Хлорид меди(I)

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Хлорид меди(I)
Белые кристаллы хлорида меди(I) на медной проволоке
Хлорид меди(I)
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
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
RTECS GL6990000
ChemSpider 56403
Безопасность
ЛД50 140 мг/кг
Токсичность
NFPA 704.svg
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

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[править | править исходный текст]

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

\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 путем 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.

\mathsf{2CuCl_2 \xrightarrow{t^\circ }\ 2CuCl + Cl_2\uparrow}

Физические свойства[править | править исходный текст]

Монохлорид меди образует кристаллы белого цвета, кубической сингонии, пространственная группа F 43m, a = 0,5418 нм, Z = 4, структура типа ZnS. При нагревании кристаллы синеют. При температуре 408 °C CuCl переходит в гексагональную модификацию, пространственная группа P 63mc, 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[править | править исходный текст]

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:
\mathsf{2Cu + Cl_2 \xrightarrow{450^oC} \ 2CuCl}
  • Восстановление CuCl2 медью в подкисленном растворе:
\mathsf{Cu + CuCl_2 \xrightarrow{80^oC, HCl} \ 2CuCl\downarrow}

В лабораторной практике последний метод также широко распространён.

\mathsf{2Cu + 2HCl \xrightarrow{500-600^oC} \ 2CuCl + H_2}
  • Похожая реакция идёт в растворе в присутствии окислителей (O2, HNO3, KClO3):
\mathsf{4Cu + 4HCl + O_2 \xrightarrow{70-80^oC} \ 4CuCl + 2H_2O}
  • Удобен способ восстановления меди(II) двуокисью серы:
\mathsf{2CuSO_4 + 2NaCl + SO_2 + 2H_2O \ \xrightarrow{\ \ \ } \ 2CuCl\downarrow + 2H_2SO_4 + Na_2SO_4}
  • Восстановление сульфитом при избытке хлоридов:
\mathsf{2Cu^{2+} + 3Cl^- + 3SO_3^{2-} + H_2O \ \xrightarrow{\ \ \ } \ 2CuCl\downarrow + 2SO_4^{2-} + 2HSO_3^-}
\mathsf{CuSO_4 + Cu + 2NaCl \ \xrightarrow{70^oC, HCl} \ 2CuCl\downarrow + Na_2SO_4}
  • Возможно получение монохлорида меди термическим разложением дихлорида:
\mathsf{2CuCl_2 \xrightarrow{\sim 1000^oC} \ 2CuCl + Cl_2}

Химические свойства[править | править исходный текст]

  • При кипячении суспензии монохлорида меди происходит реакция диспропорционирования:
\mathsf{2CuCl \ \xrightarrow{100^oC} \ CuCl_2 + Cu}
  • Монохлорид меди обратимо растворяется в соляной кислоте с образованием комплексного соединения:
\mathsf{CuCl + HCl \ \rightleftarrows \ H[CuCl_2]}
  • Монохлорид меди устойчив в сухом вохдухе, но во влажном начинает окисляться до основного хлорида (который и придаёт кристаллам зелёный цвет):
\mathsf{4CuCl + O_2 + 2H_2O\ \xrightarrow{\ \ \ } \ 4CuCl(OH)}
  • В кислой среде окисление приводит к образованию нормальных солей:
\mathsf{4CuCl + 4HCl + O_2\ \xrightarrow{95^oC} \ 4CuCl_2 + 2H_2O}
\mathsf{CuCl + 3HNO_3\ \xrightarrow{\  \tau \ } \ Cu(NO_3)_2 + HCl + NO_2\uparrow + H_2O}
  • Аммиачные растворы монохлорида меди поглощают ацетилен с образованием красного осадка:
\mathsf{2CuCl + H_2C_2 + 2NH_3\ \xrightarrow{\  \ } \ Cu_2C_2\downarrow + 2NH_4Cl}
\mathsf{CuCl + CO \ \rightleftarrows \ CuCl\cdot CO}

Применение[править | править исходный текст]

Монохлорид меди, как и все соединения меди, токсичен.

Литература[править | править исходный текст]

  • 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.