Měď

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Tento článek pojednává o kovovém prvku. O minerálu pojednává článek Měď (minerál).



Cu

Ag

NiklMěďZinek

[Ar] 3d10 4s1

63 Cu
29
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Měď (Cuprum), Cu , 29
Registrační číslo CAS 7440-50-8
Umístění v PSP 11 skupina,

4. perioda, blok d

Char. skupina Přechodné kovy
Hmotnostní zlomekzem. kůře 55 až 70 ppm
Konc. v mořské vodě 0,003 mg/l
Počet přírodních izotopů 2
Vzhled Ušlechtilý kov načervenalé barvy
Měď
[[Soubor:|255px|Emisní spektrum]]
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 63,546
Atomový poloměr 128 pm
Kovalentní poloměr 132 pm
van der Waalsův poloměr 140 pm
Elektronová konfigurace [Ar] 3d10 4s1
Elektronů v hladinách 2, 8, 18, 1
Oxidační číslo I, II, III, IV
Fyzikální vlastnosti
Skupenství Pevné
Krystalová struktura Krychlová, plošně centrovaná
Hustota 8,94 g/cm3
Kritická hustota {{{kritická hustota}}} g cm−3
Tvrdost 3,0 (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Diamagnetický
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání 1084,62 °C (1357,77 K)
Teplota varu 2562 °C (2835 K)
Kritická teplota {{{kritická teplota c}}} °C ({{{kritická teplota k}}} K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak {{{kritický tlak}}} kPa
Molární objem 7,11 · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient {{{dynamický viskozitní koef.}}}
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry 100 Pa při 1850K
Rychlost zvuku 3810 m/s
Index lomu {{{index lomu}}}
Relativní permitivita {{{relativní permitivita}}}
Elektrická vodivost 58,108 × 106 S·m−1
Měrný elektrický odpor 16,78 nΩ·m
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 386 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání 13 KJ/mol
Specifické teplo tání {{{spec. teplo tání}}}
Skupenské teplo varu 307 KJ/mol
Specifické teplo varu {{{spec. teplo varu}}}
Molární atomizační entalpie {{{molární atomizační entalpie}}}
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie {{{absolutní entropie}}}
Měrná tepelná kapacita 24,440 Jmol-1K-1
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³
Spalné teplo na kg
Různé
Van der Waalsovy konstanty {{{van der Waalsovy konstanty}}}
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál 0,337 V
Elektronegativita 1,90 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie 1: 745,5 KJ/mol
2: 1957,9 KJ/mol
3: 3555 KJ/mol
Iontový poloměr 96 pm
Izotopy
izo výskyt t1/2 rozpad en. MeV prod.
63Cu 69,15% je stabilní s 34 neutrony
64Cu umělý 12,7 hodiny ε 1,675 64Ni
β 0,579 64Zn
65Cu 30,85% je stabilní s 36 neutrony
67Cu umělý 63,83 hodiny β 0.577 67Zn
Bezpečnost


R-věty
S-věty
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Měď (chemická značka Cu latinsky Cuprum) je ušlechtilý kovový prvek načervenalé barvy, používaný člověkem již od starověku. V období Římské říše se měď těžila hlavně na Kypru, proto dostala název сyprium (kov Kypru), později se zkrátil k сuprum. Vyznačuje se velmi dobrou tepelnou a elektrickou vodivostí, dobře se mechanicky zpracovává a je odolný proti atmosférické korozi. Je základní součástí řady velmi důležitých slitin a mimořádně důležitý pro elektrotechniku.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Plamenová zkouška měďnaté soli

Typický kovový prvek, kovově lesklý s červeným nádechem. Na vzduchu vlivem oxidace tmavne a pozvolna přechází do rezavohnědé barvy. Ve velmi tenkých plátech prosvítá zelenomodře. Krystalizuje v kubické plošně centrované soustavě. Patří mezi přechodné prvky, které mají valenční elektrony v d-sféře a patří do I.B skupiny. Měď, stejně jako stříbro a zlato, které se vyskytují ve stejné skupině, se ve většině vlastností podobají sousedům nalevo (prvkům VIII.B skupiny a tedy přechodným kovům – nikl, paladium a platina), ale v některých vlastnostech se velmi podobají prvkům I.A skupiny – alkalickým kovům, tedy prvků nepřechodným. Společný rys se sousedy vlevo má měď v oxidačním stupni Cu2+ a jejích barevných komplexech a společný s alkalickými kovy zejména Cu1+. V těchto dvou oxidačních stupních tvoří měď nejvíce sloučenin, vzácně i v oxidačním stupni Cu+3 a Cu+4. Trojmocnou měď je nutné stabilizovat velkými anionty.

Rozpouštění mědi v minerálních kyselinách probíhá, ale jako ušlechtilý kov nedokáže z kyseliny vytěsnit kation vodíku, a proto se rozpouští v oxidujících kyselinách nebo v neoxidujících kyselinách v prostředí oxidačních činidel.

V roztoku zředěné kyseliny chlorovodíkové se měď nerozpouští. Pokud se do roztoku přidá oxidační činidlo (nejběžněji peroxid vodíku), probíhá rozpouštění velmi pomalu. V případě koncentrované kyseliny chlorovodíkové se měď také nerozpouští, ale v přítomnosti oxidačních činidel probíhá rozpouštění poměrně rychle za vzniku zeleného roztoku chloridu měďnatého.

2 HCl + H2O2 + Cu → CuCl2 + 2 H2O

V roztoku zředěné kyseliny sírové se měď nerozpouští, ale v přítomnosti oxidačního činidla se měď rozpouští za vzniku zelenomodrého roztoku síranu měďnatého. V koncentrované kyselině sírové, která již je oxidující kyselinou, se měď zprvu nerozpouští a pouze černá na oxid měďnatý a uvolňuje se oxid siřičitý a teprve po zčernání mědi se oxid měďnatý rozpouští v kyselině sírové na modrý roztok síranu měďnatého.

