29, Kupfer (Cu)

Cuprum, lat. cuprum = Kupfer, Metall aus Zypern

Das Element Kupfer:

         
   
  Ni Cu Zn  
  Pd Ag Cd  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Kupfer (Nukleosynthese): Kupfer besitzt zwei stabile Isotope, die beide entweder durch r-Prozesse nach Supernova-Explosionen, oder infolge von s-Prozessen aus Nickelisotopen in Roten Riesensternen heraus gebildet werden können. Dabei besteht das natürliche Isotopengemisch des Kupfers zu etwa 69% aus Cu-63 und zu etwa 31% aus Cu-65.

Die Kupfer-Synthese:
63Cu-Synthese:
(s-, r-Prozesse:)

62Ni + n → 63Cu + β- + 6,91 MeV

56Fe + 7n → 63Cu + 3β- + 61,47 MeV

65Cu-Synthese:
(s-, r-Prozesse:)

64Ni + n → 65Cu + β- + 8,24 MeV

56Fe + 9n → 65Cu + 3β- + 79,30 MeV



Vorkommen von Kupfer: Kupfer kommt im Universum durchschnittlich zu 0,08 mg/kg in der Materie vor (Rang 27). Auf der Erde ist es, wie fast alle metallischen Elemente die sich oxidisch oder sulfidisch in die SiAl-Schicht der Erdkruste einlagern konnten, stark angereichert. So besteht die Erde in ihrem Gesamtaufbau zu 31 mg/kg aus Kupfer (Rang 20), die Erdkruste sogar zu 60 mg/kg (Rang 26).

Die Hauptvorkommen des Kupfers sind mineralisch, wobei es selten auch gediegen vorkommen kann. Die wichtigsten Kupferminerale sind der Malachit (Kupfer(II)carbonat-hydroxid, Cu[(OH)2|CO3]; Chalkopyrit, CuFeS2; Chalkosin, Cu2S; Tenorit, Cu2O; Cuprit, CuO; Bornit, Cu5FeS4; und der Atacamit, CuCl2; um nur einige von den wichtigsten zu nennen. Es sind derzeit über 600 Kupfermineralien bekannt. Kupfer findet sich oft in Vergesellschaftung mit Eisen, Nickel, Zink, Silber und Blei.

Wichtige Kupfermineralien

Chalkopyrit, CuFeS2[1]

Gediegen Kupfer[2]

Malachit, Cu2(OH2)CO3[3]

Chalkosin, Cu2S[3]

Tenorit, Cu2O[3]

Bornit, Cu5FeS4[3]

Atacamit, CuCl2[3]

Cubanit, CuFe2S3[3]

Cuprit, CuO[3]


Kupfer-Gewinnung: Kupfer wird im Megatonnenmaßstab aus seinen oxidischen und sulfidischen Mineralien, oder durch Recycling von Altkupfer gewonnen.

Die Kupfergewinnung aus Kupfer-Eisen-Erzen mit hohem Kupfer-Anteil geschieht in zwei Schritten: Zunächst wird das Erz vermahlen und oxidativ geröstet. Da Eisen eine viel höhere Affinität zu Sauerstoff hat als das Kupfer, entsteht dabei ein Gemisch aus Eisenoxid und Kupfersulfid. Durch Zuschlag von Quarzsand verschlackt der Eisenanteil dabei zu Eisensilicat, welches flüssig auf dem ebenfalls flüssigen, aber nicht damit mischbaren Kupfersulfid aufschwimmt. Nach dem Abtrennen des Eisensilicates wird das nun rein vorliegende Kupfer(I)sulfid nochmals oxidativ geröstet, wodurch der Schwefelanteil als Schwefeldioxid verflüchtigt und das Kupfer zurückbleibt (Rohkupfer).

Die Darstellung des Rohkupfers:
(Schematisch, hier aus Chalkopyrit):

