Proprietățile chimice ale cuprului
Cuprul (Cu) aparține elementelor d și este situat în grupa IB din tabelul periodic al lui D.I. Configurația electronică a atomului de cupru în starea fundamentală este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 în loc de formula așteptată 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. Cu alte cuvinte, în cazul atomului de cupru, se observă un așa-numit „salt de electroni” de la subnivelul 4s la subnivelul 3d. Pentru cupru, pe lângă zero, sunt posibile stările de oxidare +1 și +2. Starea de oxidare +1 este predispusă la disproporționare și este stabilă numai în compuși insolubili precum CuI, CuCl, Cu20 etc., precum și în compuși complecși, de exemplu, CI și OH. Compușii de cupru în starea de oxidare +1 nu au o culoare specifică. Astfel, oxidul de cupru (I), în funcție de mărimea cristalelor, poate fi roșu închis (cristale mari) și galben (cristale mici), CuCl și CuI sunt albe, iar Cu 2 S este negru și albastru. Starea de oxidare a cuprului egală cu +2 este mai stabilă din punct de vedere chimic. Sărurile care conțin cupru în această stare de oxidare sunt de culoare albastră și albastru-verde.
Cuprul este un metal foarte moale, maleabil și ductil, cu o conductivitate electrică și termică ridicată. Culoarea cuprului metalic este roșu-roz. Cuprul este situat în seria de activitate a metalelor la dreapta hidrogenului, adică. aparține metalelor slab active.
cu oxigen
În condiții normale, cuprul nu interacționează cu oxigenul. Căldura este necesară pentru ca reacția dintre ele să aibă loc. În funcție de excesul sau deficiența de oxigen și condițiile de temperatură, oxidul de cupru (II) și oxidul de cupru (I) pot forma:
cu sulf
Reacția sulfului cu cuprul, în funcție de condiții, poate duce la formarea atât a sulfurei de cupru (I) cât și a sulfurei de cupru (II). Când un amestec de cu pulbere și S este încălzit la o temperatură de 300-400 o C, se formează sulfură de cupru (I):
Dacă există o lipsă de sulf și reacția se realizează la temperaturi peste 400 o C, se formează sulfură de cupru (II). Cu toate acestea, o modalitate mai simplă de a obține sulfură de cupru (II) din substanțe simple este interacțiunea cuprului cu sulful dizolvat în disulfură de carbon:
Această reacție are loc la temperatura camerei.
cu halogeni
Cuprul reacţionează cu fluor, clor şi brom, formând halogenuri cu formula generală CuHal 2, unde Hal este F, Cl sau Br:
Cu + Br 2 = CuBr 2
În cazul iodului, cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, se formează iodură de cupru (I):
Cuprul nu interacționează cu hidrogenul, azotul, carbonul și siliciul.
cu acizi neoxidanţi
Aproape toți acizii sunt acizi neoxidanți, cu excepția acidului sulfuric concentrat și a acidului azotic de orice concentrație. Deoarece acizii neoxidanți sunt capabili să oxideze doar metalele din seria de activitate până la hidrogen; aceasta înseamnă că cuprul nu reacționează cu astfel de acizi.
cu acizi oxidanţi
- acid sulfuric concentrat
Cuprul reacţionează cu acidul sulfuric concentrat atât când este încălzit, cât şi la temperatura camerei. Când este încălzită, reacția se desfășoară conform ecuației:
Deoarece cuprul nu este un agent reducător puternic, sulful este redus în această reacție doar la starea de oxidare +4 (în SO2).
- cu acid azotic diluat
Reacția cuprului cu HNO3 diluat conduce la formarea azotatului de cupru (II) și a monoxidului de azot:
3Cu + 8HNO 3 (diluat) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
- cu acid azotic concentrat
HNO 3 concentrat reacționează ușor cu cuprul în condiții normale. Diferența dintre reacția cuprului cu acid azotic concentrat și reacția cu acid azotic diluat constă în produsul reducerii azotului. În cazul HNO3 concentrat, azotul este redus într-o măsură mai mică: în locul oxidului de azot (II), se formează oxidul de azot (IV), care se datorează concurenței mai mari dintre moleculele de acid azotic din acidul concentrat pentru electronii reducători. agent (Cu):
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
cu oxizi nemetalici
Cuprul reacţionează cu unii oxizi nemetalici. De exemplu, cu oxizi precum NO2, NO, N2O, cuprul este oxidat la oxid de cupru (II), iar azotul este redus la starea de oxidare 0, adică. se formează substanța simplă N2:
În cazul dioxidului de sulf, în locul substanței simple (sulf) se formează sulfură de cupru(I). Acest lucru se datorează faptului că cuprul și sulful, spre deosebire de azot, reacționează:
cu oxizi metalici
Când cuprul metalic este sinterizat cu oxid de cupru (II) la o temperatură de 1000-2000 o C, se poate obține oxid de cupru (I):
De asemenea, cuprul metalic poate reduce oxidul de fier (III) la oxid de fier (II) la calcinare:
cu săruri metalice
Cuprul înlocuiește metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile sărurilor lor:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Are loc și o reacție interesantă în care cuprul se dizolvă în sarea unui metal mai activ - fierul în starea de oxidare +3. Cu toate acestea, nu există contradicții, pentru că cuprul nu înlocuiește fierul din sarea sa, ci doar îl reduce de la starea de oxidare +3 la starea de oxidare +2:
Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4
Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2
Ultima reacție este utilizată în producția de microcircuite în stadiul de gravare a plăcilor de circuite din cupru.
