Как пишется формула хлорид меди 2

From Wikipedia, the free encyclopedia

Copper(II) chloride

Tolbachite-3D-balls.png

Anhydrous
Copper(II) chloride.jpg

Anhydrous
Cupric chloride.jpg

Dihydrate
Names
Other names

Cupric chloride
Identifiers

CAS Number
  • 7447-39-4 check
  • 10125-13-0 (dihydrate) check

3D model (JSmol)
  • Interactive image
  • Interactive image

Beilstein Reference

 8128168
ChEBI
  • CHEBI:49553 check
ChEMBL
  • ChEMBL1200553 check
ChemSpider
  • 148374 check
DrugBank
  • DB09131
ECHA InfoCard 100.028.373 Edit this at Wikidata
EC Number
  • 231-210-2

Gmelin Reference

 9300

PubChem CID
  • 24014
RTECS number
  • GL7000000
UNII
  • P484053J2Y check
  • S2QG84156O (dihydrate) check
UN number 2802

CompTox Dashboard (EPA)
  • DTXSID7040449 Edit this at Wikidata

InChI

  • InChI=1S/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2 check

    Key: ORTQZVOHEJQUHG-UHFFFAOYSA-L check

  • InChI=1/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2/rCl2Cu/c1-3-2

    Key: ORTQZVOHEJQUHG-LRIOHBSEAE

  • InChI=1/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2

    Key: ORTQZVOHEJQUHG-NUQVWONBAE

SMILES

  • Cl[Cu]Cl

  • [Cu+2].[Cl-].[Cl-]
Properties

Chemical formula

 CuCl2
Molar mass 134.45 g/mol (anhydrous)
170.48 g/mol (dihydrate)
Appearance yellow-brown solid (anhydrous)
blue-green solid (dihydrate)
Odor odorless
Density 3.386 g/cm3 (anhydrous)
2.51 g/cm3 (dihydrate)
Melting point 498 °C (928 °F; 771 K) (anhydrous)
100 °C (dehydration of dihydrate)
Boiling point 993 °C (1,819 °F; 1,266 K) (anhydrous, decomposes)

Solubility in water

 70.6 g/100 mL (0 °C)
75.7 g/100 mL (25 °C)
107.9 g/100 mL (100 °C)
Solubility methanol:
68 g/100 mL (15 °C)

ethanol:
53 g/100 mL (15 °C)
soluble in acetone

Magnetic susceptibility (χ)

 +1080·10−6 cm3/mol
Structure

Crystal structure

 distorted CdI2 structure

Coordination geometry

 Octahedral
Hazards
GHS labelling:

Pictograms

 GHS05: CorrosiveGHS06: ToxicGHS07: Exclamation markGHS09: Environmental hazard

Signal word

 Danger

Hazard statements

 H301, H302, H312, H315, H318, H319, H335, H410, H411

Precautionary statements

 P261, P264, P270, P271, P273, P280, P301+P310, P301+P312, P302+P352, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P312, P321, P322, P330, P332+P313, P337+P313, P362, P363, P391, P403+P233, P405, P501
NFPA 704 (fire diamond)

NFPA 704 four-colored diamond

2

0

1
Flash point Non-flammable
NIOSH (US health exposure limits):

PEL (Permissible)

 TWA 1 mg/m3 (as Cu)[1]

REL (Recommended)

 TWA 1 mg/m3 (as Cu)[1]

IDLH (Immediate danger)

 TWA 100 mg/m3 (as Cu)[1]
Safety data sheet (SDS) Fisher Scientific
Related compounds

Other anions

 Copper(II) fluoride
Copper(II) bromide

Other cations

 Copper(I) chloride
Silver chloride
Gold(III) chloride

Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).

☒ verify (what is check☒ ?)

Infobox references

Copper(II) chloride

Copper(II) chloride dihydrate

Anhydrous copper(II) chloride

Copper(II) chloride anhydrous

Copper(II) chloride is the chemical compound with the chemical formula CuCl2. The anhydrous form is pinkish brown but slowly absorbs moisture to form a Black-green dihydrate.

Both the anhydrous and the dihydrate forms occur naturally as the very rare minerals tolbachite and eriochalcite, respectively.[2]

Structure[edit]

Anhydrous CuCl2 adopts a distorted cadmium iodide structure. In this motif, the copper centers are octahedral. Most copper(II) compounds exhibit distortions from idealized octahedral geometry due to the Jahn-Teller effect, which in this case describes the localization of one d-electron into a molecular orbital that is strongly antibonding with respect to a pair of chloride ligands. In CuCl2·2H2O, the copper again adopts a highly distorted octahedral geometry, the Cu(II) centers being surrounded by two water ligands and four chloride ligands, which bridge asymmetrically to other Cu centers.[3]

Copper(II) chloride is paramagnetic. Of historical interest, CuCl2·2H2O was used in the first electron paramagnetic resonance measurements by Yevgeny Zavoisky in 1944.[4][5]

Properties and reactions[edit]

Aqueous solutions of copper(II) chloride. Greenish when high in [Cl−], more blue when lower in [Cl−].

Aqueous solutions prepared from copper(II) chloride contain a range of copper(II) complexes depending on concentration, temperature, and the presence of additional chloride ions. These species include blue color of [Cu(H2O)6]2+ and yellow or red color of the halide complexes of the formula [CuCl2+x]x−.[6]

Hydrolysis[edit]

Copper(II) hydroxide precipitates upon treating copper(II) chloride solutions with base:

CuCl2 + 2 NaOH → Cu(OH)2 + 2 NaCl

Partial hydrolysis gives dicopper chloride trihydroxide, Cu2(OH)3Cl, a popular fungicide.

Redox[edit]

Copper(II) chloride is a mild oxidant. It decomposes to copper(I) chloride and chlorine gas near 1000 °C:

2 CuCl2 → 2 CuCl + Cl2

Copper(II) chloride (CuCl2) reacts with several metals to produce copper metal or copper(I) chloride (CuCl) with oxidation of the other metal. To convert copper(II) chloride to copper(I) chloride, it can be convenient to reduce an aqueous solution with sulfur dioxide as the reductant:

2 CuCl2 + SO2 + 2 H2O → 2 CuCl + 2 HCl + H2SO4

Coordination complexes[edit]

CuCl2 reacts with HCl or other chloride sources to form complex ions: the red CuCl3− (it is a dimer in reality, Cu2Cl62−, a couple of tetrahedrons that share an edge), and the green or yellow CuCl42−.[7]

CuCl
2 + Cl−
 ⇌ CuCl−
3
CuCl
2 + 2 Cl−
 ⇌ CuCl2−
4

Some of these complexes can be crystallized from aqueous solution, and they adopt a wide variety of structures.

Copper(II) chloride also forms a variety of coordination complexes with ligands such as ammonia, pyridine and triphenylphosphine oxide:

CuCl2 + 2 C5H5N → [CuCl2(C5H5N)2] (tetragonal)
CuCl2 + 2 (C6H5)3PO → [CuCl2((C6H5)3PO)2] (tetrahedral)

However «soft» ligands such as phosphines (e.g., triphenylphosphine), iodide, and cyanide as well as some tertiary amines induce reduction to give copper(I) complexes.

Preparation[edit]

Copper(II) chloride is prepared commercially by the action of chlorination of copper. Copper at red heat (300-400°C) combines directly with chlorine gas, giving (molten) copper (II) chloride. The reaction is very exothermic.

