Презентация на тему "Медь" в рамках подготовки к ЕГЭ по химии

медь

I . Исторические сведения

II . Медь – химический элемент:

1) Положение меди в периодической системе

химических элементов Д.И.Менделеева

2) Строение атома.

3) Нахождение в природе

III. Медь – простое вещество

1. Состав. Строение. Свойства .

2 . Получение.

3. Химические свойства

4 . Применение

5. Биологическое значение меди.

IV. Соединения меди

VI . Качественная реакция на медь

I . Исторические сведения

Медь (англ. Copper, франц. Cuivre, нем. Kupfer) - один из первых металлов, которые человек стал применять для технических целей. В древности медь применялась в основном в виде сплава с оловом — бронзы для изготовления оружия. Периоды использования меди и бронзы ознаменовали целые эпохи культурного развития человечества под названием медный век и бронзовый век.

Латинское название меди Cuprum (древн. Aes cuprium, Aes cyprium) произошло от названия острова Кипр, где уже в III в. до н. э. существовали медные рудники и производилась выплавка меди.

Положение меди в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.

порядковый номер

группа

период

I B

Cu

4

4

29

+29

металл

4 s 1

2 s 2 2 p 6

1 s 2

3 s 2 3 p 6

3 d 1 0

1 8

1

8

2

валентные электроны

Cu 0 ─ 2e → Cu +2

Cu 0 ─ 1 e → Cu +1

Нахождение меди

в природе

Медь встречается в природе как в соединениях, так и в самородном виде. Промышленное значение имеют халькопирит CuFeS 2 , также известный как медный колчедан, халькозин Cu 2 S и борнит Cu 5 FeS 4 . Вместе с ними встречаются и другие минералы меди: ковеллин CuS, куприт Cu 2 O , азурит Cu 3 (CO 3 ) 2 (OH) 2 , малахит Cu 2 CO 3 (OH) 2 . Иногда медь встречается в самородном виде, масса отдельных скоплений может достигать 400 тонн .

Медь занимает по распространению в природе 23-е место среди всех элементов: ее массовая доля в земной коре равна 0,01%.

Физические свойства

Медь тяжелый розово-красный металл, мягкий и ковкий, плавится при температуре 1084,5°С, очень хорошо проводит электрический ток и теплоту: электрическая проводимость меди в 1,7 раза выше, чем алюминия, в 6 раз выше, чем железа, и лишь немного уступает электрической проводимости серебра

Кристаллическая решётка меди .

Получение меди

Исходным сырьем для промышленного получения меди

являются сульфидные руды. Процесс получения меди из

сульфидных руд относят к пирометаллургическим

(протекающим при повышенной температуре)

Вначале сульфид меди (например, Cu 2 S) подвергают окислительному обжигу:

Cu 2 S + 20 2 = 2CuO + S0 2

К образовавшемуся оксиду, меди (II) добавляют новую порцию сульфида. При высокой температуре протекает реакция: 2CuO + Cu 2 S = 4Сu + S0 2

Очищают медь от примесей электролитическим рафинированием.

Для этой цели в качестве анода используют медные листы , подлежащие

рафинированию, в качестве катода – пластинки чистой меди , электролита –

раствор сульфата меди ( II ). При прохождении электрического тока через

электролит медь анода растворяется, а на катоде выделяется чистая медь,

т.е. протекает электролиз с растворимым анодом.

Анод, нерафинированная

медь.

Содержащиеся в меди примеси остаются в растворе часть из них – анодный шлам – оседает на дне электролитической ванны.

Анодный шлам служит важным

источником благородных металлов

е

е

+

CuSO 4 = Cu 2+ + SO 4 2–

Cu 2+

Cu 2+ + 2e →Cu 0

На катоде :

Cu 0 − 2e → Cu 2+

На аноде :

Cu 2+

Катод,

рафинированная

медь.

примеси

Получение меди гидрометаллургическим способом.

