Agencia Federal para la Salud y el Desarrollo Social

Institución educativa estatal de educación profesional superior.

"Academia Farmacéutica Estatal de Perm de la Agencia Federal para la Salud y el Desarrollo Social"

Departamento de Química Analítica

sulfato de cobre

Terminado:

Supervisor:

Permanente, 2007

Plan:

Descripción
Propiedades físicas
Propósito de la química analítica
Análisis cualitativo:

Análisis químico cuantitativo:

Análisis gravimétrico
Análisis titrimétrico:

Métodos instrumentales de análisis:

Métodos de análisis óptico.

Métodos de análisis electroquímicos: método potenciométrico.

Métodos cromatográficos de análisis.

Referencias

1. Fórmula

Cupri(2)sulfas – sulfato de cobre(2)

Masa molar = 249,68

2. Descripción

Cristales de color azul azulado o turquesa o polvo cristalino de color azul.

3. Propiedades físicas:

Solubilidad

Muy soluble en agua; soluble en metanol

Insoluble en etanol

Densidad

4. Finalidad de la química analítica- establecer la composición cualitativa y cuantitativa de una sustancia o mezcla de sustancias. De acuerdo con esto, la química analítica se divide en análisis cualitativo y cuantitativo. La tarea del análisis cualitativo es determinar la composición cualitativa de una sustancia, es decir, en qué elementos o iones se compone la sustancia. Al estudiar la composición. materia organica en la mayoría de los casos tenemos que tratar con soluciones acuosas de ácidos, sales y bases. Estas sustancias son electrolitos y se disocian en iones en soluciones. Por tanto, el análisis se reduce a la determinación de iones individuales de cationes y aniones. Al realizar un análisis cualitativo, se puede trabajar con diferentes cantidades de la sustancia problema. Existe el llamado método del gramo, en el que la masa de la sustancia problema se toma más de 0,5 g (más de 10 ml de solución), el método del centigramo (la masa de la sustancia problema es de 0,05 a 0,5 g, o 110 ml de solución), método del miligramo (masa de la sustancia problema de 10 -6 g a 10 -3 g, o de 0,001 a 0,1 ml de solución), etc. El más común es el método del centigramo o semimicrométodo. .] 5. Análisis cualitativo:

5.1.1.1. Métodos de análisis cualitativo. Los métodos de análisis cualitativo se dividen en químicos, fisicoquímicos y físicos. Los métodos físicos se basan en el estudio de las propiedades físicas del analito. Estos métodos incluyen análisis espectrales, difracción de rayos X, espectrometría de masas, etc. En los métodos fisicoquímicos, el curso de una reacción se determina midiendo una determinada propiedad física de la solución en estudio. Estos métodos incluyen polarografía, cromatografía, etc. Los métodos químicos incluyen métodos basados en el uso de las propiedades químicas de las sustancias en estudio. 5.1.1.2. Reacciones analíticas El análisis de una sustancia realizado en soluciones se llama análisis húmedo. Ésta es la forma principal de determinar completamente la composición de una sustancia. En este caso se utilizan reacciones de formación de precipitados, compuestos coloreados o desprendimiento de gases. Estas reacciones suelen realizarse en tubos de ensayo. Se llevan a cabo una serie de reacciones cualitativas en portaobjetos de vidrio y los cristales resultantes se examinan al microscopio. Es cierto llamado reacciones microcristaloscópicas. En ocasiones recurren a realizar reacciones mediante el método de la gota. Para hacer esto, aplique una gota de la solución de prueba y una gota del reactivo a una tira de papel de filtro y examine el color de la mancha en el papel. Las reacciones que se llevan a cabo en seco (no en soluciones) se suelen utilizar como reacciones auxiliares, principalmente en ensayos preliminares. De las reacciones que se llevan a cabo por medios secos, las reacciones más utilizadas son el teñido de perlas de bórax. El análisis cualitativo también utiliza reacciones piroquímicas: colorear la llama de diferentes colores con sales volátiles de determinados cationes. En el análisis químico, sólo se utiliza una pequeña parte de la variedad de reacciones características de un ion determinado. Para abrir iones, se utilizan reacciones acompañadas de diversos cambios externos, por ejemplo, precipitación o disolución de un precipitado, cambio en el color de la solución, liberación de gases, es decir, el ion abierto se convierte en un compuesto. apariencia y cuyas propiedades son características y bien conocidas. La transformación química que se produce se llama reacción analítica. Las sustancias utilizadas para descubrir iones se denominan reactivos para los iones correspondientes. Las reacciones características de un ion se denominan reacciones parciales de este ion. La reacción analítica debe cumplir ciertos requisitos. No debería avanzar demasiado lento y ser bastante sencillo de implementar. Para las reacciones analíticas, los requisitos más importantes son la especificidad y la sensibilidad. Cuantos menos iones reaccionen con un reactivo determinado, más específica será la reacción. Cuanto menor sea la cantidad de sustancia que pueda determinarse utilizando un reactivo determinado, más sensible será la reacción. La sensibilidad de una reacción se puede caracterizar cuantitativamente utilizando dos indicadores: el mínimo de apertura y el límite de dilución. El mínimo de apertura es la cantidad más pequeña de una sustancia o ion que un reactivo determinado puede abrir en determinadas condiciones. La dilución límite caracteriza la concentración más baja de una sustancia (o ion) a la que todavía es posible abrirla con un reactivo determinado. Condiciones de reacción analítica. La implementación de cada reacción analítica requiere el cumplimiento de ciertas condiciones para su implementación, las más importantes de las cuales son: 1) concentración de reactivos, 2) ambiente de la solución, 3) temperatura. 5.1.1.3. reactivos Los reactivos utilizados para realizar reacciones analíticas se dividen en específicos, selectivos o selectivos y de grupo. Los reactivos específicos producen un precipitado o color característico sólo con un ion específico. Por ejemplo, el reactivo K3 forma un precipitado azul oscuro solo con iones Fe 2+. Los reactivos selectivos o selectivos reaccionan con varios iones, que pueden pertenecer al mismo o a diferentes grupos. Por ejemplo, el reactivo KI reacciona con iones Pb 2+, Ag +, Hg22+ (grupo II), así como con iones Hg 2+ y Cu 2+ (grupo VI). Un reactivo de grupo reacciona con todos los iones de un grupo determinado. Con este reactivo se pueden separar iones de un grupo determinado de iones de otros grupos. Por ejemplo, el reactivo del segundo grupo analítico es el ácido clorhídrico, que forma precipitados blancos poco solubles con los cationes Pb 2+, Ag +, Hg22+.

