Utente:Riccardo Rovinetti/Sandbox 27

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Rame

Copper.jpg
Pepita di rame nativo.

Il rame è il primo elemento del gruppo XI della tavola periodica, situato fra nichel e zinco, di numero atomico 29. E' un metallo di transizione nobile, il più elettronegativo fra quelli del IV periodo ed ha un caratteristico color salmone che lo contraddistingue dagli altri elementi. Non viene ossidato dall'acqua e reagisce molto lentamente con l'ossigeno e con gli acidi diluiti. Il suo stato di ossidazione più comune è +2 (il cui colore tipico in soluzione acquosa è azzurro scuro) mentre l'altro suo stato di ossidazione, +1, è più difficile da ottenere e tende ad ossidarsi in presenza di ossigeno.
Le fonti di rame più economiche e reperibili per il laboratorio sono i cavi elettrici degli elettrodomestici rotti ed il solfato di rame, usato come fungicida in giardinaggio.





Reperibilità[modifica]

Flyback 2589.JPG

Il rame è un metallo prezioso molto comune. Sono composti di rame puro i cavi elettrici presenti nei comuni elettrodomestici, la patina che ricopre le monete da 1, 2 e 5 centesimi di euro e le grondaie. Tutti questi oggetti, soprattutto i cavi elettrici, sono la fonte primaria del rame utilizzabile in un laboratorio domestico. Il resto è presente in leghe quali bronzo, ottone, duralluminio ed oro rosso.

I minerali di rame più importanti sono l'azzurrite (2 CuCO3·Cu(OH)2) e la malachite (CuCO3·Cu(OH)2) usate entrambe come pietre ornamentali. I principali minerali da cui si estrae industrialmente il rame sono i suoi solfuri, quali la calcocite (Cu2S), la calcopirite (CuS·FeS) e la covellite (CuS), ed i suoi ossidi, come la cuprite (Cu2O).

Sintesi[modifica]

Il rame elementare può essere sintetizzato, sottoforma di polvere, per riduzione dei suoi sali quali CuSO4.

Proprietà chimiche[modifica]

Rame(II)[modifica]

Struttura del complesso che Cu2+ forma quando è sciolto in acqua.

I composti più comuni del rame contengono l'elemento in stato di ossidazione +2.
Essi possono essere sintetizzati partendo dal rame metallico, sciogliendolo in acido ed accelerando la reazione aggiungendo alla soluzione dell'acqua ossigenata o svolgendo l'elettrolisi della soluzione acida mentre il rame è posto al catodo, oppure dal solfato rameico, CuSO4, che facendolo reagire con idrossido o bicarbonato di sodio forma idrossido rameico, Cu(OH)2, un precipitato che può essere in seguito fatto reagire con diversi acidi per dare qualsiasi sale di rame(II).

Lo ione Cu2+ è stabile in soluzione acquosa, dove viene circondato da sei molecole d'acqua in un complesso dal caratteristico colore azzurro, colore caratteristico anche anche dei suoi sali idrati solidi (CuSO4·5H2O, CuCl2·2H2O, Cu(NO3)2·6H2O ...).
Esso è un debole agente ossidante:
Cu2+ + 2 e- ↔ Cu.................E° = +0,34 V
Cu2+ + e- ↔ Cu+..................E° = +0,159 V
Cu+ + e- ↔ Cu.....................E° = +0,52 V
È in grado infatti di ossidare molti metalli, come Fe, Al, Sn, Pb ecc. A causa di questo suo potere ossidante non è in grado di formare alcuni composti, quali CuI2 e Cu(CN)2, in quanto ossida i rispettivi anioni riducendosi a Cu+:

2 Cu2+ + 4 I- → 2 CuI↓ + I2

2 Cu2+ + 4 CN- → 2 CuCN↓ + (CN)2

Esso è un acido di Lewis debole (pKa = 7,34)[2] ed è in grado di coordinare molti leganti oltre all'acqua, tra cui NH3, CH3COO- e Cl- formando complessi colorati.

Rame(I)[modifica]

I composti del rame in stato di ossidazione +1 sono generalmente insolubili in acqua e si ossidano lentamente all'aria. Il loro precursore più comune è l'ossido rameoso, Cu2O, ottenibile per riduzione a caldo in ambiente basico dell'ossido o dell'idrossido rameico con uno zucchero (anche il comune saccarosio che costituisce lo zucchero da cucina).

Da questo composto, per addizione di acidi e per reazioni di scambio, si possono ottenere il resto dei composti di rame(I).
L'unico composto che il rame(I) non può formare è l'idrossido rameoso, CuOH che deidrata spontaneamente (anche in soluzione) per formare Cu2O. Un altro composto la cui esistenza è ancora in fase di studio è il fluoruro di rame(I), CuF, che tende a disproporzionare in Cu e CuF2.[3]

Anche Cu+ forma dei complessi con diversi ligandi, che tuttavia sono per la maggior parte incolori. In soluzione di HCl forma l'anione [CuCl2]-, in soluzione di NH3 forma il catione [Cu(NH3)2]+ e in soluzione di cianuri forma [Cu(CN)3]2- e [Cu(CN)4]3- (allo stato solido forma anche [Cu(CN)2]-).[4] Tali complessi sono però ancora più suscettibili all'ossidazione rispetto ai precipitati solidi, e le soluzioni tendono a risultare colorate per la presenza dei complessi visti nella sezione precedente.

Video[modifica]

Note[modifica]

  1. L'energia di seconda ionizzazione risulta essere 1957,9 kJ/mol. A confronto, quella del ferro, anch'esso in grado di ossidarsi a Fe2+ è 1561,9 kJ/mol, quella dell'alluminio è 1816,7 kJ/mol e quella dell'argento (che si ossida a +2 solo col fluoro) è 2070 kJ/mol, da cui possiamo dedurre che tale elemento risulta essere tenace ma comunque ossidabile
  2. Lagrange Handbook of Chemistry 1999.
  3. Si veda Copper(I) fluoride su en.Wikipedia.
  4. Si veda Copper(I) cyanide su en.Wikipedia.