CuO – CuO có tan trong nước không?

CuO là chất gì?

CuO là một dạng oxit của đồng có phân tử khối là 80 đvC nóng chảy ở nhiệt độ 1148 độ C.

CuO là hợp chất chứa đồng ở số oxi hóa +2 và ôxigen ở dạng ion oxit/anion (gần đúng O²⁻ trong mô hình ion). Tuy nhiên, liên kết giữa Cu và O mang cả tính ion và tính cộng hóa trị do sự giao thoa giữa orbital 3d của Cu và orbital 2p của O.

Điểm quan trọng ảnh hưởng tới mọi tính chất của CuO là:

• Cấu hình Cu²⁺ là d⁹, dẫn đến hiệu ứng Jahn–Teller.
• Tương tác electron–electron mạnh trong d-orbital (tạo ra tính chất điện tử phức tạp); (3) cấu trúc tinh thể đơn nghiêng đặc trưng.

CuO được tạo thành bằng cách đun nóng đồng ở nhiệt độ cao trong môi trường giàu oxi cuối cùng sẽ thu được CuO có màu đen.

CuO có tan trong nước không?

CuO không tan trong nước nhưng tan trong axit như HCl hoặc H2SO4 với tất cả điều kiện như h2so4 đặc, h2so4 đặc nóng, h2so4 đặc nguội. Khi CuO tan trong axit sẽ tạo thành dung dịch muối đồng có màu xanh.

Cấu trúc Lewis

Nguyên tử đồng (Cu) trung hòa có cấu hình electron [Ar] 3d¹⁰ 4s¹; khi thành ion Cu²⁺ thì cấu hình là [Ar] 3d⁹. Ion Cu²⁺ còn một electron chưa ghép trong lớp d, nên có tính paramagnet (một electron tự do) và dễ tương tác điện tử với môi trường xung quanh.

Oxy trong oxit tồn tại gần trạng thái O²⁻ với hai cặp electron đôi; trong mô tả Lewis đơn giản, ta có thể coi Cu²⁺ là “cation” và O²⁻ là “anion” được biểu diễn bằng các cặp electron. Tuy nhiên, trong thực tế mạng rắn, liên kết Cu–O không hoàn toàn ion mà có đóng góp đáng kể của thành phần cộng hoá trị do trùng chồng orbital Cu 3d và O 2p. Vì vậy mô tả Lewis chỉ là mô tả giản lược chứ không phản ánh đầy đủ sự phân bố electron.

Mạng tinh thể và phối trí

Dạng tinh thể phổ biến của CuO là khoáng vật tenorit, có cấu trúc hệ đơn nghiêng (monoclinic).

Mỗi nguyên tử đồng tiếp xúc mạnh với bốn nguyên tử oxy ở khoảng cách ngắn (tạo thành một mặt tứ giác gần như phẳng) và hai liên kết xa hơn (hai vị trí trục yếu). Cu²⁺ thường có bốn liên kết ngắn đến O (gần như tạo mặt phẳng vuông) và hai liên kết dài hơn (môi trường 4+2). Vì thế người ta mô tả là phối trí “4 + 2” (bốn liên kết ngắn, hai liên kết dài). Khoảng cách Cu–O ngắn thường rơi vào khoảng 1.85–2.00 Å, trong khi các liên kết dài hơn có thể vào khoảng 2.7–2.9 Å.

Như vậy về mặt hình học có thể nói Cu có phối trí gần giống “bát diện méo” (distorted octahedron) nhưng thực tế liên kết không đồng đều: bốn liên kết mạnh và hai liên kết yếu. Tính bất đối xứng này liên quan trực tiếp đến trạng thái d⁹ của Cu²⁺ và biến dạng Jahn–Teller (biến dạng làm phân tách năng lượng các orbital d).

Oxy trong mạng thường nối với nhiều nguyên tử Cu, tạo mạng ba chiều bền vững. Trong mạng có tồn tại khoảng trống oxy (oxygen vacancies) hoặc khuyết tật cấu trúc tùy điều kiện điều chế; những khuyết tật này rất quan trọng cho tính xúc tác và tính dẫn điện.