5.1.1.4. Características generales de los aniones del primer grupo. El primer grupo analítico de aniones incluye el ion sulfato SO4 2-, el ion sulfito SO32-, el ion carbonato CO32-, el ion fosfato PO43-, el ion silicato SiO3 2-. Estos aniones forman sales con el catión Ba2+ que son poco solubles en agua, pero. , a excepción del sulfato de bario, son solubles en ácidos minerales diluidos. Por lo tanto, es posible aislar los aniones de este grupo en forma de precipitado utilizando el reactivo del grupo cloruro de bario BaCl2 solo en un ambiente neutro o ligeramente alcalino. Los aniones del primer grupo forman sales de Ag+ con cationes de plata que son solubles en ácido nítrico diluido, y el sulfato de plata Ag2S04 es soluble incluso en agua.

Entonces 4

Propósito: obtener una sal compleja de sulfato de cobre-tetroamino a partir de sulfato de cobre CuSO 4 ∙5H 2 O y una solución concentrada de amoníaco NH 4 OH.

Precauciones de seguridad:

1. Los recipientes de vidrio para productos químicos requieren un manejo cuidadoso antes de comenzar a trabajar, debe revisarlos en busca de grietas.

2.Antes de comenzar a trabajar, se debe comprobar el estado de funcionamiento de los aparatos eléctricos.
3. Calentar únicamente en recipientes resistentes al calor.

4. Utilice productos químicos con cuidado y moderación. reactivos. No los pruebes, no los huelas.

5.El trabajo debe realizarse en bata.

6. El amoníaco es venenoso y sus vapores irritan las mucosas.

Reactivos y equipos:

Solución concentrada de amoníaco - NH 4 OH

Alcohol etílico – C 2 H 5 OH

Sulfato de cobre - CuSO 4 ∙ 5H 2 O

Agua destilada

Cilindros graduados

placas de petri

Bomba de vacío (bomba de vacío de chorro de agua)

Embudos de vidrio

Antecedentes teóricos:

Los compuestos complejos son sustancias que contienen un agente complejante al que se asocia un determinado número de iones o moléculas llamados sumandos o leyendas. El agente complejante con sumandos constituye la esfera interna del compuesto complejo. En la esfera exterior de los compuestos complejos hay un ion unido al ion complejo.

Los compuestos complejos se obtienen mediante la interacción de sustancias de composición más simple. En soluciones acuosas se disocian para formar un ion complejo cargado positiva o negativamente y el anión o catión correspondiente.

Así 4 = 2+ + Así 4 2-

2+ = Cu 2+ + 4NH 3 –

El complejo 2+ colorea la solución azul aciano - azul, y Cu2+ y 4NH3 tomados por separado no dan tal coloración. Los compuestos complejos tienen gran valor en química aplicada.

SO4: cristales de color púrpura oscuro, solubles en agua, pero no solubles en alcohol. Cuando se calienta a 1200 C, pierde agua y parte del amoníaco, y a 2600 C, pierde todo el amoníaco. Cuando se almacena en el aire, la sal se descompone.

Ecuación de síntesis:

CuSO4 ∙ 5H2O +4NH4OH = SO4 ∙ H2O +8H2O

CuSO4 ∙ 5H2O + 4NH4OH= SO4 ∙ H2O +8H2O

mmCuSO4∙5H2O = 250 g/mol

mm SO4 ∙ H2O = 246 g/mol

6g CuSO4∙5H2O - Xg

250 g CuSO4∙5H2O - 246 SO4∙H2O

Х=246∙6/250= 5,9 g SO4 ∙ H2O

Avance del trabajo:

Disolver 6 g de sulfato de cobre en 10 ml de agua destilada en un vaso resistente al calor. Calienta la solución. Revuelva vigorosamente hasta que se disuelva por completo, luego agregue la solución concentrada de amoníaco en pequeñas porciones hasta que aparezca una solución de sal compleja de color púrpura.

Luego transfiera la solución a una placa de Petri o porcelana y precipite los cristales de la sal compleja con alcohol etílico, que se vierte con una bureta durante 30 a 40 minutos, el volumen de alcohol etílico es de 5 a 8 ml.

Filtrar los cristales de sal complejos resultantes en un embudo Buchner y dejar secar hasta el día siguiente. Luego pese los cristales y calcule el % de rendimiento.

5,9 g SO4 ∙ H2O - 100%

m de muestra – X

X = m muestra ∙100% / 5,9g

Preguntas de seguridad:

1. ¿Qué tipo de enlaces químicos hay en las sales complejas?

2.¿Cuál es el mecanismo de formación de un ion complejo?

3.¿Cómo determinar la carga de un agente complejante y de un ion complejo?

4.¿Cómo se disocia una sal compleja?

5. Elaborar fórmulas para compuestos complejos diciano - argentato de sodio.

Trabajo de laboratorio No. 6.

Preparación de ácido ortobórico.

Objetivo: obtener ácido ortobórico a partir de bórax y ácido clorhídrico.

Precauciones de seguridad:

1. Los recipientes de vidrio para productos químicos requieren un manejo cuidadoso y se deben revisar para detectar grietas antes de su uso.

2. Antes de comenzar a trabajar, se debe comprobar el estado de funcionamiento de los aparatos eléctricos.

3. Calentar únicamente en recipientes resistentes al calor.

4. Utilice productos químicos con cuidado y moderación. No los pruebes, no los huelas.

5. El trabajo deberá realizarse en bata.

Equipos y reactivos:

Tetraborato de sodio (decahidrato) – Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O

Ácido clorhídrico (conc.) – HCl

Agua destilada

Estufa eléctrica, bomba de vacío (bomba de vacío de chorro de agua), vasos de precipitados, papel de filtro, tazas de porcelana, varillas de vidrio, embudos de vidrio.

Avance del trabajo:

Disolver 5 g de tetraborato de sodio decahidrato en 12,5 ml de agua hirviendo, añadir 6 ml de solución de ácido clorhídrico y dejar reposar 24 horas.

Na 2 B 4 O 7 *10H 2 O + 2HCl + 5H 2 O = 4H 3 BO 3 + 2NaCl

El precipitado de ácido ortobórico resultante se decanta, se lava con una pequeña cantidad de agua, se filtra al vacío y se seca entre hojas de papel de filtro a 50-60 0 C en una estufa.

Para obtener cristales más puros se recristaliza ácido ortobórico. Calcular el resultado teórico y práctico.

Preguntas de seguridad:

1. Fórmula estructural del bórax, ácido bórico.

2. Disociación del bórax, ácido bórico.

3. Cree una fórmula para el ácido tetraborato de sodio.

Trabajo de laboratorio No. 7.

Preparación de óxido de cobre (II)

Objetivo: obtener óxido de cobre (II) CuO a partir de sulfato de cobre.

Reactivos:

Sulfato de cobre (II) CuSO 4 2- * 5H 2 O.

Hidróxido de potasio y sodio.