Coroziunea cuprului
Cuprul se corodează în timp în contact cu umiditatea, dioxidul de carbon și oxigenul atmosferic:
2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuOH)2CO3
Ca rezultat al acestei reacții, produsele de cupru sunt acoperite cu un strat liber albastru-verde de hidroxicarbonat de cupru (II).
Proprietățile chimice ale zincului
Zincul Zn este în grupa IIB din perioada IV. Configurația electronică a orbitalilor de valență ai atomilor unui element chimic în starea fundamentală este 3d 10 4s 2. Pentru zinc, este posibilă o singură stare de oxidare, egală cu +2. Oxidul de zinc ZnO și hidroxidul de zinc Zn(OH) 2 au proprietăți amfotere pronunțate.
Zincul se patează atunci când este depozitat în aer, devenind acoperit cu un strat subțire de oxid de ZnO. Oxidarea are loc mai ales ușor la umiditate ridicată și în prezența dioxidului de carbon datorită reacției:
2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3
Vaporii de zinc ard în aer, iar o fâșie subțire de zinc, după ce a fost incandescentă într-o flacără de arzător, arde cu o flacără verzuie:
Când este încălzit, zincul metalic interacționează și cu halogenii, sulful și fosforul:
Zincul nu reacționează direct cu hidrogenul, azotul, carbonul, siliciul și borul.
Zincul reacţionează cu acizii neoxidanţi pentru a elibera hidrogen:
Zn + H2S04 (20%) → ZnS04 + H2
Zn + 2HCI → ZnCl2 + H2
Zincul tehnic este deosebit de ușor solubil în acizi, deoarece conține impurități ale altor metale mai puțin active, în special cadmiu și cupru. Din anumite motive, zincul de înaltă puritate este rezistent la acizi. Pentru a accelera reacția, o probă de zinc de înaltă puritate este adusă în contact cu cuprul sau se adaugă puțină sare de cupru în soluția acidă.
La o temperatură de 800-900 o C (căldură roșie), metalul zinc, fiind în stare topit, interacționează cu vaporii de apă supraîncălziți, eliberând hidrogen din acesta:
Zn + H2O = ZnO + H2
Zincul reacționează și cu acizii oxidanți: sulfuric și azotic concentrat.
Zincul ca metal activ poate forma dioxid de sulf, sulf elementar și chiar hidrogen sulfurat cu acid sulfuric concentrat.
Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Compoziția produșilor de reducere ai acidului azotic este determinată de concentrația soluției:
Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Zn + 8HNO3 (40%) = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn +10HNO3 (20%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3 (6%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Direcția procesului este, de asemenea, influențată de temperatură, cantitatea de acid, puritatea metalului și timpul de reacție.
Zincul reacționează cu soluțiile alcaline pentru a se forma tetrahidroxicinatiși hidrogen:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2
Zn + Ba(OH)2 + 2H2O = Ba + H2
Atunci când este fuzionat cu alcalii anhidre, se formează zinc zincațiși hidrogen:
Într-un mediu foarte alcalin, zincul este un agent reducător extrem de puternic, capabil să reducă azotul din nitrați și nitriți la amoniac:
4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3
Datorită complexării, zincul se dizolvă încet în soluție de amoniac, reducând hidrogenul:
Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O
Zincul reduce, de asemenea, metalele mai puțin active (în dreapta acestuia în seria de activități) din soluțiile apoase ale sărurilor lor:
Zn + CuCl2 = Cu + ZnCl2
Zn + FeSO4 = Fe + ZnSO4
Proprietățile chimice ale cromului
Cromul este un element din grupa VIB a tabelului periodic. Configurația electronică a atomului de crom este scrisă ca 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, adică. în cazul cromului, precum și în cazul atomului de cupru, se observă așa-numita „scurgere de electroni”
Cele mai frecvente stări de oxidare ale cromului sunt +2, +3 și +6. Ele trebuie amintite și, în cadrul programului de examinare unificată de stat în chimie, se poate presupune că cromul nu are alte stări de oxidare.
În condiții normale, cromul este rezistent la coroziune atât în aer, cât și în apă.
Interacțiunea cu nemetale
cu oxigen
Încălzită la o temperatură mai mare de 600 o C, cromul metal sub formă de pulbere arde în oxigen pur formând oxid de crom (III):
4Cr + 3O2 = o t=> 2Cr 2 O 3
cu halogeni
Cromul reacţionează cu clorul şi fluorul la temperaturi mai scăzute decât cu oxigenul (250, respectiv 300 o C):
2Cr + 3F 2 = o t=> 2CrF 3
2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl 3
Cromul reacţionează cu bromul la o temperatură roşie (850-900 o C):
2Cr + 3Br 2 = o t=> 2CrBr 3
cu azot
Cromul metalic interacționează cu azotul la temperaturi peste 1000 o C:
2Cr + N2 = ot=> 2CrN
cu sulf
Cu sulf, cromul poate forma atât sulfură de crom (II) cât și sulfură de crom (III), care depinde de proporțiile de sulf și crom:
Cr+S= o t=> CrS
2Cr + 3S = o t=> Cr 2 S 3
Cromul nu reacționează cu hidrogenul.