Медную руду обрабатывают растворами серной кислоты или

или аммиака:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

CuO + 4NH 3 + H 2 O = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2

Медь, перешедшую в раствор, восстанавливают более активным металлом:

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu

[Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + Zn = Cu + [Zn(NH 3 ) 4 ](OH) 2

Химические свойства

Cu

Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn,Cr Fe Co,Sn,Pb, H 2, Hg,Ag,Au

О 2

+

+

Cu

неметаллы

H 2 SO 4 (конц.)

HNO 3

+

растворы солей

+

При комнатной температуре медь устойчива на воздухе.

При нагревании на воздухе металл покрывается черной

пленкой оксида меди ( II) . Составьте уравнение реакции.

2Cu + O 2 = 2CuO

При длительном хранении медные изделия покрываются

зеленым налетом .

2Cu + CO 2 + H 2 O + O 2 = (CuOH) 2 CO 3

Взаимодействие с неметаллами:

Медь вступает в реакции с галогенами, серой, селеном.

С водородом, углеродом, азотом медь не взаимодействует

даже при высокой температуре.

Составьте уравнение реакции меди с хлором, бромом, серой. Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные. Назовите окислитель и восстановитель.

Cu 0 + Br 2 0 = Cu +2 Br 2 –

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 1

Br 2 0 + 2e → 2Br –1 1

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисления

Br 2 – окислитель, процесс восстановления

Взаимодействие хлора с медью

Даже малоактивные металлы энергично взаимодействуют с хлором. Пучок медной проволоки, нагретый в пламени горелки помещают в цилиндр, наполненный хлором. Медь раскаляется, взаимодействует с хлором, с кончика проволоки на дно цилиндра начинает капать расплавленный хлорид меди ( II ).

Cu 0 + Cl 2 0 = Cu +2 Cl 2 –

опыт

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 1

Cl 2 0 + 2e → 2Cl –1 1

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисления

Cl 2 – окислитель, процесс восстановления

Взаимодействие серы с медью

Медь - неактивный металл. Но при повышенных температурах она активно взаимодействует с серой. Сера плавится и постепенно закипает. Пробирка наполняется бурыми парами серы. В парах серы медь загорается. Продукт взаимодействия – черный сульфид меди.

Cu + S = CuS

опыт

Взаимодействие с кислотами

В электрохимическом ряду напряжений металлов медь

расположена правее водорода. Кислоты не обладающие

окислительными свойствами, на нее не действуют, но медь

легко растворяется в кислотах-окислителях – концентрирован-

ной серной и азотной. Рассмотрите эти реакции как

окислительно-восстановительные. Назовите окислитель и

восстановитель.

0

+6

+2

+4

Cu + H 2 S O 4 → Cu SO 4 + S O 2 + H 2 O

опыт

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 2

S +6 + 4e → S +4` 1

Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисления

H 2 SO 4 (за счет S +6 ) – окислитель, процесс восстановления

0

+5

+2

Cu + HN O 3 → Cu (NO 3 ) 2 + N O 2 + H 2 O

+4

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 1

N + 5 + 1e → N +4` 2

Cu + 4 HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисление

HNO 3 – окислитель, процесс восстановление

опыт

+2

+2

0

+5

0

Cu + HN O 3 → Cu (NO 3 ) 2 + N O + H 2 O

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 3

N + 5 + 3 e → N +4 2 2

3 Cu + 8 HNO 3 = 3 Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 + 4 H 2 O

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисление

HNO 3 – окислитель, процесс восстановление

Разбавленные серная и соляная кислоты на медь не

действуют. Однако в присутствии кислорода воздуха медь

растворяется в этих кислотах с образованием солей меди (II):

2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + 2H 2 O

2Cu + O 2 + 4HCl = 2CuCl 2 + 2H 2 O

Взаимодействие с растворами солей

+ 2

+2

0

0

Cu + Hg(NO 3 ) 2 → Cu(NO 3 ) 2 + Hg

опыт

Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную и

расставьте коэффициенты.

