(Redirected from Cu(NO3)2)
|
||
|
||
| Names | ||
|---|---|---|
| IUPAC name
Copper(II) nitrate |
||
| Other names
Cupric nitrate |
||
| Identifiers | ||
|
CAS Number |
|
|
|
3D model (JSmol) |
|
|
| ChEBI |
|
|
| ChemSpider |
|
|
| ECHA InfoCard | 100.019.853 
|
|
|
PubChem CID |
|
|
| RTECS number |
|
|
| UNII |
|
|
|
CompTox Dashboard (EPA) |
|
|
|
InChI
|
||
|
SMILES
|
||
| Properties | ||
|
Chemical formula |
Cu(NO3)2 | |
| Molar mass | 187.5558 g/mol (anhydrous) 241.60 g/mol (trihydrate) 232.591 g/mol (hemipentahydrate) |
|
| Appearance | blue crystals hygroscopic |
|
| Density | 3.05 g/cm3 (anhydrous) 2.32 g/cm3 (trihydrate) 2.07 g/cm3 (hexahydrate) |
|
| Melting point | 114 °C (237 °F; 387 K) (anhydrous, decomposes) 114.5 °C (trihydrate) 26.4 °C (hexahydrate, decomposes) |
|
| Boiling point | 170 °C (338 °F; 443 K) (trihydrate, decomposes) | |
|
Solubility in water |
trihydrate:[3] 381 g/100 mL (40 °C) 666 g/100 mL (80 °C) hexahydrate:[3] 243.7 g/100 mL (80 °C) |
|
| Solubility | hydrates very soluble in ethanol, ammonia, water; insoluble in ethyl acetate | |
|
Magnetic susceptibility (χ) |
+1570.0·10−6 cm3/mol (~3H2O) | |
| Structure | ||
|
Crystal structure |
orthorhombic (anhydrous) rhombohedral (hydrates) |
|
| Hazards | ||
| Occupational safety and health (OHS/OSH): | ||
|
Main hazards |
Irritant, Oxidizer | |
| NFPA 704 (fire diamond) |
1 0 3 OX |
|
| NIOSH (US health exposure limits): | ||
|
PEL (Permissible) |
TWA 1 mg/m3 (as Cu)[4] | |
|
REL (Recommended) |
TWA 1 mg/m3 (as Cu)[4] | |
|
IDLH (Immediate danger) |
TWA 100 mg/m3 (as Cu)[4] | |
| Safety data sheet (SDS) | Cu(NO3)2·3H2O | |
| Related compounds | ||
|
Other anions |
Copper(II) sulfate Copper(II) chloride |
|
|
Other cations |
Silver nitrate Gold(III) nitrate |
|
|
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Infobox references |
Copper(II) nitrate describes any member of the family of inorganic compounds with the formula Cu(NO3)2(H2O)x. The hydrates are blue solids. Anhydrous copper nitrate forms blue-green crystals and sublimes in a vacuum at 150-200 °C.[5] Common hydrates are the hemipentahydrate and trihydrate.
Synthesis and reactions[edit]
Hydrated copper(II) nitrate[edit]
Hydrated copper nitrate is prepared by treating copper metal or its oxide with nitric acid:[6]
- Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2. + 2 H2O + 2 NO2
The same salts can be prepared treating copper metal with an aqueous solution of silver nitrate. That reaction illustrates the ability of copper metal to reduce silver ions.
In aqueous solution, the hydrates exist as the aqua complex [Cu(H2O)6]2+. Such complexes are highly labile owing to the d9 electronic configuration of copper(II).
Attempted dehydration of any of the hydrated copper(II) nitrates by heating affords the oxides, not Cu(NO3)2. At 80 °C, the hydrates convert to «basic copper nitrate» (Cu2(NO3)(OH)3), which converts to CuO at 180 °C.[6] Exploiting this reactivity, copper nitrate can be used to generate nitric acid by heating it until decomposition and passing the fumes directly into water. This method is similar to the last step in the Ostwald process. The equations are as follows:
- 2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2
- 3 NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
Treatment of copper(II) nitrate solutions with triphenylphosphine, triphenylarsine, and triphenylstibine gives the corresponding copper(I) complexes [Cu(E(C6H5)3)3]NO3 (E = P, As, Sb). The group V ligand is oxidized to the oxide.[7]
Anhydrous copper(II) nitrate[edit]
Two polymorphs of anhydrous Cu(NO3)2 are known. The so-called β-form is a covalent molecular complex, as evidenced by its tendency to sublime. It is one of the few anhydrous transition metal nitrates.[8] It cannot be prepared by reactions containing or producing water. Instead, anhydrous Cu(NO3)2 forms when copper metal is treated with dinitrogen tetroxide:
- Cu + 2 N2O4 → Cu(NO3)2 + 2 NO
The α-form of anhydrous copper(II) nitrate is a coordination polymer.[1]
Structure[edit]
Anhydrous copper(II) nitrate[edit]
-
Structure of anhydrous copper(II) nitrate.
Anhydrous copper(II) nitrate has been crystallized in two solvate-free polymorphs.[1][2] α- and β-Cu(NO3)2 are fully 3D coordination polymer networks. The alpha form has only one Cu environment, with [4+1] coordination, but the beta form has two different copper centers, one with [4+1] and one that is square planar. The nitromethane solvate also features «[4+ 1] coordination», with four short Cu-O bonds of approximately 200 pm and one longer bond at 240 pm.[9] They are coordination polymers, with infinite chains of copper(II) centers and nitrate groups. In the gas phase, copper(II) nitrate features two bidentate nitrate ligands (see image at upper right).[10] Thus, evaporation of the solid entails «cracking» to give the copper(II) nitrate molecule.
Hydrated copper(II) nitrate[edit]
Five hydrates have been reported: the monohydrate (Cu(NO3)2·H2O),[2] the sesquihydrate (Cu(NO3)2·1.5H2O),[11] the hemipentahydrate (Cu(NO3)2·2.5H2O),[12] a trihydrate (Cu(NO3)2·3H2O),[13] and a hexahydrate ([Cu(H2O)6](NO3)2).[14] The hexahydrate is interesting because the Cu-O distances are all equal, not revealing the usual effect of Jahn-Teller distortion that is otherwise characteristic of octahedral Cu(II) complexes. This non-effect is attributed to the strong hydrogen bonding that limits the elasticity of the Cu-O bonds.
