Vara hlorīda 2 šķīduma formula. Varš un tā savienojumi
Pamatinformācija:
| Aizsargā, kavē sēnīšu sporu un patogēnu iekļūšanu vadošajos audos |
| Korona dzeltenais korpuss (bezūdens) līdz zili zaļiem kristāliem (dihidrāts) |
Izlaidums:
vara hlorīds: uzvedība vidē
| Indikators | Nozīme | Paskaidrojums | ||
| Šķīdība ūdenī pie 20 o C (mg/l) | 757000 Q4 Augsts||||
| Šķīdība organiskajos šķīdinātājos 20 o C temperatūrā (mg/l) | 680000 Q4 — metanols —||||
| Kušanas temperatūra (o C) | - - -||||
| Vārīšanās punkts (o C) | - - -||||
| Sadalīšanās temperatūra (o C) | - - -||||
| Uzliesmošanas temperatūra (o C) | - - -||||
| Sadalījuma koeficients oktanolā/ūdenī pie pH 7, 20 o C | P: - - -||||
| Īpatnējais svars (g/ml) / īpatnējais svars | 3,39 Q3-||||
| Disociācijas konstante (pKa) 25 o C temperatūrā | - - -||||
| Piezīme: | ||||
| Tvaika spiediens pie 25 o C (MPa) | 1,00 X 10 -10 Q1 Nav nepastāvīgs||||
| Henrija likuma konstante 25 o C temperatūrā (Pa * m 3 / mol) | - - -||||
| Henrija likuma konstante 20 o C temperatūrā (bez dimensijas) | 7,29 X 10 -21 Aprēķināts Nav nepastāvīgs||||
| Sabrukšanas periods augsnē (dienas) | DT50 (parasti) - - -||||
| - | ||||
| Ūdens fotolīze DT50 (dienas) pie pH 7 | Nozīme: - - -||||
| - | ||||
| DT50 (dienas) ūdens hidrolīze pie 20 o C un pH 7 | Nozīme: - - -||||
| - | ||||
| Ūdens nokrišņi DT50 (dienas) | - - -||||
| Tikai ūdens fāze DT50 (dienas) | - - -||||
| GUS izskalošanās potenciāla indekss | - - -||||
| Koncentrācijas pieauguma indekss gruntsūdeņu SCI (µg/l) pie lietošanas daudzuma 1 kg/ha (l/ha) | Nozīme: - - -||||
| - | ||||
| Potenciāls daļiņu transportēšanas indeksam | - - -||||
| Koc — organiskā oglekļa sadalījuma koeficients (ml/g) | - - -||||
| pH izturība: | ||||
| Piezīme: | ||||
| Freindliha adsorbcijas izoterma | kf:-- | -|||
| - | ||||
| Maksimālā UV absorbcija (l/(mol*cm)) | - - -||||
vara hlorīds: ekotoksicitāte
| Indikators | Nozīme | Avots / Kvalitatīvie rādītāji / Cita informācija | Paskaidrojums | |
| Biokoncentrācijas koeficients | BCF: -- | -|||
| Bioakumulācijas potenciāls | - - -||||
| LD50 (mg/kg) | 140 V3 Žurka Vidēji||||
| Zīdītāji – īslaicīga barība NOEL | (mg/kg): -- | -|||
| Mājputni — akūts LD50 (mg/kg) | - - -||||
| Putni — akūta toksicitāte (CK50/LD50) | - - -||||
| Zivis — akūts 96 stundu CK50 (mg/l) | 0,24 F4 varavīksnes forele Mēreni||||
| Zivis — hroniska 21 dienas NOEC (mg/l) | - - -||||
| Ūdens bezmugurkaulnieki — akūti 48 stundu EC50 (mg/l) | - - -||||
