство к электрону	118,5 кДж моль -1
Минимальная степень окисления	0
Мин. общее окисление нет.	0
Максимальная степень окисления	4
Макс. общее окисление нет.	2
Электроотрицательность (шкала Полинга)	1,95
Объем поляризуемости	6,7 Å 3
Реакция с воздухом	мягкий, вес/вт ⇒ CuO, Cu 2 О
Реакция с 15 M HNO 3	мягкий, ⇒ Cu(№ 3 ) 2 , № x
Реакция с 6 М HCl	нет
Реакция с 6 М NaOH	–
Оксид(ы)	CuO, Cu 2 O (куприт)
Гидрид(ы)	CuH
Хлорид(ы)	CuCl, CuCl 2
Атомный радиус	135 вечера
Ионный радиус (1+ ион)	91 час
Ионный радиус (2+ ион)	87 вечера
Ионный радиус (3+ ион)	68 вечера
Ионный радиус (1-ион)	–
Ионный радиус (2-ионный)	–
Ионный радиус (3-ионный)	–
Теплопроводность	401 Вт·м -1 К -1
Электропроводность	60,7 x 10 6 м -1
Температура замерзания/плавления:	1084,62 или С, 1357,77 К

Самородок природной самородной меди с вкраплениями медных минералов

Открытие меди

Доктор Дуг Стюарт

химическая реакция его руд.

Хотя можно найти лишь небольшое количество самородной меди, ее было достаточно, чтобы наши предки открыли этот металл и начали его использовать.

Медь используется людьми уже десять тысяч лет. Бусы из самородной меди, датируемые восьмым тысячелетием до нашей эры, были найдены в Турции. ⁽¹⁾

Тигли и шлаки, найденные в Европе, свидетельствуют о том, что выплавка меди (получение металла из ее руд) происходила в пятом тысячелетии до нашей эры.

Добыча и выплавка меди были обычным явлением к 4500 г. до н.э. на Балканах – в Болгарии, Греции, Сербии и Турции. ^{(2), (3)}

Медный век находится между неолитом (каменным) и бронзовым веками. Это происходило в разное время в разных культурах, когда люди начали использовать медные орудия наряду с каменными.

За медным веком последовал бронзовый век, когда люди узнали, что при добавлении олова в медь образуется более твердый металл, который к тому же легче отливается. Опять же, это произошло в разное время в разных местах мира.

Слово «медь» происходит от латинского слова «cuprum», означающего «металл Кипра», поскольку средиземноморский остров Кипр был древним источником добычи меди.

Символ элемента Cu также происходит от слова «медь».

Соединения меди горят характерным зеленым пламенем. Это хлорид меди (I).

Металлическая медь извлекается из кислого раствора нитрата меди.

Verdigris (коррозия меди) на украшениях крыши.

Внешний вид и характеристики

Вредное воздействие:

Медь необходима всем растениям и животным. Однако избыток меди токсичен.

Приготовление кислой пищи в медных кастрюлях может вызвать отравление. Медная посуда должна быть облицована для предотвращения попадания внутрь ядовитой зелени (соединений, образующихся при коррозии меди).

Характеристики:

Медь — красновато-оранжевый мягкий металл с ярким металлическим блеском.

Он податлив, пластичен и является отличным проводником тепла и электричества — только серебро имеет более высокую электропроводность, чем медь.

Медные поверхности, подвергающиеся воздействию воздуха, постепенно тускнеют и приобретают тусклый коричневатый цвет.

Если присутствуют вода и воздух, медь будет медленно подвергаться коррозии, образуя карбонатную медь, часто встречающуюся на крышах и статуях.

Использование меди

Благодаря своей превосходной электропроводности медь чаще всего используется в электрическом оборудовании, таком как проводка и двигатели.

Из-за медленной коррозии медь используется для кровли, водосточных желобов и водосточных желобов на зданиях.

Также используется в сантехнике, посуде и кухонной утвари.

Коммерчески важные сплавы, такие как латунь и бронза, производятся из меди и других металлов.

