§1. Kjemiske egenskaper til et enkelt stoff (st. ok. = 0).
a) Relasjon til oksygen.
I motsetning til undergruppens naboer, sølv og gull, reagerer kobber direkte med oksygen. Kobber viser liten aktivitet mot oksygen, men i fuktig luft oksiderer det gradvis og blir dekket av en grønnaktig film, bestående av basiske kobberkarbonater:
I tørr luft er oksidasjonen veldig langsom, et tynt lag med kobberoksid dannes på kobberoverflaten:
Utad endres ikke kobber, siden kobber (I) oksid, som kobber selv, er rosa. I tillegg er oksidlaget så tynt at det sender lys, d.v.s. skinner gjennom. På en annen måte oksiderer kobber ved oppvarming, for eksempel ved 600-800 0 C. I de første sekundene går oksidasjonen til kobber(I)oksid, som fra overflaten blir til svart kobber(II)oksid. Et tolags oksidbelegg dannes.
Q-formasjon (Cu20) = 84935 kJ.
Figur 2. Strukturen til kobberoksidfilmen.
b) Interaksjon med vann.
Metallene i kobberundergruppen er på slutten av den elektrokjemiske serie av spenninger, etter hydrogenionet. Derfor kan disse metallene ikke fortrenge hydrogen fra vann. Samtidig kan hydrogen og andre metaller fortrenge kobber undergruppemetaller fra løsninger av deres salter, for eksempel:
Denne reaksjonen er redoks, da det er en overføring av elektroner:
Molekylært hydrogen fortrenger metallene i kobberundergruppen med store vanskeligheter. Dette forklares med at bindingen mellom hydrogenatomer er sterk og det brukes mye energi på å bryte den. Reaksjonen foregår kun med hydrogenatomer.
Kobber i fravær av oksygen samhandler praktisk talt ikke med vann. I nærvær av oksygen reagerer kobber sakte med vann og blir dekket med en grønn film av kobberhydroksid og basisk karbonat:
c) Interaksjon med syrer.
Å være i en serie spenninger etter hydrogen, fortrenger ikke kobber det fra syrer. Derfor virker ikke saltsyre og fortynnet svovelsyre på kobber.
Imidlertid, i nærvær av oksygen, oppløses kobber i disse syrene for å danne de tilsvarende salter:
Det eneste unntaket er jodhydrogensyre, som reagerer med kobber for å frigjøre hydrogen og danner et veldig stabilt kobber(I)-kompleks:
2 Cu + 3 HI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2
Kobber reagerer også med syrer - oksidasjonsmidler, for eksempel med salpetersyre:
Cu+4HNO 3( kons .) → Cu(NR 3 ) 2 +2NO 2 +2H 2 O
3Cu + 8HNO 3( å ha fortynnet .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O
Og også med konsentrert kald svovelsyre:
Cu + H 2 SÅ 4 (kons.) → CuO + SO 2 + H 2 O
Med varm konsentrert svovelsyre :
Cu+2H 2 SÅ 4( kons ., varmt ) → CuSO 4 + SÅ 2 + 2H 2 O
Med vannfri svovelsyre ved en temperatur på 200 0 C dannes kobber (I) sulfat:
2Cu+2H 2 SÅ 4( vannfri .) 200°C → Cu 2 SÅ 4 ↓+SO 2 + 2H 2 O
d) Forholdet til halogener og enkelte andre ikke-metaller.
Q-dannelse (CuCl) = 134300 kJ
Q-dannelse (CuCl 2) = 111700 kJ
Kobber reagerer godt med halogener, gir to typer halogenider: CuX og CuX 2 .. Under påvirkning av halogener ved romtemperatur skjer det ingen synlige endringer, men det dannes først et lag med adsorberte molekyler på overflaten, og deretter et veldig tynt lag av halogenider. Ved oppvarming er reaksjonen med kobber veldig voldsom. Vi varmer opp kobbertråden eller folien og senker den varm ned i en krukke med klor - brune damper vil dukke opp nær kobberet, bestående av kobber(II)klorid CuCl 2 blandet med kobber(I)klorid CuCl. Reaksjonen skjer spontant på grunn av frigjøring av varme. Monovalente kobberhalogenider oppnås ved å reagere metallisk kobber med en løsning av toverdig kobberhalogenid, for eksempel:
I dette tilfellet faller monokloridet ut av løsningen i form av et hvitt bunnfall på kobberoverflaten.
