Chemické vlastnosti medi stručne. Meď ako kov a surovina v stavebníctve: jej vlastnosti a nuansy spracovania. Získavanie a používanie medi

• Označenie - Cu (Meď);
• Obdobie - IV;
• skupina - 11 (Ib);
• Atómová hmotnosť - 63,546;
• Atómové číslo - 29;
• Polomer atómu = 128 pm;
• kovalentný polomer = 117 pm;
• Distribúcia elektrónov - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ;
• t topenia = 1083,4 °C;
• teplota varu = 2567 °C;
• Elektronegativita (podľa Paulinga / podľa Alpreda a Rochova) = 1,90 / 1,75;
• Oxidačný stav: +3, +2, +1, 0;
• Hustota (n.a.) \u003d 8,92 g / cm3;
• Molárny objem = 7,1 cm3/mol.

Meď (cuprum, dostala svoje meno na počesť ostrova Cyprus, kde bolo objavené veľké ložisko medi) je jedným z prvých kovov, ktoré človek ovláda - doba medi (obdobie, keď v každodennom živote prevládali medené nástroje) zahŕňa obdobie IV-III tisícročie pred naším letopočtom . e.

Zliatina medi a cínu (bronz) bola získaná na Blízkom východe v roku 3000 pred Kristom. e. Bronz bol uprednostňovaný pred meďou, pretože bol pevnejší a ľahšie sa kutil.

Ryža. Štruktúra atómu medi.

Elektrónová konfigurácia atómu medi je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 (pozri Elektronická štruktúra atómov). V medi jeden párový elektrón z vonkajšej s-úrovne „preskočí“ na d-podúroveň predvonkajšieho orbitálu, čo je spojené s vysokou stabilitou úplne zaplnenej d-úrovne. Hotová stabilná d-podúroveň medi určuje jej relatívnu chemickú inertnosť (meď nereaguje s vodíkom, dusíkom, uhlíkom, kremíkom). Meď v zlúčeninách môže vykazovať oxidačné stavy +3, +2, +1 (najstabilnejšie sú +1 a +2).

Ryža. Elektronická konfigurácia medi.

Fyzikálne vlastnosti medi:

• kov, červeno-ružový;
• má vysokú ťažnosť a ťažnosť;
• dobrá elektrická vodivosť;
• nízky elektrický odpor.

Chemické vlastnosti medi

• pri zahrievaní reaguje s kyslíkom:
  02 + 2Cu = 2CuO;
• pri dlhšom pôsobení vzduchu reaguje s kyslíkom aj keď izbová teplota:
  O2 + 2Cu + CO2 + H20 \u003d Cu (OH)2CuC03;
• reaguje s dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou:
  Cu + 2H2S04 \u003d CuS04 + S02 + 2H20;
• meď nereaguje s vodou, alkalickými roztokmi, chlorovodíkovou a zriedenou kyselinou sírovou.

Zlúčeniny medi

Oxid meďnatý CuO(II):

• červenohnedá tuhá látka, nerozpustná vo vode, vykazujúca základné vlastnosti;
• pri zahrievaní v prítomnosti redukčných činidiel poskytuje voľnú meď:
  CuO + H2 \u003d Cu + H20;
• oxid meďnatý sa získava interakciou medi s kyslíkom alebo rozkladom hydroxidu meďnatého (II):
  02 + 2Cu = 2CuO; Cu (OH)2 \u003d CuO + H20.

Hydroxid meďnatý Cu (OH 2) (II):

• modrá kryštalická alebo amorfná látka, nerozpustná vo vode;
• pri zahrievaní sa rozkladá na vodu a oxid meďnatý;
• reaguje s kyselinami za vzniku zodpovedajúcich solí:
  Cu(OH2) + H2S04 = CuS04 + 2H20;
• reaguje s alkalickými roztokmi za vzniku kuprátov - svetlomodrých komplexných zlúčenín:
  Cu (OH 2) + 2 KOH \u003d K 2.

Pre zlúčeniny medi pozri Oxidy medi.

Získavanie a používanie medi

• pyrometalurgická metóda meď sa získava zo sulfidových rúd pri vysokých teplotách:
  CuFeS2 + O2 + Si02 → Cu + FeSi03 + SO2;
• oxid meďnatý sa redukuje na kovovú meď vodíkom, oxidom uhoľnatým, aktívnymi kovmi:
  Cu20 + H2 \u003d 2Cu + H20;
  Cu20 + CO \u003d 2Cu + CO2;
  Cu20 + Mg \u003d 2Cu + MgO.

Použitie medi je spôsobené jej vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou, ako aj ťažnosťou:

• výroba elektrických vodičov a káblov;
• v zariadeniach na výmenu tepla;
• v metalurgii získavať zliatiny: bronz, mosadz, kupronikel;
• v rádioelektronike.

Približne 3. tisícročie pred Kristom sa považuje za prechod od kameňa ako hlavnej priemyselnej látky k bronzu. Obdobie perestrojky sa považuje za dobu medenú. Koniec koncov, práve toto spojenie bolo v tom čase najdôležitejšie v stavebníctve, pri výrobe domácich potrieb, riadu a iných procesov.

K dnešnému dňu meď nestratila svoj význam a stále sa považuje za veľmi dôležitý kov, ktorý sa často používa v rôznych potrebách. Je meď telo alebo látka? Aké má vlastnosti a na čo slúži? Skúsme to zistiť ďalej.

Všeobecné charakteristiky medeného prvku

Fyzikálne vlastnosti

Je meď látka alebo telo? O správnosti odpovede si môžete byť úplne istí iba jej preskúmaním. fyzikálne vlastnosti. Ak hovoríme o danom prvku ako o jednoduchej látke, potom sa vyznačuje nasledujúcim súborom vlastností.

1. Červený kov.
2. Mäkké a veľmi poddajné.
3. Vynikajúci tepelný a elektrický vodič.
4. Nie je žiaruvzdorný, bod topenia je 1084,5 °C.
5. Hustota je 8,9 g/cm3.
6. V prírode sa vyskytuje hlavne v pôvodnej forme.

Ukazuje sa teda, že meď je látka navyše známa zo staroveku. Od dávnych čias sa na jej základe vytvorilo veľa architektonických štruktúr, vyrábali sa jedlá a predmety pre domácnosť.

Chemické vlastnosti

Z hľadiska chemickej aktivity je meď teleso alebo látka, ktorá má nízku schopnosť interakcie. Existujú dva hlavné oxidačné stavy tohto prvku, ktoré vykazuje v zlúčeninách. toto:

Je veľmi zriedkavé nájsť látky, v ktorých sú tieto hodnoty nahradené +3.

Takže meď môže interagovať s:

• vzduch;
• oxid uhličitý;
• kyselina chlorovodíková a niektoré ďalšie zlúčeniny len pri veľmi vysokých teplotách.

To všetko sa vysvetľuje skutočnosťou, že na povrchu kovu sa vytvára ochranný oxidový film. Je to ona, ktorá ho chráni pred ďalšou oxidáciou a dáva stabilitu a nízku aktivitu.