Solución de amoniaco (p=0,91 g/cm3)

Agua destilada

Equipo: balanzas tecnoquímicas, filtros, vasos, cilindros, bomba de vacío(bomba de vacío de chorro de agua) , termómetros, cocina eléctrica, embudo Buchner, matraz Bunsen.

Parte teórica:

El óxido de cobre (II) CuO es un polvo de color negro-marrón, a 1026 0 C se descompone en Cu 2 O y O 2, casi insoluble en agua, soluble en amoníaco. El óxido de cobre (II) CuO se produce naturalmente como un producto de erosión terroso y negro de los minerales de cobre (melaconita). En la lava del Vesubio se encontró cristalizado en forma de tabletas triclínicas negras (tenorita).

Artificialmente, el óxido de cobre se obtiene calentando cobre en forma de virutas o alambre al aire, a una temperatura al rojo vivo (200-375 0 C) o calcinando nitrato de carbonato. El óxido de cobre así obtenido es amorfo y tiene una capacidad pronunciada para adsorber gases. Cuando se calienta, con más temperatura alta Se forma una incrustación de dos capas en la superficie del cobre: la capa superficial es óxido de cobre (II) y la capa interna es óxido de cobre rojo (I) Cu 2 O.

El óxido de cobre se utiliza en la producción de esmaltes de vidrio para impartir un color verde o azul; además, el CuO se utiliza en la producción de vidrio de cobre y rubí; Cuando se calienta con sustancias orgánicas, el óxido de cobre las oxida, convirtiendo el carbono, el dióxido de carbono y el hidrógeno en óxido y reduciéndose a cobre metálico. Esta reacción se utiliza en el análisis elemental de sustancias orgánicas para determinar el contenido de carbono e hidrógeno en ellas. También se utiliza en medicina, principalmente en forma de ungüentos.

2. Prepare una solución saturada a 40 0 C a partir de la cantidad calculada de sulfato de cobre.

3. Prepare una solución alcalina al 6% a partir de la cantidad calculada.

4. Caliente la solución alcalina a 80-90 0 C y vierta en ella la solución de sulfato de cobre.

5. La mezcla se calienta a 90 0 C durante 10-15 minutos.

6. El precipitado que se forma se deja sedimentar y se lava con agua hasta que se elimina el ion. SO 4 2- (muestra BaCl 2 + HCl).

Introducción

En una tienda de materiales de construcción viste un cubo con un nombre desconocido para ti: “Pintura mineral”. La curiosidad se apodera de ti y tu mano se extiende hacia él. Leemos la composición: "Cal, sal de mesa, etc., etc..." "¿Qué tipo de sulfato de cobre es ese?" - Nuestros ojos captaron el nombre de una sustancia desconocida, estoy seguro de que la mayoría de la gente había oído hablar del sulfato de cobre. En tal situación, otros simplemente se darían por vencidos, pero usted no. Seguramente usted querrá saber más al respecto. Por eso, el tema del artículo de hoy será el sulfato de cobre.

Definición

Debido a la valencia variable del cobre, solo existen dos sulfatos en química: I y II. Ahora hablaremos del segundo sulfato. Es un compuesto binario inorgánico y es una sal de cobre del ácido sulfúrico. Este sulfato de cobre (fórmula CuSO 4) también se llama sulfato de cobre.

Propiedades

Es una sustancia no volátil, incolora, opaca, muy higroscópica e inodoro. Sin embargo, las propiedades de los hidratos de cristal de sulfato de cobre difieren significativamente de sus características (como sustancia). Parecen cristales transparentes, no higroscópicos, que tienen varios tonos de azul (foto de arriba) y un sabor metálico amargo. El sulfato de cobre también es muy soluble en agua. Si cristalizas sus soluciones acuosas, puedes obtener sulfato de cobre (foto). La hidratación del sulfato de cobre anhidro es una reacción exotérmica en la que se libera una cantidad significativa de calor.

Recibo

En la industria se obtiene contaminado disolviendo cobre y residuos de cobre en ácido sulfúrico diluido, que, además, se purga con aire.
El sulfato de cobre también se puede obtener en el laboratorio de varias formas:

Ácido sulfúrico + cobre (cuando se calienta).
Ácido sulfúrico + hidróxido de cobre (neutralización).

Limpieza

Para purificar el sulfato de cobre obtenido mediante tales métodos, la recristalización se usa con mayor frecuencia: se sumerge en agua destilada hirviendo y se mantiene al fuego hasta que la solución se satura. Luego se enfría a +5 o C y se filtra el precipitado resultante, que recuerda a cristales. Sin embargo, también existen métodos para una limpieza más profunda, pero requieren otras sustancias.

Sulfato de cobre: aplicación.

Utilizando sulfato de cobre anhidro se absolutiza el etanol y se secan los gases; también sirve como indicador de humedad. En la construcción, una solución acuosa de sulfato de cobre neutraliza los efectos de las goteras, elimina las manchas de óxido y elimina las secreciones salinas de enlucidos, ladrillos y superficies de concreto, y también evita que la madera se pudra. En el sector agrícola, el sulfato de cobre, formado a partir de sulfato de cobre, sirve como antiséptico, fungicida y fertilizante de cobre y azufre. Las soluciones de esta sustancia (con diferentes concentraciones) desinfectan plantas, árboles y suelo. El caldo bordelés, muy conocido por los agricultores, también se compone en parte de sulfato de cobre. También es uno de los ingredientes incluidos en las pinturas minerales. No pueden prescindir de él en la producción de fibras de acetato. El sulfato de cobre también se conoce como aditivo alimentario E519, utilizado como fijador y conservante del color. Además, una solución de sulfato de cobre puede detectar zinc, manganeso en aleaciones de aluminio y acero inoxidable: si contienen las impurezas anteriores, al entrar en contacto con esta solución, aparecerán manchas rojas en su superficie.

Conclusión

El sulfato de cobre (II) en sí es poco conocido, pero todo el mundo ha oído hablar del producto de su reacción con el agua: el sulfato de cobre. Y, como puedes ver, aporta beneficios muy grandes.

Introducción

Muchos organismos vivos son capaces de causar graves daños a los seres humanos, animales domésticos y plantas, así como destruir materiales metálicos y no metálicos y productos elaborados a partir de ellos.

De los numerosos métodos de protección de las plantas, el más importante es el método químico: el uso de compuestos químicos que destruyen los organismos nocivos. El método químico también es eficaz para proteger de la destrucción biológica diversos materiales y productos elaborados a partir de ellos. Recientemente, los pesticidas se han utilizado ampliamente en la lucha contra diversas plagas.

Los pesticidas (lat. pestis - infección y lat. caedo - matar) son productos químicos que se utilizan para combatir organismos nocivos.

