Kupferchlorid 2 Lösungsformel. Kupfer und seine Verbindungen
Grundinformation:
| Schützend, verhindert das Eindringen von Pilzsporen und Krankheitserregern in führende Gewebe |
| Koronagelbkörper (wasserfrei) bis blaugrüne Kristalle (Dihydrat) |
Freisetzung:
Kupferchlorid: Verhalten in der Umwelt
| Indikator | Bedeutung | Erläuterung | ||
| Löslichkeit in Wasser bei 20 o C (mg/l) | 757000 Q4 Hoch||||
| Löslichkeit in organischen Lösungsmitteln bei 20 o C (mg/l) | 680000 Q4 - Methanol -||||
| Schmelzpunkt (°C) | - - -||||
| Siedepunkt (o C) | - - -||||
| Zersetzungstemperatur (o C) | - - -||||
| Flammpunkt (°C) | - - -||||
| Verteilungskoeffizient in Octanol/Wasser bei pH 7, 20 o C | P: - - -||||
| Spezifisches Gewicht (g/ml) / Spezifisches Gewicht | 3.39Q3-||||
| Dissoziationskonstante (pKa) bei 25 o C | - - -||||
| Notiz: | ||||
| Dampfdruck bei 25 o C (MPa) | 1,00 x 10 -10 Q1 Nicht flüchtig||||
| Henry-Konstante bei 25 o C (Pa * m 3 / mol) | - - -||||
| Henrysche Konstante bei 20 o C (dimensionslos) | 7,29 x 10 -21 Berechnet Nicht flüchtig||||
| Zerfallszeit im Boden (Tage) | DT50 (typisch) - - -||||
| - | ||||
| Wässrige Photolyse DT50 (Tage) bei pH 7 | Bedeutung: - - -||||
| - | ||||
| Wässrige Hydrolyse von DT50 (Tage) bei 20 o C und pH 7 | Bedeutung: - - -||||
| - | ||||
| Wasserniederschlag DT50 (Tage) | - - -||||
| Nur Wasserphase DT50 (Tage) | - - -||||
| GUS-Washout-Potential-Index | - - -||||
| Konzentrationswachstumsindex im Grundwasser SCI (µg/l) bei einer Aufwandmenge von 1 kg/ha (l/ha) | Bedeutung: - - -||||
| - | ||||
| Potenzial für partikelgebundenen Transportindex | - - -||||
| Koc - Verteilungskoeffizient für organischen Kohlenstoff (ml/g) | - - -||||
| pH-Beständigkeit: | ||||
| Notiz: | ||||
| Freundlich-Adsorptionsisotherme | kf:-- | -|||
| - | ||||
| Maximale UV-Absorption (l/(mol*cm)) | - - -||||
Kupferchlorid: Ökotoxizität
| Indikator | Bedeutung | Quelle / Qualitative Indikatoren / Sonstige Informationen | Erläuterung | |
| Biokonzentrationskoeffizient | BCF:-- | -|||
| Bioakkumulationspotenzial | - - -||||
| LD50 (mg/kg) | 140 V3 Ratte Mäßig||||
| Säugetiere - Kurzzeitfutter NOEL | (mg/kg): -- | -|||
| Geflügel - Akut LD50 (mg/kg) | - - -||||
| Vögel - Akute Toxizität (CK50 / LD50) | - - -||||
| Fisch - Akut 96 Stunden CK50 (mg/l) | 0,24 F4 Regenbogenforelle In Maßen||||
| Fisch - Chronisch 21 Tage NOEC (mg/l) | - - -||||
| Wirbellose Wassertiere - Akut 48 Stunden EC50 (mg/L) | - - -||||
| Wirbellose Wassertiere - Chronisch 21 Tage NOEC (mg/L) | - - -||||
| Aquatische Krebstiere - Akut 96 Stunden CK50 (mg/l) | 0,134 F3 Mysida-Garnelen In Maßen||||
| Bodenmikroorganismen - Akut 96 Stunden CK50 (mg/l) | 0,043 F4 Chironomus-Mücke Groß||||
| NOEC , statisch, Wasser (mg/l) | - - -||||
| Bodenmikroorganismen – Chronische 28-Tage-NOEC, Sedimentgestein (mg/kg) | - - -||||
| Wasserpflanzen - Akut 7 Tage EC50, Biomasse (mg/l) | - - -||||
| Algen – Akute 72 Stunden EC50-Wachstum (mg/L) | 0,55 H1 Unbekannte Spezies Mäßig||||
| Algen - Chronische 96-Stunden-NOEC, Wachstum (mg/l) | - - -||||
| Bienen - Akut 48 Stunden LD50 (mcg/individuell) | - - -||||
| Regenwürmer - Akut 14 Tage CK50 (mg/kg) | - - -||||