4CuFeS2 + 9O2 → 2Fe2O3 + 2Cu2S + 6SO2

Cu2S + O2 → 2Cu + SO2


Das Rohkupfer enthält neben noch nicht vollständig umgesetzten Kupfer(I)sulfid die Metalle Zink, Blei, Arsen, Antimon, Nickel, Cobalt und Eisen auch die Edelmetalle Silber, Gold und die Platingruppenelemente als Verunreinigung. Diese müssen vom Rohkupfer abgetrennt werden. Dies geschieht durch ein Zweistufen-Schmelzverfahren. In der ersten Stufe wird das flüssige Kupfer mit Luft durchblasen. Dadurch oxidieren sich die unedleren Anteile zu entsprechenden Oxiden, die sich teils als Schlacke (Eisen, Cobalt, Nickel, Blei, Zink), teils als Gase (Antimon, Arsen) vom Kupfer abtrennen. Wenn diese Verunreinigungen umgesetzt sind, führt weitere Luftzufuhr dazu, dass sich das noch nicht umgesetzte Kupfer(I)sulfid zu Kupfer(I)oxid umsetzt, welches wiederum weiteres Kupfer(I)sulfid zu Kupfer reduziert, wobei Schwefeldioxid entweicht. Sobald die SO2-Entwicklung nachlässt, wird (reduzierend wirkendes) Erdgas (Methan) eingeblasen, welches nun entstandenes Kupfer(I)oxid unter Bildung von Kohlendioxid und Wasser reduziert. Nach Abtrennen der Schlackenschicht, die auf dem flüssigen Kupfer aufschwimmt, erhält man so ein Kupfer mit einer Reinheit von 99% und mehr ("Anodenkupfer"). Diesem Anodenkupfer kann nun auch Kupferschrott zugeschlagen werden.

Das Anodenkupfer wird zu Platten von einer Stärke von ca. 3 cm ausgegossen. Diese werden in einer Elektrolyse als Anoden gegen Reinkupferplatten als Kathode geschaltet. Als Elektrolyt dient eine schwefelsaure Kupfer(II)sulfat-Lösung. Nach Anlegen des Stromes geht das Anodenkupfer in Lösung, ebenso evtl. Verunreinigungen aus noch vorhandenen unedleren Metallen. Die Edelmetalle scheiden sich nun im Anodenschlamm ab, aus welchem sie gewonnen werden können. An den Feinkupfer-Kathodenplatten scheidet sich nun das Kupfer mit sehr hoher Reinheit (>99,95%) ab. Das Reinkupfer wird verschmolzen und in den Handel gebracht.

Bilder zur Cu-Darstellung

Schema Cu-Gewinnung[10]

Cu-Elektrolyse[10]

Elektrolytkupfer[10]


Chemie von Kupfer: Kupfer hat die Elektronenkonfiguration [Ar]4s13d10, wobei also in seinem Grundzustand eines der s-Elektronen in das 3d-Orbital übergeht und dieses damit komplettiert. Die häufigste Oxidationsstufe des Kupfers ist +2, daneben existieren auch Verbindungen, in den das Kupfer die Oxidationsstifen +1, +3 und +4 betätigen kann. Dabei sind binäre Cu(I)-Verbindungen Reduktionsmittel, komplexe Cu(I)-Verbindungen meist reduktionsstabil. Cu(III)- und Cu(IV)-Verbindungen sind stets komplexer Natur, sie stellen allesamt starke Oxidationsmittel dar. Die Chemie des Elementes ist von dem Umstand geprägt, dass es ein Halbedelmetall ist. Dank seinem positiven Normalpotential wird es von nichtoxidierenden Säuren nicht angegriffen; Cu(II)-Salze können von eingeleitetem nascierendem Wasserstoff aus wässriger Lösung zu Kupfer reduziert werden.

Verhalten an der Luft: Reines, hellrosafarbenes Kupfer überzieht sich an vollkommen trockener Luft mit einer kompakten Oxidschicht aus Kupfer(I)oxid, die dem Metall die uns vertraute Färbung verleiht. An der atmosphärischen Luft, die ja neben Wasser auch stets Spuren an Kohlendioxid, Schwefeldioxid und organische Säuren enthält, überzieht sich das Kupfer langsam mit einer Schicht, die aus einem Gemisch von Kupfer(II)sulfat, Kupfer(II)carbonat und Kupfer(II)acetat zusammen mit Kupfer(II)hydroxid besteht, die Patina genannt wird. Sie schützt das darunterliegende Metall wirksam vor weiterer Korrosion und gibt Bauwerken mit Kupferüberzügen die bekannte mattblaugrüne Färbung. Elementares Kupfer bildet beim Erhitzen in einer Flamme bei beginnender Rotglut Kupfer(II)oxid, welches beim weiteren Erhitzen oberhalb 900°C zu Kupfer(I)oxid und Sauerstoff zerfällt.