Cu 0 ─ 2e → Cu +2 1

Hg +1 + 2e → Hg 0 1

Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Cu(NO 3 ) 2 + Hg

Cu 0 ─ восстановитель, процесс окисления

Hg(NO 3 ) 2 (за счет Hg +2 ) – окислитель, пр . восстановления

Применение меди

в электротехнике

1

теплоотводные устройства

2

производство труб

3

сплавы на основе меди

4

ювелирные сплавы

5

в архитектуре

6

другие сферы применения

7

Из-за низкого удельного сопротивления медь широко применяется в электротехнике для изготовления силовых кабелей, проводов или других проводников, например, при печатном монтаже. Медные провода, в свою очередь, также используются в обмотках энергосберегающих электроприводов и силовых трансформаторов. Для этих целей металл должен быть очень чистый

1

Другое полезное качество меди — высокая теплопроводность. Это позволяет применять её в различных теплоотводных устройствах, теплообменниках, к числу которых относятся радиаторы охлаждения, кондиционирования и отопления.

2

В связи с высокой механической прочностью, но одновременно пригодностью для механической обработки, медные бесшовные трубы круглого сечения получили широкое применение для транспортировки жидкостей и газов, во внутренних системах водоснабжения, отопления, газоснабжения, системах кондиционирования и холодильных агрегатах. В ряде стран трубы из меди являются основным материалом, применяемым для этих целей. Кроме того, трубопроводы из меди и сплавов меди широко используются в судостроении и энергетике для транспортировки жидкостей и пара.

3

В разнообразных областях техники широко используются сплавы с использованием меди, самыми широко распространёнными из которых бронза и латунь, дюралюминий ( w ( Cu) = 4 ,4%)

Медь является важным компонентом твёрдых припоев — сплавов с температурой плавления 590—880°С .

4

В ювелирном деле часто используются сплавы меди с золотом для увеличения прочности изделий к деформациям и истиранию, так как чистое золото — очень мягкий металл и нестойко к этим механическим воздействиям.

Медь применяют для изготовления украшений

5

Широко применяется медь в архитектуре. Кровли и фасады из тонкой листовой меди служат безаварийно по 100—150 лет.

6

Другие сферы применени я

Медь — самый широко употребляемый катализатор полимеризации ацетилена. Из-за этого трубопроводы из меди для транспортировки ацетилена можно применять только при содержании меди в сплаве материала труб не более 64 %.

Прогнозируемым новым массовым применением меди обещает стать её применение в качестве бактерицидных поверхностей в лечебных учреждениях для снижения внутрибольничного бактериопереноса: дверей, ручек, водозапорной арматуры, перил, поручней кроватей, столешниц — всех поверхностей, к которым прикасается рука человека.

7

Биологическая роль

Медь присутствует во всех организмах и принадлежит к числу микроэлементов, необходимых для их нормального развития. В растениях и животных содержание меди варьируется от 10 -15 до 10 -3 %. Всего в организме человека (масса тела 70 кг) содержится 72 мг меди. Основная роль меди в тканях растений и животных — участие в ферментативном катализе. Медь служит активатором ряда реакций и входит в состав медьсодержащих ферментов. Так как медь токсична, в животном организме она находится в связанном состоянии. Медь необходима для осуществления различных функций организма — дыхания, кроветворения (стимулирует усвоение железа и синтез гемоглобина), обмена углеводов и минеральных веществ. Недостаток меди вызывает болезни как растений, так и животных и человека. С пищей человек ежедневно получает 0,5-6 мг меди.

Соединения меди

оксиды

гидроксиды

соли

Соединения меди ( I )

Оксид меди ( I) красного цвета, в

природе встречается в виде минерала

куприта.

Соединения меди ( I )

Cu 2 O

Составьте формулу оксида меди ( I).

В лаборатории его получают восстановлением свежеосажденного гидроксида меди ( II) альдегидами или глюкозой.