Z jednoduchých látok je meď schopná interagovať s:

• halogény;
• selén;
• kyanidy;
• sivá.

Často tvorí komplexné zlúčeniny alebo Takmer všetky komplexné zlúčeniny tohto prvku, okrem oxidov, sú toxické látky. Tie molekuly, ktoré tvorí monovalentná meď, sa ľahko oxidujú na dvojmocných zástupcov.

Oblasti použitia

Meď je zmes alebo ktorá sa v ktoromkoľvek z týchto štátov široko používa v priemysle a každodennom živote. Je možné identifikovať niekoľko hlavných priemyselných odvetví na použitie medi a zlúčenín čistých kovov.

1. v ktorej sa používajú niektoré soli.
2. Výroba kožušiny a hodvábu.
3. Výroba hnojív, prípravkov na ochranu rastlín proti škodcom
4. Zliatiny medi sú široko používané v automobilovom priemysle.
5. Stavba lodí, stavba lietadiel.
6. Elektrotechnika, v ktorej sa meď používa vďaka svojej dobrej odolnosti proti korózii a vysokej elektrickej a tepelnej vodivosti.
7. Rôzne prístrojové vybavenie.
8. Výroba riadu a predmetov pre domácnosť hospodárskeho významu.

Je zrejmé, že napriek dlhým stovkám rokov si predmetný kov len upevnil svoju pozíciu a preukázal svoju životaschopnosť a nevyhnutnosť v aplikácii.

Zliatiny medi a ich vlastnosti

Existuje veľa zliatin na báze medi. Ona sama sa vyznačuje vysokou Technické špecifikácie, keďže sa dá ľahko kovať a valcovať, je dostatočne ľahký a pevný. Po pridaní určitých komponentov sa však vlastnosti výrazne zlepšia.

V tomto prípade si treba položiť otázku: „Meď je látka alebo fyzické telo, kedy rozprávame sa o jeho zliatinách?" Odpoveď bude takáto: je to látka. Napriek tomu je to presne tak, kým sa zo zliatiny nevyrobí akékoľvek fyzické telo, teda určitý výrobok.

Čo sú zliatiny medi?

1. Takmer rovnaká kombinácia medi a zinku v jednom zložení sa bežne nazýva mosadz. Táto zliatina sa vyznačuje vysokou pevnosťou a chemickou odolnosťou.
2. Cínový bronz je kombináciou medi a cínu.
3. Cupronickel - nikel a meď v pomere 20/80 zo 100. Používa sa na výrobu šperkov.
4. Constantan je kombináciou prísady niklu, medi a mangánu.

biologický význam

Nie je až také dôležité, či je meď látka alebo telo. Výrazne odlišné. Akú úlohu hrá meď v živote živých organizmov? Ukazuje sa, že je to veľmi dôležité. Ióny uvažovaného kovu teda vykonávajú nasledujúce funkcie.

1. Podieľajú sa na premene iónov železa na hemoglobín.
2. Sú aktívnymi účastníkmi procesov rastu a reprodukcie.
3. Umožňujú vstrebávanie aminokyseliny tyrozín, preto ovplyvňujú prejav farby vlasov a pokožky.

Ak telo tento prvok nedostáva v správnom množstve, potom môžu nastať nepríjemné ochorenia. Napríklad anémia, plešatosť, bolestivá chudosť atď.

Chemické vlastnosti medi

Meď (Cu) patrí medzi d-prvky a nachádza sa v skupine IB periodickej tabuľky D.I.Mendelejeva. Elektrónová konfigurácia atómu medi v základnom stave je zapísaná ako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 namiesto očakávaného vzorca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . Inými slovami, v prípade atómu medi je pozorovaný takzvaný „elektrónový skok“ z podúrovne 4s do podúrovne 3d. Pre meď sú okrem nuly možné oxidačné stavy +1 a +2. Oxidačný stav +1 je náchylný na disproporcionáciu a je stabilný iba v nerozpustných zlúčeninách, ako sú CuI, CuCl, Cu20 atď., ako aj v komplexných zlúčeninách, napríklad Cl a OH. Zlúčeniny medi v oxidačnom stave +1 nemajú špecifickú farbu. Takže oxid meďný, v závislosti od veľkosti kryštálov, môže byť tmavo červený (veľké kryštály) a žltý (malé kryštály), CuCl a CuI sú biele a Cu2S je čierno-modré. Chemicky stabilnejší je oxidačný stav medi, rovný +2. Soli obsahujúce meď v danom oxidačnom stave sú modrej a modrozelenej farby.

Meď je veľmi mäkký, tvárny a tvárny kov s vysokou elektrickou a tepelnou vodivosťou. Farba kovovej medi je červeno-ružová. Meď je v rade aktivít kovov napravo od vodíka, t.j. sa týka nízkoaktívnych kovov.

s kyslíkom

Za normálnych podmienok meď neinteraguje s kyslíkom. Na priebeh reakcie medzi nimi je potrebné teplo. V závislosti od prebytku alebo nedostatku kyslíka a teplotných podmienok môže vytvárať oxid meďnatý (II) a oxid meďnatý (I):

so sírou

Reakcia síry s meďou, v závislosti od podmienok uskutočňovania, môže viesť k tvorbe sulfidu med'ného aj sulfidu meďnatého. Keď sa zmes práškovej Cu a S zahreje na teplotu 300-400 °C, vytvorí sa sulfid meďnatý:

Pri nedostatku síry a pri teplote vyššej ako 400 °C vzniká sulfid meďnatý. Avšak, viac jednoduchým spôsobom získavanie sulfidu meďnatého z jednoduchých látok je interakcia medi so sírou rozpustenou v sírouhlíku:

Táto reakcia prebieha pri teplote miestnosti.

s halogénmi

Meď reaguje s fluórom, chlórom a brómom za vzniku halogenidov so všeobecným vzorcom CuHal2, kde Hal je F, Cl alebo Br:

Cu + Br2 = CuBr2

V prípade jódu, najslabšieho oxidačného činidla spomedzi halogénov, vzniká jodid meďný:

Meď neinteraguje s vodíkom, dusíkom, uhlíkom a kremíkom.

s neoxidačnými kyselinami

Takmer všetky kyseliny sú neoxidačné kyseliny, okrem koncentrovanej kyseliny sírovej a kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie. Keďže neoxidačné kyseliny sú schopné oxidovať len kovy, ktoré sú v rade aktivít až po vodík; to znamená, že meď s takýmito kyselinami nereaguje.

s oxidačnými kyselinami

- koncentrovaná kyselina sírová

Meď reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou pri zahrievaní aj pri izbovej teplote. Pri zahrievaní prebieha reakcia podľa rovnice:

Keďže meď nie je silným redukčným činidlom, síra sa pri tejto reakcii redukuje iba do oxidačného stavu +4 (v SO 2).