Оружейные металлы и американские монеты представляют собой медные сплавы.

Сульфат меди используется в качестве фунгицида и альгицида в реках, озерах и прудах.

Оксид меди в растворе Фелинга широко используется в тестах на наличие моносахаридов (простых сахаров).

Изобилие и изотопы

Изобилие в земной коре: 60 частей на миллион по весу, 19 частей на миллион по молям

Изобилие в Солнечной системе: 700 частей на миллиард по весу, 10 частей на миллиард по молям

Стоимость в чистом виде: $9,76 за 100 г

Стоимость, оптом: 0,66 долл. США за 100 г

Источник: Медь иногда встречается в самородном виде (т. е. в виде несвязанного металла), а также содержится во многих минералах, таких как оксид; куприт (Cu ₂ O), карбонаты; малахит (Cu ₂ CO ₃ (OH) ₂ ) и азурит (Cu ₂ (CO ₃ ) ₂ (OH) ₂ ) и сульфиды; халькопирит (CuFeS ₂ ) и борнит (Cu ₅ FeS ₄ ).

Большая часть медной руды добывается или извлекается в виде сульфидов меди. Затем медь получают плавкой и выщелачиванием. Наконец, полученная неочищенная медь очищается электролизом с нанесением покрытия на катоды из чистой меди.

Изотопы: Медь имеет 24 изотопа, период полураспада которых известен, с массовыми числами от 57 до 80. Встречающаяся в природе медь представляет собой смесь двух ее стабильных изотопов, ⁶³ Cu и ⁶⁵ Cu с естественным содержанием 69,2% и 30,8% соответственно.

Ссылки

1. Эндрю Джонс, Доисторическая Европа: теория и практика., 2008, стр. 195. Издательство Блэквелл.
2. Дуглас Уитфилд Бейли, Балканская предыстория: исключение, включение и идентичность, 2000, стр. 210. Рутледж.
3. Шарунас Милисаускас, Предыстория Европы., 2003, стр. 207. Клювер Академик/Пленум.
4. Саул С. Хаубен, Происхождение названий элементов, J. Chem. Образовательная, 1933, 10 (4), стр. 227.

Процитировать эту страницу

Для онлайн-ссылки скопируйте и вставьте одно из следующего:

  chemicool.com/elements/copper.html">Медь
 

или

 Факты о медных элементах
 

Чтобы процитировать эту страницу в научном документе, используйте следующую ссылку в соответствии с MLA:

 «Медь». Химическая периодическая таблица. Chemicool.com. 16 октября 2012 г. Интернет.
. 

Разница между медью и никелем

Ключевое различие между медью и никелем заключается в том, что медь имеет красно-оранжевый металлический блеск, тогда как никель блестит, а серебро с золотым оттенком.

И медь, и никель находятся в периоде 4 периодической таблицы химических элементов. Таким образом, они являются соседними элементами. Однако между ними есть много различий, включая их внешний вид, химические и физические свойства. Давайте обсудим некоторые детали этих двух элементов, а также различия между ними.

СОДЕРЖАНИЕ

1. Обзор и ключевые отличия
2. Что такое медь
3. Что такое никель
4. Сравнение бок о бок – медь и никель в табличной форме
5. Резюме

Что такое медь?

Медь представляет собой химический элемент, имеющий химический символ Cu и атомный номер 29. Это элемент d-блока. К тому же это металл. Имеет красно-оранжевый металлический блеск. Это один из немногих металлов, который имеет естественный цвет, кроме серого или серебристого. Этот металл очень распространен благодаря своей мягкости, ковкости, пластичности и высокой тепло- и электропроводности. Эти свойства возникают из-за его химической природы; наличие одного s-орбитального электрона поверх заполненной d-электронной оболочки.

