Раствор хлорида меди 2 формула. Гидролиз хлорида меди (II)

§1. Химические свойства простого вещества (ст. ок. = 0).

а) Отношение к кислороду .

В отличие от своих соседей по подгруппе – серебра и золота, - медь непосредственно реагирует с кислородом. Медь проявляет к кислороду незначительную активность, но во влажном воздухе постепенно окисляется и покрывается пленкой зеленоватого цвета, состоящей из основных карбонатов меди:

В сухом воздухе окисление идет очень медленно, на поверхности меди образуется тончайший слой оксида меди:

Внешне медь при этом не меняется, так как оксид меди (I) как и сама медь, розового цвета. К тому же слой оксида настолько тонок, что пропускает свет, т.е. просвечивает. По-иному медь окисляется при нагревании, например, при 600-800 0 C. В первые секунды окисление идет до оксида меди (I), которая с поверхности переходит в оксид меди (II) черного цвета. Образуется двухслойное окисное покрытие.

Q образования (Cu 2 O) = 84935 кДж.

Рисунок 2. Строение оксидной пленки меди.

б) Взаимодействие с водой .

Металлы подгруппы меди стоят в конце электрохимического ряда напряжений, после иона водорода. Следовательно, эти металлы не могут вытеснять водород из воды. В то же время водород и другие металлы могут вытеснять металлы подгруппы меди из растворов их солей, например:

Эта реакция окислительно-восстановительная, так как происходит переход электронов:

Молекулярный водород вытесняет металлы подгруппы меди с большим трудом. Объясняется это тем, что связь между атомами водорода прочная и на ее разрыв затрачивается много энергии. Реакция же идет только с атомами водорода.

Медь при отсутствии кислорода с водой практически не взаимодействует. В присутствии кислорода медь медленно взаимодействует с водой и покрывается зеленой пленкой гидроксида меди и основного карбоната:

в) Взаимодействие с кислотами .

Находясь в ряду напряжений после водорода, медь не вытесняет его из кислот. Поэтому соляная и разбавленная серная кислота на медь не действуют.

Однако в присутствии кислорода медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей:

Исключение составляет только иодоводородная кислота, которая вступает в реакцию с медью с выделением водорода и образованием очень устойчивого комплекса меди (I):

2 Cu + 3 HI → 2 H [ CuI 2 ] + H 2

Медь так же реагирует с кислотами – окислителями, например, с азотной:

Cu + 4HNO 3( конц .) → Cu(NO 3 ) 2 +2NO 2 +2H 2 O

3Cu + 8HNO 3( разбав .) → 3Cu(NO 3 ) 2 +2NO+4H 2 O

А так же с концентрированной холодной серной кислотой:

Cu + H 2 SO 4(конц.) → CuO + SO 2 + H 2 O

C горячей концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H 2 SO 4( конц ., горячая ) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

C безводной серной кислотой при температуре 200 0 С образуется сульфат меди (I):

2Cu + 2H 2 SO 4( безводн .) 200 °C → Cu 2 SO 4 ↓ + SO 2 + 2H 2 O

г) Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам .

Q образования (CuCl) = 134300 кДж

Q образования (CuCl 2) = 111700 кДж

Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX 2 .. При действии галогенов при комнатной температуре видимых изменений не происходит, но на поверхности вначале образуется слой адсорбированных молекул, а затем и тончайший слой галогенидов. При нагревании реакция с медью происходит очень бурно. Нагреем медную проволочку или фольги и опустим ее в горячем виде в банку с хлором – около меди появятся бурые пары, состоящие из хлорида меди (II) CuCl 2 с примесью хлорида меди (I) CuCl. Реакция происходит самопроизвольно за счет выделяющейся теплоты. Одновалентные галогениды меди получают при взаимодействии металлической меди с раствором галогенида двухвалентной меди, например:

При этом монохлорид выпадает из раствора в виде белого осадка на поверхности меди.

Медь так же достаточно легко ступает в реакции с серой и селеном при нагревании (300-400 °C):

2Cu +S→Cu 2 S

2Cu +Se→Cu 2 Se

А вот с водородом, углеродом и азотом медь не реагирует даже при высоких температурах.