H2SO4 + H2O2 + Cu → CuSO4 + 2 H2O
Cu + H2SO4 → CuO + SO2 + H2O
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

V roztoku zředěné kyseliny dusičné, která je oxidující kyselinou, se měď rozpouští za vzniku modrého roztoku dusičnanu měďnatého a uvolňování oxidu dusnatého. V roztoku koncentrované kyseliny dusičné, která je také oxidující kyselinou, se měď rozpouští za vzniku modrého roztoku dusičnanu měďnatého a uvolňování oxidu dusičitého.

3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

V alkalických hydroxidech je měď nerozpustná, ale dobře se rozpouští v koncentrovaných roztocích alkalických kyanidů za vývoje vodíku.

2 Cu + 2 H2O + 4 CN- → 2 [CuI(CN)2] + 2 OH- + H2

Proti korozi na vzduchu vykazuje měď (velmi) dobrou odolnost, protože se působením kyslíku, atmosférické vlhkosti a oxidu uhličitého pokrývá tenkou vrstvičkou zeleného zásaditého uhličitanu měďnatého (CuCO3 . Cu(OH)2) – měděnkou, která ji účinně chrání proti další korozi (tzv. pasivace). Z tohoto důvodu se výraznější vrstva měděnky vytvoří, v závislosti na vzdušné vlhkosti, za několik měsíců až mnoho let. Na měď působí za pokojové teploty a vzdušné vlhkosti i chlor. Za vyšší teploty se měď slučuje s velkou spoustou prvků, k nejvýraznějším patří slučivost se sírou. Sloučeniny měďnaté barví plamen zeleně.

Měď vede v čistém stavu velmi dobře elektrický proud, po stříbře vykazuje druhou nejlepší vodivost ze všech kovových prvků za normální teploty. Ale i při velmi malém obsahu nečistot, zejména antimonu a arsenu, se vodivost výrazně snižuje. Zároveň je i výborným vodičem tepla. (Z praxe: Je třeba elektrodou k sobě svařit dva vodorovné ocelové plechy tloušťky 6 mm, mezera také 6 mm. Zespodu se přitiskne měděná destička tloušťky 10 mm. Pak se začnou el. obloukem tyto plechy k sobě svářet. Ačkoliv teplota oblouku je 3000 °C a roztavené oceli 1500 °C stupňů, měď odvádí teplo tak rychle, že se ani nenataví a žhavou lázeň udrží. Destička—neporušená—pak odpadne). Čistá kovová měď je poměrně měkká a proto se pro praktické aplikace často používají její slitiny s prvky. Měď je velmi tažná a kujná a i proto se z ní vyrábí vodiče elektrického proudu.

U určitého druhu mědi se při teplotě vyšší než 400 °C vyskytuje tzv. vodíková nemoc. Konkrétně jde o měď obsahující O2 nad 0,003% (u bezkyslíkové mědi nad 0,002%). Za vysokých teplot do mědi difunduje (proniká) vodík, který se následně váže s kyslíkem v mědi a vytváří molekuly vody v podobě vodní páry. Vodní pára působí tlakem na okolní strukturu materiálu a vznikají malé trhlinky, jejichž následkem je zhoršení mechanických vlastností mědi.

Jestliže měď rozžhavíme a namočíme ve vodě, změkne. Časem opět sama ztvrdne. Této vlastnosti využívali například mědikovci. Automechanici si takové nýty dávali pak do ledničky, aby déle vydržely měkké.

Výskyt[editovat | editovat zdroj]

Azurit – 2 CuCO3 . Cu(OH)2
Kuprit – Cu2O
Graf světové produkce mědi 1900 až 2010
Světová produkce mědi roku 2005. Na prvním místě je Chile s asi 5,3 milióny tunami mědi za rok, následují Peru, Spojené státy Americké a Indonésie, a každé z nich těží asi 1 milión tun mědi ročně.
Chalkopyrit – CuFeS2

Měď je v zemské kůře přítomna poměrně vzácně. Odhaduje se, že její obsah činí 55 – 70 ppm (mg/kg). V mořské vodě se její koncentrace pohybuje pouze na úrovni 0,003 miligramů v jednom litru. Předpokládá se, že ve vesmíru připadá na jeden atom mědi přibližně 1 miliarda atomů vodíku.

Ryzí měď se v přírodě nachází, ale vzácně ve větším množství a vyskytuje se tedy převážně ve sloučeninách. Elementární se ve větší míře vyskytuje u Hořejšího jezera v Severní Americe. Nejčastěji ji nacházíme ve formě sulfidů, mezi něž patří například chalkozin neboli leštěnec měděný Cu2S, covellin CuS, bornit Cu3FeS3, bournonit (Cu2. Pb)3[SbS3]2 nebo chalkopyrit neboli kyz měděný CuFeS2. Dalšími významnými minerály jsou kuprit Cu2O, zelený malachit CuCO3 . Cu(OH)2 a jemu chemicky podobný modrý azurit 2 CuCO3 . Cu(OH)2.

Mezi největší světové producenty mědi patří především Chile, Peru a USA v Novém Mexiku a Utahu. Významná ložiska měděných rud se dále nalézají v Zairu, Zambii, Kanadě, Kazachstánu a Polsku.

Měď patří také mezi biogenní prvky, protože je součástí hemocyaninu obsaženého v krvi měkkýšů.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

Podrobnější informace naleznete v článku Výroba mědi.

