sulfato de cobre(II)

El sulfato de cobre(II) es un compuesto inorgánico con la fórmula química Cu SO ₄ . Forma hidratos CuSO ₄ · n H ₂ O , donde n puede variar de 1 a 7. El pentahidrato ( n = 5 ), un cristal azul brillante, es el hidrato de sulfato de cobre(II) más común, ^{[ 10 ]} mientras que su forma anhidra es blanca. ^{[ 11 ]} Nombres antiguos para el pentahidrato incluyen vitriolo azul , piedra azul , ^{[ 12 ]} vitriolo de cobre , ^{[ 13 ]} y vitriolo romano . ^{[ 14 ]} Se disuelve exotérmicamente en agua para dar el complejo acuoso [ Cu(H ₂ O) ₆ ] ²⁺ , que tiene geometría molecular octaédrica . La estructura del pentahidrato sólido revela una estructura polimérica donde el cobre es nuevamente octaédrico pero unido a cuatro ligandos de agua. Los centros Cu(II)(H₂O ₎ ₄ _están interconectados por aniones sulfato para formar cadenas. ^{[ 15 ]}

El sulfato de cobre se produce industrialmente tratando cobre metálico con ácido sulfúrico concentrado caliente o óxidos de cobre con ácido sulfúrico diluido. Para uso en laboratorio, el sulfato de cobre suele adquirirse. También puede producirse mediante la lixiviación lenta de mineral de cobre de baja ley en presencia de aire; se pueden utilizar bacterias para acelerar el proceso. ^{[ 16 ]}

El sulfato de cobre comercial suele tener una pureza de aproximadamente el 98 % y puede contener trazas de agua. El sulfato de cobre anhidro contiene un 39,81 % de cobre y un 60,19 % de sulfato en masa, y en su forma hidratada azul, contiene un 25,47 % de cobre, un 38,47 % de sulfato (12,82 % de azufre) y un 36,06 % de agua en masa. Se ofrecen cuatro tamaños de cristal según su uso: cristales grandes (10–40  mm), cristales pequeños (2–10  mm), cristales de nieve (menos de 2  mm) y polvo arrastrado por el viento (menos de 0,15  mm). ^{[ 16 ]}

El sulfato de cobre(II) pentahidratado se descompone antes de fundirse. Pierde dos moléculas de agua al calentarse a 63 °C (145 °F) , seguidas de dos más a 109 °C (228 °F) y la última molécula de agua a 200 °C (392 °F) . ^{[ 17 ] [ 18 ]}      

La química del sulfato de cobre acuoso es simplemente la del complejo acuoso de cobre , ya que el sulfato no está unido al cobre en dichas soluciones. Por lo tanto, dichas soluciones reaccionan con ácido clorhídrico concentrado para dar tetraclorocuprato (II):

Cu ²⁺ + 4 Cl ⁻ → [ CuCl ₄ ] ²⁻

De manera similar, el tratamiento de dichas soluciones con zinc produce cobre metálico, como se describe en esta ecuación simplificada: ^{[ 19 ]}

CuSO₄ + _Zn → Cu + _ZnSO₄

Otro ejemplo de este tipo de reacciones de sustitución de metales se produce cuando un trozo de hierro se sumerge en una solución de sulfato de cobre:

Fe + CuSO ₄ → FeSO ₄ + Cu

En la enseñanza de la química general y en la escuela secundaria, el sulfato de cobre se utiliza como electrolito para celdas galvánicas , generalmente como solución catódica. Por ejemplo, en una celda de zinc/cobre, el ion cobre en la solución de sulfato de cobre absorbe electrones del zinc y forma cobre metálico. ^{[ 20 ]}

Cu ²⁺ + 2e ⁻ → Cu (cátodo) , E ^° _celda = 0,34 V

El sulfato de cobre se incluye comúnmente en los kits de química para adolescentes y en los experimentos de pregrado. ^{[ 21 ]} A menudo se utiliza para cultivar cristales en las escuelas y en experimentos de galvanoplastia de cobre a pesar de su toxicidad. El sulfato de cobre se utiliza a menudo para demostrar una reacción exotérmica , en la que se coloca lana de acero o cinta de magnesio en una solución acuosa de CuSO _4. Se utiliza para demostrar el principio de hidratación mineral . La forma pentahidratada , que es azul, se calienta, convirtiendo el sulfato de cobre en la forma anhidra que es blanca, mientras que el agua que estaba presente en la forma pentahidratada se evapora. Cuando luego se agrega agua al compuesto anhidro, se convierte de nuevo en la forma pentahidratada, recuperando su color azul. El sulfato de cobre(II) pentahidratado se puede producir fácilmente por cristalización a partir de una solución como sulfato de cobre(II), que es higroscópico .

El sulfato de cobre(II) anhidro se puede producir por deshidratación del sulfato de cobre pentahidratado, comúnmente disponible. En la naturaleza, se encuentra como el mineral muy raro conocido como calcocianita . ^{[ 41 ]} El pentahidrato también se encuentra en la naturaleza como calcantita . Otros minerales de sulfato de cobre raros incluyen bonattita (trihidrato), ^{[ 42 ]} boothita (heptahidrato), ^{[ 43 ]} y el compuesto monohidratado poitevinita. ^{[ 44 ] [ 45 ]} Se conocen numerosos otros minerales de sulfato de cobre(II) más complejos, con sulfatos de cobre(II) básicos ambientalmente importantes como la langita y la posnjakita. ^{[ 45 ] [ 46 ] [ 47 ]}

Las sales de cobre(II) tienen una LD50 de 100  mg/kg. ^{[ 48 ] [ 49 ]}

El sulfato de cobre(II) se usaba antiguamente como emético . ^{[ 50 ]} Ahora se considera demasiado tóxico para este uso. ^{[ 51 ]} Todavía figura como antídoto en el Sistema de Clasificación Anatómica, Terapéutica y Química de la Organización Mundial de la Salud . ^{[ 52 ]}

• Chalcanto
• Vitriolo

• Haynes, William M., ed. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92.ª ed.) . Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 978-1439855119.

• Contenido multimedia relacionado con el sulfato de cobre(II) en Wikimedia Commons.
• Ficha Internacional de Seguridad Química 0751
• Ficha Internacional de Seguridad Química 1416
• Inventario Nacional de Contaminantes – Hoja informativa sobre el cobre y sus compuestos