- so zriedenou kyselinou dusičnou

Reakcia medi so zriedenou HNO 3 vedie k tvorbe dusičnanu meďnatého a oxidu dusnatého:

3Cu + 8HN03 (rozdiel) = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20

- s koncentrovanou kyselinou dusičnou

Koncentrovaná HNO 3 za normálnych podmienok ľahko reaguje s meďou. Rozdiel medzi reakciou medi s koncentrovanou kyselinou dusičnou a interakciou so zriedenou kyselinou dusičnou spočíva v produkte redukcie dusíka. V prípade koncentrovanej HNO 3 sa dusík redukuje v menšej miere: namiesto oxidu dusnatého (II) vzniká oxid dusnatý (IV), čo je spojené s väčšou konkurenciou medzi molekulami kyseliny dusičnej v koncentrovanej kyseline o elektróny redukčné činidlo (Cu):

Cu + 4HN03 \u003d Cu (N03)2 + 2N02 + 2H20

s oxidmi nekovov

Meď reaguje s niektorými oxidmi nekovov. Napríklad pri oxidoch, ako je NO 2, NO, N 2 O, sa meď oxiduje na oxid meďnatý a dusík sa redukuje na oxidačný stav 0, t.j. vzniká jednoduchá látka N2:

V prípade oxidu siričitého vzniká namiesto jednoduchej látky (síry) sulfid meďnatý. Je to spôsobené tým, že meď so sírou na rozdiel od dusíka reaguje:

s oxidmi kovov

Pri spekaní kovovej medi oxidom medi (II) pri teplote 1000-2000 °C možno získať oxid medi (I):

Kovová meď môže tiež redukovať oxid železitý po kalcinácii na oxid železitý:

so soľami kovov

Meď vytláča menej aktívne kovy(napravo od neho v rade aktivít) z roztokov ich solí:

Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag ↓

Prebieha aj zaujímavá reakcia, pri ktorej sa meď rozpustí v soli aktívnejšieho kovu – železa v oxidačnom stave +3. Neexistujú však žiadne rozpory, pretože meď nevytláča železo zo svojej soli, ale iba ho obnovuje z oxidačného stavu +3 do oxidačného stavu +2:

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu \u003d CuSO 4 + 2 FeSO 4

Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

Posledná uvedená reakcia sa používa pri výrobe mikroobvodov v štádiu leptania medených dosiek.

Korózia medi

Meď v priebehu času koroduje, keď je vystavená vlhkosti, oxidu uhličitému a vzdušnému kyslíku:

2Cu + H20 + CO2 + O2 \u003d (CuOH) 2 CO 3

V dôsledku tejto reakcie sú medené produkty pokryté voľným modrozeleným povlakom hydroxokarbonátu meďnatého (II).

Chemické vlastnosti zinku

Zinok Zn je v skupine IIB IV. periódy. Elektrónová konfigurácia valenčných orbitálov atómov chemického prvku v základnom stave 3d 10 4s 2 . Pre zinok je možný len jeden jediný oxidačný stav, rovný +2. Oxid zinočnatý ZnO a hydroxid zinočnatý Zn(OH) 2 majú výrazné amfotérne vlastnosti.

Skladovaním na vzduchu sa zinok zafarbí a pokryje sa tenkou vrstvou oxidu ZnO. Oxidácia prebieha obzvlášť ľahko pri vysokej vlhkosti a v prítomnosti oxidu uhličitého v dôsledku reakcie:

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

Zinková para horí na vzduchu a tenký prúžok zinku po rozžeravení v plameni horáka v ňom horí zelenkastým plameňom:

Pri zahrievaní kovový zinok tiež interaguje s halogénmi, sírou, fosforom:

Zinok priamo nereaguje s vodíkom, dusíkom, uhlíkom, kremíkom a bórom.

Zinok reaguje s neoxidačnými kyselinami a uvoľňuje vodík:

Zn + H2S04 (20 %) -> ZnS04 + H2

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2

Priemyselný zinok je obzvlášť ľahko rozpustný v kyselinách, pretože obsahuje nečistoty iných menej aktívnych kovov, najmä kadmia a medi. Vysoko čistý zinok je z určitých dôvodov odolný voči kyselinám. Na urýchlenie reakcie vzorka zinku vysoký stupeňčistota sa uvedie do styku s meďou alebo sa do roztoku kyseliny pridá trochu soli medi.

Pri teplote 800-900 o C (červené teplo) kovový zinok, ktorý je v roztavenom stave, interaguje s prehriatou vodnou parou a uvoľňuje z nej vodík:

Zn + H20 \u003d ZnO + H2

Zinok tiež reaguje s oxidačnými kyselinami: koncentrovanou sírovou a dusičnou.

Zinok ako aktívny kov môže s koncentrovanou kyselinou sírovou vytvárať oxid siričitý, elementárnu síru a dokonca aj sírovodík.

Zn + 2H2S04 \u003d ZnS04 + S02 + 2H20

Zloženie produktov redukcie kyseliny dusičnej je určené koncentráciou roztoku:

Zn + 4HN03 (konc.) = Zn(N03)2 + 2N02 + 2H20

3Zn + 8HN03 (40 %) = 3Zn(N03)2 + 2NO + 4H20

4Zn + 10HN03 (20 %) = 4Zn (N03)2 + N20 + 5H20

5Zn + 12HN03 (6 %) = 5Zn(N03)2 + N2 + 6H20

4Zn + 10HN03 (0,5 %) = 4Zn(N03)2 + NH4N03 + 3H20

Smer procesu je tiež ovplyvnený teplotou, množstvom kyseliny, čistotou kovu a reakčným časom.

Zinok reaguje s alkalickými roztokmi za vzniku tetrahydroxozinkátov a vodík:

Zn + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2

Zn + Ba (OH)2 + 2H20 \u003d Ba + H2

S bezvodými alkáliami sa pri roztavení tvorí zinok zinkov a vodík:

Vo vysoko alkalickom prostredí je zinok extrémne silné redukčné činidlo, schopné redukovať dusík v dusičnanoch a dusitanoch na amoniak:

4Zn + NaN03 + 7NaOH + 6H20 → 4Na2 + NH3

V dôsledku tvorby komplexov sa zinok pomaly rozpúšťa v roztoku amoniaku a redukuje vodík:

Zn + 4NH3H20 → (OH)2 + H2 + 2H20

Zinok tiež obnovuje menej aktívne kovy (napravo od neho v rade aktivít) z vodných roztokov ich solí:

Zn + CuCl2 \u003d Cu + ZnCl2

Zn + FeSO4 \u003d Fe + ZnSO4

Chemické vlastnosti chrómu

Chróm je prvkom skupiny VIB periodickej tabuľky. Elektrónová konfigurácia atómu chrómu sa zapisuje ako 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, t.j. v prípade chrómu, ako aj v prípade atómu medi, sa pozoruje takzvaný „elektrónový sklz“.

Najčastejšie sa vyskytujúce oxidačné stavy chrómu sú +2, +3 a +6. Treba si ich pamätať a v rámci programu USE v chémii môžeme predpokladať, že chróm nemá žiadne iné oxidačné stavy.

Za normálnych podmienok je chróm odolný voči korózii na vzduchu aj vo vode.