Kupferdach mit Patina[2]
Reaktionen von Kupfer an der Luft:

1. Oxidation an trockener Luft:
4Cu + O2 → 2Cu2O + 337,2 kJ

2. Bildung der Patina:
Cu2O + ½O2 + CO2 + H2O → Cu(OH)2•CuCO3
Cu(OH)2•CuCO3 + SO2 + ½O2 → CuSO4•Cu(OH)2 + CO2
Cu(OH)2•CuCO3 + 2CH3COOH → Cu(OH)2•Cu(CH3COO)2 + CO2

Reaktionen von Kupfer beim Erhitzen:

1. Bei beginnender Rotglut (~550°C):
2Cu + O2 → 2CuO + 314 kJ

2. Oberhalb von ca. 900°C:
4CuO + 292 kJ → 2Cu2O + O2


Verhalten gegenüber Wasser, Säuren und Laugen. In absolut luftfreiem Wasser ist Kupfer beständig. Von Wasser, das Sauerstoff und Kohlendioxid in gelöster Form enthält, wird Kupfer oberflächlich unter Ausbildung einer Malachitschicht, die es vor weiterer Korrosion schützt, angegriffen. Von luftfreien nichtoxidierenden Säuren, wie Salzsäure, verdünnte Schwefelsäure, verdünnte Salpetersäure oder Flusssäure wird es nicht angegriffen; oxidierende Säuren wie konzentrierte Schwefel- oder Salpetersäure lösen das Metall rasch unter Bildung blauer Cu(II)salze unter Oxidation auf. Es entsteht dabei im Falle von Schwefelsäure SO2, im Falle von Salpetersäure NO2. Kupfergeschirr, welches sich ja mit einer Cu2O-Schicht überzogen hat gibt in Verbindung mit - auch nichtoxidierenden (!) - Säuren Kupferionen ab. Daher darf man in Kupfergeschirr keine sauren Speisen oder Salate zubereiten. Von luftfreien alkalischen Lösungen wird Cu nicht angegriffen; Cu2O bildet beim Zusammenschmelzen mit Alkalien Cuprate(I) mit dem Ion Cu4O44-. Kupfer geht dieselbe Reaktion ein, wenn man es mit oxdidierenden Zusätzen (Nitrate, Peroxid) mit einer Alkalischmelze (Alkalihydroxid oder Carbonat) reagieren lässt.

Reaktionen mit Säuren und Laugen:

1. Reaktion von Kupfer mit Schwefelsäure:
Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2→ + 2H2O

2. Reaktion von Kupfer mit Salpetersäure:
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2→ + 2H2O

3. Reaktion von Kupfer in einer oxidierenden Alkalischmelze:
4Cu + 4NaNO3 → Na4(CuO)4 + 4NO2


Reaktionen mit Halogenen: Von Fluor wird Kupfer bereits bei Raumtemperatur oberflächlich unter CuF2-Bildung angegriffen. Beim Erwärmen erfolgt die Reaktion unter Feuererscheinungen durchgreifend. Mit Chlor und Brom werden beim Erhitzen die Kupfer(II)halogenide gebildet. Diese lassen sich durch Reaktion mit Kupferpulver in Kupfer(I)halogenide überführen. Unbekannt sind CuF und CuI2, letzteres zerfällt beim Zusammengeben einer Cu(II)-Salzlösung mit Iodid-Ionen sofort zu CuI und I2. CuF2, CuCl, CuCl2, CuBr, CuBr2 und CuI bilden mit weiteren Halogenid-Ionen Halogenidokomplexe der Zusammensetzungen CuF3-, CuF42-, CuCl2-, CuCl42-, CuBr2-, CuBr42- und CuI22-. Während Cu(I)halogenide allesamt in Wasser schwerlöslich sind, lösen sich die Cu(II)halogenide und die genannten Komplexe in Form ihrer Alkalimetallsalze oder Ammoniumsalze gut in Wasser.

Reaktionen mit Schwefel. Beim Erhitzen mit Schwefel oder Sulfid-Ionen überzieht sich kompaktes Kupfer mit einer Schicht aus Cu2S/CuS, was man sich zum künstlichen Patinieren von Kupfergegenständen zunutze machen kann. Feinverteiltes Kupfer reagiert unter Wärmeentwicklung mit Schwefel zu Cu2S. Dieses setzt nur mit konzentrierten starken Säuren Schwefelwasserstoff in Freiheit; umgekehrt kann CuS durch Einleiten von Schwefelwasserstoff in eine salzsaure Kupfer(II)salz-Lösung als tiefschwarzer Niederschlag erhalten werden.

