Nom de l'élément cuivre. Le cuivre a une importance biologique importante

Les anciens Grecs appelaient cet élément chalcos, en latin il s'appelle cuprum (Cu) ou aes, et les alchimistes médiévaux appelaient cet élément chimique rien d'autre que Mars ou Vénus. L'humanité connaît depuis longtemps le cuivre car conditions naturelles on pouvait le trouver sous forme de pépites, souvent de taille assez impressionnante.

La facilité de réduction des carbonates et des oxydes de cet élément a contribué au fait que, selon de nombreux chercheurs, nos anciens ancêtres ont appris à le réduire à partir du minerai avant tous les autres métaux.

Au début, les roches de cuivre étaient simplement chauffées sur un feu ouvert, puis fortement refroidies. Cela a entraîné leur fissuration, ce qui a permis de restaurer le métal.

Ayant maîtrisé une technologie aussi simple, l'homme a commencé à la développer progressivement. Les gens ont appris à souffler de l'air dans les incendies à l'aide de soufflets et de tuyaux, puis ils ont eu l'idée d'installer des murs autour du feu. Finalement, le premier four à cuve a été construit.

De nombreuses fouilles archéologiques ont permis d'établir un fait unique : les produits en cuivre les plus simples existaient déjà au 10ème millénaire avant JC ! Et le cuivre a commencé à être extrait et utilisé plus activement après 8 à 10 000 ans. Depuis, l’humanité utilise cet élément chimique, unique à bien des égards (densité, densité, caractéristiques magnétiques…), pour ses besoins.

De nos jours, les pépites de cuivre sont extrêmement rares. Le cuivre est extrait de diverses sources, parmi lesquelles :

• bornite (elle contient du cuprum jusqu'à 65%) ;
• lustre de cuivre (également connu sous le nom de chalcocine) avec une teneur en cuivre allant jusqu'à 80 % ;
• la pyrite de cuivre (autrement dit la chalcopérite), contenant environ 30 % de l'élément chimique qui nous intéresse ;
• covellite (elle contient jusqu'à 64% de Cu).

Le cuprum est également extrait de la malachite, de la cuprite, d'autres minerais d'oxyde et de près de 20 minéraux en contenant en quantités variables.

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Dans sa forme la plus simple, l'élément décrit est un métal de teinte rouge rosé, caractérisé par une grande ductilité. Le cuprum naturel comprend deux nucléides à structure stable.

Le rayon d'un ion cuivre chargé positivement a les valeurs suivantes :

• à indicateur de coordination 6 – jusqu'à 0,091 nm ;
• avec indicateur 2 – jusqu'à 0,060 nm.

Et l'atome neutre de l'élément est caractérisé par un rayon de 0,128 nm et une affinité électronique de 1,8 eV. Lors de l'ionisation séquentielle, l'atome a des valeurs de 7,726 à 82,7 eV.

Le cuprum est un métal de transition, il présente donc des états d'oxydation variables et un faible indice d'électronégativité (1,9 unités sur l'échelle de Pauling). (coefficient) est égal à 394 W/(m*K) dans une plage de température de 20 à 100 °C. Conductivité électrique du cuivre ( indicateur spécifique) est un maximum de 58, un minimum de 55,5 MSm/m. Seul l'argent a une valeur plus élevée ; la conductivité électrique des autres métaux, dont l'aluminium, est inférieure.

Le cuivre ne peut pas déplacer l'hydrogène des acides et de l'eau, car dans la série de potentiels standard, il se trouve à droite de l'hydrogène. Le métal décrit est caractérisé par un réseau cubique à faces centrées d'une taille de 0,36150 nm. Le cuivre bout à une température de 2657 degrés, fond à une température d'un peu plus de 1083 degrés et sa densité est de 8,92 grammes/centimètre cube (à titre de comparaison, la densité de l'aluminium est de 2,7).

Autre propriétés mécaniques cuivre et important indicateurs physiques:

• pression à 1628 °C – 1 mm Hg. Art.;
• valeur de dilatation thermique (linéaire) – 0,00000017 unités ;
• lors de l'étirement, une résistance à la traction de 22 kgf/mm2 est obtenue ;
• dureté du cuivre – 35 kgf/mm2 (échelle Brinell) ;
• densité – 8,94 g/cm3 ;
• module d'élasticité – 132 000 Mn/m2 ;
• allongement (relatif) – 60%.

Les propriétés magnétiques du cuivre sont quelque peu uniques. L'élément est complètement diamagnétique, sa susceptibilité atomique magnétique n'est que de 0,00000527 unités. Les caractéristiques magnétiques du cuivre (ainsi que tous ses paramètres physiques - poids, densité, etc.) déterminent la demande de l'élément pour la fabrication de produits électriques. L'aluminium a à peu près les mêmes caractéristiques, de sorte qu'il forme avec le métal décrit un « couple doux » utilisé pour la production de pièces conductrices, de fils et de câbles.

Il est quasiment impossible de modifier de nombreuses propriétés mécaniques du cuivre (les mêmes propriétés magnétiques par exemple), mais la résistance à la traction de l'élément en question peut être améliorée par durcissement à froid. Dans ce cas, elle doublera environ (jusqu’à 420-450 MN/m2).

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Le cuprum dans le système périodique fait partie du groupe des métaux nobles (IB), il se situe dans la quatrième période, a un numéro atomique de 29 et a tendance à former des complexes. Caractéristiques chimiques le cuivre n'est pas moins important que ses caractéristiques magnétiques, mécaniques et physiques, qu'il s'agisse de son poids, de sa densité ou d'une autre valeur. Par conséquent, nous en parlerons en détail.

L'activité chimique du cuprum est faible. Le cuivre dans une atmosphère sèche change de manière insignifiante (on pourrait même dire qu'il ne change presque pas). Mais avec l'augmentation de l'humidité et la présence de environnement gaz carbonique un film verdâtre se forme généralement à sa surface. Il contient du CuCO3 et du Cu(OH)2, ainsi que divers composés sulfurés de cuivre. Ces derniers se forment du fait qu'il y a presque toujours une certaine quantité de sulfure d'hydrogène et de dioxyde de soufre dans l'air. Ce film verdâtre est appelé patine. Il protège le métal de la destruction.

Si le cuivre est chauffé dans l’air, des processus d’oxydation à sa surface commenceront. À des températures allant de 375 à 1 100 degrés, du tartre à deux couches se forme à la suite de l'oxydation et à des températures allant jusqu'à 375 degrés, de l'oxyde de cuivre se forme. Aux températures ordinaires, on observe généralement une combinaison de Cu avec du chlore humide (le résultat de cette réaction est l'apparition de chlorure).

Le cuivre interagit également assez facilement avec d’autres éléments du groupe halogène. Il s'enflamme dans les vapeurs de soufre, haut niveau Il a également une affinité pour le sélénium. Mais le Cu ne se combine pas avec le carbone, l'azote et l'hydrogène, même à des températures élevées. Lorsque l'oxyde de cuivre entre en contact avec l'acide sulfurique (dilué), on obtient du sulfate de cuivre et du cuivre pur avec les acides iodhydrique et bromhydrique, respectivement l'iodure et le bromure de cuivre.

