Оксид меди(I)

Оксид меди(I)
Систематическое название	Оксид меди(I)
Другие названия	Закись меди, гемиоксид меди, оксид димеди
Химическая формула	Cu2O
Внешний вид	Коричнево-красные кристаллы
Свойства
Молярная масса	143,09 г/моль
Температура плавления	1242 °C (1515.15 К)
Температура разложения	1800 °C (2073.15 К)
Плотность	6,1 г/см³
Показатель преломления	2,85
Твёрдость по Моосу	3,5 — 4
Растворимость в воде	2,4·10−7 г/100 мл
Произведение растворимости	1,2·10−15
Токсикологические данные
LD50	470 мг/кг
ПДК	0,1 мг/м3(в воздухе рабочей зоны); 0,003 мг/м3(в атмосфере); 0,1 мг/л (в воде)
Структура
Кристаллическая решётка	кубическая
Термодинамические свойства
Стандартная энтальпия образования	−171 кДж/моль
Энтальпия плавления	+64,22 кДж/моль
Стандартная молярная энтропия	+92 Дж/(моль·К)
Стандартная энергия образования Гиббса	−148 кДж/моль
Классификация
Регистрационный номер CAS	1317-39-1
Регистрационный номер EC	215-270-7
Код SMILES	[Cu]O[Cu]
Безопасность
R-фразы	R22; R50/53
S-фразы	S22; S60; S61
H-фразы	H302; H410
P-фразы	P273; P501
Символы опасности
Символы опасности СГС
Где это не указано, данные приведены при стандартных условиях (25 °C, 100 кПа).

Окси́д ме́ди(I) (гемиокси́д ме́ди, окси́д диме́ди, устар. за́кись ме́ди) — химическое вещество с формулой $\mathsf{Cu_2O}$. Соединение меди с кислородом, амфотерный оксид. Кристаллическое вещество коричнево-красного цвета. В природе встречается в виде минерала куприта.

Нахождение в природе

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

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.^[4]

Химические свойства

Реакции в водных растворах

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

$\mathsf{Cu_2O\ +\ H_2O\ \rightleftarrows\ 2Cu^+ +\ 2OH^-}$

Оксид меди(I) переводится в раствор:

• концентрированной соляной кислотой

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 4HCl\ \longrightarrow\ 2H[CuCl_2]\ +\ H_2O}$

• концентрированной щёлочью (частично)

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 2OH^-\ +\ H_2O\ \rightleftarrows\ 2[Cu(OH)_2]^-}$

• концентрированным гидратом аммиака и концентрированными растворами солей аммония

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 4(NH_3 \cdot H_2O)\ \longrightarrow\ 2[Cu(NH_3)_2]OH\ +\ 3H_2O}$

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 2NH_4^+\ \longrightarrow\ 2[Cu(H_2O)(NH_3)]^+}$

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

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 6HNO_3\ \longrightarrow\ 2Cu(NO_3)_2\ +\ 2NO_2 \uparrow +\ 3H_2O}$

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 3H_2SO_4\ \longrightarrow\ 2CuSO_4\ +\ SO_2 \uparrow +\ 3H_2O}$

$\mathsf{2Cu_2O\ +\ 8HCl\ +\ O_2\ \longrightarrow\ 4CuCl_2\ +\ 4H_2O}$

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

• медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II)

$\mathsf{2Cu_2O\ +\ 4H_2O\ +\ O_2\ \longrightarrow\ 4Cu(OH)_2 \downarrow}$

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

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 2HHal\ \longrightarrow\ 2CuHal \downarrow +\ H_2O\ \ (Hal\ =\ Cl,\ Br,\ I)}$

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

$\mathsf{Cu_2O\ +\ H_2SO_4\ \longrightarrow\ CuSO_4\ +\ Cu \downarrow +\ H_2O}$

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

$\mathsf{2Cu_2O\ +\ 2NaHSO_3\ \longrightarrow\ 4Cu \downarrow +\ Na_2SO_4\ +\ H_2SO_4}$

Реакции при высоких температурах

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

• при нагревании до 1800 °C (разложение)

