Мед
химичен елемент с атомен номер 29 / From Wikipedia, the free encyclopedia
Медта е химичен елемент с атомен номер 29 и символ Cu (от латински: cuprum). Представлява мек и ковък метал с изключително добра топлопроводимост и електропроводимост. В неокислено състояние има червеникаво-оранжев цвят, а изложена на влиянието на въздуха се покрива с плътен слой зеленикава патина.
- Тази статия е за химичния елемент мед. За пчелния мед вижте Пчелен мед.
Един от най-широко използваните метали, медта намира широко приложение като проводник на топлина и електричество, като строителен материал и като съставна част на различни сплави. Медта и нейните сплави са известни на хората от хилядолетия. През Римската епоха основен източник на мед в Средиземноморието е остров Кипър, откъдето идва и латинското име на метала. Съединенията на медта, най-вече нейните соли, които придават син или зелен цвят на минерали като тюркоаза, в миналото са използвани широко като оцветители.
Медните йони са разтворими във вода и в ниски концентрации се използват като бактериостатично вещество, фунгицид и импрегнант за дървесина. В същото време те са важно вторично хранително вещество за всички висши растения и животните, при които медта се използва в черния дроб, мускулите и костите. В по-голямо количество медните йони са отровни и за висшите организми.
Откриване
Медта е първият метал, който е бил известен след палеолитния и неолитния период.[2] В началото на следващия исторически период, наричан каменно-медна епоха, са се използвали мед и камък за направата на изделия. В началото медта е била използвана за малки украшения. Първите сведения за използването на медта са от Източен Анадол от 6500 г. пр.н.е. и скоро тя се разпространява на други места. Около средата на 4000 г. пр.н.е. се развива бързо металургията на отлети медни инструменти и оръжия, което е фактор за заселването на Месопотамия. Около 3000 г. пр.н.е. използването на медта е добре известно в Средния изток и се разширява на запад към Средиземноморието и неолитните европейски култури. Европейските занаятчии откриват, че медните сплави с калай и цинк са здрави, твърди и се обработват лесно. Поради това намалява използването на чиста мед.[2]
Наименование
Древните римляни използвали медта на остров Кипър. Тя е била известна като „Aes Cyprum“ (метал на Кипър), или просто „cypruim“, а по-късно – „cuprum“[2]
На български медта е известна и под остарялото наименование „бакър“.[3]
Наличната в природата мед е резултат от процесите на ядрен синтез, протичащи в масивните звезди.[4] На Земята медта е сред относително рядко срещаните метали, като средната концентрация на мед в земната кора е 50 към 1 милион.
Разпространението на медта в земната кора е 0,05% по маса, с което се нарежда около 27-о място по разпространеност. В чист вид се среща рядко.[2]
В природата медта се среща като съставна част на различни минерали или в редки случаи като самородна мед. Самородната мед е поликристална, като най-големият регистриран единичен кристал има размери 4,4×3,2×3,2 cm.[5] Най-голямата компактна маса чиста мед е с маса 420 тона и е открита през 1857 година в американския щат Мичиган.[6]
Най-често медта се среща във вид на различни минерали, като участва в над 250 от тях. Халкопиритът (CuFeS2), халкоцитът[2] (Cu2S), тетраедритът (Cu12Sb4S13) и енаргитът (Cu3AsS4) са медни сулфиди, азуритът (Cu3(CO3)2(OH)2) и малахитът (Cu2CO3(OH)2) са медни карбонати, а купритът (Cu2O) е меден оксид.[7] Хрикалозата (Cu2H2SiO5(OH)4•2H2O) е хидроксид. Някои медни минерали се смятат за скъпоценни.[2]
Медта, среброто и златото са част от група 11 на периодичната система и споделят някои общи свойства: те имат по един s-електрон над изцяло запълнен d-електронен подслой и се характеризират с висока пластичност и електропроводимост. Запълнените d-подслоеве на тези елементи не допринасят много за междуатомните взаимодействия, които се определят от s-електроните, образуващи метални връзки. За разлика от металите с непълни d-подслоеве, металните връзки при медта нямат ковалентен характер и са относително слаби. Това обяснява ниската твърдост и високата пластичност на единичните медни кристали.[8] В макроскопичен мащаб предизвикването на дефекти в кристалната решетка ограничава пълзенето на материала при подлагане на механични напрежения и по този начин увеличава неговата твърдост. По тази причина медта обикновено се използва в дребнозърнеста поликристална форма, която има по-голяма якост от монокристалните форми.[9] Обикновената мед кристализира в кубична стеноцентрирана решетка с плътност 8,933 g/cm3 при 20 °C.[2]
