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Óxido de cobre (II)

El óxido de cobre (II) u óxido cúprico es un compuesto inorgánico con la fórmula CuO. Sólido de color negro, es uno de los dos óxidos estables de cobre , siendo el otro el Cu 2 O o el óxido de cobre (I) (óxido cuproso). Como mineral , se le conoce como tenorita . Es un producto de la minería del cobre y precursor de muchos otros productos y compuestos químicos que contienen cobre. [3]

Producción

Se produce a gran escala mediante pirometalurgia , como una etapa en la extracción de cobre de sus minerales. Los minerales se tratan con una mezcla acuosa de carbonato de amonio , amoníaco y oxígeno para dar complejos de amina de cobre (I) y cobre (II) , que se extraen de los sólidos. Estos complejos se descomponen con vapor para dar CuO.

Puede formarse calentando cobre en aire a entre 300 y 800 °C:

2 Cu + O 2 → 2 CuO

Para usos de laboratorio, el óxido de cobre (II) puro se prepara mejor calentando nitrato de cobre (II) , hidróxido de cobre (II) o carbonato básico de cobre (II) : [4]

2 Cu(NO 3 ) 2(s) → 2 CuO (s) + 4 NO 2(g) + O 2(g) (180°C)
Cu 2 (OH) 2 CO 3 (s) → 2 CuO (s) + CO 2 (g) + H 2 O (g)
Cu(OH) 2(s) → CuO (s) + H2O ( g ) [5]

Reacciones

El óxido de cobre (II) se disuelve en ácidos minerales como el ácido clorhídrico , el ácido sulfúrico o el ácido nítrico para dar las correspondientes sales de cobre (II): [4]

CuO + 2 HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O
CuO + 2 HCl → CuCl 2 + H 2 O
CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

En presencia de agua reacciona con álcali concentrado para formar las correspondientes sales de cuprato :

2 MOH + CuO + H 2 O → M 2 [Cu(OH) 4 ]
2 NaOH + CuO + H 2 O → Na 2 [Cu(OH) 4 ]

También se puede reducir a cobre metálico utilizando hidrógeno , monóxido de carbono o carbono :

CuO + H2 → Cu + H2O
CuO + CO → Cu + CO 2
2CuO + C → 2Cu + CO2

Cuando se sustituye el óxido de hierro por óxido cúprico en la termita , la mezcla resultante es un explosivo débil, no incendiario.

Estructura y propiedades físicas.

El óxido de cobre (II) pertenece al sistema cristalino monoclínico . El átomo de cobre está coordinado por 4 átomos de oxígeno en una configuración plana aproximadamente cuadrada. [1]

La función de trabajo del CuO a granel es 5,3 eV [6]

  • Óxido de cobre (II) en un vial
    Óxido de cobre (II) en un vial

Usos

Como producto importante de la minería del cobre, el óxido de cobre (II) es el punto de partida para la producción de otras sales de cobre. Por ejemplo, muchos protectores de madera se producen a partir de óxido de cobre. [3]

El óxido cúprico se utiliza como pigmento en cerámica para producir esmaltes azules, rojos y verdes y, a veces, grises, rosados ​​o negros.

Se utiliza incorrectamente como complemento dietético en la alimentación animal . [7] Debido a la baja bioactividad, se absorbe una cantidad insignificante de cobre. [8]

Se utiliza para soldar con aleaciones de cobre . [9]

Un electrodo de óxido de cobre formó parte del primer tipo de batería conocido como celda Edison-Lalande . El óxido de cobre también se utilizó en un tipo de batería de litio ( IEC 60086 código "G").

Pirotecnia y fuegos artificiales.

Se utiliza como agente colorante azul moderado en composiciones de llama azul con donadores de cloro y oxidantes adicionales como cloratos y percloratos. Al proporcionar oxígeno, se puede utilizar como oxidante de polvo instantáneo con combustibles metálicos como magnesio, aluminio o polvo de magnalio. A veces se utiliza en efectos estroboscópicos y composiciones de termitas como efecto de estrellas crepitantes.

Compuestos similares

Un ejemplo de óxido de cobre (I,II) natural es el mineral paramelaconita , Cu + 2 Cu 2+ 2 O 3 . [10] [11]

Ver también

Referencias

  1. ^ ab El efecto de la presión hidrostática sobre la estructura de la temperatura ambiente de CuO, Forsyth JB, Hull S., J. Phys.: Condens. Asunto 3 (1991) 5257–5261, doi :10.1088/0953-8984/3/28/001. Grupo de puntos cristalográficos : 2/m o C 2h . Grupo espacial : C2/c. Parámetros de red: a = 4,6837(5), b = 3,4226(5), c = 5,1288(6), α = 90°, β = 99,54(1)°, γ = 90°.
  2. ^ abc Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos. "#0150". Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
  3. ^ ab Richardson, H. Wayne (2002). "Compuestos de cobre". Enciclopedia de química industrial de Ullmann . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a07_567. ISBN 978-3527306732.
  4. ^ ab O. Glemser y H. Sauer (1963). "Cobre, Plata, Oro". En G. Brauer (ed.). Manual de química inorgánica preparativa, 2.ª edición . vol. 1. Nueva York, Nueva York: Prensa académica.
  5. ^ Cudennec, Yannick; Lecerf, André (noviembre de 2003). "La transformación de Cu(OH)2 en CuO, revisada" (PDF) . Ciencias del Estado Sólido . 5 (11-12): 1471-1474. Código bibliográfico : 2003SSSci...5.1471C. doi :10.1016/j.solidstatesciences.2003.09.009. S2CID  96363475.
  6. ^ FP Koffyberg y FA Benko (1982). "Una determinación fotoelectroquímica de la posición de los bordes de las bandas de conducción y valencia del CuO tipo p". J. Aplica. Física . 53 (2): 1173. Código bibliográfico : 1982JAP....53.1173K. doi : 10.1063/1.330567.
  7. ^ "Usos de los compuestos de cobre: ​​otros compuestos de cobre". Asociación de Desarrollo del Cobre. 2007. Archivado desde el original el 15 de agosto de 2013 . Consultado el 27 de enero de 2007 .
  8. ^ El óxido cúprico no debe utilizarse como suplemento de cobre ni para animales ni para humanos, Baker, DH, J. Nutr. 129, 12 (1999) 2278-2279
  9. ^ "Hoja de datos del óxido cúprico". Hummel Croton Inc. 2006-04-21. Archivado desde el original el 7 de julio de 2011 . Consultado el 1 de febrero de 2007 .
  10. ^ "Paramelaconita".
  11. ^ "Lista de minerales". 21 de marzo de 2011.

enlaces externos

Wikimedia Commons tiene medios relacionados con el óxido de cobre (II) .