Как пишется оксид меди 2 формула

Полезное

Оксид меди (II)

Оксид меди (II) CuO – твердое кристаллическое вещество черного цвета.

Способы получения оксида меди (II)

Оксид меди (II) можно получить различными методами:

1. Термическим разложением гидроксида меди (II) при 200°С: 

Cu(OH)₂   →   CuO   +  H₂O

2. В лаборатории оксид меди (II) получают окислением меди при нагревании на воздухе при 400–500°С:

2Cu   +   O₂ →  2CuO           

 3. В лаборатории оксид меди (II) также получают прокаливанием солей (CuOH)₂CO₃, Cu(NO₃)₂:

(CuOH)₂CO₃ → 2CuO   +   CO₂   +   H₂O

2Cu(NO₃)₂ → 2CuO    +   4NO₂   +   O₂

Химические свойства оксида меди (II)

Оксид меди (II) – основный оксид (при этом у него есть слабо выраженные амфотерные свойства). При этом он является довольно сильным окислителем.

1. При взаимодействии оксида меди (II) с сильными и растворимыми кислотами образуются соли.

Например, оксид меди (II) взаимодействует с соляной кислотой:

СuO  +  2HBr  =  CuBr₂  +  H₂O

CuO  +  2HCl  =  CuCl₂  +  H₂O

Видеоопыт взаимодействия оксида меди (II) с серной кислотой можно посмотреть здесь.

2. Оксид меди (II) вступает в реакцию с кислотными оксидами. 

Например, оксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата меди (II):

CuO  + SO₃  → CuSO₄

3. Оксид меди (II) не взаимодействует с водой.

4. В окислительно-восстановительных реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства:

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Оксид меди (II) можно восстановить углеродом, водородом или угарным газом при нагревании:

СuO + C  → Cu + CO

Видеоопыт взаимодействия оксида меди (II) с водородом можно посмотреть здесь.

Более активные металлы вытесняют медь из оксида.

Например, алюминий восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2Al = 3Cu + Al₂O₃

Оксид меди (II) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу CuO.

Краткая характеристика оксида меди (II)

Физические свойства оксида меди (II)

Получение оксида меди (II)

Химические свойства оксида меди (II)

Химические реакции оксида меди (II)

Применение и использование оксида меди (II)

Краткая характеристика оксида меди (II):

Оксид меди (II) – неорганическое вещество черного цвета.

Так как валентность меди меняется и равна одному, двум или трем, то оксид меди содержит соответственно два атома меди и один атом кислорода, один атом меди и один атом кислорода, два атома меди и три атома кислорода.

Оксид двухвалентной меди содержит соответственно один атом меди и один атом кислорода.

Химическая формула оксида меди (II) CuO.

Порошок. Не растворяется в воде.

Физические свойства оксида меди (II):

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	CuO
Синонимы и названия иностранном языке	меди окись (устар. рус.) сopper (II) oxide (англ.) тенорит (рус.)
Тип вещества	неорганическое
Внешний вид	черный порошок
Цвет	черный
Вкус	—*
Запах	—
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)	твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м3	6310
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см3	6,31
Температура кипения, °C	2000
Температура плавления, °C	1447
Температура разложения, °C	800
Молярная масса, г/моль	79,545

* Примечание:

— нет данных.

Получение оксида меди (II):

Оксид меди (II) получается в результате следующих химических реакций:

1. окисления меди:

2Cu + O₂ → CaО.

2. термического разложения гидроксида меди (II), нитрата меди (II), карбоната меди (II):

Cu(OH)₂ → CuО + H₂O (t^o);

2Cu(NO₃)₂ → 2CuО + 4NO₂ + O₂ (t^o);

CuCO₃ → CuО + CO₂ (t^o).

3. нагревания малахита:

Cu₂CO₃(OH)₂  → 2CuО + CO₂ + H₂O (t^o).

Химические свойства оксида меди (II). Химические реакции оксида меди (II):

Оксид меди (II) относится к основным оксидам.

Химические свойства оксида меди (II) аналогичны свойствам основных оксидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида меди (II) с водородом:

CuО + H₂ → Cu + H₂О (t  = 300 ^oC).

В результате реакции образуется медь и вода.

2. реакция оксида меди (II) с углеродом:

CuО + С → Cu + СО (t  = 1200 ^oC).

В результате реакции образуется медь и оксид углерода.