Applications[edit]
Copper(II) nitrate finds a variety of applications, the main one being its conversion to copper(II) oxide, which is used as catalyst for a variety of processes in organic chemistry. Its solutions are used in textiles and polishing agents for other metals. Copper nitrates are found in some pyrotechnics.[6] It is often used in school laboratories to demonstrate chemical voltaic cell reactions. It is a component in some ceramic glazes and metal patinas.
Organic synthesis[edit]
Copper nitrate, in combination with acetic anhydride, is an effective reagent for nitration of aromatic compounds, known as the Menke nitration.[15]
Hydrated copper nitrate adsorbed onto clay affords a reagent called «Claycop». The resulting blue-colored clay is used as a slurry, for example for the oxidation of thiols to disulfides. Claycop is also used to convert dithioacetals to carbonyls.[16] A related reagent based on montmorillonite has proven useful for the nitration of aromatic compounds.[17]
Naturally occurring copper nitrates[edit]
No mineral of the ideal Cu(NO3)2 formula, or the hydrate, are known. Likasite, Cu3(NO3)(OH)5.2H2O and buttgenbachite, Cu19(NO3)2(OH)32Cl4·2H2O are related minerals.[18][19]
Natural basic copper nitrates include the rare minerals gerhardtite and rouaite, both being polymorphs of Cu2(NO3)(OH)3 substance.[20][21][22] A much more complex, basic, hydrated and chloride-bearing natural salt is buttgenbachite.[19][22]
References[edit]
- ^ a b c Wallwork, S. C.; Addison, W. E. (1965). «526. The crystal structures of anhydrous nitrates and their complexes. Part I. The α form of copper(II) nitrate». J. Chem. Soc. 1965: 2925–2933. doi:10.1039/JR9650002925.
- ^ a b c Troyanov, S. I.; Morozov, I. V.; Znamenkov, K. O.; Yu; Korenev, M. (1995). «Synthesis and X-Ray Structure of New Copper(II) Nitrates: Cu(NO3)2·H2O and ?-modification of Cu(NO3)2«. Z. Anorg. Allg. Chem. 621 (7): 1261–1265. doi:10.1002/zaac.19956210727.
- ^ a b Perrys’ Chem Eng Handbook, 7th Ed
- ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0150». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ^ Pass and Sutcliffe (1968). Practical Inorganic Chemistry. London: Chapman and Hall.
- ^ a b c H.Wayne Richardson «Copper Compounds» Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a07_567.
- ^ Gysling, Henry J. (1979). «Coordination Complexes of Copper(I) Nitrate». Inorganic Syntheses. Inorganic Syntheses. Vol. 19. pp. 92–97. doi:10.1002/9780470132500.ch19. ISBN 9780470132500.
- ^ Addison, C. C.; Logan, N.; Wallwork, S. C.; Garner, C. D. (1971). «Structural Aspects of Co-ordinated Nitrate Groups». Quarterly Reviews, Chemical Society. 25 (2): 289. doi:10.1039/qr9712500289.
- ^ Duffin, B.; Wallwork, S. C. (1966). «The crystal structure of anhydrous nitrates and their complexes. II. The 1:1 copper(II) nitrate-nitromethane complex». Acta Crystallographica. 20 (2): 210–213. doi:10.1107/S0365110X66000434.
- ^ LaVilla, R. E.; Bauer, S. H. (1963). «The Structure of Gaseous Copper(II) Nitrate as Determined by Electron Diffraction». J. Am. Chem. Soc. 85 (22): 3597–3600. doi:10.1021/ja00905a015.
- ^ Dornberger-Schiff, K.; Leciejewicz, J. (1958). «Zur Struktur des Kupfernitrates Cu(NO3)2.1.5H2O». Acta Crystallogr. 11 (11): 825–826. doi:10.1107/S0365110X58002322.
- ^ Morosin, B. (1970). «The crystal structure of Cu(NO3)2.2.5H2O». Acta Crystallogr. B26 (9): 1203–1208. doi:10.1107/S0567740870003898.
- ^ J. Garaj, Sbornik Prac. Chem.-Technol. Fak. Svst., Cskosl. 1966, pp. 35–39.
- ^ Zibaseresht, R.; Hartshorn, R. M. (2006). «Hexaaquacopper(II) dinitrate: absence of Jahn-Teller distortion». Acta Crystallogr. E62: i19–i22. doi:10.1107/S1600536805041851.
- ^ Menke J.B. (1925). «Nitration with nitrates». Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas. 44: 141. doi:10.1002/recl.19250440209.
- ^ Balogh, M. «Copper(II) Nitrate–K10 Bentonite Clay» in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. doi:10.1002/047084289X.
- ^ Collet, Christine (1990). «Clays Direct Aromatic Nitration». Angewandte Chemie International Edition in English. 29 (5): 535–536. doi:10.1002/anie.199005351.
- ^ «Likasite». www.mindat.org.
- ^ a b «Buttgenbachite». www.mindat.org.
- ^ «Gerhardtite». www.mindat.org.
- ^ «Rouaite». www.mindat.org.
- ^ a b International Mineralogical Association (21 March 2011). «List of Minerals». www.ima-mineralogy.org.