Kobber reagerer også ganske lett med svovel og selen ved oppvarming (300-400 ° C):
2Cu+S→Cu 2 S
2Cu+Se→Cu 2 Se
Men kobber reagerer ikke med hydrogen, karbon og nitrogen selv ved høye temperaturer.
e) Interaksjon med oksider av ikke-metaller
Ved oppvarming kan kobber fortrenge enkle stoffer fra noen ikke-metalloksider (for eksempel svovel (IV) oksid og nitrogen (II, IV) oksider), mens det danner et termodynamisk mer stabilt kobber (II) oksid):
4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2
2 Cu+2 NEI 500-600° C →2 CuO + N 2
§2. Kjemiske egenskaper til monovalent kobber (st.c. = +1)
I vandige løsninger er Cu + ion veldig ustabilt og uforholdsmessig:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Imidlertid kan kobber i oksidasjonstilstand (+1) stabiliseres i forbindelser med svært lav løselighet eller gjennom kompleksdannelse.
a) Kobberoksid (Jeg) Cu 2 O
amfotert oksid. Brunrød krystallinsk substans. Det forekommer naturlig som mineralet cupritt. Det kan oppnås kunstig ved å varme opp en løsning av et kobber (II) salt med alkali og et sterkt reduksjonsmiddel, for eksempel formalin eller glukose. Kobber(I)oksid reagerer ikke med vann. Kobber(I)oksid overføres til en løsning med konsentrert saltsyre for å danne et kloridkompleks:
Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O
Vi løser også opp i en konsentrert løsning av ammoniakk og ammoniumsalter:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
I fortynnet svovelsyre er det uforholdsmessig med toverdig kobber og metallisk kobber:
Cu 2 O+H 2 SÅ 4 (dil.) →CuSO 4 + Cu 0 ↓+H 2 O
Kobber(I)oksid går også inn i følgende reaksjoner i vandige løsninger:
1. Sakte oksidert av oksygen til kobber(II)hydroksid:
2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Åh) 2 ↓
2. Reagerer med fortynnede hydrohalogensyrer for å danne de tilsvarende kobber(I)-halogenidene:
Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, J)
3. Redusert til metallisk kobber med typiske reduksjonsmidler, for eksempel natriumhydrosulfitt i en konsentrert løsning:
2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ Na 2 SÅ 4 + H 2 SÅ 4
Kobber(I)oksid reduseres til metallisk kobber i følgende reaksjoner:
1. Ved oppvarming til 1800 °C (dekomponering):
2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2
2. Ved oppvarming i en strøm av hydrogen, karbonmonoksid, aluminium og andre typiske reduksjonsmidler:
Cu 2 O+H 2 - >250°C →2Cu+H 2 O
Cu 2 O+CO - 250-300°C →2Cu+CO 2
3 Cu 2 O + 2 Al - 1000° C →6 Cu + Al 2 O 3
Også ved høye temperaturer reagerer kobber(I)oksid:
1. Med ammoniakk (det dannes kobber(I)nitrid)
3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O
2. Med alkalimetalloksider:
Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 MCuO (M= Li, Na, K)
I dette tilfellet dannes kuprater av kobber (I).
Kobber(I)oksid reagerer markert med alkalier:
Cu 2 O+2 NaOH (kons.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(Åh) 2 ]
b) Kobberhydroksid (Jeg) CuOH
Kobber(I)hydroksid danner et gult stoff og er uløselig i vann.