Interacțiunea cu substanțe complexe
Interacțiunea cu apa
Cromul este un metal cu activitate medie (situat în seria de activitate a metalelor între aluminiu și hidrogen). Aceasta înseamnă că reacția are loc între cromul înroșit și vaporii de apă supraîncălziți:
2Cr + 3H2O = o t=> Cr2O3 + 3H2
Interacțiunea cu acizii
Cromul în condiții normale este pasivizat de acizi sulfuric și azotic concentrați, totuși, se dizolvă în ei la fierbere, în timp ce se oxidează la starea de oxidare +3:
Cr + 6HNO3(conc.) = la=> Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2Cr + 6H2S04(conc) = la=> Cr2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
În cazul acidului azotic diluat, principalul produs al reducerii azotului este substanța simplă N 2:
10Cr + 36HNO 3(dil) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2O
Cromul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, ceea ce înseamnă că este capabil să elibereze H2 din soluțiile de acizi neoxidanți. În timpul unor astfel de reacții, în absența accesului la oxigenul atmosferic, se formează săruri de crom (II):
Cr + 2HCI = CrCI2 + H2
Cr + H2S04 (diluat) = CrS04 + H2
Când reacția se desfășoară în aer liber, cromul divalent este oxidat instantaneu de oxigenul conținut în aer până la starea de oxidare +3. În acest caz, de exemplu, ecuația cu acidul clorhidric va lua forma:
4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O
Când cromul metalic este fuzionat cu agenți oxidanți puternici în prezența alcalinelor, cromul este oxidat la starea de oxidare +6, formând cromații:
Proprietățile chimice ale fierului
Fier Fe, un element chimic situat în grupa VIIIB și având numărul de serie 26 în tabelul periodic. Distribuția electronilor în atomul de fier este următoarea: 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, adică fierul aparține elementelor d, deoarece subnivelul d este umplut în cazul său. Se caracterizează cel mai mult prin două stări de oxidare +2 și +3. Oxidul de FeO și hidroxidul de Fe(OH) 2 au proprietăți de bază predominante, în timp ce oxidul de Fe 2 O 3 și hidroxidul de Fe(OH) 3 au proprietăți semnificativ amfotere. Astfel, oxidul și hidroxidul de fier (llll) se dizolvă într-o oarecare măsură atunci când sunt fierte în soluții concentrate de alcaline și, de asemenea, reacţionează cu alcaline anhidre în timpul fuziunii. Trebuie remarcat faptul că starea de oxidare a fierului +2 este foarte instabilă și trece cu ușurință în starea de oxidare +3. De asemenea, sunt cunoscuți compușii de fier în stare de oxidare rară +6 - ferați, săruri ale inexistentei „acid de fier” H 2 FeO 4. Acești compuși sunt relativ stabili doar în stare solidă sau în soluții puternic alcaline. Dacă alcalinitatea mediului este insuficientă, ferrații oxidează rapid chiar și apa, eliberând oxigen din aceasta.
Interacțiunea cu substanțe simple
Cu oxigen
Când este ars în oxigen pur, fierul formează așa-numitul fier scară, având formula Fe 3 O 4 și reprezentând de fapt un oxid mixt, a cărui compoziție poate fi reprezentată convențional prin formula FeO∙Fe 2 O 3. Reacția de ardere a fierului are forma:
3Fe + 2O 2 = la=> Fe 3 O 4
Cu sulf
Când este încălzit, fierul reacționează cu sulful formând sulfură feroasă:
Fe + S = la=> FeS
Sau cu sulf în exces disulfură de fier:
Fe + 2S = la=> FeS 2
Cu halogeni
Fierul metalic este oxidat de toți halogenii, cu excepția iodului, până la starea de oxidare +3, formând halogenuri de fier (lll):
2Fe + 3F 2 = la=> 2FeF 3 – fluorură de fier (lll)
2Fe + 3Cl2 = la=> 2FeCl 3 – clorură ferică (lll)
Iodul, ca cel mai slab agent oxidant dintre halogeni, oxidează fierul doar la starea de oxidare +2:
Fe + I 2 = la=> FeI 2 – iodură de fier (ll)
Trebuie remarcat faptul că compușii fierului feric oxidează cu ușurință ionii de iodură într-o soluție apoasă pentru a elibera iod I 2 în timp ce se reduc la starea de oxidare +2. Exemple de reacții similare de la FIPI Bank:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
2Fe(OH) 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 6H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HI = 2FeI 2 + I 2 + 3H 2 O
Cu hidrogen
Fierul nu reacționează cu hidrogenul (doar metalele alcaline și metalele alcalino-pământoase reacționează cu hidrogenul din metale):
Interacțiunea cu substanțe complexe
Interacțiunea cu acizii
Cu acizi neoxidanți
Deoarece fierul este situat în seria de activitate la stânga hidrogenului, aceasta înseamnă că este capabil să înlocuiască hidrogenul din acizii neoxidanți (aproape toți acizii, cu excepția H 2 SO 4 (conc.) și HNO 3 de orice concentrație):
Fe + H2S04 (diluat) = FeS04 + H2
Fe + 2HCI = FeCI2 + H2
Trebuie să acordați atenție unui astfel de truc în sarcinile de examinare unificată de stat ca o întrebare pe tema până la ce grad de oxidare se va oxida fierul atunci când este expus la acid clorhidric diluat și concentrat. Răspunsul corect este de până la +2 în ambele cazuri.
Capcana constă aici în așteptarea intuitivă a unei oxidări mai profunde a fierului (la d.o. +3) în cazul interacțiunii sale cu acidul clorhidric concentrat.
