Kupfer(I)-chlorid

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Kristallstruktur
Einheitszelle von Kupfer(I)-chlorid
_ Cu+ 0 _ Cl
Allgemeines
Name Kupfer(I)-chlorid
Verhältnisformel CuCl
Kurzbeschreibung

weißes Kristallpulver[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7758-89-6
EG-Nummer 231-842-9
ECHA-InfoCard 100.028.948
PubChem 62652
DrugBank DB15535
Wikidata Q423879
Eigenschaften
Molare Masse 99,00 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

4,14 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

430 °C[2]

Siedepunkt

1490 °C (Zersetzung)[2]

Dampfdruck

0,1 hPa (440 °C)[2]

Löslichkeit
Brechungsindex

1,9727[4]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[5] ggf. erweitert[2]
Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahrensymbol

Gefahr

H- und P-Sätze H: 302​‐​318​‐​410
P: 264​‐​273​‐​280​‐​305+351+338​‐​391​‐​501[2]
MAK

0,01 mg·m−3[2]

Toxikologische Daten

140 mg·kg−1 (LD50Ratteoral)[2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Kupfer(I)-chlorid ist eine chemische Verbindung aus Kupfer und Chlor mit der Formel CuCl. Sie ist eine Lewis-Säure. Kupfer(I)-chlorid kristallisiert in der Sphalerit-Struktur.

Kupfer(I)-chlorid kommt natürlich als Mineral Nantokit vor.[6]

Gewinnung und Darstellung

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Kupfer(I)-chlorid. Die grüne Farbe wird durch Verunreinigung mit basischem Kupfer(II)-chlorid hervorgerufen.

Kupfer(I)-chlorid kann durch Reduktion von Kupfer(II)-sulfat mit Natriumdisulfit in halbkonzentrierter Salzsäure hergestellt werden. Weitere Möglichkeiten zur Herstellung sind die Reduktion von Kupfer(II)-chlorid mit Elektrolytkupfer in siedender Salzsäure oder durch Zink, Hypophosphorsäure, Hydrazin oder Natriumsulfit[3]

sowie durch Ausfällen aus kochsalzhaltiger Kupfersulfat-Lösung mittels durchgeleiteten Schwefeldioxid.

Alternativ bildet sich Kupfer(I)-chlorid beim Erhitzen von Kupfer(II)-chlorid mit metallischem Kupfer in konzentrierter Salzsäure als komplexe Säure H[CuCl2]. Beim Verdünnen der Lösung zerfällt sie unter Abspaltung von Salzsäure und Bildung eines weißen, schwerlöslichen Niederschlags von CuCl.[1]

Großtechnisch wird es durch Reaktion von Kupfer mit Chlor bei Temperaturen zwischen 450 und 900 °C gewonnen.[3]

Reines Kupfer(I)-chlorid ist schneeweiß, jedoch durch Oxidation zu basischem Kupfer(II)-chlorid Cu(OH)Cl oft grünlich gefärbt.

Eine Lösung von Kupfer(I)-chlorid in Ammoniak ist in der Lage, Kohlenstoffmonoxid unter Bildung der Komplexverbindung [CuCl(CO)(H2O)2] zu absorbieren. Ebenso bilden außer Ammoniak Acetylen und Olefine entsprechende Komplexverbindungen.[7] Es besitzt eine Kristallstruktur vom Zinkblende-Typ mit der Raumgruppe F43m (Raumgruppen-Nr. 216)Vorlage:Raumgruppe/216 (a = 541,6 pm). Bei 407 °C erfolgt der Übergang in eine Hochtemperaturmodifikation vom Wurtzit-Typ mit der Raumgruppe P63mc (Nr. 186)Vorlage:Raumgruppe/186 (a = 391, c = 642 pm). Die Bildungsenthalpie beträgt −138,1 kJ/mol.[1]

Kupfer(I)-chlorid wird verwendet:

Commons: Copper(I) chloride – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise

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  1. a b c Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 973.
  2. a b c d e f g h i Eintrag zu Kupfer(I)-chlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 5. Januar 2022. (JavaScript erforderlich)
  3. a b c d e H. Wayne Richardson: Handbook of copper compounds and applications, ISBN 978-0-8247-8998-5.
  4. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Index of Refraction of Inorganic Crystals, S. 10-246.
  5. Eintrag zu Copper chloride im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 5. Januar 2022. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  6. Nantokite. In: mindat.org. Hudson Institute of Mineralogy, abgerufen am 5. Januar 2022 (englisch).
  7. Cotton/Wilkinson: Anorganische Chemie, Verlag Chemie Weinheim 1967, S. 837.