3. реакция оксида меди (II) с серой:

CuО + 2S → Cu + S₂О (t  = 150-200 ^oC).

Реакция протекает в вакууме. В результате реакции образуется медь и оксид серы.

4. реакция оксида меди (II) с алюминием:

3CuО + 2Al → 3Cu + Al₂О₃ (t  = 1000-1100 ^oC).

В результате реакции образуется медь и оксид алюминия.

5. реакция оксида меди (II) с медью:

CuО + Cu → Cu₂О (t  = 1000-1200 ^oC).

В результате реакции образуется оксид меди (I).

6. реакция оксида меди (II) с оксидом лития:

CuО + Li₂О → Li₂CuО₂ (t  = 800-1000 ^oC, О₂).

Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат лития.

7. реакция оксида меди (II) с оксидом натрия:

CuО + Na₂О → Na₂CuО₂ (t  = 800-1000 ^oC, О₂).

Реакция протекает в токе кислорода. В результате реакции образуется купрат натрия.

8. реакция оксида меди (II) с оксидом углерода:

CuО + СО → Cu + СО₂.

В результате реакции образуется медь и оксид углерода (углекислый газ).

9. реакция оксида меди (II) с оксидом железа:

CuО + Fe₂O₃ → CuFe₂О₄ (t^o).

В результате реакции образуется соль – феррит меди. Реакция протекает при прокаливании реакционной смеси.

10. реакция оксида меди (II) с плавиковой кислотой:

CuO + 2HF → CuF₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – фторид меди и вода.

11. реакция оксида меди (II) с азотной кислотой:

CuO + 2HNO₃ → 2Cu(NO₃)₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат меди и вода.

Аналогично проходят реакции оксида меди (II) и с другими кислотами.  

12. реакция оксида меди (II) с бромистым водородом (бромоводородом):

CuO + 2HBr → CuBr₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – бромид меди и вода.

13. реакция оксида меди (II) с йодоводородом:

CuO + 2HI → CuI₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – йодид меди и вода.

14. реакция оксида меди (II) с гидроксидом натрия:

CuO + 2NaOH → Na₂CuO₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – купрат натрия и вода.

15. реакция оксида меди (II) с гидроксидом калия:

CuO + 2KOH → K₂CuO₂ + H₂O.

В результате химической реакции получается соль – купрат калия и вода.

16. реакция оксида меди (II) с гидроксидом натрия и водой:

CuO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Cu₂(OН)]₂ (t  = 100 ^oC).

Гидрокосид натрия растворен в воде. Раствор гидроксида натрия в воде 20-30 %. Реакция протекает при киппении. В результате химической реакции получается тетрагидроксокупрат натрия.

17. реакция оксида меди (II) с надпероксидом калия:

2CuO + 2KO₂ → 2KCuO₂ + О₂ (t  = 400-500 ^oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) калия и кислород.

18. реакция оксида меди (II) с пероксидом калия:

2CuO + 2K₂O₂ → 2KCuO₂ (t  = 700 ^oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) калия.

19. реакция оксида меди (II) с пероксидом натрия:

2CuO + 2Na₂O₂ → 2NaCuO₂ (t  = 700 ^oC).

В результате химической реакции получается соль – купрат (III) натрия.

20. реакция оксида меди (II) с аммиаком:

3CuO + 2NH₃ → N₂ + 3Cu + 3H₂O (t  = 500-550 ^oC).

Аммиак пропускают через нагретый оксид меди (II). В результате химической реакции получается азот, медь и вода.

6CuO + 4NH₃ → 2Cu₃N + N₂ + 6H₂O (t  = 250-300 ^oC).

В результате химической реакции получается нитрид меди, азот и вода.

21. реакция оксида меди (II) и йодида алюминия:

6CuO + 4AlI₃ →  6CuI + 2Al₂O₃ + 3I₂ (t  = 230 ^oC).

В результате химической реакции получаются соль – йодид меди, оксид алюминия и йод.

Применение и использование оксида меди (II):

Оксид меди используется для производства стекла и эмалей для придания им соответствующей окраски (зеленой, синей, медно-рубиновой).

