Соединения меди.
1. Cu+1. В растворе данная степень окисления у меди является неустойчивой, аквакомплексы практически не образуются, но она стабилизируется путем комплексообразования или в нерастворимых соединениях с прочной кристаллической решеткой. Растворимые в воде соли меди (I) диспропорционируют: Cu2SO4 → Cu↓ + CuSO4, то есть, Cu2O + H2SO4 = Cu + CuSO4 + H2O, но Cu2O + 2HCl = 2CuCl↓ + H2O. Cu2O – амфотерный оксид оранжевого или красного цвета. В воде не растворяется, но во влажном воздухе окисляется: 2Cu2O + 4H2O + O2 = 4Cu(OH)2, при этом цвет меняется на голубой. С кислотами оксид меди (I) реагирует как основной, как кислотный, он неохотно, реагирует с концентрированными растворами щелочей и сплавляется с оксидами щелочных металлов: Cu2O + 2NaOH + H2O = 2Na[Cu(OH)2]; Cu2O + Na2O = 2NaCuO2 – сплавление. Последнее соединение называется купрат (I) натрия. CuOH – неустойчивое основание желтого цвета. Образуется при восстановлении Cu2+ на холоду, например, RCOH + 2Cu (OH)2 = RCOOH + 2CuOH↓ +H2O. Но при нагревании или при попытке получить его по обменной реакции в водном растворе получается осадок Cu2O. В частности, качественной реакцией на альдегиды и восстанавливающие сахара является появление красного осадка Cu2O при их взаимодействии с гидроксидом меди (II) при нагревании:, RCOH + 2Cu (OH)2 = RCOOH + Cu2O↓ + 2H2O. Соли и комплексные соединения. В отличие от CuOH, гидроксид диамминмеди (I) является устойчивым соединением. В водном растворе он полностью диссоциирует: Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2]+ + 2OH-. CuCl, CuBr, CuJ, CuCN – нерастворимые в воде кристаллы белого цвета, получающиеся по обменным или окислительно-восстановительным реакциям. Из-за комплексообразования они легко растворяются в растворах галогеноводородных кислот, соответствующих солей и в растворе аммиака: CuCl + 2NH3 = [Cu(NH3)2]Cl; CuCl + HCl = H[CuCl2]; Cu2O + 4HCl = 2H[CuCl2] + H2O, CuJ + KJ = K[CuJ2]. Комплексные частицы могут быть разрушены с повторным выпадением осадка. Движущей силой таких реакций является либо образование более прочного, чем комплексная частица, соединения одновалентной меди, например, Cu2S, либо активное взаимодействие нового реагента с лигандами, например, NH3 + H+ = NH4+: 2[Cu(NH3)2]Cl + Na2S = Cu2S↓ + 2NaCl + 4NH3↑; 2[Cu(NH3)2]Cl + 2H2S = Cu2S↓ + 2NH4Cl + (NH4)2S; [Cu(NH3)2]Cl + 2HCl = CuCl↓ + 2NH4Cl. Растворимые формы меди (I) взаимодействуют с алкинами с концевой тройной связью, давая нерастворимые ацетилениды меди (I). Так как алкины – очень слабые кислоты, их соли могут быть легко разрушены сильными кислотами. Если кислоты одновременно являются окислителями или образуют растворимые соли меди (I), то происходит окисление или диспропорционирование Cu1+: RCCH + [Cu(NH3)2]Cl = RCCCu↓ + NH4Cl + NH3↑; 2RCCCu + H2SO4 = 2RCCH + CuSO4 + Cu; 2RCCCu + 3H2SO4 (конц) = 2RCCH + 2CuSO4 + SO2↑ + 2H2O; RCCCu + HCl = RCCH + CuCl↓. Так как соединения меди (I) менее устойчивы, чем соединения меди (II), они могут окисляться даже кислородом воздуха: 4CuCl + O2 + 2H2O = 4Cu(OH)Cl, при этом белый осадок становится голубым, что характерно уже для двухвалентной меди. 2. Cu+2. Это устойчивая степень окисления для меди. В водном растворе образуются аквакомплексы: [Cu(H2O)4]2+ или [Cu(H2O)6]2+, последний предпочтительнее. Аквакомплексы придают растворам соединений меди (II) голубой цвет. В осадок большинство солей и гидроксид двухвалентной меди выпадают в виде кристаллогидратов, поэтому голубой цвет сохраняется, несмотря на то, что безводные соединения чаще белого цвета. Прочность аквакомплекса приводит к тому, что он является слабой катионной кислотой. Обмен протоном с молекулами воды является проявлением довольно сильного гидролиза солей меди (II) по катиону: [Cu(H2O)6]2+ + H2O = H3O+ + [Cu(H2O)5(OH)]+. При взаимодействии растворимых солей меди (II) и карбонатов щелочных металлов гидролиз приобретает необратимый характер, во-первых, из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону, во-вторых, из-за малой растворимости продукта первой стадии гидролиза – основного карбоната меди: 2CuCl2 + 2K2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3↓ + CO2↑ + 4KCl. CuO. Это вещество черного цвета, является основным оксидом с примесью амфотерности, которая выражается в возможности сплавления с оксидами щелочных металлов: Na2O + Cu2O = 2NaCuO. При нагревании до температуры красного каления разлагается на оксид меди (I) и кислород: 4CuO = 2Cu2O + O2↑. Оксид меди (II) можно получить при прокаливании ряда соединений меди: основного карбоната, нитрата, основания. Cu(OH)2 – нерастворимое основание голубого цвета, также имеет признаки амфотерности, реагирует с концентрированными щелочами и сплавляется с оксидами щелочных металлов. Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4] – тетрагидроксокупрат (II) натрия, вещество синего цвета. При разбавлении водой разрушается: Na2[Cu(OH)4] + (H2O) = Cu(OH)2↓ + 2NaOH. Путем сплавления можно получить Na2CuO2, BaCuO2. Катион двухвалентной меди образует с молекулами аммиака комплексный ион, который имеет большую константу устойчивости, чем аквакомплекс. Поэтому при пропускании аммиака через раствор соединений меди (II) наблюдается изменение цвета с голубого на темно-синий – цвет амминокомплекса. Комплексообразование является причиной того, что гидроксид меди растворяется в растворе аммиака: Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2. Cu2+ - сильный окислитель,поэтому не существуют иодид, цианид и сульфит двухвалентной меди, попытки получить их по обменной реакции приводят к окислению соответствующих анионов и восстановлению меди: 2CuSO4 + 4KJ = 2K2SO4 + 2KJ + J2↑ 2Cu(NO3)2 + 4KCN = 2CuCN↓ + (CN)2↑ + 4KNO3 или Cu(NO3)2 + 6KCN = 2K[Cu(CN)2] + (CN)2↑ + 4KNO3; CuCl2 + Na2SO3 + H2O = 2CuCl↓ + Na2SO4 + 2HCl, 2CuCl2 + SO2 + 2H2SO4 = 2H[CuCl2] + H2SO4, но CuSO4 + SO2 + 2H2O = Cu↓ + 2H2SO4, так как первоначально образующаяся растворимая соль меди (I) диспропорционирует: Cu2SO4 = Cu↓ + CuSO4. Окислительные свойства меди (II) проявляются также в следующих реакциях: CuO + NH3 = Cu + N2↑ + H2O(при нагревании); 2CuSO4 + 2NH2OH + 4NaOH = Cu2O↓ + N2↑ + 2Na2SO4 + 5H2O. Качественная реакция на альдегиды уже упоминалась. При нагревании CuO также окисляет первичные и вторичные спирты до карбонильных соединений.
|
