Nitrato de cobre (II)

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Copper(II)-nitrate-trihydrate-sample.jpg
Copper nitrate.png
Nombre IUPAC
Nitrato de cobre (II)
General
Otros nombres Nitrato cúprico
Sal de Cu(II) del ácido nítrico
Fórmula molecular Cu(NO3)2
Identificadores
Número CAS 10031-43-3[1]
Propiedades físicas
Apariencia Cristales azúles
Olor Ligero olor a ácido clorhídrico
Densidad 2320 kg/; 2,32 g/cm³
Masa molar 187.56 g/mol
Punto de fusión 388,15 K (115 °C)
Punto de ebullición 443 K (170 °C)
Punto de descomposición 114,5 °C (388 K)
Propiedades químicas
Solubilidad en agua 137.8 g/100 mL a 0° C
Solubilidad Muy soluble en etanol
Peligrosidad
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
2
0
Riesgos
Ingestión Gastritis hemorrágica, náuseas, vómitos, dolor abdominal, sabor metálico y diarrea.
Inhalación Irritación de vías respiratorias, tos, dolor de garganta y dificultad para respirar.
Piel Irritación, enrojecimiento y dolor. Puede causar alergia al cobre.
Ojos Irritación severa, enrojecimiento, dolor, visión borrosa, decoloración y posible daño ocular.
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

El nitrato de cobre (II), nitrato cúprico o nitrato de cobre, es un compuesto químico inorgánico de fórmula química Cu(NO3)2. Comúnmente referido como nitrato de cobre, se presenta como un sólido cristalino de color azul en forma anhidra. Las formas hidratadas de nitrato de cobre, también azules, son comúnmente utilizadas en laboratorios escolares para demostrar reacciones de células voltaicas. El número romano (II) indica que el cobre está en el estado de oxidación +2.

Propiedades[editar]

Propiedades físicas[editar]

El nitrato cúprico se obtiene cristalizado en paralelepípedos oblongos, azules, de sabor metálico.

Propiedades químicas[editar]

Calentado en recipientes cerrados se funde transformándose en nitrato básico, verde luminoso y luego se degrada completamente en óxido cúprico. Es delicuescente y más soluble en agua que en sulfato.[2]

Síntesis química[editar]

El nitrato de cobre (II) se forma cuando el cobre metálico es tratado con óxido de nitrógeno (IV):[3][4]

Cu + 2 N2O4 → Cu(NO3)2 + 2 NO

El nitrato de cobre hidratado puede ser preparado por hidrólisis del material anhidro o tratando el cobre metálico con una solución acuosa de ácido nítrico diluido en nitrato de plata:

Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2 H2O + 2 NO2
Cu + 2 AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2 Ag

El nitrato de cobre puede ser utilizado para generar ácido nítrico por calentamiento hasta su descomposición y pasando los gases resultantes directamente en agua. Este procedimiento es similar a la etapa final el proceso de Ostwald. Las ecuaciones son las siguientes:

2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2
3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO

También es de interés la reacción:

8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO

Véase también[editar]

Referencias[editar]

  1. Número CAS
  2. Mercader y Bernal, Francisco (1847). Tratado elemental de química médica. España: José María Guerrero. 
  3. Jolly, W. L. (1970). The synthesis and characterization of inorganic compounds. London: Prentice Hall. (requiere registro). 
  4. Sharpe, A. G. (1993). Química inorgánica. España: Reverté, S.A. p. 688. ISBN 8429175016.