Si l'oxyde est combiné avec l'un ou l'autre alcali, le résultat réaction chimique un cuprate apparaîtra. Mais les agents réducteurs les plus connus (monoxyde de carbone, ammoniac, méthane et autres) sont capables de remettre le cuprum à l'état libre.

La capacité de ce métal à réagir avec les sels de fer (sous forme de solution) présente un intérêt pratique. Dans ce cas, la réduction du fer et la transition du Cu en solution sont enregistrées. Cette réaction est utilisée pour éliminer la couche de cuivre déposée sur les produits décoratifs.

Sous ses formes monovalentes et divalentes, le cuivre est capable de créer des composés complexes présentant un haut niveau de stabilité. Ces composés comprennent des mélanges d'ammoniac (ils intéressent les entreprises industrielles) et des sels doubles.

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Le principal domaine d'application de l'aluminium et du cuivre est peut-être connu de tous. Ils sont utilisés pour fabriquer divers câbles, notamment des câbles d’alimentation. Ceci est facilité par la faible résistance de l'aluminium et du cuprum et leurs capacités magnétiques particulières. Dans les enroulements des entraînements électriques et dans les transformateurs (puissance), les fils de cuivre sont largement utilisés, caractérisés par la pureté unique du cuivre, qui est la matière première pour leur production. Si vous ajoutez seulement 0,02 pour cent d'aluminium à ces matières premières pures, la conductivité électrique du produit diminuera de 8 à 10 pour cent.

Le Cu, qui présente une densité et une résistance élevées, ainsi qu'un faible poids, se prête parfaitement à l'usinage. Cela nous permet de produire d'excellents des tuyaux de cuivre, qui démontrent leurs caractéristiques de haute performance dans les systèmes d'approvisionnement en gaz, en chauffage et en eau. Dans de nombreux pays européens Ce sont des tuyaux en cuivre qui sont utilisés dans la grande majorité des cas pour l'aménagement des réseaux d'ingénierie internes des bâtiments résidentiels et administratifs.

Nous avons beaucoup parlé de la conductivité électrique de l'aluminium et du cuivre. N'oublions pas l'excellente conductivité thermique de ce dernier. Cette caractéristique permet d'utiliser le cuivre dans les structures suivantes :

• dans des caloducs ;
• dans les refroidisseurs des ordinateurs personnels ;
• dans les systèmes de chauffage et de refroidissement de l'air ;
• dans les échangeurs de chaleur et de nombreux autres appareils qui évacuent la chaleur.

La densité et la légèreté des matériaux et alliages de cuivre ont également conduit à leur utilisation généralisée en architecture.

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Il est clair que la densité du cuivre, son poids et toutes sortes d'indicateurs chimiques et magnétiques, dans l'ensemble, présentent peu d'intérêt pour la personne moyenne. Mais beaucoup de gens veulent connaître les propriétés curatives du cuivre.

Les anciens Indiens utilisaient le cuivre pour traiter la vision et diverses affections cutanées. Les Grecs de l'Antiquité utilisaient des plaques de cuivre pour soigner les ulcères, les gonflements sévères, les contusions et les contusions, ainsi que les maladies plus graves (inflammation des amygdales, surdité congénitale et acquise). Et à l’Est, la poudre de cuivre rouge dissoute dans l’eau était utilisée pour restaurer les os brisés des jambes et des bras.

Les propriétés curatives du cuivre étaient bien connues des Russes. Nos ancêtres utilisaient ce métal unique pour soigner le choléra, l'épilepsie, la polyarthrite et la radiculite. Actuellement, les plaques de cuivre sont généralement utilisées pour le traitement et sont appliquées sur des points spéciaux du corps humain. Les propriétés curatives du cuivre dans une telle thérapie se manifestent comme suit :

• le potentiel protecteur du corps humain augmente ;
• les maladies infectieuses ne sont pas dangereuses pour ceux qui sont traités au cuivre ;
• Il y a une diminution de la douleur et un soulagement de l'inflammation.

CUIVRE(lat. Cuprum), Cu (lire « cuprum »), élément chimique du groupe I tableau périodique Mendeleev, numéro atomique 29, masse atomique 63,546.

Le cuivre naturel est constitué de deux nucléides stables 63 Cu (69,09 % en masse) et 65 Cu (30,91 %). La configuration des deux couches électroniques externes d'un atome de cuivre neutre est 3s 2 p 6 d 10 4s 1. Il forme des composés aux états d'oxydation +2 (valence II) et +1 (valence I), présente très rarement les états d'oxydation +3 et +4.

Dans le tableau périodique de Mendeleïev, le cuivre se situe dans la quatrième période et fait partie du groupe IB, qui comprend des métaux nobles tels que l'argent (Ag) et l'or (Au).

Le rayon de l'atome de cuivre neutre est de 0,128 nm, le rayon de l'ion Cu + est de 0,060 nm (numéro de coordination 2) à 0,091 nm (numéro de coordination 6), l'ion Cu 2+ est de 0,071 nm (numéro de coordination 2) à 0,087 nm (numéro de coordination 6). L'énergie d'ionisation séquentielle d'un atome de cuivre est de 7,726 ; 20.291 ; 36,8 ; 58,9 et 82,7 eV. Affinité électronique 1,8 eV. Fonction de travail électronique 4,36 eV. Selon l'échelle de Pauling, l'électronégativité du cuivre est de 1,9 ; Le cuivre fait partie des métaux de transition. Le potentiel d'électrode standard de Cu/Cu 2+ est de 0,339 V. Dans la série de potentiels standards, le cuivre est situé à droite de l'hydrogène (H) et ne déplace pas l'hydrogène de l'eau ou des acides.

Le cuivre, une substance simple, est un beau métal ductile rouge rosé.

Nom: Nom latin le cuivre vient du nom de l'île de Chypre (Cuprus), où l'on extrayait autrefois minerai de cuivre; Il n'y a pas d'explication claire sur l'origine de ce mot dans la langue russe.

Physique et Propriétés chimiques: cellule de cristal Cuivre métallique cubique à faces centrées, paramètre de réseau a = 0,36150 nm. Densité 8,92 g/cm 3 , point de fusion 1083,4°C, point d'ébullition 2567°C. Parmi tous les autres métaux, le cuivre possède l'une des conductivités thermiques les plus élevées et l'une des résistances électriques les plus faibles (à 20°C, la résistivité est de 1,68 x 10 3 Ohm·m).

Dans une atmosphère sèche, le cuivre reste pratiquement inchangé. Dans l'air humide, un film verdâtre de composition Cu(OH) 2 ·CuCO 3 se forme à la surface du cuivre en présence de dioxyde de carbone. Comme il y a toujours des traces de dioxyde de soufre et de sulfure d’hydrogène dans l’air, le film superficiel du cuivre métallique contient généralement des composés de cuivre-soufre. Un tel film qui apparaît au fil du temps sur les produits en cuivre et ses alliages est appelé patine. La patine protège le métal d'une destruction ultérieure. Pour créer une « patine de l'antiquité » sur les objets d'art, on leur applique une couche de cuivre, qui est ensuite spécialement patinée.