Рисунок 01: Фитинги из меди

Стандартный атомный вес этого металла составляет 63,54. Этот металл находится в группе 11 и периоде 4 периодической таблицы химических элементов. Электронная конфигурация [Ar] 3d ¹⁰ 4s ¹ . Кроме того, этот металл относится к категории переходных металлов. Следовательно, у него есть один неспаренный электрон на самой внешней орбите. Кроме того, этот металл находится в твердом состоянии при стандартных температуре и давлении. Температура плавления и кипения составляют 084,62°C и 2562°C соответственно. Более того, наиболее распространенная степень окисления этого металла +2. Но есть и другие степени окисления; −2, +1, +3 и +4.

Медь не вступает в реакцию с водой, но вступает в реакцию с кислородом воздуха, образуя слой оксида меди. который проявляется в коричнево-черном цвете. Этот слой может предотвратить ржавчину металла. Более того, этот металл тускнеет при воздействии серосодержащих соединений. Основные области применения этого металла включают производство электрических проводов, кровли, сантехники, промышленного оборудования и т. д. Что еще более важно, медь в большинстве случаев используется в чистом виде, а не в форме сплава.

Что такое никель?

Никель — это химический элемент, имеющий химический символ Ni и атомный номер 28. Это серебристо-белый блестящий металл. И имеет легкий золотистый оттенок. Он находится в d-блоке периодической таблицы. Что еще более важно, этот металл твердый и пластичный.

Рисунок 02: Монеты из чистого никеля

Стандартный атомный вес 58,69. он находится в группе 10 и периоде 4 периодической таблицы элементов. Он относится к категории переходных металлов. Электронная конфигурация 3d ⁸ 4с ² . У него все электроны спарены друг с другом. Более того, он существует в твердом состоянии при стандартной температуре и давлении. Температура плавления и температура кипения составляют 1455°C и 2730°C соответственно. Он показывает степень окисления +2 как общую степень окисления. Другие степени окисления +4, +3, -1 и -2. Никель используется в производстве нержавеющей стали, цветных сплавов, в гальванике, в литейном производстве, а также в других областях, например, в батареях.

В чем разница между медью и никелем?

Медь представляет собой химический элемент, имеющий химический символ Cu, атомный номер 29 и стандартный атомный вес 63,54. Имеет красно-оранжевый металлический блеск. Никель, с другой стороны, представляет собой химический элемент, имеющий химический символ Ni и атомный номер 28, а стандартный атомный вес равен 58,69. Он блестящий и серебристый с золотым оттенком. В этом ключевое отличие меди от никеля. Кроме того, температура плавления и температура кипения меди составляют 084,62 °C и 2562 °C соответственно. Таким образом, основное использование меди включает производство электрических проводов, кровли, сантехники, промышленного оборудования и т. Д. В частности, медь в большинстве случаев используется в виде чистого металла, а не в виде сплава. Принимая во внимание, что температура плавления и температура кипения никеля составляют 1455 °C и 2730 °C соответственно. И его использование в производстве нержавеющей стали и других сплавов.

Приведенная ниже инфографика представляет более подробную информацию о разнице между медью и никелем в табличной форме.

Резюме – Медь против никеля

Медь и никель являются важными переходными металлами, которые мы используем во многих отраслях промышленности. Разница между медью и никелем заключается в том, что медь имеет красно-оранжевый металлический блеск, а никель — блестящий и серебристый с золотым оттенком.

Артикул:

1. «Никель». Википедия, Фонд Викимедиа, 13 августа 2018 г.  Доступно здесь  
2. «Никель». Википедия, Фонд Викимедиа, 13 августа 2018 г. Доступно здесь

Изображение предоставлено:

, Oelen, (CC BY-SA 3.0) через Commons Wikimedia

Пленительный элемент Медь | Периодическая таблица

Элемент Медь

Введение в медь

Медь элемента представляет собой металлический элемент, принадлежащий к 11-й группе периодической таблицы. Он известен своей пластичностью, проводимостью тепла и электричества и высокой пластичностью. Эти свойства делают его широко используемым элементом в промышленных продуктах. Медь встречается в природе и используется уже тысячи лет. Он назван в честь своего латинского названия cuprum.