Sự bất đối xứng này ảnh hưởng trực tiếp đến tính chất từ và điện tử: Cơ chế tương tác siêu trao đổi (superexchange) qua orbital O 2p dẫn tới tương tác phản sắt mạnh mẽ giữa các ion Cu liền kề.

Tính chất đặc biệt liên quan đến cấu trúc và mức năng lượng

Biến dạng Jahn–Teller

Trong hóa học phối trí và vật liệu, hiệu ứng Jahn–Teller là một hiện tượng quan trọng nhưng thường ít được nhắc đến trong chương trình phổ thông. Hiệu ứng này xuất hiện khi một phức chất hay hợp chất có cấu hình điện tử gây ra sự suy biến (tức là nhiều orbital có cùng mức năng lượng). Khi đó, để làm hệ bền vững hơn, cấu trúc hình học xung quanh ion trung tâm sẽ bị méo đi nhằm phá vỡ sự suy biến này, từ đó hạ thấp năng lượng toàn hệ. Hiểu một cách đơn giản, Jahn–Teller chính là “sự méo hình bắt buộc” để đạt trạng thái ổn định.

Với ion Cu²⁺, có cấu hình [Ar]3d⁹, hiện tượng này biểu hiện rất rõ. Trong môi trường phối trí bát diện, các orbital 3d tách thành hai mức năng lượng: t₂g và e_g. Khi có 9 electron, nhóm e_g (gồm d_(z²) và d_(x²–y²)) bị chiếm lệch: một orbital chứa 2 electron, orbital còn lại chỉ có 1 electron. Sự phân bố này tạo ra trạng thái bất đối xứng, gây mất cân bằng năng lượng. Theo hiệu ứng Jahn–Teller, hệ sẽ tự động méo hình (thường kéo dài hoặc nén theo trục z), nhằm giảm sự chênh lệch và đạt mức ổn định hơn. Điều này giải thích vì sao các hợp chất chứa Cu²⁺, điển hình như CuO, thường không có cấu trúc “đẹp” hoàn hảo mà bị kéo giãn, lệch trong mạng tinh thể.

Một câu hỏi thú vị là tại sao cấu hình d⁹ của Cu²⁺ lại phổ biến hơn cấu hình d¹⁰ của Cu⁺. Về mặt năng lượng, ion Cu⁺ ([Ar]3d¹⁰) có vỏ d đầy, tưởng như rất bền. Tuy nhiên, trên thực tế Cu²⁺ lại ổn định hơn trong nhiều hợp chất, bởi vì:

• Cu²⁺ có năng lượng ion hóa thứ hai phù hợp với khả năng bù đắp từ năng lượng mạng tinh thể hoặc năng lượng thủy hóa, trong khi Cu⁺ thường không được ổn định bằng.
• Cấu hình d¹⁰ của Cu⁺ tuy đầy nhưng lại kém linh hoạt trong tương tác hóa học, khó tạo các liên kết phối trí bền chặt. Trong khi đó, d⁹ của Cu²⁺ có khả năng tham gia hiệu ứng Jahn–Teller, giúp giảm năng lượng toàn hệ, và dễ dàng tạo nên nhiều hợp chất ổn định.

Chính sự kết hợp giữa hiệu ứng Jahn–Teller và ưu thế năng lượng trong liên kết đã khiến cho Cu²⁺ trở thành trạng thái phổ biến nhất, đồng thời tạo nên những tính chất đặc trưng của các hợp chất chứa Cu²⁺, đặc biệt là CuO.

Đóng góp cộng hoá trị Cu 3d – O 2p trong CuO

Trong mạng tinh thể của oxit đồng(II), liên kết giữa Cu²⁺ và O²⁻ không thuần túy ion mà mang tính cộng hoá trị đáng kể. Sự cộng hoá trị này xuất phát từ khả năng xen phủ giữa orbital 3d của đồng và orbital 2p của oxy. Thay vì điện tích âm hoàn toàn tập trung trên oxy như trong một oxit ion thuần túy, một phần mật độ electron được phân bố lên orbital d của đồng. Điều này tạo ra trạng thái liên kết có sự chia sẻ electron, khiến cho bản chất liên kết Cu–O vừa mang tính ion, vừa có đặc trưng cộng hoá trị.