Cu(s) + Cl2(g) → CuCl2(l)

It is also commercially practical to combine copper(II) oxide with an excess of ammonium chloride at similar temperatures, producing copper chloride, ammonia, and water:[citation needed]

CuO + 2NH4Cl → CuCl2 + 2NH3 + H2O

Although copper metal itself cannot be oxidised by hydrochloric acid, copper-containing bases such as the hydroxide, oxide, or copper(II) carbonate can react to form CuCl2 in an acid-base reaction.

Once prepared, a solution of CuCl2 may be purified by crystallization. A standard method takes the solution mixed in hot dilute hydrochloric acid, and causes the crystals to form by cooling in a Calcium chloride (CaCl2)-ice bath.[8][9]

There are indirect and rarely used means of using copper ions in solution to form copper(II) chloride. Electrolysis of aqueous sodium chloride with copper electrodes produces (among other things) a blue-green foam that can be collected and converted to the hydrate. While this is not usually done due to the emission of toxic chlorine gas, and the prevalence of the more general chloralkali process, the electrolysis will convert the copper metal to copper ions in solution forming the compound. Indeed, any solution of copper ions can be mixed with hydrochloric acid and made into a copper chloride by removing any other ions.

Natural occurrence[edit]

Copper(II) chloride occurs naturally as the very rare anhydrous mineral tolbachite and the dihydrate eriochalcite.[2] Both are found near fumaroles and in some Cu mines.[10][11][12] More common are mixed oxyhydroxide-chlorides like atacamite Cu2(OH)3Cl, arising among Cu ore beds oxidation zones in arid climate (also known from some altered slags).

Uses[edit]

In organic synthesis[edit]

Co-catalyst in Wacker process[edit]

A major industrial application for copper(II) chloride is as a co-catalyst with palladium(II) chloride in the Wacker process. In this process, ethene (ethylene) is converted to ethanal (acetaldehyde) using water and air. During the reaction, PdCl2 is reduced to Pd, and the CuCl2 serves to re-oxidize this back to PdCl2. Air can then oxidize the resultant CuCl back to CuCl2, completing the cycle.

  1. C2H4 + PdCl2 + H2O → CH3CHO + Pd + 2 HCl
  2. Pd + 2 CuCl2 → 2 CuCl + PdCl2
  3. 4 CuCl + 4 HCl + O2 → 4 CuCl2 + 2 H2O

The overall process is:

2 C2H4 + O2 → 2 CH3CHO

Other organic synthetic applications[edit]

Copper(II) chloride has some highly specialized applications in the synthesis of organic compounds.[8] It affects chlorination of aromatic hydrocarbons—this is often performed in the presence of aluminium oxide. It is able to chlorinate the alpha position of carbonyl compounds:[13]

Alpha chlorination of an aldehyde using CuCl2.

This reaction is performed in a polar solvent such as dimethylformamide (DMF), often in the presence of lithium chloride, which accelerates the reaction.

CuCl2, in the presence of oxygen, can also oxidize phenols. The major product can be directed to give either a quinone or a coupled product from oxidative dimerization. The latter process provides a high-yield route to 1,1-binaphthol:[14]

Coupling of beta-naphthol using CuCl2.

Such compounds are intermediates in the synthesis of BINAP and its derivatives.

Copper(II) chloride dihydrate promotes the hydrolysis of acetonides, i.e., for deprotection to regenerate diols[15] or aminoalcohols, as in this example (where TBDPS = tert-butyldiphenylsilyl):[16]

Deprotection of an acetonide using CuCl2·2H2O.

CuCl2 also catalyses the free radical addition of sulfonyl chlorides to alkenes; the alpha-chlorosulfone may then undergo elimination with base to give a vinyl sulfone product.[citation needed]

In inorganic synthesis[edit]

Catalyst in production of chlorine[edit]

Copper(II) chloride is used as a catalyst in a variety of processes that produce chlorine by oxychlorination. The Deacon process takes place at about 400 to 450 °C in the presence of a copper chloride:

4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O

Copper(II) chloride catalyzes the chlorination in the production of vinyl chloride and dichloroethane.[17]

Copper(II) chloride is used in the Copper–chlorine cycle in which it splits steam into a copper oxygen compound and hydrogen chloride, and is later recovered in the cycle from the electrolysis of copper(I) chloride.

Niche uses[edit]

Copper(II) chloride is also used in pyrotechnics as a blue/green coloring agent. In a flame test, copper chlorides, like all copper compounds, emit green-blue.

In humidity indicator cards (HICs), cobalt-free brown to azure (copper(II) chloride base) HICs can be found on the market. In 1998, the European Community (EC) classified items containing cobalt(II) chloride of 0.01 to 1% w/w as T (Toxic), with the corresponding R phrase of R49 (may cause cancer if inhaled). As a consequence, new cobalt-free humidity indicator cards have been developed that contain copper.

Safety[edit]

[icon]

This section needs expansion. You can help by adding to it. (August 2021)

Copper(II) chloride can be toxic. Only concentrations below five ppm are allowed in drinking water by the US Environmental Protection Agency.[citation needed]

Copper (II) chloride has been demonstrated to cause chromosomal aberrations and mitotic cycle disturbances within A. cepa cells.[18] Such cellular disturbances lead to genotoxicity. Copper (II) chloride has also been studied as a harmful environmental pollutant. Often present in irrigation-grade water, copper (ii) chloride can negatively affect water and soil microbes.[19] Specifically, denitrifying bacteria were found to be very sensitive to the presence of copper(ii) chloride. At a concentration of 0.95 mg L−1, copper(II) chloride was found to cause a 50% inhibition (IC50) of the metabolic activity of denitrifying microbes.[20]

References[edit]

