Kupfernitrat (Cu (NO3) 2) Struktur, Eigenschaften, Verwendungen



Die Kupfernitrat (II) oder Kupfer (II) -nitrat, dessen chemische Formel Cu (NO) ist3)2, ist ein helles anorganisches Salz und attraktive blau-grüne Farben. Es wird im industriellen Maßstab aus dem Abbau von Kupfermineralien einschließlich der Gerhardit- und Rouaite-Mineralien synthetisiert.

Andere, in Bezug auf das Rohmaterial und die gewünschten Salzmengen praktikablere Verfahren bestehen aus direkten Reaktionen mit dem metallischen Kupfer und seinen Derivatverbindungen. Wenn das Kupfer in Kontakt mit einer konzentrierten Lösung von Salpetersäure (HNO) steht3) tritt eine Redoxreaktion auf.

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

Cu (s) + 4 HNO3(konz) => Cu (NR3)2(ac) + 2H2O (I) + 2NO2(G)

Stickstoffdioxid (NO2) ist ein braunes und giftiges Gas; Die resultierende wässrige Lösung ist bläulich. Kupfer kann das Kupferion bilden (Cu+), das Kupferion (Cu2+) oder das weniger häufige Ion Cu3+; jedoch wird das Kupfer (I) -Ion in wässrigen Medien nicht durch viele elektronische, energetische und geometrische Faktoren begünstigt.

Das Standardreduktionspotential für Cu+ (0,52 V) ist größer als für Cu2+ (0.34V), was bedeutet, dass die Cu+ es ist instabiler und neigt dazu, ein Elektron zu Cu (s) zu gewinnen. Dieses elektrochemische Maß erklärt, warum CuNO nicht existiert3 als ein Produkt der Reaktion oder zumindest in Wasser.

Index

  • 1 Physikalische und chemische Eigenschaften
    • 1.1 Elektronische Konfiguration
  • 2 Chemische Struktur
  • 3 Verwendet
  • 4 Risiken
  • 5 Referenzen

Physikalische und chemische Eigenschaften

Kupfernitrat wird gefunden Anhydrid (trocken) oder hydratisiert mit unterschiedlichen Anteilen von Wasser. Das Anhydrid ist eine blaue Flüssigkeit, aber nach der Koordination mit Wassermolekülen - fähig zur Bildung von Wasserstoffbrücken - kristallisiert es als Cu (NO)3)2· 3H2O oder Cu (Nr3)2· 6 Stunden2O. Dies sind die drei Formen von Salz, die auf dem Markt am meisten verfügbar sind.

Das Molekulargewicht für das Trockensalz beträgt 187,6 g / mol, wobei zu diesem Wert 18 g / mol für jedes in das Salz eingebaute Wassermolekül hinzugefügt werden. Seine Dichte beträgt 3,05 g / ml, und dies verringert sich für jedes eingebaute Wassermolekül: 2,32 g / ml für das tri-hydratisierte Salz und 2,07 g / ml für das hexahydratisierte Salz. Es hat keinen Siedepunkt, sondern sublimiert.

Die drei Formen von Kupfernitrat sind in Wasser, Ammoniak, Dioxan und Ethanol gut löslich. Seine Schmelzpunkte nehmen ab, wenn ein anderes Molekül der äußeren Koordinationssphäre hinzugefügt wird; Auf die Verschmelzung folgt die thermische Zersetzung von Kupfernitrat, wodurch schädliche NOx-Gase entstehen2:

2 Cu (Nr3)2(s) => 2 CuO (s) + 4 NO2(g) + O2(G)

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

Elektronische Konfiguration

Die elektronische Konfiguration für das Cu-Ion2+ ist [Ar] 3d9präsentiert Paramagnetismus (das Elektron im 3D - Orbital9 es ist ungepaart).

Da Kupfer ein Übergangsmetall der vierten Periode des Periodensystems ist und zwei seiner Valenzelektronen durch die Wirkung der HNO verloren hat3, es hat immer noch die 4s und 4p-Orbitale verfügbar, um kovalente Bindungen zu bilden. Noch mehr, das Cu2+ es kann zwei seiner äußersten 4d-Orbitale verwenden, um mit bis zu sechs Molekülen koordinieren zu können.

