Co nereaguje s mědí?

Oblasti odbornosti: Obecná chemie Symbol: Cu Atomové číslo: 29 Skupina prvků: Přechodné kovy Relativní atomová hmotnost: 63,546a. e.m. Atomový poloměr: 135 pm Elektronegativita: 1,9 jednotek. podle Paulingovy stupnice Fyzikální stav: Pevná látka Hustota: 8,92 g/cm³ (při 20 °C) Bod tání: 1084,62 °C Bod varu: 2567 °C

Chemické prvky Chemické prvky

Měď (lat. Cuprum), Cu, chemický prvek I. skupiny krátké formy (11. skupina dlouhé formy) periodické soustavy prvků; atomové číslo 29, atomová hmotnost 63,546 a. e.m.; patří mezi přechodné kovy. V přírodě existují dva stabilní izotopy: 63 Cu (69,17 %) a 65 Cu (30,83 %); Uměle byly získány radioizotopy s hmotnostními čísly 52–80.

Od starověku až po široké používání železa hrála měď a její slitiny důležitou roli ve vývoji hmotné kultury lidstva (doba měděná, doba bronzová). Rané seznámení člověka s mědí usnadnila skutečnost, že tento kov se v přírodě vyskytuje ve volném stavu ve formě nugetů, někdy i značné velikosti, které jsou v přírodě běžnější ve srovnání s nugety jiných kovů (včetně zlata). Navíc díky své schopnosti snadno se redukovat z oxidů a uhličitanů byla měď pravděpodobně prvním kovem, který se člověk naučil redukovat z kyslíkových sloučenin obsažených v rudách. Zřejmě v různých částech světa historicky existovaly dva způsoby vývoje mědi: v některých případech se lidé nejprve seznámili s přírodní mědí, jinde měď získávali tavením oxidovaných rud. Odhady doby, kdy se měď začala používat, se velmi liší: podle posledních údajů na Blízkém východě v Anatolii na začátku 7. tisíciletí před naším letopočtem. E. byla použita hutní měď. Latinský název pro měď pochází ze jména Fr. Kypr, kde již ve 3. stol. př.n.l E. byly zde měděné doly, z nichž Římané vyváželi rudu.

Adze sekera, měď. 4 tisíce před naším letopočtem E. Maikopská mohyla. Adze sekera, měď. 4 tisíce před naším letopočtem E. Maikopská mohyla.

Prevalence v přírodě

Průměrný obsah mědi v zemské kůře je 4,7·10–3 % hmotnosti. Naprostá většina mědi (asi 80 %) je přítomna v zemské kůře ve formě sloučenin se sírou; asi 15 % mědi je ve formě sloučenin obsahujících kyslík (uhličitany, oxidy, silikáty atd.), které jsou produkty zvětrávání primárních sulfidických měděných rud. Měď tvoří více než 250 minerálů; Nejvýznamnějšími průmyslovými nerosty jsou chalkopyrit (pyrit měďnatý) CuFeS₂, covellit CuS, chalkocit (měděný lesk) Cu₂S, bornit Cu₅FeS₄, cuprit Cu₂O, malachit CuCO₃Cu(OH)₂, azurit CuCO₃· 2Cu(OH)₂. Obsah mědi v mořské vodě je 3·10–7 %, v říční vodě – 1·10–7 %. Ionty mědi transportované mořskými a oceánskými vodami jsou sorbovány spodními sedimenty, jejichž obsah mědi dosahuje 5,7·10–3 % hm. Měď je široce rozšířena v rostlinném a živočišném světě. Průměrný obsah mědi v živých organismech je 2·10–4 % hmotnosti. V tajze a dalších vlhkých klimatických podmínkách se ionty mědi poměrně snadno vyplavují z kyselých půd a je pozorován nedostatek mědi, stejně jako související choroby rostlin a zvířat. Ve stepích a pouštích (s charakteristickými slabě alkalickými půdami) jsou ionty mědi neaktivní; V oblastech ložisek mědi je jí v půdách a rostlinách nadbytek, což vede k nemocem domácích zvířat.