| Ūdens bezmugurkaulnieki — hroniski 21 dienas NOEC (mg/l) | - - -||||
| Ūdens vēžveidīgie — akūts 96 stundu CK50 (mg/l) | 0,134 F3 mysida garneles Mēreni||||
| Apakšējie mikroorganismi – akūts 96 stundu CK50 (mg/l) | 0,043 F4 Chironomus ods Gara auguma||||
| NOEC, statisks, ūdens (mg/l) | - - -||||
| Grunts mikroorganismi — hronisks 28 dienu NOEC, nogulumieži (mg/kg) | - - -||||
| Ūdensaugi - Akūts 7 dienu EC50 , biomasa (mg/l) | - - -||||
| Aļģes — akūta 72 stundu EC50 augšana (mg/l) | 0,55 H1 Nezināmas sugas Mērens||||
| Aļģes - hroniska 96 stundu NOEC, augšana (mg/l) | - - -||||
| Bites — akūts 48 stundu LD50 (mcg/indivīds) | - - -||||
| Sliekas — akūts 14 dienu CK50 (mg/kg) | - - -||||
| Augsnes tārpi — hroniska 14 dienu maksimālā neaktīvā koncentrācija, vairošanās (mg/kg) | 15 A4 Slieka, kā Cu, 8 nedēļas Mērens||||
| Citi posmkāji (1) | LR50 (g/ha): - - -||||
| Citi posmkāji (2) | LR50 (g/ha): - - -||||
| Augsnes mikroorganismi | - - -||||
| Pieejamie dati par mezopasauli (mezokosmu) | NOEAEC mg/l: - - -||||
vara hlorīds: cilvēku veselība
Galvenās īpašības:
| Indikators | Nozīme | Avots / Kvalitatīvie rādītāji / Cita informācija | Paskaidrojums | |
| Zīdītāji — akūts perorāls LD50 (mg/kg) | 140 V3 Žurka Vidēji||||
| Zīdītāji — LD50 caur ādu (mg/kg ķermeņa svara) | - - -||||
| Zīdītāji – ieelpošana | ||||
Vispārīga informācija par vara (II) hlorīda hidrolīzi
DEFINĪCIJA
Vara(II) hlorīds- vidējais sāls, ko veido vāja bāze - vara (II) hidroksīds (Cu (OH) 2) un spēcīga skābe - sālsskābe (sālsskābe) (HCl). Formula - CuCl 2.
Pārstāv dzeltenbrūnas (tumši brūnas) krāsas kristālus; kristālisku hidrātu veidā - zaļš. Molmasa - 134 g / mol.
Rīsi. 1. Vara (II) hlorīds. Izskats.
Vara(II) hlorīda hidrolīze
Hidrolizēts pie katjona. Barotnes raksturs ir skābs. Teorētiski ir iespējams otrs solis. Hidrolīzes vienādojumam ir šāda forma:
Pirmais posms:
CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl - (sāļu disociācija);
Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (katjonu hidrolīze);
Cu 2+ + 2Cl - + HOH ↔ CuOH + + 2Cl - + H + (jonu vienādojums);
CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl + HCl (molekulārais vienādojums).
Otrais solis:
Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl - (sāļu disociācija);
CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (katjonu hidrolīze);
CuOH + + Cl - + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl - + H + (jonu vienādojums);
Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (molekulārais vienādojums).