Die Anionen nicht3- sie sind flach und so das Cu2+ Kann mit ihnen koordinieren, sollte eine sp-Hybridisierung haben3d2 das erlaubt ihm, eine oktaedrische Geometrie anzunehmen; Dies verhindert, dass die Anionen NICHT kommen3- sie "trafen" sich gegenseitig

Dies wird durch das Cu erreicht2+indem man sie in einer quadratischen Ebene umeinander legt. Die resultierende Konfiguration für das Cu-Atom im Salz lautet: [Ar] 3d94s24p6.

Chemische Struktur

Ein isoliertes Molekül Cu (NO) ist im oberen Bild dargestellt3)2 in der Gasphase. Die Sauerstoffatome des Nitratanions koordinieren direkt mit dem Kupferzentrum (innere Koordinationssphäre) und bilden vier Cu-O-Bindungen.

Es hat eine quadratisch-planare Molekülgeometrie. Die Ebene wird von den roten Kugeln an den Ecken und der Kupferkugel in der Mitte gezeichnet. Wechselwirkungen zwischen Gasphasen sind aufgrund elektrostatischer Abstoßung zwischen NO-Gruppen sehr schwach3-.

In der festen Phase bilden die Kupferzentren jedoch metallische Bindungen -Cu-Cu- und erzeugen so polymere Kupferketten.

Wassermoleküle können Wasserstoffbrücken mit NO-Gruppen bilden3-, und diese werden Wasserstoffbrücken für andere Wassermoleküle anbieten, und so weiter, bis eine Wasserkugel um das Cu (NO3)2.

In dieser Sphäre kann es 1 bis 6 externe Nachbarn haben; daher wird das Salz leicht hydriert, um die hydratisierten Tri- und Hexasalze zu erzeugen.

Das Salz wird aus einem Cu-Ion gebildet2+ und zwei Ionen nicht3-Es verleiht ihm eine charakteristische Kristallinität von ionischen Verbindungen (orthorhombisch für wasserfreies Salz, rhomboedrisch für hydratisierte Salze). Die Verbindungen sind jedoch kovalenter.

Verwendet

Für die faszinierenden Farben von Kupfernitrat findet dieses Salz Verwendung als Zusatzstoff in der Keramik, auf Metalloberflächen, in einigen Feuerwerken und auch in der Textilindustrie als Beizmittel.

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

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

Es wird auch als klassisches Reagens in Lehrlaboren verwendet, um die Reaktionen innerhalb der Voltazellen zu zeigen.

Risiken

- Es ist ein stark oxidierendes Mittel, schädlich für das Meeresökosystem, reizend, giftig und ätzend. Es ist wichtig, jeglichen physikalischen Kontakt direkt mit dem Reagenz zu vermeiden.

- Es ist nicht brennbar.

- Zersetzt sich bei hohen Temperaturen und setzt reizende Gase frei, darunter NO2.

- Im menschlichen Körper können chronische Schäden am Herz-Kreislauf-und Zentralnervensystem verursachen.

- Kann Reizungen im Magen-Darm-Trakt verursachen.

- Als Nitrat wird im Körper Nitrit. Nitrit schädigt die Sauerstoffkonzentration im Blut und im Herz-Kreislauf-System.

Referenzen

  1. Tag, R., & Underwood, A. Quantitative analytische Chemie (fünfte Ausgabe). 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). Forschungszentrum. Abgerufen am 23. März 2018 von ResearchGate: researchgate.net
  4. Wissenschaftslabor Wissenschaftslabor. Abgerufen am 23. März 2018 von Science Lab: scienceblab.com
  5. Whitten, Davis, Peck und Stanley. (2008). Chemie (achte Ausgabe). p-321. CENGEN 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 für die Synthese von Kupferhydroxysalzen.Zeitschrift der Brasilianischen Chemischen Gesellschaft, 22(3), 546-551