Měď

Měď je načervenalý, kovový prvek, který je znám a používán již od starověku. První známky o využívání mědi člověkem pocházejí z období 5000 – 4000 let př.n.l. V přírodě ji nacházíme např. v malachitu.

Atomové číslo	29	Počet stabilních izotopů	2
Atomová hmotnost	63,546	Elektronová konfigurace	[Ar] 3d¹⁰ 4s¹
Teplota tání [°C]	1084,62	Teplota varu [°C]	2562
Elektronegativita	1,90	Hustota [g.cm^-3]	8,94

Vlastnosti mědi

Měď je z kovů 11. skupiny nejméně ušlechtilá, lze to demonstrovat pomocí hodnoty elektrodového potenciálu:

Cu²⁺/Cu	0,337
Ag⁺/Ag	0,80
Au⁺/Au	1,83

Obsah

Izotopy mědi

Přírodní měď se skládá ze dvou stabilních izotopů, dále známe 27 radioizotopů. Radioizotopem s nejdelším poločasem přeměny je ⁶⁷Cu (61,83 hodiny).[7]

Izotop	Zastoupení [%]
⁶³Cu	69,15
⁶⁵Cu	30,85

Výroba mědi

Velká část mědi se získává recyklací, z přírodních zdrojů se využívají hlavně sulfidické rudy, např. chalkocit (Cu₂S) nebo chalkopyrit (CuFeS₂). Ty se praží na vzduchu, čímž dochází k částečné oxidaci:

2 Cu₂S + O₂ → 2 Cu₂O + SO₂

Oxid je poté redukován sulfidem za vzniku surové mědi, uvolněný oxid siřičitý se využívá při výrobě kyseliny sírové.

2 Cu₂O + Cu₂S → 6 Cu + SO₂

Surová měď se následně čistí elektrolýzou, jako elektrolyt slouží modrá skalice, CuSO₄.5H₂O.

Těžba a výroba mědi

Využití

Měděné vodiče

Měď je velmi důležitá pro konstrukci vodičů elektrického proudu, využívá se již od 20. let 18. století. V současnosti (2017) se s měděnými kabely můžeme potkat při výrobě elektrické energie, jejím přenosu, v telekomunikační technice, elektronických obvodech a mnoha dalších aplikacích.

Měděný koaxiální kabel. Zdroj: Averse/commons

Měď má nejvyšší elektrickou vodivost z běžných kovů: 16,78 nΩ·m při 20 °C.

Chemické vlastnosti

Měď se nerozpouští v neoxidujících kyselinách bez přítomnosti vzduchu, jedinou výjimkou je horká koncentrovaná kyselina sírová s níž reaguje podle rovnice:

Cu + 2 H₂SO₄ → SO₂ + CuSO₄ + 2 H₂O

Měď vytváří sloučeniny v oxidačních číslech 0, I, II, III a IV.

Sloučeniny v oxidačním čísle 0 jsou většinou nestabilní, příkladem může být [Cu₂(CO)₆], který byl izolován v matrici.[5]

Sloučeniny v oxidačním čísle I, mědné sloučeniny, jsou poměrně běžné a mají značný význam. Ion Cu⁺ má v nich konfiguraci d¹⁰, tzn. že jsou diamagnetické a ve většině případů bezbarvé. Je to měkká kyselina, takže se ochotně váže s měkkými zásadami, např. sírou a fosforem, ale známy jsou i komplexy s kyslíkem a dusíkem jako donorovými atomy.

V oxidačním stavu II má měď konfiguraci d⁹, z toho důvodu se v měďnatých sloučeninách uplatňuje, v různé míře Jahnův-Tellerův efekt. Příkladem může být ion [Cu(bpy)₃]²⁺, kde jsou čtyři vazby Cu-N stejně dlouhé a zbylé, axiální, dvě jsou delší.[6] Měďnatý ion v komplexních sloučeninách má koordinační číslo v rozmezí 4-6.