| Bodenwürmer - Chronische maximale inaktive Konzentration über 14 Tage, Reproduktion (mg/kg) | 15 A4 Regenwurm, als Cu, 8 Wochen Moderat||||
| Andere Arthropoden (1) | LR50 (g/ha): - - -||||
| Andere Arthropoden (2) | LR50 (g/ha): - - -||||
| Mikroorganismen im Boden | - - -||||
| Verfügbare Daten zur Mesowelt (Mesokosmos) | NOEAEC mg/l: - - -||||
Kupferchlorid: menschliche Gesundheit
Hauptmerkmale:
| Indikator | Bedeutung | Quelle / Qualitative Indikatoren / Sonstige Informationen | Erläuterung | |
| Säugetiere - Akute orale LD50 (mg/kg) | 140 V3 Ratte Mäßig||||
| Säugetiere - Dermal LD50 (mg/kg Körpergewicht) | - - -||||
| Säugetiere - Einatmen | ||||
Allgemeine Informationen zur Hydrolyse von Kupfer(II)chlorid
DEFINITION
Kupfer(II)chlorid- ein durchschnittliches Salz, das aus einer schwachen Base gebildet wird - Kupfer (II) -hydroxid (Cu (OH) 2) und einer starken Säure - Salzsäure (Salzsäure) (HCl). Formel - CuCl 2.
Repräsentiert Kristalle von gelbbrauner (dunkelbrauner) Farbe; in Form von kristallinen Hydraten - grün. Molmasse - 134 g / mol.
Reis. 1. Kupfer(II)chlorid. Aussehen.
Hydrolyse von Kupfer(II)chlorid
Am Kation hydrolysiert. Die Natur des Mediums ist sauer. Theoretisch ist ein zweiter Schritt möglich. Die Hydrolysegleichung hat folgende Form:
Erste Stufe:
CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl – (Salzdissoziation);
Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (Kationenhydrolyse);
Cu 2+ + 2Cl – + HOH ↔ CuOH + + 2Cl – + H + (Ionengleichung);
CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl (Molekülgleichung).
Zweiter Schritt:
Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl – (Salzdissoziation);
CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (Kationenhydrolyse);
CuOH + + Cl – + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl – + H + (Ionengleichung);
Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (Molekülgleichung).
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
BEISPIEL 2
| Die Aufgabe | Schreiben Sie die Elektrolysegleichung für Kupfer(II)chlorid-Lösung auf. Welche Stoffmasse wird an der Kathode freigesetzt, wenn 5 g Kupfer(II)-chlorid elektrolysiert werden? |
| Lösung | Wir schreiben die Dissoziationsgleichung für Kupfer(II)chlorid in wässriger Lösung: CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl –. Wir schreiben bedingt das Elektrolyseschema: (-) Kathode: Cu 2+ , H 2 O. (+) Anode: Cl -, H 2 O. Cu 2+ +2e → Cu 0 ; 2Cl - -2e → Cl 2. Dann sieht die Elektrolysegleichung für eine wässrige Lösung von Kupfer(II)-chlorid so aus: CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2. Berechnen Sie die Menge an Kupfer (II) -chlorid-Substanz anhand der in der Problembedingung angegebenen Daten (Molmasse - 134 g / mol): υ (CuCl 2) \u003d m (CuCl 2) / M (CuCl 2) \u003d 5/134 \u003d 0,04 mol. Nach der Reaktionsgleichung υ (CuCl 2) \u003d υ (Cu) \u003d 0,04 mol. Dann berechnen wir die an der Kathode freigesetzte Kupfermasse (Molmasse - 64 g / mol): m (Cu) \u003d υ (Cu) × M (Cu) \u003d 0,04 × 64 \u003d 2,56 g. |
| Antworten | Die an der Kathode freigesetzte Kupfermasse beträgt 2,56 g. |
§ein. Chemische Eigenschaften eines einfachen Stoffes (st. ok. = 0).
a) Verhältnis zu Sauerstoff.