External links[edit]
- National Pollutant Inventory – Copper and compounds fact sheet
- ICSC Copper and compounds fact sheet
- v
- t
- e
Salts and covalent derivatives of the nitrate ion
(Redirected from Cu(NO3)2)
|
|
||
|
||
| Names | ||
|---|---|---|
| IUPAC name
Copper(II) nitrate |
||
| Other names
Cupric nitrate |
||
| Identifiers | ||
|
CAS Number |
|
|
|
3D model (JSmol) |
|
|
| ChEBI |
|
|
| ChemSpider |
|
|
| ECHA InfoCard | 100.019.853
|
|
|
PubChem CID |
|
|
| RTECS number |
|
|
| UNII |
|
|
|
CompTox Dashboard (EPA) |
|
|
|
InChI
|
||
|
SMILES
|
||
| Properties | ||
|
Chemical formula |
Cu(NO3)2 | |
| Molar mass | 187.5558 g/mol (anhydrous) 241.60 g/mol (trihydrate) 232.591 g/mol (hemipentahydrate) |
|
| Appearance | blue crystals hygroscopic |
|
| Density | 3.05 g/cm3 (anhydrous) 2.32 g/cm3 (trihydrate) 2.07 g/cm3 (hexahydrate) |
|
| Melting point | 114 °C (237 °F; 387 K) (anhydrous, decomposes) 114.5 °C (trihydrate) 26.4 °C (hexahydrate, decomposes) |
|
| Boiling point | 170 °C (338 °F; 443 K) (trihydrate, decomposes) | |
|
Solubility in water |
trihydrate:[3] 381 g/100 mL (40 °C) 666 g/100 mL (80 °C) hexahydrate:[3] 243.7 g/100 mL (80 °C) |
|
| Solubility | hydrates very soluble in ethanol, ammonia, water; insoluble in ethyl acetate | |
|
Magnetic susceptibility (χ) |
+1570.0·10−6 cm3/mol (~3H2O) | |
| Structure | ||
|
Crystal structure |
orthorhombic (anhydrous) rhombohedral (hydrates) |
|
| Hazards | ||
| Occupational safety and health (OHS/OSH): | ||
|
Main hazards |
Irritant, Oxidizer | |
| NFPA 704 (fire diamond) |
1 0 3 OX |
|
| NIOSH (US health exposure limits): | ||
|
PEL (Permissible) |
TWA 1 mg/m3 (as Cu)[4] | |
|
REL (Recommended) |
TWA 1 mg/m3 (as Cu)[4] | |
|
IDLH (Immediate danger) |
TWA 100 mg/m3 (as Cu)[4] | |
| Safety data sheet (SDS) | Cu(NO3)2·3H2O | |
| Related compounds | ||
|
Other anions |
Copper(II) sulfate Copper(II) chloride |
|
|
Other cations |
Silver nitrate Gold(III) nitrate |
|
|
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Infobox references |
Copper(II) nitrate describes any member of the family of inorganic compounds with the formula Cu(NO3)2(H2O)x. The hydrates are blue solids. Anhydrous copper nitrate forms blue-green crystals and sublimes in a vacuum at 150-200 °C.[5] Common hydrates are the hemipentahydrate and trihydrate.
Synthesis and reactions[edit]
Hydrated copper(II) nitrate[edit]
Hydrated copper nitrate is prepared by treating copper metal or its oxide with nitric acid:[6]
- Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2. + 2 H2O + 2 NO2
The same salts can be prepared treating copper metal with an aqueous solution of silver nitrate. That reaction illustrates the ability of copper metal to reduce silver ions.
In aqueous solution, the hydrates exist as the aqua complex [Cu(H2O)6]2+. Such complexes are highly labile owing to the d9 electronic configuration of copper(II).
Attempted dehydration of any of the hydrated copper(II) nitrates by heating affords the oxides, not Cu(NO3)2. At 80 °C, the hydrates convert to «basic copper nitrate» (Cu2(NO3)(OH)3), which converts to CuO at 180 °C.[6] Exploiting this reactivity, copper nitrate can be used to generate nitric acid by heating it until decomposition and passing the fumes directly into water. This method is similar to the last step in the Ostwald process. The equations are as follows:
- 2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2
- 3 NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
Treatment of copper(II) nitrate solutions with triphenylphosphine, triphenylarsine, and triphenylstibine gives the corresponding copper(I) complexes [Cu(E(C6H5)3)3]NO3 (E = P, As, Sb). The group V ligand is oxidized to the oxide.[7]
Anhydrous copper(II) nitrate[edit]
Two polymorphs of anhydrous Cu(NO3)2 are known. The so-called β-form is a covalent molecular complex, as evidenced by its tendency to sublime. It is one of the few anhydrous transition metal nitrates.[8] It cannot be prepared by reactions containing or producing water. Instead, anhydrous Cu(NO3)2 forms when copper metal is treated with dinitrogen tetroxide:
- Cu + 2 N2O4 → Cu(NO3)2 + 2 NO
The α-form of anhydrous copper(II) nitrate is a coordination polymer.[1]
Structure[edit]
Anhydrous copper(II) nitrate[edit]
-
Structure of anhydrous copper(II) nitrate.
Anhydrous copper(II) nitrate has been crystallized in two solvate-free polymorphs.[1][2] α- and β-Cu(NO3)2 are fully 3D coordination polymer networks. The alpha form has only one Cu environment, with [4+1] coordination, but the beta form has two different copper centers, one with [4+1] and one that is square planar. The nitromethane solvate also features «[4+ 1] coordination», with four short Cu-O bonds of approximately 200 pm and one longer bond at 240 pm.[9] They are coordination polymers, with infinite chains of copper(II) centers and nitrate groups. In the gas phase, copper(II) nitrate features two bidentate nitrate ligands (see image at upper right).[10] Thus, evaporation of the solid entails «cracking» to give the copper(II) nitrate molecule.
Hydrated copper(II) nitrate[edit]
Five hydrates have been reported: the monohydrate (Cu(NO3)2·H2O),[2] the sesquihydrate (Cu(NO3)2·1.5H2O),[11] the hemipentahydrate (Cu(NO3)2·2.5H2O),[12] a trihydrate (Cu(NO3)2·3H2O),[13] and a hexahydrate ([Cu(H2O)6](NO3)2).[14] The hexahydrate is interesting because the Cu-O distances are all equal, not revealing the usual effect of Jahn-Teller distortion that is otherwise characteristic of octahedral Cu(II) complexes. This non-effect is attributed to the strong hydrogen bonding that limits the elasticity of the Cu-O bonds.