Wässrige Kupferchemie. In wässriger Lösung sind Cu(I)-Ionen nicht beständig, sie oxidieren sich augenblicklich zu Cu(II)-Ionen. Daher sind Verbindungen wie beispielsweise Cu2SO4 gegenüber Feuchtigkeit empfindlich. In wässriger Lösung beständig sind Cu(II)-Ionen, die sich als Tetraaqua-Ionen mit einer Hydrathülle umgeben (Cu(H2O)42+). Diese gebundenen Wassermoleküle können durch Halogenid-Ionen ausgetauscht werden, wodurch Halogenido-Komplexe gebildet werden können. Cu(II)-Verbindungen ohne Kristallwasser, wie etwa wasserfreies Kupfer(II)sulfat sind farblos; Verbindungen, die hydratisierte Cu(II)-Ionen enthalten sind stets blau. Die Bildung der Hydrathülle ist mit einer Energie-Abgabe verbunden, weswegen waserfreies Kupfer(II)sulfat beim Ablöschen mit Wasser heftig unter starker Wauml;rmeentwicklung aufzischt. Cu(I)-Ionen sind zwar als Hydrate nicht in wässriger Lösung stabil, sehr wohl dagegen in komplexgebundener Form, beispielsweise mit Ammoniak oder mit (Pseudo)Halogenid-Ionen. So kann Kupfer (ähnlich Silber und Gold) in einer KCN-Lösung unter Bildung von Cu(CN)2- aufgelöst werden, da die Komplexdissoziation des Cyanidokomplexes so gering ist, dass das Normalpotential des Kupfers in einer solchen Lösung so negativ wird, dass es sich darin löst. (E0 für Cu/Cu(CN)2- = -0,44V).

Komplexchemie. Die Halogenidokomplexe sind bereits bei den Reaktionen mit Halogenen beschrieben. Analoge Komplexe vermag Kupfer(I) und Kupfer(II) auch mit den Pseudohalogeniden (CN-, OCN-, SCN-, SeCN-), Aziden und vielen einwertig negativen Anionen zu bilden. Sehr stabile und intensiv blaue Komplexe bilden Kupfer(II)-Ionen mit Ammoniak, was auch als Nachweis auf Cu(II)-Ionen herangezogen werden kann (Tetraammin-Kupfer(II)-Komplex, Cu(NH3)42+).

Einige Kupfer-Verbindungen:

Kupfer(II)chlorid-Tetrahydrat[4]
CuCl2•4H2O

Kupfer(II)chlorid, wasserfrei[5]
CuCl2

Kupfer(I)chlorid.[5]
CuCl

Kupfer(I)oxid[6]
Cu2O

Kupfer(II)oxid[5]
CuO

Kupfer(II)hydroxid[7]
Cu(OH)2

Kupfer(II)sulfat[8]
weiß: CuSO4 / blau: CuSO4•5H2O

Tetraamminkupfer(II)sulfat[9]
Cu(NH3)4SO4•H2O

Kupfer(II)nitrat.[8]
Cu(NO3)2
Physikalische Besonderheiten von Kupfer bzw. von seinen Verbindungen: Flammenfärbung. Kupfer zeigt eine blaugrüne Flammenfärbung. Die Hauptabsorptionslinie von Kupfer liegt zwar bei 327,0 nm, was man sich bei der Bestimmung durch AAS (Atom-Absorptions-Spektrometrie) zunutze machen kann, jedoch emittiert Kupfer auf mehreren Nebenlinien bei energetischer Anregung grünblaues Licht. Je flüchtiger die dafür benutzte Cu-Verbindungen sind, desto stärker ist die resultierende Flammenfärbung. Daher ist diese Erscheinung auch bei Cu-Halogeniden stärker als etwa bei elementarem Kupfer, Kupferoxiden, Kupfersulfid oder Kupfersulfat.


Flammenfärbung von CuCl2


Leitfähigkeit für Elektrizität und Wärme. Kupfer ist nach Silber der zweitbeste elektrische Leiter. Daher hat es weite Verbreitung als Kabelmaterial für elektrische Leitungen überall dort, wo keine hohen Verluste auftreten dürfen (Audio-Bereich, Studio-Technik usw.). In Bezug auf die Wärmeleitfähigkeit ist Kupfer nach dem Kohlenstoff in der Form von Diamanten und Nanoröhren und Silber der drittbeste Leiter aller chemischen Elemente.
Verwendung von Kupfer und seinen Verbindungen : Kupfer und Kupferlegierungen:
  • Drähte, Leiterplatten. Der größte Teil des Kupfers wird zu Drähten verarbeitet. Diese haben Verwendung als Stromkabel überall dort, wo die Vermeidung von Verlusten durch spezifischen Widerstand wichtiger als zu hohes Gewicht erachtet wird. Für elektrische Oberleitungen wird es als Legierung mit Magnesium oder Aluminium eingesetzt. Ebenso bestehen die Bahnen auf Leiterplatten aus Kupfer, welches galvanisch aufgetragen wird.