Interakcia s nekovmi

s kyslíkom

Zahriaty na teplotu vyššiu ako 600 o C horí práškový kovový chróm v čistom kyslíku za vzniku oxidu chrómu (III):

4Cr + 302= o t=> 2Cr203

s halogénmi

Chróm reaguje s chlórom a fluórom pri nižších teplotách ako s kyslíkom (250 a 300 °C):

2Cr + 3F2 = o t=> 2CrF 3

2Cr + 3Cl2= o t=> 2CrCl3

Chróm reaguje s brómom pri teplote červeného tepla (850-900 o C):

2Cr + 3Br2= o t=> 2CrBr 3

s dusíkom

Kovový chróm interaguje s dusíkom pri teplotách nad 1000 o C:

2Cr + N2= ot=> 2CrN

so sírou

So sírou môže chróm vytvárať sulfid chrómový (II) aj sulfid chrómový (III), v závislosti od pomerov síry a chrómu:

Cr+S= o t=> CRS

2Cr+3S= o t=> Cr2S3

Chróm nereaguje s vodíkom.

Interakcia s komplexnými látkami

Interakcia s vodou

Chróm patrí medzi kovy strednej aktivity (nachádza sa v rade aktivít kovov medzi hliníkom a vodíkom). To znamená, že reakcia prebieha medzi rozžeraveným chrómom a prehriatou vodnou parou:

2Cr + 3H20= o t=> Cr203 + 3H2

Interakcia s kyselinami

Chróm sa za normálnych podmienok pasivuje koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou, varom sa v nich však rozpúšťa, pričom sa oxiduje na oxidačný stupeň +3:

Cr + 6HN03 (konc.) = t o=> Cr(N03)3 + 3N02 + 3H20

2Cr + 6H2S04 (konc) = t o=> Cr2(S04)3 + 3S02 + 6H20

V prípade zriedenej kyseliny dusičnej je hlavným produktom redukcie dusíka jednoduchá látka N 2:

10Cr + 36HN03 (razb) \u003d 10Cr (N03)3 + 3N2 + 18H20

Chróm sa nachádza v rade aktivít naľavo od vodíka, čo znamená, že je schopný uvoľňovať H 2 z roztokov neoxidujúcich kyselín. V priebehu takýchto reakcií, bez prístupu vzdušného kyslíka, vznikajú chrómové (II) soli:

Cr + 2HCl \u003d CrCl2 + H2

Cr + H2S04 (razb.) \u003d CrS04 + H2

Pri uskutočňovaní reakcie na čerstvom vzduchu sa dvojmocný chróm okamžite oxiduje kyslíkom obsiahnutým vo vzduchu na oxidačný stav +3. V tomto prípade bude mať napríklad rovnica s kyselinou chlorovodíkovou tvar:

4Cr + 12HCl + 302 = 4CrCl3 + 6H20

Keď sa kovový chróm taví so silnými oxidačnými činidlami v prítomnosti alkálií, chróm sa oxiduje na oxidačný stav +6, pričom vzniká chrómany:

Chemické vlastnosti železa

železo Fe, chemický prvok, ktorý je v skupine VIIIB a má poradové číslo 26 v periodickej tabuľke. Rozloženie elektrónov v atóme železa je nasledovné 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, teda železo patrí k d-prvkom, keďže d-podhladina je v jeho prípade vyplnená. Je najcharakteristickejší pre dva oxidačné stavy +2 a +3. Oxid FeO a hydroxid Fe(OH) 2 dominujú zásaditými vlastnosťami, oxid Fe 2 O 3 a hydroxid Fe(OH) 3 sú výrazne amfotérne. Takže oxid a hydroxid železa (III) sa pri varení v koncentrovaných roztokoch alkálií do určitej miery rozpúšťajú a tiež reagujú s bezvodými alkáliami počas fúzie. Treba poznamenať, že oxidačný stav železa +2 je veľmi nestabilný a ľahko prechádza do oxidačného stavu +3. Známe sú aj zlúčeniny železa vo vzácnom oxidačnom stave +6 - železitany, soli neexistujúcej „kyseliny železa“ H 2 FeO 4. Tieto zlúčeniny sú relatívne stabilné iba v pevnom stave alebo v silne alkalických roztokoch. Pri nedostatočnej zásaditosti média feráty rýchlo oxidujú aj vodu a uvoľňujú z nej kyslík.

Interakcia s jednoduchými látkami

S kyslíkom

Železo pri spaľovaní v čistom kyslíku tvorí tzv železo stupnica, ktorý má vzorec Fe304 a v skutočnosti predstavuje zmesný oxid, ktorého zloženie môže byť podmienene reprezentované vzorcom Fe0∙Fe203. Reakcia spaľovania železa má formu:

3Fe + 202 = t o=> Fe304

So sírou

Pri zahrievaní železo reaguje so sírou za vzniku sulfidu železnatého:

Fe+S= t o=> FeS

Alebo s prebytkom síry disulfid železa:

Fe + 2S = t o=> FeS2

S halogénmi

So všetkými halogénmi okrem jódu sa kovové železo oxiduje na oxidačný stav +3 za vzniku halogenidov železa (III):

2Fe + 3F2 = t o=> 2FeF 3 - fluorid železitý (lll)

2Fe + 3Cl2= t o=> 2FeCl 3 - chlorid železitý (lll)

Jód, ako najslabšie oxidačné činidlo spomedzi halogénov, oxiduje železo iba do oxidačného stavu +2:

Fe + I2 = t o=> FeI 2 - jodid železitý (ll)

Je potrebné poznamenať, že zlúčeniny trojmocného železa ľahko oxidujú jodidové ióny vo vodnom roztoku na uvoľnenie jódu I2, pričom sa obnovujú do oxidačného stavu +2. Príklady podobných reakcií z FIPI banky:

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl

2Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H20

Fe203 + 6HI \u003d 2FeI2 + I2 + 3H20

S vodíkom

Železo nereaguje s vodíkom (s vodíkom z kovov reagujú iba alkalické kovy a kovy alkalických zemín):

Interakcia s komplexnými látkami

Interakcia s kyselinami

S neoxidačnými kyselinami

Keďže železo sa nachádza v rade aktivít naľavo od vodíka, znamená to, že je schopné vytesniť vodík z neoxidačných kyselín (takmer všetky kyseliny okrem H 2 SO 4 (konc.) a HNO 3 akejkoľvek koncentrácie):

Fe + H2S04 (rozdiel) \u003d FeS04 + H2

Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2

Na takýto trik je potrebné dávať pozor USE priradenia, ako otázku k téme, do akého stupňa oxidácie bude železo oxidované pôsobením zriedenej a koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej naň. Správna odpoveď je v oboch prípadoch až +2.

Pasca tu spočíva v intuitívnom očakávaní hlbšej oxidácie železa (až s.o. +3) v prípade jeho interakcie s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou.

Interakcia s oxidačnými kyselinami

Za normálnych podmienok železo nereaguje s koncentrovanými kyselinami sírovou a dusičnou v dôsledku pasivácie. Pri varení s nimi však reaguje:

2Fe + 6H2S04= o t=> Fe2(S04)3 + 3S02 + 6H20

Fe + 6HN03= o t=> Fe(N03)3 + 3N02 + 3H20

Všimnite si, že zriedená kyselina sírová oxiduje železo na oxidačný stav +2 a koncentruje na +3.

