Хлорид меди(II)

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

Хлорид меди(II)
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	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:

$\mathsf{3Cu + 2HNO_3 + 6HCl \xrightarrow {30-50^oC} \ 3CuCl_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O}$

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.