El sulfato de cobre (II) , también conocido como sulfato de cobre , son los compuestos inorgánicos con la fórmula química Cu SO 4 (H 2 O) x , donde x puede variar de 0 a 5. El pentahidrato (x = 5) es el más común. formulario. Nombres mayores para este compuesto incluyen vitriolo azul , Bluestone , [9] vitriolo de cobre , [10] y vitriolo romano . [11]
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Nombres | |||
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Nombre IUPAC Sulfato de cobre (II) | |||
Otros nombres Sulfato cúprico azul vitriolo (pentahidrato) Bluestone (pentahidrato) Bonattite (trihidrato mineral) Boothite (mineral heptahidratado) calcantita (mineral pentahidratado) Chalcocyanite (mineral) Sulfato de cobre pentahidratado | |||
Identificadores | |||
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Modelo 3D ( JSmol ) | |||
CHEBI | |||
CHEMBL | |||
ChemSpider | |||
Tarjeta de información ECHA | 100.028.952 | ||
Número CE |
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Número e | E519 (reguladores de acidez, ...) | ||
8294 | |||
KEGG | |||
PubChem CID | |||
Número RTECS |
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UNII |
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Tablero CompTox ( EPA ) | |||
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Propiedades | |||
CuSO 4 (anhidro) CuSO 4 · 5H 2 O (pentahidratado) | |||
Masa molar | 159,60 g / mol (anhidro) [1] 249,685 g / mol (pentahidrato) [1] | ||
Apariencia | gris-blanco (anhidro) azul (pentahidrato) | ||
Densidad | 3,60 g / cm 3 (anhidro) [1] 2,286 g / cm 3 (pentahidrato) [1] | ||
Punto de fusion | 110 ° C (230 ° F; 383 K) se descompone (· 5H 2 O) [1] si el pentahidrato | ||
Punto de ebullición | se descompone en óxido cúprico a 650 ° C | ||
solubilidad en agua | 1.055 molal (10 ° C) 1.26 molal (20 ° C) 1.502 molal (30 ° C) [2] | ||
Solubilidad | anhidro insoluble en etanol [1] pentahidrato soluble en metanol [1] 10,4 g / L (18 ° C) insoluble en etanol , insoluble en acetona | ||
Susceptibilidad magnética (χ) | + 1330 · 10 −6 cm 3 / mol | ||
Índice de refracción ( n D ) | 1.724–1.739 (anhidro) [3] 1.514–1.544 (pentahidrato) [4] | ||
Estructura | |||
Estructura cristalina | Ortorrómbico (anhidro, calcocianita), grupo espacial Pnma, oP24 , a = 0,839 nm, b = 0,669 nm, c = 0,483 nm. [5] Triclínico (pentahidrato), grupo espacial P 1 , aP22 , a = 0,5986 nm, b = 0,6141 nm, c = 1,0736 nm, α = 77,333 °, β = 82,267 °, γ = 72,567 ° [6] | ||
Termoquímica | |||
Entropía molar estándar ( S | 5 J K −1 mol −1 | ||
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 ) | −769,98 kJ / mol | ||
Farmacología | |||
Código ATC | V03AB20 ( OMS ) | ||
Peligros | |||
Ficha de datos de seguridad | pentahidrato anhidro | ||
Pictogramas GHS | |||
NFPA 704 (diamante de fuego) | 2 0 1 | ||
punto de inflamabilidad | No es inflamable | ||
Dosis o concentración letal (LD, LC): | |||
LD 50 ( dosis mediana ) | 300 mg / kg (oral, rata) [8] 87 mg / kg (oral, ratón) | ||
NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): | |||
PEL (permitido) | TWA 1 mg / m 3 (como Cu) [7] | ||
REL (recomendado) | TWA 1 mg / m 3 (como Cu) [7] | ||
IDLH (peligro inmediato) | TWA 100 mg / m 3 (como Cu) [7] | ||
Compuestos relacionados | |||
Otros cationes | Sulfato de hierro (II) Sulfato de manganeso (II) Sulfato de níquel (II) Sulfato de zinc | ||
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
verificar ( ¿qué es ?) | |||
Referencias de Infobox | |||
El pentahidrato (CuSO 4 · 5H 2 O), la sal más común, es de color azul brillante. Se disuelve exotérmicamente en agua para dar el complejo acuoso [Cu (H 2 O) 6 ] 2+ , que tiene geometría molecular octaédrica . La estructura del pentahidrato sólido revela una estructura polimérica en la que el cobre es nuevamente octaédrico pero está unido a cuatro ligandos de agua. Los centros de Cu (II) (H 2 O) 4 están interconectados por aniones sulfato para formar cadenas. [12] El sulfato de cobre anhidro es un polvo gris claro.