Sự xen phủ Cu 3d – O 2p có ý nghĩa quan trọng về mặt điện tử. Nó làm cho ranh giới năng lượng giữa các mức d của đồng và p của oxy trở nên gần nhau hơn, từ đó các quá trình chuyển điện tử từ oxy sang đồng (charge-transfer) có thể xảy ra dễ dàng. Khi ánh sáng chiếu vào, photon có thể kích thích electron từ orbital 2p của oxy sang orbital 3d trống của đồng. Quá trình này chính là nguyên nhân tạo nên màu đen đặc trưng của CuO, đồng thời quyết định các đặc tính quang học như khả năng hấp thụ mạnh trong vùng khả kiến và hồng ngoại gần.

Hơn nữa, cơ chế chuyển điện tử này còn liên quan chặt chẽ đến hoạt tính xúc tác. Trong nhiều phản ứng oxy hoá–khử, oxy bề mặt của CuO có thể đóng vai trò là “nguồn cung electron tạm thời”, vì mật độ electron không hoàn toàn cố định ở oxy. Nhờ đó, CuO dễ tham gia vào các phản ứng oxy hoá khí độc (như CO → CO₂), hay trong các quá trình điện hoá và quang xúc tác. Chính sự lai hoá Cu 3d – O 2p và khả năng chuyển điện tích đã biến CuO trở thành một vật liệu hấp dẫn trong xúc tác, xử lý môi trường, cũng như trong pin và thiết bị quang điện.

Oxy mạng và khuyết tật oxy

Trong cấu trúc mạng tinh thể của CuO, các ion oxy được sắp xếp tạo nên khung phối trí cho ion đồng. Tuy nhiên, ở điều kiện thực tế, mạng tinh thể thường không hoàn hảo tuyệt đối. Một số vị trí oxy có thể bị thiếu vắng, gọi là khuyết tật oxy. Những khuyết tật này dễ hình thành đặc biệt ở bề mặt hạt tinh thể hoặc tại các ranh giới hạt, nơi năng lượng liên kết kém ổn định hơn so với vùng bên trong mạng.

Sự thiếu hụt oxy trong mạng tinh thể không chỉ đơn thuần là một khiếm khuyết hình học mà còn làm thay đổi phân bố điện tích. Khi một ion O²⁻ rời khỏi mạng, các electron liên quan có thể được lưu giữ lại trên các ion Cu lân cận, dẫn đến sự thay đổi trạng thái oxy hóa (ví dụ Cu²⁺ có thể cục bộ chuyển thành Cu⁺). Điều này tạo nên những tâm hoạt động điện tử cao, có khả năng tham gia mạnh mẽ vào các phản ứng oxy hóa–khử. Vì vậy, các khuyết tật oxy thường được coi là “điểm nóng phản ứng” trên bề mặt xúc tác CuO.

Ngoài ra, mật độ khuyết tật oxy còn ảnh hưởng trực tiếp đến tính chất dẫn điện và dẫn ion. Ở nhiệt độ cao, các vị trí trống trong mạng oxy tạo điều kiện cho sự dịch chuyển ion hoặc electron, làm cho CuO biểu hiện tính dẫn hỗn hợp (vừa dẫn ion, vừa dẫn điện tử). Điều này giải thích tại sao hoạt tính xúc tác, cũng như khả năng dẫn của CuO, thay đổi rõ rệt theo nhiệt độ và điều kiện môi trường (khí oxy dư thừa hay thiếu).

Chính nhờ vai trò của oxy mạng và khuyết tật oxy, CuO không chỉ được xem là một oxit bền vững thông thường mà còn là một vật liệu có tính năng cao, với khả năng điều chỉnh tính chất điện tử và xúc tác thông qua kiểm soát điều kiện tổng hợp và xử lý nhiệt.