Hlavním zdrojem pro průmyslovou výrobu mědi jsou sulfidické rudy, které jsou poměrně bohaté na železo, ale obsah mědi se v nich pohybuje kolem 1 %. Vytěžená ruda se proto nejprve drtí a koncentruje, čímž obsah mědi stoupne na 15 až 20 %.

Výroba mědi ze sulfidických rud se provádí ve třech základních krocích. Třetí krok se však postupem času obměnil a dnes se již nevyužívá ani německého pochodu pražně redukčního, ani anglického pochodu pražně reakčního.

1. Pražení je první základní krok, jehož podstatou je odstranění co možná největšího množství síry z rudy a převedení co možná největšího množství sulfidů na oxidy. Oxidy arsenu a antimonu při tomto pražení vytěkají. Pokud klesne obsah síry v rudě natolik, že na jeden atom mědi připadá přibližně jeden atom síry, následuje druhý krok.

2 Cu2S + 3 O2 → 2 Cu2O + 2 SO2

2. Tavení na měděný lech (kamínek) probíhá v šachtových nebo plamenných pecích za přidání koksu a struskových přísad (nejčastěji oxid křemičitý) při teplotě 1400 °C, aby se odstranil sulfid železnatý FeS. Při tomto pochodu přechází oxid měďnatý vzniklý v minulém kroku opět v sulfid a sulfid železnatý reaguje s oxidem křemičitým na křemičitan železnatý, který strusku. Sulfid měďný, který při reakci vzniká, se spolu s dalšími sloučeninami usazuje na dně taveniny jako měděný lech neboli kamínek. Po odstranění velkého množství sulfidu železnatého z rudy následuje třetí krok.

2 CuO + FeS + C + SiO2 → Cu2S + FeSiO3 + CO

3. Zpracování měděného lechu na surovou měď se dnes výhradně provádí dmýcháním v konvertoru, což je metoda, která se označuje jako pražení s dmýcháním nebo besemerace mědi. Besemerace proto, že ji zavedl Henry Bessemer. Tento způsob výroby spočívá v kombinaci pochodu pražně redukčního a pochodu pražně reakčního. Roztavený měděný lech se vleje do konvertoru, který obsahuje zásaditou nebo kyselou vyzdívku a to podle toho zda obsahuje ruda zásadité nebo kyselé přísady, a vhání se stlačený vzduch. Zbytky sulfidu železnatého přecházejí na oxid a vytváří tak strusku. Poté probíhá oxidace sulfidu měďného na oxid měďnatý, který energicky reaguje se sulfidem měďným na kovovou měď.

2 Cu2O + Cu2S → 6 Cu + SO2

Oxidické měďnaté rudy lze zpracovávat na kov přímou redukcí koksem za vysoké teploty, ale častěji se přidávají k sulfidickým rudám mědi, kde tyto rudy působí oxidačně a urychlují tak redukci sulfidu na oxid, popřípadě na kov při vhodně zvoleném poměru.

2 Cu2O + Cu2S → 6 Cu + SO2

Surová měď, černá měď se čistí elektrolyticky. Anodou je surová měď, jako elektrolyt se užívá kyselý roztok síranu měďnatého CuSO4 a katodu tvoří čistá měď. Nečistoty, které se hromadí v okolí anody jako anodické kaly jsou cenným zdrojem stříbra, zlata a dalších těžkých kovů.

Použití[editovat | editovat zdroj]

Měď se nevyužívá jen v čisté podobě, ale ze 45% k výrobě slitin, jako je bronz nebo mosaz.

Čistý kov[editovat | editovat zdroj]

měděná trubka pro rozvod plynů

1. Čistá měď nalézá uplatnění pro svoji odolnost proti korozi, protože se na vzduchu působením atmosférické vlhkosti a oxidu uhličitého rychle pokryje tenkou vrstvičkou nazelenalého zásaditého uhličitanu měďnatého (CuCO3 . Cu(OH)2) (měděnka) který ji účinně chrání proti další korozi. Vzhledem k dnešnímu, znečištěnému ovzduší však chemická reakce zabarví měď do hněda. Pokud bychom chtěli historickou, zelenou patinu, musí se měď ještě potřít zvláštní chemikálií, jejíž složkou je čpavek.

Měď se používá např. pro:

  • střešní krytiny – vzhledem k vysokým nákladům především pro pokrývání střech chrámů, věží, historických staveb a podobně
  • materiál pro výrobu odolných okapů a střešních doplňků
  • trubic pro rozvody technických plynů (s výjimkou acetylenu, který tvoří s mědí acetelyd a materiál pak rychle koroduje)
  • výrobu mincí

2. Vysoká elektrická vodivost se uplatňuje při výrobě:

  • elektrických vodičů jak pro průmyslové aplikace (elektromotory, elektrické generátory, …),tak pro rozvody elektrické energie v bytech apod.
  • při výrobě elektronických součástek, např. integrovaných obvodů

3. Vynikající tepelná vodivost mědi se uplatní při výrobě:

  • kotlů a zařízení pro rychlý a bezeztrátový přenos tepla
  • chladičů např. v počítačích, automobilech a průmyslových zařízeních
  • kuchyňského nádobí
  • Klempířství – chceme-li měď pájet (nebo také letovat) cínem, musíme budoucí spoj připravit potřením kyseliny chlorovodíkové (nebo také solné), převařené zinkem. Do otevřené nádobky dáme kyselinu a vkládáme do ní zinek tak dlouho, až přestane reagovat. Získáme tak chlorid zinečnatý. (Nemáme-li zinek, lze v nouzi použít i kousky pozinkovaného plechu, trvá to však dlouho).
  • Z historie: Nahrazování mědi hliníkem v elektrotechnice zavedli Němci za 2. svět. války, když neměli přístup k mědi. Pracovní vlaky jezdily od nádraží k nádraží a všude sbíraly měděné dráty a vyměňovaly je za hliníkové. Po válce v Československu byly v prodeji dráty hliníkové i měděné, byly však mnohem dražší, proto lidé i podniky používaly nadále dráty hliníkové. (Měď museli komunisté kupovat za dolary).

