Гідроксид міді(II)

Гідроксид міді(II)
Ідентифікатори
Номер CAS	20427-59-2
Номер EINECS	243-815-9
KEGG	C18712
ChEBI	81907
SMILES	[OH-].[OH-].[Cu+2][1]
InChI	InChI=1S/Cu.2H2O/h;2*1H2/q+2;;/p-2
Властивості
Молекулярна маса	97,561 г/моль
Зовнішній вигляд	синьо-зелений порошок
Густина	3,368 г/см³
Тпл	160 °C (розкл.)
Розчинність (вода)	нерозчинний
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfH^o 298	-449,8 кДж/моль
Ст. ентропія S^o 298	108,4 Дж/(моль·K)
Теплоємність, c^o p	95,19 Дж/(моль·K)
Небезпеки
ЛД50	1000 мг/кг (пацюки, орально)
Пов'язані речовини
Інші аніони	оксид міді(II), сульфат міді(II)
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Гідрокси́д мі́ді(II), також Ку́прум(II) гідрокси́д — неорганічна сполука ряду гідроксидів, що має склад Cu(OH)₂.

Гідроксид міді є нерозчинним у воді (розчинність 3 мкг/л, ДР 2,2·10^-20), однак добре розчиняється у мінеральних кислотах, аміаку та надлишку лугів.

У надрах Землі гідроксид міді відсутній у вільному стані, однак перебуває у поєднанні із солями Cu(II). До мінералів, що містять гідроксид, належать: малахіт CuCO₃·Cu(OH)₂, азурит 2CuCO₃·Cu(OH)₂, антлерит CuSO₄·2Cu(OH)₂[2], брошантит CuSO₄·3Cu(OH)₂[3].

Речовина проявляє середню токсичність — напівлетальна доза становить 1 г/кг[4].

Отримання

Свіжоосаджений гідроксид

Типовим методом синтезу гідроксиду міді є реакція між солями Cu(II) та гідроксидом натрію:

${\displaystyle \mathrm {CuSO_{4}+2NaOH\longrightarrow Cu(OH)_{2}\downarrow +\ Na_{2}SO_{4}} }$

Взаємодію проводять на холоді, при pH 5—5,5. В результаті утворюється яскраво-синій драглеподібний осад.

У розчинах гідроксид міді має обмежену стійкість, тому для її збільшення до розчину додають аміак, внаслідок чого утворюється комплексний аміакат із майже стехіометричним складом.

Осад гідроксиду на повітрі висихає до порошку із перемінним вмістом води, а продукт складу Cu(OH)₂ отримують висушуванням осаду при 100 °C.

Хімічні властивості

Порошкоподібний гідроксид розкладається на оксид і воду за температури близько 200 °C, тоді як у формі суспензії він розкладається вже при незначному нагріванні (40—80 °C)[5]:

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}\longrightarrow CuO+H_{2}O} }$

Гідроксид розчиняється в аміаку, утворюючи розчин комплексної сполуки із темно-синім забарвленням (реактив Швейцера):

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+4NH_{3}\longrightarrow [Cu(NH_{3})_{4}](OH)_{2}} }$

Cu(OH)₂ проявляє амфотерні властивості: окрім кислот взаємодіє також і з надлишковими кількостями лугів, утворюючи темно-сині комплекси:

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+2HCl\longrightarrow CuCl_{2}+2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+H_{2}S\longrightarrow CuS+2H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+2NaOH\longrightarrow Na_{2}[Cu(OH)_{4}]} }$

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+4NaOH\longrightarrow Na_{4}[Cu(OH)_{6}]} }$

Також гідроксид розчиняється у ціанідах із утворенням ціанокомплексів:

${\displaystyle \mathrm {2Cu(OH)_{2}+6KCN\longrightarrow K[Cu(CN)_{2}]+4KOH+(CN)_{2}} }$

Гідроксид проявляє окисні властивості. При його відновленні утворюється гідроксид міді(I), який є нестійкою сполукою і розкладається до оксиду міді(I):

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+NaAsO_{2}+2NaOH{\xrightarrow {t}}Cu_{2}O\downarrow +Na_{3}AsO_{4}+3H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {CH_{3}CHO+2Cu(OH)_{2}\longrightarrow CH_{3}COOH+Cu_{2}O\downarrow +\ 2H_{2}O} }$

Окисні властивості гідроксиду мають велике практичне значення в якісному аналізі, оскільки дозволяють виявляти присутність органічних сполук-відновників, зокрема альдегідів, альдоз тощо.

Примітки

1. Copper hydroxide
   d:Track:Q278487
2. Handbook of Mineralogy — Antlerite [Архівовано 1 серпня 2012 у Wayback Machine.] (англ.)
3. Handbook of Mineralogy — Brochantite [Архівовано 1 серпня 2012 у Wayback Machine.] (англ.)
4. Patnaik, P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8. (англ.)
5. Лидин, 2000, с. 288.

Джерела

• Richardson, H. W. Copper Compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 7. — P. 254. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.0315161618090308.a01. (англ.)
• CRC Handbook of Chemistry and Physics / Lide, D. R., editor. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Lange's Handbook of Chemistry / Dean, John A., editor. — 15th. — New York : McGraw-Hill, 1999. — ISBN 0-07-016384-7. (англ.)
• Реми Г. Курс неорганической химии / Под ред. А. В. Новоселовой. — М. : ИИЛ, 1966. — Т. 2. — 833 с. (рос.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / Под ред. В. И. Спицына. — М. : Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с. (рос.)
• Чирва В. Я., Ярмолюк С. М., Толкачова Н. В., Земляков О. Є. Органічна хімія. — Львів : БаК, 2009. — 996 с. — ISBN 966-7065-87-4.
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Под ред. Р. А. Лидина. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)