  1. ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0150». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  2. ^ a b Marlene C. Morris, Howard F. McMurdie, Eloise H. Evans, Boris Paretzkin, Harry S. Parker, and Nicolas C. Panagiotopoulos (1981) Copper chloride hydrate (eriochalcite), in Standard X-ray Diffraction Powder Patterns National Bureau of Standards, Monograph 25, Section 18; page 33.
  3. ^ Wells, A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
  4. ^ Peter Baláž (2008). Mechanochemistry in Nanoscience and Minerals Engineering. Springer. p. 167. ISBN 978-3-540-74854-0.
  5. ^ Marina Brustolon (2009). Electron paramagnetic resonance: a practitioner’s toolkit. John Wiley and Sons. p. 3. ISBN 978-0-470-25882-8.
  6. ^ Greenwood, N. N. and Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
  7. ^ Naida S. Gill; F. B. Taylor (1967). Tetrahalo Complexes of Dipositive Metals in the First Transition Series. Inorganic Syntheses. Vol. 9. pp. 136–142. doi:10.1002/9780470132401.ch37. ISBN 978-0-470-13240-1.
  8. ^ a b S. H. Bertz, E. H. Fairchild, in Handbook of Reagents for Organic Synthesis, Volume 1: Reagents, Auxiliaries and Catalysts for C-C Bond Formation, (R. M. Coates, S. E. Denmark, eds.), pp. 220-3, Wiley, New York, 1738.
  9. ^ W. L. F. Armarego; Christina Li Lin Chai (2009-05-22). Purification of Laboratory Chemicals (Google Books excerpt) (6th ed.). Butterworth-Heinemann. p. 461. ISBN 978-1-85617-567-8.
  10. ^ «Tolbachite».
  11. ^ «Eriochalcite».
  12. ^ «List of Minerals». 21 March 2011.
  13. ^ C. E. Castro; E. J. Gaughan; D. C. Owsley (1965). «Cupric Halide Halogenations». Journal of Organic Chemistry. 30 (2): 587. doi:10.1021/jo01013a069.
  14. ^ J. Brussee; J. L. G. Groenendijk; J. M. Koppele; A. C. A. Jansen (1985). «On the mechanism of the formation of s(−)-(1, 1′-binaphthalene)-2,2′-diol via copper(II)amine complexes». Tetrahedron. 41 (16): 3313. doi:10.1016/S0040-4020(01)96682-7.
  15. ^ Chandrasekhar, M.; Kusum L. Chandra; Vinod K. Singh (2003). «Total Synthesis of (+)-Boronolide, (+)-Deacetylboronolide, and (+)-Dideacetylboronolide». Journal of Organic Chemistry. 68 (10): 4039–4045. doi:10.1021/jo0269058. PMID 12737588.
  16. ^ Krishna, Palakodety Radha; G. Dayaker (2007). «A stereoselective total synthesis of (−)-andrachcinidine via an olefin cross-metathesis protocol». Tetrahedron Letters. Elsevier. 48 (41): 7279–7282. doi:10.1016/j.tetlet.2007.08.053.
  17. ^ H.Wayne Richardson, «Copper Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2005, Wiley-VCH, Weinheim, doi:10.1002/14356007.a07_567
  18. ^ Macar, Tuğçe Kalefetoğlu (2020). «Resveratrol ameliorates the physiological, biochemical, cytogenetic, and anatomical toxicities induced by copper (II) chloride exposure in Allium cepa L.» Environmental Science and Pollution Research. 27 (1): 657–667. doi:10.1007/s11356-019-06920-2. PMID 31808086. S2CID 208649491.
  19. ^ Shiyab, Safwan (2018). «Phytoaccumulation of copper from irrigation water and its effect on the internal structure of lettuce». Agriculture. 8 (2): 29. doi:10.3390/agriculture8020029.
  20. ^ Ochoa-Herrera, Valeria (2011). «Toxicity of copper (II) ions to microorganisms in biological wastewater treatment systems». Science of the Total Environment. 412 (1): 380–385. Bibcode:2011ScTEn.412..380O. doi:10.1016/j.scitotenv.2011.09.072. PMID 22030247.

Further reading[edit]

  1. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
  2. Lide, David R. (1990). CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference book of chemical and physical data. Boca Raton: CRC Press. ISBN 0-8493-0471-7.
  3. The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
  4. D. Nicholls, Complexes and First-Row Transition Elements, Macmillan Press, London, 1973.
  5. A. F. Wells, ‘Structural Inorganic Chemistry, 5th ed., Oxford University Press, Oxford, UK, 1984.
  6. J. March, Advanced Organic Chemistry, 4th ed., p. 723, Wiley, New York, 1992.
  7. Fieser & Fieser Reagents for Organic Synthesis Volume 5, p158, Wiley, New York, 1975.
  8. D. W. Smith (1976). «Chlorocuprates(II)». Coordination Chemistry Reviews. 21 (2–3): 93–158. doi:10.1016/S0010-8545(00)80445-2.

External links[edit]

  • Copper Chloride at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
  • Copper (II) Chloride – Description and Pictures
  • National Pollutant Inventory – Copper and compounds fact sheet
Источник

From Wikipedia, the free encyclopedia

Copper(II) chloride

Tolbachite-3D-balls.png

Anhydrous
Copper(II) chloride.jpg

Anhydrous
Cupric chloride.jpg

Dihydrate
Names
Other names

Cupric chloride
Identifiers

CAS Number
  • 7447-39-4 check
  • 10125-13-0 (dihydrate) check

3D model (JSmol)
  • Interactive image
  • Interactive image

Beilstein Reference

 8128168
ChEBI
  • CHEBI:49553 check
ChEMBL
  • ChEMBL1200553 check
ChemSpider
  • 148374 check
DrugBank
  • DB09131
ECHA InfoCard 100.028.373 Edit this at Wikidata
EC Number
  • 231-210-2

Gmelin Reference

 9300

PubChem CID
  • 24014
RTECS number
  • GL7000000
UNII
  • P484053J2Y check
  • S2QG84156O (dihydrate) check
UN number 2802

CompTox Dashboard (EPA)
  • DTXSID7040449 Edit this at Wikidata

InChI

  • InChI=1S/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2 check

    Key: ORTQZVOHEJQUHG-UHFFFAOYSA-L check

  • InChI=1/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2/rCl2Cu/c1-3-2

    Key: ORTQZVOHEJQUHG-LRIOHBSEAE

  • InChI=1/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2

    Key: ORTQZVOHEJQUHG-NUQVWONBAE

SMILES

  • Cl[Cu]Cl

  • [Cu+2].[Cl-].[Cl-]
Properties

Chemical formula

 CuCl2
Molar mass 134.45 g/mol (anhydrous)
170.48 g/mol (dihydrate)
Appearance yellow-brown solid (anhydrous)
blue-green solid (dihydrate)
Odor odorless
Density 3.386 g/cm3 (anhydrous)
2.51 g/cm3 (dihydrate)
Melting point 498 °C (928 °F; 771 K) (anhydrous)
100 °C (dehydration of dihydrate)
Boiling point 993 °C (1,819 °F; 1,266 K) (anhydrous, decomposes)

Solubility in water

 70.6 g/100 mL (0 °C)
75.7 g/100 mL (25 °C)
107.9 g/100 mL (100 °C)
Solubility methanol:
68 g/100 mL (15 °C)

ethanol:
53 g/100 mL (15 °C)
soluble in acetone

Magnetic susceptibility (χ)

 +1080·10−6 cm3/mol
Structure

Crystal structure

 distorted CdI2 structure

Coordination geometry

 Octahedral
Hazards
GHS labelling:

Pictograms

 GHS05: CorrosiveGHS06: ToxicGHS07: Exclamation markGHS09: Environmental hazard

Signal word

 Danger

Hazard statements

 H301, H302, H312, H315, H318, H319, H335, H410, H411

Precautionary statements

 P261, P264, P270, P271, P273, P280, P301+P310, P301+P312, P302+P352, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P312, P321, P322, P330, P332+P313, P337+P313, P362, P363, P391, P403+P233, P405, P501
NFPA 704 (fire diamond)

NFPA 704 four-colored diamond

2

0

1
Flash point Non-flammable
NIOSH (US health exposure limits):

PEL (Permissible)

 TWA 1 mg/m3 (as Cu)[1]

REL (Recommended)

 TWA 1 mg/m3 (as Cu)[1]

IDLH (Immediate danger)

 TWA 100 mg/m3 (as Cu)[1]
Safety data sheet (SDS) Fisher Scientific
Related compounds

Other anions

 Copper(II) fluoride
Copper(II) bromide

Other cations

 Copper(I) chloride
Silver chloride
Gold(III) chloride

Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).

☒ verify (what is check☒ ?)

Infobox references

Copper(II) chloride

Copper(II) chloride dihydrate

Anhydrous copper(II) chloride

Copper(II) chloride anhydrous

Copper(II) chloride is the chemical compound with the chemical formula CuCl2. The anhydrous form is pinkish brown but slowly absorbs moisture to form a Black-green dihydrate.