Prorůstání čtyřstěnných krystalů chalkopyritu na křemenném kartáči (stát Zacatecas, Mexiko). Exponát ze sbírky Národního přírodovědného muzea (Washington, USA). Smithsonova instituce. Prorůstání čtyřstěnných krystalů chalkopyritu na křemenném kartáči (stát Zacatecas, Mexiko). Exponát ze sbírky Národního přírodovědného muzea (Washington, USA). Smithsonova instituce.

Vlastnosti

Konfigurace vnějšího elektronového obalu atomu mědi je 3d 10 4s 1; ve sloučeninách vykazuje oxidační stavy +1 a +2 (nejtypičtější), zřídka +3; Paulingova elektronegativita 1,9; ionizační energie Cu →Cu + →Cu2+ →Cu3+ jsou 745,5, 1957,9 a 3555,0 kJ/mol; atomový poloměr 135 pm (empirický). Iontové poloměry v pm (koordinační čísla jsou uvedena v závorkách): Cu + 74 (4); 91(6); Cu2+ 71 (4); 87(6); Cu3+ 68 (6). Ve své kompaktní podobě je měď tvárný a tažný kov růžovočervené barvy s charakteristickým kovovým leskem při pohledu přes tenké vrstvy má zelenomodrou barvu. Krystalová mřížka je plošně centrovaná krychlová; t_pl 1084,62 °C; t_žok 2567 °C, hustota 8920 kg/m3 (20 °C). Nejdůležitější vlastnosti použité mědi jsou: vysoká tepelná vodivost – 400 W/(m·K), nízký elektrický odpor – 1,7·10 –8 Ohm·m (při 20 °C). Teplotní koeficient lineární roztažnosti je 16,5·10 –6 K –1. Měď je diamagnetická, specifická magnetická susceptibilita –0,086·10–9 m 3 /kg. Tvrdost podle Brinella 450–1100 MPa, pevnost v tahu asi 200 MPa, poměrné prodloužení 60 %, modul pružnosti 110–130 GPa. Malé nečistoty Bi a Pb způsobují červenou křehkost mědi; S a kyslík – křehkost za studena; nečistoty P, As, Al, Fe snižují elektrickou vodivost mědi; Vodík rozpuštěný v mědi výrazně zhoršuje její mechanické vlastnosti. Vzorek mědi. Foto: Zelenskaya / Shutterstock Vzorek mědi. Foto: Zelenskaya / Shutterstock Měď je chemicky neaktivní. Kompaktní kov neinteraguje se suchým vzduchem a kyslíkem při teplotách pod 185 °C; v přítomnosti vodní páry, CO₂ a SO₂ na povrchu mědi se tvoří nazelenalý povlak (patina) bazických solí – uhličitanů CuCO₃Cu(OH)₂ a sírany CuSO₄· 3Cu(OH)₂. Při zahřívání mědi na vzduchu dochází k povrchové oxidaci: při teplotách pod 375 °C vzniká CuO, v rozmezí 375–1100 °C – dvouvrstvé okují (v povrchové vrstvě je CuO, ve vnitřní vrstvě – Cu₂Ó). V přítomnosti vlhkosti reaguje chlor s mědí již při pokojové teplotě za vzniku dichloridu CuCl₂, vysoce rozpustný ve vodě. Měď reaguje s jinými halogeny (za vzniku halogenidů CuHal₂ a CuHal, kde Hal je F, Cl, Br, I), se sírou a selenem, hoří v sirných parách. Měď nereaguje s vodíkem, dusíkem a uhlíkem ani při vysokých teplotách. Rozpustnost vodíku v pevné mědi je nevýznamná (0,06 mg na 100 g mědi při 400 °C). Při průjezdu NH₃ CuN se tvoří nad horkou mědí₃. Při vysokých teplotách je měď vystavena oxidům dusíku: NO, N₂O (za vzniku Cu₂O) a NE₂ (s tvorbou CuO). Karbidy Cu₂C₃ a CuC₂ získané působením acetylenu na amoniakové roztoky solí mědi. U většiny kovů tvoří měď pevné roztoky nebo intermetalické sloučeniny. Měď je vytěsňována ze solí více elektronegativními prvky (železo se používá v průmyslu) a nerozpouští se v neoxidačních kyselinách. Měď se rozpouští v kyselině dusičné za vzniku Cu(NO₃)₂ a oxidy dusíku, v horkém koncentrovaném H₂SO₄ – s tvorbou CuSO₄ a SO₂. Cu(I) soli jsou bezbarvé, prakticky nerozpustné ve vodě, snadno oxidují, náchylné k disproporcionaci 2 C u + → C u 2 + + C u 0 2Cu^ → Cu^ + Cu^ 2 C u + → C u 2 + + C u 0 . Cu(II) soli jsou vysoce rozpustné ve vodě a jsou zcela disociovány ve zředěných kyselinách. Hydratované ionty Cu 2+ jsou modré. Cu(I) a Cu(II) soli s řadou molekul a iontů tvoří četné stabilní komplexní sloučeniny, např.₄)[CuBr₃], K₃[Cu(CN)₄], K₂[CuCl₄]. Vytvořením komplexních sloučenin lze mnoho nerozpustných solí Cu převést na roztok. Měď je součástí různých organických sloučenin mědi.