Korózia (hrdzavenie) železa

Vo vlhkom vzduchu železo veľmi rýchlo hrdzavie:

4Fe + 6H20 + 3O2 \u003d 4Fe (OH) 3

Železo nereaguje s vodou v neprítomnosti kyslíka ani za normálnych podmienok, ani pri varení. Reakcia s vodou prebieha len pri teplote nad teplotou červeného tepla (> 800 °C). tie..

Meď

Meď(lat. Cuprum) - chemický prvok skupiny I periodického systému Mendelejev (atómové číslo 29, atómová hmotnosť 63,546). V zlúčeninách meď zvyčajne vykazuje oxidačné stavy +1 a +2 a je známych aj niekoľko zlúčenín trojmocnej medi. Najdôležitejšie zlúčeniny medi: oxidy Cu 2 O, CuO, Cu 2 O 3; hydroxid Cu (OH) 2, dusičnan Cu (NO 3) 2. 3H 2 O, sulfid CuS, síran (síran meďnatý) CuSO 4. 5H 2 O, CuC03 Cu(OH) 2 uhličitan, CuCl2 chlorid. 2H20.

Meď- jeden zo siedmich kovov známych z dávnych čias. Prechodné obdobie od doby kamennej po dobu bronzovú (4. – 3. tisícročie pred Kr.) bol tzv medená doba alebo chalkolitický(z gréckeho chalkos – meď a lithos – kameň) príp chalkolitický(z lat. aeneus – meď a gr. lithos – kameň). V tomto období sa objavujú medené nástroje. Je známe, že pri stavbe Cheopsovej pyramídy boli použité medené nástroje.

Čistá meď je kujný a mäkký kov červenkastej farby, v ružovom lomu, miestami s hnedým a pestrým odtieňom, ťažký (hustota 8,93 g/cm 3), výborný vodič tepla a elektriny, v tomto smere druhý za striebrom (teplota topenia 1083 °C). Meď sa ľahko ťahá do drôtu a valcuje do tenkých plátov, ale je relatívne málo aktívna. V suchom vzduchu a kyslíku normálnych podmienkach meď neoxiduje. Reaguje však celkom ľahko: už pri izbovej teplote s halogénmi, napríklad s vlhkým chlórom, tvorí chlorid CuCl 2, po zahriatí so sírou tvorí sulfid Cu 2 S so selénom. Meď však neinteraguje s vodíkom, uhlíkom a dusíkom ani pri vysokých teplotách. Kyseliny, ktoré nemajú oxidačné vlastnosti, nepôsobia na meď, napríklad kyselina chlorovodíková a zriedená kyselina sírová. Ale v prítomnosti vzdušného kyslíka sa meď rozpúšťa v týchto kyselinách za vzniku zodpovedajúcich solí: 2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H20.

V atmosfére obsahujúcej CO 2 , výpary H 2 O atď. sa pokryje patinou - zelenkastým filmom zásaditého uhličitanu (Cu 2 (OH) 2 CO 3)), toxickej látky.

Meď je obsiahnutá vo viac ako 170 mineráloch, z ktorých len 17 je dôležitých pre priemysel, vrátane: bornitu (pestrofarebná medená ruda - Cu 5 FeS 4), chalkopyritu (pyrity medi - CuFeS 2), chalkocitu (lesk medi - Cu 2 S) , covellin (CuS), malachit (Cu 2 (OH) 2 CO 3). Existuje aj pôvodná meď.

Hustota medi, merná hmotnosť medi a ďalšie charakteristiky medi

Hustota - 8,93 * 10 3 kg / m 3;
Špecifická hmotnosť - 8,93 g/cm3;
Špecifické teplo pri 20 °C - 0,094 cal/deg;
Teplota topenia - 1083 °C;
Špecifické teplo topiaci sa - 42 cal/g;
Teplota varu - 2600 °C;
Lineárny koeficient rozťažnosti(pri teplote asi 20 °C) - 16,7 x 106 (1/stupeň);
Súčiniteľ tepelnej vodivosti - 335 kcal / m * hodina * krupobitie;
Odolnosť pri 20 °C - 0,0167 Ohm * mm 2 / m;

Modul pružnosti medi a Poissonov koeficient

ZLÚČENINY MEDI

Oxid meďnatý Cu 2 O 3 a oxid meďný (I) Cu20, podobne ako iné zlúčeniny medi (I), sú menej stabilné ako zlúčeniny medi (II). Oxid meďnatý (I) alebo oxid meďnatý Cu 2 O sa prirodzene vyskytuje vo forme minerálu kupritu. Okrem toho sa môže získať ako zrazenina červeného oxidu meďnatého zahrievaním roztoku medenej (II) soli a alkálie v prítomnosti silného redukčného činidla.

Oxid meďnatý (II)., alebo oxid meďnatý, CuO- čierna látka nachádzajúca sa v prírode (napríklad vo forme minerálu teneritu). Získava sa kalcináciou hydroxokarbonátu meďnatého (CuOH) 2 CO 3 alebo dusičnanu meďnatého Cu(NO 2) 2 .
Oxid meďnatý (II) je dobré oxidačné činidlo. Hydroxid meďnatý (II) Cu (OH) 2 vyzrážaný z roztokov meďnatých (II) solí pôsobením alkálií vo forme modrej želatínovej hmoty. Už pri nízkom ohreve, dokonca aj pod vodou, sa rozkladá a mení sa na čierny oxid medi (II).
Hydroxid meďný je veľmi slabá zásada. Preto roztoky solí medi (II) majú vo väčšine prípadov kyslú reakciu a s slabé kyseliny meď tvorí zásadité soli.

Síran meďnatý CuSO 4 v bezvodom stave je to biely prášok, ktorý po absorpcii vody zmení farbu na modrú. Preto sa používa na detekciu stôp vlhkosti v organických kvapalinách. Vodný roztok síranu meďnatého má charakteristickú modro-modrú farbu. Táto farba je charakteristická pre hydratované 2+ ióny, preto všetky zriedené roztoky meďnatých (II) solí majú rovnakú farbu, pokiaľ neobsahujú žiadne farebné anióny. Z vodných roztokov kryštalizuje síran meďnatý s piatimi molekulami vody, pričom vznikajú priehľadné modré kryštály síranu meďnatého. Síran meďnatý sa používa na elektrolytické poťahovanie kovov meďou, na prípravu minerálnych farieb a tiež ako východiskový materiál pri príjme iných zlúčenín medi. IN poľnohospodárstvo Zriedený roztok síranu meďnatého sa používa na postrekovanie rastlín a úpravu zŕn pred sejbou, aby sa zničili spóry škodlivých húb.

Chlorid meďnatý CuCl2. 2H20. Vytvára tmavozelené kryštály, ľahko rozpustné vo vode. Veľmi koncentrované roztoky chloridu meďnatého majú zelená farba, zriedená - modro-modrá.