Problēmu risināšanas piemēri
1. PIEMĒRS
2. PIEMĒRS
| Uzdevums | Pierakstiet vara (II) hlorīda šķīduma elektrolīzes vienādojumu. Kāda vielas masa izdalīsies uz katoda, ja elektrolīzei pakļauj 5 g vara (II) hlorīda? |
| Risinājums | Mēs rakstām disociācijas vienādojumu vara (II) hlorīdam ūdens šķīdumā: CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl -. Mēs nosacīti uzrakstām elektrolīzes shēmu: (-) Katods: Cu 2+ , H 2 O. (+) Anods: Cl-, H2O. Cu 2+ +2e → Cu o ; 2Cl - -2e → Cl 2. Tad vara (II) hlorīda ūdens šķīduma elektrolīzes vienādojums izskatīsies šādi: CuCl 2 \u003d Cu + Cl 2. Aprēķiniet vara (II) hlorīda vielas daudzumu, izmantojot problēmas stāvoklī norādītos datus (molmasa - 134 g / mol): υ (CuCl 2) \u003d m (CuCl 2) / M (CuCl 2) \u003d 5/134 \u003d 0,04 mol. Saskaņā ar reakcijas vienādojumu υ (CuCl 2) \u003d υ (Cu) \u003d 0,04 mol. Tad mēs aprēķinām katoda izdalītā vara masu (molmasa - 64 g / mol): m (Cu) \u003d υ (Cu) × M (Cu) = 0,04 × 64 = 2,56 g. |
| Atbilde | Katodā izdalītā vara masa ir 2,56 g. |
§ viens. Vienkāršas vielas ķīmiskās īpašības (st. ok. = 0).
a) Saistība ar skābekli.
Atšķirībā no apakšgrupas kaimiņiem, sudraba un zelta, varš tieši reaģē ar skābekli. Varam ir maza aktivitāte pret skābekli, bet mitrā gaisā tas pakāpeniski oksidējas un pārklājas ar zaļganu plēvi, kas sastāv no pamata vara karbonātiem:
Sausā gaisā oksidēšanās notiek ļoti lēni, uz vara virsmas veidojas plāns vara oksīda slānis:
Ārēji varš nemainās, jo vara (I) oksīds, tāpat kā pats varš, ir rozā krāsā. Turklāt oksīda slānis ir tik plāns, ka laiž cauri gaismu, t.i. spīd cauri. Citādā veidā varš oksidējas, karsējot, piemēram, 600-800 0 C. Pirmajās sekundēs oksidēšanās pāriet uz vara (I) oksīdu, kas no virsmas pārvēršas par melno vara (II) oksīdu. Tiek izveidots divslāņu oksīda pārklājums.
Q veidošanās (Cu 2 O) = 84935 kJ.
2. attēls. Vara oksīda plēves struktūra.
b) Mijiedarbība ar ūdeni.
Vara apakšgrupas metāli atrodas elektroķīmiskās spriegumu sērijas beigās, aiz ūdeņraža jona. Tāpēc šie metāli nevar izspiest ūdeņradi no ūdens. Tajā pašā laikā ūdeņradis un citi metāli var izspiest vara apakšgrupas metālus no to sāļu šķīdumiem, piemēram:
Šī reakcija ir redokss, jo notiek elektronu pārnešana:
Molekulārais ūdeņradis ar lielām grūtībām izspiež vara apakšgrupas metālus. Tas izskaidrojams ar to, ka saite starp ūdeņraža atomiem ir spēcīga un tās pārraušanai tiek tērēts daudz enerģijas. Reakcija notiek tikai ar ūdeņraža atomiem.
Varš bez skābekļa praktiski nesadarbojas ar ūdeni. Skābekļa klātbūtnē varš lēnām reaģē ar ūdeni un pārklājas ar zaļu vara hidroksīda un bāzes karbonāta plēvi:
c) Mijiedarbība ar skābēm.
Atrodoties virknē spriegumu pēc ūdeņraža, varš to neizspiež no skābēm. Tāpēc sālsskābe un atšķaidīta sērskābe neiedarbojas uz varu.