опыт

O O

Н – С + 2 Cu(OH) 2 → H – C + Cu 2 O ↓+ 2 H 2 O

H OH

t°

O O

CH 2 ОН – ( C НОН) 4 – С + 2 Cu(OH) 2 → CH 2 ОН – ( C НОН) 4 – С +

H OH

+ Cu 2 O + 2H 2 O

t°

опыт

Получают оксид меди(I) прокаливанием металлической

меди при недостатке кислорода

4Cu + O 2 = 2 Cu 2 O

Химические свойства Cu 2 O

При нагревании без доступа воздуха разлагается на металлическую медь и оксид меди (II):

Cu 2 O = CuO + Cu

Водородом, оксидом углерода (II), алюминием оксид меди ( II) восстанавливается до металлической меди:

Cu 2 O + H 2 = 2Cu + H 2 O

Cu 2 O + CO = 2Cu + CO 2

3 Cu 2 O + 2 Al = 6 Cu + Al 2 O 3

1) В разбавленной серной и соляной кислотах растворяется только в присутствии кислорода.

2Cu 2 O + 8HCl (разб.) + O 2 = 4CuCl 2 + 4H 2 O

2) В концентрированной серной кислоте растворяется с выделением диоксида серы SO 2 .

С u 2 O + H 2 SO 4 (конц.) → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

3) В концентрированной азотной кислоте растворяется с выделением диоксида азота N O 2

Cu 2 O + HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 + H 2 O

Рассмотрите реакции 2,3 как окислительно-восстановительные. Расставьте коэффициенты. Определите окислитель, восстановитель

С u +1 2 O + H 2 S +6 O 4( конц.) → Cu +2 SO 4 + S +4 O 2 + H 2 O

С u +1 – 1е → Cu +2 2

S +6 + 2е → S +4 1

С u 2 O + 3 H 2 SO 4 = 2 CuSO 4 + SO 2 + 3 H 2 O

С u 2 O (за счёт С u +1 ) - восстановитель, процесс окисления

H 2 SO 4 (за счёт S +6 ) – окислитель, процесс восстановления

Cu 2 +1 O + HN + 5 O 3( конц.) = Cu +2 (NO 3 ) 2 + N +4 O 2 + H 2 O

С u +1 – 1е → Cu +2 1

N + 5 + 1 е → N +4 1

Cu 2 O + 6HNO 3( конц.) = 2Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O

С u 2 O (за счёт С u +1 ) - восстановитель, процесс окисления

HNO 3 (за счёт N +5 ) – окислитель, процесс восстановления

Устойчивыми соединениями меди ( I) являются

нерастворимые соединения ( CuCl, Cu 2 S ) или комплексные соединения [Cu(NH 3 ) 2 ]OH, [Cu(NH 3 ) 2 ]Cl,

которые получают растворением в концентрированном растворе аммиака оксида меди ( I), хлорида меди (I)

Cu 2 O + 4 (NH 3 · H 2 O) = 2[Cu(NH 3 ) 2 ]OH + 3Н 2 О

CuCl + 2NH 3 = [Cu(NH 3 ) 2 ]Cl

Аммиачные растворы солей меди взаимодействуют с

алкинами, например, с ацетиленом:

CH ≡ CH + 2[Cu(NH 3 ) 2 ]Cl → Cu–C≡C–Cu + 2NH 3 + 2NH 4 Cl

В окислительно-восстановительных реакциях соединения

меди ( I) проявляют окислительно-восстановительную

двойственность.

С u 2 O + H 2 → Cu + H 2 O

С u 2 O + H 2 SO 4 + KMnO 4 → CuSO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

С uCl + HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + HCl + NO 2 + H 2 O

Рассмотрите реакции как окислительно-восстановительные.