Lorsqu’il est chauffé à l’air, le cuivre se ternit et finit par noircir en raison de la formation d’une couche d’oxyde à la surface. Il se forme d'abord de l'oxyde de Cu 2 O, puis de l'oxyde de CuO.

L'oxyde de cuivre brun rougeâtre (I) Cu 2 O, lorsqu'il est dissous dans les acides bromo- et iodhydrique, forme respectivement du bromure de cuivre (I) CuBr et de l'iodure de cuivre (I) CuI. Lorsque Cu 2 O réagit avec l'acide sulfurique dilué, du cuivre et du sulfate de cuivre apparaissent :

Cu 2 O + H 2 SO 4 = Cu + CuSO 4 + H 2 O.

Lorsqu'il est chauffé dans l'air ou l'oxygène, Cu 2 O est oxydé en CuO ; lorsqu'il est chauffé dans un courant d'hydrogène, il est réduit en métal libre.

L'oxyde de cuivre noir (II) CuO, comme Cu 2 O, ne réagit pas avec l'eau. Lorsque CuO réagit avec les acides, des sels de cuivre (II) se forment :

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Lorsque CuO est fusionné avec des alcalis, des cuprates se forment, par exemple :

CuO + 2NaOH = Na 2 CuO 2 + H 2 O

Chauffer Cu 2 O dans une atmosphère inerte conduit à une réaction de dismutation :

Cu2O = CuO + Cu.

Les agents réducteurs tels que l'hydrogène, le méthane, l'ammoniac, le monoxyde de carbone (II) et autres réduisent le CuO en cuivre libre, par exemple :

CuO + CO = Cu + CO 2.

En plus des oxydes de cuivre Cu 2 O et CuO, de l'oxyde de cuivre rouge foncé (III) Cu 2 O 3, qui possède de fortes propriétés oxydantes, a également été obtenu.

Le cuivre réagit avec les halogènes, par exemple, lorsqu'il est chauffé, le chlore réagit avec le cuivre pour former du dichlorure brun foncé CuCl 2. Il existe également du difluorure de cuivre CuF 2 et du dibromure de cuivre CuBr 2, mais il n'y a pas de diiodure de cuivre. CuCl 2 et CuBr 2 sont tous deux très solubles dans l'eau et les ions cuivre s'hydratent et forment des solutions bleues.

Lorsque CuCl 2 réagit avec la poudre de cuivre métallique, il se forme du chlorure de cuivre (I) CuCl incolore et insoluble dans l'eau. Ce sel se dissout facilement dans l'acide chlorhydrique concentré et des anions complexes , 2 et [СuCl 4 ] 3 se forment, par exemple grâce au processus :

CuCl + HCl = H

Lorsque le cuivre est fusionné avec du soufre, du sulfure de cuivre insoluble dans l'eau Cu 2 S se forme. Le sulfure de cuivre (II) CuS précipite, par exemple, lorsque le sulfure d'hydrogène passe à travers une solution de sel de cuivre (II) :

H 2 S + CuSO 4 = CuS + H 2 SO 4

Le cuivre ne réagit pas avec l'hydrogène, l'azote, le graphite ou le silicium. Lorsqu’il est exposé à l’hydrogène, le cuivre devient fragile (ce qu’on appelle la « maladie de l’hydrogène ») en raison de la dissolution de l’hydrogène dans le métal.

En présence d'agents oxydants, principalement de l'oxygène, le cuivre peut réagir avec l'acide chlorhydrique et l'acide sulfurique dilué, mais l'hydrogène n'est pas libéré :

2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O.

Le cuivre réagit assez activement avec l'acide nitrique de différentes concentrations, entraînant la formation de nitrate de cuivre (II) et la libération de divers oxydes d'azote. Par exemple, avec 30 % d'acide nitrique, la réaction du cuivre se déroule comme suit :

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Le cuivre réagit avec l'acide sulfurique concentré sous forte chaleur :

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

La capacité du cuivre à réagir avec des solutions de sels de fer (III), le cuivre entrant en solution et le fer (III) étant réduit en fer (II) est d'une importance pratique :

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2

Ce procédé de gravure du cuivre au chlorure de fer (III) est notamment utilisé s'il est nécessaire d'enlever une couche de cuivre déposée sur le plastique à certains endroits.

Les ions cuivre Cu 2+ forment facilement des complexes avec l'ammoniac, par exemple la composition 2+. Lorsque l'acétylène C 2 H 2 traverse des solutions ammoniacales de sels de cuivre, le carbure de cuivre (plus précisément l'acétyléniure) CuC 2 précipite.

L'hydroxyde de cuivre Cu(OH) 2 se caractérise par une prédominance de propriétés basiques. Il réagit avec les acides pour former du sel et de l'eau, par exemple :

Сu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O.

Mais Cu(OH) 2 réagit également avec des solutions concentrées d'alcalis, et les cuprates correspondants se forment, par exemple :

Cu(OH) 2 + 2NaOH = Na 2

Si la cellulose est placée dans une solution cuivre-ammoniac obtenue en dissolvant du Cu(OH) 2 ou du sulfate de cuivre basique dans l'ammoniac, alors la cellulose se dissout et une solution de complexe cuivre-ammonium cellulose se forme. À partir de cette solution, il est possible de produire des fibres de cuivre-ammoniac, qui sont utilisées dans la production de sous-vêtements, de tricots et de divers tissus.

Trouver dans la nature : dans la croûte terrestre, la teneur en cuivre est d'environ 5,10 3 % en masse. Le cuivre est très rarement trouvé sous sa forme native (la plus grosse pépite, 420 tonnes, a été trouvée en Amérique du Nord). Parmi les minerais, les plus répandus sont les minerais sulfurés : chalcopyrite, ou pyrite de cuivre, CuFeS 2 (30 % de cuivre), covellite CuS (64,4 % de cuivre), chalcocite, ou lustre de cuivre, Cu 2 S (79,8 % de cuivre), bornite Cu 5 FeS 4 (52-65 % de cuivre). Il existe également de nombreux minerais d'oxyde de cuivre, par exemple : cuprite Cu 2 O (81,8 % de cuivre), malachite CuCO 3 ·Cu(OH) 2 (57,4 % de cuivre) et autres. Il existe 170 minéraux contenant du cuivre connus, dont 17 sont utilisés à l’échelle industrielle.

Il existe de nombreux minerais de cuivre différents, mais de riches gisements globe peu, de plus, les minerais de cuivre sont extraits depuis plusieurs centaines d'années, de sorte que certains gisements sont complètement épuisés. La source de cuivre provient souvent de minerais polymétalliques qui, en plus du cuivre, contiennent du fer (Fe), du zinc (Zn), du plomb (Pb) et d'autres métaux. Comme impuretés, les minerais de cuivre contiennent généralement des oligo-éléments (cadmium, sélénium, tellure, gallium, germanium et autres), ainsi que de l'argent et parfois de l'or. Pour le développement industriel, on utilise des minerais dont la teneur en cuivre est légèrement supérieure à 1 % en poids, voire inférieure. L'eau de mer contient environ 1,10 à 8 % de cuivre.