Anders als seine Nebengruppen-Nachbarn Silber und Gold reagiert Kupfer direkt mit Sauerstoff. Kupfer zeigt wenig Aktivität gegenüber Sauerstoff, aber in feuchter Luft oxidiert es allmählich und überzieht sich mit einem grünlichen Film, der aus basischen Kupferkarbonaten besteht:
In trockener Luft erfolgt die Oxidation sehr langsam, auf der Kupferoberfläche bildet sich eine dünne Kupferoxidschicht:
Äußerlich verändert sich Kupfer nicht, da Kupfer(I)-oxid wie Kupfer selbst rosa ist. Außerdem ist die Oxidschicht so dünn, dass sie Licht durchlässt, d.h. scheint durch. Auf andere Weise oxidiert Kupfer beim Erhitzen, beispielsweise auf 600–800 °C. In den ersten Sekunden geht die Oxidation zu Kupfer(I)-oxid über, das sich von der Oberfläche in schwarzes Kupfer(II)-oxid verwandelt. Eine zweischichtige Oxidbeschichtung wird gebildet.
Q-Bildung (Cu 2 O) = 84935 kJ.
Abbildung 2. Die Struktur des Kupferoxidfilms.
b) Wechselwirkung mit Wasser.
Die Metalle der Kupfernebengruppe stehen am Ende der elektrochemischen Spannungsreihe nach dem Wasserstoffion. Daher können diese Metalle Wasserstoff nicht aus Wasser verdrängen. Gleichzeitig können Wasserstoff und andere Metalle Kupfer-Nebengruppenmetalle aus Lösungen ihrer Salze verdrängen, zum Beispiel:
Diese Reaktion ist Redox, da Elektronen übertragen werden:
Molekularer Wasserstoff verdrängt die Metalle der Kupfernebengruppe nur sehr schwer. Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass die Bindung zwischen Wasserstoffatomen stark ist und viel Energie aufgewendet wird, um sie zu brechen. Die Reaktion findet nur mit Wasserstoffatomen statt.
Kupfer in Abwesenheit von Sauerstoff interagiert praktisch nicht mit Wasser. In Gegenwart von Sauerstoff reagiert Kupfer langsam mit Wasser und wird mit einem grünen Film aus Kupferhydroxid und basischem Karbonat bedeckt:
c) Wechselwirkung mit Säuren.
In einer Reihe von Spannungen nach Wasserstoff verdrängt Kupfer es nicht von Säuren. Daher wirken Salzsäure und verdünnte Schwefelsäure nicht auf Kupfer.
In Gegenwart von Sauerstoff löst sich Kupfer jedoch in diesen Säuren unter Bildung der entsprechenden Salze:
Die einzige Ausnahme ist Jodwasserstoffsäure, die mit Kupfer unter Freisetzung von Wasserstoff reagiert und einen sehr stabilen Kupfer(I)-Komplex bildet:
2 Cu + 3 HALLO → 2 h[ CuI 2 ] + h 2
Kupfer reagiert auch mit Säuren - Oxidationsmitteln zum Beispiel mit Salpetersäure:
Cu+4HNO 3( Konz .) → Cu(NR 3 ) 2 +2NO 2 +2 Std 2 Ö
3Cu + 8HNO 3( verdünnt haben .) → 3Cu(NR 3 ) 2 +2NO+4H 2 Ö
Und auch mit konzentrierter kalter Schwefelsäure:
Cu + H 2 DAMIT 4 (konz.) → CuO + SO 2 +H 2 Ö
Mit heißer konzentrierter Schwefelsäure :
Cu+2H 2 DAMIT 4( Konz ., heiß ) → CuSO 4 + SO 2 + 2 Std 2 Ö
Mit wasserfreier Schwefelsäure bei einer Temperatur von 200 0 C wird Kupfer (I) -sulfat gebildet:
2Cu+2H 2 DAMIT 4( wasserfrei .) 200 Grad → Cu 2 DAMIT 4 ↓+SO 2 + 2 Std 2 Ö
d) Verhältnis zu Halogenen und einigen anderen Nichtmetallen.
