و نترات النحاس (II) أو نترات نحاسي، الصيغة الكيميائية النحاس (NO 3) 2 ، هو مشرق وألوان جذابة الأخضر والأزرق الملح غير العضوية. يتم تصنيعه على نطاق صناعي من تحلل معادن النحاس ، بما في ذلك معادن gerhardite و rouaite.
الطرق الأخرى الأكثر جدوى ، من حيث المواد الخام والكميات المرغوبة من الملح ، تتكون من تفاعلات مباشرة مع النحاس المعدني ومركباته المشتقة. عندما يتلامس النحاس مع محلول مركّز من حمض النيتريك (HNO 3) ، يحدث تفاعل الأكسدة والاختزال.
في هذا التفاعل ، يتأكسد النحاس ويتم تقليل النيتروجين وفقًا للمعادلة الكيميائية التالية:
Cu (s) + 4HNO 3 (conc) => Cu (NO 3) 2 (aq) + 2H 2 O (l) + 2NO 2 (g)
ثاني أكسيد النيتروجين (NO 2) هو غاز بني ضار ؛ المحلول المائي الناتج مزرق. يمكن أن يشكل النحاس أيون نحاسي (Cu +) أو أيون نحاسي (Cu 2+) أو أيون Cu 3+ أقل شيوعًا ؛ ومع ذلك ، فإن الأيون النحاسي لا يفضله العديد من العوامل الإلكترونية والحيوية والهندسية في الوسط المائي.
احتمال الاختزال القياسي لـ Cu + (0.52V) أكبر من Cu 2+ (0.34V) ، مما يعني أن Cu + غير مستقر ويميل إلى اكتساب إلكترون ليصبح Cu (s).). يوضح هذا القياس الكهروكيميائي سبب عدم وجود CuNO 3 كمنتج تفاعل ، أو على الأقل في الماء.
الخصائص الفيزيائية والكيميائية
نترات النحاس لا مائي (جاف) أو رطب بنسب مختلفة من الماء. أنهيدريد سائل أزرق ، ولكن بعد التنسيق مع جزيئات الماء - القادرة على تكوين روابط هيدروجينية - يتبلور على شكل Cu (NO 3) 2 · 3H 2 O أو Cu (NO 3) 2 · 6H 2 O. هذه هي الأنواع الثلاثة للملح الأكثر توفرًا في السوق.
الوزن الجزيئي للملح الجاف هو 187.6 جم / مول ، إضافة إلى هذه القيمة 18 جم / مول لكل جزيء ماء مدمج في الملح. تساوي كثافته 3.05 جم / مل ، وتقل لكل جزيء ماء مدمج: 2.32 جم / مل للملح ثلاثي الماء ، و 2.07 جم / مل للملح المائي السداسي. ليس لديها نقطة غليان ، بل تسامي.
جميع أشكال نترات النحاس الثلاثة قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء والأمونيا والديوكسان والإيثانول. تنخفض نقاط انصهارها عند إضافة جزيء آخر إلى مجال التنسيق الخارجي للنحاس ؛ يتبع الاندماج التحلل الحراري لنترات النحاس ، مما ينتج عنه غازات ضارة من NO 2:
2 Cu (NO 3) 2 (s) => 2 CuO (s) + 4 NO 2 (g) + O 2 (g)
المعادلة الكيميائية أعلاه للملح اللامائي. بالنسبة للأملاح المائية ، سيتم أيضًا إنتاج بخار الماء على الجانب الأيمن من المعادلة.
التكوين الإلكترونية
تكوين الإلكترون لأيون Cu 2+ هو ثلاثي الأبعاد 9 ، يعرض البارامغناطيسية (الإلكترون في مدار 9 ثلاثي الأبعاد غير مزاوج).
نظرًا لأن النحاس هو معدن انتقالي للفترة الرابعة من الجدول الدوري ، وفقد اثنين من إلكترونات التكافؤ بسبب عمل HNO 3 ، فلا يزال لديه مداري 4s و 4 p متاحين لتكوين روابط تساهمية. علاوة على ذلك ، يمكن لـ Cu 2+ الاستفادة من اثنين من مداراتها الخارجية رباعية الأبعاد للتنسيق مع ما يصل إلى ستة جزيئات.
NO 3 - الأنيونات مسطحة ، ولكي تكون Cu 2+ قادرة على التنسيق معها يجب أن يكون لها تهجين sp 3 d 2 الذي يسمح لها باعتماد هندسة ثماني السطوح ؛ هذا يمنع NO 3 - الأنيونات من "ضرب" بعضها البعض.