Both the anhydrous and the dihydrate forms occur naturally as the very rare minerals tolbachite and eriochalcite, respectively.[2]

Structure[edit]

Anhydrous CuCl2 adopts a distorted cadmium iodide structure. In this motif, the copper centers are octahedral. Most copper(II) compounds exhibit distortions from idealized octahedral geometry due to the Jahn-Teller effect, which in this case describes the localization of one d-electron into a molecular orbital that is strongly antibonding with respect to a pair of chloride ligands. In CuCl2·2H2O, the copper again adopts a highly distorted octahedral geometry, the Cu(II) centers being surrounded by two water ligands and four chloride ligands, which bridge asymmetrically to other Cu centers.[3]

Copper(II) chloride is paramagnetic. Of historical interest, CuCl2·2H2O was used in the first electron paramagnetic resonance measurements by Yevgeny Zavoisky in 1944.[4][5]

Properties and reactions[edit]

Aqueous solutions of copper(II) chloride. Greenish when high in [Cl−], more blue when lower in [Cl−].

Aqueous solutions prepared from copper(II) chloride contain a range of copper(II) complexes depending on concentration, temperature, and the presence of additional chloride ions. These species include blue color of [Cu(H2O)6]2+ and yellow or red color of the halide complexes of the formula [CuCl2+x]x−.[6]

Hydrolysis[edit]

Copper(II) hydroxide precipitates upon treating copper(II) chloride solutions with base:

CuCl2 + 2 NaOH → Cu(OH)2 + 2 NaCl

Partial hydrolysis gives dicopper chloride trihydroxide, Cu2(OH)3Cl, a popular fungicide.

Redox[edit]

Copper(II) chloride is a mild oxidant. It decomposes to copper(I) chloride and chlorine gas near 1000 °C:

2 CuCl2 → 2 CuCl + Cl2

Copper(II) chloride (CuCl2) reacts with several metals to produce copper metal or copper(I) chloride (CuCl) with oxidation of the other metal. To convert copper(II) chloride to copper(I) chloride, it can be convenient to reduce an aqueous solution with sulfur dioxide as the reductant:

2 CuCl2 + SO2 + 2 H2O → 2 CuCl + 2 HCl + H2SO4

Coordination complexes[edit]

CuCl2 reacts with HCl or other chloride sources to form complex ions: the red CuCl3− (it is a dimer in reality, Cu2Cl62−, a couple of tetrahedrons that share an edge), and the green or yellow CuCl42−.[7]

CuCl
2 + Cl−
 ⇌ CuCl−
3
CuCl
2 + 2 Cl−
 ⇌ CuCl2−
4

Some of these complexes can be crystallized from aqueous solution, and they adopt a wide variety of structures.

Copper(II) chloride also forms a variety of coordination complexes with ligands such as ammonia, pyridine and triphenylphosphine oxide:

CuCl2 + 2 C5H5N → [CuCl2(C5H5N)2] (tetragonal)
CuCl2 + 2 (C6H5)3PO → [CuCl2((C6H5)3PO)2] (tetrahedral)

However «soft» ligands such as phosphines (e.g., triphenylphosphine), iodide, and cyanide as well as some tertiary amines induce reduction to give copper(I) complexes.

Preparation[edit]

Copper(II) chloride is prepared commercially by the action of chlorination of copper. Copper at red heat (300-400°C) combines directly with chlorine gas, giving (molten) copper (II) chloride. The reaction is very exothermic.

Cu(s) + Cl2(g) → CuCl2(l)

It is also commercially practical to combine copper(II) oxide with an excess of ammonium chloride at similar temperatures, producing copper chloride, ammonia, and water:[citation needed]

CuO + 2NH4Cl → CuCl2 + 2NH3 + H2O

Although copper metal itself cannot be oxidised by hydrochloric acid, copper-containing bases such as the hydroxide, oxide, or copper(II) carbonate can react to form CuCl2 in an acid-base reaction.

Once prepared, a solution of CuCl2 may be purified by crystallization. A standard method takes the solution mixed in hot dilute hydrochloric acid, and causes the crystals to form by cooling in a Calcium chloride (CaCl2)-ice bath.[8][9]

There are indirect and rarely used means of using copper ions in solution to form copper(II) chloride. Electrolysis of aqueous sodium chloride with copper electrodes produces (among other things) a blue-green foam that can be collected and converted to the hydrate. While this is not usually done due to the emission of toxic chlorine gas, and the prevalence of the more general chloralkali process, the electrolysis will convert the copper metal to copper ions in solution forming the compound. Indeed, any solution of copper ions can be mixed with hydrochloric acid and made into a copper chloride by removing any other ions.

Natural occurrence[edit]

Copper(II) chloride occurs naturally as the very rare anhydrous mineral tolbachite and the dihydrate eriochalcite.[2] Both are found near fumaroles and in some Cu mines.[10][11][12] More common are mixed oxyhydroxide-chlorides like atacamite Cu2(OH)3Cl, arising among Cu ore beds oxidation zones in arid climate (also known from some altered slags).

Uses[edit]

In organic synthesis[edit]

Co-catalyst in Wacker process[edit]

A major industrial application for copper(II) chloride is as a co-catalyst with palladium(II) chloride in the Wacker process. In this process, ethene (ethylene) is converted to ethanal (acetaldehyde) using water and air. During the reaction, PdCl2 is reduced to Pd, and the CuCl2 serves to re-oxidize this back to PdCl2. Air can then oxidize the resultant CuCl back to CuCl2, completing the cycle.

  1. C2H4 + PdCl2 + H2O → CH3CHO + Pd + 2 HCl
  2. Pd + 2 CuCl2 → 2 CuCl + PdCl2
  3. 4 CuCl + 4 HCl + O2 → 4 CuCl2 + 2 H2O

The overall process is:

2 C2H4 + O2 → 2 CH3CHO

Other organic synthetic applications[edit]

Copper(II) chloride has some highly specialized applications in the synthesis of organic compounds.[8] It affects chlorination of aromatic hydrocarbons—this is often performed in the presence of aluminium oxide. It is able to chlorinate the alpha position of carbonyl compounds:[13]

Alpha chlorination of an aldehyde using CuCl2.

This reaction is performed in a polar solvent such as dimethylformamide (DMF), often in the presence of lithium chloride, which accelerates the reaction.

CuCl2, in the presence of oxygen, can also oxidize phenols. The major product can be directed to give either a quinone or a coupled product from oxidative dimerization. The latter process provides a high-yield route to 1,1-binaphthol:[14]

Coupling of beta-naphthol using CuCl2.

Such compounds are intermediates in the synthesis of BINAP and its derivatives.

Copper(II) chloride dihydrate promotes the hydrolysis of acetonides, i.e., for deprotection to regenerate diols[15] or aminoalcohols, as in this example (where TBDPS = tert-butyldiphenylsilyl):[16]

Deprotection of an acetonide using CuCl2·2H2O.

CuCl2 also catalyses the free radical addition of sulfonyl chlorides to alkenes; the alpha-chlorosulfone may then undergo elimination with base to give a vinyl sulfone product.[citation needed]

In inorganic synthesis[edit]

Catalyst in production of chlorine[edit]

Copper(II) chloride is used as a catalyst in a variety of processes that produce chlorine by oxychlorination. The Deacon process takes place at about 400 to 450 °C in the presence of a copper chloride:

4 HCl + O2 → 2 Cl2 + 2 H2O

Copper(II) chloride catalyzes the chlorination in the production of vinyl chloride and dichloroethane.[17]

Copper(II) chloride is used in the Copper–chlorine cycle in which it splits steam into a copper oxygen compound and hydrogen chloride, and is later recovered in the cycle from the electrolysis of copper(I) chloride.