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

оксид меди реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида меди
реакции с оксидом меди

Коэффициент востребованности
13 541

From Wikipedia, the free encyclopedia

Copper(II) oxide

Names
IUPAC name Copper(II) oxide
Other names Cupric oxide
Identifiers
CAS Number	1317-38-0
3D model (JSmol)	Interactive image Interactive image
ChEBI	CHEBI:75955
ChEMBL	ChEMBL1909057
ChemSpider	144499
ECHA InfoCard	100.013.882
EC Number	215-269-1
PubChem CID	14829
RTECS number	GL7900000
UNII	V1XJQ704R4
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5034488
InChI InChI=1S/Cu.O/q+2;-2  Key: KKCXRELNMOYFLS-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/Cu.O/rCuO/c1-2 Key: QPLDLSVMHZLSFG-PHEGLCPBAN InChI=1/Cu.O/q+2;-2 Key: KKCXRELNMOYFLS-UHFFFAOYAT
SMILES [Cu]=O [Cu+2].[O-2]
Properties
Chemical formula	CuO
Molar mass	79.545 g/mol
Appearance	black to brown powder
Density	6.315 g/cm3
Melting point	1,326 °C (2,419 °F; 1,599 K)
Boiling point	2,000 °C (3,630 °F; 2,270 K)
Solubility in water	insoluble
Solubility	soluble in ammonium chloride, potassium cyanide insoluble in alcohol, ammonium carbonate
Band gap	1.2 eV
Magnetic susceptibility (χ)	+238.9·10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	2.63
Structure
Crystal structure	monoclinic, mS8[1]
Space group	C2/c, #15
Lattice constant	a = 4.6837, b = 3.4226, c = 5.1288 α = 90°, β = 99.54°, γ = 90°
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	43 J·mol−1·K−1
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−156 kJ·mol−1
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Warning
Hazard statements	H410
Precautionary statements	P273, P391, P501
NFPA 704 (fire diamond)	2 0 1
Flash point	Non-flammable
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 1 mg/m3 (as Cu)[2]
REL (Recommended)	TWA 1 mg/m3 (as Cu)[2]
IDLH (Immediate danger)	TWA 100 mg/m3 (as Cu)[2]
Safety data sheet (SDS)	Fisher Scientific
Related compounds
Other anions	Copper(II) sulfide
Other cations	Nickel(II) oxide Zinc oxide
Related compounds	Copper(I) oxide
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Copper(II) oxide or cupric oxide is an inorganic compound with the formula CuO. A black solid, it is one of the two stable oxides of copper, the other being Cu₂O or copper(I) oxide (cuprous oxide). As a mineral, it is known as tenorite. It is a product of copper mining and the precursor to many other copper-containing products and chemical compounds.^[3]

Production[edit]

It is produced on a large scale by pyrometallurgy, as one stage in extracting copper from its ores. The ores are treated with an aqueous mixture of ammonium carbonate, ammonia, and oxygen to give copper(I) and copper(II) ammine complexes, which are extracted from the solids. These complexes are decomposed with steam to give CuO.

It can be formed by heating copper in air at around 300–800°C:

2 Cu + O₂ → 2 CuO

For laboratory uses, pure copper(II) oxide is better prepared by heating copper(II) nitrate, copper(II) hydroxide, or basic copper(II) carbonate:^[4]

2 Cu(NO₃)_2(s) → 2 CuO_(s) + 4 NO_2(g) + O_2(g) (180°C)

Cu₂(OH)₂CO_3(s) → 2 CuO_(s) + CO_2(g) + H₂O_(g)

Cu(OH)_2(s) → CuO_(s) + H₂O_(g) ^[5]

Reactions[edit]

Copper(II) oxide dissolves in mineral acids such as hydrochloric acid, sulfuric acid or nitric acid to give the corresponding copper(II) salts:^[4]

CuO + 2 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

CuO + 2 HCl → CuCl₂ + H₂O

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

It reacts with concentrated alkali to form the corresponding cuprate salts:

2 MOH + CuO + H₂O → M₂[Cu(OH)₄]

It can also be reduced to copper metal using hydrogen, carbon monoxide, or carbon:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

CuO + CO → Cu + CO₂

2 CuO + C → 2Cu + CO₂

When cupric oxide is substituted for iron oxide in thermite the resulting mixture is a low explosive, not an incendiary.

Structure and physical properties[edit]

Copper(II) oxide belongs to the monoclinic crystal system. The copper atom is coordinated by 4 oxygen atoms in an approximately square planar configuration.^[1]

The work function of bulk CuO is 5.3 eV^[6]

Uses[edit]

As a significant product of copper mining, copper(II) oxide is the starting point for the production of other copper salts. For example, many wood preservatives are produced from copper oxide.^[3]

Cupric oxide is used as a pigment in ceramics to produce blue, red, and green, and sometimes gray, pink, or black glazes.

