Kristallstruktur
_ Cu+ 0 _ O2−
Kristallsystem	kubisch
Raumgruppe	Pn3m (Nr. 224)Vorlage:Raumgruppe/224
Allgemeines
Name	Kupfer(I)-oxid
Andere Namen	Dikupferoxid Kupferoxydul Cuprum oxydulatum Cupro-oxyd CUPROUS OXIDE (INCI)[1]
Verhältnisformel	Cu2O
Kurzbeschreibung	gelbes bis rotbraunes, kristallines Pulver [2]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 1317-39-1 EG-Nummer 215-270-7 ECHA-InfoCard 100.013.883 PubChem 10313194 ChemSpider 8488659 Wikidata Q407709
Eigenschaften
Molare Masse	143,09 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	6,0 g·cm−3 (25 °C)[2]
Schmelzpunkt	1232 °C [2]
Siedepunkt	thermische Zersetzung um 1800 °C [2]
Löslichkeit	nahezu unlöslich in Wasser [2] löslich in verdünnten Säuren[3] löslich in Ammoniumhydroxid (unter Komplexbildung)[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[4] ggf. erweitert[2] Gefahr H- und P-Sätze H: 302​‐​332​‐​318​‐​410 P: 301+330+331​‐​304+340​‐​280​‐​305+351+338​‐​310[2]
MAK	0,1 mg·m−3 (gemessen als einatembarer Aerosolanteil) [2]
Toxikologische Daten	470 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[2]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Kupfer(I)-oxid ist eine chemische Verbindung, die Kupfer-Ionen Cu+) und Oxid-Ionen (O2-) enthält. In diesem Oxid mit der Summenformel Cu₂O ist Kupfer einwertig. Kupfer(I)-oxid ist ein gelber bis rotbrauner Feststoff und wird beim Erhitzen schwarz, nimmt jedoch nach dem Abkühlen wieder seine ursprüngliche Farbe an.

In der Natur kommt Kupfer(I)-oxid als das Mineral Cuprit vor. Cuprit entsteht bei der Verwitterung von Kupfersulfiden und findet sich daher üblicherweise in oxidierten Teilen von Kupfervorkommen.

Kupfer(I)-oxid kann durch die Reduktion von Kupfer(II)-oxid mit metallischem Kupfer bei erhöhter Temperatur in einer Komproportionierungsreaktion oder durch die thermische Zersetzung von Kupfer(II)-oxid bei Temperaturen über 800 °C hergestellt werden. Kupfer(I)-oxid bildet sich zusammen mit Kupfer(II)-oxid beim Erhitzen von metallischem Kupfer auf Rotglut an Luft.

${\displaystyle \mathrm {CuO+Cu\longrightarrow Cu_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {4\ CuO\longrightarrow 2\ Cu_{2}O+O_{2}} }$

Kupfer(I)-oxid kann auch durch die Reduktion von Kupfer(II)-salzen in alkalischer Lösung oder durch die Reduktion von Kupfer(II)-hydroxid hergestellt werden. Geeignete Reduktionsmittel sind beispielsweise Hydrazin und Aldehyde. Die Reduktion von Kupfer(II)-salzen wird in der organischen Chemie zum Nachweis von reduzierenden Zuckern mit der Fehling-Probe angewandt.

${\displaystyle \mathrm {2\ Cu^{2+}+R{-}CHO+4\ OH^{-}\longrightarrow \ } }$ ${\displaystyle \mathrm {Cu_{2}O+R{-}COOH+2\ H_{2}O} }$

Kupfer(I)-oxid kann durch die Reaktion von Kupfer(I)-chlorid oder Kupfer(I)-iodid mit Alkalihydroxiden hergestellt werden.

${\displaystyle \mathrm {2\ CuCl+2\ NaOH\longrightarrow Cu_{2}O+2\ NaCl+H_{2}O} }$

Kupfer(I)-oxid ist ein je nach Teilchengröße gelbes bis rotes Pulver und praktisch unlöslich in Wasser. Dagegen ist es in verdünnten Säuren löslich. Kupfer(I)-oxid ist unter Komplexbildung in Ammoniak oder Ammoniakwasser löslich. Der gebildete [Cu(NH₃)₂]⁺-Komplex ist, im Gegensatz zum [Cu(H₂O)₄]⁺-Komplex stabil. Letzterer disproportioniert in Cu und [Cu(H₂O)₆]²⁺.