Niche uses[edit]

Copper(II) chloride is also used in pyrotechnics as a blue/green coloring agent. In a flame test, copper chlorides, like all copper compounds, emit green-blue.

In humidity indicator cards (HICs), cobalt-free brown to azure (copper(II) chloride base) HICs can be found on the market. In 1998, the European Community (EC) classified items containing cobalt(II) chloride of 0.01 to 1% w/w as T (Toxic), with the corresponding R phrase of R49 (may cause cancer if inhaled). As a consequence, new cobalt-free humidity indicator cards have been developed that contain copper.

Safety[edit]

[icon]

This section needs expansion. You can help by adding to it. (August 2021)

Copper(II) chloride can be toxic. Only concentrations below five ppm are allowed in drinking water by the US Environmental Protection Agency.[citation needed]

Copper (II) chloride has been demonstrated to cause chromosomal aberrations and mitotic cycle disturbances within A. cepa cells.[18] Such cellular disturbances lead to genotoxicity. Copper (II) chloride has also been studied as a harmful environmental pollutant. Often present in irrigation-grade water, copper (ii) chloride can negatively affect water and soil microbes.[19] Specifically, denitrifying bacteria were found to be very sensitive to the presence of copper(ii) chloride. At a concentration of 0.95 mg L−1, copper(II) chloride was found to cause a 50% inhibition (IC50) of the metabolic activity of denitrifying microbes.[20]

References[edit]

  1. ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0150». National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  2. ^ a b Marlene C. Morris, Howard F. McMurdie, Eloise H. Evans, Boris Paretzkin, Harry S. Parker, and Nicolas C. Panagiotopoulos (1981) Copper chloride hydrate (eriochalcite), in Standard X-ray Diffraction Powder Patterns National Bureau of Standards, Monograph 25, Section 18; page 33.
  3. ^ Wells, A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry, Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
  4. ^ Peter Baláž (2008). Mechanochemistry in Nanoscience and Minerals Engineering. Springer. p. 167. ISBN 978-3-540-74854-0.
  5. ^ Marina Brustolon (2009). Electron paramagnetic resonance: a practitioner’s toolkit. John Wiley and Sons. p. 3. ISBN 978-0-470-25882-8.
  6. ^ Greenwood, N. N. and Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
  7. ^ Naida S. Gill; F. B. Taylor (1967). Tetrahalo Complexes of Dipositive Metals in the First Transition Series. Inorganic Syntheses. Vol. 9. pp. 136–142. doi:10.1002/9780470132401.ch37. ISBN 978-0-470-13240-1.
  8. ^ a b S. H. Bertz, E. H. Fairchild, in Handbook of Reagents for Organic Synthesis, Volume 1: Reagents, Auxiliaries and Catalysts for C-C Bond Formation, (R. M. Coates, S. E. Denmark, eds.), pp. 220-3, Wiley, New York, 1738.
  9. ^ W. L. F. Armarego; Christina Li Lin Chai (2009-05-22). Purification of Laboratory Chemicals (Google Books excerpt) (6th ed.). Butterworth-Heinemann. p. 461. ISBN 978-1-85617-567-8.
  10. ^ «Tolbachite».
  11. ^ «Eriochalcite».
  12. ^ «List of Minerals». 21 March 2011.
  13. ^ C. E. Castro; E. J. Gaughan; D. C. Owsley (1965). «Cupric Halide Halogenations». Journal of Organic Chemistry. 30 (2): 587. doi:10.1021/jo01013a069.
  14. ^ J. Brussee; J. L. G. Groenendijk; J. M. Koppele; A. C. A. Jansen (1985). «On the mechanism of the formation of s(−)-(1, 1′-binaphthalene)-2,2′-diol via copper(II)amine complexes». Tetrahedron. 41 (16): 3313. doi:10.1016/S0040-4020(01)96682-7.
  15. ^ Chandrasekhar, M.; Kusum L. Chandra; Vinod K. Singh (2003). «Total Synthesis of (+)-Boronolide, (+)-Deacetylboronolide, and (+)-Dideacetylboronolide». Journal of Organic Chemistry. 68 (10): 4039–4045. doi:10.1021/jo0269058. PMID 12737588.
  16. ^ Krishna, Palakodety Radha; G. Dayaker (2007). «A stereoselective total synthesis of (−)-andrachcinidine via an olefin cross-metathesis protocol». Tetrahedron Letters. Elsevier. 48 (41): 7279–7282. doi:10.1016/j.tetlet.2007.08.053.
  17. ^ H.Wayne Richardson, «Copper Compounds» in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2005, Wiley-VCH, Weinheim, doi:10.1002/14356007.a07_567
  18. ^ Macar, Tuğçe Kalefetoğlu (2020). «Resveratrol ameliorates the physiological, biochemical, cytogenetic, and anatomical toxicities induced by copper (II) chloride exposure in Allium cepa L.» Environmental Science and Pollution Research. 27 (1): 657–667. doi:10.1007/s11356-019-06920-2. PMID 31808086. S2CID 208649491.
  19. ^ Shiyab, Safwan (2018). «Phytoaccumulation of copper from irrigation water and its effect on the internal structure of lettuce». Agriculture. 8 (2): 29. doi:10.3390/agriculture8020029.
  20. ^ Ochoa-Herrera, Valeria (2011). «Toxicity of copper (II) ions to microorganisms in biological wastewater treatment systems». Science of the Total Environment. 412 (1): 380–385. Bibcode:2011ScTEn.412..380O. doi:10.1016/j.scitotenv.2011.09.072. PMID 22030247.

Further reading[edit]

  1. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
  2. Lide, David R. (1990). CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference book of chemical and physical data. Boca Raton: CRC Press. ISBN 0-8493-0471-7.
  3. The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
  4. D. Nicholls, Complexes and First-Row Transition Elements, Macmillan Press, London, 1973.
  5. A. F. Wells, ‘Structural Inorganic Chemistry, 5th ed., Oxford University Press, Oxford, UK, 1984.
  6. J. March, Advanced Organic Chemistry, 4th ed., p. 723, Wiley, New York, 1992.
  7. Fieser & Fieser Reagents for Organic Synthesis Volume 5, p158, Wiley, New York, 1975.
  8. D. W. Smith (1976). «Chlorocuprates(II)». Coordination Chemistry Reviews. 21 (2–3): 93–158. doi:10.1016/S0010-8545(00)80445-2.

External links[edit]

  • Copper Chloride at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
  • Copper (II) Chloride – Description and Pictures
  • National Pollutant Inventory – Copper and compounds fact sheet
Источник

У этого термина существуют и другие значения, см. Хлорид меди.

Хлорид меди(II)
Хлорид меди(II): химическая формула
Общие
Систематическое наименование Хлорид меди(II)
Традиционные названия Дихлорид меди
Химическая формула CuCl2
Эмпирическая формула CuCl2
Физические свойства
Состояние (ст. усл.) твёрдое
Молярная масса 134,452 г/моль
Плотность 3,386 г/см³
Термические свойства
Температура плавления 498 °C
Температура кипения 993 °C
Молярная теплоёмкость (ст. усл.) 71,9 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования (ст. усл.) 215 [1] кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде 75,7 (25 °C) г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS 7447-39-4
RTECS GL7000000
Безопасность
Токсичность

NFPA 704.svg

0

2

1

Хлори́д ме́ди(II) — бинарное неорганическое вещество, соединение меди с хлором, относящееся к классу солей. Образует кристаллогидраты CuCl2·n H2O.