Biologická role

Měď je stopový prvek nezbytný pro udržení života rostlin a zvířat. V biochemických procesech se měď účastní jako aktivátor nebo jako součást proteinů obsahujících měď (například ceruloplasminu) a enzymů (například cytochromoxidáza). Množství mědi v rostlinách je asi 10 –4 –5·10–2 % (na sušinu), závisí na druhu rostliny a obsahu mědi v půdě. Někteří bezobratlí jsou velmi bohatí na měď (např. měkkýši – 0,15–0,26 % mědi; u většiny z nich kyslík nepřenáší hemoglobin, ale proteiny obsahující měď, hemocyaniny, které jsou účinnější v prostředí s nízkým obsahem kyslíku ). Tělo dospělého člověka obsahuje asi 100 mg mědi (nejvyšší koncentrace v játrech je asi 5 mg na 100 g sušiny). Denní potřeba je 3–5 mg. Ionty mědi se podílejí na mnoha fyziologických procesech – stimulují hematopoetickou funkci kostní dřeně, ovlivňují metabolismus sacharidů a minerálů. Při nedostatku mědi v těle se rozvíjí anémie, je narušena tvorba kostí a pojivové tkáně; nadměrné hromadění mědi způsobuje dysfunkci jater, dýchacích cest, selhání ledvin atd. Všechny soli mědi jsou toxické; dráždí sliznice, ovlivňují gastrointestinální trakt, způsobují nevolnost, zvracení a onemocnění jater. Při vdechování měděného prachu dochází k chronické otravě.

