Bianca Carvalho dos Santos - Síntese de Compostos de Cobre

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SÍNTESE INORGÂNICA DE 
COMPOSTOS DE COBRE 
 
 
 
 
Disciplina: Química Inorgânica Experimental I (IQG350) 
Docente: Roberto Marchiori 
Aluna: Bianca Carvalho dos Santos | DRE: 117048507 
 
 
 
 
 
Rio de Janeiro, 02 de junho de 2021 
 
1. Introdução 
 
1.1. Cobre in natura 
 
 
 O cobre é um metal encontrado na natureza combinado com outros 
elementos sob a forma de minérios. As rochas que contêm esses compostos são 
chamadas de minérios de cobre. Calcocita, calcopirita, bornita, cuprita e malaquita 
são os minérios de cobre mais comuns. 
 O maior depósito conhecido de cobre está situado no Chile, na cordilheira dos 
Andes. Há grandes depósitos nos Estados Unidos, na Indonésia, no Peru, na Austrália 
e na Rússia. O cobre também é encontrado nas algas marinhas, em muitos corais, no 
fígado humano e em certos moluscos e artrópodes. 
 
 
1.2. Natureza e comportamento dos íons de cobre 
 
 O cobre é um membro da primeira série de transição, possuindo dois estados 
de oxidação +1 e +2. Embora tenham sido identificados, compostos de cobre (0) e 
(III) não possuem grande importância comercial. A estabilidades dos vários estados 
de valência do cobre é ilustrada pelos seguintes potenciais de redução padrão: 
 
 
 
Da tabela acima, obtemos, 
 
2Cu+ → Cu0 + Cu++ 
 ΔE0 = +0,34, pK = -5,95 
 
 Em outras palavras, compostos de cobre (I) não existem em extensão 
apreciável. A estrutura eletrônica do íon cobre (I) é [Ar] 3d10. Os compostos são 
diamagnéticos e incolores, exceto onde surgir bandas de transferência de carga. Com 
o nível 3d preenchido, ocorre estabilização do campo ligante, minimizando 
distorções eletrônicas. A estereoquímica mais comum para compostos de cobre (I) 
é tetraédrica. 
 O íon cobre (II), [Ar] 3d9, é predominantemente azul ou verde, e os elétros 
3d desemparelhados resultam em fenômenos magnéticos. Na maioria dos 
compostos, os elétrons desemparelhados dos íons de cobre estão suficientemente 
isolados uns dos outros para que os compostos exibem comportamento 
paramagnético. A maioria dos compostos de cobre (II) exibe configurações 
quadradas planas ou octaédricas distorcidas sobre o íon cobre. A estrutura 
eletrônica, 3d9, é um exemplo clássico da distorção de Jahn-Teller. Os íons de cobre 
https://escola.britannica.com.br/artigo/rocha/482382
(II) também são encontrados em tetraédrico distorcido e várias coordenadas de 
cinco ambientes. 
 
 
 
1.3. Aplicações dos compostos de cobre 
 
 Os compostos e ligas de cobre desempenham papéis importantíssimos para 
a sociedade, sendo vastamente utilizados na indústria e agricultura. 
 Atualmente, grande parte do metal é destinado a produção de fios elétricos, 
telefones, iluminação e cabos de telecomunicação, além de ser o metal principal das 
ligas de bronze e latão. Um dos fungicidas mais antigos conhecidos era à base de 
cobre e foi amplamente utilizado no início do século. Nos últimos anos, a utilização 
de fungicidas a base de cobre vem sendo retomada pois além do alto poder 
fungicida, sua toxicidade às plantas é relativamente baixa. Além disso, compostos de 
cobre são usados como aditivos nutricionais em rações e fertilizantes animais e são 
encontrados em uma variedade de suplementos dietéticos e sais de cobre são 
usados no controle de algas em lagos e lagoas, e os óxidos são usados em tintas e 
revestimentos antivegetativos. 
 
 
2. Objetivos 
 
 Este trabalho possui como objetivo explicitar a rota sintética de alguns 
composto de cobre com o intuito de se tornar um material de consulta para estudos 
futuros. 
 
 
3. Síntese de Compostos de Cobre 
 
3.1. Nitrato de Cobre – NaNO3 , solúvel, cor verde 
 
 Apesar de ser muito útil para compor células eletroquímicas, o cobre 
metálico precisa passar por um processo de oxidação para deixar o cobre disponível 
quimicamente para outras reações. Uma maneira de fazer isso é dissolvendo o metal 
com um ácido mineral, como ácido nítrico. Dessa forma, obtemos o nitrato de cobre, 
um sal solúvel que pode ser a origem de diversas outras reações, sendo, portanto, 
uma solução muito útil de se ter em um laboratório de química inorgânica. 
 Uma maneira de se obter esta reação é adicionando cobre metálico em um 
béquer e, em seguida, HNO3 6 mol/L até que se observe a dissolução completa do 
metal. (Nota: é possível realizar esta reação a partir de um fio de cobre, mas o ideal 
é ter o metal finamente moído para aumentar a superfície de contato). 
 