Bronz[editovat | editovat zdroj]

bronzová nádoba

Patrně nejvýznamnější slitinou mědi je bronz. O jeho významu hovoří již skutečnost, že celá historická epocha vývoje lidstva se nazývá doba bronzová, sportovci za třetí umístění dostávají bronzové medaile atd.

Nejznámějším bronzem je slitina mědi s cínem. Pod pojmem bronz však rozumíme slitinu mědi s jakýmkoliv prvkem mimo zinku (taková slitina se nazývá mosaz).

Přídavek cínu do kovové mědi odstraňuje její hlavní nedostatek pro výrobu prakticky použitelných nástrojů – malou tvrdost. Přitom zůstává zachována vysoká odolnost proti korozi a relativně snadná opracovatelnost. V době bronzové sloužil tento kov jak pro výrobu zbraní tak pro zhotovování celé řady nástrojů pro řemeslnou výrobu, užití v domácnosti i dekorativních předmětů. Existuje dokonce teorie, která tvrdí, že k přechodu na daleko obtížněji vyrobitelné železo nedošlo pro lepší vlastnosti železa, ale díky vyčerpání snadno těžitelných cínových rud. Z cínového bronzu se vyrábí součásti spínačů, sběrné kroužky, kontaktní segmenty

I v současné době má bronz mimořádný význam. Existují stovky slitin tohoto typu, z nichž mnohé obsahují kromě mědi a cínu řadu dalších kovů jako nikl (dělovina, odporové vodiče, termoelektrické články), mangan, olovo, beryllium, hliník (součástky odolné vyšším teplotám) nebo i fosfor a křemík.

Praktické využití bronzů je spojeno především s jejich vysokou odolností proti korozi, přestože jeho cena je výrazně vyšší než u železa nebo oceli. Z bronzu se vyrábějí kovové součástky čerpadel, která pracují s vysokými tlaky v agresivním prostředí, kluzná ložiska, pružinová pera a velmi často součásti lodí a ponorek, protože velmi dobře odolávají působení mořské vody. Stejně jako v minulosti je pak bronz materiálem pro výrobu soch, pamětních desek a mincí, medailí a podobných předmětů.

Mosaz[editovat | editovat zdroj]

hudební nástroj vyrobený z mosazi

Slitina mědi se zinkem se nazývá mosaz. Mosaz obsahuje optimálně 32% zinku (maximálně 42%). Existují stovky různých mosazí, jejichž přesné složení je dáno mezinárodními normami a liší se od sebe mechanickými vlastnostmi (tvrdost, pevnost, mechanická opracovatelnost…), bodem tání a zpracovatelnost litím (možnost odlévání).

Běžná mosaz je poměrně měkký kov s jasně zlatavou barvou a s poměrně nízkou chemickou odolností vůči kyselinám a louhům. Proti působení atmosférických vlivů je však mosaz značně odolná.

Používá se často k výrobě různých hudebních nástrojů a dekorativních předmětů, zhotovují se z ní součásti pro vybavení koupelen a drobné bytové doplňky, slouží pro výrobu bižuterie jako tzv. kočičí zlato. Díky vizuální podobnosti se zlatem se mohou vyskytnout i pokusy o úmyslnou záměnu a podvedení důvěřivého zákazníka. Poměrně časté jsou zde případy, kdy většina předmětu (např. ozdobný masivní řetízek) je vyrobena z mosazi a pouze na povrchu pozlacena. Při testu na kameni (buližník) nebo metodou rentgenové fluorescence se pak předmět jeví jako skutečně zlatý, protože se obou případech analyzuje pouze povrch.

V současné době existují i způsoby elektrolytického vylučování mosazných vrstev na kovový podklad a tohoto elektrolytického mosazení se využívá k povrchové protikorozní ochraně především železných předmětů.

Klenotnické, dentální a mincovní slitiny[editovat | editovat zdroj]

Zlaté klenotnické slitiny obsahuji kromě zlata nejčastěji stříbro a měď, můžeme v nich nalézt ale i zinek, nikl, palladium a další. Základním důvodem pro výrobu zlatých šperků ze slitin je velmi malá mechanické odolnost čistého zlata (měkkost, snadný otěr). Přídavky doprovodných kovů zvyšují tvrdost slitiny a mohou mít i estetický efekt. Měď se ve zlatých klenotnických materiálech vyskytuje v rozmezí 0 – 30 % a podle jejího obsahu je možno docílit i zvoleného barevného odstínu slitiny od zářivě žluté až po téměř červenou.

Stříbrné šperky jsou obvykle vyráběny ze slitin stříbra s mědí, kde obsah mědi činí 3 – 10 %. Důvodem je opět zvýšená mechanická odolnost slitiny oproti čistému stříbru a navíc vyšší odolnost proti korozi atmosférickými plyny s obsahem síry (oxid siřičitý, sulfan…).

Dentální slitiny, používané pro výrobu zubních náhrad musí vykazovat především zdravotní nezávadnost tedy odolnost proti korozi materiálu v poměrně silně chemicky agresivním prostředí ústní dutiny. Pro jejich výrobu se proto užívá především drahých kovů jako je zlato, stříbro, palladium, platina nebo iridium a další kovy jako je měď, zinek, cín, antimon nebo indium mají za účel upravit mechanické vlastnosti slitiny jako je tvrdost a opracovatelnost.