Struktura komplexů M(bpy)₃. Zdroj: Choij/commons

Ve vysokoteplotních supravodičích typu YBCO se setkáváme s mědí v oxidačním čísle III, obecný vzorec je YBa₂Cu₃O_7-x (x = 0-1). Další známé sloučeniny jsou např. Cs₃[CuF₆], KCuO₂.

Oxidační číslo IV nacházíme u mědi vzácně, lze jej dosáhnout např. fluorací CsCuCl₃ při 250 °C, která poskytuje červenou sloučeninu Cs₂CuF₆. Měď má v tomto komplexu konfiguraci d⁷ a oktaedr je deformován vlivem Jahnova-Tellerova efektu.

2 CsCuCl₃ + 2 CsF + 5 F₂ → 2 Cs₂CuF₆ + Cl₂

Modrá skalice

Jako modrá skalice se označuje pentahydrát síranu měďnatého, CuSO₄ . 5 H₂O, který krystaluje jako modrá látka. V bezvodém stavu je bílý. Používá se jako herbicid a fungicid.

Krystal modré skalice. Zdroj: Crystal Titan/Commons

Dehydratace modré skalice probíhá ve dvou krocích, jak je vidět z termogravimetrické křivky:

Termogravimetrická křivka termického rozkladu modré skalice

Modrou skalici nelze připravit přímou reakcí mědi s kyselinou sírovou. Elektrodový potenciál mědi je kladný (+0,34 V), proto nedokáže vytěsnit vodík z neoxidující kyseliny. Přípravu lze provést reakcí s koncentrovanou kyselinou sírovou za horka. Nejprve dochází k oxidaci a následně ke vzniku síranu:

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

Celková rovnice je tedy:

Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

Alternativní možností je využití kyseliny dusičné k oxidaci:

Cu + 2 HNO₃ → CuO + 2 NO + H₂O
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

Biochemie

Měď je součástí hemocyaninu, bílkoviny, která má u některých měkkýšů podobnou funkci jako hemoglobin u savců. Obsahuje dva ionty mědi, v oxidovaném stavu jde o měďnaté ionty, v redukovaném o měďné. Také se nachází v superoxid dismutázách, kde slouží k přeměně toxického superoxidu na méně toxický peroxid, který je následně rozkládán dalšími enzymy.

Dospělý člověk má v těle přibližně 1,4-2,1 mg mědi na kilogram hmotnosti, kterou je potřeba doplňovat stravou.

NMR

Standardem je roztok [Cu(CH₃CN)₄][ClO₄].

⁶³Cu NMR

Toto jádro se měří častěji, protože je citlivější než ⁶⁵Cu, ale poskytuje mírně širší signály.

Spin	3/2
Zastoupení v přírodě	69,17 %
Jaderný magnetický moment	+2,22329
Rozsah chemických posunů	-300 až 800 ppm
Relativní citlivost k ¹H	0,0650
Relativní citlivost k ¹³C	382

⁶⁵Cu NMR

Méně citlivé jádro než ⁶³Cu, ale poskytuje užší signály.

Spin	3/2
Zastoupení v přírodě	30,83 %
Jaderný magnetický moment	+2,38167
Rozsah chemických posunů	-300 až 800 ppm
Relativní citlivost k ¹H	0,0354
Relativní citlivost k ¹³C	208

Odkazy

Měď na české wikipedii
Měď na anglické wikipedii
Copper NMR
Origin of the Exotic Blue Color of Copper-Containing Historical Pigments
Huber, H.; Kündig, E.P.; Moskovits, M.; Ozin, G.A. J. Am. Chem. Soc. 1974, 97, 2097-2106. DOI: 10.1021/ja00841a017
Wolciechowska, A.; Pietraszko, A.; Bronowska, W.; Staszak, Z.; Jeziersk, J. ; Cieslak-Golonka, M. Polyhedron 2010, 29, 2574-2581. DOI: 10.1016/j.poly.2010.06.003
Isotopes of copper

Izotopy mědi

Výroba mědi