Медь в Периодической таблице

Элемент меди имеет символ Cu и атомный номер 29. Медь является переходным металлом, стоящим на вершине группы 11 в периодической таблице, наряду с серебром и золотом. Однако все элементы 11-й группы обладают совершенно разными химическими свойствами. Подобно серебру и золоту, медь имеет очень богатый водный химический состав.

Медь расположена в d-блоке и имеет следующую электронную конфигурацию [Ar]4s ¹ 3d ¹⁰ . Он находится справа от никеля и слева от цинка в периодической таблице.

Интересные факты о меди

1. Медь обладает антимикробными свойствами. Медные поверхности защищают от передачи вируса SARS-CoV-2.
2. Существует более 570 медных сплавов; Два наиболее известных семейства медных сплавов — это латуни и бронзы.
3. Слово «медь» происходит от его первоначального описания как Cyprium aes , что означает «металл с Кипра».
4. Пенни изначально изготавливались из чистой меди; однако теперь они примерно на 97,5% состоят из цинка с тонким медным покрытием.
5. Статуя Свободы приобрела зеленый цвет благодаря окислению медного покрытия.
6. Медь обладает чрезвычайно высокой проводимостью как тепла, так и электричества.
7. Медь необходима всем живым организмам, поскольку она является ключевым компонентом комплекса дыхательных ферментов
8. Чистая медь имеет красновато-оранжевый цвет, это один из немногих металлов, который не имеет серебристо-серого цвета
9. Медный порошок можно легко изготовить добавлением алюминиевой фольги и щепотки соли в раствор сульфата меди
10. Ацетат меди можно легко приготовить в домашних условиях, добавив медь в смесь уксуса и 3% перекиси водорода. В 2008 году Агентство по охране окружающей среды (EPA) назвало медь первым антимикробным металлом. Кроме того, организация перечислила 300 медных поверхностей как антимикробные. Термин «контактное уничтожение» был придуман для обозначения процесса инактивации микробов на медных поверхностях. По словам профессора Кассандры Д. Сальгадо, это происходит из-за того, что элемент «мешает электрическому заряду клеточных мембран организмов». Исследователи заметили, что эффективность контактного глушения увеличивается с увеличением содержания меди (в сплавах), повышением температуры и относительной влажности.

    Применение меди в современном мире

    Для чего используется медь?

    Медь имеет различные промышленные применения благодаря своим металлическим свойствам. Некоторые из этих продуктов включают стержни и стержни, проволоку, трубы и трубы. Медные сплавы обладают многими свойствами, такими как коррозионная стойкость и устойчивость к биообрастанию; это делает медь подходящей и эффективной для многих применений, например, в морской среде.

    Медь также необходима для человеческого организма. Нам нужно около миллиграмма меди каждый день. Медь используется в монетах большинства стран

    История меди

    Поговорим о том, кто открыл медь. Медь была одним из первых элементов, используемых человеком, а медные артефакты датируются 9000 годом до нашей эры. В ранние века люди использовали медь в инструментах и ​​​​в декоративных целях из-за ее пластичности и долговечности. Так что, если честно, никто не знает, кто «открыл» медь.

    Ранние римляне называли медь aes Cyprium , что означает «металл с Кипра», потому что они могли добывать медь в больших количествах на Кипре. Со временем название было сокращено до 9.0611 cuprium на латыни, которое стало «медью» на английском языке.

    Химия меди – реакции и соединения

    Коррозия – окисление меди

    Металлическая медь реагирует с воздухом и водой (влагой в воздухе) с образованием карбоната меди.

    2Cu + O ₂ + CO ₂ + H ₂ O → CuCO ₃ + Cu(OH) ₂

    Так что же здесь происходит? Со временем металлическая медь окисляется на воздухе и теряет свой блеск. Медь образует оксид меди (I), а затем оксид меди (II), который затем превращается в основной карбонат меди. Этот зеленоватый слой называется патина и лучше всего видна на статуе свободы. Здесь есть хорошее объяснение. Если в воздухе есть загрязнения (например, диоксид серы), то в составе патины также будут образовываться сульфид меди и основной сульфат меди.