Reçu: La production industrielle de cuivre est un processus complexe en plusieurs étapes. Le minerai extrait est concassé et l’enrichissement par flottation est généralement utilisé pour séparer les stériles. Le concentré obtenu (contient 18 à 45 % de cuivre en poids) est cuit dans un haut fourneau à air. À la suite de la cuisson, des cendres se forment - une substance solide contenant, en plus du cuivre, également des impuretés d'autres métaux. Les cendres sont fondues dans des fours à réverbère ou des fours électriques. Après cette fusion, en plus des scories, il se forme ce qu'on appelle une matte, dans laquelle la teneur en cuivre peut atteindre 40 à 50 %. Ensuite, la matte est convertie ; de l'air comprimé enrichi en oxygène est soufflé à travers la matte fondue. Un flux de quartz (sable SiO 2) est ajouté à la matte. Lors du processus de conversion, le sulfure de fer FeS contenu dans la matte comme impureté indésirable passe dans les scories et est libéré sous forme de dioxyde de soufre SO 2 :

2FeS + 3O 2 + 2SiO 2 = 2FeSiO 3 + 2SO 2

Parallèlement, le sulfure de cuivre (I) Cu 2 S est oxydé :

2Cu 2 S + 3O 2 = 2Cu 2 O + 2SO 2

2Cu 2 O + Cu 2 S = 6Cu + SO 2

En conséquence, apparaît ce qu'on appelle le cuivre blister, dans lequel la teneur en cuivre lui-même est déjà de 98,5 à 99,3 % en poids. Ensuite, le cuivre blister est soumis à un affinage. Le raffinage à la première étape est le feu, il consiste à faire fondre le cuivre blister et à faire passer l'oxygène à travers la masse fondue. Les impuretés de métaux plus actifs contenus dans le cuivre blister réagissent activement avec l'oxygène et se transforment en scories d'oxyde. Au stade final, le cuivre est soumis à un raffinage électrochimique dans une solution d'acide sulfurique, le cuivre blister servant d'anode et le cuivre purifié étant séparé à la cathode. Lors d'une telle purification, les impuretés de métaux moins actifs présentes dans le cuivre blister précipitent sous forme de boue, et les impuretés de métaux plus actifs restent dans l'électrolyte. La pureté du cuivre raffiné (cathodique) atteint 99,9 % ou plus.

Application: On pense que le cuivre est le premier métal que l’homme a appris à traiter et à utiliser pour ses besoins. Les artefacts en cuivre trouvés dans le cours supérieur du Tigre remontent au dixième millénaire avant JC. Plus tard, l'utilisation généralisée des alliages de cuivre a déterminé la culture matérielle de l'âge du bronze (fin du IVe et début du Ier millénaire avant J.-C.) et a ensuite accompagné le développement de la civilisation à toutes les étapes. Le cuivre et ses matériaux étaient utilisés pour fabriquer de la vaisselle, des ustensiles, des bijoux et divers objets artistiques. Le rôle du bronze était particulièrement important.

Depuis le 20ème siècle, la principale utilisation du cuivre est due à sa haute conductivité électrique. Plus de la moitié du cuivre extrait est utilisé en électrotechnique pour la fabrication de divers fils, câbles et parties conductrices d'équipements électriques. En raison de sa conductivité thermique élevée, le cuivre est un matériau indispensable pour divers échangeurs de chaleur et équipements de réfrigération. Le cuivre est largement utilisé en galvanoplastie - pour appliquer des revêtements de cuivre, pour produire des produits à parois minces de formes complexes, pour réaliser des clichés en impression, etc.

Les alliages de cuivre, le laiton (le principal additif est le zinc (Zn)), le bronze (alliages avec divers éléments, principalement les métaux étain (Sn), aluminium (Al), béryllium (Be), plomb (Pb), cadmium (Cd) sont d'une grande importance. ) et autres, à l'exception du zinc (Zn) et du nickel (Ni)) et des alliages cuivre-nickel, dont le cupronickel et le maillechort. Selon la marque (composition), les alliages sont utilisés dans une grande variété de domaines technologiques en tant que matériaux structurels, anticorrosion et résistants à la corrosion, ainsi que des matériaux ayant une conductivité électrique et thermique spécifiée. l'aluminium (Al) et le cuivre avec du nickel ( Ni)) sont utilisés pour frapper des pièces de « cuivre » et « d'argent » ; mais le cuivre fait partie à la fois de l’argent réel et de l’or.

Rôle biologique : le cuivre est présent dans tous les organismes et fait partie des microéléments nécessaires à leur développement normal (voir Éléments biogéniques). Chez les plantes et les animaux, la teneur en cuivre varie de 10 15 à 10 3 %. Le tissu musculaire humain contient 1,10,3 % de cuivre, le tissu osseux (1-26)·10,4 % et 1,01 mg/l de cuivre est présent dans le sang. Au total, le corps d'une personne moyenne (poids corporel 70 kg) contient 72 mg de cuivre. Le rôle principal du cuivre dans les tissus végétaux et animaux est sa participation à la catalyse enzymatique. Le cuivre sert d'activateur à un certain nombre de réactions et fait partie des enzymes contenant du cuivre, principalement des oxydases qui catalysent les réactions biologiques d'oxydation. La plastocyanine, une protéine contenant du cuivre, est impliquée dans le processus de photosynthèse. Une autre protéine contenant du cuivre, l'hémocyanine, fonctionne comme l'hémoglobine chez certains invertébrés. Le cuivre étant toxique, il se trouve à l’état lié dans le corps animal. Une partie importante de celui-ci fait partie de la protéine céruloplasmine formée dans le foie, qui circule dans la circulation sanguine et délivre le cuivre aux sites de synthèse d'autres protéines contenant du cuivre. La céruloplasmine a également une activité catalytique et est impliquée dans les réactions d'oxydation. Le cuivre est nécessaire à diverses fonctions de l'organisme : respiration, hématopoïèse (stimule l'absorption du fer et la synthèse de l'hémoglobine), métabolisme des glucides et des minéraux. Le manque de cuivre provoque des maladies chez les plantes, les animaux et les humains. Avec de la nourriture, une personne reçoit 0,5 à 6 mg de cuivre par jour.

Propriétés chimiques du cuivre

Le cuivre (Cu) appartient aux éléments d et se situe dans le groupe IB du tableau périodique de D.I. Mendeleïev. La configuration électronique de l'atome de cuivre à l'état fondamental s'écrit 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 au lieu de la formule attendue 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2. En d’autres termes, dans le cas de l’atome de cuivre, on observe ce qu’on appelle un « saut électronique » du sous-niveau 4s au sous-niveau 3d. Pour le cuivre, en plus de zéro, les états d'oxydation +1 et +2 sont possibles. L'état d'oxydation +1 est sujet à la dismutation et n'est stable que dans les composés insolubles tels que CuI, CuCl, Cu 2 O, etc., ainsi que dans les composés complexes, par exemple Cl et OH. Les composés de cuivre à l'état d'oxydation +1 n'ont pas de couleur spécifique. Ainsi, l'oxyde de cuivre (I), selon la taille des cristaux, peut être rouge foncé (gros cristaux) et jaune (petits cristaux), CuCl et CuI sont blancs et Cu 2 S est noir et bleu. L'état d'oxydation du cuivre égal à +2 est plus stable chimiquement. Les sels contenant du cuivre dans cet état d’oxydation sont de couleur bleue et bleu-vert.

