Den kobbernitrat (II) eller cuprinitrat, den kemiske formel Cu (NO 3) 2, er en lys og attraktive farver blå-grøn uorganisk salt. Det syntetiseres i industriel skala fra nedbrydning af kobbermineraler, herunder mineraler gerhardit og rouaite.
Andre mere gennemførlige metoder, hvad angår råmateriale og ønskede mængder af saltet, består af direkte reaktioner med metallisk kobber og dets derivater. Når kobber er i kontakt med en koncentreret opløsning af salpetersyre (HNO 3), opstår der en redoxreaktion.
I denne reaktion oxideres kobber, og nitrogen reduceres i henhold til følgende kemiske ligning:
Cu (s) + 4HNO 3 (kone) => Cu (NO 3) 2 (aq) + 2H 2 O (l) + 2NO 2 (g)
Kvælstofdioxid (NO 2) er en skadelig brun gas; den resulterende vandige opløsning er blålig. Kobber kan danne kobberionen (Cu +), den kobberion (Cu 2+) eller den mindre almindelige ion Cu 3+; kopperion er imidlertid ikke foretrukket i vandige medier af mange elektroniske, energiske og geometriske faktorer.
Standardreduktionspotentialet for Cu + (0.52V) er større end for Cu 2+ (0.34V), hvilket betyder, at Cu + er mere ustabil og har en tendens til at få et elektron til at blive Cu (s)). Denne elektrokemiske måling forklarer, hvorfor CuNO 3 ikke findes som et reaktionsprodukt eller i det mindste i vand.
Fysiske og kemiske egenskaber
Kobbernitrat er vandfrit (tørt) eller hydratiseret med forskellige mængder vand. Anhydrid er en blå væske, men efter koordinering med vandmolekyler - i stand til at danne hydrogenbindinger - krystalliseres det som Cu (NO 3) 2 · 3H 2 O eller Cu (NO 3) 2 · 6H 2 O. Disse er de tre former for salt, der er mest tilgængelige på markedet.
Molekylvægten for tørt salt er 187,6 g / mol og tilsætter til denne værdi 18 g / mol for hvert molekyle vand inkorporeret i saltet. Dens densitet er lig med 3,05 g / ml, og den falder for hvert inkorporeret vandmolekyle: 2,32 g / ml for det trihydrerede salt og 2,07 g / ml for det hexa-hydratiserede salt. Det har ikke et kogepunkt, men sublimerer snarere.
Alle tre former for kobbernitrat er meget opløselige i vand, ammoniak, dioxan og ethanol. Deres smeltepunkter falder, når et andet molekyle føjes til den ydre koordinations sfære af kobber; fusion efterfølges af termisk nedbrydning af kobbernitrat, hvilket producerer de skadelige gasser af NO 2:
2 Cu (NO 3) 2 (s) => 2 CuO (s) + 4 NO 2 (g) + O 2 (g)
Den kemiske ligning ovenfor er for vandfrit salt; for hydratiserede salte produceres vanddamp også på højre side af ligningen.
Elektronisk konfiguration
Elektronkonfigurationen til Cu 2+ -ion er 3d 9, der viser paramagnetisme (elektronet i 3d 9- orbitalen er ikke parret).
Da kobber er et overgangsmetal fra den fjerde periode i det periodiske system, og efter at have mistet to af dets valenselektroner på grund af virkningen af HNO 3, har det stadig 4'erne og 4p-orbitaler til rådighed til at danne kovalente bindinger. Endvidere kan Cu 2+ anvende to af dets yderste 4d-orbitaler til at koordinere med op til seks molekyler.
NO 3 - anioner er flade, og for at Cu 2+ skal være i stand til at koordinere med dem, skal den have en sp 3 d 2- hybridisering, der giver den mulighed for at anvende en oktaedrisk geometri; dette forhindrer NO 3 - anionerne i at "slå" hinanden.