Q-Bildung (CuCl) = 134300 kJ
Q-Bildung (CuCl 2) = 111700 kJ
Kupfer reagiert gut mit Halogenen, ergibt zwei Arten von Halogeniden: CuX und CuX 2 .. Unter Einwirkung von Halogenen bei Raumtemperatur treten keine sichtbaren Veränderungen auf, aber auf der Oberfläche bildet sich zuerst eine Schicht aus adsorbierten Molekülen und dann eine sehr dünne Schicht von Halogeniden. Beim Erhitzen ist die Reaktion mit Kupfer sehr heftig. Wir erhitzen den Kupferdraht oder die Kupferfolie und senken sie heiß in ein Gefäß mit Chlor - in der Nähe des Kupfers treten braune Dämpfe auf, die aus Kupfer (II) -Chlorid CuCl 2 gemischt mit Kupfer (I) -Chlorid CuCl bestehen. Die Reaktion erfolgt spontan aufgrund der Freisetzung von Wärme. Einwertige Kupferhalogenide werden durch Umsetzung von metallischem Kupfer mit einer Lösung von zweiwertigem Kupferhalogenid erhalten, zum Beispiel:
Dabei fällt das Monochlorid aus der Lösung als weißer Niederschlag auf der Kupferoberfläche aus.
Auch Kupfer reagiert beim Erhitzen (300-400 °C) recht leicht mit Schwefel und Selen:
2Cu+S→Cu 2 S
2Cu+Se→Cu 2 Se
Aber Kupfer reagiert auch bei hohen Temperaturen nicht mit Wasserstoff, Kohlenstoff und Stickstoff.
e) Wechselwirkung mit Oxiden von Nichtmetallen
Beim Erhitzen kann Kupfer einfache Substanzen aus einigen Nichtmetalloxiden (z. B. Schwefel(IV)-oxid und Stickstoff(II, IV)-oxiden) verdrängen, während es ein thermodynamisch stabileres Kupfer(II)-oxid bildet:
4Cu+SO 2 600–800 °C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2
2 Cu+2 NEIN 500-600° C →2 CuO + n 2
§2. Chemische Eigenschaften von einwertigem Kupfer (st.c. = +1)
In wässrigen Lösungen ist das Cu + -Ion sehr instabil und disproportioniert:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Kupfer in der Oxidationsstufe (+1) kann jedoch in Verbindungen mit sehr geringer Löslichkeit oder durch Komplexierung stabilisiert werden.
a) Kupferoxid (ich) Cu 2 Ö
amphoteres Oxid. Braunrote kristalline Substanz. Es kommt in der Natur als Mineral Cuprit vor. Es kann künstlich durch Erhitzen einer Lösung von Kupfer(II)-Salz mit Alkali und einem starken Reduktionsmittel, beispielsweise Formalin oder Glucose, erhalten werden. Kupfer(I)-oxid reagiert nicht mit Wasser. Kupfer(I)-oxid wird in eine Lösung mit konzentrierter Salzsäure überführt, um einen Chloridkomplex zu bilden:
Cu 2 Ö+4 HCl→2 h[ CuCl2]+ h 2 Ö
Wir lösen auch in einer konzentrierten Lösung von Ammoniak und Ammoniumsalzen auf:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
In verdünnter Schwefelsäure disproportioniert es zu zweiwertigem Kupfer und metallischem Kupfer:
Cu 2 O+H 2 DAMIT 4 (Dil.) →CuSO 4 + Cu 0 ↓+H 2 Ö
Außerdem geht Kupfer(I)-oxid in wässrigen Lösungen folgende Reaktionen ein:
1. Langsam durch Sauerstoff zu Kupfer(II)hydroxid oxidiert:
2 Cu 2 Ö+4 h 2 Ö+ Ö 2 →4 Cu(Oh) 2 ↓
2. Reagiert mit verdünnten Halogenwasserstoffsäuren zu den entsprechenden Kupfer(I)-halogeniden:
Cu 2 Ö+2 hG→2CuG↓ +h 2 Ö(G=Kl, Br, J)
3.Reduktion zu metallischem Kupfer mit typischen Reduktionsmitteln, z. B. Natriumhydrosulfit in konzentrierter Lösung:
2 Cu 2 Ö+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ N / A 2 DAMIT 4 + h 2 DAMIT 4
Kupfer(I)oxid wird in folgenden Reaktionen zu metallischem Kupfer reduziert:
1. Bei Erwärmung auf 1800 °C (Zersetzung):
2 Cu 2 Ö - 1800° C →2 Cu + Ö 2
2. Beim Erhitzen in einem Strom aus Wasserstoff, Kohlenmonoxid, Aluminium und anderen typischen Reduktionsmitteln:
Cu 2 O+H 2 - >250 °C →2Cu+H 2 Ö
Cu 2 O+CO - 250–300 °C →2Cu+CO 2
3 Cu 2 Ö + 2 Al - 1000° C →6 Cu + Al 2 Ö 3
Auch bei hohen Temperaturen reagiert Kupfer (I) oxid:
1. Mit Ammoniak (Bildung von Kupfer(I)-Nitrid)
3 Cu 2 Ö + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 n + 3 h 2 Ö
2. Mit Alkalimetalloxiden:
Cu 2 O+M 2 Ö- 600–800 °C →2 mCuO (M= Li, Na, K)
Dabei entstehen Cuprate von Kupfer (I).
