Chlorid měďný

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 29. listopadu 2018; kontroly vyžadují 16 úprav .

Chlorid měďnatý (I).


Všeobecné
Systematický název	Chlorid měďnatý (I).
Tradiční jména	Chlorid měďný
Chem. vzorec	CuCl
Krysa. vzorec	CuCl
Fyzikální vlastnosti
Stát	pevný
nečistoty	Chlorid měďný
Molární hmotnost	98,999 g/ mol
Hustota	4,145 g/cm³
Tepelné vlastnosti
Teplota
• tání	426 °C
• varu	1490 °C
Entalpie
• vzdělávání	-136 kJ/mol
Chemické vlastnosti
Rozpustnost
• ve vodě	0,0062 g/100 ml
Optické vlastnosti
Index lomu	1,930
Struktura
Krystalická struktura	Struktura zinkové směsi
Klasifikace
Reg. Číslo CAS	7758-89-6
PubChem	62652
Reg. číslo EINECS	231-842-9
ÚSMĚVY	[Cu+]-[Cl-]
InChI	InChI=lS/ClH.Cu/hlH;/q;+l/p-lOXBLHERUFWYNTN-UHFFFAOYSA-M
RTECS	GL6990000
CHEBI	53472
UN číslo	2802
ChemSpider	56403
Bezpečnost
LD 50	140 mg/kg
Toxicita	Vysoce toxický
piktogramy GHS
NFPA 704	0 3 0 POI
Údaje jsou založeny na standardních podmínkách (25 °C, 100 kPa), pokud není uvedeno jinak.
Mediální soubory na Wikimedia Commons

Chlorid měďný ( chemický vzorec - CuCl ) - anorganická binární měďná sůl kyseliny chlorovodíkové .

Za standardních podmínek je chlorid měďný bílý nebo nazelenalý prášek, prakticky nerozpustný ve vodě (0,0062 g/100 ml při 20 °C). Nazelenalá barva je dána nečistotami chloridu měďnatého (II) . Jedovatý .

Historie objevů

Poprvé chlorid měďný získal Robert Boyle v roce 1666 z chloridu rtuťnatého a kovové mědi :

{\mathsf {HgCl_{2}+2Cu\longrightarrow \ 2CuCl+Hg))

V roce 1799 Joseph Louis Proust úspěšně oddělil chlorid měďnatý od chloridu měďnatého a popsal tyto sloučeniny. Toho bylo dosaženo zahříváním CuCl 2 v prostředí bez kyslíku, v důsledku čehož chlorid měďnatý (II) ztratil polovinu spojeného chloru . Potom odstranil zbývající chlorid měďnatý z chloridu měďného a promyl vodou.

{\mathsf {2CuCl_{2}{\xrightarrow {t^{\circ }}}\ 2CuCl+Cl_{2}\uparrow }}

Fyzikální vlastnosti

Chlorid měďnatý tvoří bílé krystaly, krychlový systém , prostorová grupa F 4 3 m , parametry buňky a = 0,5418 nm , Z = 4 , struktura typu ZnS. Při zahřátí krystaly zmodrají. Při teplotě 408 °C se CuCl transformuje na modifikaci hexagonální syngonie , prostorová grupa P 6 3 mc , parametry buňky a = 0,391 nm , c = 0,642 nm , Z = 4 .

Chlorid měďnatý taje a vaří bez rozkladu. V párech jsou molekuly zcela asociovány (dimery s nevýznamnou příměsí trimerů), proto se vzorec látky někdy zapisuje jako Cu 2 Cl 2 .

Špatně rozpustný ve vodě (0,062 % při 20 °C), ale dobře v roztocích chloridů alkalických kovů a kyseliny chlorovodíkové. V nasyceném roztoku NaCl je tedy rozpustnost CuCl 8 % při 40 °C a 15 % při 90 °C. Vodný roztok amoniaku rozpouští CuCl za vzniku bezbarvé komplexní sloučeniny [Cu(NH 3 ) 2 ]Cl.

Chemické vlastnosti

Když se suspenze chloridu měďnatého vaří , dochází k disproporcionační reakci:

{\mathsf {2CuCl\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ CuCl_{2}+Cu}}

Chlorid měďnatý je reverzibilně rozpustný v kyselině chlorovodíkové za vzniku komplexní sloučeniny:

{\mathsf {CuCl+HCl\ \rightleftarrows \ H[CuCl_{2}]}}

Chlorid měďnatý je stabilní na suchém vzduchu, ale ve vlhkém vzduchu začíná oxidovat na zásaditý chlorid (což dává krystalům zelenou barvu):

{\mathsf {4CuCl+O_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ \ ))\ 4CuCl(OH)))

V kyselém prostředí oxidace vede k tvorbě normálních solí:

{\mathsf {4CuCl+4HCl+O_{2}\ {\xrightarrow {95^{o}C}}\ 4CuCl_{2}+2H_{2}O}}

Oxidace chloridu měďnatého se také provádí v horké koncentrované kyselině dusičné :

{\mathsf {CuCl+3HNO_{3}\ {\xarrowarrow {\ \tau \ }}\ Cu(NO_{3})_{2}+HCl+NO_{2}\uparrow +H_{2} Ó}}

Amoniakální roztoky chloridu měďnatého absorbují acetylen za vzniku červené sraženiny acetylenidu měďnatého :

{\mathsf {2CuCl+C_{2}H_{2}+2NH_{3}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ Cu_{2}C_{2}\downarrow +2NH_{4}Cl))

Kyselé roztoky chloridu měďnatého reverzibilně absorbují oxid uhelnatý :

{\mathsf {CuCl+CO\ \rightleftarrows \ CuCl\cdot CO))

Získání

V přírodě se chlorid měďnatý vyskytuje jako vzácný minerál „ nantokit “ (pojmenovaný podle vesnice Nantoco v Chile ) , který má díky příměsi atacamitu často zelenou barvu.

V průmyslu se chlorid měďnatý získává následujícími způsoby:

1) Chlorace přebytečné mědi suspendované v roztaveném CuCl:

{\mathsf {2Cu+Cl_{2}{\xrightarrow {450^{o}C}}\ 2CuCl}}

2) Získávání CuCl 2 mědí v okyseleném roztoku:

{\mathsf {Cu+CuCl_{2}{\xrightarrow {80^{o}C,HCl}}\ 2CuCl\downarrow }}

Tento způsob získávání je široce používán v laboratorní praxi.

3) Velmi čistý chlorid měďnatý (I) se získává reakcí mědi s plynným chlorovodíkem :

{\displaystyle {\mathsf {2Cu+2HCl{\xšipka doprava {500-600^{o}C))\ 2CuCl+H_{2))))

4) Chlorid měďný (I) se získává interakcí mědi a různých oxidačních činidel (například O 2 , HNO 3 nebo KClO 3 ):

{\mathsf {4Cu+4HCl+O_{2}{\xšipka doprava {70-80^{o}C}}\ 4CuCl+2H_{2}O}}

5) Získávání síranu měďnatého oxidem siřičitým :

{\mathsf {2CuSO_{4}+2NaCl+SO_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ \ }}\ 2CuCl\downarrow +2H_{2}SO_{4}+Na_{ 2}SO_{4}}}

6) Regenerace siřičitanem s přebytkem chloridů :

{\mathsf {2Cu^{2+}+2Cl^{-}+3SO_{3}^{2-}+H_{2}O\ \xšipka doprava {\ \ \ } \ 2CuCl\downarrow +SO_{ 4}^{2-}+2HSO_{3}^{-}}}

7) Přiměřenost :

{\displaystyle {\mathsf {CuSO_{4}+Cu+2NaCl\ {\xrightarrow {70^{o}C,HCl}}\ 2CuCl\downarrow +Na_{2}SO_{4))))

8) Tepelný rozklad chloridu měďnatého :

{\displaystyle {\mathsf {2CuCl_{2}{\xarrowarrow {\sim 1000^{o}C))\ 2CuCl+Cl_{2))))

Aplikace

Meziprodukt při výrobě mědi;
Absorbér plynu při čištění acetylenu a také oxidu uhelnatého při analýze plynů;
Katalyzátor v organické syntéze, například při oxidační chloraci methanu nebo ethylenu , při výrobě akrylonitrilu ;
Antioxidant pro roztoky celulózy .

Fyziologické působení

Jedovatý . Ve velmi velkém množství může způsobit těžkou otravu . V tomto ohledu patří chlorid měďný do 2. třídy toxicity ( vysoce nebezpečný ). Je dráždivý .

LD50 pro krysy je 140 mg/kg (při perorálním podání).

Literatura

G. Remy. Kurz anorganické chemie. - M .: Mir, 1966. - T. 2. - 837 s.
Lidin R. A. et al. Chemické vlastnosti anorganických látek. - 3. vydání, Rev. - M .: Chemie, 2000. - 480 s. — ISBN 5-7245-1163-0 .
Furman A. A. Anorganické chloridy (chemie a technologie). - M .: Chemie, 1980. - 416 s.
Chemická encyklopedie / Ed. Knunyants I. L. a další - M . : Velká ruská encyklopedie, 1992. - T. 3. - 639 s. — ISBN 5-85270-039-8 .
Ripan R., Chetyanu I. Anorganická chemie. Chemie kovů. - M .: Mir, 1972. - T. 2. - 871 s.