Описание

Хлорид меди(II) при стандартных условиях представляет собой жёлто-бурые (по некоторым данным — тёмно-коричневые) кристаллы с моноклинной решеткой, пространственная группа I 2/m, a = 0,670 нм, b = 0,330 нм, c = 0,667 нм, β = 118°23’, Z = 2[2].

При кристаллизации из водных растворов образует кристаллогидраты, состав которых зависит от температуры кристаллизации. При температуре ниже 117 °C образуется CuCl2·H2O, при Т<42°С — CuCl2·2H2O, при Т<26°С — CuCl2·3H2O, при Т<15°С — CuCl2·4H2O. Наиболее изученный — дигидрат хлорида меди(II) — зелёные кристаллы, очень гигроскопичные, плавятся в кристаллизационной воде при 110 °C. Параметры решетки: ромбическая сингония, пространственная группа P bmn a = 0,738 нм, b = 0,804 нм, c = 0,372 нм, Z = 2.

Хорошо растворим в воде (77 г/100 мл), этаноле (53 г/100 мл), метаноле (68 г/100 мл), ацетоне. Легко восстанавливается до Cu1+ и Сu0. Токсичен[1].

Получение

В природе дигидрат хлорида меди(II) CuCl2·2H2O встречается в виде редкого минерала эрнохальцита (кристаллы синего цвета).

В промышленности дихлорид меди получают:

  • Хлорированием сульфида меди:
mathsf{CuS + Cl_2 xrightarrow{300-400^oC} CuCl_2 + S}
  • или используют хлорирующий обжиг:
mathsf{CuS + 2NaCl + 2O_2 xrightarrow{350-360^oC} CuCl_2 + Na_2SO_4}

В лабораторной практике используют следующие методы:

  • Взаимодействие металлической меди с хлором:
mathsf{Cu + Cl_2 longrightarrow CuCl_2}
  • Взаимодействие оксида меди(II) с соляной кислотой:
mathsf{CuO + 2 HCl longrightarrow CuCl_2 + H_2O}
  • Взаимодействие гидроксида меди(II) с соляной кислотой (реакция нейтрализации):
mathsf{Cu(OH)_2 + 2 HCl longrightarrow CuCl_2 + 2 H_2O}
  • Взаимодействие карбоната меди с соляной кислотой:
mathsf{CuCO_3 + 2 HCl longrightarrow CuCl_2 + CO_2 uparrow + H_2O}
  • Растворение меди в царской водке:
mathsf{3Cu + 2HNO_3 + 6HCl xrightarrow {30-50^oC} 3CuCl_2 + 2NOuparrow + 4H_2O}

Химические свойства

  • Взаимодействие с щелочами с образованием нерастворимого основания и растворимой соли:
mathsf{CuCl_2 + 2 NaOH longrightarrow Cu(OH)_2 downarrow + 2 NaCl}
  • Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов левее меди:
mathsf{CuCl_2 + Zn longrightarrow ZnCl_2 + Cu}
  • Реакции ионного обмена с другими солями (если образуется нерастворимое вещество или газ):
mathsf{CuCl_2 + 2 AgNO_3 longrightarrow Cu(NO_3)_2 + 2 AgCl downarrow}

Применение

Применяют для омеднения металлов, как катализатор крекинга, декарбоксилирования, протраву при крашении тканей.

Примечания

  1. ↑ 1 2 Описание хлоридов меди на XuMuK.Ru
  2. ↑ Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.

Растворимость кислот, оснований и солей в воде
H+ Li+ K+ Na+ NH4+ Ba2+ Ca2+ Mg2+ Sr2+ Al3+ Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Co2+ Mn2+ Zn2+ Ag+ Hg2+ Hg22+ Pb2+ Sn2+ Cu+ Cu2+
OH− P P P — P М Н М Н Н Н — Н Н Н Н Н — — Н Н Н Н
F− P Н P P Р М Н Н М Р Н Н Н Р Р М Р Р М М Н Р Н Р
Cl− P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н Р Н М — Н Р
Br− P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н М Н М Р H Р
I− P P P P Р Р Р Р Р Р  ? Р — Р Р Р Р Н Н Н Н М Н —
S2− P P P P — Р М Н Р — — Н — Н Н Н Н Н Н — Н Н Н Н
SO32− P P P P Р М М М Н  ?  ? М  ? Н Н Н М Н Н Н Н  ? Н  ?
SO42− P P P P Р Н М Р Н Р Р Р Р Р Р Р Р М — Н Н Р Р Р
NO3− P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р — Р — Р Р
NO2− P P P P Р Р Р Р Р  ?  ?  ?  ? Р М  ?  ? М  ? ?  ?  ?  ?  ?
PO43− P Н P P — Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н  ? Н Н Н Н
CO32− М Р P P Р Н Н Н Н — — Н — Н Н — Н Н — Н — —  ? —
CH3COO− P Р P P Р Р Р Р Р — Р Р — Р Р Р Р Р Р М Р — Р Р
CN− P Р P P Р Р Р Р Р ? Н Н — Н Н Н Н Н Р Н Р — — Н
SiO32− H Н P P  ? Н Н Н Н ? ? Н ? ? ? Н Н ? ?  ? Н ? ? ?

Соединения меди

Азид меди(II) (Cu(N3)2) • Арсенат меди(II) (Cu3(AsO4)2) • Ацетат меди(I) (СН3СООCu) • Ацетат меди(II) ((СН3СОО)2Cu) • Ацетиленид меди(I) (Cu2C2) • Ацетиленид меди(II) (CuC2) • Бромид меди(I) (CuBr) • Бромид меди(II) (CuBr2) • Бромат меди(II) (Cu(BrO3)2) • Гексафторокупрат(III) калия (K3[CuF6]) • Гексафторосиликат меди(I) (Cu2[SiF6]) • Гексафторосиликат меди(II) (Cu[SiF6]) • Гидрид меди(I) (CuH) • Гидроксид меди(I) (CuOH) • Гидроксид меди(II) (Cu(OH)2) • Дигексателлуратокупрат(III) натрия (Na9[Cu(TeO6)2]) • Дигидроксодикарбонат меди(II) (Cu3(OH)2(CO3)2) • Дигидроксокарбонат меди(II) ((CuOH)2CO3) • Диортопериодатокупрат(III) калия (K7[Cu(IO6)2]) • Дифосфид тримеди (Cu3P2) • Иодид меди(I) (CuI) • Иодат меди(II) (Cu(IO3)2) • Карбонат меди(II) (CuCO3) • Купрат(III) калия (KCuO2) • Метаборат меди(I) (CuBO2) • Метаборат меди(II) (Cu(BO2)2) • Нитрат меди(I) (CuNO3) • Нитрат меди(II) (Cu(NO3)2) • Нитрид меди (Cu3N) • Оксалат меди(II) (CuC2O4) • Оксид меди(I) (Cu2O) • Оксид меди(II) (CuO) • Оксид меди(III) (Cu2O3) • Ортофосфат меди(II) (Cu3(PO4)2) • «Парижская зелень» (Cu(CH3COO)2•3Cu(AsO2)2) • Периодады меди(II) • Полииодиды меди(II) (CuIn) • Роданид меди(I) (CuSCN) • Роданид меди(II) (Cu(SCN)2) • Селенат меди(II) (CuSeO4) • Селенид меди(I) (Cu2Se) • Селенид меди(II) (CuSe) • Силицид димеди (Cu2Si) • Силицид пентамеди (Cu5Si) • Силицид тетрамеди (Cu4Si) • Сульфат меди(I) (Cu2SO4) • Сульфат меди(II) (CuSO4) • Сульфид меди(I) (Cu2S) • Сульфид меди(II) (CuS) • Сульфит меди(I) (Cu2SO3) • Теллурид меди(I) (Cu2Te) • Фенилмедь (CuC6H5) • Фосфат меди(I) (Cu3PO4) • Фосфаты меди(II) • Фосфид димеди (Cu2P) • Фосфид тримеди (Cu3P) • Фторид меди(I) (CuF) • Фторид меди(II) (CuF2) • Хлорат меди(II) (Cu(ClO3)2) • Хлорид меди(I) (CuCl) • Хлорид меди(II) (CuCl2) • Цианид меди(I) (CuCN) • Цианид меди(II) (Cu(CN)2) • Этилмедь (CuC2H6) •
Источник
Хлорид меди (II)
Хлорид меди (II)
Систематическое
наименование		 Хлорид меди (II)
Традиционные названия Дихлорид меди, хлористая медь, двухлористая медь
Хим. формула CuCl2
Рац. формула CuCl2
Состояние твёрдое
Молярная масса 134,452 г/моль
Плотность 3,386 г/см³
Температура
 • плавления 498 °C
 • кипения 993 °C
 • разложения 993 °C
Мол. теплоёмк. 71,9 Дж/(моль·К)
Энтальпия
 • образования 215 кДж/моль
Растворимость
 • в воде 75,7 (25 °C)
ГОСТ ГОСТ 4167-74
Рег. номер CAS 7447-39-4
PubChem 24014
Рег. номер EINECS 231-210-2
SMILES