 
3 Cu(s) + 8 HNO3 (aq) ↔ 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O (l) 
 
Cu(NO3)2 (aq) + 6H2O (l) ↔ [Cu(H2O)6]++ + 2NO3- (aq) 
 
 Nesta reação o cobre foi oxidado passando de Cu0 para Cu++ tornando a 
solução azul devido à presença do íon complexo tetraquacuprato (II) formado após 
a reação do nitrato de cobre (II) que é solúvel com a água liberada da reação. Como 
o cobre apresenta configuração 3d10 4s1 e no estado de oxidação +2 fica 3d9, tendo 
um elétron desemparelhado, seus compostos são paramagnéticos e coloridos pois é 
possível ocorrer a transição d-d. O gás liberado é o dióxido de nitrogênio de cor 
castanha. Ocorre também um desdobramento do nível de energia eg resultando em 
um complexo octaédrico distorcido. 
 
 
3.2. Hidróxido de Cobre – Cu(OH)2, insolúvel, precipitado azul 
 
 Uma vez formado o nitrato de cobre, que é solúvel em água, diversas rotas de 
sínteses podem ser pensadas. Para formar o hidróxido de cobre, por exemplo, basta 
que se adicione hidróxido de sódio na solução de nitrato de cobre até se observar a 
formação de um precipitado azul. 
 
Cu(NO3)2 (aq) + NaOH (aq) → Cu(OH)2 (s)↓ + NaNO3 (aq) 
 
 Ao adicionarmos o hidróxido de sódio na solução ocorre uma reação de 
dupla-troca tornando o meio básico, com pH=14. Ocorrendo a formação de um 
precipitado azul gelatinoso, que é o hidróxido de cobre. Este precipitado gelatinoso 
é extremamente difícil de ser filtrado, o que torna sua maneabilidade baixa. 
Portanto, é comum que, caso este não seja o produto final ou se deseje prolongar a 
rota sintética, obtenha-se um novo produto de cobre quimicamente mais 
trabalhável, ou seja, os óxidos de cobre. 
 
3.3. Óxido de Cobre (I) – Cu2O, insolúvel, precipitado vermelho 
 
 A maneira mais simples e direta de se obter óxido cuproso é pela oxidação do 
cobre metálico, mas em geral este processo tem caráter industrial e não laboratorial. 
Por exemplo, para que a reação abaixo ocorra de maneira satisfatória,o meio 
reacional deve ser aquecido a 1030 °C e rapidamente resfriado para se evitar que 
a oxidação continue, levando ao óxido cúprico. 
 
4 Cu + O2 → 2 Cu2O 
 
3.4. Óxido de Cobre (II) – CuO, insolúvel, precipitado preto 
 
 
 O óxido cúprico pode ser obtido de maneira semelhante à maneira em que se 
obtém o óxido cuproso (Item 3.3.), contudo, como mencionado, a oxidação a altas 
temperaturas possui caráter industrial. A nível laboratorial, é mais comum que se 
continue a partir do item 3.2. e se aqueça o hidróxido de cobre até se obter o óxido 
de cobre (II): 
 
Cu(OH)2 (s)→ CuO (s)↓ + H2O (l) 
 
 
 Como o excesso de hidróxido de sódio não solubiliza o hidróxido de cobre, ao 
aquecer esse precipitado, pôde-se observar a formação de um precipitado preto. O 
precipitado de hidróxido de cobre é convertido em óxido de cobre (II) devido à 
desidratação do hidróxido. O óxido de cobre (II) é um precipitado preto muito fácil 
de ser filtrado e, dessa forma, é mais fácil de se trabalhar. Além disso, o óxido de 
cobre (II) tem caráter básico e, embora seja intuitivo trabalhar com hidróxidos 
quando se deseja trabalhar com entidades alcalinas, neste caso, para este fim, é 
melhor que se trabalhe com o óxido de cobre devido sua excelente maneabilidade. 
 
3.5. Sulfato de Cobre – CuSO4, solúvel, cor azul 
 
 O sulfato de cobre é um sal e, portanto, pode facilmente ser preparado a partir 
de uma reação de neutralização. Portanto, utilizamos o ácido sulfúrico e o óxido de 
cobre (II) para se obtê-lo. 
 
CuO(s)+ H2SO4(aq)→CuSO4(aq)+H2O(l) 
 
CuSO4(aq)+ 6H2O (l) → [Cu(H2O)6]++ + SO4--Dessa forma, após filtrar a solução contendo o precipitado de óxido de cobre 
(II), este pode ser dissolvido com a adição de ácido sulfúrico, formando um sal 
solúvel de cor azul. A evidência desta coloração ocorre pois em solução aquosa, ou 
hidratados, os sais de cobre (II) formam íon complexo tetraquacuprato (II) 
[Cu(H2O)4]++. 
 