Los pesticidas incluyen los siguientes grupos de tales sustancias: herbicidas que destruyen las malas hierbas, insecticidas que destruyen las plagas de insectos, fungicidas que destruyen los hongos patógenos, zoocidas que destruyen los animales dañinos de sangre caliente, etc.

La mayoría de los pesticidas son venenos que envenenan los organismos objetivo; también incluyen esterilizantes (sustancias que causan infertilidad) e inhibidores del crecimiento.

2.1 Sulfato de cobre y sus propiedades.

El sulfato de cobre CuSO 4 cristaliza a partir de soluciones acuosas de sulfato de cobre y representa cristales azules brillantes del sistema triclínico con parámetros reticulares. Densidad 2,29 g/cm3.

Cuando se calienta por encima de 105°C, se funde con pérdida de parte del agua de cristalización y se convierte en CuSO 4 . 3H 2 O (azul) y CuSO 4 H 2 O ( blanco). Se deshidrata completamente a 258°C. Cuando el NH 3 seco actúa sobre el CuSO 4, se forma CuSO 4 · 5NH 3, intercambiando agua. aire húmedo NH 3 sobre H 2 O. Con sulfatos de metales alcalinos, el CuSO 4 forma sales dobles como Me 2 SO 4 CuSO 4 · 6H 2 O, de color verdoso.

En la industria, el sulfato de cobre se obtiene disolviendo cobre metálico en H 2 SO 4 diluido calentado mientras se sopla aire: Cu + H 2 SO 4 + ½O 2 = CuSO 4 + H 2 O. También es un subproducto del refinado electrolítico de cobre.

El sulfato de cobre es la sal de cobre comercial más importante. Se utiliza en la producción de pinturas minerales, impregnación de madera, para combatir plagas y enfermedades de las plantas en agricultura, para el tratamiento de granos, en el tratamiento de cuero, en medicina, en celdas galvánicas; Sirve como producto de partida para la producción de otros compuestos de cobre.

Sulfato de cobre (sulfato de cobre) CuSO 4 - cristales incoloros 3,64 g/cm3. Cuando se calientan, se disocian: CuSO 4 = CuO + SO 2 + ½O 2 con la formación del sulfato principal CuO CuSO 4 como producto intermedio. A 766°C, la presión de disociación del CuSO 4 alcanza los 287 mm. rt. columna, y CuO CuSO 4 - 84 mm. rt. pilar La solubilidad del CuSO 4 en gramos por 100 g de agua es: 14 (0°C); 23,05 (25°C); 73,6 (100°C). En presencia de H 2 SO 4 libre, la solubilidad disminuye. A un pH de 5,4 a 6,9, el CuSO 4 se hidroliza para formar sales básicas. El CuSO 4 es muy higroscópico, por lo que se utiliza como agente secante; Al agregar agua, se vuelve azul, lo que a veces se usa para detectar agua en alcohol, éter y otros.

Cuando se calienta, el sulfato de cobre pierde agua y se convierte en un polvo gris. Si, después de enfriarlo, le echas unas gotas de agua, el polvo volverá a adquirir un color azul.

2.2 Sulfato de hierro y sus propiedades.

Sulfato ferroso (2)

Nombre sistemático Tetraoxiosulfato de hierro 2.

Propiedades físicas: estado cristalino, masa molar 151,932 g/mol, densidad 1,898 g/cm3

Sulfato de hierro (2), compuesto binario inorgánico de sulfato de hierro (2), sal de hierro del ácido sulfúrico de fórmula FeSO 4. El heptahidrato FeSO 4 ∙H 2 O tiene el nombre trivial de sulfato de hierro. Los hidratos cristalinos son cristales transparentes higroscópicos de color verde azulado claro, el monohidrato de FeSO 4 ∙H 2 O es incoloro (smolnikit). El sabor es fuertemente astringente, ferroso (metálico). En el aire se erosionan gradualmente (pierden agua de cristalización). El sulfato ferroso (‖) es altamente soluble en agua. Un heptahidrato de color verde azulado cristaliza en soluciones acuosas. La toxicidad del sulfato de hierro es relativamente baja.

Se utiliza en la industria textil, en agricultura como fungicida, para la preparación de pinturas minerales.

Propiedades.

El sulfato ferroso se liberará a temperaturas de 1,82˚C a 56,8˚C a partir de soluciones acuosas en forma de cristales de color verde claro de hidrato cristalino FeSO 4 ∙ 7H 2 O, que en tecnología se llama sulfato de hierro. Se disuelve en 100 g de agua: 26,6 g de FeSO 4 anhidro a 20˚C y 54,4 a 56˚C.

Las soluciones de sulfato de hierro (‖) bajo la influencia del oxígeno atmosférico se oxidan gradualmente y se convierten en sulfato de hierro (׀׀׀):

12FeSO 4 +3O 2 +6H 2 O→ 4 Fe 2 (SO 4)3 + Fe(OH) 3 ↓

Cuando se calienta por encima de 480˚C, se descompone:

2FeSO 4 →Fe 2 O 3 + SO 2 +SO 3

Recibo

El sulfato de hierro se puede preparar tratando chatarra, recortes de hierro para tejados, etc. con ácido sulfúrico diluido. En la industria, se obtiene como subproducto durante el decapado de láminas de hierro, alambres, desincrustaciones y otros H 2 SO 4 diluidos.

Fe+ H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2

Otro método es el tostado oxidativo de pirita:

FeS 2 +3 O 2 → FeSO 4 + SO 2

Se utiliza en la producción de tinta, en teñido (para teñir lana de negro) y para conservar la madera.

2.3 Caldo bordelés (sulfato de cobre + hidróxido de calcio)

Fórmula química CuSO 4 3Cu(OH) 2

El caldo bordelés, el caldo bordelés (sulfato de cobre + hidróxido de calcio) es un pesticida, fungicida protector de contacto y bactericida. En dosis elevadas, tiene un efecto erradicador de las formas latentes de patógenos vegetales. Se utiliza para el tratamiento a principios de primavera de jardines, viñedos y campos de bayas mediante pulverización.

Propiedades fisicoquímicas

La mezcla bordelesa es el principal sulfato de cobre con una mezcla de yeso. Una suspensión adecuadamente preparada es bastante estable, tiene buena adherencia, retención en la superficie de las plantas y alta actividad fungicida. Este es un líquido azul, que es una suspensión de partículas coloidales del principio activo: el cobre metálico. Un medicamento preparado adecuadamente debe tener una reacción neutra o ligeramente alcalina. Una preparación fuertemente alcalina no se adhiere bien a la superficie de las plantas, mientras que un fitocidio fuertemente ácido. La reacción de la solución se determina sumergiendo un alambre de hierro o un clavo en él: en un ambiente ácido, aparece una capa de cobre sobre ellos, y en este caso es necesario agregar lechada de cal a la solución. Para aumentar las propiedades adhesivas, a veces se añaden a la mezcla de Burdeos vidrio líquido (pegamento de silicato), pegamento de caseína, melaza, azúcar, leche desnatada, huevos y tensioactivos sintéticos.