Kupfer(I)-oxid reagiert deutlich mit Alkalien:
Cu 2 Ö+2 NaOH (konz.) + h 2 Ö↔2 N / A[ Cu(Oh) 2 ]
b) Kupferhydroxid (ich) CuOH
Kupfer(I)hydroxid bildet eine gelbe Substanz und ist in Wasser unlöslich.
Zersetzt sich leicht beim Erhitzen oder Kochen:
2 CuOH → Cu 2 Ö + h 2 Ö
c) HalogenideCuF, CuVONl, CuBrUndCuJ
Alle diese Verbindungen sind weiße kristalline Substanzen, schwer löslich in Wasser, aber gut löslich in einem Überschuss an NH 3 , Cyanidionen, Thiosulfationen und anderen starken Komplexbildnern. Jod bildet nur die Verbindung Cu +1 J. Im gasförmigen Zustand bilden sich Zyklen vom Typ (CuГ) 3 . Reversibel löslich in den entsprechenden Halogenwasserstoffsäuren:
CuG + HG ↔h[ Cug 2 ] (G=Kl, Br, J)
Kupfer(I)-Chlorid und -Bromid sind an feuchter Luft instabil und wandeln sich allmählich in basische Kupfer(II)-Salze um:
4 CuD+2h 2 Ö + Ö 2 →4 Cu(Oh)G (G=Cl, Br)
d) Andere Kupferverbindungen (ich)
1. Kupfer(I)acetat (CH 3 COOCu) - eine Kupferverbindung, hat die Form farbloser Kristalle. In Wasser hydrolysiert es langsam zu Cu 2 O, an Luft oxidiert es zu zweiwertigem Kupferacetat; CH 3 COOSu wird durch Reduktion (CH 3 COO) 2 Cu mit Wasserstoff oder Kupfer, Sublimation (CH 3 COO) 2 Cu im Vakuum oder Wechselwirkung (NH 3 OH) SO 4 mit (CH 3 COO) 2 Cu in p- re in Anwesenheit von H 3 COOH 3 . Die Substanz ist giftig.
2. Kupfer(I)acetylenid - rotbraune, manchmal schwarze Kristalle. Wenn sie trocken sind, detonieren die Kristalle beim Aufprall oder bei Hitze. Nassbeständig. Bei der Detonation in Abwesenheit von Sauerstoff entstehen keine gasförmigen Substanzen. Zersetzt sich unter Einwirkung von Säuren. Es entsteht als Niederschlag beim Einleiten von Acetylen in Ammoniaklösungen von Kupfer(I)-Salzen:
VON 2 h 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Oh) → Cu 2 C 2 ↓ +2 h 2 Ö+2 NH 3
Diese Reaktion dient dem qualitativen Nachweis von Acetylen.
