Kupfer(II)-hydroxid


Kupfer(II)-hydroxid

Kristallstruktur
Kristallstruktur von Kupfer(II)-hydroxid
__ Cu2+      __ O2-     __ H+
Allgemeines
Name Kupfer(II)-hydroxid
Andere Namen
  • Kupferhydroxid
  • Kupferdihydroxid
  • Blaukupfer
  • Kupferoxidhydrat
Verhältnisformel Cu(OH)2
CAS-Nummer 20427-59-2
Kurzbeschreibung

geruchloses hellblaues Pulver[1]

Eigenschaften
Molare Masse 97,56 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

3,368 g·cm−3 [1]

Schmelzpunkt

160 °C [2] Zersetzung ab 80 °C zu Wasser und Kupferoxid)[1]

Löslichkeit

unlöslich in Wasser[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3]
07 – Achtung

Achtung

H- und P-Sätze H: 302
P: keine P-Sätze [3]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4][1]
Gesundheitsschädlich
Gesundheits-
schädlich
(Xn)
R- und S-Sätze R: 22
S: 20/21-22-28-46
MAK

0,1 mg·m−3 [1]

LD50

1000 mg·kg−1 (oral, Ratte) [2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Kupfer(II)-hydroxid ist ein Hydroxid-Salz des Kupfers. Es ist ein blauer Feststoff, der allein oder in Mischung das Farbpigment Bremer Blau (auch Kalkblau genannt) bildet.[5]

Vorkommen

Natürlich kommt Kupfer(II)-hydroxid als Bestandteil der grünen Patina von Kupfer vor, welches eine Mischung von Kupferhydroxid und Kupfer(II)-carbonat ist. Ein seltenes reines Kupfer(II)-hydroxid-Mineral ist Spertiniit.

$ \mathrm{2 \ Cu + H_2O + CO_2 + O_2 \longrightarrow Cu(OH)_2 + CuCO_3} $

Gewinnung und Darstellung

Kupferhydroxid kann durch Reaktion von Kupfersalzen mit Alkalilaugen hergestellt werden.[6] Typischerweise wird dazu Kupfersulfat-Pentahydrat in Wasser aufgelöst und unter Kühlung durch Zugabe von Natriumhydroxid zu Kupferhydroxid und Natriumsulfat umgesetzt.

$ \mathrm{CuSO_4 + 2 \ NaOH \longrightarrow Cu(OH)_2 + Na_2SO_4} $

Alternativ kann Kupferhydroxid auch durch die elektrochemische Umsetzung von Kupfer in Wasser hergestellt werden.

Eigenschaften

Kupfer(II)-hydroxid
technisches Kupfer(II)-hydroxid mit hellgrüner Farbe

Kupfer(II)-hydroxid ist unlöslich in kaltem Wasser. In konzentrierten Alkalilaugen ist die Verbindung löslich. Dabei bilden sich Hydroxokomplexe wie das tiefblaue [Cu(OH)4]2−. Ebenso ist frisch gefälltes Kupfer(II)-hydroxid löslich in Ammoniaklösung unter Bildung der Komplexverbindung Tetrammin-Kupfer(II)-hydroxid. Die Reaktion mit Mineralsäuren führt zu den entsprechenden Kupfer(II)-salzen.

$ \mathrm{Cu(OH)_2 + 2 \ HCl \longrightarrow CuCl_2 + 2 \ H_2O} $
$ \mathrm{Cu(OH)_2 + 2 \ HNO_3 \longrightarrow Cu(NO_3)_2 + 2 \ H_2O} $
$ \mathrm{Cu(OH)_2 + H_2SO_4 \longrightarrow CuSO_4 + 2 \ H_2O} $

Beim Erwärmen zerfällt (frisch gefälltes) Kupfer(II)-hydroxid zu Kupfer(II)-oxid und Wasser.

$ \mathrm{Cu(OH)_2 \longrightarrow CuO + H_2O} $

Bei vorsichtigem Trocknen (100 °C) erhält man nahezu wasserfreies Kupfer(II)-hydroxid in kristallisierter Form[7].

Verwendung

Kupfer(II)-hydroxid wird verwendet als


Siehe auch

  • Fehling-Probe (ohne die Zugabe von Kaliumnatriumtartrat würde Kupferhydroxid ausfallen)
  • Kupfer(I)-hydroxid, CuOH

Literatur

  • Georg Brauer: Handbuch der präparativen anorganischen Chemie. ISBN 3-432-26081-4
  • Pradyot Patnaik: Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, New York 2002 ISBN 0-07-049439-8 (Englisch)

Einzelnachweise

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 Eintrag zu CAS-Nr. 20427-59-2 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 9. Dez 2007 (JavaScript erforderlich)
  2. 2,0 2,1 2,2 Sicherheitsdatenblatt (Science Lab)
  3. 3,0 3,1 Datenblatt Copper(II) hydroxide bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 7. April 2011.
  4. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  5. Die Farbe von Komplexverbindungen am Beispiel von Kupfersalzen
  6. Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 101. Auflage, Walther de Gruyter Verlag, 1995, S. 1335.
  7. Remy: Lehrbuch der anorganischen Chemie Band II, 10. Auflage, Akademische Verlagsgesellschaft Leipzig 1961, S.455
  8. http://diefoergs.de/Kap3/3.2.html