Đồng thời đây cũng là lý do hình thành tính chất Bán dẫn loại p của CuO.

Tính chất vật lý

• Màu sắc: đen kim.
• Hình thái: bột mịn, tinh thể nhỏ.
• Khối lượng mol: Khoảng 79,545 g/mol.
• Khối lượng riêng: Khoảng 6,31 g/cm³.
• Nhiệt độ nóng chảy: 1.326 °C (2.419 °F).
• Nhiệt độ sôi: 2.000 °C (3.630 °F).
• Tính tan: Không tan trong nước.
• Điện tử: CuO là bán dẫn loại p; dẫn điện chủ yếu nhờ lỗ trống (holes) và mức dẫn phụ do lỗ trống xuất phát từ khuyết tật (vacancy) hay tạp chất. Băng cấm (band gap) của CuO tương đối hẹp, thường nằm trong khoảng một vài electronvolt tùy mẫu và phương pháp đo.
• Từ tính: do Cu²⁺ mang điện tử chưa ghép, ở nhiệt độ thấp CuO thể hiện sắp xếp từ tính không đơn giản (thường là kiểu phản từ giữa các ion Cu) chứ không là sắt từ mạnh ở nhiệt độ thường.
• Quang học: hấp thụ rộng, có cả các chuyển vị tĩnh điện từ oxy sang đồng (charge-transfer) và các chuyển electron nội-d (d–d), đó là nguyên nhân khiến CuO có màu đậm và tính quang điện/ánh sáng đặc trưng.

Tính chất hóa học

Phản ứng axit – bazơ

CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O

CuO là oxit có tính bazơ: ở điều kiện thường nó không hoà tan trong nước nhưng phản ứng với axit để tạo muối Cu²⁺ hòa tan.

Các ion O²⁻ trên bề mặt nhận proton từ dung dịch (tức là oxy bị proton hóa thành –OH rồi thành H2O), điều này làm yếu liên kết Cu–O tại bề mặt; khi liên kết bị phá vỡ, ion Cu²⁺ được giải phóng và được hydrat hóa trong dung dịch. Về năng lượng, proton hoá làm giảm năng lượng liên kết bề mặt và năng lượng thủy hóa của Cu²⁺ làm ổn định ion trong dung dịch, nên quá trình diễn ra thuận lợi.

Phản ứng oxi hóa – khử

CuO + H2 → Cu + H2O

CuO + CO → Cu + CO2.

CuO dễ bị khử bởi các chất khử như H2, CO, than ở nhiệt độ vừa phải, tạo ra Cu kim loại hoặc Cu(I) oxide (Cu2O) nếu khử một phần.

Các chất khử cung cấp electron cho ion Cu²⁺ trong mạng, làm giảm số oxi hóa của Cu. Khi electron được chuyển tới Cu, oxy từ mạng có thể kết hợp với chất khử (tạo H2O hoặc CO2) và rời khỏi mạng, dẫn tới sự phá vỡ cấu trúc oxit tại vùng phản ứng. Năng lượng tự do của quá trình phụ thuộc vào mức năng lượng liên kết Cu–O trong mạng, năng lượng liên kết của sản phẩm oxy hoá (H2O, CO2), và năng lượng tạo ra khi kim loại Cu được tạo thành.

Phức với amoniac (nhuộm xanh đậm)

Nếu muốn tạo phức đồng, thường cần có Cu²⁺ trong dung dịch. Do đó để dùng CuO làm nguồn Cu²⁺, người ta thường hòa tan CuO bằng axit trước, sau đó thêm chất phức (ví dụ NH3). Ví dụ: hòa tan CuO trong axit, thêm NH3 sẽ cho phức màu xanh đậm [Cu(NH3)4]2+ (đây là kết quả của sự phối trí ligand lên ion Cu²⁺).Ở điều kiện kiềm rất mạnh hoặc nóng chảy của kiềm, có thể hình thành anion oxocuprate hay hợp chất cuprate; tuy nhiên ở điều kiện dung dịch kiềm bình thường CuO ít tan.

