Bakrov nitrat (II) ali bakrov nitrat, kemijsko formulo Cu (NO 3 ) 2 , je svetla in privlačnih barv modro-zeleno anorganska sol. Sintetizira se v industrijskem obsegu pri razgradnji mineralov bakra, vključno z minerali gerhardit in roaitom.
Druge bolj izvedljive metode glede surovin in želenih količin soli sestavljajo neposredne reakcije s kovinskim bakrom in njegovimi derivati. Ko je baker v stiku s koncentrirano raztopino dušikove kisline (HNO 3 ), pride do redoks reakcije.
Pri tej reakciji se baker oksidira in dušik reducira po naslednji kemijski enačbi:
Cu (s) + 4HNO 3 (konc) => Cu (NO 3 ) 2 (aq) + 2H 2 O (l) + 2NO 2 (g)
Dušikov dioksid (NO 2 ) je škodljiv rjavi plin; nastala vodna raztopina je modrikast. Baker lahko tvori bakrov ion (Cu + ), kubrični ion (Cu 2+ ) ali manj pogost ion Cu 3+ ; vendar pa v elektronskih, energijskih in geometrijskih faktorjih vodni medij ne daje prednosti vodnemu mediju.
Standardni redukcijski potencial za Cu + (0,52 V) je večji kot za Cu 2+ (0,34 V), kar pomeni, da je Cu + bolj nestabilen in nagiba k pridobivanju elektrona, da postane Cu (s ). Ta elektrokemijska meritev razlaga, zakaj CuNO 3 ne obstaja kot reakcijski produkt ali vsaj v vodi.
Fizikalne in kemijske lastnosti
Bakrov nitrat je brezvoden (suh) ali hidriran z različnimi deleži vode. Anhidrid je modra tekočina, vendar se po koordinaciji z molekulami vode - ki lahko tvorijo vodikove vezi - kristalizira kot Cu (NO 3 ) 2 · 3H 2 O ali Cu (NO 3 ) 2 · 6H 2 O. To so tri oblike soli, ki so na trgu najbolj dostopne.
Molekulska teža suhe soli je 187,6 g / mol, k tej vrednosti pa dodamo 18 g / mol za vsako molekulo vode, vgrajeno v sol. Njegova gostota je 3,05 g / ml in se zmanjša za vsako vgrajeno molekulo vode: 2,32 g / ml za trihidrirano sol in 2,07 g / ml za heksahidrirano sol. Nima vrelišča, temveč sublimira.
Vse tri oblike bakrovega nitrata so zelo topne v vodi, amoniaku, dioksanu in etanolu. Njihova tališča padajo, ko se v zunanjo koordinacijsko sfero bakra doda še ena molekula; fuziji sledi termično razpadanje bakrovega nitrata, kar povzroči škodljive pline NO 2 :
2 Cu (NO 3 ) 2 (s) => 2 CuO (s) + 4 NO 2 (g) + O 2 (g)
Zgornja kemijska enačba je za brezvodno sol; za hidrirane soli bo vodna para nastajala tudi na desni strani enačbe.
Elektronska konfiguracija
Konfiguracija elektronov za ion Cu 2+ je 3d 9 , kar prikazuje paramagnetizem (elektron v 3d 9 orbitali je nepar.)
Ker je baker prehodna kovina četrtega obdobja periodične tabele in je zaradi delovanja HNO 3 izgubil dva valenčna elektrona , ima še vedno na voljo 4s in 4p orbitale, da tvorita kovalentne vezi. Poleg tega lahko Cu 2+ za usklajevanje z do šestimi molekulami uporabi dve svoji skrajni 4d orbiti.
NO 3 - anioni so ravni, za Cu 2+, da se lahko uskladi z njimi, mora imeti hibridizacijo sp 3 d 2, ki mu omogoča, da sprejme oktaedrsko geometrijo; to preprečuje, da bi se anioni NO 3 - med seboj "udarjali".