Interacțiunea cu acizii oxidanți
În condiții normale, fierul nu reacționează cu acizii sulfuric și azotic concentrați datorită pasivării. Cu toate acestea, reacționează cu ele când este fiert:
2Fe + 6H2S04 = o t=> Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3 = o t=> Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Vă rugăm să rețineți că acidul sulfuric diluat oxidează fierul la o stare de oxidare de +2, iar acidul sulfuric concentrat la +3.
Coroziunea (ruginirea) fierului
În aer umed, fierul de călcat ruginește foarte repede:
4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3
Fierul nu reacționează cu apa în absența oxigenului, nici în condiții normale, nici când este fiert. Reacția cu apa are loc numai la temperaturi peste căldura roșie (>800 o C). acestea..
În sistemul periodic de elemente al lui D.I Mendeleev, cuprul este situat în grupa I din perioada a 4-a, numărul său de serie este 29. Masa atomică este 63,54. Ca element al primului grup, cuprul este monovalent. În această stare, este larg reprezentat în minereuri, mate, zguri și alte produse de pirometalurgie. În produsele oxidării lor în natură și în procesele tehnologice, starea divalentă este mai stabilă.
Punctul de topire al cuprului este 1083 0 C. Punctul de fierbere este 2325 0 C.
Cuprul este un metal moale, vâscos și maleabil de culoare roșie, ușor de prelucrat. Rulată cu ușurință în foi subțiri și trasă în sârmă.
Cea mai importantă proprietate este conductivitatea electrică (a doua numai după argint). Impuritățile reduc conductivitatea electrică, astfel încât cuprul de înaltă puritate este utilizat în inginerie electrică.
De asemenea, cuprul are o conductivitate termică ridicată.
Din punct de vedere chimic, cuprul este inactiv, deși se poate combina direct cu oxigen, sulf, halogeni și alte elemente.
La temperaturi normale și aer uscat, cuprul rămâne inert, dar în aerul umed care conține CO 2, cuprul se oxidează și se acoperă cu o peliculă protectoare de carbonat bazic CuCO 3 ·Cu(OH) 2, care este o substanță toxică.
Cuprul nu se dizolvă în soluții de acizi clorhidric și sulfuric în absența unui agent oxidant. În acizii care sunt și agenți oxidanți (acid azotic sau acid sulfuric concentrat fierbinte), cuprul se dizolvă ușor.
La temperaturi ridicate în procesele pirometalurgice, compușii stabili de cupru sunt Cu 2 O și Cu 2 S.
Cuprul și sulfura sa Cu 2 S sunt buni colectori (solvenți) de aur și argint, ceea ce face posibilă recuperarea lor ridicată asociată în producția de cupru.
O proprietate importantă a cuprului este de a forma aliaje cu alte metale. Acestea sunt bronzul (Cu + Sn), alama (Cu + Zn) și aliajele cupru-nichel.
În bronzurile moderne, aluminiul, siliciul, beriliul și plumbul sunt folosite ca aditivi. Aceste bronzuri sunt folosite pentru fabricarea pieselor critice și a produselor turnate.
De exemplu, bronzurile de beriliu (2% Be) sunt superioare ca proprietăți mecanice față de multe tipuri de oțel și au o conductivitate electrică bună. Bronzurile de aluminiu (5-10% Al) sunt foarte durabile și sunt folosite la fabricarea motoarelor de aeronave.
Pe lângă zinc, aluminiu, fier, siliciu și nichel sunt adăugate la alamele speciale. Alama este folosită pentru a face radiatoare, țevi, furtunuri flexibile, cartușe și produse de artă.
Dintre aliajele cupru-nichel, cele mai cunoscute sunt cupronickel (folosit în construcțiile navale, deoarece este rezistent la apa de mare) și nichel-argint - rezistent la soluții de săruri și acizi organici (se fac instrumente medicale).
Aproximativ 50% din tot cuprul este folosit de industria electrică. Cuprul este, de asemenea, utilizat în inginerie mecanică, rachetă, în producția de materiale de construcții, în transporturi, în industria chimică și în agricultură.
1.3 Materii prime pentru producția de cupru
Cupru Clark, adică conținutul său în scoarța terestră este de 0,01%. Cu toate acestea, formează numeroase depozite. Cuprul se caracterizează prin prezența tuturor celor 4 tipuri de minereuri în natură. Cu toate acestea, principalele materii prime de cupru sunt minereurile sulfurate. În prezent, 85-90% din tot cuprul primar este topit din minereuri sulfurate.
În Rusia, minereurile de cupru sunt extrase în Urali - Kirovgrad, Krasnouralsk, Mednogorsk, Gai etc., în Arctica - în Peninsula Kola și Taimyr.
Sursele de cupru sunt minereurile, produsele lor de îmbogățire - concentrate - și materiile prime secundare. Materiile prime reciclate reprezintă în prezent aproximativ 40% din producția totală de cupru.
Minereurile de cupru sunt aproape în întregime polimetalice. Nu există minereuri monometalice de cupru în natură. Aproximativ 30 de elemente sunt însoțitori valoroși ai cuprului din materiile prime minereu. Cele mai importante dintre ele sunt: zinc, plumb, nichel, cobalt, aur, argint, metale din grupa platinei, sulf, seleniu, telur, cadmiu, germaniu, reniu, indiu, taliu, molibden, fier.