La mezcla bordelesa se prepara a partir de sulfato de cobre y cal. Presentemos las propiedades físicas y químicas de cada una de estas sustancias.

СuSO 2 – sulfato de cobre (II). La sustancia es blanca, muy higroscópica, de bajo punto de fusión y se descompone cuando se calienta fuertemente. El hidrato cristalino CuSO 4 3H 2 O (calcantita, sulfato de cobre) tiene la estructura [Cu(H 2 O) 4 ]SO 4 H 4 O.

Es altamente soluble en agua (hidrólisis catiónica). Reacciona con hidrato de amoníaco, álcalis, metales activos y sulfuro de hidrógeno. Entra en reacciones de complejación y de intercambio.

Características físicas del CuSO 4

Peso molecular 159,6 g/mol;

Punto de fusión ~ 200 °C;

Densidad relativa 3.603g/cm3 (a temperatura ambiente).

Ca(OH) 2 – hidróxido de calcio, cal apagada. La sustancia es blanca y se descompone cuando se calienta sin fundirse. Es poco soluble en agua (se forma una solución alcalina diluida). Reacciona con ácidos y presenta propiedades básicas. Absorbe CO 2 del aire.

Características físicas del Ca(OH)2

Peso molecular 74,09 g/mol;

Densidad relativa 2,08 g/cm3 (a temperatura ambiente).

Efecto sobre organismos nocivos.

El efecto fungicida del caldo de Burdeos se debe al hecho de que durante la hidrólisis bajo la influencia del dióxido de carbono en el aire, las secreciones de hongos y plantas, la sal principal del sulfato de cobre se descompone y libera sulfato de cobre en pequeñas cantidades:

CuSO 4 Cu(OH) 2 + H 2 O + 3CO 2 → CuSO 4 + 3CuCO 3 + 4H 2 O

Si este proceso ocurre de manera intensiva (con alta humedad y temperatura), el efecto protector del fungicida será de corta duración y pueden ocurrir daños a las plantas.

El último período de procesamiento para la mayoría de los cultivos finaliza 15 días antes de la cosecha, melones - 5 días, tomates - 8 días antes de la cosecha, siempre que se rocíe cuidadosamente durante la cosecha.

El caldo bordelés es uno de los fungicidas universales con efecto protector más prolongado (hasta 30 días). En casi todos los casos tiene un efecto estimulante sobre las plantas. La eficacia del fármaco depende del período de su uso. Los mejores resultados se obtienen con tratamientos poco antes de la infección. Según otra literatura, es más recomendable utilizar el fármaco a finales de otoño y al comienzo de la brotación. En estos casos casi no tiene impacto negativo sobre el cultivo protegido (la fitotoxicidad es menor).

Cuando las plantas se tratan con caldo de Burdeos, el principal sulfato de cobre precipita en forma de un precipitado gelatinoso, que se adhiere bien a las hojas y las cubre a ellas y a los frutos de las plantas con una capa protectora. En términos de retención en las hojas, la mezcla de Burdeos ocupa el primer lugar entre los fungicidas. Tiene propiedades repelentes de muchos insectos.

Mecanismo de acción.

Las propiedades biológicas de las preparaciones que contienen cobre están determinadas por la capacidad de los iones de cobre para reaccionar activamente con complejos de lipoproteínas y enzimas de las células vivas, provocando cambios irreversibles (coagulación) del protoplasma. Los iones de cobre que ingresan a las células patógenas en concentraciones suficientemente altas interactúan con varias enzimas que contienen grupos carboxilo, imidazol y tiol y suprimen su actividad. En este caso, en primer lugar, se inhiben los procesos incluidos en el ciclo respiratorio. También provocan una desnaturalización inespecífica de las proteínas. Su selectividad hacia los organismos benéficos depende de la cantidad de iones de cobre que ingresan a las células y se acumulan en ellas. Las conidias y esporas de hongos que germinan en la superficie de las plantas en una gota de agua son capaces de concentrar iones de cobre dentro de sus células, creando una concentración 100 o más veces mayor que en las células vegetales o en el exterior.

La mezcla bordelesa tiene propiedades repelentes de muchos insectos.

Especies resistentes.

La mezcla bordelesa no es eficaz contra la peronosporosis del cormorán y el tabaco, ni contra el mildiú polvoriento.

Propiedades insecticidas y acaricidas. La mezcla bordelesa tiene propiedades repelentes de muchos insectos.

Suprime los psílidos de las patatas. Muestra efecto ovicida.

Solicitud

La mezcla bordelesa ocupa el primer lugar entre los fungicidas protectores en términos de adherencia y retención en las superficies de las plantas. Sin embargo, debido al alto consumo de sulfato de cobre, la dificultad de preparación, así como la posibilidad de dañar las plantas, este fungicida se sustituye por oxicloruro de cobre y preparados orgánicos.

Los preparados registrados a base de caldo de Burdeos están autorizados para su uso en la agricultura y en granjas privadas contra enfermedades de la remolacha azucarera, la remolacha forrajera, la remolacha de mesa (cercospora), la cebolla (peronospora), el albaricoque, el melocotón, la ciruela, la cereza, la cereza dulce (coccomicosis, rizo, moniliosis), grosella espinosa (antracnosis, roya, septoria), etc.

La mezcla de Burdeos no debe mezclarse con insecticidas organofosforados y otros medicamentos que se descomponen en un ambiente alcalino.

Fitotoxicidad: en la superficie de las plantas, en presencia de humedad líquida que gotea, las partículas de sulfato de cobre básico se hidrolizan lentamente y los iones de cobre ingresan al agua en cantidades relativamente pequeñas. Al mismo tiempo, se reduce significativamente el peligro de quemaduras en las plantas. Estas quemaduras ocurren solo con un aumento significativo de la concentración, una mezcla de Burdeos de mala calidad, una mayor cantidad de precipitación después del tratamiento o contaminación ácida del aire. Además, si el medicamento se prepara incorrectamente, se puede inhibir el crecimiento y puede aparecer una "red" en las hojas y frutos.

El fármaco provoca la trituración de los frutos de cereza con un aumento del contenido de azúcares y materia seca, la formación de una "red" en los frutos y hojas de las variedades de manzano sensibles al cobre, "quema" las hojas y reduce la tasa de supervivencia de brotación debido al secado de la corteza de los portainjertos. Las fuertes lluvias contribuyen a los daños. La actividad fitocida también aumenta con la edad de los árboles. En la variedad de cereza negra Daibera, con fuertes fluctuaciones de temperatura y sequía, el líquido de Burdeos contribuyó a la caída de las hojas en verano y a la opresión de los árboles.