Ниската твърдост на медта частично обяснява нейната висока електропроводимост (59,6×106 S/m) и топлопроводимост, втори по големина сред чистите метали при стайна температура след среброто.[7] Съпротивлението на пренос на електрони в металите при стайна температура се дължи главно на разсейването на електроните при температурните вибрации на кристалната решетка, които са относително слаби при меки метали.[8] Максималната допустима плътност на електрическия ток при непокрита мед е около 3,1×106 A/m2 – над това ниво материалът започва силно да се нагрява.[10] Както и при останалите метали, поставянето на медта в контакт с друг метал предизвиква галванична корозия.[11]
Заедно със синкавия осмий и жълтото злато, медта е един от трите чисти метала, чийто естествен цвят не е сив или сребрист.[12] Чистата мед е оранжево-червена с метален блясък и се покрива с червеникав слой при излагане на въздух. Характерният цвят на медта се дължи на електронните преходи между запълнения 3d и полупразния 4s електронен подслой – разликата в енергиите между тези подслоеве съответства на оранжевата светлина. Същият механизъм е причината и за жълтия цвят на златото.[8]
Температурата на топене на медта е приета за фиксирана точка по ITS-90 при калибровка на термометри.[2]
Изотопи
Медта има 29 изотопа, от които само два стабилни – 63Cu и 65Cu. Тези два изотопа имат спин 3/2, като на 63Cu се падат около 69 % от срещащата се в природата мед.[13]
Останалите изотопи на медта са радиоактивни, като най-стабилен сред тях е 67Cu с период на полуразпад 61,83 часа.[13] Установени са седем метастабилни изотопа, сред които 68mCu е най-траен с период на полуразпад 3,8 минути. Изотопите с масово число над 64 се разпадат чрез β- разпад, а тези с масово число под 64 – чрез β+ разпад. 64Cu, който има период на полуразпад 12,7 часа, се разпада и по двата начина.[14] Останалите изтопи имат период на полуразпад минути, секунди или части от секундата.[2]
Сред радиоактивните изотопи на медта по-съществено приложение имат 62Cu и 64Cu. 64Cu служи за рентгеноконтрастен препарат в ренгтенографията, а в съчетание с хелати се използва за радиотерапия на рак. 62Cu се използва в позитронната томография.[15]
Медта е химичен елемент, член на 11-а група под номер 29. Има атомно тегло 63,546 и електронна структура 1s22s22p63s23p63d104s1. В сравнение с никела, се прибавят два електрона в 3d-подобвивката и се отнема един от 4s-подобвивката.
Химическата активност на медта не е голяма и тя се определя като полублагороден метал.[2]
Медта образува голямо разнообразие от химични съединения със степени на окисление +1 и +2 (по-стабилна), които се наричат съответно купросъединения и куприсъединения.[16] При специални условия са възможни +3 и +4 степен на окисление.[2] Тя не реагира с водата, но в контакт с атмосферния кислород протича бавна реакция, която покрива медта със слой от кафяво-черен меден оксид. За разлика от окисляването на желязото, оксидният слой при медта е плътен и не позволява развитие на корозията в дълбочина. Зелената патина, която може да се види по стари сгради и съоръжения, като Статуята на свободата, най-големият меден паметник в света, представлява меден карбонат, образуван от реакция на медта с атмосферния въглероден диоксид.[17]
Сероводородът и сулфидните йони също могат да реагират с медта, образувайки различни медни сулфиди по нейната повърхност. Тези реакции, наблюдавани при повишено съдържание на сяра във въздуха, могат да предизвикат сериозна корозия на медта.[18] Кислородсъдържащите амонячни разтвори образуват с медта водоразтворими вещества, кислородът и солната киселина – медни хлориди, а диводородният пероксид – медни соли.[19]
Във въздух и при стайна температура медта почти не се окислява. Забележимо взаимодействие с кислорода от въздуха започва около 200 °C по схемата: Cu → Cu2O → CuO, като до 377 °C се образува Cu2O, а над тази температура – CuO. На влажен въздух, в присъствието на CO2, се образува зелен слой (Cu(OH)2•CuCO3), а в присъствието на SO3 – CuSO4•3Cu(OH)2. В среда на сероводород се образува черен слой от меден сулфид. Медта реагира с H2, N2, C и Si. При обдухване на медта с амоняк се образува меден нитрид (Cu3N). Активно реагира с халогените, образувайки съответните соли. Реагира само с киселини със силно окислително действие.[20] Със солна, разредена сярна и оцетна киселина реагира в присъствието на окислители до съответните Cu2+ соли. В азотна киселина образува нитрида Cu(NO3)2 и оксиди на азота, а в гореща концентрирана сярна киселина се образуват CuSO4 и SO2.[2]
Известни са два вида медни съединения – купросъединения (Cu1+) и куприсъединения (Cu2+).[20]
Всички съединения на медта са отровни. Попаднали в организма, предизвикват повръщане.