Tomēr skābekļa klātbūtnē varš izšķīst šajās skābēs, veidojot atbilstošus sāļus:
Vienīgais izņēmums ir jodūdeņražskābe, kas reaģē ar varu, izdalot ūdeņradi un veidojot ļoti stabilu vara (I) kompleksu:
2 Cu + 3 SVEIKI → 2 H[ CuI 2 ] + H 2
Varš reaģē arī ar skābēm - oksidētājiem, piemēram, ar slāpekļskābi:
Cu+4HNO 3( konc .) → Cu(NO 3 ) 2 +2NĒ 2 +2H 2 O
3Cu + 8HNO 3( pēc atšķaidīšanas .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O
Un arī ar koncentrētu aukstu sērskābi:
Cu + H 2 SO 4 (konc.) → CuO + SO 2 + H 2 O
Ar karstu koncentrētu sērskābi :
Cu+2H 2 SO 4( konc ., karsts ) → CuSO 4 + TĀ 2 + 2H 2 O
Ar bezūdens sērskābi 200 0 C temperatūrā veidojas vara (I) sulfāts:
2Cu+2H 2 SO 4( bezūdens .) 200°C → Cu 2 SO 4 ↓+SO 2 + 2H 2 O
d) Saistība ar halogēniem un dažiem citiem nemetāliem.
Q veidošanās (CuCl) = 134300 kJ
Q veidošanās (CuCl 2) = 111700 kJ
Varš labi reaģē ar halogēniem, dod divu veidu halogenīdus: CuX un CuX 2 .. Halogēnu iedarbībā istabas temperatūrā nekādas redzamas izmaiņas nenotiek, bet uz virsmas vispirms veidojas adsorbētu molekulu slānis, bet pēc tam ļoti plāns slānis. no halogenīdiem. Sildot, reakcija ar varu ir ļoti spēcīga. Mēs uzsildām vara stiepli vai foliju un karstu nolaižam hlora burkā - pie vara parādīsies brūni tvaiki, kas sastāv no vara (II) hlorīda CuCl 2, kas sajaukts ar vara (I) hlorīdu CuCl. Reakcija notiek spontāni, pateicoties siltuma izdalīšanai. Vienvērtīgo vara halogenīdus iegūst, reaģējot metāliskajam vara ar divvērtīga vara halogenīda šķīdumu, piemēram:
Šajā gadījumā monohlorīds no šķīduma izgulsnējas baltu nogulšņu veidā uz vara virsmas.
Varš arī diezgan viegli reaģē ar sēru un selēnu karsējot (300-400 ° C):
2Cu+S→Cu 2 S
2Cu+Se→Cu 2 Se
Bet varš nereaģē ar ūdeņradi, oglekli un slāpekli pat augstā temperatūrā.
e) Mijiedarbība ar nemetālu oksīdiem
Sildot, varš var izspiest vienkāršas vielas no dažiem nemetālu oksīdiem (piemēram, sēra (IV) oksīda un slāpekļa (II, IV) oksīdiem), vienlaikus veidojot termodinamiski stabilāku vara (II) oksīdu:
4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S
4Cu+2NO 2 500-600°C → 4CuO + N 2
2 Cu+2 NĒ 500-600° C →2 CuO + N 2
§2. Vienvērtīgā vara ķīmiskās īpašības (st.c. = +1)
Ūdens šķīdumos Cu + jons ir ļoti nestabils un nesamērīgs:
Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+
Tomēr varu oksidācijas stāvoklī (+1) var stabilizēt savienojumos ar ļoti zemu šķīdību vai kompleksa veidošanās ceļā.