Příjem

Většina kovové mědi se získává ze sulfidových rud, které obvykle obsahují 0,5–1,2 % mědi. Rozemletá ruda se podrobí flotační koncentraci; výsledný koncentrát obsahuje až 15 % mědi. Hlavní způsob získávání mědi z koncentrátů je pyrometalurgický, při kterém se koncentrát po obohacení podrobí oxidačnímu pražení při 1400 °C: C u F e S 2 + O 2 = C u 2 S + 2 F e S + SO 2 CuFeS_ + O_ = Cu_S + 2FeS + SO_ C u F e S 2 ​ + O 2 ​ = C u 2 ​ S + 2 F e S + S2; 2 F e S + 3 O 2 = 2 F e O + 2 SO 2 2FeS + 3O_ = 2FeO + 2SO_ 2 F e S + 3 O 2 = 2 F e O + 2 SO 2 ​. Při pražení se přebytek S odstraňuje ve formě plynů obsahujících 5–8 % SO₂ a používá se k výrobě H₂SO₄. Vypalování se provádí v pecích s fluidním ložem za použití tryskače obohaceného O₂ (24–26 % O₂), bez nákladů na uhlíkové palivo. Poté se kalcinovaný koncentrát roztaví (v reflexních pecích) na kamínek, přičemž se do taveniny přidá oxid křemičitý, aby se navázal oxid železa: F e O + S i O 2 = F e S i O 3 FeO + SiO_ = FeSiO_ F e O + Si2 = FeSi3. Výsledná struska je FeSiO₃ – plave nahoru a průběžně se vyjímá z trouby. Mat zbývající ve spodní části (slitina Cu₂S, FeS a další sulfidy kovů, obohacené o Cu₂S) podroben tavení kyslíkem v konvertoru; v tomto případě se zbývající sulfid železa FeS oxiduje na oxid a v důsledku přidání oxidu křemičitého je z procesu odstraněn ve formě FeSiO₃. Sulfid měďnatý Cu₂S je částečně oxidován na oxid Cu₂O. V konvertoru (bez foukání) dochází k interakci Cu₂O a Cu₂S zbývající v tavenině: 2 C u 2 O + C u 2 S = 6 C u + SO 2 2Cu_O + Cu_ S= 6Cu + SO_ 2 C u 2 ​ O + C u 2 ​ S = 6 C u + SO 2 . Výsledná „blistrová“ měď obsahuje 90–95 % hlavní složky a podléhá dalšímu čištění požární rafinací oxidací nečistot různých kovů. Z výsledné „červené“ mědi (95–98 % hlavní složky) jsou odlévány anody používané pro elektrolytickou rafinaci mědi. Jako elektrolyt se používá vodný roztok síranu měďnatého CuSO.₄; Jako katoda slouží tenké pláty čisté mědi. Během procesu elektrolýzy se na katodách ukládá vysoce čistá „elektrolytická“ měď (99,99 %), nečistoty se shromažďují ve formě anodového kalu, který obsahuje cenné nečistoty – kovové Ag, Au, Pt a také značné množství chalkogenidy mědi Cu₂S, Cu₂Se, Cu₂Podléhá průmyslovému zpracování. Spolu s pyrometalurgickým způsobem získávání mědi mají velký význam hydrometalurgické metody (zejména u nekvalitních oxidovaných a přírodních rud), založené na selektivním rozpouštění surovin obsahujících měď ve zředěných roztocích H.₂SO₄ nebo NH₃ následuje izolace mědi z roztoku (elektrolyticky nebo vysrážením železem). Velký význam má zpracování druhotných surovin, ze kterých se získává více než 30 % mědi vyrobené v řadě zemí. Světová produkce mědi 25,3 milionů tun/rok (2020).

přihláška

Použití mědi v průmyslu je spojeno především s její vysokou tepelnou a elektrickou vodivostí a tažností. Až 50 % mědi se používá v elektrotechnice (výroba vodičů, kabelů, přípojnic, kontaktů a dalších vodivých částí elektrických instalací). Všechny nečistoty snižují elektrickou vodivost mědi, proto se v elektrotechnice používá kov obsahující minimálně 99,99 % hlavní složky. Vysoká tepelná vodivost a antikorozní vlastnosti umožňují vyrábět z mědi části výměníků tepla, kryogenních instalací, vakuových zařízení atd. Více než 30 % mědi se používá ve formě slitin, z nichž nejvýznamnější jsou bronz , mosaz, cupronickel. Ve formě fólie se měď používá v radioelektronice. Asi 10–12 % mědi (převážně ve formě solí) se používá k přípravě barev, insekticidů, mikrohnojiv, katalyzátorů oxidačních procesů, v lékařství (antiseptika a adstringenty), dále v kožedělném a kožešinovém průmyslu, při výrobě umělého hedvábí. Měď a její slitiny se používají k výrobě mincí, šperků, nádobí, kovaných, litých a jiných uměleckých výrobků. Zimina Galina Vladimirovna. První publikace: Velká ruská encyklopedie, 2011.