Applications[edit]
Copper(II) nitrate finds a variety of applications, the main one being its conversion to copper(II) oxide, which is used as catalyst for a variety of processes in organic chemistry. Its solutions are used in textiles and polishing agents for other metals. Copper nitrates are found in some pyrotechnics.[6] It is often used in school laboratories to demonstrate chemical voltaic cell reactions. It is a component in some ceramic glazes and metal patinas.
Organic synthesis[edit]
Copper nitrate, in combination with acetic anhydride, is an effective reagent for nitration of aromatic compounds, known as the Menke nitration.[15]
Hydrated copper nitrate adsorbed onto clay affords a reagent called «Claycop». The resulting blue-colored clay is used as a slurry, for example for the oxidation of thiols to disulfides. Claycop is also used to convert dithioacetals to carbonyls.[16] A related reagent based on montmorillonite has proven useful for the nitration of aromatic compounds.[17]
Naturally occurring copper nitrates[edit]
No mineral of the ideal Cu(NO3)2 formula, or the hydrate, are known. Likasite, Cu3(NO3)(OH)5.2H2O and buttgenbachite, Cu19(NO3)2(OH)32Cl4·2H2O are related minerals.[18][19]
Natural basic copper nitrates include the rare minerals gerhardtite and rouaite, both being polymorphs of Cu2(NO3)(OH)3 substance.[20][21][22] A much more complex, basic, hydrated and chloride-bearing natural salt is buttgenbachite.[19][22]
References[edit]
- ^ a b c Wallwork, S. C.; Addison, W. E. (1965). «526. The crystal structures of anhydrous nitrates and their complexes. Part I. The α form of copper(II) nitrate». J. Chem. Soc. 1965: 2925–2933. doi:10.1039/JR9650002925.
- ^ a b c Troyanov, S. I.; Morozov, I. V.; Znamenkov, K. O.; Yu; Korenev, M. (1995). «Synthesis and X-Ray Structure of New Copper(II) Nitrates: Cu(NO3)2·H2O and ?-modification of Cu(NO3)2«. Z. Anorg. Allg. Chem. 621 (7): 1261–1265. doi:10.1002/zaac.19956210727.
- ^ a b Perrys’ Chem Eng Handbook, 7th Ed
- ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0150». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ^ Pass and Sutcliffe (1968). Practical Inorganic Chemistry. London: Chapman and Hall.
- ^ a b c H.Wayne Richardson «Copper Compounds» Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry 2005, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a07_567.
- ^ Gysling, Henry J. (1979). «Coordination Complexes of Copper(I) Nitrate». Inorganic Syntheses. Inorganic Syntheses. Vol. 19. pp. 92–97. doi:10.1002/9780470132500.ch19. ISBN 9780470132500.
- ^ Addison, C. C.; Logan, N.; Wallwork, S. C.; Garner, C. D. (1971). «Structural Aspects of Co-ordinated Nitrate Groups». Quarterly Reviews, Chemical Society. 25 (2): 289. doi:10.1039/qr9712500289.
- ^ Duffin, B.; Wallwork, S. C. (1966). «The crystal structure of anhydrous nitrates and their complexes. II. The 1:1 copper(II) nitrate-nitromethane complex». Acta Crystallographica. 20 (2): 210–213. doi:10.1107/S0365110X66000434.
- ^ LaVilla, R. E.; Bauer, S. H. (1963). «The Structure of Gaseous Copper(II) Nitrate as Determined by Electron Diffraction». J. Am. Chem. Soc. 85 (22): 3597–3600. doi:10.1021/ja00905a015.
- ^ Dornberger-Schiff, K.; Leciejewicz, J. (1958). «Zur Struktur des Kupfernitrates Cu(NO3)2.1.5H2O». Acta Crystallogr. 11 (11): 825–826. doi:10.1107/S0365110X58002322.
- ^ Morosin, B. (1970). «The crystal structure of Cu(NO3)2.2.5H2O». Acta Crystallogr. B26 (9): 1203–1208. doi:10.1107/S0567740870003898.
- ^ J. Garaj, Sbornik Prac. Chem.-Technol. Fak. Svst., Cskosl. 1966, pp. 35–39.
- ^ Zibaseresht, R.; Hartshorn, R. M. (2006). «Hexaaquacopper(II) dinitrate: absence of Jahn-Teller distortion». Acta Crystallogr. E62: i19–i22. doi:10.1107/S1600536805041851.
- ^ Menke J.B. (1925). «Nitration with nitrates». Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas. 44: 141. doi:10.1002/recl.19250440209.
- ^ Balogh, M. «Copper(II) Nitrate–K10 Bentonite Clay» in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. doi:10.1002/047084289X.
- ^ Collet, Christine (1990). «Clays Direct Aromatic Nitration». Angewandte Chemie International Edition in English. 29 (5): 535–536. doi:10.1002/anie.199005351.
- ^ «Likasite». www.mindat.org.
- ^ a b «Buttgenbachite». www.mindat.org.
- ^ «Gerhardtite». www.mindat.org.
- ^ «Rouaite». www.mindat.org.
- ^ a b International Mineralogical Association (21 March 2011). «List of Minerals». www.ima-mineralogy.org.
