Оксид меди(I)

Оксид меди(I)
Оксид меди(I)
Общие
Традиционные названия	Закись меди, гемиоксид меди, оксид димеди
Хим. формула	Cu2O
Рац. формула	Cu2O
Внешний вид	Коричнево-красные кристаллы
Физические свойства
Молярная масса	143,09 г/моль
Плотность	6,1 г/см³
Твёрдость	3,5 — 4
Термические свойства
	Энтальпия
• плавления	+64,22 кДж/моль
Химические свойства
	Растворимость
• в воде	2,4⋅10−7 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления	2,85
Структура
Кристаллическая структура	кубическая
Классификация
Рег. номер CAS	1317-39-1
PubChem	10313194
Рег. номер EINECS	215-270-7
SMILES	[Cu]O[Cu]
InChI	InChI=1S/2Cu.O/q2*+1;-2 KRFJLUBVMFXRPN-UHFFFAOYSA-N
RTECS	GL8050000
ChEBI	81908
ChemSpider	8488659
Безопасность
ЛД50	470 мг/кг
Токсичность	средняя
Фразы риска (R)	R22; R50/53
Фразы безопасности (S)	S22; S60; S61
Краткие характер. опасности (H)	H302, H410
Меры предостор. (P)	P273, P501
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 2 1
	Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
	Медиафайлы на Викискладе

Оксид меди(I) в виале

Окси́д ме́ди(I) (гемиокси́д ме́ди, окси́д диме́ди, устар. за́кись ме́ди, купри́т) — бинарное химическое соединение одновалентной меди с кислородом, амфотерный оксид (проявляет слабые кислотные свойства)

Нахождение в природе[править | править код]

Оксид меди(I) встречается в природе в виде минерала куприта (устаревшие названия: красная медная руда, стекловатая медная руда, рубиновая медь). Цвет минерала красный, коричнево-красный, пурпурно-красный или чёрный. Твёрдость по шкале Мооса 3,5 — 4^[1].

Разновидность куприта с удлиненными нитевидными кристаллами называется халькотрихит (устаревшее название: плюшевая медная руда). Кирпично-красная смесь куприта с лимонитом носит название «черепичная руда»^[2].

Физические свойства[править | править код]

Оксид меди(I) при нормальных условиях — твёрдое вещество коричнево-красного цвета нерастворимое в воде и этаноле. Плавится без разложения при 1242 °C^[2]^[3].

Оксид меди(I) имеет кубическую сингонию кристаллической решётки, пространственная группа P n3m, a = 0,4270 нм, Z = 2.

Химические свойства[править | править код]

Реакции в водных растворах[править | править код]

Оксид меди(I) не реагирует с водой. В очень малой степени (ПР = 1,2⋅10⁻¹⁵) диссоциирует:

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ H_{2}O\ \rightleftarrows \ 2Cu^{+}+\ 2OH^{-}}}

Равновесие диспропорционирования:

{\mathsf {2Cu^{+}\ \rightleftarrows \ Cu^{2+}\ +\ Cu\ +\mathbb {Q} }}

Оксид меди(I) переводится в раствор:

концентрированной соляной кислотой

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 4HCl\ \longrightarrow \ 2H[CuCl_{2}]\ +\ H_{2}O}}

концентрированной щёлочью (частично)

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 2OH^{-}\ +\ H_{2}O\ \rightleftarrows \ 2[Cu(OH)_{2}]^{-}}}

концентрированным гидратом аммиака и концентрированными растворами солей аммония

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 4(NH_{3}\cdot H_{2}O)\ \longrightarrow \ 2[Cu(NH_{3})_{2}]OH\ +\ 3H_{2}O}}

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 2NH_{4}^{+}\ \longrightarrow \ 2[Cu(H_{2}O)(NH_{3})]^{+}}}

путём окисления до солей меди(II) различными окислителями (например, концентрированными азотной и серной кислотами, кислородом в разбавленной соляной кислоте)

