# Laboratorio di chimica in casa/Cloruro rameoso

Ammonio: NH$_4$HSO$_4$ · (NH$_4$)$_2$S · NH$_4$HS · (NH$_4$)$_2$CO$_3$ · NH$_4$HCO$_3$ · (NH$_4$)$_3$PO$_4$ · (NH$_4$)$_2$HPO$_4$ · NH$_4$H$_2$PO$_4$
Sodio: Na$_2$O · Na$_2$SO$_4$ · NaHSO$_4$ · NaNO$_3$ · Na$_2$S · NaHS · Na$_3$PO$_4$ · Na$_2$HPO$_4$ · NaH$_2$PO$_4$ · NaAlO$_2$
Ferro: FeO · Fe$_2$O$_3$ · Fe(OH)$_2$ · Fe(OH)$_3$ · FeCl$_2$ · FeCl$_3$ · Fe$_2$(SO$_4$)$_3$ · Fe(NO$_3$)$_3$ · FeS · Fe$_2$S$_3$ · FeCO$_3$ · Fe$_2$(CO$_3$)$_3$ · Fe$_3$(PO$_4$)$_2$ · FePO$_4$
Rame: Cu$_2$O · CuO · Cu(OH)$_2$ · [Cu(NH$_3$)$_4$](OH)$_2$ · CuCl · CuCl$_2$ · Cu(NO$_3$)$_2$ · Cu$_2$S · CuS · CuCO$_3$ · Cu$_3$(PO$_4$)$_2$
Alluminio: · Al$_2$O$_3$ · Al(OH)$_3$ · AlCl$_3$ · Al$_2$(SO$_4$)$_3$ · Al(NO$_3$)$_3$ · Al$_2$S$_3$ · Al$_2$(CO$_3$)$_3$ · AlPO$_4$
Stagno: SnO · SnO$_2$ · Sn(OH)$_2$ · SnCl$_2$ · SnCl$_4$ · SnSO$_4$ · Sn(NO$_3$)$_2$ · SnS · SnS$_2$ · SnCO$_3$ · Sn$_3$(PO$_4$)$_2$ · Sn$_3$(PO$_4$)$_4$
Piombo: PbO · Pb(OH)$_2$ · PbCl$_2$ · PbSO$_4$ · Pb(NO$_3$)$_2$ · PbS · PbCO$_3$ · Pb$_3$(PO$_4$)$_2$
Nonmetalli: CO · CCl$_4$ · CS$_2$ · H$_2$S · SO$_2$ · SO$_3$ · SCl$_2$ · S$_2$Cl$_2$ · N$_2$H$_4$ · N$_2$O · NO · N$_2$O$_3$ · NO$_2$ · N$_2$O$_5$ · NOCl · HI
Cloruro rameoso
Massa molare: 98.999 g/mol
Solubilità in acqua: insolubile
Altri solventi: Cl$^-$$_{(aq)}$ NH$_{3(aq)}$ Temperatura di fusione: 426 °C
Temperatura e prodotti di decomposizione: 1490 °C - Cu + Cl$_2$
Il cloruro rameoso è un composto chimico di colore bianco insolubile in acqua pura ma solubile in soluzioni di cloruri o ammoniaca. Spesso si colora di verde, sia asciutto che in soluzione, ossidandosi a contatto con l'ossigeno dell'aria.