Feuchtes Kupfer(I)-oxid wird an der Luft leicht zu blauem Kupfer(II)-hydroxid oxidiert. Trockenes Kupfer(I)-oxid reagiert dagegen nicht.

${\displaystyle \mathrm {2\ Cu_{2}O+4\ H_{2}O+O_{2}\longrightarrow 4\ Cu(OH)_{2}} }$

Kupfer(I)-oxid wird bei erhöhter Temperatur durch Wasserstoff zu metallischem Kupfer reduziert.

${\displaystyle \mathrm {Cu_{2}O+H_{2}\longrightarrow 2\ Cu+H_{2}O} }$

Kupfer(I)-oxid reagiert mit verdünnter Schwefelsäure zu Kupfer(II)-sulfat und metallischem Kupfer (Disproportionierung).

${\displaystyle \mathrm {Cu_{2}O+H_{2}SO_{4}\longrightarrow CuSO_{4}+Cu+H_{2}O} }$

Kupfer(I)-oxid reagiert mit verdünnter Salpetersäure zu Kupfer(II)-nitrat und metallischem Kupfer (Disproportionierung).

${\displaystyle \mathrm {Cu_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+Cu+H_{2}O} }$

Es besitzt eine kubische Kristallstruktur mit der Raumgruppe Pn3m (Raumgruppen-Nr. 224)Vorlage:Raumgruppe/224, a = 4,268 Å, und eine Bildungsenthalpie von −170,3 kJ/mol.^[5]

Kupfer(I)-oxid wird für fäulnishemmende Anstriche verwendet, beispielsweise für Unterwasserschiffsanstriche. Das in Lösung gehende Kupfer ist giftig für Algen und hemmt deren Ansatz auf den Schiffswänden. Daneben wird Kupfer(I)-oxid als Ausgangsstoff für die Herstellung von verschiedenen Kupferverbindungen genutzt. Weitere Anwendung findet es als Pigment zum Rotfärben von Glas und Emaille, zur Herstellung von Goldfluss, als Fungizid und als Katalysator.

Kupfer(I)-oxid ist auch ein Halbleiter mit einer direkten Bandlücke von ca. 2 eV und wurde schon in den 1920er Jahren für den Bau von Gleichrichterdioden verwendet. Solche Kupferoxydul-Gleichrichter bestanden aus mit Cu₂O beschichteten Kupferscheiben. Selen und später Germanium und Silicium haben Cu₂O später als Halbleitermaterial verdrängt, jedoch werden bis heute Grundlagenuntersuchungen an Cu₂O durchgeführt, weil in diesem Material sehr leicht Exzitonen angeregt werden können.

Im November 2019 stellte die University of Waterloo (Kanada) ein Verfahren vor, bei dem Kupfer(I)-oxid als Katalysator für das "künstliche Blatt (artificial leaf)" dient. Dabei wird Kohlenstoffdioxid (CO₂) in ein Gemisch aus Wasser und Kupfer(I)-oxid eingeleitet. Unter Bestrahlung mit sichtbarem Licht findet eine chemische Reaktion statt, bei der CO₂ zu Sauerstoff und Methanol reagiert. Mit diesem Prozess kann kostengünstig auf technischem Wege erneuerbares Methanol als Alternative zu fossilem Brennstoff erzeugt werden.^[6]

• Mineralogische Daten zu Cuprit (englisch)

1. ↑ Eintrag zu CUPROUS OXIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 4. März 2020.
2. ↑ ^{a b c d e f g h i} Eintrag zu Kupfer(I)-oxid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 18. Oktober 2018. (JavaScript erforderlich)
3. ↑ ^{a b} Eintrag zu Kupferoxide. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 13. Juni 2014.
4. ↑ Eintrag zu Dicopper oxide im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 22. Mai 2018. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
5. ↑ Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 979.
6. ↑ Scientists create 'artificial leaf' that turns carbon dioxide into fuel. University of Waterloo, 4. November 2019, abgerufen am 10. November 2019 (englisch).