Cl[Cu]Cl
InChI

1S/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2

ORTQZVOHEJQUHG-UHFFFAOYSA-L
RTECS GL7000000
ChEBI 49553
Номер ООН 2802
ChemSpider 22447 и 148374
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Хлорид меди (II) (медь хлорная) — бинарное неорганическое вещество, соединение меди с хлором, относящееся к классу галогенидов и солей (может рассматриваться как соль соляной кислоты и меди). Образует кристаллогидраты вида CuCl2·nH2O.

Описание

Хлорид меди (II) при стандартных условиях представляет собой жёлто-бурые (по некоторым данным — тёмно-коричневые) кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа I 2/m, параметры ячейки a = 0,670 нм, b = 0,330 нм, c = 0,667 нм, β = 118,38°, Z = 2.

При кристаллизации из водных растворов образует кристаллогидраты, состав которых зависит от температуры кристаллизации. При температуре ниже 117 °C образуется CuCl2·H2O, при Т<42°С — CuCl2·2H2O, при Т<26°С — CuCl2·3H2O, при Т<15°С — CuCl2·4H2O. Наиболее изученный — дигидрат хлорида меди (II) — зелёные кристаллы, очень гигроскопичные, плавятся в кристаллизационной воде при 110 °C. Параметры решетки: ромбическая сингония, пространственная группа P bmn, параметры ячейки a = 0,738 нм, b = 0,804 нм, c = 0,372 нм, Z = 2.

Хорошо растворим в воде (77 г/100 мл), этаноле (53 г/100 мл), метаноле (68 г/100 мл), ацетоне. Легко восстанавливается до Cu1+ и Сu0. Токсичен.

Получение

В природе дигидрат хлорида меди (II) CuCl2·2H2O встречается в виде редкого минерала эрнохальцита (кристаллы синего цвета).

В промышленности дихлорид меди получают:

  • Хлорированием сульфида меди:
 CuS + Cl2 →300−400oC   CuCl2 + S
  • или используют хлорирующий обжиг:
 CuS + 2NaCl + 2O2 →350−360oC  CuCl2 + Na2SO4

В лабораторной практике используют следующие методы:

  • Взаимодействие металлической меди с хлором:
 Cu + Cl2 ⟶  CuCl2
  • Взаимодействие оксида меди (II) с соляной кислотой:
 CuO + 2HCl ⟶  CuCl2 + H2O
  • Взаимодействие гидроксида меди (II) с соляной кислотой (реакция нейтрализации):
 Cu(OH)2 + 2HCl ⟶  CuCl2 + 2H2O 
  • Взаимодействие карбоната меди с соляной кислотой:
 CuCO3 + 2HCl ⟶  CuCl2 + CO2↑ + H2O 
  • Растворение меди в царской водке:
 3Cu + 2HNO3 + 6HCl →30−50oC  3CuCl2 + 2NO↑ + 4H2O

Химические свойства

  • Взаимодействие с щелочами с образованием нерастворимого основания и растворимой соли:
 CuCl2 + 2NaOH ⟶  Cu(OH)2↓ + 2NaCl
  • Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов левее меди, например с цинком:
 CuCl2 + Zn ⟶  ZnCl2 + Cu
  • Реакции ионного обмена с другими солями (если образуется нерастворимое вещество или газ):
 CuCl2 + 2AgNO3 ⟶  Cu(NO3)2 + 2AgCl↓ 

Применение

Применяют для омеднения металлов, как катализатор крекинга, декарбоксилирования, протраву при крашении тканей.

Источник

Поиск химических веществ по названиям или формулам.

Категории веществ

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

Введите часть названия или формулу для поиска:

Языки:

По умолчанию |

Все возможные |

Из списка

|
Применить к найденному

Хлорид меди(II)

Брутто-формула:
Cl2Cu

CAS# 7447-39-4

Категории:
Бинарные соединения
, Неорганические соли

PubChem CID: 24014

Названия

Русский:

Дихлорид меди
Хлорид меди(II)

English:

Copper bichloride
Copper chloride (CuCl2)
Copper chloride, (CuCl2)(CAS)
Copper dichloride
Copper(2+) chloride
Copper(2+)chloride
Copper(II) chloride
Copper(II) chloride (1:2)
Cupric dichloride
cupric chloride
dichlorocopper(IUPAC)

Варианты формулы:

CuCl2

Cu(+2)Cl(-1)2

ClCu/Cl

Вещества, имеющие отношение…

Анион:
Хлориды

Химический состав

Реакции, в которых участвует Хлорид меди(II)

  • {M}O + 2H{X} -> {M}{X}2 + H2O
    , где M =
    Cu Ca Mg Sr Ba Hg Mn Cr Ni Fe Cd Zn Pb; X =
    Cl F Br I

  • {M}{X}2 + 2{R}OH -> {M}(OH)2″|v» + 2{R}{X}
    , где M =
    Cu Cd Cr; X =
    Cl F Br I; R =
    Li Na K Rb Cs

  • 4{M}CN + 2Cu{X}2 -> (CN)2 + 2CuCN + 4{M}{X}
    , где M =
    Na K Li Rb Cs; X =
    F Cl Br I (NO3)

  • 2CuCl2 + 10KCN -> 2K3[Cu(CN)4] + (CN)2 + 4KCl

  • Cu{X}2 + {M}2S -> CuS»|v» + 2{M}{X}
    , где X =
    Cl Br F I (NO3) (CH3COO); M =
    Na K Li Rb Cs

И ещё 4 реакции…
Источник

Страница справки по устранению неоднозначности

Хлорид меди (II)
Иллюстративное изображение артикула Хлорид меди (II)
Безводный порошок хлорида меди в стеклянной чашке
Идентификация
Название ИЮПАК Бихлорид меди
Н о CAS 7447-39-4
N о ИК 100 028 373
Появление коричневый порошок (но бледно-голубой в присутствии влаги, затем гидратированный зеленый из-за образовавшегося бигидратного соединения)
Химические свойства
Формула CuCl 2
Молярная масса 134,452 ± 0,007  г / моль
Cl 52,74%, Cu 47,26%,
Физические свойства
Т ° плавления 498  ° C (безводный)
T ° кипения 993  ° С
Растворимость 706  г · л -1 ( 0  ° C )
757  г · л -1 ( 25  ° C )
Объемная масса 3,386  г · см -3 (безводный)
точка возгорания не воспламеняется
Меры предосторожности
Директива 67/548 / EEC

Вредный
Xn

Опасно для окружающей среды
НЕТ

Фразы R  :  22, 36/38, 50/53,

S-фразы  :  22, 26, 61,

Единицы СИ и STP, если не указано иное.