Dette opnås ved at Cu 2+ placerer dem i et firkantet plan omkring hinanden. Den resulterende konfiguration for Cu-atomet i saltet er: 3d 9 4s 2 4p 6.
Kemisk struktur
I det øverste billede er et isoleret molekyle af Cu (NO 3) 2 repræsenteret i gasfasen. Oxidatomerne i nitratanionen koordinerer direkte med kobbercentret (intern koordinations sfære) og danner fire Cu - O bindinger.
Det har en firkantet molekylær geometri. Flyet tegnes af de røde kugler ved hjørnerne og kobbersfæren i midten. Interaktionerne i gasfasen er meget svage på grund af de elektrostatiske frastødelser mellem NO 3 - grupperne.
I den faste fase danner kobbercentre imidlertid metalliske bindinger –Cu - Cu– og skaber polymere kobberkæder.
Vandmolekyler kan danne brintbindinger med NO 3 - grupper, og disse vil tilbyde brintbindinger til andre vandmolekyler, og så videre indtil der oprettes en vandkugle omkring Cu (NO 3) 2.
I denne sfære kan du have fra 1 til 6 eksterne naboer; derfor hydreres saltet let til dannelse af de hydratiserede tri- og hexa-salte.
Saltet dannes af en Cu 2+ ion og to NO 3 - ioner, hvilket giver det en karakteristisk krystallinitet af ioniske forbindelser (orthorhombisk til vandfrit salt, rhombohedral for hydratiserede salte). Imidlertid er bindingerne mere kovalente.
Applikationer
På grund af de fascinerende farver af kobbernitrat finder dette salt anvendelse som et additiv i keramik, på metaloverflader, i nogle fyrværkeri og også i tekstilindustrien som en mordant.
Det er en god kilde til ionisk kobber til mange reaktioner, især dem, hvori det katalyserer organiske reaktioner. Det finder også anvendelser, der ligner andre nitrater, enten som et fungicid, herbicid eller som et træbeskyttelsesmiddel.
En anden af dens vigtigste og nyeste anvendelser er syntese af CuO-katalysatorer eller af materialer med lysfølsomme kvaliteter.
Det bruges også som et klassisk reagens i undervisningslaboratorier til at vise reaktionerne i voltaiske celler.
Risici
- Det er et stærkt oxidationsmiddel, skadeligt for det marine økosystem, irriterende, giftigt og ætsende. Det er vigtigt at undgå al fysisk kontakt direkte med reagenset.
- Det er ikke brandfarligt.
- Det nedbrydes ved høje temperaturer og frigiver irriterende gasser, inklusive NO 2.
- I den menneskelige krop kan det forårsage kronisk skade på hjerte-kar-og centralnervesystemet.
- Kan forårsage irritation i mave-tarmkanalen.
- At være et nitrat, i kroppen bliver det nitrit. Nitrit skaber ødelæggelse af iltniveauer i blodet og det kardiovaskulære system.
Referencer
- Day, R., & Underwood, A. Kvantitativ analytisk kemi (5. udg.). PEARSON Prentice Hall, s-810.
- MEL Videnskab. (2015-2017). MEL Videnskab. Hentet den 23. marts 2018 fra MEL Science: melscience.com
- ResearchGate GmbH. (2008-2018). ResearchGate. Hentet den 23. marts 2018 fra ResearchGate: researchgate.net
- Science Lab. Science Lab. Hentet den 23. marts 2018 fra Science Lab: sciencelab.com
- Whitten, Davis, Peck og Stanley. (2008). Kemi (ottende udgave). p-321. CENGAGE Læring.
- Wikipedia. Wikipedia. Hentet den 22. marts 2018 fra Wikipedia: en.wikipedia.org
- Aguirre, Jhon Mauricio, Gutiérrez, Adamo, & Giraldo, Oscar. (2011). Enkel vej til syntese af kobberhydroxysalte. Journal of the Brazilian Chemical Society, 22 (3), 546-551