Le cuivre est un métal très mou, malléable et ductile, doté d’une conductivité électrique et thermique élevée. La couleur du cuivre métallique est rouge-rose. Le cuivre se situe dans la série d'activité des métaux à droite de l'hydrogène, c'est-à-dire appartient aux métaux peu actifs.

avec de l'oxygène

Dans des conditions normales, le cuivre n'interagit pas avec l'oxygène. La chaleur est nécessaire pour que la réaction entre eux se produise. En fonction de l'excès ou du déficit d'oxygène et des conditions de température, l'oxyde de cuivre (II) et l'oxyde de cuivre (I) peuvent former :

avec du soufre

La réaction du soufre avec le cuivre, selon les conditions, peut conduire à la formation à la fois de sulfure de cuivre (I) et de sulfure de cuivre (II). Lorsqu'un mélange de Cu et de S en poudre est chauffé à une température de 300 à 400 °C, du sulfure de cuivre (I) se forme :

S'il y a un manque de soufre et que la réaction est effectuée à des températures supérieures à 400 ° C, du sulfure de cuivre (II) se forme. Cependant, plus d'une manière simple l'obtention de sulfure de cuivre (II) à partir de substances simples est l'interaction du cuivre avec le soufre dissous dans le sulfure de carbone :

Cette réaction se produit à température ambiante.

avec des halogènes

Le cuivre réagit avec le fluor, le chlore et le brome, formant des halogénures avec formule générale CuHal 2, où Hal est F, Cl ou Br :

Cu + Br 2 = CuBr 2

Dans le cas de l'iode, l'agent oxydant le plus faible parmi les halogènes, il se forme de l'iodure de cuivre (I) :

Le cuivre n'interagit pas avec l'hydrogène, l'azote, le carbone et le silicium.

avec des acides non oxydants

Presque tous les acides sont des acides non oxydants, à l'exception de l'acide sulfurique concentré et de l'acide nitrique de toute concentration. Étant donné que les acides non oxydants ne sont capables d'oxyder que les métaux de la série d'activités jusqu'à l'hydrogène ; cela signifie que le cuivre ne réagit pas avec ces acides.

avec des acides oxydants

- acide sulfurique concentré

Le cuivre réagit avec l'acide sulfurique concentré lorsqu'il est chauffé et à température ambiante. Lorsqu'elle est chauffée, la réaction se déroule selon l'équation :

Le cuivre n'étant pas un agent réducteur puissant, le soufre n'est réduit dans cette réaction qu'à l'état d'oxydation +4 (dans SO 2).

- avec de l'acide nitrique dilué

La réaction du cuivre avec du HNO 3 dilué conduit à la formation de nitrate de cuivre (II) et de monoxyde d'azote :

3Cu + 8HNO 3 (dilué) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

- avec de l'acide nitrique concentré

Le HNO 3 concentré réagit facilement avec le cuivre dans des conditions normales. La différence entre la réaction du cuivre avec l’acide nitrique concentré et la réaction avec l’acide nitrique dilué réside dans le produit de réduction de l’azote. Dans le cas du HNO 3 concentré, l'azote est réduit dans une moindre mesure : à la place de l'oxyde nitrique (II), il se forme de l'oxyde nitrique (IV), ce qui est dû à une plus grande compétition entre les molécules d'acide nitrique dans l'acide concentré pour les électrons du réducteur agent (Cu):

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

avec des oxydes non métalliques

Le cuivre réagit avec certains oxydes non métalliques. Par exemple, avec des oxydes tels que NO 2, NO, N 2 O, le cuivre est oxydé en oxyde de cuivre (II) et l'azote est réduit à l'état d'oxydation 0, c'est-à-dire une substance simple N 2 se forme :

Dans le cas du dioxyde de soufre, au lieu de substance simple(soufre) du sulfure de cuivre (I) se forme. Cela est dû au fait que le cuivre et le soufre, contrairement à l'azote, réagissent :

avec des oxydes métalliques

Lorsque le cuivre métallique est fritté avec de l'oxyde de cuivre (II) à une température de 1 000 à 2 000 °C, l'oxyde de cuivre (I) peut être obtenu :

De plus, le cuivre métallique peut réduire l'oxyde de fer (III) en oxyde de fer (II) lors de la calcination :

avec des sels métalliques

Le cuivre déplace les métaux les moins actifs (à sa droite dans la série d'activités) des solutions de leurs sels :

Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag↓

Une réaction intéressante se produit également dans laquelle le cuivre se dissout dans le sel d'un métal plus actif - le fer à l'état d'oxydation +3. Cependant, il n’y a pas de contradictions, car le cuivre ne déplace pas le fer de son sel, mais le réduit seulement de l'état d'oxydation +3 à l'état d'oxydation +2 :

Fe 2 (SO 4) 3 + Cu = CuSO 4 + 2FeSO 4

Cu + 2FeCl 3 = CuCl 2 + 2FeCl 2

Cette dernière réaction est utilisée dans la fabrication de microcircuits au stade de la gravure de circuits imprimés en cuivre.

Corrosion du cuivre

Le cuivre se corrode avec le temps au contact de l’humidité, du dioxyde de carbone et de l’oxygène atmosphérique :

2Cu + H 2 O + CO 2 + O 2 = (CuOH) 2 CO 3

À la suite de cette réaction, les produits en cuivre sont recouverts d’une couche lâche bleu-vert d’hydroxycarbonate de cuivre (II).

Propriétés chimiques du zinc

Le zinc Zn appartient au groupe IIB de la période IV. La configuration électronique des orbitales de valence des atomes d'un élément chimique à l'état fondamental est 3d 10 4s 2. Pour le zinc, un seul état d’oxydation est possible, égal à +2. L'oxyde de zinc ZnO et l'hydroxyde de zinc Zn(OH) 2 ont des propriétés amphotères prononcées.

Le zinc se ternit lorsqu'il est stocké à l'air et se recouvre d'une fine couche d'oxyde de ZnO. L'oxydation se produit particulièrement facilement en cas d'humidité élevée et en présence de dioxyde de carbone en raison de la réaction :

2Zn + H 2 O + O 2 + CO 2 → Zn 2 (OH) 2 CO 3

La vapeur de zinc brûle dans l'air, et une fine bande de zinc, après avoir été incandescente dans la flamme d'un brûleur, brûle avec une flamme verdâtre :

Lorsqu'il est chauffé, le zinc métallique interagit également avec les halogènes, le soufre et le phosphore :

Le zinc ne réagit pas directement avec l'hydrogène, l'azote, le carbone, le silicium et le bore.

Le zinc réagit avec les acides non oxydants pour libérer de l'hydrogène :

Zn + H 2 SO 4 (20%) → ZnSO 4 + H 2

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

Le zinc technique est particulièrement facilement soluble dans les acides, car il contient des impuretés d'autres métaux moins actifs, notamment le cadmium et le cuivre. Le zinc de haute pureté résiste aux acides pour certaines raisons. Pour accélérer la réaction, un échantillon de zinc de haute pureté est mis en contact avec du cuivre ou un peu de sel de cuivre est ajouté à la solution acide.