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 6HNO_{3}\ \longrightarrow \ 2Cu(NO_{3})_{2}\ +\ 2NO_{2}\uparrow +\ 3H_{2}O}}

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 3H_{2}SO_{4}\ \longrightarrow \ 2CuSO_{4}\ +\ SO_{2}\uparrow +\ 3H_{2}O}}

{\mathsf {2Cu_{2}O\ +\ 8HCl\ +\ O_{2}\ \longrightarrow \ 4CuCl_{2}\ +\ 4H_{2}O}}

Также оксид меди(I) вступает в водных растворах в следующие реакции:

медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II)

{\mathsf {2Cu_{2}O\ +\ 4H_{2}O\ +\ O_{2}\ \longrightarrow \ 4Cu(OH)_{2}\downarrow }}

реагирует с разбавленными галогенводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 2HHal\ \longrightarrow \ 2CuHal\downarrow +\ H_{2}O\ \ (Hal\ =\ Cl,\ Br,\ I)}}

в разбавленной серной кислоте дисмутирует на сульфат меди(II) и металлическую медь

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ H_{2}SO_{4}\ \longrightarrow \ CuSO_{4}\ +\ Cu\downarrow +\ H_{2}O}}

восстанавливается до металлической меди типичными восстановителями, например гидросульфитом натрия в концентрированном растворе

{\mathsf {2Cu_{2}O\ +\ 2NaHSO_{3}\ \longrightarrow \ 4Cu\downarrow +\ Na_{2}SO_{4}\ +\ H_{2}SO_{4}}}

Реакции при высоких температурах[править | править код]

Оксид меди(I) восстанавливается до металлической меди в следующих реакциях:

при нагревании до 1800 °C (разложение)

{\mathsf {2Cu_{2}O\ {\xrightarrow {1800\ ^{\circ }C}}\ 4Cu\ +\ O_{2}}}

при нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминием

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ H_{2}\ {\xrightarrow {>250\ ^{\circ }C}}\ 2Cu\ +\ H_{2}O}}

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ CO\ {\xrightarrow {250-300\ ^{\circ }C}}\ 2Cu\ +\ CO_{2}}}

{\mathsf {3Cu_{2}O\ +\ 2Al\ {\xrightarrow {1000\ ^{\circ }C}}\ 6Cu\ +\ Al_{2}O_{3}}}

при нагревании с серой

{\mathsf {2Cu_{2}O\ +\ 3S\ {\xrightarrow {>600\ ^{\circ }C}}\ 2Cu_{2}S\ +\ SO_{2}}}

{\mathsf {2Cu_{2}O\ +\ Cu_{2}S\ {\xrightarrow {1200-1300\ ^{\circ }C}}\ 6Cu\ +\ SO_{2}}}

Оксид меди(I) может быть окислен до соединений меди(II) в токе кислорода или хлора:

{\mathsf {2Cu_{2}O\ +\ O_{2}\ {\xrightarrow {500\ ^{\circ }C}}\ 4CuO}}

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ Cl_{2}\ {\xrightarrow {250\ ^{\circ }C}}\ Cu_{2}Cl_{2}O}}

Также, при высоких температурах оксид меди(I) реагирует:

с аммиаком (образуется нитрид меди(I))

{\mathsf {3Cu_{2}O\ +\ 2NH_{3}\ {\xrightarrow {250\ ^{\circ }C}}\ 2Cu_{3}N\ +\ 3H_{2}O}}

c оксидами щелочных металлов и бария (образуются двойные оксиды)

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ M_{2}O\ {\xrightarrow {600-800\ ^{\circ }C}}\ 2MCuO}}

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ BaO\ {\xrightarrow {500-600\ ^{\circ }C}}\ BaCu_{2}O_{2}}}

Прочие реакции[править | править код]

Оксид меди(I) реагирует с азидоводородом:

при охлаждении выпадает осадок азида меди(II)