a) vara oksīds (es) Cu 2 O
amfoteriskais oksīds. Brūni sarkana kristāliska viela. Dabā tas sastopams kā minerāls kuprīts. To var mākslīgi iegūt, karsējot vara (II) sāls šķīdumu ar sārmu un kādu spēcīgu reducētāju, piemēram, formalīnu vai glikozi. Vara(I) oksīds nereaģē ar ūdeni. Vara (I) oksīdu pārnes šķīdumā ar koncentrētu sālsskābi, veidojot hlorīda kompleksu:
Cu 2 O+4 HCl→2 H[ CuCl2]+ H 2 O
Mēs izšķīdinām arī koncentrētā amonjaka un amonija sāļu šķīdumā:
Cu 2 O+2NH 4 + →2 +
Atšķaidītā sērskābē tas ir nesamērīgs ar divvērtīgo varu un metālisko varu:
Cu 2 O+H 2 SO 4 (dil.) →CuSO 4 + Cu 0 ↓+H 2 O
Arī vara (I) oksīds ūdens šķīdumos nonāk šādās reakcijās:
1. Lēni oksidējas ar skābekli līdz vara (II) hidroksīdam:
2 Cu 2 O+4 H 2 O+ O 2 →4 Cu(Ak) 2 ↓
2. Reaģē ar atšķaidītām halogenīdskābēm, veidojot atbilstošos vara(I) halogenīdus:
Cu 2 O+2 HG→2CuG↓ +H 2 O(G=Cl, Br, Dž)
3.Reducēts līdz metāliskam varam ar tipiskiem reducētājiem, piemēram, nātrija hidrosulfītu koncentrētā šķīdumā:
2 Cu 2 O+2 NaSO 3 →4 Cu↓+ Na 2 SO 4 + H 2 SO 4
Vara (I) oksīds tiek reducēts par metālisku varu šādās reakcijās:
1. Karsējot līdz 1800 °C (sadalīšanās):
2 Cu 2 O - 1800° C →2 Cu + O 2
2. Karsējot ūdeņraža, oglekļa monoksīda, alumīnija un citu tipisku reducētāju plūsmā:
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
Arī augstā temperatūrā vara (I) oksīds reaģē:
1. Ar amonjaku (veidojas vara(I) nitrīds)
3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O
2. Ar sārmu metālu oksīdiem:
Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 MCuO (M = Li, Na, K)
Šajā gadījumā veidojas vara (I) kuprāti.
Vara(I) oksīds izteikti reaģē ar sārmiem:
Cu 2 O+2 NaOH (konc.) + H 2 O↔2 Na[ Cu(Ak) 2 ]
b) Vara hidroksīds (es) CuOH
Vara (I) hidroksīds veido dzeltenu vielu un nešķīst ūdenī.
Karsējot vai vārot viegli sadalās:
2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O
c) halogenīdiCuF, CuNOl, CuBrUnCuJ
Visi šie savienojumi ir baltas kristāliskas vielas, slikti šķīst ūdenī, bet viegli šķīst NH3, cianīda jonu, tiosulfāta jonu un citu spēcīgu kompleksveidotāju pārpalikumā. Jods veido tikai savienojumu Cu +1 J. Gāzveida stāvoklī veidojas (CuГ) 3 tipa cikli. Atgriezeniski šķīst attiecīgajās halogenskābes skābēs:
CuG + HG ↔H[ CuG 2 ] (G=Cl, Br, Dž)
Vara (I) hlorīds un bromīds ir nestabili mitrā gaisā un pakāpeniski pārvēršas bāziskos vara (II) sāļos:
4 CuD +2H 2 O + O 2 →4 Cu(Ak)G (G=Cl, Br)
d) citi vara savienojumi (es)
1. Vara (I) acetāts (CH 3 COOCu) - vara savienojums, ir bezkrāsainu kristālu formā. Ūdenī tas lēnām hidrolizējas līdz Cu 2 O, gaisā oksidējas par divvērtīgu vara acetātu; CH 3 COOSu iegūst, reducējot (CH 3 COO) 2 Cu ar ūdeņradi vai varu, sublimējot (CH 3 COO) 2 Cu vakuumā vai mijiedarbībā (NH 3 OH) SO 4 ar (CH 3 COO) 2 Cu p- atkārtoti H 3 COOH 3 klātbūtnē. Viela ir toksiska.
2. Vara(I) acetilenīds - sarkanbrūni, dažreiz melni kristāli. Kad kristāli ir izžuvuši, trieciena vai karstuma rezultātā detonē. Mitrumizturīgs. Detonācija bez skābekļa nerada gāzveida vielas. Sadalās skābju iedarbībā. Tas veidojas kā nogulsnes, kad acetilēnu ievada vara(I) sāļu amonjaka šķīdumos:
NO 2 H 2 +2[ Cu(NH 3 ) 2 ](Ak) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O+2 NH 3
Šo reakciju izmanto acetilēna kvalitatīvai noteikšanai.