Jiným typem dentální slitiny, používané pro zubní výplně, jsou dentální amalgámy. Uvedené materiály jsou obvykle tvořeny slitinou stříbra, mědi a cínu, které jsou velmi jemně rozmělněny. Před vlastním úkonem v zubní ordinaci se k definovanému množství této směsi přidá elementární rtuť, která během několika minut vytvoří velmi pevnou a chemicky odolnou slitinu – amalgám. Proto je velmi důležité, aby zubní lékař vyplnil dutiny v zubu amalgámem v relativně krátké době po smíchání, kdy je směs ještě tvárná.

Pro mincovní kovy se slitiny mědi s niklem a zinkem používají pro výrobu mincí s vyšší nominální hodnotou právě pro poměrně vysokou cenu čisté mědi. Přídavky mědi zde mají účel upravit zbarvení slitiny do žluta až červena a zároveň zvyšují korozní odolnost mince.

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Ve sloučeninách se vyskytuje především v mocenství Cu+1 a Cu+2, vzácně i Cu+3 a ve velmi nestabilních sloučeninách Cu+4. Nejstálejší jsou sloučeniny Cu+2, které mají obvykle modrou nebo zelenou barvu. Sloučeniny Cu+1 svým chemickým chováním připomínají soli stříbrné zatímco sloučeniny Cu+3 jsou mimořádně nestálé a za běžných podmínek se samovolně rozkládají.

Anorganické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Sloučeniny měďné Cu+1[editovat | editovat zdroj]

Oxid měďný Cu2O
Chlorid měďný CuCl
Jodid měďný CuI

Jsou látky často špatně rozpustné nebo úplně nerozpustné ve vodě. Soli jsou nejčastěji v bezvodém stavu bílé a v hydratovaném barevné a některé tvoří komplexní sloučeniny, které jsou nejčastěji bezbarvé.

Oxid měďný Cu2O je červená až černohnědá jemně práškovitá látka, nerozpustná ve vodě. Ve vodě se však rozpouští v prostředí amoniaku a koncentrovaného roztoku halogenovodíkové kyseliny za vzniku komplexních sloučenin. V přírodě se vyskytuje jako nerost kuprit. Působením zředěných kyslíkatých kyselin probíhá autooxidace oxidu měďného, kdy vzniká měďnatá sůl a měď. Oxid měďný se uplatňuje při barvení ve sklářství a keramice na červeno, do barev k natírání dna lodí a slouží také k hubení škůdců. Oxid měďný se připravuje přidáním hydroxidu sodného a hroznového cukru k roztoku měďnaté soli nebo Fehlingovu roztoku.

Chlorid měďný CuCl je v čerstvém stavu bílý prášek nerozpustný ve vodě, který na vlhkém vzduchu nabíhá rychle do zelena. Chlorid měďný vytváří komplexní, adiční i podvojné sloučeniny. Chlorid měďný se připravuje zahříváním měděných hoblin v koncentrované kyselině chlorovodíkové za přídavku malého množství chlorečnanu draselného. Může se taky připravit redukcí chloridu měďnatého kyselinou siřičitou.

Bromid měďný CuBr je žlutozelená krystalická látka, nerozpustná ve vodě, která tvoří adiční a komplexní sloučeniny. Připravuje se tepelným rozkladem bromidu měďnatého.

Jodid měďný CuI je v čistém stavu bílý prášek, který se přimíšením jodu barví do hněda až černa, je nerozpustný ve vodě. V roztocích tvoří adiční a komplexní sloučeniny. Připravuje se zahříváním mědi s jodem a horkou koncentrovanou kyselinou jodovodíkovou nebo smíšením alkalického jodidu s roztokem měďnaté soli a přídavkem oxidu siřičitého nebo thiosíranu sodného.

Kyanid měďný CuCN je bílý prášek, nerozpustný ve vodě a zředěných kyselinách. Rozpouští se v koncentrovaných kyselinách, amoniaku a roztocích amonných solí za vzniku komplexních sloučenin. Připravuje se reakcí kyanidových iontů s měďnatými kationy, kdy se zprvu vzniklý kyanid měďnatý rozkládá na dikyan a kyanid měďný.

Rhodanid měďný CuSCN je bílý prášek, ve vodě a kyselinách za chladu se nerozpustný. V nadbytku rhodanidu se rozpouští za vzniku komplexní sloučeniny. Rhodanid měďný dokáže adovat amoniak, který se ale zpět snadno odštěpuje. Rhodanid měďný se připravuje reakcí měďnaté soli s rhodanidovými aniony a přítomnosti redukčního činidla.

Siřičitan měďný Cu2SO3 je bílý prášek, nerozpustný ve vodě, rozpustný v roztoku kyseliny siřičité. V roztoku vytváří málo stabilní podvojné a komplexní sloučeniny, které jsou většinou rozpustné. Siřičitan měďný se připravuje zaváděním oxidu siřičitého do roztoku octanu měďnatého, který je silně okyselený kyselinou octovou.

Sulfid měďný Cu2S je tmavě olověně šedý krystalický prášek, nerozpustný ve vodě. V přírodě se nachází jako nerost chalkosin. Sulfid měďný vede dobře elektrický proud, ale o něco hůře než sulfid měďnatý. Sulfid měďný vytváří podvojné i komplexní sloučeniny, které jsou většinou rozpustné ve vodě. Sulfid měďný lze získat žíháním sulfid měďnatého v proudu vodíku za malého přidání síry.