Spaltes lett ved oppvarming eller koking:
2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O
c) HalogeniderCuF, CuMEDl, CuBrOgCuJ
Alle disse forbindelsene er hvite krystallinske stoffer, lite løselige i vann, men lett løselige i overskudd av NH 3 , cyanidioner, tiosulfationer og andre sterke kompleksdannende midler. Jod danner kun forbindelsen Cu +1 J. I gassform dannes sykluser av typen (CuГ) 3. Reversibelt løselig i de tilsvarende hydrohalogensyrene:
CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, J)
Kobber (I) klorid og bromid er ustabile i fuktig luft og blir gradvis til basiske kobber (II) salter:
4 CuD +2H 2 O + O 2 →4 Cu(Åh)G (G=Cl, Br)
d) Andre kobberforbindelser (Jeg)
1. Kobber(I)acetat (CH 3 COOCu) - en kobberforbindelse, har form av fargeløse krystaller. I vann hydrolyseres det sakte til Cu 2 O, i luft oksideres det til toverdig kobberacetat; Motta CH 3 COOSu ved reduksjon (CH 3 COO) 2 Cu med hydrogen eller kobber, sublimering (CH 3 COO) 2 Cu i vakuum eller interaksjon (NH 3 OH)SO 4 med (CH 3 COO) 2 Cu i p-re i nærvær av H3COOH3. Stoffet er giftig.
2. Kobber(I)acetylenid - rødbrune, noen ganger svarte krystaller. Når de er tørre, detonerer krystallene ved støt eller varme. Våtbestandig. Detonasjon i fravær av oksygen produserer ingen gassformige stoffer. Nedbrytes under påvirkning av syrer. Det dannes som et bunnfall når acetylen føres inn i ammoniakkløsninger av kobber(I)-salter:
MED 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Åh) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3
Denne reaksjonen brukes til kvalitativ påvisning av acetylen.
3. Kobbernitrid - en uorganisk forbindelse med formelen Cu 3 N, mørkegrønne krystaller.
Spaltes ved oppvarming:
2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2
Reagerer voldsomt med syrer:
2 Cu 3 N +6 HCl - 300° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3
§3. Kjemiske egenskaper til bivalent kobber (st.c. = +2)
Den mest stabile oksidasjonstilstanden til kobber og den mest karakteristiske for den.
a) Kobberoksid (II) CuO
CuO er det grunnleggende oksidet av toverdig kobber. Svarte krystaller, under normale forhold ganske stabile, praktisk talt uløselige i vann. I naturen forekommer det i form av mineralet tenoritt (melakonitt) av svart farge. Kobber(II)oksid reagerer med syrer for å danne de tilsvarende salter av kobber(II) og vann:
CuO + 2 HNO 3 → Cu(NEI 3 ) 2 + H 2 O
Når CuO er smeltet sammen med alkalier, dannes kuprater av kobber (II):
CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O
Når det varmes opp til 1100 °C, spaltes det:
4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2
b) Kobber(II)hydroksidCu(Åh) 2
Kobber(II)hydroksid er et blått amorft eller krystallinsk stoff, praktisk talt uløselig i vann. Når det varmes opp til 70-90 ° C, spaltes Cu (OH) 2 pulver eller dets vandige suspensjoner til CuO og H 2 O:
Cu(Åh) 2 → CuO + H 2 O
Det er et amfotert hydroksid. Reagerer med syrer og danner vann og det tilsvarende kobbersaltet:
Det reagerer ikke med fortynnede alkaliløsninger, men løses opp i konsentrerte løsninger og danner knallblå tetrahydroksokuprater (II):
Kobber(II)hydroksid med svake syrer danner basiske salter. Det oppløses veldig lett i overskudd av ammoniakk for å danne kobberammoniakk:
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O
Kobberammoniakk har en intens blåfiolett farge, så den brukes i analytisk kjemi for å bestemme små mengder Cu 2+ -ioner i løsning.
c) Kobbersalter (II)
Enkle salter av kobber (II) er kjent for de fleste anioner, bortsett fra cyanid og jodid, som, når de interagerer med Cu 2+ kation, danner kovalente kobber (I) forbindelser som er uløselige i vann.
