Кобалт(II) хлорид
| |||
-chloride-3D-balls.png) Структура на анхидридно соединение
| |||
6forFeCoNi.png) Структруа на хексахидрат
| |||
Назив според МСЧПХ Кобалт(II) хлрорид | |||
Други називи Кобалт хлорид | |||
| Назнаки | |||
|---|---|---|---|
7646-79-9  16544-92-6 (дихидрат)  7791-13-1 (хексахидрат)
| |||
| ChEBI | CHEBI:35696
| ||
| ChemSpider | 22708
| ||
| EC-број | 231-589-4 | ||
| |||
| 3Д-модел (Jmol) | Слика | ||
| PubChem | 3032536 | ||
| RTECS-бр. | GF9800000 | ||
| |||
| UNII | EVS87XF13W 17AVG63ZBC (хексахидрат)
| ||
| ОН-бр. | 3288 | ||
| Својства | |||
| Хемиска формула | |||
| Моларна маса | 0 g mol−1 | ||
| Изглед | плави кристали (анхидрид) виолетово-пава супстанца (дихидрат) розево-црвени кристали (хексахидрат) | ||
| Густина | 3.356 g/cm3 (анхидрид) 2.477 g/cm3 (дихидрат) 1.924 g/cm3 (хексахидрат) | ||
| Точка на топење | |||
| Точка на вриење | |||
| 43.6 g/100 mL (0 °C) 45 g/100 mL (7 °C) 52.9 g/100 mL (20 °C) 105 g/100 mL (96 °C) | |||
| Растворливост | 38.5 g/100 mL (метанол) 8.6 g/100 mL (ацетон) растворливо во етанол, пиридин, глицерол | ||
| +12,660·10−6 cm3/mol | |||
| Структура | |||
| Кристална структура | CdCl2 структура | ||
| хексагонална (анхидрид) моноклинична (дихидрат) октаедарна (хексахидрат) | |||
| Опасност | |||
| GHS-ознаки: | |||
Пиктограми
|
  
| ||
| NFPA 704 | |||
| Температура на запалување | {{{value}}} | ||
| Смртоносна доза или концентрација: | |||
LD50 (средна доза)
|
80 mg/kg (rat, oral) | ||
| Безбедносен лист | ICSC 0783 | ||
| Слични супстанци | |||
| Други анјони | Кобалт(II) флуорид Кобалт(II) бромид Кобалт(II) јодид | ||
| Други катјони | Родиум(III) хлорид Иридиум(III) хлорид | ||
| Дополнителни податоци | |||
| (што е ова?) (провери) Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa) | |||
| Наводи | |||
Кобалт(II) хлорид е 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]
Својства[уреди | уреди извор]
Анхидрид[уреди | уреди извор]
На 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]
Раствори[уреди | уреди извор]
Кобалт 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]
Хидрати[уреди | уреди извор]
Кристалната 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)
Добивање[уреди | уреди извор]
Кобалт хлоридот може да се подготви во воден раствор од кобалт(II) хидроксид или кобалт(II) карбонат и хлороводородна киселина:
- CoCO3 + 2 HCl(aq) → CoCl2(aq) + CO2 + H2O
- Co(OH)2 + 2 HCl(aq) → CoCl2(aq) + 2H2O
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]
- CoCl2•6H2O + 12 (CH3)3SiCl → CoCl2 + 6[(CH3)3SiCl]2O + 12 HCl
Анхидридното соединение може да се прочисти со сублимација во вакуум.[2]
Реакции[уреди | уреди извор]
Во 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 хлориди[уреди | уреди извор]
Хексахидратот и анхидридната сол се слаби Луиспви киселини. Адуктите обично се или октаедрални или тетраедрални. Формира октаедрален комплекс со пиридин (C5H5N):[12]
- CoCl2·6H2O + 4 C5H5N → CoCl2(C5H5N)4 + 6 H2O
Со трифенилфосфин (P(C6H5)3), резултира со тетраедарски комплекс:
- CoCl2·6H2O + 2 P(C6H5)3 → CoCl2[P(C6H5)3]2 + 6 H2O
Соли на анјонскиот комплекс CoCl42− може да се подготват со употреба на тетраетиламониум хлорид:[13]
- CoCl2 + 2 [(C2H5)4N]Cl → [(C2H5)4N)]2[CoCl4]
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.
