Měď

Měď, cuprum, ₂₉Cu

Měď se vyskytuje v mnoha minerálech: chalkopyrit CuFeS₂, chalkosin Cu₂S, kuprit Cu₂O, zelený malachit CuCO₃∙ Cu(OH)₂, modrý azurit 2 CuCO₃ ∙ Cu(OH)₂. Vzácně se v přírodě nachází čistá měď.

Připravit lze měď elektrolýzou vodných roztoků měďnatých solí, kdy se měď redukuje na katodě:

Cu²⁺ + 2e^- → Cu

Lze provést i redukci ze solí neušlechtilým kovem:

Fe + CuSO₄ → Cu + FeSO₄

Průmyslově se vyrábí pražně-reakčním způsobem:

2 Cu₂S + 3 O₂ → 2 Cu₂O + 2 SO₂

Cu₂S + 2 Cu₂O → 6 Cu + SO₂

Čištění mědi se provádí elektrolyticky. Jako anoda se používá surová (znečištěná) měď, na katodě vzniká čistá měď. Elektrolytem je roztok síranu měďnatého.

Vlastnosti

Měď je červený, lesklý kov, tažný a kujný, velmi dobrý vodič tepla a elektrického proudu. Dlouhodobým působením vzduchu se pokrývá zelenou vrstvou měděnky CuCO₃∙ Cu(OH)₂.

Reaguje s kyslíkem:

4 Cu + O₂ → 2 Cu₂O
2 Cu + O₂ → 2 CuO
Nereaguje s vodou. S kyselinou chlorovodíkovou reaguje pouze za přítomnosti oxidačních činidel (např. H₂O₂):

Cu + 2 HCl + H₂O₂ → CuCl₂ + 2 H₂O
Nereaguje se zředěnou kyselinou sírovou, ale s koncentrovanou kyselinou sírovou za tepla reaguje:

Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

Reakcí se zředěnou kyselinou dusičnou vzniká bezbarvý oxid dusnatý:

3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

S koncentrovanou kyselinou dusičnou vzniká hnědý oxid dusičitý:

Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

Reaguje s chloridem železitým:

Cu + 2 FeCl₃ → 2 FeCl₂ + CuCl₂

Použití

Měď se používá v elektrotechnice, vyrábí se z ní nádoby pro chemický a potravinářský průmysl, elektrody na galvanické poměďování. Měď je součástí některých slitin: mosaz Cu + Zn, bronz Cu + Sn, alpaka Cu + Ni.

Obr. 1: Bronz

Obr. 2: Mosaz

Sloučeniny mědi

Oxid měďný Cu₂O vzniká redukcí Fehlingova roztoku organickými látkami např. glukózou. Je to červený prášek nerozpustný ve vodě.

Oxid měďnatý CuO se připravuje termickým rozkladem uhličitanu měďnatého:

CuCO₃ → CuO + CO₂
Tento černý prášek je nerozpustný ve vodě.

Světle modrý hydroxid měďnatý Cu(OH)₂ vzniká srážením roztoků měďnatých solí roztokem alkalického hydroxidu:

Cu²⁺ + 2 OH^– → Cu(OH)₂

Teplem se rozkládá:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

V amoniaku se rozpouští za vzniku fialové komplexní sloučeniny:

Cu(OH)₂ + 4 NH₃ → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Pentahydrát síranu měďnatého (modrá skalice) CuSO₄∙ 5 H₂O zahříváním postupně ztrácí krystalovou vodu a mění barvu z modré na bílou a přidáním vody opět zmodrá:

CuSO₄∙ 5 H₂O → CuSO₄ + 5 H₂O

Používá se k elektrolytickému poměďování, hubení rostlinných škůdců, jako dezinfekce vody v bazénech a k impregnaci dřeva.

Obr. 3: Modrá skalice

Zdroje

BÁRTA, Milan. Chemické prvky kolem nás. 1. vydání. Brno: Edika, 2012. 112s. ISBN 978-80-266-0097-8.
BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRANOVÁ. Odmaturuj z chemie. 1.vydání. Brno: Didaktis, 2002. 208 s. ISBN 80-86285-56-1.
DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. 1. vydání. Olomouc: Rubico, 2000. 238 s. ISBN 80-85839-42-3.
FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001. 120 s. ISBN 80-7235-147-8.
KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie I v kostce. 1. vydání. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996. 120 stran. ISBN 80-7200-056-X.
ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996. 262 stran. ISBN 80-7182-003-2.