Publikováno 2. června 2022 v 17:12 (GMT+3). Naposledy aktualizováno 25. dubna 2023 v 13:20 (GMT+3). Kontaktujte redakci

Vlastnosti kovů se začínají studovat v hodinách chemie v 8.–9. V tomto materiálu budeme podrobně analyzovat chemické vlastnosti této skupiny prvků a na konci článku najdete praktický cheat list pro zapamatování.

20 2021 декабря

· Aktualizováno 6. prosince 2024

Kovy – jedná se o chemické prvky, jejichž atomy jsou schopny darovat elektrony z vnější energetické hladiny, přeměnit se na kladné ionty (kationty) a projevovat redukční vlastnosti.

Při redoxních reakcích mohou kovy pouze darovat elektrony, protože jsou silnými redukčními činidly. Úlohou oxidačních činidel jsou jednoduché látky – nekovy (kyslík, fosfor) a složité látky (kyseliny, soli atd.).

Kovy se v přírodě vyskytují ve formě jednoduchých látek a sloučenin. Aktivita kovu v chemických reakcích se určuje pomocí elektrochemické řady, kterou navrhl ruský vědec N. N. Beketov. Na základě chemické aktivity se kovy dělí do tří skupin.

Série kovových aktivit

Kovy se střední aktivitou

Doporučujeme vám přečíst si náš článek o Butlerovově teorii, který podrobně vysvětluje chemickou strukturu organických sloučenin.

Obecné chemické vlastnosti kovů

Interakce s nekovy

Alkalické kovy reagují poměrně snadno s kyslíkem, ale každý kov vykazuje svou vlastní individualitu:

• oxid tvoří pouze lithium 4Li + O₂ = 2 Li₂O
• sodík tvoří peroxid 2Na + O₂ = Na₂O₂
• draslík, rubidium a cesium – superoxid K + O₂ = KO₂

Jiné kovy tvoří oxidy s kyslíkem:

2Zn+O₂ = 2ZnO (při zahřátí)

Kovy, které se nacházejí nalevo od vodíku v řadě aktivit, vytvářejí rez, když se dostanou do kontaktu se vzdušným kyslíkem. Železo dělá například toto:

S halogeny tvoří kovy halogenidy:

Měděný prášek reaguje s chlórem a bromem (v éteru):

Při interakci s vodíkem se tvoří hydridy:

Interakce se sírou vede k tvorbě sulfidů (při zahřátí dochází k reakcím):

Reakce s fosforem pokračují, dokud se nevytvoří fosfidy (při zahřívání):

Hlavním produktem interakce kovu s uhlíkem je karbid (při zahřívání dochází k reakcím).

Z kovů alkalických zemin s uhlíkem tvoří karbidy lithium a sodík:

Draslík, rubidium a cesium netvoří karbidy, mohou tvořit inkluzní sloučeniny s grafitem:

Z kovů skupiny IA snadno reaguje s dusíkem pouze lithium. Reakce probíhá při teplotě místnosti za vzniku nitridu lithného:

Interakce s vodou

Všechny kovy skupiny IA a IIA reagují s vodou, což má za následek tvorbu rozpustných bází a uvolňování H2. Lithium reaguje klidně, plave na hladině vody, sodík se často vznítí a draslík, rubidium a cesium reagují explozivně:

Kovy střední aktivity reagují s vodou pouze tehdy, je-li kov zahřát na vysoké teploty. Výsledkem této reakce je vznik oxidu.

Neaktivní kovy s vodou neinteragují.

Interakce s kyselinami

Pokud se kov nachází v řadě aktivit nalevo od vodíku, pak se vodík vytěsní ze zředěných kyselin. Toto pravidlo funguje, pokud se při reakci s kyselinou vytvoří rozpustná sůl.

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

Při interakci s oxidujícími kyselinami, například kyselinou dusičnou, vzniká produkt redukce kyseliny, i když průběh reakce je také nejednoznačný.