Cơ chế xúc tác

Trong các phản ứng oxy hóa bề mặt, CuO hoạt động theo cơ chế trao đổi oxy mạng: oxy của mạng tinh thể tham gia oxy hóa chất phản ứng (sử dụng oxy mạng để oxy hóa chất phản ứng), tạo ra khuyết tật oxy; sau đó oxy từ pha khí (O2) tái oxy hóa bề mặt, bù lại khuyết tật. Chu trình khử–oxi này dựa trên khả năng chuyển đổi trạng thái oxi hóa của đồng (giữa Cu²⁺ và Cu⁺) và di chuyển oxy trong mạng, là nền tảng cho nhiều ứng dụng xúc tác.

Tham gia vào phản ứng hữu cơ (tác nhân hoặc xúc tác)

CuO có hai tính chất then chốt quyết định cách nó tham gia phản ứng hữu cơ. Thứ nhất, Cu(II) trong CuO là chất oxi hóa/thu electron, có thể bị khử thành Cu(I) hoặc Cu(0) trong quá trình phản ứng. Thứ hai, mạng tinh thể CuO chứa oxy mạng có thể tham gia trao oxy trực tiếp. Kết hợp hai đặc điểm này, CuO hoạt động theo nhiều cơ chế khác nhau: cơ chế trao oxy mạng (Mars–van Krevelen), cơ chế trao electron một electron (radical / single-electron transfer), và cơ chế phối trí Lewis (cố định cơ chất lên vị trí đồng để chuyển hóa). Việc CuO thường được dùng ở dạng rắn (bột, vật liệu đa mao mạch hoặc nano) khiến các cơ chế bề mặt, khuyết tật oxy và tương tác hấp phụ rất quan trọng.

Oxy hóa rượu thành aldehyde hoặc Axetone

Phương trình tổng quát (tổng phản ứng):

Ancol bậc 1:

\[RCH2OH + \frac{1}{2} O2 \rightarrow{CuO} RCHO + H2O\]

Ancol bậc 2:

\[R(CHOH)R’ + \frac{1}{2} O2 \rightarrow{CuO} R(C=O)R’ \text{(Axeton)} + H2O\]

Cycloancol:

\[C_nH_{(2n-1)}OH + CuO \to C_nH_{2n-2}O + Cu + H_2O\]

Biến thể:

\[CH_4 + CuO \to HCHO + Cu + H_2O\]

\[HCHO + CuO \to CO_2 + Cu + H_2O\]

Cơ chế (cơ chế trao oxy mạng):

1. Phân tử rượu hấp phụ lên bề mặt CuO, oxy trên bề mặt tương tác với H của nhóm hydroxy.
2. Rượu chuyển thành alkoxide gắn bề mặt (Cu–O–CH2R), tức là oxy rượu cho một cặp điện tử vào vị trí đồng.
3. Ancoxit (RO^–) truyền một “hydride” hoặc electron/proton lên oxy mạng lân cận; kết quả là tạo thành carbonyl gắn bề mặt (RCHO) và một vị trí hydroxy trên bề mặt (Cu–OH), đồng thời một phần Cu(II) tại bề mặt có thể bị khử thành Cu(I).
4. Sản phẩm RCHO tách ra khỏi bề mặt.
5. Oxy phân tử từ không khí phản ứng với vị trí khuyết oxy/hydroxy để tái tạo oxy mạng và oxi hóa lại Cu(I) về Cu(II), đồng thời tạo H2O, khép chu trình xúc tác.

Vai trò CuO:

• nguồn oxy mạng cho bước oxy hóa ban đầu;
• mạng bề mặt cung cấp vị trí để alkoxide gắn và để truyền electron/hydride;
• chu trình Cu(II)/Cu(I) giúp nhận/truyền electron;
• kiểm soát chọn lọc (nồng độ oxy mạng, nhiệt độ và kích thước hạt ảnh hưởng trực tiếp tới việc dừng ở aldehyde hay tiếp tục thành acid).