Хлорид меди (II) , представляет собой химическое соединение , ион, ион хлорида и соединение меди (двухвалентной) в пропорции стехиометрического , коричневый, химическая формула CuCl 2 .

Физические и химические свойства

Пробирки с водными растворами хлорида меди возрастающей молярной концентрации слева направо, т.е. 0,1 0,25 0,5 1 1,5 2 и 2,5 моль / л

Это коричневое безводное ионное тело, довольно сильно гигроскопичное. При наличии водяного пара или микрокапель воды он приобретает синий, а затем зеленый оттенок. Дигидрат хлорида меди зеленого цвета.

Хлорид меди хорошо растворяется в воде. Концентрированные растворы желто-зеленые, разбавленные растворы обычно голубые.

В сильно нагретом тигле в печи безводный хлорид меди разлагается, выделяя газообразный хлор и оставляя отложения оксида меди или других белых солей меди.

Подготовка

Хлорид меди можно получить действием соляной кислоты на оксид меди (II) .

CuO (т.) + 2HCl (водн.) → CuCl 2 (водн.) + H 2 O (л)

Водный раствор CuCl 2 (около 20 г на литр), влияние температуры — 18 ° C слева и 85 ° C справа, в центре эффект добавления соли NaCl при 18 ° C.

Примечания и ссылки

  1. ↑ рассчитывается молекулярная масса от «  атомных весов элементов 2007  » на www.chem.qmul.ac.uk .

Источник
Хлорид меди
Copper(II) chloride dihydrate.jpg
Общие
Систематическое
наименование		 Хлорид меди(II)
Традиционные названия Дихлорид меди, хлористая медь, двухлористая медь
Хим. формула CuCl2
Рац. формула CuCl2
Физические свойства
Состояние твёрдое
Молярная масса 134,452 г/моль
Плотность 3,386 г/см³
Термические свойства
Т. плав. 498 °C
Т. кип. 993 °C
Мол. теплоёмк. 71,9 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования 215 [1] кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде 75,7 (25 °C)
Классификация
Рег. номер CAS 7447-39-4
PubChem 24014
Рег. номер EINECS 231-210-2
SMILES

Cl[Cu]Cl
InChI

1S/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2

ORTQZVOHEJQUHG-UHFFFAOYSA-L
RTECS GL7000000
ChEBI 49553
Номер ООН 2802
ChemSpider 22447 и 148374
Безопасность
Токсичность

NFPA 704.svg

0

2

1
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Хлори́д ме́ди(II) (медь хлорная) — бинарное неорганическое вещество, соединение меди с хлором, относящееся к классу галогенидов и солей (может рассматриваться как соль соляной кислоты и меди). Образует кристаллогидраты вида CuCl2·nH2O.

Описание

Хлорид меди(II) при стандартных условиях представляет собой жёлто-бурые (по некоторым данным — тёмно-коричневые) кристаллы моноклинной сингонии,  пространственная группа I 2/m, параметры ячейки a = 0,670 нм, b = 0,330 нм, c = 0,667 нм, β = 118,38°, Z = 2[2].

При кристаллизации из водных растворов образует кристаллогидраты, состав которых зависит от температуры кристаллизации. При температуре ниже 117 °C образуется CuCl2·H2O, при Т<42°С — CuCl2·2H2O, при Т<26°С — CuCl2·3H2O, при Т<15°С — CuCl2·4H2O.
Наиболее изученный — дигидрат хлорида меди(II) — зелёные кристаллы, очень гигроскопичные, плавятся в кристаллизационной воде при 110 °C. Параметры решетки: ромбическая сингония,  пространственная группа P bmn, параметры ячейки a = 0,738 нм, b = 0,804 нм, c = 0,372 нм, Z = 2.

Хорошо растворим в воде (77 г/100 мл), этаноле (53 г/100 мл), метаноле (68 г/100 мл), ацетоне. Легко восстанавливается до Cu1+ и Сu0. Токсичен[1].

Получение

В природе дигидрат хлорида меди(II) CuCl2·2H2O встречается в виде редкого минерала эрнохальцита (кристаллы синего цвета).

В промышленности дихлорид меди получают:

  • Хлорированием сульфида меди:
{displaystyle {mathsf {CuS+Cl_{2}{xrightarrow {300-400^{o}C}} CuCl_{2}+S}}}
  • или используют хлорирующий обжиг:
{displaystyle {mathsf {CuS+2NaCl+2O_{2}{xrightarrow {350-360^{o}C}} CuCl_{2}+Na_{2}SO_{4}}}}

В лабораторной практике используют следующие методы:

  • Взаимодействие металлической меди с хлором:
{displaystyle {mathsf {Cu+ Cl_{2}longrightarrow CuCl_{2}}}}
  • Взаимодействие оксида меди(II) с соляной кислотой:
{displaystyle {mathsf {CuO+2 HCllongrightarrow CuCl_{2}+ H_{2}O}}}
  • Взаимодействие гидроксида меди(II) с соляной кислотой (реакция нейтрализации):
{displaystyle {mathsf {Cu(OH)_{2}+2 HCllongrightarrow CuCl_{2}+2 H_{2}O}}}
  • Взаимодействие карбоната меди с соляной кислотой:
{displaystyle {mathsf {CuCO_{3}+2 HCllongrightarrow CuCl_{2}+ CO_{2}uparrow + H_{2}O}}}
  • Растворение меди в царской водке:
{displaystyle {mathsf {3Cu+2HNO_{3}+6HCl{xrightarrow {30-50^{o}C}} 3CuCl_{2}+2NOuparrow +4H_{2}O}}}

Химические свойства

  • Взаимодействие с щелочами с образованием нерастворимого основания и растворимой соли:
{displaystyle {mathsf {CuCl_{2}+2 NaOHlongrightarrow Cu(OH)_{2}downarrow +2 NaCl}}}
  • Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов левее меди:
{displaystyle {mathsf {CuCl_{2}+ Znlongrightarrow ZnCl_{2}+ Cu}}}
  • Реакции ионного обмена с другими солями (если образуется нерастворимое вещество или газ):
{displaystyle {mathsf {CuCl_{2}+2 AgNO_{3}longrightarrow Cu(NO_{3})_{2}+2 AgCldownarrow }}}

Применение

Применяют для омеднения металлов, как катализатор крекинга, декарбоксилирования, протраву при крашении тканей.

Примечания

  1. ↑ 1 2 Описание хлоридов меди на XuMuK.Ru
  2. ↑ Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
Источник

Понравилась статья? Поделить с друзьями:
  • Как пишется формула хлорид бария
  • Как пишется формула хлорид алюминия
  • Как пишется формула фосфорной кислоты
  • Как пишется форма расписки
  • Как пишется формула фосфат калия