Купросъединения
Те са неустойчиви, особено в присъствието на влага.[20] Лесно се окисляват до куприсъединения, поради което действат като редуктори.[20] Малко разтворимите във вода купросъединения се разтварят в цианиди, амоняк и др., образувайки комплекси.[20]
Силно разтворимите соли на Cu(I) са нестабилни, защото при достигане на големи концентрации Cu+ търпи диспропорциониране:[21]
Димеден оксид – Cu2O
Той е червено, пожълтяващо и стареещо при стриване,[21] неразтворимо във вода вещество. Топи се при 1230 °C.[21] Има обемноцентрична кубична кристална решетка, изградена т кислородни атоми, всеки от които е обграден с 4 тетраедрично разположени медни атоми. В природата се среща като червена медна руда – куприт. Cu2O се получава при загряване на меден оксид до 800 °C. Димедният оксид се използва като пигмент в бои за боядисване на кораби. Той е отровен и не позволява на морските животни да се полепват по дъната им. Cu2O е най-трайното и приложимо съединение на едновалентната мед. Получава се от елементарна мед или при редукция на комплексни куприсъединения, например фелингов развтор.[20] Друг възможен метод е редуциране на разтвори на куприсъединения.[21] Използва се за оцветяване на стъкло и емайл в червен цвят.[21]
Меден хидроксид – CuOH
При електролиза на натриев хлорид с медни електроди в разтвора се получава CuOH. Представлява разтворима в киселини бяла утайка.[21]
Купрохалогениди
Медните(I) халогениди са бели малко разтворими утайки, като най-стабилен е CuI. Те се разтварят в амоняк, както и в разтвори с излишък на халогенидни йони, като водят до образуването на комплекси – [Cu(NH3)2], [CuCl2]-, [CuCl3]2-, [CuCl4]3-.[21]
Меден хлорид може да се получи от термична редукция на меден дихлорид с медни стружки в разтвор на солна киселина:[20]
Представлява бял прах, неразтворим във вода.[20] В разтвор на концентрирана солна киселина CuCl адсорбира CO.[21] При контакт с въздуха се окислява до зелен меден дихлорид.[20] С амоняк образува комплексно съединение, което се използва в газовия анализ за адсобрция на въглероден оксид:[20]
- .
Други купросъединения
Други малко разтворими купросъединения са Cu2S – черен, Cu2Se, Cu2Te и белият CuCN, който може да се получи от разтвори на Cu2+ с алкален цианид. В излишък от цианида CuCN се разтваря и образува комплекси – [Cu(CN)2]- [Cu(CN)3]2- [Cu(CN)4]3-.[21]
Куприсъединения
Те са трайни на въздух и трудно се редуцират до купросъединения.[20] Всички са синьо оцветени заради купритетрахидратния катион [Cu(H2O)4]2+.[20]
Меден оксид – CuO
Той е черно кристално вещество, практически неразтворимо във вода. Получава се при окисление на елементарна мед или при обезводняване на Cu(OH)2,[20] меден карбонат, нитрат или други кислородсъдържащи соли.[21] Представлява черен прах.[20] От въглерода и водорода, медният оксид се редуцира до мед:
Медният оксид взаимодейства с киселини до съответните соли. Той има основен характер:
Употребява се при производството на цветни стъкла.