External links[edit]
- National Pollutant Inventory – Copper and compounds fact sheet
- ICSC Copper and compounds fact sheet
- v
- t
- e
Salts and covalent derivatives of the nitrate ion
| Нитрат меди (II) | |
|---|---|
 |
|
| Систематическое название | Нитрат меди (II) |
| Другие названия | Медь азотнокислая |
| Химическая формула | Cu(NO3)2 |
| Внешний вид | Бесцветные кристаллы (безводный) Голубые кристаллы (кристаллогидраты) |
| Молярная масса | безводный: 187,57 г/моль; тригидрат: 241.63 г/моль; гексагидрат: 295,69 г/моль |
| Температура плавления | безводный: 255 °C; тригидрат: 114,5 °C; гексагидрат: 24,4 °C |
| Температура разложения | безводный: 170 °C |
| Плотность | безводный: 3,05 г/см³; тригидрат: 2,32 г/см³; гегсагидрат: 2,074 г/см³ |
| Растворимость в воде | 124,7 г/100 мл |
| LD50 | тригидрат: 940 мг/кг |
| Кристаллическая решётка | безводный: ромбическая; тригидрат: ромбическая; гексагидрат: триклинная; 1,5- и 2,5-гидраты: моноклинная |
| Стандартная энтальпия образования | безводный: −310 кДж/моль; тригидрат: −1217 кДж/моль |
| Стандартная молярная энтропия | +192 Дж/(К·моль) |
| Стандартная энергия образования Гиббса | −117 кДж/моль |
| ГОСТ | ГОСТ 4163-68 |
| Регистрационный номер CAS | 10031-43-3 |
| Регистрационный номер EC | 221-838-5 |
| Пиктограммы опасности |  |
| Пиктограммы опасности СГС |   |
| Где это не указано, данные приведены при стандартных условиях (25 °C, 100 кПа). |
Нитрат меди (II) — неорганическое вещество с формулой Cu(NO3)2 , является солью двухвалентной меди и азотной кислоты. Безводный нитрат меди (II) представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы. При поглощении влаги образует кристаллогидраты голубого цвета.
Содержание
- 1 Нахождение в природе
- 2 Физические свойства
- 3 Химические свойства
- 3.1 Разложение
- 3.2 Гидролиз
- 3.3 Обменные реакции
- 3.4 Прочие реакции
- 4 Получение
- 5 Применение
- 6 Токсичность
Нахождение в природе
Нитрат меди (II) (в форме осно́вной соли) встречается в природе в виде минералов герхардтита и руаита. Свойства минералов представлены в таблице:
| Герхардтит | Руаит | |
|---|---|---|
| Состав | Cu2NO3(OH)3 | Cu2NO3(OH)3 |
| Цвет | зелёный | темно-зелёный |
| Сингония | орторомбическая | моноклинная |
| Плотность, г/см³ | 3,40—3,43 | 3,38 |
| Твердость | 2 | 2 |
Физические свойства
Безводный нитрат меди (II) при нормальных условиях — твёрдое кристаллическое вещество белого цвета, хорошо растворимое в воде (124,7 г/100 г H2O при 20 °C; 207,7 г/100 г H2O при 80 °C), этаноле, метаноле, этилацетате, ацетонитриле, ДМСО.
При кристаллизации из водных растворов образует ряд кристаллогидратов: нона-, гекса- и тригидраты. Также известны кристаллогидраты, содержащие 1,5 и 2,5 молекулы H2O. Параметры кристаллической решетки кристаллогидратов:
- Cu(NO3)2·6H2O: триклинная сингония, пространственная группа P1, параметры ячейки a = 0,591 нм, b = 0,777 нм, c = 0,543 нм, α = 97,65°, β = 93,88°, γ = 72,53°, Z = 1.
- Cu(NO3)2·3H2O: ромбическая сингония, пространственная группа Pmn21, параметры ячейки a = 1,12 нм, b = 0,505 нм, c = 0,528 нм, Z = 4.
- Cu(NO3)2·2,5H2O: моноклинная сингония, пространственная группа I2/a, параметры ячейки a = 1,64539 нм, b = 0,49384 нм, c = 1,59632 нм, β = 93,764°, Z = 8.
- Cu(NO3)2·1,5H2O: моноклинная сингония, пространственная группа C2/c, параметры ячейки a = 2,22 нм, b = 0,490 нм, c = 1,54 нм, β = 48°, Z = 8.
Гексагидрат разлагается при нагревании до 100 °C в вакууме. Тригидрат разлагается при 120 °C.
Химические свойства
Разложение
Нитрат меди (II) при нагревании разлагается с образованием оксида меди (II) и диоксида азота:
- 2Cu(NO3)2 →>170∘C 2CuO + 4NO2 + O2
Образовавшийся диоксид азота можно использовать для лабораторного получения азотной кислоты:
- 3NO2 + H2O ⟶ 2HNO3 + NO↑
Гидролиз
Нитрат меди (II) в водном растворе диссоциирует на ионы с одновременной гидратацией катиона:
- Cu(NO3)2 + 4H2O ⟶ [Cu(H2O)4]2+ + 2NO3−
Катион тетрааквамеди (II) подвергается обратимому гидролизу:
- [Cu(H2O)4]2+ + H2O ⇄ [Cu(H2O)3(OH)]+ + H3O+ , pKa = 7,34
В упрощённом виде:
- Cu2+ + H2O ⇄ CuOH+ + H+
Обменные реакции
В водных растворах нитрат меди (II) вступает в реакции ионного обмена, характерные для растворимых солей двухвалентной меди, например:
с щёлочью (выпадает голубой осадок)
- Cu(NO3)2 + 2NaOH ⟶ Cu(OH)2 ↓ + 2NaNO3
с фосфатом натрия (выпадает синий осадок)
- 3Cu(NO3)2 + 2Na3PO4 + 3H2O ⟶ Cu3(PO4)2 ⋅ 3H2O↓ + 6NaNO3
с жёлтой кровяной солью (выпадает красный осадок)
- 2Cu(NO3)2 + K4[Fe(CN)6] ⟶ Cu2[Fe(CN)6]↓ + 4KNO3
с концентрированным раствором аммиака (раствор приобретает тёмно-синий цвет)
- Cu(NO3)2 + 4NH3 ⋅ H2O ⟶ [Cu(NH3)4](NO3)2 + 4H2O
с азидами щелочных металлов (выпадает коричневый осадок азида меди (II))
- Cu(NO3)2 + 2MN3 →0−10∘C Cu(N3)2 ↓ + 2MNO3 (M = Li, Na)
Прочие реакции
Нитрат меди (II) реагирует с растворами гидроксиламина (при кипении) и гидразина с выпадением белого осадка азида меди (I):
- 4Cu(NO3)2 + 18(NH2OH ⋅ H2O) ⟶ 4CuN3↓ + 9N2O↑ + 12NH3↑ + 27H2O
- 4Cu(NO3)2 + (N2H4 ⋅ H2O) + 4NaOH ⟶ 4CuN3↓ + N2↑ + 4NaN3 + 5H2O
Нитрат меди (II) реагирует с жидким тетраоксидом диазота с выпадением темно-зелёного осадка:
- Cu(NO3)2 + N2O4 ⟶ Cu(NO3)2 ⋅ N2O4↓
Получение
Нитрат меди (II) может быть получен растворением в азотной кислоте металлической меди, оксида меди (II) или гидроксида меди (II):
- Cu + 4HNO3 ⟶ Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
- CuO + 2HNO3 ⟶ Cu(NO3)2 + H2O
- Cu(OH)2 + 2HNO3 ⟶ Cu(NO3)2 + 2H2O
Безводный нитрат меди (II) может быть получен при взаимодействии меди с тетраоксидом диазота (реакция ведётся при 80 °C в этилацетате):
- Cu + 2N2O4 ⟶ Cu(NO3)2 + 2NO↑
Применение
Нитрат меди (II) используют для получения чистого оксида меди (II), медьсодержащих катализаторов, как фунгицид, протраву при крашении тканей.