Preparación y ocurrencia
El sulfato de cobre se produce industrialmente tratando el metal de cobre con ácido sulfúrico concentrado caliente o sus óxidos con ácido sulfúrico diluido. Para uso en laboratorio, generalmente se compra sulfato de cobre. El sulfato de cobre también se puede producir lixiviando lentamente el mineral de cobre de baja ley en el aire; se pueden utilizar bacterias para acelerar el proceso. [13]
El sulfato de cobre comercial suele tener aproximadamente un 98% de sulfato de cobre puro y puede contener trazas de agua. El sulfato de cobre anhidro es 39,81 por ciento de cobre y 60,19 por ciento de sulfato en masa, y en su forma azul hidratada, es 25,47% de cobre, 38,47% de sulfato (12,82% de azufre) y 36,06% de agua en masa. Se proporcionan cuatro tipos de tamaño de cristal según su uso: cristales grandes (10–40 mm), cristales pequeños (2–10 mm), cristales de nieve (menos de 2 mm) y polvo azotado por el viento (menos de 0,15 mm). [13]
Propiedades químicas
El sulfato de cobre (II) pentahidratado se descompone antes de fundirse. Pierde dos moléculas de agua al calentarse a 63 ° C (145 ° F), seguidas de dos más a 109 ° C (228 ° F) y la última molécula de agua a 200 ° C (392 ° F). [14] [15] La deshidratación procede por descomposición del resto tetraaquacobre (2+), se pierden dos grupos agua opuestos para dar un resto diaquacobre (2+). El segundo paso de deshidratación ocurre cuando se pierden los dos últimos grupos acuáticos. La deshidratación completa ocurre cuando se pierde la última molécula de agua no unida. A 650 ° C (1.202 ° F), el sulfato de cobre (II) se descompone en óxido de cobre (II) (CuO) y trióxido de azufre (SO 3 ). [ cita requerida ]
El sulfato de cobre reacciona con ácido clorhídrico concentrado para dar tetraclorocuprato (II):
+ 4 Cl-
→ CuCl2−
4
Educación química
El sulfato de cobre se incluye comúnmente en los conjuntos de química para adolescentes . A menudo se usa para cultivar cristales en escuelas y en experimentos de recubrimiento de cobre , a pesar de su toxicidad. El sulfato de cobre se usa a menudo para demostrar una reacción exotérmica , en la que se coloca lana de acero o cinta de magnesio en una solución acuosa de CuSO 4 . Se utiliza para demostrar el principio de hidratación mineral . La forma pentahidratada , que es azul, se calienta, convirtiendo el sulfato de cobre en la forma anhidra que es blanca, mientras que el agua que estaba presente en la forma pentahidratada se evapora. Cuando luego se agrega agua al compuesto anhidro, vuelve a la forma pentahidratada, recuperando su color azul, y se conoce como vitriolo azul. [16] El sulfato de cobre (II) pentahidratado se puede producir fácilmente por cristalización de una solución como sulfato de cobre (II), que es higroscópico .
En una ilustración de una "reacción de sustitución de un solo metal" , el hierro se sumerge en una solución de sulfato de cobre. El hierro reacciona produciendo sulfato de hierro (II) y precipitados de cobre.
4→ FeSO
4 + Cu
En la escuela secundaria y la educación química general, el sulfato de cobre se usa como electrolito para las celdas galvánicas, generalmente como una solución de cátodo. Por ejemplo, en una celda de zinc / cobre, el ión de cobre en una solución de sulfato de cobre absorbe los electrones del zinc y forma cobre metálico. [17]
+ 2e - → Cu (cátodo) E°
celda = 0,34 V
Usos
Como fungicida y herbicida.