To doseže Cu 2+ , ki jih postavimo v kvadratno ravnino okoli drugega. Nastala konfiguracija za atom Cu znotraj soli je: 3d 9 4s 2 4p 6 .
Kemična zgradba
Na zgornji sliki je v plinski fazi predstavljena izolirana molekula Cu (NO 3 ) 2 . Kisikovi atomi nitratnega aniona koordinirajo neposredno s sredino bakra (notranja koordinacijska sfera), ki tvori štiri Cu - O vezi.
Ima molekularno geometrijo kvadratne ravnine. Ravnino narišemo z rdečimi kroglicami na vrhu in bakreno kroglo v sredini. Interakcije v plinski fazi so zelo šibke zaradi elektrostatičnih odbojev med NO 3 - skupin .
Vendar v trdni fazi bakreni centri tvorijo kovinske vezi - Cu - Cu - in ustvarjajo polimerne bakrene verige.
Vodne molekule lahko tvori vodikove vezi z NO 3 - skupin , in to bo ponudil vodikove vezi za druge vodne molekule, in tako dalje, dokler ustvarjanje kroglo vode okoli Cu (NO 3 ) 2.
V tej sferi imate lahko od 1 do 6 zunanjih sosedov; zato je sol zlahka hidrirana, da nastane hidrirana tri in heksa sol.
Sol tvori iz enega Cu 2+ iona in dveh NO 3 - iona , kar ji daje značilno kristalnost ionskih spojin (orthorbic za brezvodno sol, romboedar za hidrirane soli). Vendar so vezi bolj kovalentne narave.
Prijave
Zaradi očarljivih barv bakrovega nitrata se ta sol uporablja kot dodatek v keramiki, na kovinskih površinah, v nekaterih ognjemetih in tudi v tekstilni industriji kot mordant.
Je dober vir ionskega bakra za številne reakcije, zlasti tiste, v katerih katalizira organske reakcije. Ugotavlja, da so podobne drugim nitratom, bodisi kot fungicid, herbicid ali kot konzervans za les.
Druga njegova glavna in najnovejša uporaba je v sintezi CuO katalizatorjev ali materialov s fotoobčutljivimi lastnostmi.
Uporablja se tudi kot klasični reagent v učnih laboratorijih za prikaz reakcij znotraj voltaičnih celic.
Tveganja
- Je močno oksidacijsko sredstvo, škodljivo za morski ekosistem, dražilno, strupeno in jedko. Pomembno je, da se izognete vsem fizičnim stikom neposredno z reagentom.
- Ni vnetljiv.
- Pri visokih temperaturah razpade in sprošča dražilne pline, vključno z NO 2 .
- V človeškem telesu lahko povzroči kronično poškodbo srčno-žilnega in centralnega živčnega sistema.
- Lahko povzroči draženje v prebavilih.
- Ker je nitrat, v telesu postane nitrit. Nitrini puščajo koncentracijo kisika v krvi in kardiovaskularni sistem.
Reference
- Day, R., & Underwood, A. Kvantitativna analitična kemija (5. izd.). Dvorana PEARSON Prentice, p-810.
- MEL Science. (2015–2017). MEL Science. Pridobljeno 23. marca 2018 z MEL Science: melscience.com
- ResearchGate GmbH. (2008–2018). ResearchGate. Pridobljeno 23. marca 2018 iz ResearchGate: researchgate.net
- Znanstveni laboratorij. Pridobljeno 23. marca 2018 iz Science Lab: sciencelab.com
- Whitten, Davis, Peck in Stanley. (2008). Kemija (osma ed.). p-321. CENGAGE Učenje.
- Wikipedija. Wikipedija. Pridobljeno 22. marca 2018 iz Wikipedije: en.wikipedia.org
- Aguirre, Jhon Mauricio, Gutiérrez, Adamo, & Giraldo, Oscar. (2011). Preprosta pot sinteze bakrovih hidroksi soli. Časopis Brazilijskega kemijskega društva, 22 (3), 546–551