## Sintesi principale

Il cloruro rameoso può essere preparato per riduzione del solfato rameico con rame e cloruro di sodio.
CuSO$_{4(aq)}$ + 2 NaCl$_{(aq)}$ + Cu → 2 CuCl↓ + Na$_2$SO$_{4(aq)}$
Il cloruro di sodio va aggiunto in quantità di 2:1 rispetto al CuSO$_4$; un eventuale eccesso di Cl$^-$ solubilizzerebbe parte del CuCl formato. La reazione può essere velocizzata scaldando fino a ebollizione. Si consiglia di aggiungere anche qualche goccia di HCl per sciogliere l'eventuale patina di ossido presente sul rame (ciò è facoltativo, la reazione procederebbe anche senza aver rimosso la ruggine).
Durante la reazione dovrebbero osservarsi tre cambiamenti: la soluzione di CuSO$_4$, inizialmente azzurra, dovrebbe virare ad un intenso verde smeraldo dopo l'aggiunta dell'NaCl a causa della formazione di uno ione complesso: [CuCl$_4$]$^{2-}$. Una volta aggiunto il rame metallico e fatto bollire dovrebbe comparire del liquido marrone scuro in prossimità del rame. Questo è un altro complesso, che indica che il rame è stato ridotto a Cu(I) formando il complesso [CuCl$_3$]$^{2-}$ (questa colorazione può non essere evidente se la soluzione è poco concentrata, poiché potrebbe formarsi un altro complesso, [CuCl$_2$]$^-$, sempre idrosolubile ma incolore). Nel frattempo la lastra di rame inizia ad assottigliarsi e a diventare di un opaco rosa salmone.
Man mano che la reazione procede e che gli ioni Cu$^{2+}$ vengono ridotti, la soluzione dovrebbe diventare incolore, mentre sul fondo della provetta dovrebbe comparire un precipitato cristallino bianco luccicante: il cloruro rameoso. Esso è fortemente riducente, e potrebbe essersi in parte ossidato con l'ossigeno disciolto, diventando idrossido rameico Cu(OH)$_2$. Questo può essere facilmente rimosso con una goccia di HCl, che però non va aggiunto in eccesso, altrimenti solubilizzerebbe anche CuCl.
Una volta terminata la sintesi è possibile conservare CuCl filtrandolo e risciacquandolo con acqua. Esso va tenuto in un recipiente secco e senza aria per prevenirne l'ossidazione.

## Sintesi alternative

In alternativa può essere sintetizzato per riduzione del cloruro rameico in soluzione anossica contenente ioni cloruro in eccesso (per esempio NaCl o HCl).
CuCl$_2$ + Cu + 2 Cl$^-$ → 2 [CuCl$_2$]$^-$
Oppure per reazione tra ossido rameoso ed acido cloridrico.
Cu$_2$O$_{(s)}$ + 2 HCl$_{(s)}$ → 2 CuCl + H$_2$O
In quest'ultimo caso il prodotto è un precipitato bianco che può essere solubilizzato in eccesso di cloruri come nella reazione precedente.
CuCl precipita acidificando una soluzione contenente ioni diamminorame(I) (in questo caso cloruro di diamminorame(I). Ovviamente CuCl non precipita se l'acido usato è HCl poiché si formerebbe un altro complesso solubile, [CuCl$_2$]$^-$, con gli ioni cloruro liberati dall'acido).
[Cu(NH$_3$)$_2$]Cl + H$_2$SO$_4$ → CuCl ↓ + 2 (NH$_4$)$_2$SO$_4$

## Reazioni

Il rame monovalente è facilmente ossidabile sia allo stato solido che in soluzione, per esempio a contatto con l'ossigeno dell'aria:
4 CuCl + O$_2$ → 2 CuCl$_2$ + 2 CuO solido
4 H[CuCl$_2$] + O$_2$ → 4 CuCl$_2$ + 2 H$_2$O sciolto in HCl
CuCl genera un complesso in soluzioni di ammoniaca.
CuCl$_{(s)}$ + 2 NH$_{3(aq)}$ → [Cu(NH$_3$)$_2$]$^+$$_{(aq)}$ + Cl$^-$$_{(aq)}$
Anch'esso ossidabile all'aria.
4 [Cu(NH$_3$)$_2$]Cl + O$_2$ + H$_2$O → 2 [Cu(NH$_3$)$_4$](OH)$_2$ + 2 CuO + 2 NH$_4$Cl
In eccesso di ioni cloruro si forma un altro complesso, di color marrone scuro simile a quello dello ione [FeCl$_4$]$^-$: il triclorocuprato(I) [CuCl$_3$]$^{2-}$.