El sulfato de cobre pentahidratado se utiliza como fungicida . [18] Sin embargo, algunos hongos son capaces de adaptarse a niveles elevados de iones de cobre. [19]
La mezcla de Burdeos , una suspensión de sulfato de cobre (II) (CuSO 4 ) e hidróxido de calcio (Ca (OH) 2 ), se usa para controlar hongos en uvas , melones y otras bayas . [20] Se produce mezclando una solución acuosa de sulfato de cobre y una suspensión de cal apagada .
El compuesto Cheshunt , una mezcla comercial de sulfato de cobre y carbonato de amonio (descontinuado), se usa en horticultura para evitar que las plántulas se mojen. [21] Como herbicida no agrícola , se utiliza para controlar las plantas acuáticas invasoras y las raíces de las plantas situadas cerca de las tuberías de agua. Se utiliza en piscinas como algicida. Una solución diluida de sulfato de cobre se usa para tratar a los peces de acuario contra las infecciones parasitarias, [22] y también se usa para eliminar los caracoles de los acuarios y los mejillones cebra de las tuberías de agua. [23] Sin embargo, los iones de cobre son altamente tóxicos para los peces. La mayoría de las especies de algas se pueden controlar con concentraciones muy bajas de sulfato de cobre.
Reactivo analítico
Varias pruebas químicas utilizan sulfato de cobre. Se utiliza en la solución de Fehling y solución de Benedict a prueba para la reducción de azúcares , que reducen el sulfato soluble azul de cobre (II) a insoluble rojo de óxido de cobre (I) . El sulfato de cobre (II) también se usa en el reactivo de Biuret para analizar las proteínas.
El sulfato de cobre se usa para analizar la sangre en busca de anemia . La sangre se analiza vertiéndola en una solución de sulfato de cobre de gravedad específica conocida : la sangre que contiene suficiente hemoglobina se hunde rápidamente debido a su densidad, mientras que la sangre que no se hunde o se hunde lentamente tiene una cantidad insuficiente de hemoglobina . [24]
En una prueba de llama , sus iones de cobre emiten una luz verde profunda, un verde mucho más profundo que la prueba de llama de bario .
Síntesis orgánica
El sulfato de cobre se emplea a un nivel limitado en síntesis orgánica . [25] La sal anhidra se usa como agente deshidratante para formar y manipular grupos acetal . [26] La sal hidratada se puede mezclar íntimamente con permanganato de potasio para dar un oxidante para la conversión de alcoholes primarios. [27]
Producción de rayón
La reacción con hidróxido de amonio produce sulfato de tetraaminocobre (II) o reactivo de Schweizer que se utilizó para disolver la celulosa en la producción industrial de rayón .
Usos de nicho
El sulfato de cobre (II) ha atraído muchas aplicaciones específicas a lo largo de los siglos. En la industria, el sulfato de cobre tiene múltiples aplicaciones. En la impresión es un aditivo para encuadernar libros en pasta y pegamentos para proteger el papel de las picaduras de insectos; en la construcción se utiliza como aditivo al hormigón para proporcionar resistencia al agua y cualidades desinfectantes. El sulfato de cobre se puede utilizar como ingrediente colorante en obras de arte, especialmente vasos y alfarería. [28] El sulfato de cobre también se usa en la fabricación de fuegos artificiales como agente colorante azul, pero no es seguro mezclar sulfato de cobre con cloratos cuando se mezclan polvos para fuegos artificiales. [29]
El sulfato de cobre se usó una vez para matar bromelias , que sirven como criaderos de mosquitos. [30] El sulfato de cobre se utiliza como molusquicida para tratar la bilharzia en los países tropicales. [28]
Arte
En 2008, el artista Roger Hiorns llenó un piso municipal impermeabilizado abandonado en Londres con 75.000 litros de solución de sulfato de cobre. La solución se dejó cristalizar durante varias semanas antes de drenar el piso, dejando paredes, suelos y techos cubiertos de cristal . El trabajo se titula Incautación . [31] Desde 2011, ha estado en exhibición en el Yorkshire Sculpture Park . [32]
Grabando
El sulfato de cobre se utiliza para grabar planchas de zinc o cobre para el grabado en huecograbado . [33] [34] También se utiliza para grabar diseños en cobre para joyería, como para Champlevé . [35]
Tintura
El sulfato de cobre se puede utilizar como mordiente en el teñido de vegetales . A menudo resalta los tintes verdes de los tintes específicos.