À une température de 800-900 ° C (chaleur rouge), le zinc métallique, étant à l'état fondu, interagit avec la vapeur d'eau surchauffée, en libérant de l'hydrogène :

Zn + H 2 O = ZnO + H 2

Le zinc réagit également avec les acides oxydants : sulfurique et nitrique concentrés.

Le zinc en tant que métal actif peut former du dioxyde de soufre, du soufre élémentaire et même du sulfure d'hydrogène avec de l'acide sulfurique concentré.

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

La composition des produits de réduction de l'acide nitrique est déterminée par la concentration de la solution :

Zn + 4HNO 3 (conc.) = Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Zn + 8HNO 3 (40%) = 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

4Zn + 10HNO 3 (20%) = 4Zn(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

5Zn + 12HNO 3 (6%) = 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O

4Zn + 10HNO3 (0,5%) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

La direction du processus est également influencée par la température, la quantité d’acide, la pureté du métal et le temps de réaction.

Le zinc réagit avec les solutions alcalines pour former tétrahydroxycinates et hydrogène :

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Zn + Ba(OH) 2 + 2H 2 O = Ba + H 2

Lorsqu'il est fusionné avec des alcalis anhydres, le zinc se forme zincates et hydrogène :

Dans un environnement très alcalin, le zinc est un agent réducteur extrêmement puissant, capable de réduire l'azote des nitrates et nitrites en ammoniac :

4Zn + NaNO 3 + 7NaOH + 6H 2 O → 4Na 2 + NH 3

En raison de la complexation, le zinc se dissout lentement dans une solution d'ammoniaque, réduisant ainsi l'hydrogène :

Zn + 4NH 3 H 2 O → (OH) 2 + H 2 + 2H 2 O

Le zinc réduit également les métaux moins actifs (à droite dans la série d'activités) des solutions aqueuses de leurs sels :

Zn + CuCl 2 = Cu + ZnCl 2

Zn + FeSO 4 = Fe + ZnSO 4

Propriétés chimiques du chrome

Le chrome est un élément du groupe VIB du tableau périodique. La configuration électronique de l'atome de chrome s'écrit 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1, c'est-à-dire dans le cas du chrome, ainsi que dans le cas de l'atome de cuivre, on observe ce que l'on appelle une « fuite d'électrons ».

Les états d’oxydation du chrome les plus couramment présentés sont +2, +3 et +6. Il faut les rappeler, et dans le cadre du programme d'examen d'État unifié en chimie, on peut supposer que le chrome n'a pas d'autres états d'oxydation.

Dans des conditions normales, le chrome résiste à la corrosion dans l’air et dans l’eau.

Interaction avec les non-métaux

avec de l'oxygène

Chauffée à une température supérieure à 600 °C, la poudre de chrome métallique brûle dans l'oxygène pur, formant de l'oxyde de chrome (III) :

4Cr + 3O2 = o t=> 2Cr2O3

avec des halogènes

Le chrome réagit avec le chlore et le fluor à des températures plus basses qu'avec l'oxygène (respectivement 250 et 300 o C) :

2Cr + 3F2 = o t=> 2CrF3

2Cr + 3Cl2 = o t=> 2CrCl3

Le chrome réagit avec le brome à une température brûlante (850-900 o C) :

2Cr + 3Br2 = o t=> 2CrBr3

avec de l'azote

Le chrome métallique interagit avec l'azote à des températures supérieures à 1 000 °C :

2Cr + N2 = ot=> 2CrN

avec du soufre

Avec le soufre, le chrome peut former à la fois du sulfure de chrome (II) et du sulfure de chrome (III), qui dépend des proportions de soufre et de chrome :

Cr+S= ou=>CrS

2Cr + 3S = ou=> Cr2S3

Le chrome ne réagit pas avec l'hydrogène.

Interaction avec des substances complexes

Interaction avec l'eau

Le chrome est un métal d'activité moyenne (situé dans la série d'activité des métaux entre l'aluminium et l'hydrogène). Cela signifie que la réaction a lieu entre le chrome chauffé au rouge et la vapeur d'eau surchauffée :

2Cr + 3H2O = ou=> Cr2O3 + 3H2

Interaction avec les acides

Le chrome dans des conditions normales est passivé par les acides sulfurique et nitrique concentrés, cependant, il s'y dissout lors de l'ébullition, tout en s'oxydant jusqu'à l'état d'oxydation +3 :

Cr + 6HNO 3(conc.) = à=> Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

2Cr + 6H 2 SO 4(conc) = à=> Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Dans le cas de l'acide nitrique dilué, le principal produit de la réduction de l'azote est la substance simple N 2 :

10Cr + 36HNO 3(dil) = 10Cr(NO 3) 3 + 3N 2 + 18H 2 O

Le chrome est situé dans la série d'activités à gauche de l'hydrogène, ce qui signifie qu'il est capable de libérer du H2 à partir de solutions d'acides non oxydants. Au cours de telles réactions, en l'absence d'accès à l'oxygène atmosphérique, des sels de chrome (II) se forment :

Cr + 2HCl = CrCl 2 + H 2

Cr + H 2 SO 4 (dilué) = CrSO 4 + H 2

Lorsque la réaction est réalisée à l'air libre, le chrome divalent est instantanément oxydé par l'oxygène contenu dans l'air jusqu'au degré d'oxydation +3. Dans ce cas, par exemple, l'équation avec l'acide chlorhydrique prendra la forme :

4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O

Lorsque le chrome métallique est fusionné avec des agents oxydants puissants en présence d'alcalis, le chrome est oxydé jusqu'à l'état d'oxydation +6, formant chromates:

Propriétés chimiques du fer

Fer Fe, un élément chimique situé dans le groupe VIIIB et portant le numéro de série 26 dans le tableau périodique. La répartition des électrons dans l'atome de fer est la suivante : 26 Fe1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2, c'est-à-dire que le fer appartient aux éléments d, puisque le sous-niveau d est rempli dans son boîtier. Il se caractérise surtout par deux états d'oxydation +2 et +3. L'oxyde de FeO et l'hydroxyde de Fe(OH) 2 ont des propriétés basiques prédominantes, tandis que l'oxyde de Fe 2 O 3 et l'hydroxyde de Fe(OH) 3 ont des propriétés sensiblement amphotères. Ainsi, l'oxyde et l'hydroxyde de fer (III) se dissolvent dans une certaine mesure lorsqu'ils sont bouillis dans des solutions concentrées d'alcalis et réagissent également avec des alcalis anhydres lors de la fusion. Il est à noter que l'état d'oxydation du fer +2 est très instable, et passe facilement à l'état d'oxydation +3. On connaît également des composés de fer dans un état d'oxydation rare +6 - ferrates, sels de « l'acide ferreux » inexistant H 2 FeO 4. Ces composés ne sont relativement stables qu'à l'état solide ou dans des solutions fortement alcalines. Si l'alcalinité de l'environnement est insuffisante, les ferrates oxydent rapidement même l'eau, en libérant de l'oxygène.

