El nitrato de cobre (II) o nitrato cúprico, cuya fórmula química es Cu(NO3)2, es una sal inorgánica brillante y de atractivos colores azul-verdosos. Es sintetizada a escala industrial a partir de la descomposición de minerales de cobre, entre ellos los minerales gerhardita y rouaita.
Otros métodos más factibles, en términos de materia prima y cantidades deseadas de la sal, consisten en reacciones directas con el cobre metálico y sus compuestos derivados. Cuando el cobre está en contacto con una solución concentrada de ácido nítrico (HNO3), ocurre una reacción redox.
En esta reacción el cobre se oxida y el nitrógeno se reduce de acuerdo con la siguiente ecuación química:
Cu(s) + 4HNO3(conc) => Cu(NO3)2(ac) + 2H2O(l) + 2NO2(g)
El dióxido de nitrógeno (NO2) es un gas de color pardo y nocivo; la solución acuosa resultante es azulada. El cobre puede formar el ion cuproso (Cu+), el ion cúprico (Cu2+) o el ion menos común Cu3+; sin embargo, el ion cuproso no está favorecido en medios acuosos por muchos factores electrónicos, energéticos y geométricos.
El potencial de reducción estándar para el Cu+ (0,52V) es mayor que para el Cu2+ (0,34V), lo que significa que el Cu+ es más inestable y tiende a ganar un electrón para convertirse en Cu(s). Esta medida electroquímica explica por qué no existe el CuNO3 como producto de la reacción, o al menos en agua.
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Propiedades del nitrato de cobre
El nitrato de cobre se encuentra anhídrido (seco) o hidratado con diferentes proporciones de agua. El anhídrido es un líquido de color azul, pero tras coordinarse con moléculas de agua —capaces de formar puentes de hidrógeno— cristaliza como Cu(NO3)2·3H2O o Cu(NO3)2·6H2O. Estas son las tres formas de la sal más disponibles en el mercado.
El peso molecular para la sal seca es 187,6 g/mol, sumándole a este valor 18 g/mol por cada molécula de agua incorporada a la sal. Su densidad es igual a 3,05 g/mL, y esta disminuye por cada molécula de agua incorporada: 2,32 g/mL para la sal tri-hidratada, y 2,07 g/mL para la sal hexa-hidratada. No tiene punto de ebullición, sino que sublima.
Las tres formas del nitrato de cobre son altamente solubles en agua, amoníaco, dioxano y etanol. Sus puntos de fusión descienden conforme se añade otra molécula a la esfera externa de coordinación del cobre; la fusión es seguida de la descomposición térmica del nitrato de cobre, produciéndose los gases nocivos de NO2:
2 Cu(NO3)2(s) => 2 CuO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)
La ecuación química de arriba es para la sal anhídrida; para las sales hidratadas, se producirá además vapor de agua en el lado derecho de la ecuación.
Configuración electrónica
La configuración electrónica para el ion Cu2+ es [Ar]3d9, presentando paramagnetismo (el electrón en el orbital 3d9 está desapareado).
Como el cobre es un metal de transición del cuarto período de la tabla periódica, y al haber perdido dos de sus electrones de valencia por acción del HNO3, tiene todavía los orbitales 4s y 4p disponibles para formar enlaces covalentes. Aún más, el Cu2+ puede hacer uso de dos de sus orbitales 4d más externos para poder coordinarse hasta con seis moléculas.
Los aniones NO3– son planos, y para que el Cu2+ pueda coordinarse con ellos debe tener una hibridación sp3d2 que le permita adoptar una geometría octaédrica; esto evita que los aniones NO3– se “golpeen” entre ellos.
Esto lo logra el Cu2+, ubicándolos en un plano cuadrado alrededor de sí. La configuración resultante para el átomo de Cu dentro de la sal es: [Ar]3d94s24p6.
Estructura química
En la imagen superior está representada una molécula aislada de Cu(NO3)2 en fase gaseosa. Los átomos de oxígeno del anión nitrato se coordinan directamente con el centro de cobre (esfera de coordinación interna), formando cuatro enlaces Cu–O.
Tiene una geometría molecular plano cuadrado. El plano es dibujado por las esferas rojas en los vértices y la esfera de cobre en el centro. Las interacciones en fase gaseosa son muy débiles debido a las repulsiones electrostáticas entre los grupos NO3–.
Sin embargo, en fase sólida los centros de cobre forman enlaces metálicos –Cu–Cu–, creando cadenas cobrizas poliméricas.
Las moléculas de agua pueden formar puentes de hidrógeno con los grupos NO3–, y estas ofrecerán puentes hidrógenos para otras moléculas de agua, y así sucesivamente hasta crear una esfera de agua entorno al Cu(NO3)2.
En esta esfera puede tener de 1 a 6 vecinos externos; de aquí que la sal se hidrate fácilmente para generar las sales tri y hexa hidratadas.
La sal es formada a partir de un ion Cu2+ y dos iones NO3–, otorgándole una cristalinidad característica de los compuestos iónicos (ortorrómbica para la sal anhídrida, romboédrica para las sales hidratadas). Sin embargo, los enlaces son de mayor carácter covalente.
Usos/aplicaciones
Por los fascinantes colores del nitrato de cobre, esta sal encuentra uso como aditivo en las cerámicas, en las superficies metálicas, en algunos fuegos artificiales y también en la industria textil como mordiente.
Es una buena fuente de cobre iónico para muchas reacciones, en especial aquellas en las que cataliza reacciones orgánicas. Igualmente encuentra usos similares al de otros nitratos, ya sea como fungicida, herbicida o como conservante de la madera.
Otro de sus principales y más novedosos usos es en la síntesis de catalizadores de CuO, o de materiales con cualidades fotosensibles.
También es usado como reactivo clásico en los laboratorios de docencia para mostrar las reacciones dentro de las celdas voltaicas.
Riesgos
– Es un agente fuertemente oxidante, nocivo para el ecosistema marino, irritante, tóxico y corrosivo. Es importante evitar todo contacto físico directamente con el reactivo.
– No es inflamable.
– Se descompone a altas temperaturas liberando gases irritantes, entre estos el NO2.
– En el organismo humano puede causar daños crónicos en los sistemas cardiovasculares y nervioso central.
– Puede causar irritaciones en el tracto gastrointestinal.
– Al tratarse de un nitrato, dentro del organismo se convierte en nitrito. El nitrito ocasiona estragos en los niveles de oxígeno en la sangre y en el sistema cardiovascular.
Referencias
- Day, R., & Underwood, A. Química Analítica Cuantitativa (quinta ed.). PEARSON Prentice Hall, p-810.
- MEL Science. (2015-2017). MEL Science. Recuperado de MEL Science: melscience.com
- ResearchGate GmbH. (2008-2018). ResearchGate. Recuperado de ResearchGate: researchgate.net
- Science Lab. Science Lab. Recuperado de Science Lab: sciencelab.com
- Whitten, Davis, Peck, & Stanley. (2008). Química (octava ed.). p-321. CENGAGE Learning.
- Wikipedia. Wikipedia. Recuperado de Wikipedia: en.wikipedia.org