(EDTA)cuprato(II) di sodio

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ohilà

2013-11-29 13:30

Rispetto a quello con Fe(III) la sintesi di questo composto è un po' più difficile poichè è molto più solubile. Facendo reagire CuSO4 e l'edta tetrasodico risulta quasi impossibile separare il prodotto dal solfato di sodio che si forma. Occorre quindi seguire un'altra strada partendo direttamente dall'acido: H4(EDTA) + CuCO3 + 2 NaOH ===> Na2[Cu(EDTA)] + CO2 + 3 H2O REAGENTI - EDTA - Rame carbonato (basico...) - Sodio idrossido PROCEDURA Miscelare 2,5 g di CuCO3 appena precipitato (è basico, ma facendo i calcoli stechiometrici a monte il contenuto di Cu non varia...) e 6 grammi di EDTA. Aggiungere 150 ml d'acqua. Il colore della sospensione diventa subito più scuro e la dissoluzione del carbonato è abbastanza rapida. Porre su piastra e scaldare a 60-70°C.

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Solubilizzare 1,6 grammi di NaOH in 50 ml d'acqua. Aggiungere lentamente questa soluzione nella beuta di reazione. Lasciar reagire, sempre a caldo, per una buona mezz'ora. Togliere la beuta dalla piastra e filtrare il poco precipitato indisciolto (probabilmente un po' d'acido in eccesso). La soluzione appare di un colore blu molto acceso.
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Porre la soluzione in un becher bello grande e far evaporare a 70°C. Ci vorrà un po'... Ridurre a consistenza sciropposa (10 ml circa) e far raffreddare. Neanche così si avrà una precipitazione significativa del prodotto. Ho deciso allora di porre il tutto in essiccatore a NaOH per qualche giorno. Dopo tre o quattro giorni si può tirare fuori dall'essiccatore e asciugare su carta assorbente. Il prodotto si presenta come una polvere blu. Non risulta deliquescente. La resa è stata di 4 grammi (50% circa della teorica), non c'è male. Merito dell'essiccatore.
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DSCN2698 - Copia - Copia.JPG
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Beefcotto87

2013-11-29 13:32

Che tu sappia, la soluzione com'è paragonata a quella del solfato?

ohilà

2013-11-29 13:40

In che senso?

Se parli dell'aspetto quella del complesso ha un colore molto più intenso, a parità di concentrazione, rispetto a una di CuSO4...

Beefcotto87

2013-11-29 13:53

Esatto, mi incuriosiva la tonalità! Le soluzioni sature di solfato non sono effettivamente le più scure, né le più brillanti!

Dott.MorenoZolghetti

2013-11-30 14:00

Curiosamente questo prodotto non trova applicazione in fitoterapia (che io sappia) a differenza del suo omologo con il ferro (III), impiegato per la lotta alla clorosi. Non sono però certo che ci sia anche il sodio nel complesso ferrico, anzi quasi certamente c'è il potassio.

al-ham-bic

2013-12-01 17:28

Dott.MorenoZolghetti ha scritto:

Curiosamente questo prodotto non trova applicazione in fitoterapia...

No, no, c'è eccome. Sono sicuro di averlo visto nei prodotti che tiene o teneva il mio fornitore "agricolo", proprio CuEDTA. Leggere le etichette della composizione chimica dei fitofarmaci o anticrittogamici è una mia costante ;-) Sicuramente sarà in associazione con il "potassio" (inteso come sale aggiunto di questo elemento) quale fondamentale vegetale o per sinergia per l'azione con il Cu.

ohilà

2013-12-01 17:46

Non ho ben capito, perché si usa proprio quello col potassio come fitofarmaco? ( prima o poi dovrò decidermi a comprare KOH... asd )

Dott.MorenoZolghetti

2013-12-01 19:52

Davvero Al? Se lo hai visto allora c'è. Non mi è mai capitato tra le mani, per questo lo escludevo. Sarebbe interessante sapere a quale impiego è destinato.

Si usa un sale potassico e non sodico perchè il sodio è un buon veleno per la maggior parte dei vegetali superiori. Tutto qua. :-)

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ohilà

2013-12-08 08:01

MgCu[EDTA].6H2O In modo molto simile al precedente si può sintetizzare anche questo. Si fanno reagire, a caldo e in sospensione acquosa, 3,5 g di H4(EDTA) e 1,5 g di CuCO3. Si aggiunge poi un grammo di MgCO3. Si scalda per un'altra mezz'ora e si filtra. Si fa evaporare fino a 15 ml circa. E' un po' meno solubile dell'altro, quindi si può evitare l'essiccatore e usare un bagno di ghiaccio per completare la precipitazione. E' una polverina celeste, un po' più chiara rispetto al complesso col sodio.

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Ho preso spunto da qui: http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0103-50532002000500006 - Da buon ignorante della chimica dei complessi vi chiedo: è possibile sostituire il magnesio con un altro metallo (magari di transizione...)?

marco the chemistry

2013-12-08 08:27

Nell'articolo parlano anche di un sale con Zn, ma comunque ho qualche dubbio sulla formazione di questi complessi con questi controioni...l'EDTA è un ottimo chelante anche per Mg e Zn e non capisco perchè si debba formare il complesso da te preparatoe non una miscela dei due tipo [Cu(EDTA)]2- e [Mg(EDTA)]2-...

cu-edta.pdf
cu-edta.pdf

ohilà

2013-12-08 08:36

marco the chemistry ha scritto:

non capisco perchè si debba formare il complesso da te preparatoe non una miscela dei due tipo [Cu(EDTA)]2- e [Mg(EDTA)]2-...

Non so... Me lo sono chiesto anch'io in realtà...

La spiegazione che danno nell'articolo è questa, ma io la capisco fino a un certo punto. asd

...the logarithms of the respective stability constants (β) defined as:

[M(EDTA)2-]/[M2+][(EDTA)4-]

are respectively 8.69 (for Mg(II)), 16.50 (for Zn(II)) and 18.80 (for Cu(II)), indicating the peculiar stability of the Cu(II) complex. This means that in the Cu(II)/Zn(II) and Cu(II)/Mg(II) systems, the copper(II) cation may be preferentially chelated by EDTA, whereas the other two metals probably remain as countercations, out of the coordination sphere.

MaXiMo

2013-12-08 16:00

A mio parere i complessi a catione singolo si formano, viste le condizioni, ma per un andamento simile all'uso dell'EDTA nelle titolazioni complessometriche la loro stabilità è diversa sia in funzione di costante beta che entalpica e quindi NON precipitano come quelli con i cationi doppi preparati secondo lo schema di ohilà.

E giustamente non possono precipitare o essere separati per semplice aggiunta di solvente o abbassamento della temperatura.

La driving force di reazione non è cinetica.