Dusičnan meďnatý Cu (NO 3) 2. 3H20. Získava sa rozpustením medi v kyseline dusičnej. Pri zahrievaní modré kryštály dusičnanu meďnatého najskôr strácajú vodu a potom sa ľahko rozkladajú s uvoľňovaním kyslíka a hnedého oxidu dusičitého, pričom sa menia na oxid meďnatý (II).

Hydroxokarbonát meďnatý (CuOH)2CO3. Prirodzene sa vyskytuje vo forme minerálu malachit, ktorý má krásnu smaragdovo zelenú farbu. Umelo sa pripravuje pôsobením Na 2 CO 3 na roztoky meďnatých solí.
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H20 \u003d (CuOH)2CO3↓ + 2Na2S04 + CO2
Používa sa na získanie chloridu meďnatého (II), na prípravu modrých a zelených minerálnych farieb, ako aj v pyrotechnike.

Octan meďnatý Cu (CH3COO) 2. H2O. Získava sa spracovaním kovovej medi alebo oxidu meďnatého s kyselinou octovou. Väčšinou ide o zmes zásaditých solí rôzneho zloženia a farby (zelená a modrozelená). Pod názvom verdigris sa používa na prípravu olejovej farby.

Komplexné zlúčeniny medi vznikajú ako výsledok kombinácie dvojnásobne nabitých iónov medi s molekulami amoniaku.
Zo solí medi sa získavajú rôzne minerálne farby.
Všetky soli medi sú jedovaté. Preto, aby sa predišlo tvorbe solí medi, medený riad je zvnútra potiahnutý vrstvou cínu (pocínovaný).

VÝROBA MEDI

Meď sa ťaží z oxidových a sulfidových rúd. 80 % všetkej vyťaženej medi sa vytaví zo sulfidových rúd. Medené rudy spravidla obsahujú veľa odpadovej horniny. Preto sa na získanie medi používa proces obohacovania. Meď sa získava tavením zo sulfidových rúd. Proces pozostáva z niekoľkých operácií: praženie, tavenie, konverzia, oheň a elektrolytická rafinácia. Počas procesu praženia sa väčšina sulfidov nečistôt premení na oxidy. Takže hlavná nečistota väčšiny medených rúd pyrit FeS 2 sa mení na Fe 2 O 3. Plyny vznikajúce pri pražení obsahujú CO 2 , ktorý sa používa na výrobu kyseliny sírovej. Oxidy železa, zinku a iné nečistoty získané pri procese praženia sa pri tavení oddeľujú vo forme trosky. Tekutý medený kamienok (Cu 2 S s prímesou FeS) vstupuje do konvertora, kde je cez neho vháňaný vzduch. Pri premene sa uvoľňuje oxid siričitý a získava sa pľuzgier alebo surová meď. Na extrakciu cenných (Au, Ag, Te atď.) a na odstránenie škodlivých nečistôt sa bublinková meď najskôr vystaví ohňu a potom elektrolytickej rafinácii. Počas rafinácie ohňom je tekutá meď nasýtená kyslíkom. V tomto prípade sa nečistoty železa, zinku a kobaltu oxidujú, prechádzajú do trosky a odstraňujú sa. A meď sa naleje do foriem. Výsledné odliatky slúžia ako anódy na elektrolytickú rafináciu.
Hlavnou zložkou roztoku pri elektrolytickej rafinácii je síran meďnatý - najbežnejšia a najlacnejšia soľ medi. Na zvýšenie nízkej elektrickej vodivosti síranu meďnatého sa do elektrolytu pridáva kyselina sírová. A na získanie kompaktnej zrazeniny medi sa do roztoku zavádza malé množstvo prísad. Kovové nečistoty obsiahnuté v surovej („blistrovej“) medi možno rozdeliť do dvoch skupín.

1) Fe, Zn, Ni, Co. Tieto kovy majú oveľa viac záporných elektródových potenciálov ako meď. Preto rozpúšťajú anódu spolu s meďou, ale nezrážajú sa na katóde, ale hromadia sa v elektrolyte vo forme síranov. Preto je potrebné pravidelne vymieňať elektrolyt.

2) Au, Ag, Pb, Sn. Ušľachtilé kovy (Au, Ag) nepodliehajú anodickému rozpúšťaniu, ale počas procesu sa usadzujú na anóde a vytvárajú spolu s ostatnými nečistotami anódový kal, ktorý sa periodicky odstraňuje. Cín a olovo sa rozpúšťajú spolu s meďou, ale v elektrolyte tvoria zle rozpustné zlúčeniny, ktoré sa vyzrážajú a tiež sa odstraňujú.

ZLIATINY MEDI

Zliatiny, ktoré zvyšujú pevnosť a ďalšie vlastnosti medi, sa získavajú zavedením prísad do nej, ako je zinok, cín, kremík, olovo, hliník, mangán, nikel. Viac ako 30 % medi ide do zliatin.

Mosadz- zliatiny medi so zinkom (meď od 60 do 90% a zinok od 40 do 10%) - pevnejšie ako meď a menej náchylné na oxidáciu. Keď sa do mosadze pridá kremík a olovo, zvýšia sa jeho vlastnosti proti treniu a keď sa pridá cín, hliník, mangán a nikel, zvýši sa odolnosť proti korózii. Plechy a liate výrobky sa používajú v strojárstve, najmä v chemickom inžinierstve, v optike a prístrojovej technike a pri výrobe sietí pre celulózový a papierenský priemysel.

Bronzy. Predtým sa bronzy nazývali zliatiny medi (80-94%) a cínu (20-6%). V súčasnosti sa vyrábajú bronzy bez cínu, pomenované podľa hlavnej zložky po medi.

Hliníkové bronzy obsahujú 5-11% hliníka, majú vysoké mechanické vlastnosti kombinované s antikoróznou odolnosťou.

Olovené bronzy, obsahujúce 25-33% olova, sa používajú najmä na výrobu ložísk pracujúcich pri vysokých tlakoch a vysoké rýchlosti sklzu.

kremíkové bronzy s obsahom 4-5% kremíka sa používajú ako lacné náhrady cínových bronzov.

Berýliové bronzy, obsahujúce 1,8-2,3% berýlia, sa vyznačujú tvrdosťou po vytvrdnutí a vysokou elasticitou. Používajú sa na výrobu pružín a pružinových produktov.

Kadmiové bronzy- zliatiny medi s malým množstvom kadmia (do 1%) - používajú sa na výrobu armatúr pre vodovodné a plynové potrubia a v strojárstve.

Spájky- zliatiny neželezných kovov používané pri spájkovaní na získanie monolitického spájkovaného spoja. Medzi tvrdými spájkami je známa zliatina medi a striebra (44,5-45,5% Ag; 29-31% Cu; zvyšok tvorí zinok).

MEDENÉ APLIKÁCIE

Meď, jej zlúčeniny a zliatiny sú široko používané v rôznych priemyselných odvetviach.

V elektrotechnike sa meď používa v čistej forme: pri výrobe káblových výrobkov, pneumatík s trolejovým a trolejovým drôtom, elektrických generátorov, telefónnych a telegrafných zariadení a rádiových zariadení. Výmenníky tepla, vákuové prístroje, potrubia sú vyrobené z medi. Viac ako 30 % medi ide do zliatin.