д) Взаимодействие с оксидами неметаллов

Медь при нагревании может вытеснять из некоторых оксидов неметаллов (например, оксид серы (IV) и оксиды азота (II, IV)) простые вещества, образуя при этом термодинамически более устойчивый оксид меди (II):

4Cu+SO 2 600-800°C →2CuO + Cu 2 S

4Cu+2NO 2 500-600°C →4CuO + N 2

2 Cu +2 NO 500-600° C →2 CuO + N 2

§2. Химические свойства одновалентной меди (ст.ок. = +1)

В водных растворах ион Cu + очень неустойчив и диспропорционирует:

Cu + ↔ Cu 0 + Cu 2+

Однако медь в степени окисления (+1) может стабилизироваться в соединениях с очень низкой растворимостью или за счет комплексообразовния .

а) Оксид меди (I ) Cu 2 O

Амфотерный оксид. Кристаллическое вещество коричнево-красного цвета. В природе встречается в виде минерала куприта. Исскуственно может быть получен нагреванием раствора соли меди (II) с щелочью и каким-нибудь сильным восстановителем, например, формалином или глюкозой . Оксид меди(I) не реагирует с водой. Оксид меди(I) переводится в раствор концентрированной соляной кислотой с образованием хлоридного комплекса:

Cu 2 O +4 HCl →2 H [ CuCl 2]+ H 2 O

Так же растворим в концентрированном растворе аммиака и солей аммония:

Cu 2 O+2NH 4 + →2 +

В разбавленной серной кислоте диспропорционирует на двухвалентную медь и металлическую медь:

Cu 2 O+H 2 SO 4(разбав.) →CuSO 4 +Cu 0 ↓+H 2 O

Также оксид меди(I) вступает в водных растворах в следующие реакции:

1. Медленно окисляется кислородом до гидроксида меди(II):

2 Cu 2 O +4 H 2 O + O 2 →4 Cu (OH ) 2 ↓

2. Реагирует с разбавленными галогенводородными кислотами с образованием соответствующих галогенидов меди(I):

Cu 2 O +2 H Г→2 Cu Г↓ + H 2 O (Г= Cl , Br , J )

3.Восстанавливается до металлической меди типичными восстановителями, например, гидросульфитом натрия в концентрированном растворе:

2 Cu 2 O +2 NaSO 3 →4 Cu ↓+ Na 2 SO 4 + H 2 SO 4

Оксид меди(I) восстанавливается до металлической меди в следующих реакциях:

1. При нагревании до 1800 °C (разложение):

2 Cu 2 O - 1800 ° C →2 Cu + O 2

2. При нагревании в токе водорода, монооксида углерода, с алюминиеми прочими типичными восстановителями:

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

Также, при высоких температурах оксид меди(I) реагирует:

1. C аммиаком (образуется нитрид меди(I))

3 Cu 2 O + 2 NH 3 - 250° C →2 Cu 3 N + 3 H 2 O

2. С оксидами щелочных металлов:

Cu 2 O+M 2 O- 600-800°C →2 М CuO (M= Li, Na, K)

При этом образуются купраты меди (I).

Оксид меди (I) заметно реагирует с щелочами :

Cu 2 O +2 NaOH (конц.) + H 2 O ↔2 Na [ Cu (OH ) 2 ]

б) Гидроксид меди (I ) CuOH

Гидроксид меди(I) образует жёлтое вещество, не растворяется в воде.

Легко разлагается при нагревании или кипячении:

2 CuOH → Cu 2 O + H 2 O

в) Галогениды CuF , Cu С l , CuBr и CuJ

Все эти соединения – белые кристаллические вещества, плохо растворимые в воде, но хорошо растворимые в избытке NH 3 , цианидных ионов, тиосульфатных ионов и иных сильных комплексообразователей. Иод образует только соединение Cu +1 J. В газообразном состоянии образуются циклы типа (CuГ) 3 . Обратимо растворимы в соответствующих галогенводородных кислотах:

Cu Г + HГ ↔ H [ Cu Г 2 ] (Г= Cl , Br , J )

Хлорид и бромид меди (I) неустойчивы во влажном воздухе и постепенно превращаются в основные соли меди (II):