Electrónica
A menudo se utiliza una solución acuosa de sulfato de cobre como elemento resistivo en resistencias líquidas .
Problemas médicos y de salud pública
El sulfato de cobre se utilizó en el pasado como emético . [36] Ahora se considera demasiado tóxico para este uso. [37] Se sigue apareciendo como un antídoto en la Organización Mundial de la Salud 's Anatomical Therapeutic Chemical Classification System . [38]
Otra forma de sulfatos de cobre
El sulfato de cobre (II) anhidro es un sólido blanco. Puede producirse por deshidratación del sulfato de cobre pentahidratado normalmente disponible. En la naturaleza, se encuentra como un mineral muy raro conocido como calcocianita . [39] El pentahidrato también se encuentra en la naturaleza como calcantita . Otros tres sulfatos de cobre comprenden el resto de estos minerales raros: bonattita (trihidrato), [40] bootita (heptahidrato), [41] y el compuesto monohidrato poitevinita. [42] [43] Hay muchos otros minerales de sulfato de cobre (II) más complejos conocidos, con sulfatos de cobre (II) básicos de importancia ambiental como langita y posnjakita. [44] [45] [43]
CuSO 4 anhidro .
Modelo de llenado de espacio de CuSO 4 anhidro .
El mineral raro (azulado) bootita ( CuSO 4 · 7H 2 O)
Efectos toxicologicos
El sulfato de cobre es irritante. [46] Las vías habituales por las que los seres humanos pueden recibir exposición tóxica al sulfato de cobre son a través del contacto con los ojos o la piel, así como mediante la inhalación de polvos y polvos. [47] El contacto con la piel puede provocar picazón o eccema . [48] El contacto de los ojos con sulfato de cobre puede causar conjuntivitis , inflamación del revestimiento del párpado, ulceración y opacidad de la córnea . [49]
Tras la exposición oral, el sulfato de cobre es moderadamente tóxico. [47] Según los estudios, la dosis más baja de sulfato de cobre que tuvo un efecto tóxico en los seres humanos es de 11 mg / kg. [50] Debido a su efecto irritante en el tracto gastrointestinal , el vómito se inicia automáticamente en caso de ingestión de sulfato de cobre. Sin embargo, si se retiene sulfato de cobre en el estómago, los síntomas pueden ser graves. Después de la ingestión de 1 a 12 gramos de sulfato de cobre, estos signos de intoxicación pueden aparecer como un sabor metálico en la boca, ardor en el pecho, náuseas , diarrea , vómitos, dolor de cabeza, micción discontinua, que produce coloración amarillenta de la piel. En casos graves, también pueden producirse lesiones en el cerebro, el estómago, el hígado o los riñones. [49]
Toxicidad ambiental
El sulfato de cobre es muy soluble en agua y, por lo tanto, es fácil de distribuir en el medio ambiente. El cobre en el suelo puede provenir de la industria, vehículos de motor y materiales arquitectónicos. [51] Según estudios, [ cita requerida ] el sulfato de cobre existe principalmente en la superficie del suelo y tiende a unir materia orgánica. Cuanto más ácido es el suelo, se produce menos unión.
Ver también
- Calcanto
- Vitriolo
Referencias
- ^ a b c d e f g h Haynes , pág. 4.62
- ^ Haynes , pág. 5.199
- ^ Anthony, John W .; Bideaux, Richard A .; Bladh, Kenneth W .; Nichols, Monte C., eds. (2003). "Calcocianita" (PDF) . Manual de Mineralogía . V. Boratos, Carbonatos, Sulfatos. Chantilly, VA, EE.UU .: Sociedad Mineralógica de América. ISBN 978-0962209741.
- ^ Haynes , pág. 10.240
- ^ Kokkoros, PA; Rentzeperis, PJ (1958). "La estructura cristalina de los sulfatos anhidros de cobre y zinc". Acta Crystallographica . 11 (5): 361–364. doi : 10.1107 / S0365110X58000955 .
- ^ Bacon, GE; Titterton, DH (1975). "Estudios de difracción de neutrones de CuSO 4 · 5H 2 O y CuSO 4 · 5D 2 O". Z. Kristallogr . 141 (5–6): 330–341. Código Bibliográfico : 1975ZK .... 141..330B . doi : 10.1524 / zkri.1975.141.5-6.330 .