Sloučeniny měďnaté Cu+2[editovat | editovat zdroj]

Oxid měďnatý CuO
Chlorid měďnatý CuCl2
Síran měďnatý CuSO4 – modrá skalice
Dusičnan měďnatý Cu(NO3)2
Uhličitan měďnatý CuCO3

Jsou látky ve vodě většinou dobře rozpustné a ve vodě se ve velmi malém množství hydrolyticky štěpí. Hydratované měďnaté ionty jsou blankytně modré a v bezvodém stavu jsou měďnaté sloučeniny často bezbarvé, ale některé i barevné.

Oxid měďnatý CuO je tmavohnědý, ve vodě nerozpustný prášek. V přírodě se nachází jako nerosty melaconit a tenorit. Používá se k barvení skla a smaltů na zeleno, modro nebo červeno a v keramickém průmyslu k přípravě emailů pro zdobení keramiky. Dále se ho využívá v kupronových článcích jako depolarizátor, v organické elementární analýze jako oxidační činidlo a v lékařství se používá v mastech. Oxid měďnatý vzniká tepelným rozkladem hydroxidu měďnatého, dusičnanu měďnatého nebo uhličitanu měďnatého nebo zahříváním mědi.

Hydroxid měďnatý Cu(OH)2 je modrá práškovitá látka, nerozpustná ve vodě. Při zahřívání se rozkládá na oxid měďnatý a vodu. Čerstvě sražený hydroxid měďnatý se rozpouští v alkalických hydroxidech za vzniku komplexních sloučenin hydroxoměďnatanů. Také se rozpouští v roztoku amoniaku na tmavěmodrý roztok, při čemž vzniká komplexní sloučeninu, která je známa jako Schweizerovo činidlo (viz níže). Hydroxid měďnatý se připravuje srážením rozpustných měďnatých solí rozpustným alkalickým hydroxidem.

Fluorid měďnatý CuF2 je v hydratovaném stavu světle modrá krystalická látka a v bezvodém stavu bílý krystalický prášek, málo rozpustný ve studené vodě a horkou vodou se rozkládá na zásaditý fluorid. Připravuje se rozpouštěním uhličitanu měďnatého nebo hydroxidu měďnatého v nadbytku kyseliny fluorovodíkové nebo přímým slučováním mědi s fluorem.

Chlorid měďnatý CuCl2 je v bezvodém stavu temně hnědá roztékavá hmota a v podobě dihydrátu blankytně modrá krystalická látka, která se stopami vody barví zeleně. Rozpouští se dobře ve vodě, etanolu, acetonu a pyridinu. Roztok koncentrovaného chloridu měďnatého je temně hnědý, při zřeďování přechází přes zelenou až do modré barvy. V koncentrovaných roztocích chloridu měďnatého lze připravit komplexní (viz níže), podvojné i adiční sloučeniny. Koncentrovaný vodný roztok dokáže adovat velká množství oxidu dusnatého, který se při zřeďování uvolňuje. Chlorid měďnatý se připravuje rozpouštěním uhličitanu měďnatého nebo hydroxidu měďnatého v kyselině chlorovodíkové.

Bromid měďnatý CuBr2 tvoří v bezvodém stavu lesklé černé krystaly, v hydratované podobě hnědavě zelené krystaly. Ve vodném roztoku lze získat adiční, podvojné i komplexní sloučeniny. Bromid měďnatý se připravuje rozpouštěním uhličitanu měďnatého nebo hydroxidu měďnatého v kyselině bromovodíkové.

Jodid měďnatý CuI2 vzniká pouze jako přechodný produkt při reakci rozpustné měďnaté soli s rozpustným alkalickým jodidem. Jodid měďnatý se po chvíli rozkládá za vzniku jodidu měďného a jodu. Stálejší jsou adiční a podvojné soli.

Síran měďnatý, krystalizující z vodného roztoku jako pentahydrát CuSO4.5 H2O neboli modrá skalice, je blankytně modrá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě. V přírodě se vyskytuje jako nerost chalkantit. Opatrným zahříváním lze krystalickou vodu odstranit a vzniklá bezvodá sůl CuSO4, která má bílou barvu. Velmi ochotně přijímá vodu zpět, čehož lze využít k sušení některých nepolárních organických rozpouštědel, v nichž je síran měďnatý prakticky nerozpustný. V roztoku vytváří snadno adiční a podvojné sloučeniny. Díky své dobré rozpustnosti ve vodě je využívána pro výrobu galvanických lázní pro proudové poměďování. Protože soli Cu+2 obecně jsou silně fungicidní - hubí houby a plísně, požívají se přípravky s vysokým podílem modré skalice k ošetřování zemědělských plodin nebo osiva na ochranu proti houbovým a plísňovým infekcím. Modrá skalice se vyrábí rozpouštěním měděných odpadků v horké koncentrované kyselině sírové nebo v zředěné kyselině sírové za přístupu vzduchu.

Dusičnan měďnatý krystalizuje jako hexahydrát Cu(NO3)2. 6 H2O v modrých krystalcích, bezvodý je bezbarvý s poněkud nazelenalým nádechem, ve vodě je dobře rozpustný. V přírodě se vyskytuje jako nerost gerhardtit. Roztoky dusičnanu měďnatého se používají k povrchové úpravě povrchu železných slitků (moření) před dalším zpracováním. Dusičnan měďnatý se připravuje rozpouštěním uhličitanu měďnatého nebo hydroxidu měďnatého v kyselině dusičné.

Uhličitan měďnatý CuCO3 není znám v čistém stavu, ale pouze ve své zásadité podobě. Ve vodě je nerozpustný, ale rozpouští se ve zředěných kyselinách. V přírodě se vyskytuje v podobě nerostů malachitu, azuritu a chessylitu. V roztoku vytváří podvojné sloučeniny. Zásadité uhličitany měďnaté se používají jako malířské barvy, pro modré světlice v ohněstrůjství a v barvířství. Zásadité uhličitany měďnaté se vyrábí srážením roztoků měďnatých solí alkalickými uhličitany, při čemž se vždy určitá část uhličitanu měďnatého rozpadá na hydroxid měďnatý.