3. Vara nitrīds - neorganisks savienojums ar formulu Cu 3 N, tumši zaļi kristāli.
Karsējot sadalās:
2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2
Spēcīgi reaģē ar skābēm:
2 Cu 3 N +6 HCl - 300° C →3 Cu↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3
§3. Divvērtīgā vara ķīmiskās īpašības (st.c. = +2)
Vara visstabilākais oksidācijas stāvoklis un tam raksturīgākais.
a) vara oksīds (II) CuO
CuO ir divvērtīgā vara pamata oksīds. Melni kristāli, normālos apstākļos diezgan stabili, ūdenī praktiski nešķīst. Dabā tas sastopams melnas krāsas minerāla tenorīta (melakonīta) formā. Vara (II) oksīds reaģē ar skābēm, veidojot atbilstošus vara (II) un ūdens sāļus:
CuO + 2 HNO 3 → Cu(NĒ 3 ) 2 + H 2 O
Kad CuO sakausē ar sārmiem, veidojas vara (II) kuprāti:
CuO+2 KOH- t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O
Sildot līdz 1100 °C, tas sadalās:
4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2
b) Vara (II) hidroksīdsCu(Ak) 2
Vara(II) hidroksīds ir zila amorfa vai kristāliska viela, praktiski nešķīst ūdenī. Sildot līdz 70–90 ° C, Cu (OH) 2 pulveris vai tā ūdens suspensijas sadalās līdz CuO un H 2 O:
Cu(Ak) 2 → CuO + H 2 O
Tas ir amfoterisks hidroksīds. Reaģē ar skābēm, veidojot ūdeni un atbilstošo vara sāli:
Tas nereaģē ar atšķaidītiem sārmu šķīdumiem, bet izšķīst koncentrētos, veidojot spilgti zilus tetrahidroksokurātus (II):
Vara (II) hidroksīds ar vājām skābēm veido bāzes sāļus. Tas ļoti viegli izšķīst amonjaka pārpalikumā, veidojot vara amonjaku:
Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O
Vara amonjakam ir intensīva zili violeta krāsa, tāpēc to izmanto analītiskajā ķīmijā, lai noteiktu nelielu Cu 2+ jonu daudzumu šķīdumā.
c) vara sāļi (II)
Parastie vara (II) sāļi ir zināmi lielākajai daļai anjonu, izņemot cianīdu un jodīdu, kas, mijiedarbojoties ar Cu 2+ katjonu, veido kovalentos vara (I) savienojumus, kas nešķīst ūdenī.
Vara sāļi (+2) pārsvarā šķīst ūdenī. To šķīdumu zilā krāsa ir saistīta ar 2+ jonu veidošanos. Tie bieži kristalizējas kā hidrāti. Tādējādi tetrahidrāts kristalizējas no vara (II) hlorīda ūdens šķīduma temperatūrā zem 15 0 C, trihidrāta 15-26 0 C un dihidrāta virs 26 0 C. Ūdens šķīdumos vara(II) sāļi ir nelielā mērā pakļauti hidrolīzei, un no tiem bieži izgulsnējas bāziskie sāļi.
1. Vara (II) sulfāta pentahidrāts (vara sulfāts)
CuSO 4 * 5H 2 O, ko sauc par vara sulfātu, ir vislielākā praktiskā nozīme. Sausajam sālim ir zila krāsa, taču, nedaudz karsējot (200 0 C), tas zaudē kristalizācijas ūdeni. Bezūdens baltais sāls. Tālāk karsējot līdz 700 0 C, tas pārvēršas vara oksīdā, zaudējot sēra trioksīdu:
CuSO 4 -- t ° → CuO+ SO 3
Vara sulfātu iegūst, izšķīdinot varu koncentrētā sērskābē. Šī reakcija ir aprakstīta sadaļā "Vienkāršas vielas ķīmiskās īpašības". Vara sulfātu izmanto vara elektrolītiskajā ražošanā, lauksaimniecībā kaitēkļu un augu slimību apkarošanai, kā arī citu vara savienojumu iegūšanai.
