Степень окисления меди (Cu): в соединениях, как определить, примеры

Теория:

Степень окисления меди в наиболее устойчивых соединениях равна +2. Также широко распространено состояние +1, реже встречаются значения 0, +3 и +4.

Причем высшие степени окисления (+3, +4) крайне нестабильны и проявляются преимущественно в составе сложных комплексных соединений или специфических оксидов.

Медь открывает семейство «монетных металлов», в которое также входят серебро и золото.

Как переходный металл (d-элемент), она обладает уникальной особенностью — «провалом» электрона, из-за чего на внешнем уровне находится всего один электрон (3d¹⁰4s¹).

Медь способна проявлять переменные степени окисления. Состояние +2 является наиболее стабильным в водных растворах, в то время как +1 характерна для многих нерастворимых солей и оксидов.

В отличие от серебра, для которого почти всегда характерна СО +1, медь легко переходит в состояние Cu²⁺, что делает соединения меди(I) хорошими восстановителями.

Чтобы определить все возможные значения, используют электронную формулу.

Например:

• Для меди (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹) — потеря одного s-электрона дает СО +1, а дополнительное вовлечение d-электрона объясняет СО +2.
• Для калия (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹) — отсутствие d-электронов на внешнем слое ограничивает единственную устойчивую СО значением +1.

Рис. 1. Возможные степени окисления меди: 0, +1, +2, +3, +4. На их формирование влияют электронное строение (эффект «провала» электрона), положение в 11-й группе и значение электроотрицательности 1,90 по шкале Полинга.

Медь чаще всего проявляет степень окисления +2, приобретая конфигурацию [Ar] 3d⁹, которая определяет характерный ярко-голубой или синий цвет её гидратированных солей.

Почему у меди переменные степени окисления?

Причина гибкости меди — близость энергий 3d и 4s подуровней, что позволяет электронам покидать оба уровня.

1. В простом веществе (Cu⁰): Все электроны остаются при атоме. Заряд равен 0. 3d [↑↓][↑↓][↑↓][↑↓][↑↓] 4s [↑].
2. В ионе (Cu⁺¹): Медь отдает 1 электрон с 4s. Конфигурация 3d [↑↓][↑↓][↑↓][↑↓][↑↓] 4s [ ].
3. В ионе (Cu⁺²): Медь отдает 1 электрон с 4s и 1 с 3d. Конфигурация 3d [↑↓][↑↓][↑↓][↑↓][↑ ] 4s [ ].

Рис. 2. Схема окисления атома меди: Атом Cu ([Ar] 3d¹⁰ 4s¹) теряет электроны, образуя катионы меди (I) или меди (II).

Степень окисления меди в соединениях

Медь меняет свойства в зависимости от СО, что радикально отражается на цвете соединений:

• Периодат меди (III) (Na₅[Cu(HIO₆)₂]): Cu +3 (ярко-красный/пурпурный).
• Сульфат меди(II) (CuSO₄): Cu +2, S +6, O -2 (ярко-голубой в растворе).
• Оксид меди(II) (CuO): Cu +2, O -2 (черный).
• Оксид меди(I) (Cu₂O): Cu +1, O -2 (красно-коричневый).
• Хлорид меди(I) (CuCl): Cu +1, Cl -1 (белый, нерастворимый).

Высшая степень окисления

Максимально достижимая СО меди равна +4 (в составе сложных фторидов, например, Cs₂CuF₆). Она исключительно нестабильна и является мощнейшим окислителем.

Низшая степень окисления

Низшая равна 0 (металлическая медь).

Почему степень окисления может быть положительной или отрицательной?

Знак степени окисления (заряда) зависит от электроотрицательности (ЭО).

1. Положительная СО (+): Медь отдает электроны более электроотрицательным неметаллам (O, Cl, S), превращаясь в катион.
2. Отрицательная СО (-): Для меди практически невозможна.
3. Нулевая СО (0): Проявляется в самородной меди.

Важно: В отличие от многих других переходных металлов, медь редко образует стабильные карбонилы, поэтому СО 0 для неё — это прежде всего само металлическое состояние.

Как определить степень окисления меди

По таблице Менделеева

1. Семейство: d-элемент (группа меди).
2. Валентные электроны: 11 (10 на d-уровне и 1 на s-уровне).
3. Атомная масса меди : 63,546 а.е.м. Для сравнения масс других элементов используй таблицу атомных масс.
4. Типичные СО: +1, +2.

По валентности (Число связей)

Валентность меди — это её способность образовывать определенное количество химических связей.

В отличие от постоянной валентности (как у водорода или кислорода), у меди она переменна и чаще всего принимает значения I или II.

1. Валентность I: Проявляется в соединениях меди(I). Атом меди образует одну ковалентную или ионную связь.
   • Пример: Cu—Cl (хлорид меди I). Здесь медь одновалентна, и её СО равна +1.
2. Валентность II: Самая характерная для меди. Атом образует две химические связи.
   • Пример: O=Cu (оксид меди II). В этой молекуле медь двухвалентна, что соответствует СО +2.
   • В сложных солях, таких как CuSO₄, медь также удерживает ионную связь, эквивалентную валентности II.

По электронной конфигурации

1. Электронная формула меди: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Для просмотра значений (n, l, m_l, m_s) каждого электрона используй таблицу квантовых чисел.
2. Устойчивость Cu⁺ связана с полностью заполненным d-подуровнем (3d¹⁰).

По химическому соединению (Алгебраический расчет)

Пример для Cu₂O:

Сумма СО = 0. O = -2. Расчет: 2x + (−2) = 0 → x = +1.

Примеры степеней окисления меди

Шпаргалка для меди

• 0 — чистый металл (красная медь).
• +1 — «скрытая медь»: часто белые или красные нерастворимые порошки (Cu₂O, CuCl).
• +2 — «морская медь»: всё ярко-синее и голубое.
• +3 — редкие сильные окислители.

Пример решения задачи:

Проверка знаний

Отметьте правильные утверждения для Меди (Cu):

1) Порядковый номер меди — 29.

2) Растворы солей Cu²⁺ обычно имеют сине-голубой цвет.

3) Медь относится к s-элементам.

4) У меди наблюдается эффект «провала» электрона.

5) Медь — это металл 4-го периода.

Часто задаваемые вопросы