KUPFERNITRAT (CU (NO3) 2): STRUKTUR, EIGENSCHAFTEN, VERWENDUNG - CHEMIE - 2025

Das Kupfernitrat (II) oder Kupfernitrat, die chemische Formel Cu (NO ₃ ) ₂ , ist ein helles und attraktives blaugrünes anorganisches Salz. Es wird im industriellen Maßstab aus der Zersetzung von Kupfermineralien einschließlich der Mineralien Gerhardit und Rouait synthetisiert.

Andere praktikablere Verfahren hinsichtlich des Rohmaterials und der gewünschten Mengen des Salzes bestehen aus direkten Reaktionen mit metallischem Kupfer und seinen Derivatverbindungen. Wenn Kupfer mit einer konzentrierten Salpetersäurelösung (HNO ₃ ) in Kontakt kommt, tritt eine Redoxreaktion auf.

Bei dieser Reaktion wird Kupfer oxidiert und Stickstoff gemäß der folgenden chemischen Gleichung reduziert:

Cu (s) + 4HNO ₃ (konz) => Cu (NO ₃ ) ₂ (aq) + 2H ₂ O (l) + 2NO ₂ (g)

Stickstoffdioxid (NO ₂ ) ist ein schädliches braunes Gas; Die resultierende wässrige Lösung ist bläulich. Kupfer kann das Kupfer (I) -Ion (Cu ⁺ ), das Kupfer (I) -Ion (Cu ²⁺ ) oder das weniger verbreitete Ion Cu ^{3+ bilden} . Das Kupfer (I) -Ion wird jedoch in wässrigen Medien durch viele elektronische, energetische und geometrische Faktoren nicht bevorzugt.

Das Standardreduktionspotential für Cu ⁺ (0,52 V) ist größer als für Cu ²⁺ (0,34 V), was bedeutet, dass Cu ⁺ instabiler ist und dazu neigt, ein Elektron zu gewinnen, um Cu (s) zu werden ). Diese elektrochemische Messung erklärt, warum CuNO ₃ nicht als Reaktionsprodukt oder zumindest in Wasser vorliegt.

Physikalische und chemische Eigenschaften

Kupfernitrat ist wasserfrei (trocken) oder mit unterschiedlichen Wasseranteilen hydratisiert. Anhydrid ist eine blaue Flüssigkeit, aber nach Koordination mit Wassermolekülen, die Wasserstoffbrückenbindungen bilden können, kristallisiert es als Cu (NO ₃ ) ₂ · 3H ₂ O oder Cu (NO ₃ ) ₂ · 6H ₂ O. Dies sind die drei am meisten auf dem Markt erhältlichen Salzformen.

Das Molekulargewicht für Trockensalz beträgt 187,6 g / mol, wobei zu diesem Wert 18 g / mol für jedes in das Salz eingebaute Wassermolekül addiert werden. Seine Dichte beträgt 3,05 g / ml und nimmt für jedes eingearbeitete Wassermolekül ab: 2,32 g / ml für das trihydratisierte Salz und 2,07 g / ml für das hexahydratisierte Salz. Es hat keinen Siedepunkt, sondern sublimiert.

Alle drei Formen von Kupfernitrat sind in Wasser, Ammoniak, Dioxan und Ethanol gut löslich. Ihre Schmelzpunkte fallen ab, wenn ein weiteres Molekül zur äußeren Koordinationssphäre von Kupfer hinzugefügt wird. Auf die Fusion folgt die thermische Zersetzung von Kupfernitrat unter Bildung der schädlichen Gase von NO ₂ :

2 Cu (NO ₃ ) ₂ (s) => 2 CuO (s) + 4 NO ₂ (g) + O ₂ (g)

Die obige chemische Gleichung gilt für das wasserfreie Salz; Für hydratisierte Salze wird auf der rechten Seite der Gleichung auch Wasserdampf erzeugt.

Elektronische Konfiguration

Die Elektronenkonfiguration für das Cu ²⁺ -Ion ist 3d ⁹ und zeigt Paramagnetismus an (das Elektron im 3d ^9- Orbital ist ungepaart).

Da Kupfer ein Übergangsmetall der vierten Periode des Periodensystems ist und zwei seiner Valenzelektronen aufgrund der Wirkung von HNO _{3 verloren hat} , stehen ihm immer noch die 4s- und 4p-Orbitale zur Verfügung, um kovalente Bindungen zu bilden. Darüber hinaus kann Cu ²⁺ zwei seiner äußersten 4d-Orbitale verwenden, um mit bis zu sechs Molekülen zu koordinieren.