2. Vara (II) hlorīda dihidrāts.
Tie ir tumši zaļi kristāli, viegli šķīst ūdenī. Koncentrēti vara hlorīda šķīdumi ir zaļi, bet atšķaidīti šķīdumi ir zili. Tas ir saistīts ar zaļā hlorīda kompleksa veidošanos:
Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-
Un tā tālāka iznīcināšana un zilā akvakompleksa veidošanās.
3. Vara (II) nitrāta trihidrāts.
Zila kristāliska cieta viela. Iegūst, izšķīdinot varu slāpekļskābē. Sildot, kristāli vispirms zaudē ūdeni, pēc tam sadalās, atbrīvojoties no skābekļa un slāpekļa dioksīda, pārvēršoties vara (II) oksīdā:
2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2
4. Hidroksomedi(II) karbonāts.
Vara karbonāti ir nestabili un praktiski nekad netiek izmantoti. Zināma nozīme vara ražošanā ir tikai pamata vara karbonātam Cu 2 (OH) 2 CO 3, kas dabā sastopams minerāla malahīta veidā. Sildot, tas viegli sadalās, izdalot ūdeni, oglekļa monoksīdu (IV) un vara oksīdu (II):
Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2
§4. Trīsvērtīgā vara ķīmiskās īpašības (st.c. = +3)
Šis oksidācijas stāvoklis ir vismazāk stabils vara gadījumā, un tāpēc vara (III) savienojumi ir izņēmums, nevis "noteikums". Tomēr pastāv daži trīsvērtīgie vara savienojumi.
a) Vara oksīds (III) Cu 2 O 3
Tā ir kristāliska viela, tumšā granāta krāsā. Nešķīst ūdenī.
Iegūst, oksidējot vara (II) hidroksīdu ar kālija peroksodisulfātu sārmainā vidē zemā temperatūrā:
2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C → Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SO 4 +3H 2 O
Šī viela sadalās 400 0 C temperatūrā:
Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO+ O 2
Vara (III) oksīds ir spēcīgs oksidētājs. Mijiedarbojoties ar hlorūdeņradi, hlors tiek reducēts līdz brīvam hloram:
Cu 2 O 3 +6 HCl-- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O
b) Vara kuprāti (W)
Tās ir melnas vai zilas vielas, tās nav stabilas ūdenī, ir diamagnētiskas, anjons ir kvadrātu lente (dsp 2). Veidojas vara (II) hidroksīda un sārmu metālu hipohlorīta mijiedarbībā sārmainā vidē:
2 Cu(Ak) 2 + MClO + 2 NaOH→ 2 miljCuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M= Na- Cs)
c) kālija heksafluorkuprāts (III)
Zaļa viela, paramagnētiska. Oktaedriska struktūra sp 3 d 2 . Vara fluorīda komplekss CuF 3, kas brīvā stāvoklī sadalās pie -60 0 C. Tas veidojas, karsējot kālija un vara hlorīdu maisījumu fluora atmosfērā:
3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2
Sadala ūdeni, veidojot brīvu fluoru.
§ pieci. Vara savienojumi oksidācijas stāvoklī (+4)
Pagaidām zinātnei ir zināma tikai viena viela, kur varš ir +4 oksidācijas stāvoklī, tas ir cēzija heksafluorkuprāts (IV) - Cs 2 Cu +4 F 6 - oranža kristāliska viela, stabila stikla ampulās 0 0 C temperatūrā. Tas spēcīgi reaģē ar ūdeni. Iegūst, fluorējot augstā spiedienā un temperatūrā cēzija un vara hlorīdu maisījumu:
CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° lpp → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2
Vara hlorīds 2
Ķīmiskās īpašības
Instruments ir bināra neorganiska viela, pieder pie klases sāļi Un halogenīdi . To var uzskatīt par izveidoto sāli sālsskābe Un varš .