3. Kupfernitrid – eine anorganische Verbindung mit der Formel Cu 3 N, dunkelgrüne Kristalle.
Zersetzt sich beim Erhitzen:
2 Cu 3 n - 300° C →6 Cu + n 2
Reagiert heftig mit Säuren:
2 Cu 3 n +6 HCl - 300° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3
§3. Chemische Eigenschaften von zweiwertigem Kupfer (st.c. = +2)
Der stabilste Oxidationszustand von Kupfer und der charakteristischste davon.
a) Kupferoxid (II) CuO
CuO ist das basische Oxid des zweiwertigen Kupfers. Schwarze Kristalle, unter normalen Bedingungen ziemlich stabil, praktisch unlöslich in Wasser. In der Natur kommt es in Form des Minerals Tenorit (Melakonit) von schwarzer Farbe vor. Kupfer(II)-oxid reagiert mit Säuren zu den entsprechenden Salzen von Kupfer(II) und Wasser:
CuO + 2 HNO 3 → Cu(NEIN 3 ) 2 + h 2 Ö
Beim Schmelzen von CuO mit Alkalien entstehen Cuprate von Kupfer (II):
CuO+2 KOH- T ° → K 2 CuO 2 + h 2 Ö
Beim Erhitzen auf 1100 °C zersetzt es sich:
4CuO- T ° →2 Cu 2 Ö + Ö 2
b) Kupfer(II)-hydroxidCu(Oh) 2
Kupfer(II)-hydroxid ist eine blaue amorphe oder kristalline Substanz, praktisch unlöslich in Wasser. Beim Erhitzen auf 70-90 ° C zersetzen sich Cu (OH) 2 -Pulver oder seine wässrigen Suspensionen zu CuO und H 2 O:
Cu(Oh) 2 → CuO + h 2 Ö
Es ist ein amphoteres Hydroxid. Reagiert mit Säuren unter Bildung von Wasser und dem entsprechenden Kupfersalz:
Es reagiert nicht mit verdünnten Alkalilösungen, löst sich aber in konzentrierten unter Bildung von hellblauen Tetrahydroxocupraten (II):
Kupfer(II)hydroxid bildet mit schwachen Säuren basische Salze. Es löst sich sehr leicht in überschüssigem Ammoniak unter Bildung von Kupferammoniak:
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 Ö
Kupferammoniak hat eine intensive blauviolette Farbe und wird daher in der analytischen Chemie zur Bestimmung kleiner Mengen von Cu 2+ -Ionen in Lösung verwendet.
c) Kupfersalze (II)
Einfache Salze von Kupfer(II) sind für die meisten Anionen bekannt, mit Ausnahme von Cyanid und Iodid, die bei Wechselwirkung mit dem Cu 2+ -Kation kovalente Kupfer(I)-Verbindungen bilden, die in Wasser unlöslich sind.
Kupfersalze (+2) sind meist wasserlöslich. Die blaue Farbe ihrer Lösungen wird mit der Bildung des 2+-Ions in Verbindung gebracht. Sie kristallisieren oft als Hydrate. So kristallisiert Tetrahydrat aus einer wässrigen Lösung von Kupfer(II)-chlorid unter 15 0 C, Trihydrat bei 15–26 0 C und Dihydrat über 26 0 C. Kupfer(II)-Salze unterliegen in wässrigen Lösungen in geringem Maße der Hydrolyse, oft fallen basische Salze aus.
1. Kupfer(II)sulfat-Pentahydrat (Kupfersulfat)
Von größter praktischer Bedeutung ist CuSO 4 * 5H 2 O, Kupfersulfat genannt. Trockenes Salz hat eine blaue Farbe, verliert jedoch bei leichter Erwärmung (200 0 C) Kristallwasser. Wasserfreies weißes Salz. Beim weiteren Erhitzen auf 700 0 C wird es zu Kupferoxid, wobei Schwefeltrioxid verloren geht:
CuSO 4 -- T ° → CuO+ DAMIT 3
Kupfersulfat wird durch Auflösen von Kupfer in konzentrierter Schwefelsäure hergestellt. Diese Reaktion ist im Abschnitt "Chemische Eigenschaften einer einfachen Substanz" beschrieben. Kupfersulfat wird bei der elektrolytischen Herstellung von Kupfer, in der Landwirtschaft zur Bekämpfung von Schädlingen und Pflanzenkrankheiten sowie zur Gewinnung anderer Kupferverbindungen verwendet.