При загряване над 800 °C се разлага, при което се получава червеният димеден оксид – Cu2O:
Разтворимостта на CuO в амоняк се дължи на образуването на комплекс – реактив на Швайцер:[20]
Медният оксид е и един от ранните полупроводници, използван в детекторни приемници като диод.
Меден дихидроксид – Cu(OH)2
Получава се при реакцията на меден сулфат с натриева основа:
Той е бледосиня пихтиеста утайка, която се разтваря в киселини:
Медният дихидроксид взаимодейства и с концентрирани алкални основи (образувайки хидроксидкупрати), но по-трудно, отколкото с киселините:
Получените комплекси са стабилни само в концентрирани алкални разтвори, поради слабо изразените киселинни свойства на Cu(OH)2.
Следователно медният дихидроксид притежава амфотерен характер с по-силно изразени основни свойства.
Медният дихидроксид е нетрайно съединение. При загряване той се разлага, като образува черен меден оксид:
Медният дихидроксид се разтваря в амоняк, при което се получава разтвор с яркосин цвят – Швайцеров реактив, [Cu(NH3)4](OH)2. Използва се за доказване на някои органични вещества и при преработка на целулоза.
Купрати
Купрати със сътав M2CuO2 се получава при стапяне на оксиди или соли на алкални метали с CuO:
- .[21]
Куприхалогениди
Безводните Cu(II) халогениди се получават при директна синтеза, при висока температура. Познати са CuF2, CuCl2 и CuBr2.[21] Връзката в CuF2 е йонна, а при CuCl2 и CuBr2 се засилва ковалентният характер, което води до силно потъмняване на цвета и понижаване на температурата на топене. Тези дихалогениди са разтворими във вода и получени по мокър път, кристализират като дихидрати. Разтварят се много добре и в органични разтворители.[21] Водните им разтвори поглъщат NO и от сини стават черно-зелени. При загряване получените нитрозосъединения се разлагат.
Куприхалогенидите дават комплекси с различна структура: Cs2[CuCl4] съдържа сплеснати тетраедирчни йони, а в [Cr(NH3)6][CuCl5] анионите представляват тригонална бипирамида.
Медният дихлорид (CuCl2•2H2O) се получава от взаимодействието на меден оксид със солна киселина. Хидролизира, като водният му разтвор има кисел характер:[20]
Меден сулфат – CuSO4
В практиката, медният сулфат се използва, след хидратация, под формата на пентахидрат (CuSO4·5H2O) и се нарича син камък.
Медният сулфат е твърдо кристално вещество със син цвят, който се дължи на хидратираните медни йони. Много добре се разтваря във вода. В резултат на хидролизата, водният разтвор на CuSO4 има киселинен характер (сол на слаба основа и силна киселина). Взаимодейства с основи, при което се получава меден дихидроксид:
Реакцията се използва за откриване на медни(II) йони.
Синият камък се употребява в селското стопанство. Под формата на бордолезов разтвор (1% разтвор на CuSO4, смесен с варно мляко до неутрална реакция), се използва срещу маните и другите плесенни и гъбични заболявания по лозите и зеленчуците.
Значението на медния сулфат за националното стопанство налага той да бъде получаван в промишлени количества. Това става, като на медни отпадъци се действа със сярна киселина при вдухване на нагрят, с водна пара, въздух.
Безводният меден сулфат е бяло кристално вещество и се употребява за откриване на вода в спирт, авиационен бензин и други органични течности. Водните му разтвори са синьо оцветени и имат кисел характер, дължащ се на хидролиза.
Познати са всички халогениди на Cu(II). Устойчивостта им намалява, от флуорид към йодид, a CuI2 се разлага още при стайна температура до CuI:
Познати са и по-низши кристалохидрати на CuSO4, които се получават при последователно дехидратиране:
Меден ацетат – [Cu(CH3COOH)2]
Представлява синьо-зелен прах.[20] С водата хидролизира до малко разтворими основни медни ацетати със зелен цвят.[20] Такива соли се получават и при вкисването на храната в медни или месингови съдове.[20] Съединението арсенит (парижка зеленина)[20] – Cu(CH3COOH)2•Cu3(AsO3)2 е двойна сол и се използва против вредителите по растенията, но е отровен за животните.[20]
Всички медни съединения са отровни. Като противоотрова се използва прясно мляко или яйчен белтък.