Kobbersalter (+2) er for det meste vannløselige. Den blå fargen på løsningene deres er assosiert med dannelsen av 2+-ionet. De krystalliserer ofte som hydrater. Således krystalliserer tetrahydrat fra en vandig løsning av kobber(II)klorid under 15 0 C, trihydrat ved 15-26 0 C og dihydrat over 26 0 C. I vandige løsninger er kobber(II)-salter i liten grad utsatt for hydrolyse, og basiske salter feller ofte ut av dem.
1. Kobber(II)sulfatpentahydrat (kobbersulfat)
CuSO 4 * 5H 2 O, kalt kobbersulfat, er av størst praktisk betydning. Tørt salt har en blå farge, men når det varmes opp (200 0 C), mister det krystallvann. Vannfritt hvitt salt. Ved ytterligere oppvarming til 700 0 C, blir det til kobberoksid, og mister svoveltrioksid:
CuSO 4 -- t ° → CuO+ SÅ 3
Kobbersulfat fremstilles ved å løse opp kobber i konsentrert svovelsyre. Denne reaksjonen er beskrevet i avsnittet "Kjemiske egenskaper til et enkelt stoff". Kobbersulfat brukes i elektrolytisk produksjon av kobber, i landbruket for å kontrollere skadedyr og plantesykdommer, og for å oppnå andre kobberforbindelser.
2. Kobber(II)kloriddihydrat.
Disse er mørkegrønne krystaller, lett løselige i vann. Konsentrerte løsninger av kobberklorid er grønne, og fortynnede løsninger er blå. Dette skyldes dannelsen av et grønt kloridkompleks:
Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-
Og dens ytterligere ødeleggelse og dannelsen av et blått vannkompleks.
3. Kobber(II)nitrattrihydrat.
Blått krystallinsk fast stoff. Oppnådd ved å løse opp kobber i salpetersyre. Ved oppvarming mister krystallene først vann, deretter brytes de ned med frigjøring av oksygen og nitrogendioksid, og blir til kobber(II)oksid:
2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Hydroxomedi(II)karbonat.
Kobberkarbonater er ustabile og brukes nesten aldri i praksis. Av en viss betydning for produksjonen av kobber er bare det basiske kobberkarbonatet Cu 2 (OH) 2 CO 3, som forekommer i naturen i form av mineralet malakitt. Ved oppvarming brytes det lett ned med frigjøring av vann, karbonmonoksid (IV) og kobberoksid (II):
Cu 2 (ÅH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§4. Kjemiske egenskaper til treverdig kobber (st.c. = +3)
Denne oksidasjonstilstanden er den minst stabile for kobber, og derfor er kobber(III)-forbindelser unntaket snarere enn "regelen". Imidlertid eksisterer noen trivalente kobberforbindelser.
a) Kobberoksid (III) Cu 2 O 3
Det er et krystallinsk stoff, mørk granatfarge. Løser seg ikke i vann.
Oppnådd ved oksidasjon av kobber(II)hydroksid med kaliumperoksodisulfat i et alkalisk medium ved lave temperaturer:
2 Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C → Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SÅ 4 +3H 2 O
Dette stoffet spaltes ved en temperatur på 400 0 C:
Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2
Kobber(III)oksid er et sterkt oksidasjonsmiddel. Ved interaksjon med hydrogenklorid reduseres klor til fritt klor:
Cu 2 O 3 +6 HCl-- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O
b) Kobberkuprater (W)
Dette er svarte eller blå stoffer, de er ikke stabile i vann, de er diamagnetiske, anionet er et bånd av firkanter (dsp 2). Dannet ved interaksjon av kobber(II)hydroksid og alkalimetallhypokloritt i et alkalisk miljø:
2 Cu(Åh) 2 + MClO + 2 NaOH→2MCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= Na- Cs)
c) Kaliumheksafluorkuprat(III)
Grønn substans, paramagnetisk. Oktaedrisk struktur sp 3 d 2 . Kobberfluoridkompleks CuF 3, som spaltes i fri tilstand ved -60 0 C. Det dannes ved oppvarming av en blanding av kalium- og kobberklorider i en fluoratmosfære:
3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2
Spalter vann med dannelse av fritt fluor.