Определите окислитель, восстановитель

С u 2 +1 O + H 2 0 → Cu 0 + H 2 +1 O

С u +1 + 1е → Cu 0 2

Н 2 0 – 2е → 2Н +1 1

С u 2 O + H 2 = 2 Cu + H 2 O

С u 2 O (за счет С u +1 ) – окислитель, процесс восстановления

Н 2 – восстановитель, процесс окисления

С u 2 +1 O + H 2 SO 4 + KMn +7 O 4 →Cu +2 SO 4 + Mn +2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

2С u +1 – 2е → 2 Cu +2 5

Mn + 7 + 5 е → Mn + 2 2

5 С u 2 O + 13H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 10CuSO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +

+ 13H 2 O

С u 2 O (за счет С u +1 ) – восстановитель, процесс окисления

KMnO 4 ( за счет Mn + 7 ) – окислитель, процесс восстановления

С u +1 Cl + HN +5 O 3 → Cu +2 (NO 3 ) 2 + HCl + N +4 O 2 + H 2 O

С u +1 – 1е → Cu +2 5

N + 5 + 1 е → N + 4 1

С uCl + 3 HNO 3( конц.) = Cu(NO 3 ) 2 + HCl + NO 2 + H 2 O

С uCl (за счет С u +1 ) – восстановитель, процесс окисления

HNO 3 ( за счет N + 5 ) – окислитель, процесс восстановления

оксид меди ( II )

Кристаллы чёрного цвета, в обычных условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита

(мелаконита) чёрного цвета.

CuO

Составьте формулу оксида меди ( II).

Получение оксида меди (II)

Оксид меди ( II ) получают как при взаимодействии меди с

кислородом, так и при разложении гидроксида меди ( II ),

нитрата меди ( II ) и малахита ( CuOH ) 2 CO 3 .

Составьте уравнения реакций получения оксида меди ( II)

t°

2Cu + O 2 = 2CuO

t°

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

опыт

t°

2Cu(NO 3 ) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

t°

опыт

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

Химические свойства CuO

Оксид меди ( II ) обладает слабыми амфотерными

свойствами, т.е. взаимодействуют как с кислотами так и

со щелочами.

Составьте уравнения реакции взаимодействия CuO

c соляной, серной кислотами.

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

CuO + 2H + + Cl – = Cu 2+ + 2Cl – + H 2 O

CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O

опыт

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

CuO + 2H + + SO 4 2– = Cu 2+ + SO 4 2– + H 2 O

CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O

При сплавлении со щелочами CuO образует куприты:

CuO + 2KOH = K 2 CuO 2 + H 2 O

Взаимодействие уксусной кислоты с оксидом меди ( II)

Как и неорганические кислоты, уксусная кислота реагирует с оксидами металлов. При обычных условиях реакция идет очень медленно. При нагревании наблюдается растворение

Н оксида меди ( II ) и появление голубой окраски раствора. В пробирке образовался ацетат меди ( II ).

2 СН 3 СООН + CuO → (CH 3 COO) 2 Cu + H 2 O

опыт

Оксид меди ( II ) при нагревании взаимодействует с аминоуксусной кислотой. Раствор приобретает голубую окраску. Альфа-аминокислоты дают с медью окрашенные, очень устойчивые комплексные соли. Эти комплексные соединения очень прочны и не разрушаются под действием раствора щелочи.

опыт

Такие восстановители, как водород, аммиак, оксид

углерода (II), кокс, алюминий и другие восстанавливают

CuO до свободной меди.

Составьте уравнения реакций.

опыт

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

CuO + C О = Cu + CO 2

CuO + C ( кокс) = Cu + CO

3CuO + 2Al = 3Cu + Al 2 O 3

CuO обладает слабыми амфотерными свойствами.

При сплавлении со щелочами оксид меди ( II ) образует

купраты.

CuO + 2 KOH = K 2 CuO 2 + H 2 O

Оксид меди ( II ) растворяется в водном растворе аммиака

CuO + 4(NH 3 · H 2 O) = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 3H 2 O

Оксид меди ( II )

восстанавливается

спиртами, превращая их в

альдегиды

O

CuO + C 2 H 5 OH → CH 3 ─ C + Cu + H 2 O

H

опыт

Гидрооксид меди ( II )

Гидроксид меди(II)  — голубое аморфное или кристаллическое вещество.

Составьте формулу гидроксида меди ( II).

Cu(OH) 2

Получение гидроксида

меди (II)

Лабораторный опыт.

