Kupfer(II)-chlorid
| Kristallstruktur | ||||||||||||||||||||||
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| _ Cu2+ _ Cl− | ||||||||||||||||||||||
| Kristallsystem | ||||||||||||||||||||||
| Raumgruppe |
C2/m (Nr. 12) | |||||||||||||||||||||
| Gitterparameter |
a = 690 pm | |||||||||||||||||||||
| Koordinationszahlen |
Cu[6], Cl[3] | |||||||||||||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||||||||||||||
| Name | Kupfer(II)-chlorid | |||||||||||||||||||||
| Andere Namen | ||||||||||||||||||||||
| Verhältnisformel |
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| Kurzbeschreibung | ||||||||||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||||||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||||||||||||||
| Molare Masse | ||||||||||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||||||||
| Dichte |
3,39 g·cm−3 [3] | |||||||||||||||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||||||||||||||
| Löslichkeit |
620 g·l−1 (20 °C) in Wasser[3] | |||||||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||||||||
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| MAK |
0,01 mg·m−3 [3] | |||||||||||||||||||||
| Toxikologische Daten | ||||||||||||||||||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||||||||||||||
Kupfer(II)-chlorid ist eine chemische Verbindung und ein Kupfer-Salz der Salzsäure mit der Formel CuCl2. Kristallwasserfreies Kupfer(II)-chlorid ist ein braunes Pulver, welches stark hygroskopisch ist. Durch den Einbau von Wassermolekülen in seine Kristallstruktur entsteht das Kupfer(II)-chlorid-Dihydrat, ein blau-grüner Feststoff mit der Formel CuCl2 · 2 H2O. Das kristallwasserfreie Kupferchlorid zerfließt an feuchter Luft zu einem braunen Brei, während das Dihydrat an Luft stabil ist. Durch Erhitzen auf über 100 °C wird aus dem Dihydrat das Kristallwasser ausgetrieben und die braune, wasserfreie Form bleibt zurück.
Daneben gibt es noch basisches Kupfer(II)-chlorid (Kupfer(II)-oxychlorid, Cu2Cl(OH)3), das in Wasser unlöslich ist und als Tetrahydrat als Braunschweiger Grün bezeichnet wird.[5]
Alle Verbindungen zeigen in einer Brennerflamme eine blaugrüne Flammenfärbung, hervorgerufen durch die Cu2+-Ionen.
Vorkommen
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Kupfer(II)-chlorid kommt in der Natur als Mineral Tolbachit vor, das Dihydrat ist auch als Mineral Eriochalcit bekannt. Beide Verbindungen sind oft auch mit dem Kupfererz Atacamit vergesellschaftet.
Gewinnung und Darstellung
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Im Labor kann man Kupfer(II)-chlorid aus Kupfer(II)-oxid und Salzsäure oder über die Entwässerung des Dihydrates mit Thionylchlorid herstellen[6]:
Technisch wird es durch Chlorieren von Kupferblech gewonnen.
Kupfer(II)-chlorid kann auch durch einfache Elektrolyse von Natriumchlorid mit Kupferelektroden hergestellt werden. Das entstehende elementare Chlor oxidiert dabei die Kupferelektroden. Beim Verdampfen der Lösung entsteht Kupfer(II)-chlorid Dihydrat.
Eigenschaften
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Wasserfreies Kupfer(II)-chlorid tritt in der Form eines braunen bis gelben Pulvers auf; das Dihydrat ist türkisfarben. Beide erzeugen aufgrund der enthaltenen Kupferionen (Cu2+) eine grüne Flammenfärbung.
Das wasserfreie Kupfer(II)-chlorid kristallisiert im monoklinen Kristallsystem mit der Raumgruppe C2/m (Raumgruppen-Nr. 12) in einer verzerrten CdI2-Struktur. Die Verzerrung der Struktur wird durch den Jahn-Teller-Effekt hervorgerufen, der durch die Valenzelektronenkonfiguration (d9) der Cu2+-Ionen entsteht. Das wasserfreie Kupfer(II)-chlorid war die erste Verbindung, in der ein Koordinationspolyeder in Form eines (verzerrten) Oktaeders aus sechs Chlorid-Anionen um ein Cu2+-Ion nachgewiesen werden konnte.[1]
Das Kupfer(II)-chlorid-Dihydrat hingegen kristallisiert im orthorhombischen Kristallsystem in der Raumgruppe Pbmn (Nr. 53, Stellung 3). Die Cu2+-Ion werden hier von vier Cl−-Ionen quadratisch-planar umgeben, die zwei verbleibenden Ecken des verzerrten Oktaeders sind durch die Wassermoleküle besetzt.[7]
Verwendung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Kupferchlorid wird als Katalysator bei organischen Synthesen, z. B. bei der Herstellung des Textilfarbstoffes Anilinschwarz und der Oxychlorierung genutzt. Außerdem nutzt man es in der Pyrotechnik zur Erzeugung von grünen Flammen, bei der Kupferätzung (in einer Mischung mit Salzsäure), in der Fotografie zum Ausbleichen von Negativen, als basisches Kupferchlorid im Obst- und Weinbau gegen Pilzerkrankungen und zum Entrußen von Ölöfen.
Nachweis
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Kupfer(II)-chlorid wird mit Ammoniakwasser nachgewiesen. Hierbei fällt blaues Kupfer(II)-hydroxid aus, welches sich bei weiterer Zugabe wieder als Tetraamminkupfer löst.
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ a b P. C. Burns, F. C. Hawthorne: Tolbachite, CuCl2, the first example of Cu2+ octahedrally coordinated by Cl−. In: American Mineralogist. Nr. 78, 1993, S. 187–189.
- ↑ Eintrag zu CUPRIC CHLORIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 24. Oktober 2021.
- ↑ a b c d e f g h Eintrag zu Kupfer(II)-chlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Januar 2022. (JavaScript erforderlich)
- ↑ Datenblatt Kupfer(II)-chlorid bei Merck, abgerufen am 19. Januar 2011.
- ↑ Römpp: Basislexikon Chemie, Georg Thieme Verlag Stuttgart 1998, ISBN 3-13-115711-9
- ↑ Alfred R. Pray: Anhydrous metal chlorides. In: Therald Moeller (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 5. McGraw-Hill, Inc., 1957, S. 153–156 (englisch).
- ↑ S. Brownstein, N. F. Han, E. J. Gabe, Y. le Page: A redetermination of the crystal structure of cupric chloride dihydrate. In: Zeitschrift für Kristallographie. Nr. 189, 1989, S. 13–15.