§5. Kobberforbindelser i oksidasjonstilstand (+4)
Så langt er bare ett stoff kjent for vitenskapen, hvor kobber er i +4 oksidasjonstilstand, dette er cesiumheksafluorkuprat (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - et oransje krystallinsk stoff, stabilt i glassampuller ved 0 0 C Den reagerer voldsomt med vann. Oppnådd ved fluorering ved høyt trykk og temperatur av en blanding av cesium og kobberklorider:
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° s → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
Grunnleggende informasjon:
| Beskyttende, hemmer soppsporer og patogener fra å komme inn i ledende vev |
| Koronagul kropp (vannfri) til blågrønne krystaller (dihydrat) |
Utgivelse:
kobberklorid: oppførsel i miljøet
| Indeks | Betydning | Forklaring | ||
| Løselighet i vann ved 20 o C (mg/l) | 757000 Q4 Høy||||
| Løselighet i organiske løsemidler ved 20 o C (mg/l) | 680000 Q4 - Metanol -||||
| Smeltepunkt (o C) | - - -||||
| Kokepunkt (o C) | - - -||||
| Dekomponeringstemperatur (o C) | - - -||||
| Flammepunkt (o C) | - - -||||
| Fordelingskoeffisient i oktanol/vann ved pH 7, 20 o C | P: - - -||||
| Spesifikk vekt (g/ml) / Spesifikk vekt | 3.39Q3-||||
| Dissosiasjonskonstant (pKa) ved 25 o C | - - -||||
| Merk: | ||||
| Damptrykk ved 25 o C (MPa) | 1,00 X 10 -10 Q1 Ikke flyktig||||
| Henrys lov konstant ved 25 o C (Pa * m 3 / mol) | - - -||||
| Henrys lov konstant ved 20 o C (dimensjonsløs) | 7,29 X 10 -21 Beregnet Ikke flyktig||||
| Nedbrytningsperiode i jord (dager) | DT50 (typisk) - - -||||
| - | ||||
| Vandig fotolyse DT50 (dager) ved pH 7 | Betydning: - - -||||
| - | ||||
| Vandig hydrolyse av DT50 (dager) ved 20 o C og pH 7 | Betydning: - - -||||
| - | ||||
| Vannnedbør DT50 (dager) | - - -||||
| Kun vannfase DT50 (dager) | - - -||||
| GUS utvaskingspotensialindeks | - - -||||
| Konsentrasjonsvekstindeks i grunnvann SCI (µg/l) ved en påføringsmengde på 1 kg/ha (l/ha) | Betydning: - - -||||
| - | ||||
| Potensial for partikkelbundet transportindeks | - - -||||
| Koc - fordelingskoeffisient for organisk karbon (ml/g) | - - -||||
| pH motstand: | ||||
| Merk: | ||||
| Freundlich adsorpsjonsisoterm | kf:-- | -|||
| - | ||||
| Maksimal UV-absorbans (l/(mol*cm)) | - - -||||
kobberklorid: økotoksisitet
| Indeks | Betydning | Kilde / Kvalitative indikatorer / Annen informasjon | Forklaring | |
| Biokonsentrasjonsfaktor | BCF:-- | -|||
| Bioakkumuleringspotensial | - - -||||
| LD50 (mg/kg) | 140 V3 Rotte Moderat||||
| Pattedyr - Kortvarig mat NOEL | (mg/kg): -- | -|||
| Fjærkre – Akutt LD50 (mg/kg) | - - -||||
| Fugler - Akutt toksisitet (CK50 / LD50) | - - -||||
| Fisk - Akutt 96 timers CK50 (mg/l) | 0,24 F4 regnbueørret Middels||||
| Fisk - Kronisk NOEC 21 dager (mg/l) | - - -||||
| Virvelløse dyr i vann – Akutt 48 timers EC50 (mg/L) | - - -||||
| Virvelløse dyr i vann - Kronisk 21 dagers NOEC (mg/l) | - - -||||
| Vannkrepsdyr - Akutt 96 timers CK50 (mg/l) | 0,134 F3 mysida reker Middels||||
| Bunnmikroorganismer - Akutt 96 timers CK50 (mg/l) | 0,043 F4 Chironomus mygg Høy||||
| NOEC , statisk, vann (mg/l) | - - -||||
| Bunnmikroorganismer - Kronisk 28 dagers NOEC , sedimentær bergart (mg/kg) | - - -||||
| Vannplanter - Akutt 7 dagers EC50 , biomasse (mg/l) | - - -||||