يتم تحقيق ذلك عن طريق Cu 2+ ، ووضعها في مستوى مربع حول بعضها البعض. التكوين الناتج لذرة النحاس داخل الملح هو: 3d 9 4s 2 4p 6.
التركيب الكيميائي
في الصورة العلوية ، يتم تمثيل جزيء معزول من Cu (NO 3) 2 في الطور الغازي. تنسق ذرات الأكسجين في أنيون النترات مباشرة مع مركز النحاس (كرة التنسيق الداخلية) ، وتشكل أربع روابط Cu-O.
لها هندسة جزيئية مستوية مربعة. يتم رسم المستوى بواسطة الكرات الحمراء عند الرؤوس والكرة النحاسية في المركز. التفاعلات في الطور الغازي ضعيفة جدا بسبب النفور كهرباء بين NO 3 - الجماعات.
ومع ذلك ، في المرحلة الصلبة ، تشكل المراكز النحاسية روابط معدنية - Cu - Cu - مكونة سلاسل نحاسية بوليمرية.
يمكن أن جزيئات الماء تكون روابط هيدروجينية مع NO 3 - الجماعات ، وهذه سوف توفر روابط هيدروجينية لجزيئات الماء الأخرى، وهلم جرا حتى خلق مجال المياه في جميع أنحاء النحاس (NO 3) 2.
في هذا المجال ، يمكن أن يكون لديك من 1 إلى 6 جيران خارجيين ؛ ومن ثم يتم ترطيب الملح بسهولة لتوليد الأملاح الثلاثية والسداسية الرطبة.
ويتكون الملح من أحد النحاس 2+ أيون واثنين NO 3 - أيونات ، ويعطيها صفة التبلور من المركبات الأيونية (معيني متعامد المحاور الملح اللامائي، منشور سداسي منتظم للأملاح المائية). ومع ذلك ، فإن الروابط ذات طبيعة تساهمية أكبر.
التطبيقات
نظرًا للألوان الرائعة لنترات النحاس ، يستخدم هذا الملح كمادة مضافة في السيراميك ، وعلى الأسطح المعدنية ، وفي بعض الألعاب النارية وأيضًا في صناعة النسيج باعتباره أمرًا لاذعًا.
إنه مصدر جيد للنحاس الأيوني للعديد من التفاعلات ، خاصة تلك التي يحفز فيها التفاعلات العضوية. كما وجد استخدامات مشابهة للنترات الأخرى ، إما كمبيد للفطريات أو مبيدات أعشاب أو كمادة حافظة للأخشاب.
أحد الاستخدامات الرئيسية والأحدث هو تركيب محفزات CuO أو المواد ذات الصفات الحساسة للضوء.
كما أنه يستخدم ككاشف كلاسيكي في المعامل التعليمية لإظهار التفاعلات داخل الخلايا الفولتية.
المخاطر
- عامل مؤكسد بشدة ، ضار بالنظام البيئي البحري ، مهيج ، سام و أكّال. من المهم تجنب كل اتصال جسدي مباشر مع الكاشف.
- غير قابل للاشتعال.
- يتحلل في درجات حرارة عالية ويطلق غازات مزعجة ، بما في ذلك NO 2.
- في جسم الإنسان يمكن أن يتسبب في أضرار مزمنة للقلب والأوعية الدموية والجهاز العصبي المركزي.
- قد يسبب تهيج الجهاز الهضمي.
- كونه نترات ، يصبح نترات داخل الجسم. يتسبب النتريت في إحداث فوضى في مستويات الأكسجين في الدم ونظام القلب والأوعية الدموية.
المراجع
- Day ، R. ، & Underwood ، A. كيمياء تحليلية كمية (الطبعة الخامسة). بيرسون برنتيس هول ، ص -810.
- MEL Science. (2015-2017). MEL Science. تم الاسترجاع في 23 مارس 2018 ، من MEL Science: melscience.com
- ResearchGate GmbH. (2008-2018). بوابة البحث. تم الاسترجاع في 23 مارس 2018 ، من ResearchGate: researchgate.net
- معمل العلوم ، معمل العلوم. تم الاسترجاع في 23 مارس 2018 ، من Science Lab: sciencelab.com
- ويتن ، ديفيس ، بيك ، وستانلي. (2008). الكيمياء (الطبعة الثامنة). ص 321. سينجاج ليرنينج.
- ويكيبيديا. ويكيبيديا. تم الاسترجاع في 22 مارس 2018 ، من ويكيبيديا: en.wikipedia.org
- أغيري ، جون موريسيو ، جوتيريز ، أدامو ، وجيرالدو ، أوسكار. (2011). طريق بسيط لتركيب أملاح هيدروكسي النحاس. مجلة الجمعية الكيميائية البرازيلية ، 22 (3) ، 546-551