Interaction avec des substances simples

Avec de l'oxygène

Lorsqu'il est brûlé dans l'oxygène pur, le fer forme ce qu'on appelle fer échelle, de formule Fe 3 O 4 et représentant en fait un oxyde mixte dont la composition peut être classiquement représentée par la formule FeO∙Fe 2 O 3. La réaction de combustion du fer a la forme :

3Fe + 2O 2 = à=> Fe3O4

Avec du soufre

Lorsqu'il est chauffé, le fer réagit avec le soufre pour former du sulfure ferreux :

Fe + S = à=>FeS

Ou avec un excès de soufre disulfure de fer:

Fe + 2S = à=>FeS 2

Avec des halogènes

Le fer métallique est oxydé par tous les halogènes à l'exception de l'iode jusqu'à l'état d'oxydation +3, formant des halogénures de fer (lll) :

2Fe + 3F2 = à=> 2FeF 3 – fluorure de fer (lll)

2Fe + 3Cl2 = à=> 2FeCl 3 – chlorure ferrique (lll)

L'iode, en tant qu'agent oxydant le plus faible parmi les halogènes, oxyde le fer uniquement jusqu'à l'état d'oxydation +2 :

Fe + je 2 = à=> FeI 2 – iodure de fer (ll)

Il convient de noter que les composés de fer ferrique oxydent facilement les ions iodure en solution aqueuse libérer l'iode I 2 en le réduisant à l'état d'oxydation +2. Exemples de réactions similaires de la part de la banque FIPI :

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

Avec de l'hydrogène

Le fer ne réagit pas avec l'hydrogène (seuls les métaux réagissent avec l'hydrogène métaux alcalins et alcalino-terreux) :

Interaction avec des substances complexes

Interaction avec les acides

Aux acides non oxydants

Puisque le fer est situé dans la série d'activités à gauche de l'hydrogène, cela signifie qu'il est capable de déplacer l'hydrogène des acides non oxydants (presque tous les acides sauf H 2 SO 4 (conc.) et HNO 3 de n'importe quelle concentration) :

Fe + H 2 SO 4 (dilué) = FeSO 4 + H 2

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Vous devez faire attention à cette astuce dans Devoirs d'examen d'État unifié, comme une question sur le degré d'oxydation du fer lorsqu'il est exposé à de l'acide chlorhydrique dilué et concentré. La bonne réponse va jusqu'à +2 dans les deux cas.

Le piège réside ici dans l'attente intuitive d'une oxydation plus profonde du fer (à faire +3) dans le cas de son interaction avec l'acide chlorhydrique concentré.

Interaction avec les acides oxydants

Dans des conditions normales, le fer ne réagit pas avec les acides sulfurique et nitrique concentrés en raison de la passivation. Cependant, il réagit avec eux lorsqu'il est bouilli :

2Fe + 6H 2 SO 4 = ou=> Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Fe + 6HNO3 = ou=> Fe(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Veuillez noter que dilué acide sulfurique oxyde le fer à un état d'oxydation de +2 et concentré à +3.

Corrosion (rouille) du fer

A l'air humide, le fer rouille très vite :

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

Le fer ne réagit pas avec l’eau en l’absence d’oxygène, que ce soit dans des conditions normales ou lorsqu’il est bouilli. La réaction avec l'eau se produit uniquement à des températures supérieures à la chaleur rouge (>800 o C). ceux..

La plupart des secteurs industriels utilisent un métal comme le cuivre. En raison de sa conductivité électrique élevée, aucun domaine de l'électrotechnique ne peut se passer de ce matériau. Il produit des conducteurs avec d'excellentes caractéristiques de performance. En plus de ces caractéristiques, le cuivre possède une ductilité et un caractère réfractaire, une résistance à la corrosion et aux environnements agressifs. Et aujourd'hui nous allons regarder le métal sous tous les angles : nous vous indiquerons le prix pour 1 kg de ferraille de cuivre, nous vous parlerons de son utilisation et de sa production.

Concept et fonctionnalités

Le cuivre est un élément chimique appartenant au premier groupe du tableau périodique de Mendeleïev. Ce métal ductile a une couleur rose doré et est l’un des trois métaux ayant une couleur distincte. Depuis l'Antiquité, il a été activement utilisé par l'homme dans de nombreux domaines industriels.

La principale caractéristique du métal est sa conductivité électrique et thermique élevée. Par rapport à d'autres métaux, la conductivité courant électriqueà travers le cuivre est 1,7 fois supérieure à celle de l’aluminium, et près de 6 fois supérieure à celle du fer.

Le cuivre a un numéro caractéristiques distinctives avant les autres métaux :

1. Plastique. Le cuivre est un métal mou et ductile. Si l'on prend en compte le fil de cuivre, il se plie facilement, prend n'importe quelle position et ne se déforme pas. Il suffit d'appuyer un peu sur le métal lui-même pour vérifier cette fonctionnalité.
2. Résistance à la corrosion. Ce matériau photosensible est très résistant à la corrosion. Si le cuivre est laissé longtemps dans un environnement humide, un film vert commencera à apparaître à sa surface, ce qui protège le métal des effets négatifs de l'humidité.
3. Réponse à l'augmentation de la température. Vous pouvez distinguer le cuivre des autres métaux en le chauffant. Au cours du processus, le cuivre commencera à perdre sa couleur puis à devenir plus foncé. En conséquence, lorsque le métal est chauffé, il devient noir.

Grâce à ces caractéristiques, il est possible de distinguer ce matériau des autres métaux.

La vidéo ci-dessous vous parlera des propriétés bénéfiques du cuivre :

Avantages et inconvénients

Les avantages de ce métal sont :

• Conductivité thermique élevée ;
• Résistance à la corrosion ;
• Résistance assez élevée ;
• Haute plasticité, maintenue jusqu'à une température de -269 degrés ;
• Bonne conductivité électrique ;
• Possibilité d'alliage avec divers composants supplémentaires.

Découvrez ci-dessous les caractéristiques, les propriétés physiques et chimiques de la substance métallique le cuivre et de ses alliages.

Propriétés et caractéristiques

Le cuivre, en tant que métal peu actif, n'interagit pas avec l'eau, les sels, les alcalis ou l'acide sulfurique faible, mais est sujet à dissolution dans l'acide sulfurique et nitrique concentré.

Propriétés physiques du métal :

• Le point de fusion du cuivre est de 1 084 °C ;
• Le point d’ébullition du cuivre est de 2560°C ;
• Densité 8890 kg/m³ ;
• Conductivité électrique 58 MOhm/m ;
• Conductivité thermique 390 m*K.

Propriétés mécaniques:

• La résistance à la traction à l'état déformé est de 350 à 450 MPa, à l'état recuit de 220 à 250 MPa ;
• Le rétrécissement relatif à l'état déformé est de 40 à 60 %, à l'état recuit de 70 à 80 % ;
• L'allongement relatif à l'état déformé est de 5 à 6 δ ψ%, à l'état recuit – 45 à 50 δ ψ% ;
• La dureté à l'état déformé est de 90 à 110 HB, à l'état recuit de 35 à 55 HB.

À des températures inférieures à 0°C, ce matériau présente une résistance et une ductilité plus élevées qu'à +20°C.