  • Münz- und Schmuckmetall. Kupfer ist wichtigstes Münzmetall. So werden viele Kleinmünzen aus Kupferlegierungen geprägt. Ebenso wird es in der Schmuckindustrie vielfätig eingesetzt. Kupfer ist Legierungsbestandteil von Rotgold.

  • Heizungsrohre werden aus Kupfer gefertigt, da das Metall über eine sehr gute Wärmeleitfähigkeit verfügt, und daneben sehr korrosionsbeständig ist.

  • Kunsthandwerk. Aus Kupfer werden gerne Statuen, Dachverkleidungen und andere künstlerische Elemente geformt, da es sich an der Luft durch Witterungseinfluss mit einer schönen Patina überzieht (siehe Chemie).

  • Messing ist eine wichtige Kupferlegierung, die aus Kupfer und Zink besteht. In seiner meistverwendeten, weißgelben Form als Gussmessing, welches eine etwas höhere Härte als Kupfer hat, sind 37% Zink enthalten. Messing wird zu vielen Gebrauchsgegenständen verarbeitet, und hat auch Verwendung in der Münz- und Schmuckherstellung.

  • Bronze ist ebenfalls eine wichtige Kupferlegierung. Sie besteht aus Kupfer und Zinn. Bronzen mit weniger als 9% Zinn sind knetbar, welche mit mehr als 9% und weniger als 13% gießbar. Glockenbronzen enthalten zwischen 20 und 22% Zinn. Historisch betrachtet, ist die Bronze die älteste vom Menschen erzeugte technische Legierung, welches einem ganzen Zeitalter den Namen gab. Allerdings sind historische Bronzen nicht unbedingt Legierungen des Kupfers mit dem Zinn, sondern auch mit Blei, Wismut oder Antimon als Beimengung.

  • Als Rotguss bezeichnet man technische Kupferlegierungen, die neben Kupfer als Hauptbestandteil Zink, Zinn, Blei oder Antimon enthalten. Sie zeichnen sich durch hohe Härte und guter Korrosionsbeständigkeit aus. Früher wurden Kanonen aus solchen Legierungen gefertigt ("Kanonenbronze").

  • Neusilber ist eine Kupferlegierung, welche außerdem noch Nickel und Zink enthält. Sie wird großtechnisch sehr vielseitig verwendet, so werden Münzen, Essbestecke, chirurgische Geräte und vieles andere mehr daraus gefertigt.
Beispiele für Verwendungsmöglichkeiten von Kupfer

Kupferrohre[11]

1-Cent-Münze[10]

Gebrauchsgegenstand aus Messing[10]

Elektrokabel[10]

Bronzekanne[10]

Kanonenrohr aus Rotguss[10]

Biologische Bedeutung von Kupfer: Enzyme: Kupfer ist nach das dritthäufigste Spurenelement im menschlichen Körper. Es ist wichtiger Bestandteil verschiedener Enzyme (z.B. Amin-Oxidase, Tyrosinase, Superoxid-Dismutase). Der tägliche Cu-Bedarf eines erwachsenen Menschen wird mit 1 bis 3 mg angegeben. Auch bei anderen höheren Lebewesen ist das Kupfer als Spurenelement wichtig. So ist z.B. der blaue Blutfarbstoff von Gliedertieren und Weichtieren ein Kupferkomplex (Hämocyanin). Auch im Pflanzenreich ist Kupfer als Enzymbildner essentiell.

Die Giftigkeit des Kupfers für dem Menschen wird dagegen bis heute kontrovers diskutiert. Akute hohe Cu-Gaben führen zu Verdauungsstörungen, Übelkeit und Erbrechen. So stellt Kupfersulfat ein hochwirksames Brechmittel dar. Kupfer(II)-Ionen sind ein wirksames Gegengift gegenüber weißem Phosphor, da dieser zu Phosphid-Ionen reduziert und als - im Magensaft unlösliches Kupferphosphid gebunden, und somit unschädlich gemacht wird. Gegenüber Mikroorganismen ist lösliches Kupfer schon in geringen Dosen giftig.


Hämocyanin
Quellen: [1] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Ra'ike. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[2] Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[3] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rob Lavinsky. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[4] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Ondrej Mangl. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[5] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Walkerma. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[6] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Dorgan. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[7] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Oguenther. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[8] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Benjah-bmm27. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[9] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rainbowfish. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[10] Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[11] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Giovanni Dall'orto. Der Urheber hat das Bild zu jedweder Nutzung freigegeben, unter der Bedingung, dass diese Nutzungsbedingung und sein Namen genannt werden.