4 Cu Г +2 H 2 O + O 2 →4 Cu (OH )Г (Г=Cl, Br)

г) Прочие соединения меди (I )

1. Ацетат меди (I) (СН 3 СООСu) - соединение меди, имеет вид бесцветных кристаллов. В воде медленно гидролизуется до Сu 2 О, на воздухе окисляется до ацетата двухвалентной меди; Получают СН 3 СООСu восстановлением (СН 3 СОО) 2 Сu водородом или медью, сублимацией (СН 3 СОО) 2 Сu в вакууме или взаимодействием (NH 3 OH)SO 4 с (СН 3 СОО) 2 Сu в р-ре в присутствии Н 3 СООNH 3 . Вещество токсично.

2. Ацетиленид меди(I) - красно-коричневые, иногда черные кристаллы. В сухом виде кристаллы детонируют при ударе или нагреве. Устойчивы во влажном состоянии. При детонации в отсутствие кислорода не образуется газообразных веществ. Под действием кислот разлагается. Образуется в виде осадка при пропускании ацетилена в аммиачные растворы солей меди(I):

С 2 H 2 +2[ Cu (NH 3 ) 2 ](OH ) → Cu 2 C 2 ↓ +2 H 2 O +2 NH 3

Данная реакция используется для качественного обнаружения ацетилена.

3. Нитрид меди - неорганическое соединение с формулой Cu 3 N, тёмно-зелёные кристаллы.

Разлагается при нагревании:

2 Cu 3 N - 300° C →6 Cu + N 2

Бурно реагирует с кислотами:

2 Cu 3 N +6 HCl - 300° C →3 Cu ↓ +3 CuCl 2 +2 NH 3

§3. Химические свойства двухвалентной меди (ст.ок. = +2)

Наиболее устойчивая степень окисления у меди и самая характерная для нее.

а) Оксид меди (II ) CuO

CuO - основный оксид двухвалентной меди. Кристаллы чёрного цвета, в обычных условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита (мелаконита) чёрного цвета. Оксид меди(II) реагирует с кислотами с образованием соответствующих солей меди(II) и воды:

CuO + 2 HNO 3 → Cu (NO 3 ) 2 + H 2 O

При сплавлении CuO со щелочами образуются купраты меди (II):

CuO +2 KOH - t ° → K 2 CuO 2 + H 2 O

При нагревании до 1100 °C разлагается :

4CuO- t ° →2 Cu 2 O + O 2

б) Гидроксид меди (II) Cu (OH ) 2

Гидроксид меди(II) - голубое аморфное или кристаллическое вещество, практически не растворимое в воде. При нагревании до 70-90 °C порошка Cu(ОН) 2 или его водных суспензий разлагается до CuО и Н 2 О:

Cu (OH ) 2 → CuO + H 2 O

Является амфотерным гидроксидом. Реагирует с кислотами с образованием воды и соответствующей соли меди:

С разбавленными растворами щелочей не реагирует, в концентрированных растворяется, образуя ярко-синие тетрагидроксокупраты (II):

Гидроксид меди(II) со слабыми кислотами образует основные соли . Очень легко растворяется в избытке аммиака с образованием аммиаката меди:

Cu(OH) 2 +4NH 4 OH→(OH) 2 +4H 2 O

Аммиакат меди имеет интенсивный сине-фиолетовый цвет, поэтому его используют в аналитической химии для определения малых количеств ионов Cu 2+ в растворе.

в) Соли меди (II )

Простые соли меди (II) известны для большинства анионов, кроме цианида и иодида, которые при взаимодействии с катионом Cu 2+ образуют ковалентные соединения меди (I), нерастворимые в воде.

Соли меди (+2), в основном, растворимы в воде. Голубой цвет их растворов связан с образованием иона 2+ . Они часто кристаллизуются в виде гидратов. Так, из водного раствора хлорида меди (II) ниже 15 0 С кристаллизуется тетрагидрат, при 15-26 0 С – тригидрат, свыше 26 0 С – дигидрат. В водных растворах соли меди (II) в небольшой степени подвержены гидролизу, и из них часто осаждаются основные соли .