Propiedades y características toxicológicas.

Entomófagos y especies útiles. El medicamento tiene baja toxicidad para las abejas, sin embargo, es mejor aislar a las abejas durante el período de tratamiento del cultivo y durante las siguientes 5 horas a un día. Bastante tóxico para el ácaro depredador Anistis (cuando se usa en una concentración del 0,09%, su número en las grosellas negras disminuyó de 3 a 4 veces). Ligeramente tóxico para Encyrtidae y moderadamente tóxico para Trichogrammatidae. En una concentración del 1% es poco tóxico para Encarzia puparia. El período de acción residual para adultos no es más de un día. Moderadamente tóxico para Creptolemus.

La mezcla no es venenosa para otros ácaros depredadores, coccinélidos, larvas y adultos de crisopas, mosquitos depredadores de las agallas e himenópteros como afenilidos, pteromalidos y sus neumónidos.

De sangre caliente. La mezcla de Burdeos es poco tóxica para los animales de sangre caliente y los humanos. Según otras fuentes literarias, el fármaco es moderadamente tóxico para los animales de sangre caliente: la LD50 oral para ratones es de 43 mg/kg, para ratas de 520 mg/kg. El fármaco concentrado irrita las membranas mucosas.

Síntomas de envenenamiento

El uso de frutas durante los primeros días después del tratamiento con preparaciones que contienen sulfato de cobre provoca náuseas y vómitos.

Preparación de la solución.

El caldo bordelés se prepara mezclando una solución de sulfato de cobre con una suspensión de cal viva. La calidad de la mezcla preparada depende de la proporción de componentes, la calidad de la cal viva y el procedimiento de preparación. Se garantiza una alta calidad cuando la proporción de componentes es 1:1 o 4:3 y la reacción se produce en un ambiente alcalino. La preparación implica verter lentamente una solución de sulfato de cobre en un pequeño chorro en una suspensión de cal. Se requiere agitación constante. El líquido azul oscuro resultante debe parecerse a gelatina diluida.

Si se interrumpe este proceso, aumenta el contenido de hidróxido de cobre en la mezcla, que se oxida en la superficie a óxido de cobre insoluble, y aumenta el número de partículas grandes (hasta 10 micrones), lo que reduce la estabilidad y adherencia del fármaco. La laboriosidad de preparación y la necesidad de equipamiento para ello son las desventajas de la mezcla bordelesa.

Para preparar 100 litros de una preparación al 1%, se toman 1 kg de sulfato de cobre y 0,75 kg de cal viva (si la cal es de mala calidad, hasta 1 kg). El sulfato de cobre se disuelve en un pequeño volumen de agua caliente y se lleva a 90 litros con agua. La cal viva se apaga añadiéndole agua hasta que se forme una masa cremosa, y luego se forma lechada de cal, cuyo volumen también se ajusta con agua a 10 litros. Se vierte lechada de lima con agitación constante en la solución de sulfato de cobre. Con la receta indicada, también es posible agregar una solución de sulfato de cobre a la lechada de lima, pero no se pueden mezclar soluciones fuertes de estos componentes, así como verter una solución fuerte de sulfato de cobre en una solución débil de lechada de lima. En estos casos, se forman cristales esféricos de sulfato de cobre básico, que se eliminan fácilmente de las plantas mediante precipitación. Un fenómeno similar se observa cuando la droga envejece.

Para preparar el caldo bordelés no utilice recipientes fabricados con materiales susceptibles a la corrosión.

La mezcla de Burdeos se prepara inmediatamente antes de su uso y solo en la concentración requerida. La solución preparada no debe diluirse con agua, ya que en este caso se separará rápidamente. Durante el almacenamiento a largo plazo, se produce agregación de partículas de caldo bordelés, lo que provoca su precipitación y una mala retención en las plantas.

Hoy en día, las empresas fabricantes ofrecen la mezcla bordelesa en forma de polvo. Se prepara mediante neutralización completa del sulfato de cobre con cal apagada, seca y micronizada. Debido a la especial finura de las partículas, la composición de trabajo tiene una máxima adherencia y la suspensión resultante es muy estable.

Los cristales azules de sulfato de cobre se vuelven blancos cuando se calientan

Complejidad:

Peligro:

Haz este experimento en casa.

reactivos

Seguridad

Antes de comenzar el experimento, póngase guantes y gafas protectoras.
Realizar el experimento en una bandeja.
Al realizar el experimento, mantenga cerca un recipiente con agua.
Coloque el quemador sobre un soporte de corcho. No toque el quemador inmediatamente después de completar el experimento; espere hasta que se enfríe.

Normas generales de seguridad

No permita que los productos químicos entren en contacto con los ojos o la boca.
Mantenga alejadas del lugar del experimento a personas sin gafas protectoras, así como a niños pequeños y animales.
Mantenga el kit experimental fuera del alcance de niños menores de 12 años.
Lave o limpie todos los equipos y accesorios después de su uso.
Asegúrese de que todos los contenedores de reactivos estén bien cerrados y almacenados correctamente después de su uso.
Asegúrese de que todos los contenedores desechables se desechen correctamente.
Utilice únicamente el equipo y los reactivos proporcionados en el kit o recomendados por las instrucciones actuales.
Si ha utilizado un recipiente de comida o cristalería para realizar experimentos, deséchelo inmediatamente. Ya no son aptos para almacenar alimentos.

Información de primeros auxilios

Si los reactivos entran en contacto con los ojos, enjuáguelos abundantemente con agua y manténgalos abiertos si es necesario. Comuníquese con su médico de inmediato.
En caso de ingestión, enjuáguese la boca con agua y beba un poco de agua limpia. No inducir el vómito. Comuníquese con su médico de inmediato.
Si se inhalan los reactivos, retire a la víctima al aire libre.
En caso de contacto con la piel o quemaduras, enjuague el área afectada con abundante agua durante 10 minutos o más.
En caso de duda, consulte a un médico inmediatamente. Lleve consigo el reactivo químico y su recipiente.
En caso de lesión, busque siempre atención médica.