2. Kupfer(II)chlorid-Dihydrat.
Dies sind dunkelgrüne Kristalle, die leicht in Wasser löslich sind. Konzentrierte Lösungen von Kupferchlorid sind grün und verdünnte Lösungen sind blau. Dies ist auf die Bildung eines grünen Chloridkomplexes zurückzuführen:
Cu 2+ +4 Kl - →[ CuCl 4 ] 2-
Und seine weitere Zerstörung und die Bildung eines blauen Aquakomplexes.
3. Kupfer(II)nitrattrihydrat.
Blauer kristalliner Feststoff. Erhalten durch Auflösen von Kupfer in Salpetersäure. Beim Erhitzen verlieren die Kristalle zunächst Wasser, zersetzen sich dann unter Freisetzung von Sauerstoff und Stickstoffdioxid und werden zu Kupfer(II)-oxid:
2Cu (Nr 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Hydroxomedi(II)-Carbonat.
Kupfercarbonate sind instabil und werden praktisch nie verwendet. Von einiger Bedeutung für die Kupfergewinnung ist nur das basische Kupfercarbonat Cu 2 (OH) 2 CO 3 , das in der Natur in Form des Minerals Malachit vorkommt. Beim Erhitzen zersetzt es sich leicht unter Freisetzung von Wasser, Kohlenmonoxid (IV) und Kupferoxid (II):
Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§4. Chemische Eigenschaften von dreiwertigem Kupfer (st.c. = +3)
Diese Oxidationsstufe ist für Kupfer am wenigsten stabil, weshalb Kupfer(III)-Verbindungen eher die Ausnahme als die „Regel“ sind. Es existieren jedoch einige dreiwertige Kupferverbindungen.
a) Kupferoxid (III) Cu 2 Ö 3
Es ist eine kristalline Substanz, dunkle Granatfarbe. Löst sich nicht in Wasser auf.
Erhalten durch Oxidation von Kupfer(II)hydroxid mit Kaliumperoxodisulfat in alkalischem Medium bei niedrigen Temperaturen:
2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 Ö 8 +2KOH -- -20 °C →Cu 2 Ö 3 ↓+2K 2 DAMIT 4 +3H 2 Ö
Diese Substanz zersetzt sich bei einer Temperatur von 400 0 C:
Cu 2 Ö 3 -- T ° →2 CuO+ Ö 2
Kupfer(III)-oxid ist ein starkes Oxidationsmittel. Bei der Wechselwirkung mit Chlorwasserstoff wird Chlor zu freiem Chlor reduziert:
Cu 2 Ö 3 +6 HCl-- T ° →2 CuCl 2 + Kl 2 +3 h 2 Ö
b) Kupfercuprate (W)
Dies sind schwarze oder blaue Substanzen, sie sind in Wasser nicht stabil, sie sind diamagnetisch, das Anion ist ein Band aus Quadraten (dsp 2). Entstanden durch die Wechselwirkung von Kupfer(II)hydroxid und Alkalimetallhypochlorit in alkalischem Milieu:
2 Cu(Oh) 2 +MClO + 2 NaOH→2MCuO 3 + NaCl +3 h 2 Ö (m= N / A- Cs)
c) Kaliumhexafluorocuprat(III)
Grüne Substanz, paramagnetisch. Oktaederstruktur sp 3 d 2 . Kupferfluoridkomplex CuF 3, der sich im freien Zustand bei -60 0 C zersetzt. Er entsteht durch Erhitzen einer Mischung aus Kalium- und Kupferchloriden in einer Fluoratmosphäre:
3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2
Zersetzt Wasser unter Bildung von freiem Fluor.
§fünf. Kupferverbindungen in der Oxidationsstufe (+4)
Bisher ist der Wissenschaft nur eine Substanz bekannt, bei der Kupfer in der Oxidationsstufe +4 vorliegt, dies ist Cäsiumhexafluorcuprat (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - eine orangefarbene kristalline Substanz, die in Glasampullen bei 0 0 C stabil ist Es reagiert heftig mit Wasser. Erhalten durch Fluorierung bei hohem Druck und hoher Temperatur einer Mischung aus Cäsium- und Kupferchloriden:
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- T ° p → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
Kupferchlorid 2
Chemische Eigenschaften
Das Werkzeug ist eine binäre anorganische Substanz, die zur Klasse gehört Salze Und Halogenide . Es kann als ein gebildetes Salz betrachtet werden Salzsäure Und Kupfer .
