Хлорид кадмия

Хлорид кадмия
Общие
Систематическое наименование	Хлорид кадмия(II)
Традиционные названия	Хлористый кадмий
Химическая формула	CdСl2
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	бесцветные кристаллы
Молярная масса	183,32 г/моль
Плотность	4,047 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	564; 568,5 °C
Температура кипения	964; 968; 975 °C
Энтальпия образования (ст. усл.)	-390,8 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость в воде	90,00; 113,420; 104,480; 147100 г/100 мл
Растворимость в этаноле	1,5 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	10108-64-2
Рег. номер PubChem	24947
SMILES	[Cd+2].[Cl-].[Cl-]
Регистрационный номер EC	233-296-7
RTECS	EV0175000
Безопасность
ПДК	0,2 мг/м³

Хлорид кадмия(II) — неорганическое соединение, соль металла кадмия и соляной кислоты с формулой CdСl₂, бесцветные кристаллы, гигроскопичен, хорошо растворимые в воде, образует кристаллогидраты.

Получение

• Растворение металлического кадмия в соляной кислоте:

$\mathsf{Cd + 2HCl \ \xrightarrow{\tau}\ CdCl_2 + H_2\uparrow }$

• Реакция между простыми веществами:

$\mathsf{Cd + Cl_2 \ \xrightarrow{450-500^oC}\ CdCl_2 }$

• Растворение оксида кадмия в соляной кислоте:

$\mathsf{CdO + 2HCl \ \xrightarrow{}\ CdCl_2 + H_2O }$

• Реакция оксида кадмия и газообразным хлором:

$\mathsf{2CdO + 2Cl_2 \ \xrightarrow{500-600^oC}\ 2CdCl_2 + O_2 }$

Физические свойства

Хлорид кадмия(II) образует бесцветные кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа R 3m, параметры ячейки a = 0,385 нм, c = 1,746 нм, Z = 3.

В растворе образуется аутокомплекс Cd[CdСl₄]. Водные растворы имеют кислую реакцию из-за гидролиза.

В расплаве хлорида кадмия растворяется металлический кадмий (≈15 мол.% кадмия при 600°С).

Образует кристаллогидраты состава CdСl₂•n H₂O, где n = 1, 2, 2½, 4 и 5, основные хлориды CdСl₂•n Cd(OH)₂, где n = 1, 2 и 4, аддукты вида CdСl₂•B, где B — пиридин, α-пиколин, анилин, толуидин, фенилгидразин или пропилендиамин.

Химические свойства

• Безводную соль получают нагреванием кристаллогидрата:

$\mathsf{CdCl_2\cdot 2,5H_2O \ \xrightarrow{120-170^oC}\ CdCl_2 + 2,5H_2O }$

• С хлористым водородом и хлоридами щелочных металлов образует комплекс:

$\mathsf{CdCl_2 + 2HCl \ \xrightarrow{}\ H_2[CdCl_4] }$

$\mathsf{CdCl_2 + 2KCl \ \xrightarrow{}\ K_2[CdCl_4]\downarrow }$

• Реагирует с горячей концентрированной серной кислотой:

$\mathsf{CdCl_2 + H_2SO_4 \ \xrightarrow{100^oC}\ CdSO_4 + 2HCl\uparrow }$

• Реагирует с щелочами:

$\mathsf{CdCl_2 + 2NaOH \ \xrightarrow{}\ Cd(OH)_2 + 2NaCl }$

Применение

• Компонент электролита в гальванических элементах.
• Протрава при крашении тканей.
• В фотореактивах.
• Катализатор в органическом синтезе.
• Флюс при выращивании монокристаллов.

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.