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 5HN_{3}\ {\xrightarrow {10-15\ ^{\circ }C}}\ 2Cu(N_{3})_{2}\downarrow +\ H_{2}O\ +\ NH_{3}\uparrow +\ N_{2}\uparrow }}

при комнатной температуре в токе азидоводородной кислоты выпадает осадок азида меди(I)

{\mathsf {Cu_{2}O\ +\ 2HN_{3}\ {\xrightarrow {20-25\ ^{\circ }C}}\ 2CuN_{3}\downarrow +\ H_{2}O}}

Получение[править | править код]

Оксид меди(I) может быть получен:

нагреванием металлической меди при недостатке кислорода

{\mathsf {4Cu\ +\ O_{2}\ {\xrightarrow {>200\ ^{\circ }C}}\ 2Cu_{2}O}}

нагреванием металлической меди в токе оксида азота(I) или оксида азота(II)

{\mathsf {2Cu\ +\ N_{2}O\ {\xrightarrow {500-600\ ^{\circ }C}}\ Cu_{2}O\ +\ N_{2}}}

{\mathsf {4Cu\ +\ 2NO\ {\xrightarrow {500-600\ ^{\circ }C}}\ 2Cu_{2}O\ +\ N_{2}}}

нагреванием металлической меди с оксидом меди(II)

{\mathsf {Cu\ +\ CuO\ {\xrightarrow {1000-1200\ ^{\circ }C}}\ Cu_{2}O}}

термическим разложением оксида меди(II)

{\mathsf {4CuO\ {\xrightarrow {1026-1100\ ^{\circ }C}}\ 2Cu_{2}O\ +\ O_{2}}}

нагреванием сульфида меди(I) в токе кислорода

{\mathsf {2Cu_{2}S\ +\ 3O_{2}\ {\xrightarrow {1200-1300\ ^{\circ }C}}\ 2Cu_{2}O\ +\ 2SO_{2}}}

В лабораторных условиях оксид меди(I) может быть получен восстановлением гидроксида меди(II) (например, гидразином):

{\mathsf {4Cu(OH)_{2}\ +\ N_{2}H_{4}\cdot H_{2}O\ {\xrightarrow {100\ ^{\circ }C}}\ 2Cu_{2}O\downarrow +\ N_{2}\uparrow +\ 7H_{2}O}}

Также, оксид меди(I) образуется в реакциях ионного обмена солей меди(I) с щелочами, например:

в реакции иодида меди(I) с горячим концентрированным раствором гидроксида калия

{\mathsf {2CuI\ +\ 2KOH\ \longrightarrow \ Cu_{2}O\downarrow +\ 2KI\ +\ H_{2}O}}

в реакции дихлорокупрата(I) водорода с разбавленным раствором гидроксида натрия

{\mathsf {2H[CuCl_{2}]\ +\ 4NaOH\ \longrightarrow \ Cu_{2}O\downarrow +\ 4NaCl\ +\ 3H_{2}O}}

В двух последних реакциях не образуется соединения с составом, соответствующим формуле ${\mathsf {CuOH}}$ (гидроксид меди(I)). Образование оксида меди(I) происходит через промежуточную гидратную форму переменного состава ${\mathsf {Cu_{2}O\cdot xH_{2}O}}$ .

Окисление альдегидов гидроксидом меди(II). Если к голубому осадку гидроксида меди(II) прилить раствор альдегида и смесь нагреть , то сначала появляется жёлтый осадок гидроксида меди (I):

{\mathsf {R-CHO+2Cu(OH)_{2}\ {\xrightarrow[{}]{t}}\ R-COOH+2CuOH\downarrow +H_{2}O}}

при дальнейшем нагревании желтого осадка гидроксида меди (I) превращается в красный оксид меди (I):

{\mathsf {2CuOH\ {\xrightarrow[{}]{t}}\ Cu_{2}O+H_{2}O}}

Также, для получения Cu₂O в небольших количествах можно использовать методику:

1) Готовим 2 раствора. Раствор CuSO₄ с его массовой долей 10% и раствор NaOH с его массовой долей 20%. Также необходимо взять твёрдую глюкозу (C₆H₁₂O₆).

