WikiSort.ru - Не сортированное

Хлорид меди
Общие
Систематическое наименование	Хлорид меди(I)
Традиционные названия	Хлористая медь
Хим. формула	CuCl
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	98,999 г/моль
Плотность	4,145 г/см³
Термические свойства
Т. плав.	426 °C
Т. кип.	1490 °C
Энтальпия образования	-136 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде	0,0062 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления	1,930
Структура
Кристаллическая структура	Структура цинковой обманки
Классификация
Рег. номер CAS	7758-89-6
PubChem	62652
Рег. номер EINECS	231-842-9
SMILES	[Cu+]-[Cl-]
InChI	1S/ClH.Cu/h1H;/q;+1/p-1 OXBLHERUFWYNTN-UHFFFAOYSA-M
RTECS	GL6990000
ChEBI	53472
Номер ООН	2802
ChemSpider	56403
Безопасность
ЛД50	140 мг/кг
Токсичность	0 3 0 POI
Пиктограммы СГС
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Хлори́д ме́ди(I) — бинарное химическое соединение, медная соль хлороводородной кислоты.

Представляет собой белый или зеленоватый порошок, практически нерастворимый в воде (0,0062 г/100 мл при 20 °C). Зеленоватую окраску придают примеси хлорида меди(II).

История открытия

Впервые хлорид меди(I) был получен Робертом Бойлем в 1666 году, из хлорида ртути(II) и металлической меди:

${\displaystyle {\mathsf {HgCl_{2}+2Cu\longrightarrow \ 2CuCl+Hg}}}$

В 1799 году, Джозеф Луи Пруст успешно отделил дихлорид меди от монохлорида и описал эти соединения. Это было достигнуто путём нагревания CuCl₂ в бескислородной среде, в результате чего хлорид меди(II) потерял половину связанного хлора. После этого он удалил остатки дихлорида меди от хлорида меди(I) и промыл водой.

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

Физические свойства

Монохлорид меди образует кристаллы белого цвета, кубической сингонии,  пространственная группа F 43m, параметры ячейки a = 0,5418 нм, Z = 4, структура типа ZnS. При нагревании кристаллы синеют. При температуре 408 °C CuCl переходит в модификацию гексагональной сингонии,  пространственная группа P 6₃mc, параметры ячейки a = 0,391 нм, c = 0,642 нм, Z = 4.

Монохлорид меди плавится и кипит без разложения. В пара́х молекулы полностью ассоциированы (димеры с незначительной примесью тримеров), поэтому формулу вещества иногда записывают как Cu₂Cl₂.

Плохо растворим в воде (0,062% при 20 °C), но хорошо в растворах хлоридов щелочных металлов и соляной кислоте. Так в насыщенном растворе NaCl растворимость CuCl составляет 8% при 40 °C и 15% при 90 °C. Водный раствор аммиака растворяет CuCl с образованием бесцветного комплексного соединения [Cu(NH₃)₂]Cl.

Получение

В природе монохлорид меди встречается в виде редкого минерала нантокит (по названию села Нантоко, Чили), который благодаря подмеси атакамита часто окрашен в зелёный цвет.

В промышленности монохлорид меди получают несколькими способами:

• Хлорирование избытка меди, взвешенной в расплавленном CuCl:

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

• Восстановление CuCl₂ медью в подкисленном растворе:

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

В лабораторной практике последний метод также широко распространён.

• Очень чистый препарат получается при взаимодействии меди с газообразным хлористым водородом:

${\displaystyle {\mathsf {2Cu+2HCl{\xrightarrow {500-600^{o}C}}\ 2CuCl+H_{2}}}}$

• Похожая реакция идёт в растворе в присутствии окислителей (O₂, HNO₃, KClO₃):

${\displaystyle {\mathsf {4Cu+4HCl+O_{2}{\xrightarrow {70-80^{o}C}}\ 4CuCl+2H_{2}O}}}$

• Удобен способ восстановления меди(II) диоксидом серы:

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

• Восстановление сульфитом при избытке хлоридов:

${\displaystyle {\mathsf {2Cu^{2+}+3Cl^{-}+3SO_{3}^{2-}+H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ \ }}\ 2CuCl\downarrow +2SO_{4}^{2-}+2HSO_{3}^{-}}}}$

• Возможна реакция обратного диспропорционирования:

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

• Возможно получение монохлорида меди термическим разложением дихлорида:

${\displaystyle {\mathsf {2CuCl_{2}{\xrightarrow {\sim 1000^{o}C}}\ 2CuCl+Cl_{2}}}}$

Химические свойства

• При кипячении суспензии монохлорида меди происходит реакция диспропорционирования:

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

• Монохлорид меди обратимо растворяется в соляной кислоте с образованием комплексного соединения:

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

• Монохлорид меди устойчив в сухом воздухе, но во влажном начинает окисляться до основного хлорида (который и придаёт кристаллам зелёный цвет):

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

• В кислой среде окисление приводит к образованию нормальных солей:

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

• Окисление можно проводить и горячей концентрированной азотной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {CuCl+3HNO_{3}\ {\xrightarrow {\ \tau \ }}\ Cu(NO_{3})_{2}+HCl+NO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}$

• Аммиачные растворы монохлорида меди поглощают ацетилен с образованием красного осадка:

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

• Кислые растворы монохлорида меди обратимо поглощают окись углерода:

${\displaystyle {\mathsf {CuCl+CO\ \rightleftarrows \ CuCl\cdot CO}}}$

Применение

• Монохлорид меди — промежуточный продукт при производстве меди.
• Поглотитель газов при очистке ацетилена, а также CO в газовом анализе.
• Катализатор в органическом синтезе, например при окислительном хлорировании метана или этилена, в производстве акрилонитрила.
• Антиоксидант для растворов целлюлозы.

Физиологическое действие

Хлорид меди (I) ядовит. Может привести к тяжёлым отравлениям. Относится ко 2-му классу опасности.

Литература

• Г. Реми. Курс неорганической химии. — М.: Мир, 1966. — Т. 2. — 837 с.
• Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Фурман А. А. Неорганические хлориды (химия и технология). — М.: Химия, 1980. — 416 с.
• Химическая энциклопедия / Под ред. Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Большая российская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — 639 с. — ISBN 5-85270-039-8.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.