$\mathsf{2Cu_2O\ \xrightarrow{1800\ ^\circ C}\ 4Cu\ +\ O_2}$

• при нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминием

$\mathsf{Cu_2O\ +\ H_2\ \xrightarrow{>250\ ^\circ C}\ 2Cu\ +\ H_2O}$

$\mathsf{Cu_2O\ +\ CO\ \xrightarrow{250-300\ ^\circ C}\ 2Cu\ +\ CO_2}$

$\mathsf{3Cu_2O\ +\ 2Al\ \xrightarrow{1000\ ^\circ C}\ 6Cu\ +\ Al_2O_3}$

• при нагревании с серой

$\mathsf{2Cu_2O\ +\ 3S\ \xrightarrow{>600\ ^\circ C}\ 2Cu_2S\ +\ SO_2}$

$\mathsf{2Cu_2O\ +\ Cu_2S\ \xrightarrow{1200-1300\ ^\circ C}\ 6Cu\ +\ SO_2}$

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

$\mathsf{2Cu_2O\ +\ O_2\ \xrightarrow{500\ ^\circ C}\ 4CuO}$

$\mathsf{Cu_2O\ +\ Cl_2\ \xrightarrow{250\ ^\circ C}\ Cu_2Cl_2O}$

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

• с аммиаком (образуется нитрид меди(I))

$\mathsf{3Cu_2O\ +\ 2NH_3\ \xrightarrow{250\ ^\circ C}\ 2Cu_3N\ +\ 3H_2O}$

• c оксидами щелочных металлов и бария (образуются двойные оксиды)

$\mathsf{Cu_2O\ +\ M_2O\ \xrightarrow{600-800\ ^\circ C}\ 2MCuO}$

$\mathsf{Cu_2O\ +\ BaO\ \xrightarrow{500-600\ ^\circ C}\ BaCu_2O_2}$

Прочие реакции

Оксид меди(I) реагирует с азидоводородом:

• при охлаждении выпадает осадок азида меди(II)

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 5HN_3\ \xrightarrow{10-15\ ^\circ C}\ 2Cu(N_3)_2 \downarrow +\ H_2O\ +\ NH_3 \uparrow +\ N_2 \uparrow}$

• при комнатной температуре в токе азота выпадает осадок азида меди(I)

$\mathsf{Cu_2O\ +\ 2HN_3\ \xrightarrow{20-25\ ^\circ C}\ 2CuN_3 \downarrow +\ H_2O}$

Получение

Оксид меди(I) может быть получен:

• нагреванием металлической меди при недостатке кислорода

$\mathsf{4Cu\ +\ O_2\ \xrightarrow{>200\ ^\circ C}\ 2Cu_2O}$

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

$\mathsf{2Cu\ +\ N_2O\ \xrightarrow{500-600\ ^\circ C}\ Cu_2O\ +\ N_2}$

$\mathsf{4Cu\ +\ 2NO\ \xrightarrow{500-600\ ^\circ C}\ 2Cu_2O\ +\ N_2}$

• нагреванием металлической меди с оксидом меди(II)

$\mathsf{Cu\ +\ CuO\ \xrightarrow{1000-1200\ ^\circ C}\ Cu_2O}$

• термическим разложением оксида меди(II)

$\mathsf{4CuO\ \xrightarrow{1026-1100\ ^\circ C}\ 2Cu_2O\ +\ O_2}$

• нагреванием сульфида меди(I) в токе кислорода

$\mathsf{2Cu_2S\ +\ 3O_2\ \xrightarrow{1200-1300\ ^\circ C}\ 2Cu_2O\ +\ 2SO_2}$

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

$\mathsf{4Cu(OH)_2\ +\ N_2H_4 \cdot H_2O\ \xrightarrow{100\ ^\circ C}\ 2Cu_2O \downarrow +\ N_2 \uparrow +\ 7H_2O}$

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

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

$\mathsf{2CuI\ +\ 2KOH\ \longrightarrow\ Cu_2O \downarrow +\ 2KI\ +\ H_2O}$

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

$\mathsf{2H[CuCl_2]\ +\ 4NaOH\ \longrightarrow\ Cu_2O \downarrow +\ 4NaCl\ +\ 3H_2O}$

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 $\mathsf{Cu_2O \cdot xH_2O}$.^[5]

Применение

Оксид меди(I) применяется как пигмент для окрашивания стекла, керамики, глазурей; как компонент красок, защищающих подводную часть судна от обрастания; в качестве фунгицида.^[4]

Обладает полупроводниковыми свойствами, используется в меднозакисных вентилях.

Токсичность

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: Daphnia magna составляет 0,5 мг/л в течение 48 ч.

Примечания

1. ↑ Куприт на webmineral.com
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
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
4. ↑ ^{1 2} Оксиды меди на xumuk.ru. Архивировано из первоисточника 15 февраля 2012.
5. ↑ Гидроксиды меди на xumuk.ru. Архивировано из первоисточника 15 февраля 2012.