It is incorrectly used as a dietary supplement in animal feed.^[7] Due to low bioactivity, negligible copper is absorbed.^[8]

It is used when welding with copper alloys.^[9]

A copper oxide electrode formed part of the early battery type known as the Edison–Lalande cell. Copper oxide was also used in a lithium battery type (IEC 60086 code «G»).

Pyrotechnics and fireworks[edit]

Used as moderate blue coloring agent in blue flame compositions with additional chlorine donors and oxidizers such as chlorates and perchlorates. Providing oxygen it can be used as flash powder oxidizer with metal fuels such as magnesium, aluminium, or magnalium powder. Sometimes it is used in strobe effects and thermite compositions as crackling stars effect.

Similar compounds[edit]

An example of natural copper(I,II) oxide is the mineral paramelaconite, Cu⁺₂Cu²⁺₂O₃.^[10][11]

See also[edit]

• Patina

References[edit]

External links[edit]

• National Pollutant Inventory — Copper and compounds fact sheet
• Copper oxides project page
• CDC — NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards

From Wikipedia, the free encyclopedia

Copper(II) oxide

Names
IUPAC name Copper(II) oxide
Other names Cupric oxide
Identifiers
CAS Number	1317-38-0
3D model (JSmol)	Interactive image Interactive image
ChEBI	CHEBI:75955
ChEMBL	ChEMBL1909057
ChemSpider	144499
ECHA InfoCard	100.013.882
EC Number	215-269-1
PubChem CID	14829
RTECS number	GL7900000
UNII	V1XJQ704R4
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5034488
InChI InChI=1S/Cu.O/q+2;-2  Key: KKCXRELNMOYFLS-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/Cu.O/rCuO/c1-2 Key: QPLDLSVMHZLSFG-PHEGLCPBAN InChI=1/Cu.O/q+2;-2 Key: KKCXRELNMOYFLS-UHFFFAOYAT
SMILES [Cu]=O [Cu+2].[O-2]
Properties
Chemical formula	CuO
Molar mass	79.545 g/mol
Appearance	black to brown powder
Density	6.315 g/cm3
Melting point	1,326 °C (2,419 °F; 1,599 K)
Boiling point	2,000 °C (3,630 °F; 2,270 K)
Solubility in water	insoluble
Solubility	soluble in ammonium chloride, potassium cyanide insoluble in alcohol, ammonium carbonate
Band gap	1.2 eV
Magnetic susceptibility (χ)	+238.9·10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	2.63
Structure
Crystal structure	monoclinic, mS8[1]
Space group	C2/c, #15
Lattice constant	a = 4.6837, b = 3.4226, c = 5.1288 α = 90°, β = 99.54°, γ = 90°
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	43 J·mol−1·K−1
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−156 kJ·mol−1
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Warning
Hazard statements	H410
Precautionary statements	P273, P391, P501
NFPA 704 (fire diamond)	2 0 1
Flash point	Non-flammable
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 1 mg/m3 (as Cu)[2]
REL (Recommended)	TWA 1 mg/m3 (as Cu)[2]
IDLH (Immediate danger)	TWA 100 mg/m3 (as Cu)[2]
Safety data sheet (SDS)	Fisher Scientific
Related compounds
Other anions	Copper(II) sulfide
Other cations	Nickel(II) oxide Zinc oxide
Related compounds	Copper(I) oxide
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Copper(II) oxide or cupric oxide is an inorganic compound with the formula CuO. A black solid, it is one of the two stable oxides of copper, the other being Cu₂O or copper(I) oxide (cuprous oxide). As a mineral, it is known as tenorite. It is a product of copper mining and the precursor to many other copper-containing products and chemical compounds.^[3]

Production[edit]

It is produced on a large scale by pyrometallurgy, as one stage in extracting copper from its ores. The ores are treated with an aqueous mixture of ammonium carbonate, ammonia, and oxygen to give copper(I) and copper(II) ammine complexes, which are extracted from the solids. These complexes are decomposed with steam to give CuO.