1. Пентагидрат сульфата меди (II) (медный купорос)

Наибольшее практическое значение имеет CuSO 4 *5H 2 O, называемый медным купоросом. Сухая соль имеет голубую окраску, однако при несильном нагревании (200 0 С) она теряет кристаллизационную воду. Безводная соль белого цвета. При дальнейшем нагревании до 700 0 С она превращается в оксид меди, теряя триоксид серы:

CuSO 4 ­-- t ° → CuO + SO 3

Готовят медный купорос растворением меди в концентрированной серной кислоте. Эта реакция описана в разделе «Химические свойства простого вещества». Медный купорос применяют при электролитическом получении меди, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений, для получения других соединений меди .

2. Дигидрат хлорида меди (II).

Это темно-зеленые кристаллы, легкорастворимые в воде. Концентрированные растворы хлорида меди имеют зеленый цвет, а разбавленные – голубой. Это объясняется образованием хлоридного комплекса зеленого цвета:

Cu 2+ +4 Cl - →[ CuCl 4 ] 2-

И его дальнейшим разрушением и образованием голубого аквакомплекса.

3. Тригидрат нитрата меди (II).

Кристаллическое вещество синего цвета. Получается при растворении меди в азотной кислоте. При нагревании кристаллы сначала теряют воду, затем разлагаются с выделением кислорода и диоксида азота, переходя в оксид меди (II):

2Cu(NO 3 ) 2 -- t° →2CuO+4NO 2 +O 2

4. Карбонат гидроксомеди (II).

Карбонаты меди малоустойчивы и в практике почти не применяются. Некоторое значение для получения меди имеет лишь основной карбонат меди Cu 2 (OH) 2 CO 3 , который встречается в природе в виде минерала малахита. При нагревании легко разлагается с выделением воды, оксида углерода (IV) и оксида меди (II):

Cu 2 (OH) 2 CO 3 -- t° →2CuO+H 2 O+CO 2

§4. Химические свойства трехвалентной меди (ст.ок. = +3)

Эта степень окисления является наименее стабильной для меди, и поэтому соединения меди (III) являются скорее исключениями, чем «правилами». Тем не менее, некоторые соединения трехвалентной меди существуют.

а) Оксид меди (III) Cu 2 O 3

Это кристаллическое вещество, темно-гранатового цвета. Не растворяется в воде.

Получается окислением гидроксида меди(II) пероксодисульфатом калия в щелочной среде при отрицательных температурах:

2Cu(OH) 2 +K 2 S 2 O 8 +2KOH -- -20°C →Cu 2 O 3 ↓+2K 2 SO 4 +3H 2 O

Это вещество разлагается при температуре 400 0 С:

Cu 2 O 3 -- t ° →2 CuO + O 2

Окисид меди (III) – сильный окислитель. При взаимодействии с хлороводородом хлор восстанавливается до свободного хлора :

Cu 2 O 3 +6 HCl -- t ° →2 CuCl 2 + Cl 2 +3 H 2 O

б) Купраты меди (Ш)

Это черные или синие вещества, в воде не устойчивы, диамагнитны, анион – ленты квадратов (dsp 2). Образуются при взаимодействии гидроксида меди(II) и гипохлорита щелочного металла в щелочной среде :

2 Cu (OH ) 2 + М ClO + 2 NaOH →2М CuO 3 + NaCl +3 H 2 O (M = Na - Cs )

в) Калия гексафторкупрат(III)

Зеленое вещество, парамагнитно. Октаэдрическое строение sp 3 d 2 . Комплекс фторида меди CuF 3 , который в свободном состоянии разлагается при -60 0 С. Образуется нагреванием смеси хлоридов калия и меди в атмосфере фтора:

3KCl + CuCl + 3F 2 → K 3 + 2Cl 2

Разлагает воду с образованием свободного фтора.

§5. Соединения меди в степени окисления (+4)

Пока науке известно лишь одно вещество, где медь в степени окисления +4, это гексафторкупрат(IV) цезия – Cs 2 Cu +4 F 6 - оранжевое кристаллическое вещество, стабильное в стеклянных ампулах при 0 0 С. Бурно реагирует с водой. Получается фторированием при высоком давлении и температуре смеси хлоридов цезия и меди :

CuCl 2 +2CsCl +3F 2 -- t ° р → Cs 2 CuF 6 +2Cl 2

Хлорид меди 2

Химические свойства

Средство представляет собой бинарное неорганическое вещ-во, относится к классу солей и галогенидов . Его можно рассматривать как соль, образованную соляной кислотой и медью .