Kovy skupiny IA:

Kovy skupiny IIA

Kovy jako železo, chrom, nikl, kobalt za studena s kyselinou sírovou nereagují, ale při zahřátí je reakce možná.

Interakce se solemi

Kovy jsou schopny vytlačit jiné kovy ze solných roztoků, které jsou v řadě napětí vpravo, a mohou být vytlačeny kovy umístěnými vlevo:

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Toto pravidlo neplatí pro kovy skupin IA a IIA, protože reagují s vodou.

Reakce mezi kovem a solí méně aktivního kovu je možná, pokud jsou soli – jak ty, které reagují, tak ty vzniklé jako výsledek – rozpustné ve vodě.

Interakce s amoniakem

Alkalické kovy reagují s amoniakem za vzniku amidu sodného:

Interakce s organickými látkami

Kovy skupiny IA reagují s alkoholy a fenoly, které v tomto případě vykazují kyselé vlastnosti:

Mohou také reagovat s halogenalkany, halogenovanými areny a dalšími organickými látkami.

Při studiu chemických vlastností kovů je důležité vzít v úvahu jejich reakce s různými typy oxidů. Kovy například často reagují se zásaditými oxidy, tvoří soli a uvolňují plyny.

Interakce kovů s oxidy

Kovy při vysokých teplotách se vyznačují redukcí nekovů nebo méně aktivních kovů z jejich oxidů.

3Ca + Cr₂O₃ = 3CaO + 2Cr (kalciotermie)

Otázky pro sebeovládání

1. S čím reagují neaktivní kovy?
2. S čím jsou spojeny redukční vlastnosti kovů?
3. Je pravda, že alkalické kovy a kovy alkalických zemin snadno reagují s vodou za vzniku alkálií?
4. Metodou elektronické rovnováhy seřaďte koeficienty v reakční rovnici podle schématu: Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
5. Jak reagují kovy s kyselinami?

Jaké povolání vám vyhovuje? Zjistěte to za 10 minut!

Získejte další výhody od Skysmart:

• Připravte se na OGE s A.
• Připravte se na sjednocenou státní zkoušku s vysokým skóre.
• Přihlaste se do bezplatných kurzů pro děti.
• Řešte úkoly v bezplatném simulátoru Unified State Exam.

Shrnout

Jejich chemické vlastnosti závisí na aktivitě kovů. Jednoduché látky — kovy — jsou redukčními činidly při redoxních reakcích. Podle pozice kovu v elektrochemické řadě lze posoudit, jak aktivně je schopen vstupovat do chemických reakcí (tj. jak silně kov vykazuje redukční vlastnosti).

Nakonec sdílíme tabulku, která vám pomůže zapamatovat si, s čím kovy reagují, a připravit se na váš chemický test.

Tabulka „Chemické vlastnosti kovů“

Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb

Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Snížení schopnosti kovů ve volném stavu

Zvyšování zprava doleva

Interakce kovů s kyslíkem

Při normální teplotě rychle oxiduje

Při normální teplotě nebo zahřátí pomalu oxiduje

Interakce s vodou

Uvolňuje se vodík a tvoří se hydroxid

Při zahřívání se uvolňuje vodík a tvoří se oxidy

Vodík se z vody nevytlačuje

Interakce s kyselinami

Vytěsněte vodík ze zředěných kyselin (kromě HNO₃)

Nevytěsňuje vodík ze zředěných kyselin

Reagujte s koncentrovanou kyselinou dusičnou a sírovou

Nereagují s kyselinami, rozpouštějí se v aqua regia

Interakce se solemi

Nemůže vytěsnit kovy ze solí

Aktivnější kovy (kromě alkalických kovů a kovů alkalických zemin) vytěsňují méně aktivní kovy ze svých solí

Interakce s oxidy

Kovy (při vysokých teplotách) se vyznačují redukcí nekovů nebo méně aktivních kovů z jejich oxidů