It can be formed by heating copper in air at around 300–800°C:

2 Cu + O₂ → 2 CuO

For laboratory uses, pure copper(II) oxide is better prepared by heating copper(II) nitrate, copper(II) hydroxide, or basic copper(II) carbonate:^[4]

2 Cu(NO₃)_2(s) → 2 CuO_(s) + 4 NO_2(g) + O_2(g) (180°C)

Cu₂(OH)₂CO_3(s) → 2 CuO_(s) + CO_2(g) + H₂O_(g)

Cu(OH)_2(s) → CuO_(s) + H₂O_(g) ^[5]

Reactions[edit]

Copper(II) oxide dissolves in mineral acids such as hydrochloric acid, sulfuric acid or nitric acid to give the corresponding copper(II) salts:^[4]

CuO + 2 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

CuO + 2 HCl → CuCl₂ + H₂O

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

It reacts with concentrated alkali to form the corresponding cuprate salts:

2 MOH + CuO + H₂O → M₂[Cu(OH)₄]

It can also be reduced to copper metal using hydrogen, carbon monoxide, or carbon:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

CuO + CO → Cu + CO₂

2 CuO + C → 2Cu + CO₂

When cupric oxide is substituted for iron oxide in thermite the resulting mixture is a low explosive, not an incendiary.

Structure and physical properties[edit]

Copper(II) oxide belongs to the monoclinic crystal system. The copper atom is coordinated by 4 oxygen atoms in an approximately square planar configuration.^[1]

The work function of bulk CuO is 5.3 eV^[6]

Uses[edit]

As a significant product of copper mining, copper(II) oxide is the starting point for the production of other copper salts. For example, many wood preservatives are produced from copper oxide.^[3]

Cupric oxide is used as a pigment in ceramics to produce blue, red, and green, and sometimes gray, pink, or black glazes.

It is incorrectly used as a dietary supplement in animal feed.^[7] Due to low bioactivity, negligible copper is absorbed.^[8]

It is used when welding with copper alloys.^[9]

A copper oxide electrode formed part of the early battery type known as the Edison–Lalande cell. Copper oxide was also used in a lithium battery type (IEC 60086 code «G»).

Pyrotechnics and fireworks[edit]

Used as moderate blue coloring agent in blue flame compositions with additional chlorine donors and oxidizers such as chlorates and perchlorates. Providing oxygen it can be used as flash powder oxidizer with metal fuels such as magnesium, aluminium, or magnalium powder. Sometimes it is used in strobe effects and thermite compositions as crackling stars effect.

Similar compounds[edit]

An example of natural copper(I,II) oxide is the mineral paramelaconite, Cu⁺₂Cu²⁺₂O₃.^[10][11]

See also[edit]

• Patina

References[edit]

External links[edit]

• National Pollutant Inventory — Copper and compounds fact sheet
• Copper oxides project page
• CDC — NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards

Оксиды — широко распространённый в природе тип соединений, который можно наблюдать даже в повседневной жизни, в быту. Примером могут служить песок, вода, ржавчина, известь, углекислый газ, ряд природных красителей. Руда многих ценных металлов по своей природе является оксидом, вследствие чего представляет большой интерес для научных и производственных исследований.

Соединение химических элементов с кислородом называют оксидами. Как правило, образуются они при накаливании каких-либо веществ на воздухе. Различают кислотные и основные оксиды. Металлы образуют основные оксиды, в то время как неметаллы — кислотные. За исключением оксидов хрома и марганца, которые также являются кислотными. В данной статье рассматривается представитель основных оксидов — CuO (II).

CuO (II)

Медь, нагреваясь на воздухе при температуре 400–500 °C, постепенно покрывается налётом чёрного цвета, который химики называют оксид двухвалентной меди, или CuO(II). Описанное явление представлено в следующем уравнении:

2 Cu + О 2 → 2 CuO

Термин «двухвалентный» указывает на способность атома вступать в реакцию взаимодействия с другими элементами посредством двух химических связей.

Интересный факт! Медь, находясь в различных соединениях, может быть с разной валентностью и другим цветом. Например: оксиды меди имеют ярко-красную (Cu2O) и коричнево-чёрную (CuO) окраску. А гидроксиды меди приобретают жёлтый (CuOH) и синий (Cu(OH)2) цвета. Классический пример явления, когда количество переходит в качество.

Cu2O ещё иногда называют закись, оксид меди (I), а CuO — окись, оксид меди (II). Существует также оксид меди (III) — Cu2O3.