Zliatiny medi s inými kovmi sa používajú v strojárstve, v automobilovom a traktorovom priemysle (radiátory, ložiská), na výrobu chemických zariadení.

Vysoká viskozita a ťažnosť kovu umožňujú použitie medi na výrobu rôznych výrobkov s veľmi zložitým vzorom. Červený medený drôt v žíhanom stave sa stáva tak mäkkým a tvárnym, že sa z neho dajú ľahko skrútiť všetky druhy šnúr a ohýbať najzložitejšie prvky ornamentu. Medený drôt sa navyše ľahko nadpája naskenovanou striebornou pájkou, je dobre postriebrený a pozlátený. Tieto vlastnosti medi z nej robia nepostrádateľný materiál pri výrobe filigránových výrobkov.

Koeficient lineárnej a objemovej rozťažnosti medi pri zahrievaní je približne rovnaký ako pri horúcich smaltoch, a preto pri ochladzovaní smalt dobre priľne k medenému výrobku, nepraská, neodskakuje. Z tohto dôvodu majstri na výrobu smaltovaných výrobkov uprednostňujú meď pred všetkými ostatnými kovmi.

Rovnako ako niektoré iné kovy, meď je jedným z životne dôležitých stopové prvky. Je zapojená do procesu. fotosyntéza a asimiláciu dusíka rastlinami, podporuje syntézu cukru, bielkovín, škrobu, vitamínov. Najčastejšie sa meď aplikuje do pôdy vo forme síranu pentahydrátu - síranu meďnatého CuSO 4. 5H 2 O. Vo veľkom množstve je jedovatý, ako mnohé iné zlúčeniny medi, najmä pre nižšie organizmy. V malých dávkach je meď nevyhnutná pre všetky živé veci.

Kovovú meď ľudstvo už dlho používa v rôznych oblastiach života. Dvadsiaty deviaty prvok z periodickej tabuľky D. I. Mendelejeva, nachádzajúci sa medzi niklom a zinkom, má zaujímavé charakteristiky a vlastnosti. Tento prvok je označený symbolom Cu. Je to jeden z mála kovov s charakteristickým sfarbením iným ako strieborná a šedá.

História medi

O tom, aký veľký bol tento chemický prvok v dejinách ľudstva a planéty, možno už hádať z názvov historických období. Po dobe kamennej prišla doba medi a po nej doba bronzová, ktorá tiež priamo súvisí s týmto prvkom.

Meď je jedným zo siedmich kovov, ktoré sú ľudstvu známe už od staroveku. Podľa historických údajov sa zoznámenie starých ľudí s týmto kovom stalo asi pred deviatimi tisíckami rokov.

Najstaršie výrobky vyrobené z tohto materiálu sa našli na území moderného Turecka. Archeologické vykopávky uskutočnené na mieste veľkého neolitického osídlenia zvaného Chatalheyuk umožnili nájsť malé medené korálky, ako aj medené platničky, ktorými si starovekí ľudia zdobili svoj odev.

Nájdené vecičky boli datované na prelome ôsmeho a siedmeho tisícročia pred Kristom. Okrem samotných výrobkov sa na mieste výkopu našla troska, čo svedčí o tavení kovu z rudy.

Získavanie medi z rudy bolo relatívne cenovo dostupné. Preto, napriek svojmu vysokému bodu topenia, bol tento kov medzi prvými, ktoré si ľudstvo rýchlo a široko osvojilo.

Ťažobné metódy

IN prírodné podmienky Tento chemický prvok existuje v dvoch formách:

• spojenia;
• nugety.

Zaujímavý fakt je nasledujúci: medené nugety sa v prírode vyskytujú oveľa častejšie ako zlato, striebro a železo.

Prírodné zlúčeniny medi sú:

• oxidy;
• uhličité a sírové komplexy;
• hydrogénuhličitany;
• sulfidové rudy.

Rudy s najväčšou distribúciou, sú medený lesk a medený pyrit. Meď v týchto rudách obsahuje len jedno alebo dve percentá. Primárna meď sa ťaží dvoma hlavnými spôsobmi:

• hydrometalurgický;
• pyrometalurgický.

Podiel prvého spôsobu je desať percent. Zvyšných deväťdesiat patrí druhej metóde.

Pyrometalická metóda zahŕňa komplex procesov. Najprv sa medené rudy obohacujú a spaľujú. Potom sa surovina roztaví na matnú hmotu, po ktorej sa fúka v konvertore. Takto sa získa blistrová meď. Jeho premena na čistý sa uskutočňuje rafináciou - najprv ohňom, potom elektrolyticky. Toto je posledná etapa. Po dokončení je čistota výsledného kovu takmer stopercentná.

Proces získavania medi hydrometalurgickou metódou je rozdelený do dvoch etáp.

1. Najprv sa surovina vylúhuje slabým roztokom kyseliny sírovej.
2. Zapnuté záverečná fáza kov sa extrahuje priamo z roztoku uvedeného v prvom odseku.

Táto metóda sa používa pri spracovaní iba rúd nízkej kvality, pretože na rozdiel od predchádzajúcej metódy nie je možné ťažiť vzácne kovy. To je dôvod, prečo je percento, ktoré možno pripísať tejto metóde, také malé v porovnaní s inou metódou.

Trochu o názve

Chemický prvok Cuprum, označovaný symbolom Cu, dostal svoje meno na počesť notoricky známeho ostrova Cyprus. Práve tam boli vo vzdialenom treťom storočí pred Kristom objavené veľké ložiská medenej rudy. Miestni remeselníci, ktorí pracovali v týchto baniach, tavili tento kov.

Možno je nemožné pochopiť, čo je kovová meď bez pochopenia jej vlastností, hlavných charakteristík a vlastností.

Pri kontakte so vzduchom nadobúda tento kov žlto-ružovú farbu. Tento jedinečný zlato-ružový odtieň je spôsobený výskytom oxidového filmu na povrchu kovu. Ak sa tento film odstráni, meď získa výraznú ružovú farbu s charakteristickým jasným kovovým leskom.

Úžasný fakt: najtenšie medené platne na svetle nie sú vôbec ružové, ale zeleno-modré alebo inými slovami morské.

Vo forme jednoduchej látky má meď tieto vlastnosti:

• úžasná plasticita;
• dostatočná mäkkosť;
• ťažnosť.

Čistá meď bez prítomnosti akýchkoľvek nečistôt je vynikajúca na spracovanie - možno ju ľahko zvinúť do tyče alebo plechu alebo vytiahnuť na drôt, ktorého hrúbka sa priblíži k tisícinám milimetra. Prídavok nečistôt k tomuto kovu zvyšuje jeho tvrdosť.

Okrem spomenutých fyzicka charakteristika, tento chemický prvok má vysokú elektrickú vodivosť. Táto vlastnosť určila hlavne použitie kovovej medi.