NO ₃ ^- Anionen sind flach, und damit Cu ²⁺ mit ihnen koordinieren kann, muss es eine sp ³ d ² -Hybridisierung aufweisen , die es ihm ermöglicht, eine oktaedrische Geometrie anzunehmen. Dies verhindert , dass die NO ₃ ^- Anionen von „Schlagen“ sich.

Dies wird durch Cu ^{2+ erreicht} , indem sie in einer quadratischen Ebene umeinander gelegt werden. Die resultierende Konfiguration für das Cu-Atom im Salz ist: 3d ⁹ 4s ² 4p ⁶ .

Chemische Struktur

Im oberen Bild ist ein isoliertes Molekül von Cu (NO ₃ ) ₂ in der Gasphase dargestellt. Die Sauerstoffatome des Nitratanions koordinieren direkt mit dem Kupferzentrum (interne Koordinationssphäre) und bilden vier Cu-O-Bindungen.

Es hat eine quadratische molekulare Geometrie. Die Ebene wird von den roten Kugeln an den Eckpunkten und der Kupferkugel in der Mitte gezeichnet. Die Wechselwirkungen in der Gasphase sind sehr schwach aufgrund der elektrostatischen Abstoßungen zwischen dem NO ₃ ^- Gruppen .

In der festen Phase bilden die Kupferzentren jedoch metallische Bindungen - Cu - Cu -, wodurch polymere Kupferketten entstehen.

Wassermoleküle können Wasserstoffbindungen mit den NO bilden ₃ ^- Gruppen , und diese bieten Wasserstoffbrückenbindungen für weitere Wassermoleküle, und so weiter , bis die Schaffung einer Wasser Kugel um den Cu (NO ₃ ) _2.

In dieser Sphäre können Sie 1 bis 6 externe Nachbarn haben; Daher kann das Salz leicht hydratisiert werden, um die hydratisierten Tri- und Hexasalze zu erzeugen.

Das Salz wird aus einem Cu ²⁺ -Ion und zwei NO ₃ ^- -Ionen gebildet , wodurch es eine charakteristische Kristallinität ionischer Verbindungen erhält (orthorhombisch für wasserfreies Salz, rhomboedrisch für hydratisierte Salze). Die Bindungen sind jedoch kovalenter Natur.

Anwendungen

Aufgrund der faszinierenden Farben von Kupfernitrat findet dieses Salz Verwendung als Zusatz in Keramik, auf Metalloberflächen, in einigen Feuerwerkskörpern und auch in der Textilindustrie als Beizmittel.

Es ist eine gute Quelle für ionisches Kupfer für viele Reaktionen, insbesondere für solche, bei denen es organische Reaktionen katalysiert. Es findet auch ähnliche Verwendungen wie andere Nitrate, entweder als Fungizid, Herbizid oder als Holzschutzmittel.

Eine weitere seiner Haupt- und neuesten Anwendungen ist die Synthese von CuO-Katalysatoren oder von Materialien mit lichtempfindlichen Eigenschaften.

Es wird auch als klassisches Reagenz in Lehrlabors verwendet, um die Reaktionen in Voltaikzellen zu zeigen.

Risiken

- Es ist ein stark oxidierendes Mittel, das das marine Ökosystem schädigt, reizend, giftig und ätzend ist. Es ist wichtig, jeglichen physischen Kontakt direkt mit dem Reagenz zu vermeiden.

- Es ist nicht brennbar.

- Es zersetzt sich bei hohen Temperaturen und setzt reizende Gase frei, einschließlich NO ₂ .

- Im menschlichen Körper kann es zu chronischen Schäden am Herz-Kreislauf- und Zentralnervensystem kommen.

- Kann den Magen-Darm-Trakt reizen.

- Als Nitrat wird es im Körper zu Nitrit. Nitrit verwüstet den Blutsauerstoffgehalt und das Herz-Kreislauf-System.

Verweise

1. Day, R. & Underwood, A. Quantitative Analytical Chemistry (5. Aufl.). PEARSON Prentice Hall, S. 810.
2. MEL Wissenschaft. (2015-2017). MEL Wissenschaft. Abgerufen am 23. März 2018 von MEL Science: melscience.com
3. ResearchGate GmbH. (2008-2018). ResearchGate. Abgerufen am 23. März 2018 von ResearchGate: researchgate.net
4. Science Lab. Science Lab. Abgerufen am 23. März 2018 vom Science Lab: sciencelab.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie (achte Ausgabe). p-321. CENGAGE Lernen.
6. Wikipedia. Wikipedia. Abgerufen am 22. März 2018 von Wikipedia: en.wikipedia.org
7. Aguirre, Jhon Mauricio, Gutiérrez, Adamo und Giraldo, Oscar. (2011). Einfacher Weg zur Synthese von Kupferhydroxysalzen. Journal of the Brazilian Chemical Society, 22 (3), 546-551