Khả năng chuyển hóa giữa CuO, Cu2O và Cu

Hệ đồng – oxit là một trong những hệ chuyển hoá điển hình trong hoá học oxi hoá–khử. Ba trạng thái chính là CuO (đồng(II) oxit), Cu₂O (đồng(I) oxit) và Cu kim loại có thể biến đổi qua lại tùy thuộc điều kiện môi trường và năng lượng cung cấp.

Trong điều kiện khử nhẹ, CuO (trạng thái đồng +2) dễ dàng nhận electron để chuyển thành Cu₂O (trạng thái đồng +1). Quá trình này thường xảy ra khi nung CuO trong khí có tính khử như CO, H₂ hoặc trong môi trường thiếu oxy. Nếu điều kiện khử mạnh hơn, Cu₂O tiếp tục bị khử, electron bổ sung sẽ làm giảm đồng về trạng thái 0, tạo thành Cu kim loại. Sự biến đổi này có bản chất là sự điều chỉnh mức oxi hoá của ion Cu phụ thuộc vào cân bằng năng lượng giữa năng lượng liên kết Cu–O và năng lượng cung cấp từ tác nhân khử.

Ngược lại, trong môi trường oxi hoá, quá trình đi theo chiều ngược lại. Cu kim loại khi tiếp xúc với oxy ở nhiệt độ thường sẽ hình thành Cu₂O trước tiên, tạo nên một lớp oxit mỏng trên bề mặt. Khi nhiệt độ cao hơn hoặc oxy dư thừa, lớp Cu₂O tiếp tục bị oxi hoá sâu thành CuO. Sự tạo lớp oxit kép này là đặc trưng của đồng trong không khí, tạo nên hiện tượng đổi màu bề mặt (từ đỏ cam sang đen).

Sự linh hoạt trong khả năng chuyển hoá giữa CuO, Cu₂O và Cu kim loại có ý nghĩa thực tiễn rất lớn. Trong xúc tác dị thể, tính năng của CuO thường đến từ việc chu trình oxi hoá–khử diễn ra liên tục: Cu²⁺ ⇌ Cu⁺ ⇌ Cu⁰, trong đó khuyết tật oxy và khả năng trao đổi electron giúp tăng tốc độ phản ứng. Trong điện hoá và pin, chu trình này tạo nên tính thuận nghịch trong các cực dương chứa đồng. Còn trong luyện kim, chính khả năng biến đổi dễ dàng này cho phép tinh luyện đồng từ quặng thông qua giai đoạn oxi hoá – khử có kiểm soát.

Cu₂O (Cu(I) oxit – cuprite):

• Trạng thái: Cu⁺ (d¹⁰) → không từ tính (khử từ).
• Mạng tinh thể: lập phương cuprite – O²⁻ tạo khung, Cu⁺ chỉ phối trí 2 (tuyến tính Cu–O–Cu), còn O được bao bởi 4 Cu (tứ diện). Phối trí “ít” của Cu⁺ phản ánh d¹⁰ ưa mềm, ít hướng tính.
• Tính chất: Đỏ gạch; bán dẫn p vùng cấm khá rộng; bền trong môi trường nghèo oxygen; dễ bị oxi hoá lên CuO khi nung trong O₂.
• Hoạt tính: Bề mặt sạch có thể khử/oxi hoá CO/CO₂ ở nhiệt độ thấp; ứng dụng trong quang xúc tác, điện hoá.

So sánh nhanh Cu₂O vs CuO

Ý nghĩa: Cùng là “oxit đồng” nhưng mạng tinh thể & trạng thái Cu làm thay đổi tính từ, màu, hoạt tính, nên lựa chọn pha/mạng rất quan trọng trong xúc tác, cảm biến, quang–điện tử.