Sunt cunoscute peste 250 de minerale de cupru. Cele mai multe dintre ele sunt rare. Un grup mic de minerale, a cărui compoziție este dată în tabelul 2, are cea mai mare importanță industrială.
Tabelul 2 - Minerale industriale de cupru
|
chimic | ||
|
Minerale sulfurate |
||
|
calcopirită | ||
|
covelline | ||
|
calcocit | ||
|
oxidatminerale |
||
|
CuCO3Cu(OH)2 | ||
|
CuCO32Cu(OH)2 | ||
|
crizocola |
CuSiO32H2O | |
|
cupru nativ |
Cu, Ag, Au, Fe, Bi etc. | |
Majoritatea minereurilor de cupru sunt exploatate în prezent prin minerit în cară deschisă. În Rusia, ponderea mineritului subteran este de aproximativ 30%.
În practica modernă, minereurile sunt de obicei dezvoltate cu un conținut de cupru de 0,8-1,5%, uneori mai mare. Dar pentru depozitele mari de minereuri diseminate, conținutul minim de cupru potrivit pentru dezvoltare este de 0,4-0,5%. Dacă roca conține mai puțin decât cantitatea specificată de cupru, prelucrarea sa este neprofitabilă.
Valoarea minereurilor de cupru crește semnificativ datorită prezenței metalelor nobile și a unui număr de metale rare - seleniu, teluriu, reniu, bismut etc.
Datorită conținutului scăzut de cupru din minereu și a naturii complexe a minereurilor, materiile prime sunt supuse în prealabil concentrării prin flotație. La beneficierea minereurilor de cupru, produsul principal sunt concentratele de cupru care conțin până la 55% Cu (de obicei 10-30%). Se obțin și concentrate de pirit și concentrate de alte metale neferoase, cum ar fi zincul. Concentratele de flotație sunt pulberi fine cu particule de 74 de microni și un conținut de umiditate de 8-10%.
Minereurile și concentratele de cupru au aceeași compoziție mineralogică și diferă doar în relațiile cantitative dintre diferitele minerale. Bazele fizice și chimice ale prelucrării lor metalurgice sunt exact aceleași.
Grecii antici au numit acest element chalcos, în latină se numește cuprum (Cu) sau aes, iar alchimiștii medievali au numit acest element chimic nimic mai mult decât Marte sau Venus. Omenirea este cunoscută de multă vreme cu cuprul datorită faptului că în condiții naturale se putea găsi sub formă de pepite, având adesea dimensiuni foarte impresionante.
Reducerea ușoară a carbonaților și oxizilor acestui element a contribuit la faptul că, potrivit multor cercetători, strămoșii noștri străvechi au învățat să-l reducă din minereu înaintea tuturor celorlalte metale.
La început, rocile de cupru au fost pur și simplu încălzite la foc deschis și apoi s-au răcit brusc. Acest lucru a dus la crăparea lor, ceea ce a făcut posibilă restaurarea metalului.
După ce a stăpânit o tehnologie atât de simplă, omul a început să o dezvolte treptat. Oamenii au învățat să sufle aer în foc folosind burdufuri și țevi, apoi au venit cu ideea de a instala pereți în jurul focului. În cele din urmă, a fost construit primul cuptor cu arbore.
Numeroase săpături arheologice au făcut posibilă stabilirea unui fapt unic - cele mai simple produse din cupru existau deja în mileniul al X-lea î.Hr.! Și cuprul a început să fie extras și folosit mai activ după 8-10 mii de ani. De atunci, omenirea folosește acest element chimic, unic în multe privințe (densitate, greutate specifică, caracteristici magnetice etc.), pentru nevoile sale.
În zilele noastre, pepitele de cupru sunt extrem de rare. Cuprul este extras din diverse surse, printre care se numără următoarele:
- bornit (conține cuprum până la 65%);
- luciu de cupru (cunoscut și sub numele de calcocină) cu un conținut de cupru de până la 80%;
- pirita de cupru (cu alte cuvinte, calcoperita), care conține aproximativ 30% din elementul chimic de interes pentru noi;
- covellita (contine pana la 64% Cu).
Cuprum este, de asemenea, extras din malachit, cuprită, alte minereuri de oxizi și aproape 20 de minerale care îl conțin în cantități variate.
2
În forma sa cea mai simplă, elementul descris este un metal cu o nuanță roz-roșu, caracterizat prin ductilitate ridicată. Cuprumul natural include doi nuclizi cu o structură stabilă.
Raza unui ion de cupru încărcat pozitiv are următoarele valori:
- cu un indice de coordonare de 6 – până la 0,091 nm;
- cu indicator 2 – până la 0,060 nm.
Și atomul neutru al elementului este caracterizat printr-o rază de 0,128 nm și o afinitate electronică de 1,8 eV. În timpul ionizării secvențiale, atomul are valori de la 7,726 la 82,7 eV.
Cuprum este un metal de tranziție, deci are stări de oxidare variabile și un indice de electronegativitate scăzut (1,9 unități pe scara Pauling). (coeficientul) este egal cu 394 W/(m*K) la un interval de temperatură de la 20 la 100 °C. Conductivitatea electrică a cuprului (indicator specific) este de maximum 58, minim 55,5 MS/m. Doar argintul are o valoare mai mare conductivitatea electrică a altor metale, inclusiv a aluminiului, este mai mică.