    Медь + кислород

    Нагретая металлическая медь при высоких температурах может реагировать с кислородом с образованием оксида меди(II) (CuO). Затем оксид меди (II) может реагировать с газообразным водородом при высоких температурах с образованием металлической меди и воды.

    2Cu + О ₂ → 2CuO

    CuO + H ₂ → Cu + H ₂ O

    Оксид меди (II) , черный порошок, также может образовываться при разложении нитрата меди (II), карбоната или гидроксид. В свежем виде он легко реагирует с кислотами с образованием соответствующей соли меди (II).

    Оксид меди

    Оксид меди (I) , Cu ₂ O имеет желтый или красный цвет в зависимости от размера частиц. Встречается в природе в виде минерала куприта. Он может быть образован в результате медленного окисления меди или восстановления раствора меди (II) мягким восстановителем. Оксид меди (I) является продуктом теста Фелинга и теста Бенедикта, которые проверяют на снижение сахара. Восстановление сахаров восстанавливает основной раствор соли меди (II), образуя ярко-красный осадок Cu 9.0239 2 O.

    Медь + вода и кислоты

    Элемент меди не вступает в реакцию с водой; это делает его пригодным для использования в промышленных продуктах, таких как трубы. Медь не взаимодействует с соляной, серной или уксусной кислотой. Однако добавление перекиси водорода вызовет реакцию меди, часто образуя смесь солей меди (I) и меди (II).

    Медь бурно реагирует с концентрированной азотной кислотой, образуя ядовитый газообразный диоксид азота. С разбавленной азотной кислотой образуется менее токсичный NO.

    галогениды меди

    фтор: Cu + F ₂ → CUF ₂

    Хлор: CU + CL ₂ → CUCL ₂

    9. → CUCL ₂ 9000 3 → CUCL ₂ 9000 3 .

    Иодид меди (II) нестабилен, и вместо этого обычно получают комбинацию элементарной меди и белого йодида меди (I).

    Соединения меди

    Медь обычно образует соединения, известные как соли меди(II), которые в растворе имеют сине-зеленый цвет. Эти соли также растворимы в воде и могут быть ядовитыми в больших количествах. Многие живые организмы имеют следовые количества соединений в качестве необходимых питательных веществ. Синий цвет меди в водном растворе обусловлен образованием иона гексааквамеди (II), Cu (H ₂ О) ₆ ²⁺ .

    Сульфат меди

    Сульфат меди(II) представляет собой неорганическое соединение с формулой CuSO ₄ . В своей пентагидратной форме это соединение представляет собой ярко-синюю соль, которая растворяется в воде в результате экзотермической реакции и разлагается в безводную форму перед плавлением.

    Безводный сульфат меди(II) представляет собой белое твердое вещество, которое образуется при дегидратации пентагидрата сульфата меди(II). Во многих тестах также используется сульфат меди (II) в качестве аналитического реагента.

    Изоляция меди

    Добавление более активного металла в раствор соединения меди может легко изолировать медь. Например, вы можете сделать медный порошок из алюминиевой фольги или медные кристаллы из куска цинка. В видео ниже мы делаем медный порошок

    Кроме того, наночастицы меди были синтезированы с использованием подхода химического восстановления. В эксперименте раствор пентагидрата сульфата меди(II), крахмал, аскорбиновую кислоту и раствор гидроксида натрия объединяют и нагревают. После охлаждения исследователи могут отфильтровать осадок из конечного раствора.

    ChemTalk Видео, показывающее, как выделить элементарную медь

    Используйте алюминиевую фольгу, чтобы сделать красивый медный порошок. Подписывайтесь на наш канал на YouTube, скоро будет еще много потрясающих видео!

    Медь Степени окисления

    Медь существует в степенях окисления +1 и +2, известных как ион меди (Cu ⁺ ) и ион меди (Cu ⁺²

    ), и гораздо реже в степени окисления +3.