- ^ a b c Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos. "# 0150" . Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH).
- ^ Sulfato cúprico . Institutos Nacionales de Salud de EE. UU.
- ^ "Ficha de datos de seguridad del sulfato de cobre (II)" . Universidad de Oxford . Archivado desde el original el 11 de octubre de 2007 . Consultado el 31 de diciembre de 2007 .
- ↑ Antoine-François de Fourcroy, tr. por Robert Heron (1796) "Elementos de la química e historia natural: a los que se antepone la filosofía de la química". J. Murray y otros, Edimburgo. Página 348.
- ^ Prensa de la Universidad de Oxford, " Roman vitriol ", Oxford Living Dictionaries. Consultado el 13-11-2016.
- ^ Ting, vicepresidente; Henry, PF; Schmidtmann, M .; Wilson, CC; Weller, MT (2009). "Difracción in situ de polvo de neutrones y determinación de estructura en humedades controladas". Chem. Comun . 2009 (48): 7527–7529. doi : 10.1039 / B918702B . PMID 20024268 .
- ^ a b "Usos de los compuestos de cobre: sulfato de cobre" . copper.org . Copper Development Association Inc . Consultado el 10 de mayo de 2015 .
- ^ Andrew Knox Galwey; Michael E. Green (1999). Descomposición térmica de sólidos iónicos . Elsevier. págs. 228-229. ISBN 978-0-444-82437-0.
- ^ Wiberg, Egon; Nils Wiberg; Arnold Frederick Holleman (2001). Química inorgánica . Prensa académica. pag. 1263. ISBN 978-0-12-352651-9.
- ^ "Proceso para la preparación de monohidrato de sulfato de cobre (II) estable aplicable como aditivo de oligoelementos en los piensos animales" . Consultado el 7 de julio de 2009 .
- ^ Zumdahl, Steven; DeCoste, Donald (2013). Principios químicos . Aprendizaje Cengage. págs. 506–507. ISBN 978-1-285-13370-6.
- ^ Johnson, George Fiske (1935). "La historia temprana de los fungicidas de cobre". Historia agrícola . 9 (2): 67–79. JSTOR 3739659 .
- ^ Parry, KE; Madera, RKS (1958). "La adaptación de hongos a fungicidas: Adaptación a sales de cobre y mercurio". Annals of Applied Biology . 46 (3): 446–456. doi : 10.1111 / j.1744-7348.1958.tb02225.x .
- ^ Martin, Hubert (1933). "Usos de los compuestos de cobre: el papel del sulfato de cobre en la agricultura" . Annals of Applied Biology . 20 (2): 342–363. doi : 10.1111 / j.1744-7348.1933.tb07770.x . Consultado el 31 de diciembre de 2007 .
- ^ Coutts, J, Edwards, A, Osborn, A y Preston, GH, El libro completo de jardinería , p. 533, Ward Lock, Londres (1954)
- ^ "Todo sobre el sulfato de cobre" . Productos farmacéuticos nacionales de pescado . Consultado el 31 de diciembre de 2007 .
- ^ "Con los mejillones cebra aquí para quedarse, Austin tiene un plan para evitar el agua apestosa" . KXAN Austin . 2020-10-26 . Consultado el 28 de octubre de 2020 .
- ^ Estridge, Barbara H .; Anna P. Reynolds; Norma J. Walters (2000). Técnicas básicas de laboratorio médico . Thomson Delmar Learning. pag. 166. ISBN 978-0-7668-1206-2.
- ^ Hoffman, RV (2001). "Cobre (II) Sulfato". Sulfato de cobre (II), en Enciclopedia de reactivos para síntesis orgánica . John Wiley e hijos. doi : 10.1002 / 047084289X.rc247 . ISBN 978-0471936237.
- ^ Philip J. Kocienski (2005). Protección de grupos . Thieme. pag. 58. ISBN 978-1-58890-376-1.