Nhận biết

• Vật liệu rắn CuO có màu đen đặc trưng.
• Nếu cho CuO vào axit loãng (ví dụ HCl), CuO sẽ tan và dung dịch có màu xanh lam (ion Cu²⁺). Phương trình minh họa: CuO + 2 HCl = CuCl2 + H2O.
• Từ dung dịch Cu²⁺, thêm ammoniac (NH3) dư sẽ cho dung dịch màu xanh thẫm do phức ammine của Cu; thêm NaOH vào dung dịch Cu²⁺ sẽ tạo kết tủa xanh nhạt Cu(OH)2, khi nung kết tủa này sẽ chuyển thành CuO màu đen.
• Phân tích chính xác dùng X-ray tán xạ (XRD) để xác định cấu trúc tenorit, phổ hồng ngoại (IR) cho dao động Cu–O ở vùng tần số thấp, hoặc phổ UV–Vis cho đặc trưng hấp thụ.

Điều chế

Nung các muối đồng(II) cơ bản: nung Cu(OH)2 hoặc CuCO3 thu được CuO. Ví dụ: Cu(OH)2 nung khô cho CuO và nước; CuCO3 nung cho CuO và CO2.

• Viết gọn: Cu(OH)2 nung = CuO + H2O ; CuCO3 nung = CuO + CO2.

Oxi hóa đồng kim loại: nung hay đốt đồng kim loại trong không khí hoặc oxy dư ở nhiệt độ cao có thể tạo CuO hoặc Cu2O tùy điều kiện oxy hóa. Ví dụ khi đốt mạnh ở điều kiện có đủ oxy có thể tạo CuO.

Phương pháp tổng hợp từ dung dịch: lắng kết các muối đồng(II) bằng bazơ, thu Cu(OH)2, sau đó sấy/nung để chuyển thành CuO. Phương pháp này thường dùng để thu bột có kích thước hạt và diện tích bề mặt kiểm soát được.

Ứng dụng

Công nghiệp gốm sứ và thủy tinh

• CuO được dùng làm màu oxit và chất tạo màu trong men sứ, thủy tinh. Trong môi trường nung có tính khử hoặc oxy hóa khác nhau, CuO tạo ra màu xanh lục, xanh lam hoặc tông khác nhau do sự tồn tại của các trạng thái đồng khác nhau và phức hợp với silica/nhôm men.
• Ngoài tạo màu, CuO có thể tham gia phản ứng với hệ silicat tạo các pha màu đặc trưng.

Chất xúc tác

• Do khả năng chuyển đổi oxy mạng và chu trình khử–oxi giữa Cu²⁺ và Cu⁺, CuO là thành phần hoạt động trong nhiều chất xúc tác oxi hóa, ví dụ oxy hóa CO, oxy hóa các hợp chất hữu cơ dễ bay hơi (VOCs), và là tiền chất cho xúc tác hỗn hợp với kim loại khác.
• Cơ chế hoạt động thường dựa trên việc oxy mạng cung cấp oxy cho cơ chất, sau đó oxy mạng được tái tạo bằng O2 khí.

Pin và ắc quy

• CuO được nghiên cứu và ứng dụng làm vật liệu điện cực chuyển đổi (conversion-type electrode) trong pin lithium-ion và các hệ lưu trữ năng lượng khác. Khi tiếp xúc với Li, CuO có thể bị khử thành Cu kim loại đồng thời tạo Li2O; quá trình này lưu trữ/giải phóng điện tích. Tính năng này dựa trên khả năng Cu chuyển số oxi hóa và tính dẫn điện thay đổi khi chuyển pha.

Hóa học và công nghiệp khác

• CuO là chất xúc tác/men cho một số phản ứng hữu cơ (ví dụ oxy hóa khi đun nóng trong một số điều kiện), và là nguồn cung cấp Cu²⁺ cho tổng hợp hóa học.
• Ngoài ra, do tính kháng khuẩn của các ion đồng, CuO dạng nano được nghiên cứu cho ứng dụng diệt khuẩn, phủ bề mặt, cảm biến khí (nhạy với CO, H2S…), và các thiết bị quang–điện tử.

Tác giả: TC – Chemistry, TC-Chemistry