Óxido de Cobre (II)

El mayor número de oxidación del cobre es (II) y el óxido que se forma es el óxido de cobre (II) u óxido cúprico (CuO) Como mineral se conoce como tenorita:  
   
ORIGEN
Este óxido mineral se produce en la intemperie o zonas oxidadas relacionadas con los yacimientos primarios más profundos de sulfuro de cobre. La tenorita se produce comúnmente con la crisocola y los carbonatos de cobre, azurita y malaquita. El color gris-negro opaco de la tenorita contrasta fuertemente con el veteado azul de la crisocola.






CARACTERÍSTICAS Y PROPIEDADES
Su es aspecto es el de un polvo negro, su masa molar es de 79,545 g/mol y su fórmula CuO.
Densidad: 6,31 g/cm³, sólido
Solubilidad en agua: Insoluble

Solubilidad en etanol: Insoluble

Solubilidad en solución acuosa amoniacal: Soluble

Punto de fusión: 1201 °C, 1474 K
Punto de ebullición:2000 °C, 2273 K




OBTENCIÓN
Puede formarse calentando cobre en presencia de aire:

             2 Cu + O₂ → 2 CuO

aquí se forma algo de óxido de cobre (I), por lo que es recomendable obtenerlo calentando:

2 Cu(NO₃)₂ → 2 CuO + 4 NO₂ + O₂

Cu(OH)₂ (s) → CuO (s) + H₂O (l)

CuCO₃ → CuO + CO₂

REACTIVIDAD
El óxido de cobre (II) como óxido básico que es, se disuelve en ácidos nítrico, clorhídrico y sulfúrico para dar las correspondientes sales de cobre (II):

CuO + 2 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

CuO + 2 HCl → CuCl₂ + H₂O

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

Reacciona con álcali concentrado para formar las correspondientes sales cuprato.

3 XOH + CuO + H₂O → X₃[Cu(OH)₆]

Puede reducirse a cobre metálico usando hidrógeno o monóxido de carbono:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

CuO + CO → Cu + CO₂

ESTRUCTURA
La estructura del CuO consiste en unidades CuO4 plano-cuadradas conectadas en cadenas por átomos de O puente; las cadenas están en una disposición entrecruzada de manera que cada átomo de O está en una posición tetraédrica distorsionada.Por debajo de 225 K, el CuO es antiferromagnético.

El óxido de cobre (II) pertenece al sistema monoclínico,  con un grupo cristalográfico de 2m o C_2h. El grupo espacial de su celda unidad es C2/c, y sus parámetros de red son a = 4.6837(5), b = 3.4226(5), c = 5.1288(6), α = 90° , β = 99.54(1)°, γ = 90°. El átomo de cobre está coordinado por cuatro átomos de oxígeno en una configuración aproximadamente cuadrangular plana, como indicamos anteriormente.


USOS Y APLICACIONES
El principal uso que se da al CuO es como pigmento negro en cerámica. Además de pigmento negro tambiés se usa en cerámica para producir esmaltes azul, verde y rojo.

Se utiliza ocasionalmente como suplemento dietético en animales con deficiencia de cobre. El óxido de Cobre (II) tiene aplicación como un semiconductor tipo p, porque tiene una banda prohibida estrecha, de 1,2 eV. Se trata de un abrasivo usado para pulir los equipos ópticos. El óxido cúprico puede ser usado para producir pilas secas, así como en pilas húmedas como cátodo, con Litio como ánodo y dioxalano con perclorato de litio como electrolito.También se puede utilizar para producir soluciones de hidróxido de cupramonio, usado para fabricar rayón. Por último, el óxido de cobre (II) puede utilizarse para producir otras sales de cobre. También se utiliza cuando se suelda con aleaciones de cobre.

El CuO también es útil para eliminar diversas sustancias como por ejemplo:

- Fenol:                                   

                               C₆H₅OH + 14 CuO → 6 CO₂ + 3 H₂O + 14 Cu

-Pentaclorofenol:
                             C₆Cl₅OH + 2 H₂O + 9 CuO → 6 CO₂ + 5 HCl + 9 Cu
El CuO elimina de forma segura materiales peligrosos tales como cianuro, hidrocarburos, hidrocarburos halogenados y dioxinas, a través de oxidación.


EFECTOS DEL CuO EN LA SALUD
Efectos de salud: Irritación en la piel y ojos con el contacto. La inhalación causará la irritación en los pulmones y en la membrana mucosa. La irritación en los ojos causará lagrimeo y enrojecimiento.
Son características de la inflamación de la piel el enrojecimiento, el escalamiento y la comezón.

Efectos de salud agudos: este producto no se enumera ni está regulado como agente carcinógeno por OSHA, NTP, IARC.

Los síntomas del envenenamiento por el cobre pueden incluir: daños capilares, dolor de cabeza, sudor frío, pulso débil, daños al riñón y al hígado, excitación del sistema nervioso central seguido por depresión ictericia, convulsiones, parálisis y coma. La muerte puede ocurrir por la falla renal. 

También puede causar daño al sistema endocrino y sistema nervioso central. El contacto con los ojos puede causar irritación e importantes daños en la córnea, pudiendo causar conjuntivitis. En contacto con la piel causa irritación y decoloración. La ingestión de polvo de óxido de cobre (II) puede resultar en un sabor metálico, náuseas, vómitos y dolor de estómago. En casos más severos, puede haber sangre en las heces o vómito negro o de color arcilla, ictericia y agrandamiento del hígado. La ruptura de los glóbulos resulta en el colapso circulatorio y shock.

La inhalación puede causar daño a los pulmones y el diafragma. La inhalación de vapores durante la fusión de polvo de óxido cúprico puede conducir a una enfermedad llamada la fiebre de humo metálico, que puede causar síntomas de tipo gripal. El óxido de cobre (II) puede causar una acumulación tóxica de cobre en un pequeño subconjunto de la población con enfermedad de Wilson. La manipulación de polvo de óxido de cobre (II) debe hacerse en un área bien ventilada, y se debe tener cuidado para evitar el contacto con la piel o los ojos.

Sin embargo, el cobre es un oligoelemento esencial para la función normal de muchos tejidos, incluyendo el sistema nervioso, el sistema inmunitario, el corazón, la piel y para la formación de capilares así como el cobre, siendo sumamente bien metabolizado por los seres humanos.

El óxido de cobre se utiliza en suplementos vitamínicos como una fuente segura de cobre y tratamientos sin receta médica. El óxido de cobre también es usado en productos de consumo como fundas de almohada y calcetines, debido a sus propiedades cosméticas y antimicrobianas. El riesgo de sensibilidad dérmica frente al cobre es considerado sumamente pequeño.



Bibliografía:
- Química Inorgánica - Housecroft, Sharpe - Pearson
- Química Inorgánica - Atkins, Shriver - McGraw Hill
- http://www.tracoquim.com/
- http://www.lenntech.es/
- http://www.misminerales.com/