В геологии оксид двухвалентной (или бивалентной) меди принято называть тенорит, другое его название — мелаконит. Название тенорит произошло от фамилии выдающегося итальянского профессора ботаники Michele Tenore, (1780—1861). Мелаконит считается синонимом названия тенорит и переводится на русский язык, как медная чернь либо чёрная медная руда. В том или ином случае речь идёт о кристаллическом минерале коричнево-чёрного цвета, разлагающемся при прокаливании и плавящемся только при избыточном давлении кислорода, в воде нерастворимом, и не реагирующем с ней.

Акцентируем основные параметры названного минерала.

Молекула его состоит из атома Cu с молекулярной массой 64 а. е. м. и атома O, молекулярная масса 16 а. е. м., где а. е. м. — атомная единица массы, она же дальтон, 1 а. е. м. = 1,660 540 2(10) × 10⁻²⁷ кг = 1,660 540 2(10) × 10^–24 г. Соответственно молекулярная масса соединения равняется: 64 + 16 = 80 а. е. м.

Кристаллическая решётка: моноклинная сингония. Что обозначает такой тип осей симметрии кристалла, когда две оси пересекаются под косым углом и имеют различную длину, а третья ось расположена по отношению к ним под углом 90°.

Плотность – 6,51 г/см³. Для сопоставления, плотность чистого золота равна 19,32 г/см³, а плотность поваренной соли составляет 2,16 г /см ³.

Плавится при температуре 1447 °C, под давлением кислорода.

Разлагается при накаливании до 1100 °C и преобразуется в оксид меди (I):

4CuO = 2Cu2O + O 2.

С водой не реагирует и не растворяется в ней.

Зато вступает в реакцию с водным раствором аммиака, с образованием гидроксида тетраамминмеди (II): CuO + 4NH3 + H2O = [Cu (NH3)4](OH) 2.

В кислотной среде образует сульфат и воду: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

Реагируя со щёлочью, создаёт купрат: CuO + 2 NaOH → Na2CuO2 + H2O.

Реакция CuO NaOH

Образуется:

• путём прокаливания гидроксида меди (II) при температуре 200 °C: Cu(OH)2 = CuO + H2O;
• при окислении металлической меди на воздухе при температуре 400–500 °C: 2Cu + O2 = 2CuO;
• при высокотемпературной обработке малахита: (CuOH)₂CO₃ —> 2CuO + CO₂ + H₂O.

Восстанавливается до металлической меди —

• в реакции с водородом: CuO + H2 = Cu + H2O;
• с угарным газом (монооксид углерода): CuO + CO = Cu + CO2;
• с активным металлом: CuO + Mg = Cu + MgO.

Токсичен. По степени неблагоприятного воздействия на человеческий организм причисляется к веществам второго класса опасности. Вызывает раздражение слизистых оболочек глаз, кожных покровов, дыхательных путей и желудочно-кишечной системы. При взаимодействии с ним обязательно использование таких средств защиты, как резиновые перчатки, респираторы, защитные очки, спецодежду.

Вещество взрывоопасно и легко воспламеняется.

Применяется в промышленности, как минеральная составляющая комбикормов, в пиротехнике, при получении катализаторов химических реакций, как красящий пигмент для стекла, эмалей, керамики.

Окислительные свойства оксида меди (II) наиболее часто применяются в лабораторных исследованиях, когда необходим элементарный анализ, связанный с изучением органических материалов на предмет наличия в них водорода и углерода.

Немаловажно, что CuO (II) достаточно широко распространён в природе, как минерал тенерит, другими словами — это природное соединение руды, из которого можно получить медь.

Латинское наименование Cuprum и соответствующий ему символ Cu происходит от названия острова Кипр. Именно оттуда, через Средиземное море вывозили этот ценный металл древние римляне и греки.

Медь входит в число семи наиболее распространённых в мире металлов и состоит на службе у человека с древних времён. Однако в первозданном, металлическом состоянии встречается довольно редко. Это мягкий, легко поддающийся обработке металл, отличающийся высокой плотностью, очень качественный проводник тока и тепла. По электрической проводимости уступает только серебру, в то время как является более дешёвым материалом. Широко используется в виде проволоки и тонкого листового проката.

Химические соединения меди отличаются повышенной биологической активностью. В животных и растительных организмах они участвуют в процессах синтеза хлорофилла, поэтому считаются очень ценным компонентом в составе минеральных удобрений.

Необходима медь и в рационе человека. Недостаток её в организме может привести к различным заболеваниям крови.

Видео

Из видео вы узнаете, что такое оксид меди.

.