El uso inadecuado de productos químicos puede provocar lesiones y daños a la salud. Realice únicamente los experimentos especificados en las instrucciones.
Este conjunto de experiencias está destinado únicamente a niños mayores de 12 años.
Las capacidades de los niños varían significativamente incluso dentro de los distintos grupos de edad. Por lo tanto, los padres que realicen experimentos con sus hijos deben utilizar su propio criterio para decidir qué experimentos son apropiados y seguros para sus hijos.
Los padres deben discutir las reglas de seguridad con su(s) hijo(s) antes de experimentar. Atención especial Se debe tener cuidado para manipular de forma segura ácidos, álcalis y líquidos inflamables.
Antes de comenzar los experimentos, limpie el lugar del experimento de objetos que puedan interferir con usted. Se debe evitar el almacenamiento productos alimenticios cerca del sitio de prueba. El área de prueba debe estar bien ventilada y cerca de un grifo u otra fuente de agua. Para realizar experimentos, necesitará una mesa estable.
Las sustancias contenidas en envases desechables deben utilizarse por completo o eliminarse después de un experimento, es decir, después de abrir el paquete.

Preguntas frecuentes

Los cristales azules no se vuelven blancos. ¿Qué hacer?

¿Han pasado de 10 a 15 minutos, pero los cristales de sulfato de cobre CuSO 4 no se vuelven blancos? Parece que hay algún problema con el calentamiento del molde. Comprueba si la vela está encendida. No olvides que el molde debe estar en el centro del divisor de llama y la vela en el centro del quemador.

¡No te ensucies!

Atención: la llama de la vela humea bastante el fondo del molde. Se vuelve negro rápidamente y es fácil ensuciarse.

¡No lo llenes de agua!

¡No llenes el molde de aluminio con sulfato de cobre con agua! Esto puede provocar procesos violentos: el aluminio se reducirá y se liberará gas hidrógeno. Puedes encontrar más información sobre esta reacción en la descripción científica del experimento (sección “Qué pasó”).

Otros experimentos

Instrucciones paso a paso

Coloque tres velas en el quemador de combustible seco y enciéndalas. Cubra el quemador con un divisor de llama y papel de aluminio encima.
Coloque una bandeja de aluminio sobre el papel de aluminio. Vierta una cucharada grande de hidrato de cristal de sulfato de cobre CuSO 4 · 5H 2 O en él.
Observa cómo cambia el color de los cristales: después de 5 minutos los cristales azules se volverán azules y después de otros 10 se volverán blancos.

Resultado esperado

Cuando se calienta, el agua contenida en el hidrato de sulfato de cobre abandona los cristales y se evapora. El resultado es sulfato de cobre anhidro blanco.

Desecho

Deseche los residuos sólidos del experimento junto con la basura doméstica.

Qué pasó

¿Por qué el sulfato de cobre cambia de color?

Cualquier cambio de color nos dice que la estructura de la sustancia ha cambiado, porque es la sustancia la responsable de la presencia misma del color. De la fórmula del sulfato de cobre original CuSO 4. 5H 2 O, está claro que, además del propio sulfato de CuSO 4, esta sustancia cristalina azul también contiene agua. Estos sólidos, que contienen moléculas de agua, también se denominan hidrata*.

El agua está especialmente asociada con el sulfato de cobre. Cuando calentamos este hidrato, se le quita agua, de forma muy parecida a una tetera con agua hirviendo. En este caso, se destruyen los enlaces entre las moléculas de agua y el sulfato de cobre. Esto se manifiesta en un cambio de color.

Descubra más

Comencemos con el hecho de que las moléculas de agua son polar, es decir, no homogéneo en términos de distribución de carga. ¿Cómo entender esto? El hecho es que en un lado de la molécula hay un ligero exceso de carga positiva y en el otro, negativa. Estas cargas suman cero, porque las moléculas, por regla general, no están cargadas. Pero esto no impide que algunas de sus partes lleven cargas positivas y negativas.

En comparación con el hidrógeno, los átomos de oxígeno atraen mejor los electrones cargados negativamente. Por tanto, de un lado se concentra una carga negativa en la molécula de agua, y del otro lado, una carga positiva. Esta distribución desigual de cargas hace que sus moléculas dipolos(del griego “dis” - dos, “polos” - polo). Esta “dos caras” del agua le permite disolver fácilmente compuestos como NaCl o CuSO 4, porque están formados por iones (partículas cargadas positiva o negativamente). Las moléculas de agua pueden interactuar con ellos girando su lado cargado negativamente (es decir, átomos de oxígeno) hacia iones cargados positivamente, y su lado cargado positivamente (es decir, átomos de hidrógeno) hacia iones cargados negativamente. Y todas las partículas se sienten muy cómodas unas con otras. Por este motivo, los compuestos formados por iones suelen disolverse bien en agua.

Curiosamente, durante la cristalización de muchos compuestos de soluciones acuosas Esta interacción se retiene parcialmente en el cristal, lo que da como resultado la formación de un hidrato. Los iones de cobre, como vemos en todos los experimentos de este conjunto, cambian mucho de color dependiendo de las partículas que los rodean.

Tanto la solución de sulfato de cobre como el hidrato de CuSO 4 *5H 2 O tienen aproximadamente el mismo color azul intenso, lo que puede indicarnos que los iones de cobre en ambos casos se encuentran en el mismo ambiente o al menos similar.

De hecho, en solución, los iones de cobre están rodeados por seis moléculas de agua, mientras que en el hidrato, los iones Cu 2+ están rodeados por cuatro moléculas de agua y dos iones de sulfato. Otra molécula de agua (después de todo, estamos hablando de pentahidrato) permanece asociada con iones sulfato y otras moléculas de agua, lo que recuerda en gran medida su comportamiento en una solución saturada (es decir, la más concentrada) de sulfato de cobre.

Cuando calentamos un hidrato, las moléculas de agua se enfrentan a una elección. Por un lado, hay maravillosos iones de cobre, vecinos bastante agradables y atractivos. Y los iones de sulfato también son una compañía muy decente. Por otra parte, ¿qué molécula de agua no sueña con el vuelo libre y la exploración de distancias desconocidas? Cuando aumenta la temperatura, la situación en el hidrato se vuelve tensa y la empresa ya no parece tan decente como les gustaría a las moléculas de agua. Y tienen más energía. Por lo tanto, lo antes posible, abandonan el sulfato de cobre, que efectivamente se ha convertido en un infierno.

Cuando toda el agua del hidrato se evapora, solo quedan iones sulfato rodeados de iones de cobre. Esto hace que el color de la sustancia cambie de azul a blanco.

¿Es posible devolver el color azul?

Sí, puedes. Hay bastante agua en estado de vapor en el aire que nos rodea. Sí, y nosotros mismos exhalamos vapor de agua; recuerde cómo el vidrio se empaña si lo respira.

Si la temperatura del sulfato de cobre vuelve a la temperatura ambiente, el agua puede "asentarse" en él de la misma manera que en el vidrio. Al mismo tiempo, volverá a unirse de forma especial al sulfato de cobre y poco a poco recuperará su color azul.