2) Ставим стакан с раствором CuSO₄ на плитку и добавляем глюкозу.

3) Приливаем раствор NaOH в полученную смесь и перемешиваем стеклянной палочкой или на магнитной мешалке.

4) Дать раствору отстояться, чтобы частицы осадка Cu₂O полностью осадились.

Выпадение осадка Cu₂O происходит по реакции :

{\mathsf {2CuSO_{4}\ +\ 4NaOH\ +C_{6}H_{12}O_{6}\xrightarrow {80-90\ ^{\circ }C} \ Cu_{2}O\downarrow +\ 2Na_{2}SO_{4}\ +C_{6}H_{12}O_{7}+\ 2H_{2}O}}

После реакции следует профильтровать раствор через воронку с фильтровальной бумагой или через колбу Бунзена с воронкой Бюхнера, высушить и собрать полученный осадок Cu₂O.

Применение[править | править код]

Оксид меди(I) применяется как пигмент для окрашивания стекла, керамики, глазурей; как компонент красок, защищающих подводную часть судна от обрастания; в качестве фунгицида^{[источник не указан 820 дней]}.

Обладает полупроводниковыми свойствами, используется в меднозакисных вентилях.

Токсичность[править | править код]

Оксид меди(I) — умеренно токсичное вещество: LD₅₀ 470 мг/кг (для крыс перорально). Вызывает раздражение глаз, может вызывать раздражение кожи и дыхательных путей.

Очень токсично для водной среды: LC₅₀ для Daphnia magna составляет 0,5 мг/л в течение 48 ч.

Примечания[править | править код]

↑ Куприт на webmineral.com (неопр.). Дата обращения: 7 июля 2011. Архивировано 29 июня 2017 года.
↑ ¹ ² Лидин Р.А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2006. — С. 104, 226, 464, 532, 604. — 685 с. — ISBN 5-7107-8085-5.
↑ Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — С. 148—149. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2.

Ссылки[править | править код]

Use of Copper-Based Antifouling Paint: A U.S. Regulatory Update Архивная копия от 30 августа 2021 на Wayback Machine
Antifouling Архивная копия от 30 августа 2021 на Wayback Machine

[1] Куприт на webmineral.com (неопр.). Дата обращения: 7 июля 2011. Архивировано 29 июня 2017 года.

[lam2-2] ¹ ² Лидин Р.А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2006. — С. 104, 226, 464, 532, 604. — 685 с. — ISBN 5-7107-8085-5.

[lam1-3] Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — С. 148—149. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2.

[1]

[2]

[3]