Cuprul nu poate înlocui hidrogenul din acizi și apă, deoarece în seria potențială standard este în dreapta hidrogenului. Metalul descris este caracterizat de o rețea cubică centrată pe față cu o dimensiune de 0,36150 nm. Cuprul fierbe la o temperatură de 2657 de grade, se topește la o temperatură de puțin peste 1083 de grade, iar densitatea lui este de 8,92 grame/centimetru cub (pentru comparație, densitatea aluminiului este de 2,7).
Alte proprietăți mecanice ale cuprului și indicatori fizici importanți:
- presiune la 1628 °C – 1 mm Hg. Artă.;
- valoarea de dilatare termică (liniară) – 0,00000017 unități;
- la întindere se realizează o rezistență la tracțiune de 22 kgf/mm2;
- duritatea cuprului – 35 kgf/mm2 (scara Brinell);
- greutate specifică – 8,94 g/cm3;
- modulul de elasticitate – 132000 Mn/m2;
- alungire (relativă) – 60%.
Proprietățile magnetice ale cuprului sunt oarecum unice. Elementul este complet diamagnetic, susceptibilitatea sa magnetică atomică este de doar 0,00000527 unități. Caracteristicile magnetice ale cuprului (precum și toți parametrii săi fizici - greutate, densitate etc.) determină cererea pentru elementul pentru fabricarea produselor electrice. Aluminiul are aproximativ aceleași caracteristici, astfel încât ele și metalul descris formează un „cuplu dulce” utilizat pentru producția de piese conductoare, fire și cabluri.
Este aproape imposibil să se schimbe multe proprietăți mecanice ale cuprului (aceleași proprietăți magnetice, de exemplu), dar rezistența la tracțiune a elementului în cauză poate fi îmbunătățită prin călirea la rece. În acest caz, se va dubla aproximativ (până la 420–450 MN/m2).
3
Cuprum în sistemul periodic este inclus în grupul metalelor nobile (IB), este în a patra perioadă, are un număr atomic de 29 și are tendința de a forma complexe. Caracteristicile chimice ale cuprului nu sunt mai puțin importante decât caracteristicile sale magnetice, mecanice și fizice, fie că este vorba despre greutatea, densitatea sau altă valoare. Prin urmare, vom vorbi despre ele în detaliu.
Activitatea chimică a cuprumului este scăzută. Cuprul într-o atmosferă uscată se schimbă nesemnificativ (s-ar putea chiar spune că aproape că nu se schimbă). Dar odată cu creșterea umidității și prezența dioxidului de carbon în mediu, pe suprafața sa se formează de obicei o peliculă verzuie. Conține CuCO3 și Cu(OH)2, precum și diverși compuși de sulfură de cupru. Acestea din urmă se formează datorită faptului că aproape întotdeauna există o anumită cantitate de hidrogen sulfurat și dioxid de sulf în aer. Acest film verzui se numește patina. Protejează metalul de distrugere.
Dacă cuprul este încălzit în aer, vor începe procesele de oxidare la suprafața sa. La temperaturi de la 375 la 1100 de grade, se formează scara în două straturi ca urmare a oxidării, iar la temperaturi de până la 375 de grade, se formează oxid de cupru. La temperaturi obișnuite, se observă de obicei un compus de Cu cu clor umed (rezultatul acestei reacții este apariția clorurii).
De asemenea, cuprul interacționează destul de ușor cu alte elemente din grupul halogenului. Se aprinde în vapori de sulf, are și un nivel ridicat de afinitate pentru seleniu. Dar Cu nu se combină cu carbonul, azotul și hidrogenul chiar și la temperaturi ridicate. Când oxidul de cupru vine în contact cu acidul sulfuric (diluat), se obțin sulfat de cupru și cu acizi bromhidric, respectiv iodură de cupru;
Dacă oxidul este combinat cu unul sau altul alcalin, rezultatul reacției chimice va fi apariția cupratului. Dar cei mai faimoși agenți reducători (monoxid de carbon, amoniac, metan și alții) sunt capabili să restabilească cuprumul la starea liberă.
De interes practic este capacitatea acestui metal de a reacționa cu sărurile de fier (sub formă de soluție). În acest caz, se înregistrează reducerea fierului și trecerea Cu în soluție. Această reacție este folosită pentru a îndepărta stratul de cupru depus din produsele decorative.
În forme mono și divalente, cuprul este capabil să creeze compuși complecși cu un nivel ridicat de stabilitate. Astfel de compuși includ amestecuri de amoniac (sunt de interes pentru întreprinderile industriale) și săruri duble.
4
Domeniul principal de aplicare a aluminiului și cuprului este cunoscut, probabil, de toată lumea. Sunt folosite pentru a face o varietate de cabluri, inclusiv cabluri de alimentare. Acest lucru este facilitat de rezistența scăzută a aluminiului și cuprum și de capacitățile lor magnetice speciale. În înfășurările acționărilor electrice și în transformatoare (putere), sunt utilizate pe scară largă firele de cupru, care se caracterizează prin puritatea unică a cuprului, care este materia primă pentru producerea lor. Dacă adăugați doar 0,02% aluminiu la astfel de materii prime pure, conductivitatea electrică a produsului va scădea cu 8-10%.
Cu, care are o densitate și rezistență ridicate, precum și o greutate redusă, este perfect adaptabil la prelucrare. Acest lucru ne permite să producem țevi de cupru excelente care își demonstrează caracteristicile de înaltă performanță în sistemele de gaz, încălzire și alimentare cu apă. În multe țări europene, țevile de cupru sunt folosite în marea majoritate a cazurilor pentru amenajarea rețelelor de utilități interne ale clădirilor rezidențiale și administrative.