Structure et composé

Le cuivre, qui possède un coefficient de conductivité électrique élevé, possède la plus faible teneur en impuretés. Leur part dans la composition peut être égale à 0,1 %. Afin d'augmenter la résistance du cuivre, diverses impuretés y sont ajoutées : antimoine, etc. Selon sa composition et le degré de teneur en cuivre pur, on distingue plusieurs qualités.

Le type structurel du cuivre peut également inclure des cristaux d’argent, de calcium, d’aluminium, d’or et d’autres composants. Tous se caractérisent par une douceur et une plasticité comparatives. La particule de cuivre elle-même a une forme cubique dont les atomes sont situés aux sommets de la cellule F. Chaque cellule est composée de 4 atomes.

Pour savoir où trouver du cuivre, regardez cette vidéo :

Production de matériaux

Dans des conditions naturelles, ce métal se trouve dans les minerais natifs de cuivre et de sulfure. Les minerais appelés « lustre de cuivre » et « pyrite de cuivre », qui contiennent jusqu'à 2 % du composant requis, sont largement utilisés dans la production de cuivre.

La majeure partie (jusqu'à 90 %) du métal primaire est due à la méthode pyrométallurgique, qui comprend de nombreuses étapes : processus d'enrichissement, grillage, fusion, traitement dans un convertisseur et affinage. La partie restante est obtenue par la méthode hydrométallurgique, qui consiste à la lixivier avec de l'acide sulfurique dilué.

Domaines d'utilisation

dans les domaines suivants :

• Industrie électrique, qui consiste principalement en la production de fils électriques. À ces fins, le cuivre doit être aussi pur que possible, sans impuretés étrangères.
• Fabriquer des produits en filigrane. Le fil de cuivre à l'état recuit se caractérise par une ductilité et une résistance élevées. C'est pourquoi il est activement utilisé dans la production de divers cordons, ornements et autres modèles.
• Faire fondre une cathode de cuivre en fil. Une grande variété de produits en cuivre sont fondus en lingots, idéaux pour un laminage ultérieur.

Le cuivre est activement utilisé dans la plupart champs variés industrie. Il peut s'agir non seulement de fil de fer, mais également d'armes et même de bijoux. Ses propriétés et son large champ d'application ont influencé favorablement sa popularité.

La vidéo ci-dessous explique comment le cuivre peut modifier ses propriétés :

Les nuances de cuivre sont largement représentées dans diverses industries : ce métal non ferreux, en raison de ses caractéristiques uniques, est l'un des plus courants. Toutes les qualités de ce métal se distinguent par une ductilité élevée et une résistance à la corrosion lorsqu'elles sont utilisées dans divers environnements, à l'exception des gaz ammoniac et dioxyde de soufre.

L'industrie moderne produit des ébauches de cuivre sous forme de feuilles, de tuyaux, de fils, de tiges et de barres. Il existe du cuivre sans oxygène (M0) et désoxydé (M1), dont les produits sont largement utilisés dans les industries électriques, électroniques et électro-vide. Les marques sans oxygène contiennent de l'O2 à moins de 0,001 %, celles désoxydées - 0,01 %.

Il existe aujourd'hui de nombreuses qualités classées en fonction de la pureté de la teneur en métaux de base : M00, M0, M1, M2 et M3. Les marques M1p, M2p et M3p sont également courantes, caractérisées par une teneur en oxygène de 0,01 % et en phosphore de 0,04 %. Par exemple, les qualités M1, M2 et M3 contiennent de l'oxygène dans la plage de 0,05 à 0,08 %.

Qualité du cuivre	M00	M0	M0b	M1	M1r	M2	M2R	M3	M3r	M4
Teneur en cuivre,%	99,99	99,95	99,97	99,90	99,90	99,70	99,70	99,50	99,50	99,00

Impuretés dans les alliages de cuivre

Former des solutions solides avec du cuivre

Ces impuretés comprennent l'aluminium, l'antimoine, le nickel, le fer, l'étain, le zinc, etc. Ces additifs réduisent considérablement la conductivité électrique et thermique. Les qualités principalement utilisées pour la production d'éléments conducteurs comprennent M0 et M1. Si l'alliage de cuivre contient de l'antimoine, son traitement sous pression à chaud devient nettement plus difficile.

Impuretés qui ne se dissolvent pas dans le cuivre

Il s'agit notamment du plomb, du bismuth, etc. Bien qu'elles n'affectent pas la conductivité électrique du métal de base, ces impuretés rendent difficile le traitement par pression.

Impuretés qui forment des composés chimiques fragiles avec le cuivre

Ce groupe comprend le soufre et l'oxygène, qui réduisent la conductivité électrique et la résistance du métal de base. La teneur en soufre de l'alliage de cuivre facilite grandement son usinabilité par découpe.

Normes pour les alliages de cuivre

Les normes de l'État précisent les règles de marquage du cuivre et de ses alliages dont la désignation correspond à une certaine structure.

Le fait qu'il s'agisse de l'une des qualités de cuivre est indiqué par la lettre « M » dans sa désignation. Après la lettre initiale dans le marquage du cuivre et de ses alliages se trouvent des chiffres (de 0 à 3), indiquant classiquement fraction massique métal de base dans leur composition (par exemple, cuivre M3). Les chiffres sont suivis de lettres majuscules, grâce auquel vous pouvez déterminer comment une qualité de cuivre donnée a été obtenue. On distingue les méthodes technologiques suivantes :

• cathode (k);
• méthode de désoxydation, qui suppose une faible teneur en phosphore résiduel (p) ;
• méthode de désoxydation, qui suppose une teneur élevée en phosphore résiduel (f) ;
• sans utilisation de désoxydants - sans oxygène (b).

Des exemples de marquages ​​pour de telles marques peuvent ressembler à ceci : M2p, M1b.

Un certain nombre de qualités de cuivre, caractérisées par des caractéristiques uniques, sont activement utilisées dans diverses industries.

• M0 - cette nuance est utilisée pour la production d'éléments conducteurs et pour l'ajout d'alliages de haute pureté.
• M1 - cette nuance est également utilisée pour produire des éléments conducteurs, des produits laminés de divers profils, du bronze, des pièces pour équipements cryogéniques, des électrodes pour, des fils et des tiges (utilisées pour la fabrication dans des gaz inertes), des consommables pour la fabrication de pièces en cuivre qui ne subissent pas d'expériences significatives. charges pendant le fonctionnement.
• M2 - cette marque permet d'obtenir des produits pouvant être facilement traités par pression. Le cuivre M2 est également utilisé pour les pièces d’équipements cryogéniques.
• MZ - les pièces de cette qualité de métal sont produites par la méthode du laminage.

GOST 859-2001, qui spécifiait les exigences et les caractéristiques alliages de cuivre, en 2014, a été remplacée par une nouvelle norme d'État (859-2014), qui est enregistrée par l'arrêté correspondant de l'Agence fédérale de réglementation technique et de métrologie. Nouvelle norme dans ses principaux points, il est presque identique à GOST 859-2001.

GOST 859-2001 sur les qualités de cuivre

Ce document norme d'état désigne les produits semi-finis en cuivre coulé et ouvré, ainsi que le cuivre fabriqué sous forme de cathodes.