 
3.6. Carbonato de Cobre Básico – Cu(OH)2CO3, insolúvel, cor verde 
 
 Para se obter carbonato de sódio basta realizar uma simples reação de dupla 
troca com um sal de cobre (II), geralmente o sulfato de sódio, a temperatura e 
pressão ambiente, com liberação de dióxido de carbono. 
 
2 CuSO4 + 2 Na2CO3 + H2O → Cu2(OH)2CO3 + 2 Na2SO4 + CO2 
 
 O carbonato de cobre básico também pode ser preparado pela reação de 
soluções aquosas de sulfato de cobre (II) e bicarbonato de sódio em condições de de 
temperatura e pressão ambiente. O carbonato de cobre básico precipita da solução, 
novamente com liberação de dióxido de carbono. 
 
2 CuSO4 + 4 NaHCO3 → Cu2(OH)2CO3 + 2 Na2SO4 + 3 CO2 + H2O 
 
3.7. Cloreto de Cobre (II) – CuCl2, solúvel, cor branca 
 
 O cloreto de cobre (II) é preparado comercialmente pela ação da cloração do 
cobre. O cobre no calor de 300-400 °C se combina diretamente com o gás cloro, 
dando origem ao cloreto de cobre (II), uma reação muito exotérmica. 
 
Cu (s) + Cl2 (g) → CuCl2 (l) 
 
 Contudo, a nível laboratorial, é mais simples preparar este composto 
partindo de alguns compostos discutidos anteriormente, como óxido de cobre (II). 
Tratando o óxido com excesso de cloreto de amônio se produz cloreto de cobre (II), 
amônia e água. 
 
CuO + 2 NH4Cl → CuCl2 + 2NH3 + H2O 
 
 Por se tratar de um sal, o cloreto de cobre (II) ainda pode ser preparado via 
reação de neutralição entre HCl e bases contendo cobre, como o hidróxido, óxido ou 
carbonato de cobre (II). 
 
CuO(s)+ 2 HCl(aq)→CuCl2(aq)+H2O(l) 
 
 
 
3.8. Acetato de Cobre – Cu(CH3COO)2, solúvel, cor verde escuro 
 
Em laboratório, a forma mais pura de acetato de cobre (II) pode ser 
sintetizada em um procedimento de três passos. A reação geral é a seguinte: 
 
2 CuSO4.5H2O + 4 NH3 + 4 CH3COOH → Cu2(OAc)4(H2O)2 + 2 [NH4]2[SO4] + 8 H2O 
 
Sendo desidratada por aquecimento a 100 °C no vácuo: 
 
Cu2(OAc)4(H2O)2 → Cu2(OAc)4 + 2 H2O 
 
 Aquecendo uma mistura de Cu2(OAc)4 anidro e cobre metálico tem-se 
acetato cuproso incolor e volátil: 
 
2 Cu + Cu2(OAc)4 → 4 CuOAc 
 
3.9. Fosfato de cobre – Cu3(PO4)2 , insolúvel, cor verde 
 
 O fosfato de cobre (II) pode ser preparado a partir do fosfato de diamônio e 
o óxido de cobre (II), sendo novamente uma reação de caraáter ácido-base. 
 
CuO +2 (NH4)2HPO43 → Cu3(PO4)2 + 3 H2O + 4 NH3 
 
3.10. Cianeto de cobre – CuCN, insolúvel, cor branca 
 
 O cianeto cuproso pode ser preparado pela redução de sulfato de cobre (II) 
com bissulfito de sódio a 60 ° C, seguido pela adição de cianeto de sódio para 
precipitar o CuCN puro como um pó amarelo pálido. Com a adição de bissulfito de 
sódio, a solução de sulfato de cobre muda de azul para verde, momento em que o 
cianeto de sódio é adicionado. A reação é realizada em condições ligeiramente 
ácidas. 
 
2 CuSO4 + NaHSO3 + H2O + 2 NaCN → 2 CuCN + 3 NaHSO4 
 
 
 O cianeto de cobre também pode ser preparado tratando sulfato de cobre (II) 
com cianeto de sódio, nesta reação redox, o cianeto de cobre (I) se forma junto com 
o cianogênio: 
 
2 CuSO4 + 4 NaCN → 2 CuCN + (CN) 2 + 2 Na2SO4 
 
4. Conclusão 
 
 Com a pesquisa realizada, conclui-se que existem diversas possibilidades 
diferentes de rotas sintéticas, contudo, certas maneiras são mais práticas para o 
trabalho de nível laboratorial. Tomando os dez compostos estudados, observa-se 
que o mecanismo por trás das reações está divido em: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Observa-se, ainda, que os principais reagentes de partida são o cobre 
metálico, o sulfato de cobre e o óxido de cobre (II). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18%
23%
35%
24%
Dinâmica de Síntese
Redox
Ácido-Base
Dupla-Troca
Desidratação
5. Referências Bibliográficas 
 
• H. Wayne Richardson "Copper Compounds in Ullmann's Encyclopedia of 
Industrial Chemistry 2002, Wiley-VCH, Weinheim. 
 
• N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., 
Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997. 
 
• CRC Handbook of Chemistry and Physics