п • о • р Оксиды
H₂O
Li₂O LiCoO₂ Li₃PaO₄ Li₅PuO₆ Ba₂LiNpO₆ LiAlO₂ Li₃NpO₄ Li₂NpO₄ Li₅NpO₆ LiNbO₃	BeO											B₂O₃	С₃О₂ C₁₂O₉ CO C₁₂O₁₂ C₄O₆ CO₂	N₂O NO N₂O₃ N₄O₆ NO₂ N₂O₄ N₂O₅	O	F
Na₂O NaPaO₃ NaAlO₂ Na₂PtO₃	MgO											AlO Al₂O₃ NaAlO₂ LiAlO₂ AlO(OH)	SiO SiO₂	P₄O P₄O₂ P₂O₃ P₄O₈ P₂O₅	S₂O SO SO₂ SO₃	Cl₂O ClO₂ Cl₂O₆ Cl₂O₇
K₂O K₂PtO₃ KPaO₃	CaO Ca₃OSiO₄ CaTiO₃	Sc₂O₃	TiO Ti₂O₃ TiO₂ TiOSO₄ CaTiO₃ BaTiO₃	VO V₂O₃ V₃O₅ VO₂ V₂O₅	FeCr₂O₄ CrO Cr₂O₃ CrO₂ CrO₃ MgCr₂O₄	MnO Mn₃O₄ Mn₂O₃ MnO(OH) Mn₅O₈ MnO₂ MnO₃ Mn₂O₇	FeCr₂O₄ FeO Fe₃O₄ Fe₂O₃	CoFe₂O₄ CoO Co₃O₄ CoO(OH) Co₂O₃ CoO₂	NiO NiFe₂O₄ Ni₃O₄ NiO(OH) Ni₂O₃	Cu₂O CuO CuFe₂O₄ Cu₂O₃ CuO₂	ZnO	Ga₂O Ga₂O₃	GeO GeO₂	As₂O₃ As₂O₄ As₂O₅	SeOCl₂ SeOBr₂ SeO₂ Se₂O₅ SeO₃	Br₂O Br₂O₃ BrO₂
Rb₂O RbPaO₃ Rb₄O₆	SrO	Y₂O₃ YOF YOCl	ZrO(OH)₂ ZrO₂ ZrOS Zr₂О₃Сl₂	NbO Nb₂O₃ NbO₂ Nb₂O₅ Nb₂O₃(SO₄)₂ LiNbO₃	Mo₂O₃ Mo₄O₁₁ MoO₂ Mo₂O₅ MoO₃	TcO₂ Tc₂O₇	Ru₂O₃ RuO₂ Ru₂O₅ RuO₄	RhO Rh₂O₃ RhO₂	PdO Pd₂O₃ PdO₂	Ag₂O Ag₂O₂	Cd₂O CdO	In₂O InO In₂O₃	SnO SnO₂	Sb₂O₃ Sb₂O₄ Hg₂Sb₂O₇ Sb₂O₅	TeO₂ TeO₃	I₂O₄ I₄O₉ I₂O₅
Cs₂O Cs₂ReCl₅O	BaO BaPaO₃ BaTiO₃ BaPtO₃		HfO(OH)₂ HfO₂	Ta₂O TaO TaO₂ Ta₂O₅	WO₂Br₂ WO₂ WO₂Cl₂ WOBr₄ WOF₄ WOCl₄ WO₃	Re₂O ReO Re₂O₃ ReO₂ Re₂O₅ ReO₃ Re₂O₇	OsO Os₂O₃ OsO₂ OsO₄	Ir₂O₃ IrO₂	PtO Pt₃O₄ Pt₂O₃ PtO₂ K₂PtO₃ Na₂PtO₃ PtO₃	Au₂O AuO Au₂O₃	Hg₂O HgO (Hg₃O₂)SO₄ Hg₂O(CN)₂ Hg₂Sb₂O₇ Hg₃O₂Cl₂ Hg₅O₄Cl₂	Tl₂O Tl₂O₃	Pb₂O PbO Pb₃O₄ Pb₂O₃ PbO₂	BiO Bi₂O₃ Bi₂O₄ Bi₂O₅	PoO PoO₂ PoO₃	At
Fr	Ra		Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	Fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La₂O₂S La₂O₃	Ce₂O₃ CeO₂	PrO Pr₂O₂S Pr₂O₃ Pr₆O₁₁ PrO₂	NdO Nd₂O₂S Nd₂O₃ NdHO	Pm₂O₃	SmO Sm₂O₃	EuO Eu₃O₄ Eu₂O₃ EuO(OH) Eu₂O₂S	Gd₂O₃	Tb	Dy₂O₃	Ho₂O₃ Ho₂O₂S	Er₂O₃	Tm₂O₃	YbO Yb₂O₃	Lu₂O₂S Lu₂O₃ LuO(OH)
		Ac₂O₃	UO₂ UO₃ U₃O₈	PaO PaO₂ Pa₂O₅ PaOS	ThO₂	NpO NpO₂ Np₂O₅ Np₃O₈ NpO₃	PuO Pu₂O₃ PuO₂ PuO₃ PuO₂F₂	AmO₂	Cm₂O₃ CmO₂	Bk₂O₃	Cf₂O₃	Es	Fm	Md	No	Lr