Kupfersulfat

Stoff und grundlegende Eigenschaften

Kupfersulfat, genauer Kupfer(II)-sulfat, ist das Kupfersalz der Schwefelsäure und gehört zu den Sulfaten. Die Verhältnisformel lautet CuSO₄; der Stoff besteht aus Cu²⁺- und SO₄²⁻-Ionen. Es ist das mit Abstand wichtigste Kupfersalz.

Wasserfreies Kupfersulfat ist ein farbloser, unbrennbarer Feststoff, der als weißes bis graues, geruchloses Pulver vorkommt. Kristallwasserhaltige Formen, also Hydrate, sind hellblau bis leicht türkisfarben. Die molare Masse beträgt 159,61 g·mol⁻¹ für die wasserfreie Form und 249,69 g·mol⁻¹ für das Pentahydrat. Wasserfreies Kupfersulfat hat bei 20 °C eine Dichte von 3,60 g·cm⁻³, das Pentahydrat bei 25 °C 2,286 g·cm⁻³.

Kupfersulfat löst sich gut in Wasser, aber nicht in den meisten organischen Lösungsmitteln. Bei 20 °C beträgt die Löslichkeit 203 g·l⁻¹ für die wasserfreie Form und 317 g·l⁻¹ für das Pentahydrat. In Glycerin entsteht eine smaragdgrüne Lösung. Ab 340 °C zerfällt wasserfreies Kupfersulfat zu Kupfer(II)-oxid und Schwefeltrioxid; als Schmelzpunkt ist eine Zersetzung bei 560 °C angegeben.

Natürliches Vorkommen und Herstellung

In der Natur entsteht Kupfersulfat als Verwitterungsprodukt sulfidischer Kupfererze. Es bildet krustenförmige, körnige oder faserige Aggregate. Die wasserfreie Mineralform heißt Chalkocyanit, Cu(SO₄). Hydrate kommen als Poitevinit (Monohydrat, Cu(SO₄)(H₂O)), Bonattit (Trihydrat, Cu(SO₄)(H₂O)₃), Chalkanthit (Pentahydrat, Cu(SO₄)(H₂O)₄·H₂O) und Boothit (Heptahydrat, Cu(SO₄)(H₂O)₆·H₂O) vor.

Wegen der sehr guten Wasserlöslichkeit bleiben diese Minerale nur in sehr trockenen Klimagebieten erhalten, etwa in Wüsten wie der chilenischen Atacamawüste.

Gewinnung

Im Labor kann Kupfersulfat aus Kupferhydroxid und Schwefelsäure hergestellt werden:

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ → CuSO₄ + 2 H₂O

Technisch gewinnt man es durch die Einwirkung von Schwefelsäure auf Kupfer(II)-oxid oder Kupfer(II)-sulfid:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

CuS + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂S

Hydrate und Wasser-Nachweis

Neben wasserfreiem Kupfersulfat gibt es Hydrate mit gebundenem Kristallwasser. Häufig ist das Pentahydrat CuSO₄·5 H₂O; außerdem existieren Trihydrat CuSO₄·3 H₂O und Monohydrat CuSO₄·H₂O. Das Pentahydrat bildet blaue trikline Kristalle.

Beim Erhitzen verliert CuSO₄·5 H₂O schrittweise sein Kristallwasser: Bei 95 °C werden zwei Wassermoleküle abgespalten und es entsteht das Trihydrat. Bei 116 °C folgen zwei weitere Wassermoleküle, das letzte wird bei 200 °C abgegeben. Es bleibt farbloses, wasserfreies CuSO₄ zurück. Der Vorgang ist umkehrbar: Wasserfreies Kupfersulfat bildet beim Lösen in Wasser wieder eine blaue Lösung; dabei werden die Cu²⁺-Ionen hydratisiert und Hydrationsenergie wird frei. Durch Verdunsten kann erneut blaues Pentahydrat kristallisieren.

Die Formel des Pentahydrats wird genauer als [Cu(H₂O)₄]SO₄·H₂O geschrieben: Vier Wassermoleküle sind direkt an die Kupfer(II)-Ionen gebunden und umgeben sie quadratisch-planar. Das weiße wasserfreie Salz kann als Trocknungsmittel, etwa zur Herstellung von wasserfreiem Ethanol, dienen. Seine Blaufärbung bei Aufnahme von Wasser ermöglicht den Nachweis von Wasser.

Verwendung, biologische Wirkung und Sicherheit

Kupfersulfat wird unter anderem zum Verkupfern, für kupferhaltige Farben, die Kupferstichätzung und Feuerwerksraketen verwendet, in denen es einen bläulich-grünen Farbton erzeugt. In der Galvanotechnik dient es der galvanischen Verkupferung. Als Oettelsche Lösung wird es in der Coulometrie zur Bestimmung exakter Ladungsmengen eingesetzt. Es kommt auch in Anreißfarben vor und wird in Schulen häufig zum Kristallzüchten verwendet.

Mit Calciumhydroxid-Suspension wurde Kupfersulfat früher als Bordeauxbrühe gegen Pilzerkrankungen im Weinbau eingesetzt. Heutige kupferhaltige Pflanzenschutzmittel enthalten Kupfersulfat oder andere Kupferverbindungen in geringerer Konzentration. Wegen einer möglichen Belastung des Bodens mit Kupfersalzen wird nach Alternativen wie Phosphonaten gesucht. Im biologischen Weinbau sind kupferhaltige Mittel bei der Bekämpfung der Peronospora zentral, ihre Ausbringung ist jedoch beschränkt. Zusammen mit Ammoniumsulfat wurde Kupfersulfat gegen Algen in Schwimmbädern verwendet; es wird zunehmend durch weniger gewässerschädigende quartäre Ammoniumverbindungen, besonders Benzalkoniumchlorid-haltige Mittel, ersetzt. Kupfersulfat verbleibt im Wasser und eine Überdosierung kann Haare grün färben.

Früher wurde Kupfersulfat medizinisch äußerlich als Ätzmittel, Adstringenz und zur Wundbehandlung sowie innerlich als Brechmittel, zur Blutstillung und gegen Phosphorvergiftung eingesetzt. In der Schäferei und Veterinärmedizin wird es gegen Moderhinke bei Schafen verwendet.

Bei oraler Einnahme ist Kupfersulfat für Menschen toxisch. Mögliche Folgen sind blaugrüne Verätzungen der Schleimhäute, starkes Erbrechen, blutige Diarrhoe, Schock, Hämolyse und Hämoglobinurie; eine Vergiftung kann tödlich verlaufen. Für Mikroorganismen ist es stark giftig und es schädigt Gewässer. Es gehört zur Wassergefährdungsklasse 3, also stark gefährdend. Der MAK-Wert beträgt 0,1 mg·m⁻³, gemessen als einatembarer Aerosolteil. Kontakt mit starken Reduktionsmitteln wie feingepulvertem Magnesium oder mit Hydroxylamin kann gefährliche Reaktionen mit starker Wärmeentwicklung auslösen.