К раствору сульфата меди ( II ) добавляйте по каплям раствор гидроксида натрия. Образующийся в начале голубой осадок

основной соли в избытке щелочи переходит в синий гидроксид меди ( II ).

Составьте уравнения реакций получения гидроксида

меди( II ), используя сульфат меди ( II ), хлорид меди ( II ) и гидроксид натрия. Рассмотрите реакции с т.зр. ТЭД.

опыт

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Cu 2+ + SO 4 2– + 2Na + + 2OH – = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + SO 4 2–

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ↓

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + 2NaCl

Cu 2+ + 2Cl – + 2Na + + 2OH – = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl –

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 ↓

Химические свойства Cu ( O H) 2

Перечислите свойства нерастворимых оснований.

Составьте уравнения реакций гидроксида меди ( II ) с

растворами кислот (соляной и серной). Рассмотрите

реакции с точки зрения теории электролитической

диссоциации.

Cu(OH) 2 + Н 2 SO 4 = CuSO 4 + 2 H 2 O

опыт

Cu(OH) 2 + 2 Н + + SO 4 2– = Cu 2+ + SO 4 2– + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 + 2 Н + = Cu 2+ + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 + 2 Н + + 2Cl – = Cu 2+ + 2Cl – + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 + 2 Н + = Cu 2+ + 2 H 2 O

Лабораторный опыт.

Нагрейте пробирку с гидроксидом меди ( II ).

Чем вызвано изменение окраски?

Составьте уравнение реакции.

нагревание

голубая суспезия

Cu(OH) 2

черный осадок

CuO

опыт

t°

С u(OH) 2 CuO + H 2 O

Гидроксид меди ( II ) очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди. Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов меди(II) в растворе.

Cu(OH) 2 + 4NH 4 OH = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 4H 2 O

или

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2

Гидроксид меди ( II ) при нагревании окисляет альдегиды до карбоновых кислот. При этом интенсивная окраска реактива исчезает и образуется кирпично-красный осадок оксида меди ( I ).

опыт

t°

Н-СОН + 2 Cu ( OH ) 2 HCOOH + Cu 2 О + 2 H 2 O

При добавлении к глицерину , осадок гидроксида меди (II) растворяется и образуется темно-синий раствор глицерата меди (II). При добавлении гидроксида меди (II) к раствору этиленгликоля также образуется темно-синий раствор. Реакция с гидроксидом меди (II) является качественной реакцией на многоатомные спирты.

опыт

H

СН 2 – ОН СН 2 – О O– СН 2

Cu

2 СН – ОН + Cu(OH) 2 СН 2 – О O– СН 2

– 2H 2 O H

СН 2 – ОН СН 2 –О H СН 2 – OH

Соли

Сульфат меди(II) (CuSO 4 ) — белые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Однако из водных растворов, а также на воздухе хотя бы с незначительным содержанием влаги кристаллизуется голубой пентагидрат CuSO 4  · 5H 2 O — медный купорос. Благодаря этому свойству сульфат меди(II) иногда используется в качестве индикатора влажности помещения

опыт

Малахит (основной карбонат меди) – Cu 2 (OH) 2 CO 3

При нагревании до 200°С разлагается с выделением

углекислого газа и воды, превращаясь в черный оксид

меди ( II )

t°

Cu 2 (OH) 2 CO 3 2CuO + H 2 O + CO 2

опыт

Для малахита характерна растворимость в кислотах с выделением углекислого газа, а также в аммиаке, который окрашивается при этом в голубой цвет.

(CuOH) 2 CO 3 + 4 HCl = 2CuCl 2 + CO 2 + 3 H 2 O

(CuOH) 2 CO 3 + 8(NH 3 ·H 2 O) = [Cu(NH 3 ) 4 ]CO 3 + +[Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 + 8H 2 O

С глубокой древности известен способ получения из малахита свободной меди. В условиях неполного сгорания угля, при котором образуется угарный газ, происходит реакция:

2CO+(CuOH) 2 CO 3 =3CO 2 +2Cu+ H 2 O

Медь можно обнаружить по зелёно-голубой окраске пламени .