Am spus multe despre conductivitatea electrică a aluminiului și a cuprului. Să nu uităm de conductibilitatea termică excelentă a acestuia din urmă. Această caracteristică face posibilă utilizarea cuprului în următoarele structuri:
- în conducte de căldură;
- în coolere ale computerelor personale;
- în sisteme de încălzire și sisteme de răcire cu aer;
- în schimbătoarele de căldură și multe alte dispozitive care elimină căldura.
Densitatea și greutatea redusă a materialelor și aliajelor de cupru au dus, de asemenea, la utilizarea lor pe scară largă în arhitectură.
5
Este clar că densitatea cuprului, greutatea lui și tot felul de indicatori chimici și magnetici, în mare, sunt de puțin interes pentru omul obișnuit. Dar mulți oameni doresc să cunoască proprietățile vindecătoare ale cuprului.
Indienii antici foloseau cuprul pentru tratarea ochilor și a diferitelor afecțiuni ale pielii. Grecii antici foloseau plăci de cupru pentru a vindeca ulcere, umflături severe, vânătăi și contuzii, precum și boli mai grave (inflamația amigdalelor, surditatea congenitală și dobândită). Iar în est, pulbere roșie de cupru, dizolvată în apă, a fost folosită pentru a reface oasele rupte de la picioare și brațe.
Proprietățile vindecătoare ale cuprului erau bine cunoscute rușilor. Strămoșii noștri au folosit acest metal unic pentru a vindeca holera, epilepsia, poliartrita și radiculita. În prezent, plăcile de cupru sunt de obicei folosite pentru tratament, care sunt aplicate în puncte speciale ale corpului uman. Proprietățile vindecătoare ale cuprului într-o astfel de terapie se manifestă în următoarele:
- potențialul de protecție al corpului uman crește;
- bolile infecțioase nu sunt periculoase pentru cei care sunt tratați cu cupru;
- Există o scădere a durerii și ameliorarea inflamației.
Oamenii au studiat proprietățile cuprului, care apare în natură sub formă de pepite destul de mari, în vremuri străvechi, când vesela, armele, bijuterii și diverse produse de uz casnic erau fabricate din acest metal și aliajele sale. Utilizarea activă a acestui metal de mulți ani se datorează nu numai proprietăților sale speciale, ci și ușurinței procesării. Cuprul, care este prezent în minereu sub formă de carbonați și oxizi, se reduce destul de ușor, ceea ce strămoșii noștri străvechi au învățat să facă.
Inițial, procesul de recuperare a acestui metal părea foarte primitiv: minereul de cupru era pur și simplu încălzit la foc și apoi supus răcirii bruște, ceea ce a dus la crăparea bucăților de minereu, din care cuprul putea fi deja extras. Dezvoltarea ulterioară a acestei tehnologii a dus la faptul că aerul a început să fie suflat în foc: aceasta a crescut temperatura de încălzire a minereului. Apoi minereul a început să fie încălzit în structuri speciale, care au devenit primele prototipuri de cuptoare cu arbore.
Faptul că cuprul a fost folosit de omenire încă din cele mai vechi timpuri este dovedit de descoperirile arheologice, în urma cărora au fost găsite produse fabricate din acest metal. Istoricii au stabilit că primele produse din cupru au apărut deja în mileniul al X-lea î.Hr. și a început să fie extras, prelucrat și utilizat cel mai activ 8-10 mii de ani mai târziu. Desigur, premisele pentru o astfel de utilizare activă a acestui metal au fost nu numai ușurința relativă a extragerii sale din minereu, ci și proprietățile sale unice: greutate specifică, densitate, proprietăți magnetice, conductivitate electrică și specifică etc.
În zilele noastre este deja dificil de găsit sub formă de pepite, de obicei, este extras din minereu, care este împărțit în următoarele tipuri.
- Bornit - acest minereu poate conține cupru în cantități de până la 65%.
- Calcocit, numit și luciu de cupru. Un astfel de minereu poate conține până la 80% cupru.
- Pirita de cupru, numită și calcopirită (conținut de până la 30%).
- Covelline (conținut de până la 64%).
Cuprul poate fi extras și din multe alte minerale (malahit, cuprită etc.). Îl conțin în cantități diferite.
Proprietăți fizice
Cuprul în forma sa pură este un metal a cărui culoare poate varia de la roz la roșu.
Raza ionilor de cupru cu sarcină pozitivă poate lua următoarele valori:
- dacă indicele de coordonare corespunde cu 6 - până la 0,091 nm;
- dacă acest indicator corespunde la 2 - până la 0,06 nm.
Raza atomului de cupru este de 0,128 nm și este, de asemenea, caracterizat printr-o afinitate electronică de 1,8 eV. Când un atom este ionizat, această valoare poate lua o valoare de la 7,726 la 82,7 eV.
Cuprul este un metal de tranziție cu o valoare a electronegativității de 1,9 pe scara Pauling. În plus, starea sa de oxidare poate lua diferite valori. La temperaturi cuprinse între 20 și 100 de grade, conductivitatea sa termică este de 394 W/m*K. Conductivitatea electrică a cuprului, care este depășită doar de argint, este în intervalul 55,5-58 MS/m.