В сочетании с уксусным ангидридом используется в органическом синтезе в качестве реагента для нитрования ароматических соединений (т. н. «условия Менке»).
Токсичность
Нитрат меди (II) является умеренно-токсичным веществом — LD50 для крыс перорально 950 мг/кг (тригидрат).
При контакте с кожей и слизистыми оболочками вызывает раздражение, при попадании в глаза — сильное раздражение с риском помутнения роговицы.
Представляет опасность для окружающей среды — LC50 для рыб 0,29 мг/л в течение 96 ч.
|
Соединения меди |
|---|
|
|
Нитраты |
|---|
|
Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).
Нитрат меди(II)
Брутто-формула:
CuN2O6
CAS# 3251-23-8
Названия
Русский:
- Медь азотнокислая
- Нитрат меди(II)
English:
- Claycop
- Copper dinitrate
- Copper nitrate
- Copper(2+) nitrate
- Copper(II) nitrate
- Copper(II) nitrate trihydrate
- Cupric dinitrate
- Cupric nitrate
- Cupric nitrate trihydrate
- Gerhardite
- Nitric acid, copper(2+) salt(CAS)
German:
- Kupfer(II)-nitrat
- Kupferdinitrat
العربية:
- نترات النحاس الثنائي
- نترات نحاس ثنائي(IUPAC)
French:
- Nitrate de cuivre(II)(IUPAC)
- dinitrate de cuivre
Italiano:
日本語:
中文:
Варианты формулы:
O`^-/N^+`|O|O^-/0Cu^2+O`^-/N^+`|O|O^-
Реакции, в которых участвует Нитрат меди(II)
-
Cu + 4HNO3″(60%)» = Cu(NO3)2 + 2NO2″|^» + 2H2O
-
3Cu + 8HNO3″(30%)» = 3Cu(NO3)2 + 2NO»|^» + 4H2O
-
2Cu(NO3)2 «>170^oC»-> 2CuO + 4NO2 + O2
-
{M}O + 2H{X} -> {M}({X})2 + H2O
, где M =
Ca Cu Mg Ba Sr Pb; X =
NO3 -
{M}(NO3)2 + H2SO4 -> {M}SO4 + 2HNO3
, где M =
Mg Ca Ba Sr Zn Cd Mn Cu Hg Ni
Медь азотнокислая или нитрат меди (II) — неорганическое 
соединение из класса солей азотной кислоты, с формулой Cu(NO3)2. Существует в естественном виде в минералах руаните и герхардтите. Образует кристаллогидраты с 9-ю, 6-ю, 3-мя и даже 1,5 и 2,5 молекулами кристаллизационной воды. Безводный нитрат и кристаллогидраты получают химическим синтезом из меди и ее производных с разбавленной азотной кислотой или с тетраоксидом азота (N2O4).
Свойства
Безводный нитрат меди — белый порошок с бесцветными гигроскопичными кристаллами, водорастворимый. Растворим также в спиртах, этилацетате, жидком аммиаке, диметилсульфоксиде (ДМСО). При нагревании разлагается на оксид меди и диоксид азота. Ядовит.
Водный раствор приобретает ярко-голубой цвет. В зависимости от концентрации растворенного вещества, из него выкристаллизовываются кристаллогидраты с разным количеством молекул воды. Кристаллы имеют голубой цвет, во влажном воздухе поглощают влагу и расплываются. В сухом воздухе они постепенно выветриваются и превращаются в безводную соль
Медь азотнокислая — достаточно активное химическое вещество. Проявляет сильные окислительные свойства. Например, бумага, которую пропитали ее спиртовым раствором, после высыхания способна самовоспламеняться.
Нитрат меди реагирует со щелочами, фосфором, фосфатами, жидким аммиаком, многими солями, гидроксиламином и гидразином.
Меры предосторожности
Реактив считается умеренно токсичным для человека и опасным для окружающей среды (ядовит для обитателей водоемов). Контакт порошка с кожей приводит к раздражениям, способным спровоцировать различные заболевания кожи. Если вещество попало в глаза, их следует немедленно и тщательно промыть водой, иначе возможен ожог и помутнение роговицы. При проглатывании вещество действует как яд, вызывая отравления.
На предприятиях, имеющих дело с нитратом меди, нужно строго следить за соблюдением техники безопасности и противопожарной безопасности.
Хранить медь азотнокислую следует на прохладных, сухих, проветриваемых складах, т.к. при нагревании и разложении выделяются газы. Безводную соль необходимо защитить от влияния воздуха, так как она впитывает влагу и превращается в кристаллогидрат, поэтому ее хранят в герметично запаянных пластиковых мешках или другой герметичной таре.
Применение:
- В химпроме — для получения чистой окиси меди; для производства минеральных красителей, катализаторов, на основе меди. В процессах органического синтеза применяется для нитрования органических ароматических соединений.
- В текстильпроме — для окрашивания тканей красителем индиго, для травления тканей.
