Hidróxido de cobre(II)
| Hidróxido de cobre(II) | ||
|---|---|---|
_hydroxide.JPG) | ||
| Nombre IUPAC | ||
| Hidróxido de cobre (II) | ||
| General | ||
| Otros nombres | Hidróxido cúprico | |
| Fórmula semidesarrollada | Cu(OH)2 | |
| Fórmula molecular | ? | |
| Identificadores | ||
| Número CAS | 20427-59-2[1] | |
| ChEBI | 81907 | |
| ChemSpider | 21171179 144498, 21171179 | |
| PubChem | 164826 | |
| UNII | 3314XO9W9A | |
| KEGG | C18712 | |
| Propiedades físicas | ||
| Apariencia | Azul o azul verdoso | |
| Densidad | 3368 kg/m³; 3,368 g/cm³ | |
| Masa molar | 97,561 g/mol g/mol | |
| Peligrosidad | ||
| NFPA 704 |
0
2
0
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| Valores en el SI y en condiciones estándar (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario. | ||
El hidróxido cúprico o hidróxido de cobre (II) es el hidróxido del metal cobre con la fórmula química Cu(OH)2. Es de color azul pálido y es un sólido gelatinoso.
Historia
Este hidróxido se conoce desde unos 5.000 años aC. pero posiblemente los alquimistas fueron los primeros en fabricarlo.[2] Se hacía fácilmente mezclando soluciones de lejía (hidróxidos de sodio y potasio) con sulfato de cobre II.
Ya en los siglos XVII y XVIII se producía a escala industrial para ser usado en pigmentos como el azul verdoso y el verde de Bremen.[3]
Presencia en la naturaleza
El hidróxido de cobre se encuentra en diferentes minerales de cobre, de manera principal en la azurita, malaquita, antlerita, y brochantita. El hidroxido de cobre (II) difícilmente se encuentra en un mineral sin combinar porque lentamente reacciona con el dióxido de carbono del aire para formar carbonato de cobre básico.
Síntesis
Se puede hacer hidróxido de cobre añadiendo una pequeña cantidad de hidróxido de sodio a una solución diluida de sulfato de cobre (CuSO4 • 5H2O). Un producto más puro se obtiene añadiendo cloruro de amonio a la solución.[4] Alternativamente se puede hacer hidróxido de cobre por electrolisis de agua conteniendo bicarbonato de sodio.
La pátina del broce y otras aleaciones de cobre son una mezcla 1:1 de hidróxido de cobre Cu(OH)2 y carbonato de cobre CuCO3."[5]
- 2 Cu (s) + H2O (g) + CO2 (g) + O2 (g) → Cu(OH)2 (s) + CuCO3 (s)
Usos
Como fungicida como alternativa al Caldo bordelés y nematicida.[6] También como colorante en cerámica.
Se usa como reactivo de laboratorio como catalizador y agente oxidante.
Mezclado con látex se ha utilizado para controlar y mejorar el crecimiento de las raíces de las plantas en macetas.[7]
Referencias
- ↑ Número CAS
- ↑ Richard Cowen, Essays on Geology, History, and People, Chapter 3: "Fire and Metals: Copper".
- ↑ Tony Johansen, Historic Artist's Pigments. PaintMaking.com. 2006.
- ↑ Y. Cudennec, A. Lecerf (2003). «The transformation of Cu(OH)2 into CuO, revisited». Solid State Sciences 5: 1471-1474. doi:10.1016/j.solidstatesciences.2003.09.009.
- ↑ Masterson, W. L., & Hurley, C. N. (2004). Chemistry: Principles and Reactions, 5th Ed. Thomson Learning, Inc. (p 331)"
- ↑ Bordeaux Mixture. UC IPM online. 2007.
- ↑ "SePRO Corporation".
Bibliografía
- Roscoe, H. E., & Schorlemmer, C. (1879). A Treatise on Chemistry 2nd Ed, Vol 2, Part 2. MacMillan & Co. (p 498).
- Paquette, Leo A. (1995). Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis, 8 Volume Set. Wiley. ISBN 0-471-93623-5.