Deoarece cuprul din seria potențială este la dreapta hidrogenului, nu poate înlocui acest element din apă și diferiți acizi. Rețeaua sa cristalină are un tip cubic centrat pe față, valoarea sa este de 0,36150 nm. Cuprul se topește la o temperatură de 1083 de grade, iar punctul său de fierbere este de 26570. Proprietățile fizice ale cuprului sunt determinate și de densitatea sa, care este de 8,92 g/cm3.
Dintre proprietățile sale mecanice și indicatorii fizici, sunt de remarcat și următoarele:
- dilatare liniară termică - 0,00000017 unități;
- rezistența la tracțiune la care corespund produsele din cupru este de 22 kgf/mm2;
- duritatea cuprului pe scara Brinell corespunde unei valori de 35 kgf/mm2;
- greutate specifică 8,94 g/cm3;
- modulul elastic este de 132000 Mn/m2;
- valoarea alungirii este de 60%.
Proprietățile magnetice ale acestui metal, care este complet diamagnetic, pot fi considerate complet unice. Aceste proprietăți, împreună cu parametrii fizici: greutatea specifică, conductivitatea specifică și altele, explică pe deplin cererea largă pentru acest metal în producția de produse electrice. Aluminiul are proprietăți similare, care este, de asemenea, utilizat cu succes în producția de diverse produse electrice: fire, cabluri etc.
Partea principală a caracteristicilor pe care le are cuprul este aproape imposibil de schimbat, cu excepția rezistenței sale la tracțiune. Această proprietate poate fi îmbunătățită de aproape două ori (până la 420–450 MN/m2) dacă se efectuează o operație tehnologică precum călirea.
Proprietăți chimice
Proprietățile chimice ale cuprului sunt determinate de poziția sa în tabelul periodic, unde are numărul de serie 29 și este situat în a patra perioadă. Ceea ce este de remarcat este că se află în același grup cu metalele nobile. Acest lucru confirmă încă o dată unicitatea proprietăților sale chimice, care ar trebui să fie discutate mai detaliat.
În condiții de umiditate scăzută, cuprul nu prezintă practic nicio activitate chimică. Totul se schimbă dacă produsul este plasat în condiții caracterizate de umiditate ridicată și conținut ridicat de dioxid de carbon. În astfel de condiții, începe oxidarea activă a cuprului: pe suprafața sa se formează un film verzui format din CuCO3, Cu(OH)2 și diverși compuși ai sulfului. Acest film, numit patina, îndeplinește funcția importantă de a proteja metalul împotriva distrugerii ulterioare.
Oxidarea începe să apară în mod activ atunci când produsul este încălzit. Dacă metalul este încălzit la o temperatură de 375 de grade, atunci se formează oxid de cupru pe suprafața sa, dacă este mai mare (375-1100 de grade), atunci scară cu două straturi.
Cuprul reacționează destul de ușor cu elementele care fac parte din grupul halogenului. Dacă un metal este plasat în vapori de sulf, acesta se va aprinde. De asemenea, prezintă un grad ridicat de afinitate pentru seleniu. Cuprul nu reacționează cu azotul, carbonul și hidrogenul chiar și la temperaturi ridicate.
Interacțiunea oxidului de cupru cu diferite substanțe merită atenție. Astfel, atunci când reacţionează cu acidul sulfuric, se formează sulfat şi cupru pur, cu acizi bromhidric şi iodhidric – bromură şi iodură de cupru.
Reacțiile oxidului de cupru cu alcalii, care au ca rezultat formarea de cuprat, arată diferit. Producția de cupru, în care metalul este redus la o stare liberă, se realizează folosind monoxid de carbon, amoniac, metan și alte materiale.
Cuprul, atunci când interacționează cu o soluție de săruri de fier, intră în soluție, iar fierul este redus. Această reacție este utilizată pentru a îndepărta stratul de cupru depus din diferite produse.
Cuprul mono și divalent este capabil să creeze compuși complecși care sunt foarte stabili. Astfel de compuși sunt săruri duble de cupru și amestecuri de amoniac. Ambele au găsit o aplicare largă în diverse industrii.
Aplicații ale cuprului
Utilizarea cuprului, precum și a aluminiului, care este cel mai asemănător ca proprietăți cu acesta, este bine cunoscută - în producția de produse prin cablu. Firele și cablurile de cupru se caracterizează prin rezistență electrică scăzută și proprietăți magnetice speciale. Pentru producția de produse prin cablu, se folosesc tipuri de cupru caracterizate prin puritate ridicată. Dacă în compoziția sa se adaugă chiar și o cantitate mică de impurități metalice străine, de exemplu, doar 0,02% aluminiu, atunci conductivitatea electrică a metalului original va scădea cu 8-10%.
Scăzut și rezistența sa ridicată, precum și capacitatea de a se preda diferitelor tipuri de prelucrare mecanică - acestea sunt proprietățile care fac posibilă producerea de țevi din aceasta care sunt utilizate cu succes pentru transportul de gaz, apă caldă și rece și abur. Nu este o coincidență că aceste conducte sunt utilizate ca parte a comunicațiilor inginerești ale clădirilor rezidențiale și administrative în majoritatea țărilor europene.
Cuprul, pe lângă conductivitatea electrică excepțional de ridicată, se distinge prin capacitatea sa de a conduce bine căldura. Datorită acestei proprietăți, este utilizat cu succes ca parte a următoarelor sisteme.