Кобалт(II) хлорид
Кобалт(II) хлорид — неорганско соединение на кобалт и хлор, со формулата CoCl2. Соединението формира неколку хидрати CoCl2·nH2O, for n = 1, 2, 6, и 9. Тврдењата за формирање на три- и тетрахидрати не се потврдени.[4] Безводната форма е сина кристална цврста материја; дихидратот е виолетова, а хексахидратот е розев. Комерцијалните примероци обично се хексахидрат, кој е едно од најчесто користените соединенија на кобалт во лабораторија.[5] СвојстваАнхидридНа собна температура, безводниот кобалт хлорид има структура на кадмиум хлорид (CdCl2) (R3m) во кои јоните на кобалт(II) се октаедрално координирани. На околу 706 °C (20 степени под точката на топење), се верува дека координацијата се менува во тетраедарски.[2] Парниот притисок е пријавен како 7,6 mmHg на точката на топење.[6] РаствориКобалт хлоридот е прилично растворлив во вода. Под атмосферски притисок, масената концентрација на заситен раствор на CoCl2во вода е околу 54% на точката на вриење,120.2 °C; 48% at 51.25 °C; 35% at 25 °C; 33% at 0 °C; and 29% at −27.8 °C.[4] Разредени водени раствори на CoCl2 содржат [Co(H2O)6]2+ јони, покрај постоечките хлоридни јони. Концентрираните раствори се црвени на собна температура, но стануваат сини на повисоки температури.[7] ХидратиКристалната единица на цврстиот хексахидрат CoCl2•6H2O содржи неутрална молекула trans-CoCl2(H2O)4 и две молекули на вода.[8] Овој вид лесно се раствора во вода и алкохол. Безводната сол е хигроскопна, а хексахидратот е деликатен. Дихидратот, CoCl2(H2O)2, iе координативен полимер. Секој Co центар е координиран со четири двојни премостувачки хлоридни лиганди. Октаедарот е завршен со пар меѓусебно транс акуо лиганди.[9] 2.png) ДобивањеКобалт хлоридот може да се подготви во воден раствор од кобалт(II) хидроксид или кобалт(II) карбонат и хлороводородна киселина:
Цврстиот дихидрат и хексахидрат може да се добијат со испарување. Со ладење на заситените водени раствори се добива дихидрат помеѓу 120,2 °C и 51,25 °C, а хексахидрат под 51,25 °C. Воден мраз, наместо кобалт хлорид, ќе се кристализира од раствори со концентрација под 29%. Монохидратните и безводните форми може да се добијат со ладење раствори само под висок притисок, над 206 °C и 335 °C, соодветно..[4] Анхидридот на кобалт(II) хлорид може да се подготви со загревање на хидратите.[10] При брзо загревање или во затворен сад, секој од 6-, 2- и 1- хидратите делумно се топат во мешавина од следниот понизок хидрат и заситен раствор - на 51,25 °C, 206 °C и 335 °C , соодветно.[4] При бавно загревање во отворен сад, така што притисокот на водена пареа над цврстото тело е практично нула, водата испарува од секој од цврстите 6-, 2- и 1- хидрати, оставајќи го следниот понизок хидрат на околу 40 °C, 89 °C и 125 °C, соодветно. Ако парцијалниот притисок на водената пареа е во рамнотежа со цврстата супстанца, како во ограничен, но не содржан под притисок, распаѓањето се случува на околу 115 °C, 145 °C и 195 °C, соодветно..[4] Дехидрацијата може да се изврши и со триметилсилил хлорид:[11]
Анхидридното соединение може да се прочисти со сублимација во вакуум.[2] РеакцииВо лабораторија, кобалт(II) хлоридот служи како вообичаен претходник на другите соединенија на кобалт. Општо земено, разредените водени раствори на солта се однесуваат како другите соли на кобалт(II), бидејќи овие раствори се состојат од [Co(H2O)6]2+ јон без разлика на анјонот. На пример, таквите раствори даваат талог од кобалт сулфид CoS при обработката со водород сулфид H2S. Комплексни хлоридиХексахидратот и анхидридната сол се слаби Луиспви киселини. Адуктите обично се или октаедрални или тетраедрални. Формира октаедрален комплекс со пиридин (C5H5N):[12]