También puedes acelerar este proceso. Si coloca sulfato de cobre seco junto con un vaso de agua en un recipiente cerrado, el agua “saltará” del vaso al sulfato de cobre, pasando a través del aire en forma de vapor. Cabe advertir, sin embargo, que para este experimento es necesario transferir el sulfato de cobre del recipiente de aluminio al de vidrio, ya que el sulfato de cobre húmedo interactuará activamente con el metal aluminio:

3CuSO 4 + 2Al → Al 2 (SO 4) 3 + 3Cu

Esta reacción en sí misma no estropeará mucho el panorama. Sin embargo, destruirá la capa protectora de Al 2 O 3 alrededor del aluminio. Este último, a su vez, reacciona violentamente con el agua:

Al + 6H 2 O → Al(OH) 3 +3H 2

¿Por qué una parte del sulfato podría volverse negra?

Si se excede con el calentamiento, podemos detectar otra transición de color: el sulfato de cobre blanco se oscurece.

Esto no es sorprendente: vemos el comienzo de la descomposición térmica (descomposición en partes bajo la influencia de la temperatura) del sulfato de cobre:

2CuSO 4 → 2CuO + 2SO 2 + O 2

En este caso se forma óxido de cobre negro CuO.

Descubra más

Válido en química regla general: si los átomos que forman una sustancia sólida pueden formar productos gaseosos, cuando se calientan, es casi seguro que su descomposición se producirá con la formación de estos mismos gases.

Por ejemplo, los átomos de azufre S y oxígeno O contenidos en el sulfato de cobre pueden formar óxido de azufre gaseoso SO 2 y oxígeno molecular O 2. Ahora volvamos a la ecuación de reacción para la descomposición térmica del sulfato de cobre: 2CuSO 4 → 2CuO + 2SO 2 + O 2

Como podemos ver, son estos gases los que se liberan si se calienta a fondo el sulfato de cobre.

Desarrollo del experimento.

¿Cómo hacer que el sulfato de cobre vuelva a ser azul?

¡En realidad es muy fácil! Hay varias opciones.

Primero, simplemente puedes verter el sulfato deshidratado en un recipiente de plástico (como una placa de Petri) y dejarlo al aire libre. El sulfato actuará como desecante y absorberá gradualmente el agua del aire. Después de un tiempo se volverá azul claro y luego azul. Esto significa que la composición de sus cristales vuelve a ser CuSO 4 * 5H 2 O. Esta opción es la más sencilla, pero tiene un inconveniente: desarrollar el experimento de esta forma puede llevar varios días.

En segundo lugar, puede acelerar el proceso. Lo más conveniente es volver a utilizar la placa de Petri, pero con ambas partes. Vierte todo (o parte) del sulfato de cobre blanco en una taza. Cerca, en el fondo de la taza, agrega un par de gotas de agua. Asegúrese de que el agua no entre en contacto con el sulfato (¡de lo contrario sería demasiado fácil!). Ahora cubra la placa de Petri con su tapa. Al cabo de unas horas el sulfato volverá a ponerse azul. Esta vez la transformación lleva menos tiempo, ya que en realidad hemos creado una “cámara” con un exceso de vapor de agua en su interior.

El tercer método consiste en añadir agua gota a gota directamente al sulfato de cobre blanco. Nuevamente, lo más conveniente es usar una placa de Petri, aunque también puedes usar un vaso de plástico desechable normal del kit de inicio. No agregues demasiada agua: tu objetivo no es disolver el sulfato de cobre, sino saturarlo de humedad.

Finalmente, la cuarta opción es disolver el sulfato de cobre anhidro resultante. Haga esto en un vaso de plástico desechable. Recibirás una solución azul. Por cierto, si dejas que el agua de esta solución se evapore lentamente (a temperatura ambiente), se formarán cristales azules de CuSO 4 * 5H 2 O en el vaso.

Entonces, hay muchas maneras de devolver el color azul a los cristales de sulfato de cobre. Lo más importante es que esta reacción reversible, lo que significa que puedes repetir el experimento una y otra vez, cambiando los métodos para obtener hidrato cristalino de sulfato de cobre azul.

Es importante recordar que el desarrollo del experimento no se debe realizar en un molde de aluminio. Para saber por qué, lea la respuesta a la pregunta “¿Qué pasó? "¿Es posible devolver el color azul?"

¿Qué son los hidratos cristalinos y por qué se forman?

Muchas sales, es decir, compuestos que consisten en iones metálicos cargados positivamente y una variedad de iones cargados negativamente, pueden formar sales especiales. aductos(del inglés to add – add) – hidratos o hidratos cristalinos. Básicamente, un aducto son partes juntas. Muchos compuestos se llaman así, ya sea por simplicidad y conveniencia, o para indicar que constan de un par de componentes.

En este caso, los aductos en cuestión se diferencian de las sales ordinarias en que contienen agua. Esta agua también se llama cristalización. ¡Y efectivamente, es parte del cristal! Esto suele suceder cuando las sales cristalizan en soluciones acuosas. Pero ¿por qué queda agua en el cristal?

Hay dos razones principales para esto. Como saben, los compuestos que son altamente solubles en agua (y estas son muchas sales) se disocian en ella, es decir, se dividen en iones cargados positiva y negativamente. Entonces, la primera razón es que estos iones se encuentran en un entorno especial formado por moléculas de agua. Cuando la solución se concentra (en nuestro caso, cuando el agua se evapora gradualmente), estos iones se juntan y forman un cristal. Al mismo tiempo, a menudo preservan hasta cierto punto su entorno, llevándose consigo moléculas de agua al cristal.

Sin embargo, no todas las sales tienden a formar hidratos. Por ejemplo, el cloruro de sodio NaCl siempre cristaliza sin agua en su composición, aunque en solución cada ion está rodeado por de cinco a seis moléculas de H 2 O. Por tanto, es necesario mencionar la segunda razón. Como las personas, todos buscan un lugar más cómodo. Resulta que, en algunos casos, este "comodidad" lo proporcionan mucho mejor precisamente las moléculas de agua y no los iones "antípodas" (como es el caso de Na + y Cl -). Es decir, los enlaces de los iones con las moléculas de agua resultan más fuertes. Esta propiedad es más característica de los iones cargados positivamente, y en la mayoría de los hidratos cristalinos se encuentra agua precisamente en su entorno. Esto es posible gracias a la atracción electrostática (la atracción entre “+” y “–”) entre los iones y la molécula de agua, en la que hay una ligera carga negativa en el átomo de oxígeno y una carga positiva cerca de los átomos de hidrógeno.

Todos los hidratos cristalinos se descomponen cuando se calientan. A temperaturas superiores a 100 o C, el agua existe en forma de vapor. Es en tales condiciones que las moléculas de agua tienden a abandonar el hidrato cristalino.

Sulfato de cobre en recetas populares. Sulfato de cobre, sulfato de cobre, sulfato de cobre.