Купрум(II) оксид

Оксид міді (II)
Систематична назва	Купрум (II) оксид
Ідентифікатори
Номер CAS	1317-38-0
Номер EINECS	215-269-1
RTECS	GL7900000
SMILES	O=[Cu][1]
InChI	InChI=1S/Cu.O
Номер Бельштейна	8128137
Властивості
Молекулярна формула	CuO
Молярна маса	79,745 г/моль
Зовнішній вигляд	чорний порошок
Густина	6,31 г/см³[2]
Тпл	1446 °C [3][2]
Розчинність (вода)	нерозчинний
Розчинність (етанол)	нерозчинний
Розчинність (кислоти)	розчинний
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfHo 298	-157,3 кДж/моль
Ст. ентропія So 298	42,6 Дж/(моль·К)
Теплоємність, co p	42,3 Дж/(моль·К)
Небезпеки
Класифікація ЄС	Xn N
Пов'язані речовини
Інші аніони	гідроксид міді (II)
Інші катіони	оксид міді (I)
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д мі́ді (Купрум(ІІ) оксид) — бінарна неорганічна сполука з хімічною формулою CuO, амфотерний оксид двовалентного міді. Кристали чорного кольору, які у звичайних умовах досить стійкі, практично нерозчинні у воді. У природі зустрічається у вигляді мінералу тенориту (мелаконіту) чорного кольору.

Кристалічна ґратка оксиду купруму належить до типу моноклінних ґраток, з симетрією групи C_2h і параметрами: a = 4.6837(5), b = 3.4226(5), c = 5.1288(6), α = 90, β = 99.54 (1), γ = 90. Атом міді оточений чотирма атомами кисню і має перекручену плоску конфігурацію.

Оксид міді є достатньо розповсюдженою копалиною. Він зустрічається як у вільному стані, так і в складі інших сполук, наприклад, карбонатів або гідроксидів міді. Найважливішими мінералами, що містять оксид міді(II), є азурит (69,24% CuO), хризокола (45,2%), малахіт.

Отримати оксид міді(II) можна спаленням металевої міді у надлишку кисню (при його нестачі утворюється оксид Cu₂O):

${\displaystyle \mathrm {2Cu+O_{2}{\xrightarrow {400-500^{o}C}}2CuO} }$

Також він утворюється в результаті термічного розкладання кисневмісних сполук міді(II), наприклад, гідроксиду, нітрату або карбонату:

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}{\xrightarrow {40-80^{o}C}}CuO+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2Cu(NO_{3})_{2}{\xrightarrow {>170^{o}C}}2CuO+4NO_{2}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {CuCO_{3}{\xrightarrow {180-200^{o}C}}CuO+CO_{2}} }$

Оксид утворюється при взаємодії міді з концентрованою сульфатною кислотою (холодною):

${\displaystyle \mathrm {Cu+H_{2}SO_{4}(conc.){\xrightarrow {}}CuO+SO_{2}+H_{2}O} }$

При нагріванні до 1100 °C розкладається з утворенням оксиду міді(I):

${\displaystyle \mathrm {4CuO{\xrightarrow {1026-1100^{o}C}}2Cu_{2}O+O_{2}} }$

Оксид купруму(II) не взаємодіє з водою. Реагує з розведеними кислотами з утворенням відповідних солей міді(II) і води:

${\displaystyle \mathrm {CuO+2HNO_{3}\xrightarrow {} Cu(NO_{3})_{2}+H_{2}O} }$

Проявляючи амфотерні властивості, при сплавленні він сполучається з осно́вними оксидами із утворенням купратів:

${\displaystyle \mathrm {CuO+Na_{2}O{\xrightarrow {800-1000^{o}C}}Na_{2}CuO_{2}} }$

Із розведеними лугами оксид міді не вступає в реакцію, однак взаємодіє із концентрованими. Результуючі сполуки є комплексами, в яких атом міді координує 4 ліганди:

${\displaystyle \mathrm {CuO+2NaOH+H_{2}O{\xrightarrow {boiling}}Na_{2}[Cu(OH)_{4}]} }$

Оксид повільно взаємодіє із концентрованим розчином амоніаку з утворенням густо-синього розчину:

${\displaystyle \mathrm {CuO+NH_{4}OH{\xrightarrow {}}[Cu(NH_{3})_{4}](OH)_{2}+3H_{2}O} }$

Оксид міді(II) може бути відновлений до металевої міді за допомогою монооксиду вуглецю, водню або активних металів:

${\displaystyle \mathrm {CuO+H_{2}{\xrightarrow {150-250^{o}C}}Cu+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {CuO+CO{\xrightarrow {250-450^{o}C}}Cu+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {3CuO+2Al{\xrightarrow {1000-1100^{o}C}}Cu+Al_{2}O_{3}} }$

CuO використовують при виробництві сульфату міді, скла і емалей для надання їм зеленого та синього забарвлення. Крім того, оксид міді застосовують у виробництві мідно-рубінового скла.

У лабораторіях застосовують для виявлення відновних властивостей речовин. Речовина відновлює оксид до металевої міді, при цьому колір стає рожевим.

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)