- ^ Jefford, CW; Li, Y .; Wang, Y. "Una oxidación heterogénea selectiva usando una mezcla de permanganato de potasio y sulfato cúprico: (3aS, 7aR) -Hexahidro- (3S, 6R) -Dimetil-2 (3H) -benzofuranona" . Síntesis orgánicas .; Volumen colectivo , 9 , p. 462
- ^ a b Asociación de Desarrollo del Cobre. "Usos de los compuestos de cobre: Tabla A - Usos del sulfato de cobre" . cobre . Copper Development Association Inc . Consultado el 12 de mayo de 2015 .
- ^ Partin, Lee. "The Blues: Parte 2" . tragaluz . Tragaluz Inc. Archivado desde el original el 21 de diciembre de 2010 . Consultado el 12 de mayo de 2015 .
- ^ Despommier; Gwadz; Hotez; Knirsch (junio de 2005). Enfermedad parasitaria (5 ed.). NY: Apple Tree Production LLC págs. Sección 4.2. ISBN 978-0970002778. Consultado el 12 de mayo de 2015 .
- ^ "Página de inicio de incautación" . Artangel.org.uk . Consultado el 21 de septiembre de 2009 .
- ^ "Roger Hiorns: convulsión" . Parque de Esculturas de Yorkshire. Archivado desde el original el 22 de febrero de 2015 . Consultado el 22 de febrero de 2015 .
- ↑ greenart.info , Bordeau etch, 2009-01-18, consultado el 2 de junio de 2011 .
- ↑ ndiprintmaking.ca , The Chemistry of using Copper Sulfate Mordant, 2009-04-12, consultado el 2 de junio de 2011.
- ^ http://mordent.com/etch-howto/ , Cómo grabar electrolíticamente en cobre, latón, acero, alpaca o plata, consultado el 2015-05-2015.
- ^ Holtzmann, NA; Haslam, RH (julio de 1968). "Elevación de cobre sérico después de sulfato de cobre como emético" . Pediatría . 42 (1): 189–93. PMID 4385403 .
- ^ Olson, Kent C. (2004). Envenenamiento y sobredosis de drogas . Nueva York: Lange Medical Mooks / McGraw-Hill. pag. 175 . ISBN 978-0-8385-8172-8.
- ^ V03AB20 ( QUIÉN )
- ^ "Calcocianita" . www.mindat.org .
- ^ "Bonattite" . www.mindat.org .
- ^ "Boothite" . www.mindat.org .
- ^ "Poitevinite" . www.mindat.org .
- ^ a b "Lista de minerales" . www.ima-mineralogy.org . 21 de marzo de 2011.
- ^ "Langite" . www.mindat.org .
- ^ "Posnjakite" . www.mindat.org .
- ^ Windholz, M., ed. 1983. The Merck Index . Décima edición. Rahway, Nueva Jersey: Merck and Company.
- ^ a b Orientación para el nuevo registro de productos plaguicidas que contienen sulfato de cobre. Hoja informativa no. 100. , Washington, DC: Agencia de Protección Ambiental de los Estados Unidos, Oficina de Programas de Plaguicidas, 1986
- ^ TOXNET. 1975-1986. Red de datos de toxicología de la Biblioteca Nacional de Medicina. Banco de datos de sustancias peligrosas (HSDB). Servicio de salud pública. Instituto Nacional de Salud, Departamento de Salud y Servicios Humanos de EE. UU. Bethesda, MD: NLM.
- ^ a b Clayton, GD y FE Clayton, eds. 1981. Higiene industrial y toxicología de Patty . Tercera edicion. Vol. 2, Parte 6 Toxicología . Nueva York: John Wiley and Sons. ISBN 0-471-01280-7
- ^ Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH). 1981-1986. Registro de efectos tóxicos de sustancias químicas (RTECS). Cincinnati, OH: NIOSH.
- ^ Agencia de Protección Ambiental de Estados Unidos. "Decisión de elegibilidad de reinscripción (RED) para Coppers" (PDF) . www.epa.org . Agencia de Protección Ambiental de Estados Unidos . Consultado el 12 de mayo de 2015 .
Bibliografía
- Haynes, William M., ed. (2011). Manual CRC de Química y Física (92ª ed.) . Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 978-1439855119.
enlaces externos
- Medios relacionados con el sulfato de cobre (II) en Wikimedia Commons
- Tarjeta internacional de seguridad química 0751
- Tarjeta internacional de seguridad química 1416
- Inventario Nacional de Contaminantes - Hoja de datos de cobre y compuestos