Racemische Formel von Kupferchlorid: CuCl2.
Das Molekulargewicht dieser Verbindung beträgt 134,5 Gramm pro Mol. Die Substanz schmilzt bei 498 Grad Celsius. Das Mittel bildet kristalline Hydrate des Typs CuCl2 nH2O .
In der Medizin verwendet Kupferchlorid Dihydrat.
Das Produkt in fester Form sind gelbbraune Kristalle. Komposition kristalline Hydrate hängt von der Temperatur ab, bei der Kristallisation auftritt. Die Substanz ist gut löslich in Ethylalkohol, Wasser, Aceton Und Methanol .
Reaktionen von Kupferchlorid
Die Substanz interagiert mit Alkali , so entsteht in der Regel eine unlösliche Base und ein lösliches Salz. Kupferchlorid reagiert mit Metallen, die sich in der elektrochemischen Spannungsreihe links vom Metall befinden Cu . Auch die Verbindung ist durch Reaktionen gekennzeichnet Ionenaustausch Bei anderen Salzen wird dadurch eine unlösliche Substanz gebildet und Gas freigesetzt.
Im technischen Maßstab wird das Mittel durch die Reaktion gewonnen Kupferoxid 2 mit Salzsäure oder durch Austauschreaktion Bariumchlorid von Kupfersulfat .
Es gibt auch eine Verbindung Kupferchlorid 1 , bei dem Kupfer einwertig ist. Monochlorid Dieses Metall ist eine ziemlich giftige Verbindung.
pharmakologische Wirkung
Stoffwechsel.
Pharmakodynamik und Pharmakokinetik
Kupfer ist für den Körper unentbehrlich. Beispielsweise ist es an einer Reihe von chemischen Reaktionen beteiligt, die im Lebergewebe ablaufen. Nach dem Eintritt in den Körper wird die Substanz fast vollständig verstoffwechselt.
Hinweise zur Verwendung
Kupferchloridlösung ist Bestandteil der eingesetzten Lösungen parenterale Ernährung und befriedigt das Bedürfnis des Körpers nach Spurenelemente .
Kontraindikationen
Zubereitungen, die eine Lösung enthalten, können nicht verwendet werden, wenn der Patient Substanzen in der Zusammensetzung hat, Kinder unter 10 Jahren. Vorsicht bei Nieren- oder Leberinsuffizienz.
Nebenwirkungen
Das Medikament wird von den Patienten in der Regel gut vertragen. Selten treten während der Infusion Übelkeit und Schmerzen an der Injektionsstelle auf.
Kupferchlorid, Gebrauchsanweisung (Methode und Dosierung)
Das Mittel wird intravenös verabreicht.
Wenn das Medikament zunächst in Form eines Pulvers vorliegt, wird es in Lösungen verdünnt Glucose oder .
Die resultierende Lösung muss innerhalb eines Tages verwendet werden.
Das Dosierungsschema und das Behandlungsschema hängen vom Medikament und der Krankheit ab.
Überdosis
Eine Überdosierung des Arzneimittels tritt selten auf. Meistens wird es unter Aufsicht von Honig verwendet. Personal und im Krankenhaus.
Wenn das Medikament zu schnell verabreicht wird, kann es auftreten: Erbrechen, Schwitzen, Hyperämie Haut bedeckt. Die Reaktionen verschwinden nach einer Abnahme der Verabreichungsrate des Arzneimittels.
Interaktion
Es ist möglich, die Substanz in einer Spritze oder Packung nur mit r-mi zu mischen Glucose oder Aminosäuren , deren Konzentration 50 % nicht übersteigt.
Während Schwangerschaft und Stillzeit
Das Medikament kann schwangeren Frauen verschrieben werden.
Es liegen keine ausreichenden Daten zur Anwendung dieser Komponente während der Stillzeit vor.
Zubereitungen mit (Analoga)
Zufall im ATX-Code der 4. Ebene:Kupferchlorid ist in Form eines Dihydrats in der Zusammensetzung des Konzentrats zur Herstellung von Infusionslösungen enthalten Addamel N.