Редукција[уреди | уреди извор]
4.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)[уреди | уреди извор]
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:
- 4 CoCl2·6H2O + 4 NH4Cl + 20 NH3 + O2 → 4 [Co(NH3)6]Cl3 + 26 H2O
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)[уреди | уреди извор]
Реакција на 1-норборнилитиум со CoCl2·THF во пентан произведува кафеав, термички 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[уреди | уреди извор]
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 проблеми[уреди | уреди извор]
Кобалтот 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[уреди | уреди извор]
- Невидливо мастило: кога е суспендиран во раствор, кобалт(II) хлоридот може да се направи да изгледа невидлив на површината; кога истата површина последователно е изложена на значителна топлина (како што е рачен топлински пиштол или запалка), мастилото трајно/неповратно се менува во сино.
- Кобалт хлоридот е воспоставен хемиски индуктор на реакции слични на хипоксија како што е еритропоезата. Суплементите на кобалт не се забрането и затоа нема да бидат откриени со тековните анти-допинг тестови.[24] Кобалт хлоридот е забранета супстанција во рамките на Австралискиот одбор за чистокрвни трки.[25]
- Кобалт хлоридот е еден метод што се користи за индуцирање на пулмонална артериска хипертензија кај животните за истражување и евалуација на ефикасноста на третманот.
Наводи[уреди | уреди извор]
- ↑ „Cobalt muriate, CAS Number: 7646-79-9“. www.chemindustry.com. Архивирано од изворникот на 2019-05-28. Посетено на 19 April 2018.
- ↑ 2,0 2,1 2,2 Wojakowska, A., Krzyżak, E. and Plińska, S. (2007): "Melting and high-temperature solid state transitions in cobalt(II) halides". Journal of Thermal Analysis and Calorimetry, volume 88, issue 2, pages 525-530. doi:10.1007/s10973-006-8000-9
- ↑ Santa Cruz Biotechnology: Cobalt(II) chloride
- ↑ 4,0 4,1 4,2 4,3 4,4 M. T. Saugier, M. Noailly, R. Cohen-Adad, F. Paulik, and J. Paulik (1977): "Equilibres solide ⇄ liquide ⇆ vapeur du systeme binaire CoCl2-H2O" Journal of Thermal Analysis, volume 11, issue 1, pages 87–100. doi:10.1007/BF02104087 Note: the lowest point of fig.6 is inconsistent with fig.7; probably should be at -27.8 C instead of 0 C.
- ↑ 5,0 5,1 Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. изд.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
- ↑ Yuzo Saeki, Ryoko Matsuzaki, Naomi Aoyama (1977): "The vapor pressure of cobalt dichloride". Journal of the Less Common Metals, volume 55, issue 2, pages 289-291. doi:10.1016/0022-5088(77)90204-1
- ↑ The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
- ↑ Предлошка:Wells5th
- ↑ Morosin, B.; Graeber, E. J. (1965). „Crystal structures of manganese(II) and iron(II) chloride dihydrate“. Journal of Chemical Physics. 42 (3): 898–901. Bibcode:1965JChPh..42..898M. doi:10.1063/1.1696078.
- ↑ John Dallas Donaldson, Detmar Beyersmann, "Cobalt and Cobalt Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim, 2005. doi:10.1002/14356007.a07_281.pub2
- ↑ Philip Boudjouk, Jeung-Ho So (1992). „Solvated and Unsolvated Anhydrous Metal Chlorides from Metal Chloride Hydrates“. Inorganic Syntheses. Inorg. Synth. Inorganic Syntheses. 29. стр. 108–111. doi:10.1002/9780470132609.ch26. ISBN 9780470132609.CS1-одржување: користи параметар authors (link)
- ↑ Long, Gary J.; Clarke, Peter J. (1978). „Crystal and Molecular Structures of trans-Tetrakis(pyridine)dichloroiron(II), -Nickel(II), and -Cobalt(II) and trans-Tetrakis(pyridine)dichloroiron(II) Monohydrate“. Inorganic Chemistry. 17 (6): 1394–1401. doi:10.1021/ic50184a002.