- В металлургии — для воронения стали и латуни, чернения меди. При изготовлении эмалированных изделий с помощью реактива придают железу коричневый цвет, а меди — черный.
- При изготовлении эмалей и чернил для нанесения надписей и рисунков по жести.
- В сельском хозяйстве — для борьбы с грибковыми болезнями растений.
- В аналитической химии — в эталонных растворах, в колориметрии; для проведения характерных реакций, при проведении анализов на обнаружение серы.
- В фотоделе — для изготовления определенных видов фотобумаги, для проявления негативов.
- В микробиологии — в качестве консервирующего вещества при работе с некоторыми типами растений.
|
|
|
|
|
| Имена |
|
|---|---|
| Название ИЮПАК
Нитрат меди (II) |
|
| Другие имена Нитрат меди |
|
| Идентификаторы |
|
|
Количество CAS |
|
|
3D модель ( JSmol ) |
|
| ЧЭБИ |
|
| ChemSpider |
|
| ECHA InfoCard | 100.019.853
|
|
PubChem CID |
|
| Номер RTECS |
|
| UNII |
|
|
Панель управления CompTox ( EPA ) |
|
|
ИнЧИ
|
|
|
Улыбки
|
|
| Характеристики |
|
|
Химическая формула |
Cu (NO 3 ) 2 |
| Молярная масса | 187,5558 г / моль (безводный) 241,60 г / моль (тригидрат) 232,591 г / моль (гемипентагидрат) |
| Появление |
синие кристаллы гигроскопичны |
| Плотность | 3,05 г / см 3 (безводный) 2,32 г / см 3 (тригидрат) 2,07 г / см 3 (гексагидрат) |
| Температура плавления | 114 ° C (237 ° F, 387 K) (безводный, разлагается) 114,5 ° C (тригидрат) 26,4 ° C (гексагидрат, разлагается) |
| Точка кипения | 170 ° С (338 ° F, 443 К) (тригидрат, разлагается) |
|
Растворимость в воде |
тригидрат: [1] 381 г / 100 мл (40 ° C) 666 г / 100 мл (80 ° C) гексагидрат: [1] 243,7 г / 100 мл (80 ° C) |
| Растворимость | гидраты хорошо растворимы в этаноле , аммиаке , воде ; не растворим в этилацетате |
|
Магнитная восприимчивость (χ) |
+ 1570,0 · 10 −6 см 3 / моль (~ 3H 2 O) |
| Состав |
|
|
Кристальная структура |
ромбический (безводный) ромбоэдрический (гидраты) |
| Опасности |
|
| Основные опасности | Раздражитель, Окислитель |
| Паспорт безопасности | Cu (NO 3 ) 2 · 3H 2 O |
| NFPA 704 (огненный алмаз) |
1 0 3 OX |
| NIOSH (пределы воздействия на здоровье в США): |
|
|
PEL (Допустимо) |
TWA 1 мг / м 3 (как Cu) [2] |
|
REL (рекомендуется) |
TWA 1 мг / м 3 (как Cu) [2] |
|
IDLH (Непосредственная опасность) |
TWA 100 мг / м 3 (как Cu) [2] |
| Родственные соединения |
|
|
Другие анионы |
Сульфат меди (II) Хлорид меди (II) |
|
Другие катионы |
Нитрат серебра Нитрат золота (III) |
|
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа). |
|
 проверить ( что есть ?)  |
|
| Ссылки на инфобоксы | |
Нитрат меди (II) , Cu ( NO 3 ) 2 , представляет собой неорганическое соединение, которое образует голубое кристаллическое твердое вещество . Безводный нитрат меди образует темно-сине-зеленые кристаллы и сублимируется в вакууме при 150-200 ° C. [3] Нитрат меди также представлен в виде пяти различных гидратов , наиболее распространенными из которых являются гемипентагидрат и тригидрат.
Синтез и реакции нитрата меди [ править ]
Водный раствор нитрата меди (II).
Гидратированный нитрат меди может быть получен путем гидратации безводного материала или путем обработки металлической меди с водным раствором из нитрата серебра или концентрированной азотной кислоты : [4]
- Cu + 4 HNO 3 → Cu (NO 3 ) 2 + 2 H 2 O + 2 NO 2
Безводная Cu (NO 3 ) 2 образуется при обработке металлической меди N 2 O 4 :
- Cu + 2 N 2 O 4 → Cu (NO 3 ) 2 + 2 NO
При попытке обезвоживания любого из гидратированных нитратов меди (II) путем нагревания вместо этого образуются оксиды, а не Cu (NO 3 ) 2 . При 80 ° C гидраты превращаются в «основной нитрат меди» (Cu 2 (NO 3 ) (OH) 3 ), который превращается в CuO при 180 ° C. [4] Используя эту реакционную способность, нитрат меди можно использовать для получения азотной кислоты , нагревая ее до разложения и пропуская пары непосредственно в воду. Этот метод аналогичен последнему этапу процесса Оствальда . Уравнения следующие:
- 2 Cu (NO 3 ) 2 → 2 CuO + 4 NO 2 + O 2
- 3НО 2 + Н 2 О → 2 ННО 3 + НЕТ
Природные основные нитраты меди включают редкие минералы герхардтит и руаит , которые являются полиморфами вещества Cu 2 (NO 3 ) (OH) 3 . [5] [6] [7] Гораздо более сложной, основной, гидратированной и содержащей хлориды природной солью является бутгенбахит . [8] [7]
Структура [ править ]
Безводный нитрат меди (II) [ править ]
Безводные меди нитрата (II) , была кристаллизует в двух сольватных -свободных полиморфах . [9] [10] α- и β-Cu (NO 3 ) 2 представляют собой полностью трехмерные координационные полимерные сети. Альфа-форма имеет только одно окружение Cu с координацией [4 + 1], но бета-форма имеет два разных медных центра: один с [4 + 1] и один квадратно-плоский. Сольват нитрометана также имеет «[4+ 1] координацию» с четырьмя короткими связями Cu-O приблизительно 200 мкм и одной более длинной связью при 240 мкм. [11] Это координационные полимеры., с бесконечными цепочками центров меди (II) и нитратных групп. В газовой фазе нитрат меди (II) содержит два бидентатных нитратных лиганда (см. Изображение вверху справа). [12] Таким образом, испарение твердого вещества влечет за собой « растрескивание » с образованием молекулы нитрата меди (II).