| Alger - Akutt 72 timers EC50-vekst (mg/l) | 0,55 H1 Ukjent art Moderat||||
| Alger - Kronisk 96 timers NOEC , vekst (mg/l) | - - -||||
| Bier - Akutt 48 timers LD50 (mcg/individuell) | - - -||||
| Meitemark - Akutt 14-dagers CK50 (mg/kg) | - - -||||
| Jordormer – kronisk 14-dagers maksimal inaktiv konsentrasjon, reproduksjon (mg/kg) | 15 A4 Meitemark, som Cu, 8 uker Moderat||||
| Andre leddyr (1) | LR50 (g/ha): - - -||||
| Andre leddyr (2) | LR50 (g/ha): - - -||||
| Jordmikroorganismer | - - -||||
| Tilgjengelige data om mesoworld (mesokosmos) | NOEAEC mg/l: - - -||||
kobberklorid: menneskers helse
Grunnleggende indikatorer:
| Indeks | Betydning | Kilde / Kvalitative indikatorer / Annen informasjon | Forklaring | |
| Pattedyr – Akutt oral LD50 (mg/kg) | 140 V3 Rotte Moderat||||
| Pattedyr - Dermal LD50 (mg/kg kroppsvekt) | - - -||||
| Pattedyr - Innånding | ||||
Generell informasjon om hydrolyse av kobber(II)klorid
DEFINISJON
Kobber(II)klorid- et gjennomsnittssalt dannet av en svak base - kobber (II) hydroksyd (Cu (OH) 2) og en sterk syre - saltsyre (salt) (HCl). Formel - CuCl 2.
Representerer krystaller av gulbrun (mørkebrun) farge; i form av krystallinske hydrater - grønn. Molar masse - 134 g / mol.
Ris. 1. Kobber(II)klorid. Utseende.
Hydrolyse av kobber(II)klorid
Hydrolysert ved kationet. Mediets natur er sur. Teoretisk sett er et andre trinn mulig. Hydrolyseligningen har følgende form:
Første trinn:
CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (saltdissosiasjon);
Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (kationhydrolyse);
Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (ionisk ligning);
CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl (molekylligning).
Andre trinn:
Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (saltdissosiasjon);
CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H+ (kationhydrolyse);
CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (ionisk ligning);
Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (molekylær ligning).
Eksempler på problemløsning
EKSEMPEL 1
EKSEMPEL 2
| Trening | Skriv ned elektrolyseligningen for kobber(II)kloridløsning. Hvilken stoffmasse vil frigjøres på katoden hvis 5 g kobber(II)klorid utsettes for elektrolyse? |
| Løsning | Vi skriver dissosiasjonsligningen for kobber(II)klorid i en vandig løsning: CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -. Vi skriver betinget elektrolyseskjemaet: (-) Katode: Cu 2+ , H 2 O. (+) Anode: Cl-, H20. Cu 2+ +2e → Cuo; 2Cl - -2e → Cl 2. Deretter vil elektrolyseligningen for en vandig løsning av kobber(II)klorid se slik ut: CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2. Beregn mengden av kobber(II)kloridstoff ved å bruke dataene spesifisert i problemtilstanden (molar masse - 134 g / mol): υ (CuCl 2) \u003d m (CuCl 2) / M (CuCl 2) \u003d 5/134 \u003d 0,04 mol. I følge reaksjonsligningen υ (CuCl 2) \u003d υ (Cu) \u003d 0,04 mol. Deretter beregner vi massen av kobber som frigjøres ved katoden (molar masse - 64 g / mol): m (Cu) \u003d υ (Cu) × M (Cu) \u003d 0,04 × 64 \u003d 2,56 g. |
| Svar | Massen av kobber som frigjøres ved katoden er 2,56 g. |
Kobberklorid 2
Kjemiske egenskaper
Verktøyet er et binært uorganisk stoff, tilhører klassen salter Og halogenider . Det kan betraktes som et dannet salt saltsyre Og kobber .