Medzi hlavné vlastnosti tohto kovu stojí za zmienku jeho vysoká tepelná vodivosť. Z hľadiska elektrickej vodivosti a tepelnej vodivosti je meď jedným z lídrov medzi kovmi. Len jeden kov, striebro, má vyššie hodnoty v týchto parametroch.

Nemožno nebrať do úvahy skutočnosť, že ukazovatele elektrickej a tepelnej vodivosti medi patria do kategórie základných vlastností. Zostávajú na vysokej úrovni iba vtedy, keď je kov vo svojej čistej forme. Tieto ukazovatele je možné znížiť pridaním nečistôt:

• arzén;
• žľaza;
• cín;
• fosfor;
• antimón.

Každá z týchto nečistôt v kombinácii s meďou má na ňu určitý vplyv, v dôsledku čoho sa výrazne znižujú hodnoty tepelnej a elektrickej vodivosti.

Kovová meď sa okrem iného vyznačuje neuveriteľnou pevnosťou, vysokým bodom topenia a vysokým bodom varu. Údaje sú skutočne pôsobivé. Teplota topenia medi presahuje tisíc stupňov Celzia! A bod varu je 2570 stupňov Celzia.

Tento kov patrí do skupiny diamagnetických kovov. To znamená, že k jeho magnetizácii, podobne ako u mnohých iných kovov, nedochádza v smere vonkajšieho magnetického poľa, ale proti nemu.

Ďalšou dôležitou vlastnosťou je vynikajúca odolnosť tohto kovu voči korózii. V podmienkach vysokej vlhkosti prebieha napríklad oxidácia železa niekoľkonásobne rýchlejšie ako oxidácia medi.

Chemické vlastnosti prvku

Tento prvok je neaktívny. Pri vystavení suchému vzduchu za normálnych podmienok meď nezačne oxidovať. Vlhký vzduch na druhej strane spúšťa oxidačný proces, pri ktorom vzniká uhličitan meďnatý (II), čo je vrchná vrstva patiny. Takmer okamžite tento prvok reaguje s látkami, ako sú:

• síra;
• selén;
• halogény.

Kyseliny, ktoré nemajú oxidačné vlastnosti, nie sú schopné ovplyvňovať meď. Okrem toho nereaguje žiadnym spôsobom pri kontakte s takými chemickými prvkami, ako sú:

• dusík;
• uhlík;
• vodík.

Okrem už uvedených chemických vlastností sa meď vyznačuje amfoterickosťou. To znamená, že v zemskej kôre je schopný vytvárať katióny a anióny. Zlúčeniny tohto kovu môžu vykazovať kyslé aj zásadité vlastnosti - to priamo závisí od konkrétnych podmienok.

Oblasti a vlastnosti aplikácie

V dávnych dobách sa kovová meď používala na výrobu širokej škály vecí. Zručné používanie tohto materiálu umožnilo starovekým ľuďom získať:

• drahé jedlá;
• dekorácie;
• nástroje s tenkými čepeľami.

zliatiny medi

Keď už hovoríme o použití medi, nemožno nespomenúť jej význam pri výrobe rôznych zliatin, ktoré sú založené na tomto kove. . Tieto zliatiny zahŕňajú:

• bronz;
• mosadz.

Tieto dve odrody sú hlavnými typmi zliatin medi. Prvá zliatina bronzu bola vytvorená na východe už tri tisícročia pred naším letopočtom. Bronz možno právom považovať za jeden z najväčších úspechov metalurgov staroveku. V skutočnosti je bronz kombináciou medi s inými prvkami. Vo väčšine prípadov pôsobí cín ako druhá zložka. Ale bez ohľadu na to, aké prvky sú obsiahnuté v zliatine, meď je vždy hlavnou zložkou. Vzorec mosadze obsahuje hlavne meď a zinok, ale sú možné aj ich prísady vo forme iných chemických prvkov.

Okrem bronzu a mosadze sa tento chemický prvok podieľa na tvorbe zliatin s inými kovmi vrátane hliníka, zlata, niklu, cínu, striebra, titánu a zinku. Zliatiny medi s nekovmi, ako je kyslík, síra a fosfor, sa používajú oveľa menej často.

Odvetvia

Hodnotné vlastnosti zliatin medi a čistá látka prispela k ich použitiu v odvetviach, ako sú:

• elektrotechnika;
• elektrotechnika;
• prístrojové vybavenie;
• rádiovej elektroniky.

Ale, samozrejme, to nie sú všetky oblasti použitia tohto kovu. Ide o vysoko ekologický materiál. Preto sa používa pri stavbe rodinných domov. Napríklad strešná krytina z kovovej medi má vďaka svojej najvyššej odolnosti proti korózii životnosť viac ako sto rokov bez toho, aby si vyžadovala špeciálnu údržbu a nátery.

Ďalšou oblasťou použitia tohto kovu je šperkársky priemysel. Používa sa najmä vo forme zliatin so zlatom. Výrobky vyrobené zo zliatiny medi a zlata sa vyznačujú zvýšenou pevnosťou, vysokou odolnosťou. Takéto výrobky sa nedeformujú a dlho sa neopotrebujú.

Zlúčeniny kovovej medi sa vyznačujú vysokou biologickou aktivitou. Vo svete flóry je tento kov dôležitý, keďže sa podieľa na syntéze chlorofylu. Účasť tohto prvku v tomto procese umožňuje zistiť ho medzi zložkami minerálnych hnojív pre rastliny.

Úloha v ľudskom tele

Nedostatok tohto prvku v ľudskom tele môže Negatívny vplyv na zloženie krvi, a to na jej zhoršenie. Nedostatok tejto látky môžete vyplniť pomocou špeciálne vybranej výživy. Meď sa nachádza v mnohých potravinách, takže pripraviť si zdravú stravu podľa svojich predstáv nie je ťažké. Napríklad jedným z produktov, ktoré obsahujú tento prvok, je obyčajné mlieko.

Ale pri zostavovaní menu nasýteného týmto prvkom by sme nemali zabúdať, že prebytok jeho zlúčenín môže viesť k otrave tela. Preto pri nasýtení tela touto prospešnou látkou je veľmi dôležité, aby ste to nepreháňali. A to platí nielen pre množstvo skonzumovaného jedla.

Napríklad otrava jedlom môže spôsobiť používanie medeného riadu. Varenie v takýchto jedlách sa dôrazne neodporúča a dokonca je zakázané. Je to spôsobené tým, že počas procesu varu sa do jedla dostáva značné množstvo tohto prvku, čo môže viesť k otrave.

Existuje jedno upozornenie na zákaz medeného riadu. Použitie takéhoto riadu nie je nebezpečné, ak má jeho vnútorný povrch cínový povlak. Iba za tejto podmienky použitie medených panvíc nepredstavuje hrozbu otravy jedlom.

Okrem všetkých uvedených odvetví použitia neobišlo rozšírenie tohto prvku ani medicínu. V oblasti zdravotnej starostlivosti a údržby používa sa ako adstringens a antiseptikum. Tento chemický prvok je súčasťou očných kvapiek, ktoré sa používajú pri liečbe ochorení, ako je konjunktivitída. Okrem toho je meď dôležitou zložkou rôznych spaľovacích roztokov.