Rhodanid měďnatý Cu(SCN)2 je černá práškovitá látka, nerozpustná ve vodě. Ve vodě snadno vytváří rozpustné podvojné, adiční i komplexní sloučeniny. Velmi dobře se rozpouští v roztoku amoniaku. Rhodanid měďnatý se připravuje srážením roztoku měďnaté soli roztokem kyseliny rhodanovodíkové nebo alkalického rhodanidu.

Sulfid měďnatý CuS je černá práškovitá látka, nerozpustná ve vodě a zředěných kyselinách, na vzduchu se částečně oxiduje na síran měďnatý. V přírodě se nachází jako nerost covellin. Sulfid měďnatý vede dobře elektrický proud. V prostředí oxidovadel, jako je peroxid vodíku, přechází na síran měďnatý. Sulfid měďnatý se dá získat zaváděním sulfanu do roztoku měďnaté soli.

Oxichlorid měďnatý (CuCl2 . 3Cu(OH)2) je účinnou látkou chemického postřiku kuprikol, který je v České republice registrován jako fungicid . Jde o látku pro zdraví i pro životní prostředí škodlivou. Při jeho tepelném rozkladu může docházet k uvolňování chlorovodíku a dalších toxických zplodin.

Analyticky využitelná je redukce iontu Cu+2 v alkalickém prostředí redukujícími sacharidy neboli sacharidy obsahujícími volný poloacetalový hydroxyl (všechny monosacharidy, dále laktóza, maltóza…). V přítomnosti těchto sloučenin poskytuje alkalický roztok měďnaté soli – Fehlingovo činidlo – červenohnědou sraženinu oxidu měďného Cu2O, zatímco sacharidy neobsahující volný poloacetalový hydroxyl (neredukující sacharidy, např. sacharóza) tuto reakci neposkytují.

Sloučeniny mědité Cu+3[editovat | editovat zdroj]

Sloučenin trojmocné mědi je známo velmi málo. První připravená sloučenina byla roku 1921 oxid měditý. Je to granátově červený prášek, který se podařilo získat působením peroxodisíranu draselného na čerstvě sražený hydroxid měďnatý. Oxid měditý má kyselý charakter a tvoří s hydroxidy červené hydroxoměditany s obecným vzorcem MI[Cu(OH)4], které se vodou i na vzduchu rozkládají. Roku 1949 se podařila připravit fluorosůl trojmocné mědi K3[CuF6]. Roku 1951 se podařily připravit také měditany KCuO2 a Ba(CuO2)2. Poté se podařilo připravit ještě několik dalších sloučenin, ale žádná z nich nemá praktický význam, protože se na vzduchu rozkládají.

Komplexní sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Nuvola apps important.svg

Tento článek používá staré názvosloví komplexů. Nové názvosloví bylo přeloženo v létě 2007. Změny se týkají zejména názvů anorganických ligandů.

Oxidační stav IV (d7)[editovat | editovat zdroj]

Komplexní sloučeniny CuIV nejsou stabilní na vzduchu, a proto nemají praktický význam (např. Cs2[CuIVF6]).

Oxidační stav III (d8)[editovat | editovat zdroj]

Komplexy mědi v oxidačním čísle III jsou neobyčejně náchylné k redukci. Účastní se ale některých biologických dějů. Působením fluoru na směs 3 dílů chloridu draselného a 1 dílu chloridu měďného vzniká zelený paramagnetický hexafluoroměditan draselný K3[CuF6]. Je jediným vysokospinovým komplexem CuIII a snadno se redukuje. Ostatní komplexy jsou nízkospinové diamagnetické a většinou mají čtvercovou koordinační sféru.

Oxidační stav II (d9)[editovat | editovat zdroj]

Jednoduché soli tvoří téměř se všemi anionty, pouze s CN- a I- tvoří kovalentní sloučeniny. V roztocích je přítomen modrý hexaaquaměďnatý kationt [Cu(H2O)6]2+. Technicky nejdůležitější solí je modrá skalice CuSO4•5H2O. Se šesti molekulami vody krystalizuje pouze chloristan a dusičnan (častější je však trihydrát).

Koordinační čísla u mědi jsou 4, 5 a 6. Nejčastěji tvoří tetraedrické uspořádání. Komplexy s fluorem a vodou jsou však oktaedrické. Měď díky svému uspořádání valenčních elektronů nedokáže vytvářet pravidelný oktaedr, a proto je okaedr deformován. Komplexní sloučeniny tvoří přednostněji s dusíkatými ligandy a to zejména s amoniakem než s kyslíkatými ligandy jako je například voda.

Amoniakáty mědi vznikají reakcí měďnatých solí s amoniakem. Nejčastější je tetraammiměďnatý ion [Cu(NH3)4]2+ intenzivně fialové barvy. Existují však i amminměďnatý ion [Cu(NH3)]2+, diamminměďnatý ion [Cu(NH3)2]2+, triamminměďnatý [Cu(NH3)3]2+ a pentaamminměďnatý ion [Cu(NH3)5]2+, které jsou však méně časté. Tato reakce se v analytické chemii používá jako důkaz přítomnosti iontu Cu+2 v roztoku. Takovéto komplexní sloučeniny mědi mohou být připraveny i jako pevné krystalické látky.