Racemisk formel for kobberklorid: CuCl2.
Molekylvekten til denne forbindelsen er 134,5 gram per mol. Stoffet smelter ved 498 grader Celsius. Midlet danner krystallinske hydrater av typen CuCl2 nH2O .
Brukt i medisin kobberkloriddihydrat.
Produktet i fast form er gulbrune krystaller. Sammensatt krystallinske hydrater avhenger av temperaturen der krystalliseringen skjer. Stoffet er svært løselig i etylalkohol, vann, aceton Og metanol .
Reaksjoner av kobberklorid
Stoffet interagerer med alkali , således dannes som regel en uløselig base og et løselig salt. Kobberklorid reagerer med metaller som befinner seg til venstre for metallet i den elektrokjemiske serien Cu . Forbindelsen er også preget av reaksjoner Ionbytte med andre salter, som et resultat, dannes et uløselig stoff og gass frigjøres.
I industriell skala oppnås midlet ved reaksjonen kobberoksid 2 med saltsyre eller ved utvekslingsreaksjon bariumklorid Med kobbersulfat .
Det er også en sammenheng Kobberklorid 1 , hvor kobber er monovalent. Monoklorid dette metallet er en ganske giftig forbindelse.
farmakologisk effekt
Metabolsk.
Farmakodynamikk og farmakokinetikk
Kobber er viktig for kroppen. For eksempel tar det del i en rekke kjemiske reaksjoner som oppstår i levervevet. Etter å ha kommet inn i kroppen, er stoffet nesten fullstendig metabolisert.
Indikasjoner for bruk
Kobberkloridløsning er en del av løsningene som brukes i parenteral ernæring og tilfredsstiller kroppens behov for sporstoffer .
Kontraindikasjoner
Preparater som inneholder en løsning kan ikke brukes hvis pasienten har stoffer i sammensetningen, barn under 10 år. Forsiktighet bør utvises ved nyre- eller leversvikt.
Bivirkninger
Legemidlet tolereres vanligvis godt av pasienter. I sjeldne tilfeller oppstår kvalme og smerte på injeksjonsstedet under infusjon.
Kobberklorid, bruksanvisning (metode og dosering)
Midlet administreres intravenøst.
Hvis stoffet i utgangspunktet er i form av et pulver, fortynnes det i løsninger glukose eller .
Den resulterende løsningen må brukes innen en dag.
Doseringsregimet og behandlingsregimet avhenger av stoffet og sykdommen.
Overdose
En overdose av stoffet forekommer sjelden. Oftest brukes det under tilsyn av honning. ansatte og på sykehus.
Hvis stoffet administreres for raskt, kan det utvikle seg: oppkast, svette, hyperemi huddeksler. Reaksjoner forsvinner etter en reduksjon i administreringshastigheten av stoffet.
Interaksjon
Det er mulig å blande stoffet i én sprøyte eller pakke kun med r-mi glukose eller aminosyrer , hvis konsentrasjon ikke overstiger 50%.
Under graviditet og amming
Legemidlet kan foreskrives til gravide kvinner.
Det er utilstrekkelige data om bruk av denne komponenten under amming.
Preparater som inneholder (analoger)
Tilfeldighet i ATX-koden på 4. nivå:Kobberklorid er inkludert i form av et dihydrat i sammensetningen av konsentratet for fremstilling av oppløsninger for infusjoner Addamel N.