Рацемическая формула Хлорида Меди: CuCl2.

Молекулярная масса данного соединения = 134,5 грамм на моль. Вещество плавится при 498 градусах Цельсия. Средство образует кристаллогидраты вида CuCl2 nH2O .

В медицине используют дигидрат Меди Хлорида.

Средство в твердом виде – желто-коричневые кристаллы. Состав кристаллогидратов зависит от температуры, при которой происходит кристаллизация. Вещество хорошо растворимо в этиловом спирте, воде, ацетоне и метаноле .

Реакции Хлорида меди

Вещество вступает во взаимодействие со щелочью , при этом, как правило, образуется нерастворимое основание и растворимая соль. Меди Хлорид реагирует с металлами, которые в электрохимическом ряду располагаются левее металла Cu . Также соединению свойственны реакции ионного обмена с прочими солями, в результате образуется нерастворимое вещество и выделяется газ.

В промышленных масштабах средство получают реакцией Оксида меди 2 с соляной кислотой или путем обменной реакции Хлорида бария с Медным купоросом .

Также существует соединение Хлорид меди 1 , в котором медь является одновалентной. Монохлорид этого металла – достаточно токсичное соединение.

Фармакологическое действие

Метаболическое.

Фармакодинамика и фармакокинетика

Медь – необходима организму. Например, она принимает участие в ряде химических реакций, протекающих в тканях печени. После попадания в организм вещество практически полностью метаболизируется.

Показания к применению

Раствор Хлорида Меди входит в состав растворов, используемых при парентеральном питании , и удовлетворяет потребность организма в микроэлементах .

Противопоказания

Препараты, в составе которых есть р-р нельзя использовать, если у пациента на вещества в составе, детям, не достигшим 10-летнего возраста. Осторожность следует соблюдать при почечной или печеночной недостаточности.

Побочные действия

Обычно лекарство хорошо переносится больными. Редко во время инфузии возникает тошнота и болезненные ощущения в месте введения.

Хлорид меди, инструкция по применению (Способ и дозировка)

Средство вводят внутривенно.

Если препарат изначально находится в виде порошка, его разводят в растворах глюкозы или .

Полученный раствор необходимо использовать в течение суток.

Режим дозирования и схема лечения зависят от препарата и заболевания.

Передозировка

Передозировка препаратом возникает редко. Чаще всего его используют под наблюдением мед. персонала и в стационаре.

Если лекарственное средство вводят слишком быстро, то могут развиться: рвота, потливость, гиперемия кожных покровов. Реакции проходят после снижения скорости введения препарата.

Взаимодействие

Смешивать вещество в одном шприце или пакете можно только с р-ми глюкозы или аминокислот , концентрация которых не превышает 50%.

При беременности и лактации

Средство можно назначать беременным женщинам.

Существует недостаточное количество данных об использовании данного компонента в период кормления грудью.

Препараты, в которых содержится (Аналоги)

Меди Хлорид входит в виде дигидрата в состав концентрата для приготовления р-ов для инфузий Аддамель Н.

Бинарное вещество хлорид меди (монохлорид), формула которого CuCl, представляет собой соль хлороводородной кислоты. Это порошок, как правило, белого или зеленого цвета, очень плохо растворимый в воде. Зеленоватый оттенок кристаллов монохлорида объясняется присутствием примесей двухвалентного вещества, которое называется хлорид меди ii.

Впервые это соединение было получено великим химиком Робертом Бойлем. Произошло это событие давно, в а для получения ученый использовал простую металлическую медь и двухвалентный Затем, в 1799 году, Джозеф Пруст выделил из монохлорида кристаллы дихлорида. Эта реакция представляла собой процесс постепенного нагревания раствора, в результате чего хлорид меди (II) утрачивал часть хлора, примерно половину его наличия. Отделение дихлорида от монохлорида проводилось обычной промывкой.