Schweizerovo činidlo hydroxid tetraamminměďnatý [Cu(NH3)4](OH)2 je tmavě modrá, rozpustná krystalická látka. Roztok rozpouští celulosu, čehož se využívá při výrobě hedvábí. Připraví se přidáním roztoku amoniaku k čerstvé sraženině hydroxidu měďnatého nebo působením roztoku amoniaku s trochou chloridu amonného na měď za přístupu vzduchu.

Měďnaté ionty halogenidů vytváří v koncentrovaném roztoku s jinými koncentrovanými roztoky alkalických halogenidů acidokomplexy a dokonce i acidokyseliny – acidoměďnatany. Takovéto roztoky mají často hnědožlutou, hnědou až černou barvu a při zředění se komplexy rozkládají. Tyto komplexní látky lze získat v krystalickém stavu jako silně hygroskopické látky, které jsou v bezvodém stavu žluté až hnědé a v hydratované podobě světle modré až zelené.

Měďnatý kation vytváří komplexní sloučeniny s některými organickými látkami jako je glycerin, sacharidy nebo kyselina vinná. Ve všech těchto sloučeninách měď nahrazuje vodíkový kation v hydroxidových skupinách a váže se místo něj. Tyto sloučeniny vážou měď tak pevně, že v roztoku již nejsou žádné další měďnaté ionty přítomny. Fehlingovo činidlo, které se používá jako důkaz redukujících cukrů, se skládá z modré skalice, Seignettovy soli KNa[C4H4O6]•4 H2O (tetrahydrát vínanu draselno-sodného) a hydroxidu draselného.

Kyanid měďnatý není znám v čistém stavu, ale komplexní sloučeniny, tedy kyanoměďnatany, se podařilo v čistém stavu připravit. Jsou to bílé krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě s obecným vzorcem M2I[Cu(CN)4].

Nižší oxidační stavy[editovat | editovat zdroj]

Komplexy v oxidačním stavu CuI jsou ve vodě nestálé , avšak některé mohou být stabilizovány. Komplexy v oxidačním stavu Cu0 vytváří měď především s oxidem uhelnatým, což jsou organokovové sloučeniny.

Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Octan měďnatý – (CH3COO)2Cu

Octan měďný CuC2H3O2 je bílá krystalická látka, nerozpustná ve vodě, na vzduchu stabilní, ale ve vodě se rozkládá. Připravuje se přikapáváním síranu hydroxylaminia do horkého roztoku octanu měďnatého a octanu amonného, vzniklá směs se pak okyselí velký množstvím kyseliny octové a vyloučí se octan měďný.

Šťavelan měďný Cu2C2O4 je bílá krystalická látka, nerozpustná ve vodě. Připravuje se přidáním kyseliny šťavelové do roztoku chloridu měďného v koncentrované kyselině chlorovodíkové jako sraženina.

Octan měďnatý Cu(C2H3O2)2 je temně modrozelená krytalická látka, rozpustná ve vodě. Zásaditý octan měďnatý se označuje jako měděnka. Octan měďnatý v roztoku vytváří podvojné sloučeniny. Získává se rozpouštěním oxidu měďnatého v kyselině octové.

Šťavelan měďnatý CuC2O4 je světle modrá krystalická látka, nerozpustná ve vodě, rozpustná v silných kyselinách. Ve vodě vytváří rozpustné podvojné a adiční sloučeniny. Šťavelan měďnatý se připravuje srážením roztoků měďnatých solí roztokem kyseliny šťavelové nebo alkalického šťavelanu.

Biologický význam[editovat | editovat zdroj]

Měděnka v pražském metru

Měď (podobně jako zinek) patří mezi prvky s významným vlivem na živý organizmus, vyskytuje se v řadě enzymatických cyklů nezbytných pro správnou funkci životních pochodů a její přítomnost v potravě ovlivňuje zdravotní stav organizmu. Tyto enzymy například ovlivňují metabolizmus sacharidů v organizmu, ovlivňují vytváření kostní hmoty a krvetvorbu, ovlivňují i fungování nervového systému. Na nižší organismy však působí jako silný jed.

Kromě toho je měď centrálním kovem organokovové sloučeniny hemocyaninu, který u měkkýšů a některých členovců (např. krabů funguje jako přenašeč kyslíku – analogie k hemoglobinu u teplokrevných živočichů.

Doporučená denní dávka mědi v potravě by se měla pohybovat kolem 1 miligramu, ale ani dávky až k 0,1 gramu organismu neškodí. Potraviny bohaté na měď jsou např. játra, kakao, ořechy, houby, korýši a měkkýši.

Nedostatek mědi se projevuje anémií (chudokrevností), zpomalením duševního vývoje a zhoršením metabolismu cukrů. Dochází ke ztrátě pigmentů a vypadávání vlasů, k poruše tvorby a kvality kostí a vaziva.

Přebytek mědi je u zdravých osob možný pouze po požití minimálně 250 mg mědi současně. Při požití tohoto množství mědi, se měď již začíná projevovat jako jed a působí, stejně jako těžké kovy – olovo, rtuť, jako nevratný inhibitor enzymů. Při požití mědi v množství mezi 0,25–2 gramy, může měď způsobit vážné zdravotní problémy a vyvolat vážná onemocnění. Při požití mědi většího množství než 2 gramy může nastat akutní otrava mědí a smrt. Otravy mědí jsou však vzácné, protože měď v potravě má nepříjemnou chuť, která ji činí nepoživatelnou.

Existuje také vzácná genetická porucha – Wilsonova choroba, při níž tělo nedokáže měď správně zpracovat a ta se pak ukládá ve tkáních. Postižené děti trpí poškozením jater, demencí, křečemi a třesem.

Odkazy[editovat | editovat zdroj]

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
  • Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
  • Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
  • N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]

  • Kategorie Copper ve Wikimedia Commons
  • Slovníkové heslo měď ve Wikislovníku



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f