Гидратированный нитрат меди (II) [ править ]
Сообщалось о пяти гидратах : моногидрат (Cu (NO 3 ) 2 · H 2 O), [10] полуторный гидрат (Cu (NO 3 ) 2 · 1,5H 2 O), [13] гемипентагидрат (Cu (NO 3 ) 2 · 2,5H 2 O), [14] тригидрат (Cu (NO 3 ) 2 · 3H 2 O), [15] и гексагидрат ([Cu (H 2 O) 6 ] (NO 3 ) 2 ). [16] Гексагидрат интересен тем, что все расстояния Cu-O равны, не обнаруживая обычного эффекта ян-теллеровского искажения, который в остальном характерен для октаэдрических комплексов Cu (II). Это отсутствие эффекта объясняется сильной водородной связью, которая ограничивает эластичность связей Cu-O.
Приложения [ править ]
Нитрат меди (II) находит множество применений, главным из которых является его преобразование в оксид меди (II) , который используется в качестве катализатора для множества процессов в органической химии . Его растворы используются в текстиле и средствах для полировки других металлов. Нитраты меди содержатся в некоторых пиротехнических средствах . [4] Его часто используют в школьных лабораториях для демонстрации химических реакций гальванических элементов . Он входит в состав некоторых керамических глазурей и металлических патин.
Органический синтез [ править ]
Нитрат меди в сочетании с уксусным ангидридом является эффективным реагентом для нитрования ароматических соединений, известного как нитрование Менке в честь голландского химика, который обнаружил, что нитраты металлов являются эффективными реагентами для нитрования. [17]
Гидратированный нитрат меди, адсорбированный на глине, дает реагент под названием «Claycop». Полученная глина синего цвета используется в виде суспензии, например, для окисления тиолов до дисульфидов . Claycop также используется для преобразования дитиоацеталей в карбонилы. [18] Соответствующий реагент на основе монтмориллонита оказался полезным для нитрования ароматических соединений.[19]
Ссылки [ править ]
- ^ a b Справочник Perrys ‘Chem Eng, 7-е изд.
- ^ a b c Карманный справочник NIOSH по химической опасности. «# 0150» . Национальный институт охраны труда и здоровья (NIOSH).
- ^ Пасс и Сатклифф (1968). Практическая неорганическая химия . Лондон: Чепмен и Холл.
- ^ a b c Х. Уэйн Ричардсон «Соединения меди» Энциклопедия промышленной химии Ульмана 2005, Wiley-VCH, Weinheim. DOI : 10.1002 / 14356007.a07_567 .
- ^ https://www.mindat.org/min-1680.html
- ^ http://www.mindat.org/min-10588.html
- ^ а б https://www.ima-mineralogy.org/Minlist.htm
- ^ https://www.mindat.org/min-811.html
- ^ Wallwork, SC; Аддисон, WE (1965). «Кристаллические структуры безводных нитратов и их комплексов. Часть I. α-форма нитрата меди (II)». J. Chem. Soc . 1965 : 2925–2933. DOI : 10.1039 / JR9650002925 .
- ^ а б Троянов С.И. Морозов И.В.; Знаменков, КО; Ю; Коренев, М. (1995). «Синтез и рентгеновская структура новых нитратов меди (II): Cu (NO 3 ) 2 · H 2 O и β-модификация Cu (NO 3 ) 2 ». Z. Anorg. Allg. Chem . 621 : 1261–1265. DOI : 10.1002 / zaac.19956210727 .
- ^ Даффин, B .; Wallwork, SC (1966). «Кристаллическая структура безводных нитратов и их комплексов. II. Нитрат-нитрометановый комплекс меди (II) 1: 1» . Acta Crystallographica . 20 (2): 210–213. DOI : 10.1107 / S0365110X66000434 .
- ^ ЛаВилла, RE; Бауэр, Ш. (1963). «Структура газообразного нитрата меди (II), определенная методом дифракции электронов». Варенье. Chem. Soc . 85 (22): 3597–3600. DOI : 10.1021 / ja00905a015 .
- ^ Dornberger-Schiff, K .; Leciejewicz, J. (1958). «Zur Struktur не дез Kupfernitrates Cu (NO 3 ) 2 . 1,5Н 2 О» . Acta Crystallogr . 11 (11): 825–826. DOI : 10.1107 / S0365110X58002322 .
- ^ Morosin, В. (1970). «Кристаллическая структура Cu (NO 3 ) 2 .2,5H 2 O». Acta Crystallogr . B26 (9): 1203–1208. DOI : 10.1107 / S0567740870003898 .
- ^ J. Garaj, Sbornik Prac. Chem.-Technol. Фак. Svst., Cskosl. 1966. С. 35–39.
- ^ Zibaseresht, R .; Хартсхорн, RM (2006). «Динитрат гексааквакоппера (II): отсутствие искажения Яна-Теллера». Acta Crystallogr . E62 : I19-I22. DOI : 10.1107 / S1600536805041851 .
- ^ Menke JB (1925). «Нитрация нитратами». Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas . 44 : 141. DOI : 10.1002 / recl.19250440209 .
- ^ Балог, М. «Медь (II) Нитрат-K10 бентонитовой глины» в Энциклопедии Реагенты для органического синтеза (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, НьюЙорк. DOI : 10.1002 / 047084289X .
- Перейти ↑ Collet, Christine (1990). «Прямое ароматическое нитрование глин». Angewandte Chemie International Edition на английском языке . 29 (5): 535–536. DOI : 10.1002 / anie.199005351 .
Внешние ссылки [ править ]
- Национальный кадастр загрязнителей — Информационный бюллетень по меди и соединениям
- Информационный бюллетень ICSC по меди и соединениям