Nitrato di rame
Il nitrato di rame (II) noto come nitrato rameico in quanto il rame ha numero di ossidazione +2 ha formula Cu(NO3)2. Può presentarsi in forma idrata come nitrato di rame sesquiidrato Cu(NO3)2· 1.5 H2O, triidrato Cu(NO3)2· 3 H2O, emipentaidrato Cu(NO3)2· 2.5 H2O e esaidrato Cu(NO3)2· 6 H2O i cui cristalli sono di colore blu mentre il colore della forma anidra è blu-verde.
Il nitrato di rame trova utilizzo come precursore di nanoparticelle di ossido di rame (II) che hanno attività fotocatalitica secondo la reazione nella reazione di decomposizione termica che avviene a 170°C:
2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2
e come materiale di partenza per ottenere l’ossido di rame e gallio CuGaO2 che è un semiconduttore di tipo p.
Le soluzioni di nitrato di rame impartisce hanno un pH inferiore a 7 infatti mentre lo ione nitrato che è la base coniugata dell’acido nitrico non idrolizza, lo ione rame idrolizza secondo la reazione Cu2+ + H2O ⇄ Cu(OH)+ + H+
Proprietà del nitrato di rame
È costituito da uno ione Cu2+ e da due anioni nitrato NO3– ed è quindi un composto ionico. Il nitrato di rame è solubile in acqua, etanolo, ammoniaca e poco solubile in acetato di etile. In forma anidra ha una struttura ortorombica mentre in forma idrata si presenta con una struttura romboedrica. In forma anidra sublima nel vuoto a 150-200 °C.
A seconda del grado di idratazione presenta densità diverse: il nitrato di rame anidro ha densità pari a 3.05 g/cm3, Cu(NO3)2· 3 H2O ha densità pari a 2.32 g/cm3 e Cu(NO3)2· 6 H2O ha densità di 2.07 g/cm3. In forma triidrata ha una temperatura di fusione di 114.5 °C e una temperatura di ebollizione di 170°C.
La disidratazione delle forme idrate del nitrato di rame non porta alla formazione della forma anidra ma a 80 °C dà luogo alla formazione dell’idrossido di nitrato di rame Cu2(NO3)(OH)3 che a 180 °C si trasforma in ossido di rame (II)
Sintesi
In forma anidra viene ottenuto dalla reazione tra rame e tetrossido di azoto:
Cu + 2 N2O4 → Cu(NO3)2 + 2 NO
Il nitrato di rame in forma idrata può essere ottenuto dalla reazione tra rame e acido nitrico a causa della sua azione ossidante:
Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2
Altri metodi prevedono la reazione tra:
ossido di rame (II) e acido nitrico: CuO + 2 HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
carbonato di rame (II) e acido nitrico: CuCO3 + 2 HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
Il nitrato di rame può essere ottenuto dalla reazione tra rame e nitrato di argento:
Cu + 2 AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2 Ag
Grazie al fatto che la reazione netta Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag ha un potenziale E° pari a + 0.800 V – 0.340 V = + 0.460 V > 0. Tale reazione è utilizzata per l’esperimento dell’albero di argento
Analogamente può essere ottenuto dalla reazione tra rame e nitrato di oro (III) che si riduce a oro metallico secondo la reazione
3 Cu + 2 Au(NO3)3 = 3 Cu(NO3)2 + 2 Au
in quanto il potenziale normale di riduzione relativo alla semireazione Au3+ + 3 e– → Au è pari a 1.52 V e pertanto la reazione netta 3 Cu + 2 Au3+ → 3 Cu2+ + 2 Au che ha un potenziale E° pari a 1.52 – 0.340 = 1.18 V > 0 è spontanea
Reazioni
Grazie al potenziale normale di riduzione dello ione rame relativo alla semireazione di riduzione Cu2+(aq) + 2 e– ⇄ Cu(s) che è pari a + 0.340 V, le soluzioni di nitrato di rame possono agire come agenti ossidanti nei confronti di alcuni metalli che hanno un potenziale normale di riduzione minore come, ad esempio il ferro:
3 Cu(NO3)2 + 2 Fe → 3 Cu + 2 Fe(NO3)3
il piombo:
Cu(NO3)2 + Pb → Cu + Pb(NO3)2
e lo zinco:
Cu(NO3)2 + Zn → Cu + Zn(NO3)2
Il nitrato di rame reagisce con il carbonato di potassio secondo una reazione di doppio scambio per dare un precipitato di carbonato di rame e nitrato di potassio:
Cu(NO3)2 + K2CO3 → CuCO3 + 2 KNO3
In presenza di idrossidi dà luogo a una reazione di doppio scambio. Dalla reazione di una soluzione di nitrato di rame con l’idrossido di sodio si ottiene un precipitato costituito da idrossido di rame (II) che è un solido blu chiaro e gelatinoso scarsamente solubile in acqua:
Cu(NO3)2 + 2 NaOH → Cu(OH)2 + 2 NaNO3
In presenza di un eccesso di acido cloridrico dà luogo alla formazione del complesso [CuCl4]2- il cui nome I.U.P.A.C. è tetracloruro cuprato (II) secondo la reazione:
Cu(NO3)2 + 4 HCl → H2[CuCl4] + 2 HNO3
In presenza di un eccesso di ammoniaca dà luogo alla formazione del complesso tetrammino rame (II) di colore blu intenso secondo la reazione
Cu(NO3)2 + 4 NH3 → [Cu(NH3)4](NO3)2
Reagisce in una corrente di anidride carbonica con il cloruro di benzile per dare benzaldeide.
Usi
Il nitrato di rame è utilizzato come pigmento per vetri, smalti e ceramiche e, quale mordente, in alcune tinture per tessuti. È stato studiato come reagente nella la sintesi organica e, in particolare, quale catalizzatore per la sintesi di quinazolinone e piridina a partire da 2,3-diidroquinazolinone e 1,4-diidropiridina.
Il nitrato di rame potrebbe essere utilizzato come reagente di nitrazione, ossidante, catalizzatore o promotore e anche come acido di Lewis. Viene utilizzato, unitamente all’anidride acetica, nella nitrazione di Menke dei composti aromatici che presentano un gruppo attivante per ottenere, in prevalenza prodotti nitrati in posizione orto.
Il nitrato di rame supportato da argilla unitamente a una quantità catalitica di (2,2,6,6-tetrametilpiperidin-1-il)ossile costituisce un reagente economico e versatile per la nitrazione di un’ampia varietà di olefine aromatiche e alifatiche.
Viene utilizzato nei processi di conservazione del legno in quanto aiuta a proteggere il legno dal decadimento e dagli insetti, prolungandone la durata. È usato in applicazioni pirotecniche, contribuendo a conferire il colore blu ai fuochi d’artificio.
Chimicamo la chimica online perché tutto è chimica
il 30 Dicembre 2024