Со трифенилфосфин (P(C6H5)3), резултира со тетраедарски комплекс:
Соли на анјонскиот комплекс CoCl42− може да се подготват со употреба на тетраетиламониум хлорид:[13]
Тетраколбалтат јон [CoCl4]2− iе синиот јон кој се формира при додавање на хлороводородна киселина во водени раствори на хидриран кобалт хлорид, кои се розови. Редукција4.png) Од реакцијата на анхидридот со натриум циклопентадиенид се добива кобалтоцен Co(C5H5)2. TОвој 19-електронски вид е добар редукционен агенс, кој лесно се оксидира до жолтиот 18-електронски кобалтацениум катјон [Co(C5H5)2]+. Oксидација до кобалт(III)Постојат соединенија на кобалт во +3 оксидациона состојба, како што е кобалт (III) флуорид CoF3, нитрат Co(NO3)3, и сулфат Co2(SO4)3; сепак, кобалт(III) хлорид CoCl3 iне е стабилен во нормални услови и веднаш ќе се распадне во CoCl2 и хлор.[14] Од друга страна, кобалт(III) хлоридите може да се добијат ако кобалтот се врзува и за други лиганди со поголема луисова базност од хлоридот, како што се амини. На пример, во присуство на амонијак, кобалт(II) хлоридот лесно се оксидира со атмосферски кислород до хексаминкобалт(III) хлорид:
Слични реакции се случуваат и со други амини. Овие реакции често се изведуваат во присуство на јаглен како катализатор или со водороден пероксид H2O2 кој е замена за атмосферскиот кислород. Други високо-базни лиганди, вклучувајќи карбонат, ацетилацетонат и оксалат, предизвикуваат формирање на деривати на Co(III), додека едноставните карбоксилати и халиди не. За разлика од Co(II) комплексите, Co(III) комплексите се многу бавни за размена на лиганди, па се вели дека се кинетички инертни. Германскиот хемичар Алфред Вернер беше награден со Нобеловата награда во 1913 година за неговите студии за серија од овие кобалт(III) соединенија, работа што доведе до разбирање на структурите на таквите координативни соединенија. Оксидација до кобалт(IV)Реакција на 1-норборнилитиум со CoCl2·THF во пентан произведува кафеав, топлински стабилен тетракис(1-норборнил)кобалт(IV)[15][16] — редок пример на стабилно соединение од преоден метал и заситен алкан,[5] различни производи се добиваат во други растворувачи.[17] Индикација за влага Кобалт хлоридот е вообичаен индикатор за визуелна влага поради неговата посебна промена на бојата кога се хидрира. Промената на бојата е од некоја сина нијанса кога е суво, до розова кога е хидрирана, иако нијансата на бојата зависи од подлогата и концентрацијата. Се импрегнира во хартија за да се направат тест ленти за откривање на влага во растворите, или побавно, во воздух/гас. Средствата за сушење, како што е силика гелот, може да вградат кобалт хлорид за да означат кога е „потрошен“ (т.е. хидриран).[18] Здравствени проблемиКобалтот е од суштинско значење за повеќето повисоки форми на живот, но повеќе од неколку милиграми секој ден се штетни. Иако труењата ретко произлегуваат од соединенија на кобалт, нивното хронично голтање предизвика сериозни здравствени проблеми во дози далеку помали од смртоносната доза. Во 1966 година, додавањето на соединенија на кобалт за стабилизирање на пивската пена во Канада доведе до посебна форма на кардиомиопатија индуцирана од токсини, која станал познат како кардиомиопатија на конзумирачи на пиво.[19][20][21] Понатаму, се смета дека кобалт(II) хлоридот предизвикува рак (т.е., можеби е канцероген, IARC група 2B) според монографиите на Меѓународната агенција за истражување на ракот (IARC).[22] Во 2005-2006 година, кобалт хлоридот бил осми најзастапен алерген во тестовите за лепенка (8,4%).[23] Други примени
Наводи
Надворешни врски
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
-chloride-3D-balls.png)
6forFeCoNi.png)
Portal di Ensiklopedia Dunia
