Купрум(II) оксид

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
(Перенаправлено з Купрум (II) оксид)
Перейти до: навігація, пошук
Оксид міді (II)
CopperIIoxide.jpg
Copper(II)-oxide-unit-cell-3D-balls.png
Систематична назва Купрум (II) оксид
Ідентифікатори
Номер CAS 1317-38-0
Властивості
Молекулярна формула CuO
Молярна маса 79,745 г/моль
Зовнішній вигляд чорний порошок
Густина 6,31 г/см³
Тпл 1447 °C [1]
Розчинність (вода) нерозчинний
Розчинність (етанол) нерозчинний
Розчинність (кислоти) розчинний
Термохімія
Ст. ентальпія
утворення
ΔfHo298
-157,3 кДж/моль
Ст. ентропія So298 42,6 Дж/(моль·К)
Теплоємність, cop 42,3 Дж/(моль·К)
Небезпеки
Класифікація ЄС Шкідливо Xn Небезпечно для навколишнього середовища N
Пов'язані речовини
Інші аніони гідроксид міді (II)
Інші катіони оксид міді (I)
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д мі́ді (Купрум(ІІ) оксид) — бінарна неорганічна сполука з хімічною формулою CuO, осно́вний оксид двовалентного Купруму. Кристали чорного кольору, які у звичайних умовах досить стійкі, практично нерозчинні у воді. У природі зустрічається у вигляді мінералу тенориту (мелаконіту) чорного кольору.

Кристалічна ґратка оксиду купруму належить до типу моноклінних ґраток, з симетрією групи C2h і параметрами: a = 4.6837(5), b = 3.4226(5), c = 5.1288(6), α = 90, β = 99.54 (1), γ = 90. Атом Купруму оточений чотирма атомами Оксигену і має перекручену плоску конфігурацію[2].

Поширення у природі[ред.ред. код]

Мінерал азурит

Оксид міді є достатньо розповсюдженою копалиною. Він зустрічається як у вільному стані, так і в складі інших сполук, наприклад, карбонатів або гідроксидів міді. Найважливішими мінералами, що містять оксид міді(II), є азурит (69,24% CuO), хризокола (45,2%), малахіт.

Отримання[ред.ред. код]

Отримати оксид міді(II) можна спаленням металевої міді у надлишку кисню (при його нестачі утворюється оксид Cu2O):

\mathrm{ 2Cu + O_2 \xrightarrow{400-500^oC} 2CuO}

Також він утворюється в результаті термічного розкладання кисневмісних сполук міді(II), наприклад, гідроксиду, нітрату або карбонату:

\mathrm{ Cu(OH)_2 \xrightarrow{40-80^oC} CuO + H_2O}
\mathrm{ 2Cu(NO_3)_2 \xrightarrow{>170^oC} 2CuO+ 4NO_2 + O_2}
\mathrm{ CuCO_3 \xrightarrow{180-200^oC} CuO + CO_2}

Оксид утворюється при взаємодії міді з концентрованою сульфатною кислотою (холодною):

\mathrm{ Cu + H_2SO_4(conc.) \xrightarrow{} CuO + SO_2 + H_2O}

Хімічні властивості[ред.ред. код]

При нагріванні до 1100 °C розкладається з утворенням оксиду міді(I):

\mathrm{ 4CuO \xrightarrow{1026-1100^oC} 2Cu_2O + O_2}

Оксид купруму(II) не взаємодіє з водою. Реагує з розведеними кислотами з утворенням відповідних солей купруму(II) і води:

\mathrm{ CuO + HNO_3 \xrightarrow{} Cu(NO)_3 + H_2O}

Проявляючи амотерні властивості, при сплавленні він сполучається з осно́вними оксидами із утворенням купратів:

\mathrm{ CuO + Na_2O \xrightarrow{800-1000^oC} Na_2CuO_2 }

Із розведеними лугами оксид міді не вступає в реакцію, однак взаємодіє із концентрованими. Результуючі сполуки є комплексами, в яких атом Купруму координує 4 ліганди:

\mathrm{ CuO + 2NaOH + H_2O \xrightarrow{boiling} Na_2[Cu(OH)_4] }

Оксид повільно взаємодіє із концентрованим розчином амоніаку:

\mathrm{ CuO + NH_4OH \xrightarrow{} [Cu(NH_3)_4](OH)_2 + 3H_2O}

Оксид міді(II) може бути відновлений до металевої міді за допомогою монооксиду карбону, водню або активних металів:

\mathrm{ CuO + H_2 \xrightarrow{150-250^oC} Cu + H_2O}
\mathrm{ CuO + CO \xrightarrow{250-450^oC} Cu + CO_2}
\mathrm{ 3CuO + 2Al \xrightarrow{1000-1100^oC} Cu + Al_2O_3}

Застосування[ред.ред. код]

CuO використовують при виробництві скла і емалей для надання їм зеленого та синього забарвлення. Крім того, оксид міді застосовують у виробництві мідно-рубінового скла.

У лабораторіях застосовують для виявлення відновних властивостей речовин. Речовина відновлює оксид до металевої міді, при цьому колір стає рожевим.

Примітки[ред.ред. код]

  1. під тиском О2
  2. http://znaimo.com.ua/Оксид_міді_(II) Оксид міді

Джерела[ред.ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL): CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)