Хлорид меди(I)

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

Хлорид меди(I)
Общие
Систематическое наименование	Хлорид меди(I)
Традиционные названия	Хлористая медь
Химическая формула	CuCl
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	твёрдое
Молярная масса	98.999 г/моль
Плотность	4.145 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	426 °C
Температура кипения	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
Рег. номер EINECS	231-842-9
SMILES	[Cu+]-[Cl-]
RTECS	GL6990000
Безопасность
ЛД50	140 мг/кг
Токсичность	0 3 0

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:

$\mathsf{HgCl_2 + 2Cu \longrightarrow \ 2CuCl +Hg}$

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

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.

Монохлорид меди 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:

$\mathsf{2Cu + Cl_2 \xrightarrow{450^oC} \ 2CuCl}$

восстановление CuCl₂ медью в подкисленном растворе:

$\mathsf{Cu + CuCl_2 \xrightarrow{80^oC, HCl} \ 2CuCl\downarrow}$

В лабораторной практике последний метод также широко распространён. Очень чистый препарат получается при взаимодействии меди с газообразным хлористым водородом:

$\mathsf{2Cu + 2HCl \xrightarrow{500-600^oC} \ 2CuCl + H_2}$

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:

$\mathsf{2CuSO_4 + 2NaCl + SO_2 + 2H_2O \ \xrightarrow{\ \ \ } \ 2CuCl\downarrow + 2H_2SO_4 + Na_2SO_4}$

а ещё удобнее—восстановление сульфитом при избытке хлоридов:

$\mathsf{2Cu^{2+} + 3Cl^- + 3SO_3^{2-} + H_2O \ \xrightarrow{\ \ \ } \ 2CuCl\downarrow + 2SO_4^{2-} + 2HSO_3^-}$

возможна реакция обратного диспропорционирования:

$\mathsf{CuSO_4 + Cu + 2NaCl \ \xrightarrow{70^oC, HCl} \ 2CuCl\downarrow + Na_2SO_4}$

возможно получение монохлорида меди термическим разложением дихлорида:

$\mathsf{2CuCl_2 \xrightarrow{\sim 1000^oC} \ 2CuCl + Cl_2}$

Химические свойства

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:

$\mathsf{4CuCl + 4HCl + O_2\ \xrightarrow{95^oC} \ 4CuCl_2 + 2H_2O}$

Окисление можно проводить и горячей концентрированной азотной кислотой:

$\mathsf{CuCl + 3HNO_3\ \xrightarrow{\ \tau \ } \ Cu(NO_3)_2 + HCl + NO_2\uparrow + H_2O}$

Аммиачные растворы монохлорида меди поглощают ацетилен с образованием красного осадка:

$\mathsf{2CuCl + H_2C_2 + 2NH_3\ \xrightarrow{\ \ } \ Cu_2C_2\downarrow + 2NH_4Cl}$

Кислые растворы монохлорида меди обратимо поглощают окись углерода:

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

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.

Монохлорид меди, как и все соединения меди, токсичен.

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.