Vara hlorīda racēmiskā formula: CuCl2.
Šī savienojuma molekulmasa ir 134,5 grami uz molu. Viela kūst 498 grādos pēc Celsija. Aģents veido šāda veida kristāliskus hidrātus CuCl2 nH2O .
Izmanto medicīnā vara hlorīda dihidrāts.
Produkts cietā veidā ir dzeltenbrūni kristāli. Sastāvs kristāliskie hidrāti ir atkarīgs no temperatūras, kurā notiek kristalizācija. Viela labi šķīst etilspirtā, ūdenī, acetons Un metanols .
Vara hlorīda reakcijas
Viela mijiedarbojas ar sārms , tādējādi, kā likums, veidojas nešķīstoša bāze un šķīstošs sāls. Vara hlorīds reaģē ar metāliem, kas elektroķīmiskajā sērijā atrodas pa kreisi no metāla Cu . Arī savienojumu raksturo reakcijas jonu apmaiņa ar citiem sāļiem, kā rezultātā veidojas nešķīstoša viela un izdalās gāze.
Rūpnieciskā mērogā aģents tiek iegūts reakcijas rezultātā vara oksīds 2 ar sālsskābi vai ar apmaiņas reakciju bārija hlorīds no vara sulfāts .
Ir arī savienojums Vara hlorīds 1 , kurā varš ir vienvērtīgs. Monohlorīds šis metāls ir diezgan toksisks savienojums.
farmakoloģiskā iedarbība
Vielmaiņas.
Farmakodinamika un farmakokinētika
Varš ir nepieciešams ķermenim. Piemēram, tas piedalās vairākās ķīmiskās reakcijās, kas notiek aknu audos. Pēc iekļūšanas organismā viela gandrīz pilnībā metabolizējas.
Lietošanas indikācijas
Vara hlorīda šķīdums ir daļa no izmantotajiem šķīdumiem parenterālā barošana un apmierina organisma vajadzību pēc mikroelementi .
Kontrindikācijas
Šķīdumu saturošus preparātus nevar lietot, ja pacientam sastāvā ir vielas, bērni līdz 10 gadu vecumam. Jāievēro piesardzība nieru vai aknu mazspējas gadījumā.
Blakus efekti
Zāles parasti pacienti labi panes. Reti infūzijas laikā rodas slikta dūša un sāpes injekcijas vietā.
Vara hlorīds, lietošanas instrukcija (metode un devas)
Aģents tiek ievadīts intravenozi.
Ja zāles sākotnēji ir pulvera veidā, tās atšķaida šķīdumos glikoze vai .
Iegūtais šķīdums jāizlieto vienas dienas laikā.
Devas režīms un ārstēšanas režīms ir atkarīgs no zāles un slimības.
Pārdozēšana
Zāļu pārdozēšana notiek reti. Visbiežāk to lieto medus uzraudzībā. personāls un slimnīcā.
Ja zāles tiek ievadītas pārāk ātri, var attīstīties: vemšana, svīšana, hiperēmija ādas pārsegi. Reakcijas izzūd pēc zāļu ievadīšanas ātruma samazināšanās.
Mijiedarbība
Vielu var sajaukt vienā šļircē vai iepakojumā tikai ar r-mi glikoze vai aminoskābes , kuru koncentrācija nepārsniedz 50%.
Grūtniecības un laktācijas laikā
Zāles var parakstīt grūtniecēm.
Nav pietiekamu datu par šī komponenta lietošanu zīdīšanas laikā.
Preparāti, kas satur (analogus)
Sakritība 4. līmeņa ATX kodā:Vara hlorīds ir iekļauts dihidrāta veidā koncentrāta sastāvā infūziju šķīdumu pagatavošanai Adamels N.