Монохлорид меди - это белое кристаллическое вещество, которое при температуре в 408 °C меняет форму кристаллической решетки. Так как это соединение и плавится, и закипает практически без разложения, его химическую формулу иногда записывают в виде Cu2Cl2. Монохлорид, впрочем, как и другие соединения меди, токсичен.

Соединение хлорид меди, формула которого записывается как CuCl2, внешне представляет собой темно-коричневые монокристаллы клиновидной формы. При взаимодействии даже с совсем незначительным количеством воды кристаллы соединения меняют цвет: с темно-коричневого он последовательно переходит в зеленоватый, а затем в голубой. Интересно, что если в такой водный раствор добавить совсем немного то кристаллы возвратятся в одно из промежуточных состояний - станут зеленоватыми.

Температура плавления вещества равняется 537 °С, а при температуре, равной 954 - 1032 °С, оно закипает. Соединение растворимо в таких веществах, как вода, спирт, аммиак. Плотность его составляет 3,054 г/см3. При постоянном разведении раствора и поддержании температуры на уровне 25° С молярная электропроводность вещества составляет 265,9 см2/моль.

Получают хлорид меди путем воздействия хлора на медь, а также путем проведения реакции взаимодействия (II) с Промышленное получение основано на обжиге смесей сульфидов меди с хлоридом натрия. При этом в процессе реакции должна обеспечиваться температура 550-600 °С, в результате чего, кроме собственно рассматриваемого вещества, обнаруживается присутствие в газообразном состоянии таких компонентов, как HCl, газы серы и мышьяковистые соединения. Известны производства, где получение хлорида меди осуществляется посредством инициации реакции обмена между медным купоросом и BaCl2.

При температуре 993 °С вещество распадается на CuCl и Cl2, его растворимость в водных растворах характеризуется:

При растворении в водном растворе 25-градусной температуры полностью растворяется в 100 граммах воды 77,4 грамма хлорида меди;

При достижении температурой раствора значения 100 °С в нем растворяется уже 120 граммов вещества. В обоих случаях принимается, что плотность CuCl2 была одинаковой.

Хлорид меди широко применяется как химический катализатор, компонент пиротехнических смесей, при производстве разнообразных минеральных красителей. Как используется в качестве анализатора дымовых газов, способствует вычислению их концентрации и уровня содержания углекислого газа. Применяется дихлорид и как переносчик кислорода на различных этапах химического производства, такая технология, например, распространена при производстве органических красителей.

Соль хлорид меди, при всей своей труднорастворимости, способна образовывать ряд кристаллогидратов. При этом концентрированный раствор вещества имеет способность к присоединению окиси азота, что также находит широкое применение при производстве лекарственных препаратов и в химической промышленности.

Общие сведения о гидролизе хлорида меди (II)

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлорид меди (II) – средняя соль, образованная слабым основанием – гидроксидом меди (II) (Cu(OH) 2) и сильной кислотой – соляной (хлороводородной) (HCl). Формула — CuCl 2 .

Представляет кристаллы желто-бурого (темно-коричневого) цвета; в виде кристаллогидратов — зеленого. Молярная масса – 134 г/моль.

Рис. 1. Хлорид меди (II). Внешний вид.

Гидролиз хлорида меди (II)

Гидролизуется по катиону. Характер среды – кислый. Теоретически возможна вторая ступень. Уравнение гидролиза имеет следующий вид:

Первая ступень:

CuCl 2 ↔ Cu 2+ + 2Cl — (диссоциация соли);

Cu 2+ + HOH ↔ CuOH + + H + (гидролиз по катиону);

Cu 2+ + 2Cl — + HOH ↔ CuOH + + 2Cl — + H + (ионное уравнение);

CuCl 2 + H 2 O ↔ Cu(OH)Cl +HCl (молекулярное уравнение).

Вторая ступень:

Cu(OH)Cl ↔ CuOH + + Cl — (диссоциация соли);

CuOH + + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + H + (гидролиз по катиону);

CuOH + + Cl — + HOH ↔ Cu(OH) 2 ↓ + Cl — + H + (ионное уравнение);

Cu(OH)Cl + H 2 O ↔ Cu(OH) 2 ↓ + HCl (молекулярное уравнение).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2