- ↑ Gill, N. S.; Taylor, F. B. (1967). Tetrahalo Complexes of Dipositive Metals in the First Transition Series. Inorg. Synth. Inorganic Syntheses. 9. стр. 136–142. doi:10.1002/9780470132401.ch37. ISBN 9780470132401. Занемарен непознатиот параметар
|name-list-style=(help) - ↑ Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
- ↑ Barton K. Bower; Howard G. Tennent (1972). „Transition metal bicyclo[2.2.1]hept-1-yls“. J. Am. Chem. Soc. 94 (7): 2512–2514. doi:10.1021/ja00762a056. Занемарен непознатиот параметар
|name-list-style=(help) - ↑ Erin K. Byrne; Darrin S. Richeson; Klaus H. Theopold (1986). „Tetrakis(1-norbornyl)cobalt, a low spin tetrahedral complex of a first row transition metal“. J. Chem. Soc., Chem. Commun. (19): 1491–1492. doi:10.1039/C39860001491. Занемарен непознатиот параметар
|name-list-style=(help) - ↑ Erin K. Byrne; Klaus H. Theopold (1989). „Synthesis, characterization, and electron-transfer reactivity of norbornyl complexes of cobalt in unusually high oxidation states“. J. Am. Chem. Soc. 111 (11): 3887–3896. doi:10.1021/ja00193a021.
- ↑ Solomon, M. E. (February 1945). „The use of cobalt salts as indicators of humidity and moisture“. Annals of Applied Biology (англиски). 32 (1): 75–85. doi:10.1111/j.1744-7348.1945.tb06763.x. ISSN 0003-4746.
- ↑ Morin Y; Tětu A; Mercier G (1969). „Quebec beer-drinkers' cardiomyopathy: Clinical and hemodynamic aspects“. Annals of the New York Academy of Sciences. 156 (1): 566–576. Bibcode:1969NYASA.156..566M. doi:10.1111/j.1749-6632.1969.tb16751.x. PMID 5291148. S2CID 7422045.
- ↑ Barceloux, Donald G.; Barceloux, Donald (1999). „Cobalt“. Clinical Toxicology. 37 (2): 201–216. doi:10.1081/CLT-100102420. PMID 10382556. Занемарен непознатиот параметар
|name-list-style=(help) - ↑ 11.1.5 The unusual type of myocardiopathy recognized in 1965 and 1966 in Quebec (Canada), Minneapolis (Minnesota), Leuven (Belgium), and Omaha (Nebraska) was associated with episodes of acute heart failure (e/g/, 50 deaths among 112 beer drinkers).
- ↑ Zug KA, Warshaw EM, Fowler JF Jr, Maibach HI, Belsito DL, Pratt MD, Sasseville D, Storrs FJ, Taylor JS, Mathias CG, Deleo VA, Rietschel RL, Marks J. Patch-test results of the North American Contact Dermatitis Group 2005–2006. Dermatitis. 2009 May–Jun;20(3):149-60.
- ↑ Lippi G, Franchini M, Guidi GC (November 2005). „Cobalt chloride administration in athletes: a new perspective in blood doping?“. Br J Sports Med. 39 (11): 872–3. doi:10.1136/bjsm.2005.019232. PMC 1725077. PMID 16244201.
- ↑ Bartley, Patrick (6 February 2015). „Cobalt crisis turns the eyes of the world onto Australian racing“. The Sydney Morning Herald.
Надворешни врски[уреди | уреди извор]
Кобалт(II) хлорид на Ризницата ?- International Chemical Safety Card 0783
- National Pollutant Inventory – Cobalt fact sheet
- IARC Monograph "Cobalt and Cobalt Compounds"
| ||||||||||||||||||||||