Хлорид меди(I)

Хлори́д ме́ди(I) (химическая формула — CuCl) — неорганическая бинарная медная соль хлороводородной кислоты.

Хлорид меди​(I)​
Общие
Систематическое наименование	Хлорид меди​(I)​
Традиционные названия	однохлористая медь
Хим. формула	CuCl
Рац. формула	CuCl
Физические свойства
Состояние	Твёрдое
Примеси	Хлорид меди(II)
Молярная масса	98,999 г/моль
Плотность	4,145 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	426 °C
• кипения	1490 °C
Энтальпия
• образования	-136 кДж/моль
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	[Cu+]-[Cl-]
InChI	InChI=1S/ClH.Cu/h1H;/q;+1/p-1 OXBLHERUFWYNTN-UHFFFAOYSA-M
RTECS	GL6990000
ChEBI	53472
Номер ООН	2802
ChemSpider	56403
Безопасность
ЛД50	140 мг/кг
Токсичность	высокотоксичен для млекопитающих
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 3 0 POI
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

При стандартных условиях, хлорид меди(I) — это белый или зеленоватый порошок, практически нерастворимый в воде (0,0062 г/100 мл при 20 °C). Зеленоватую окраску придают примеси хлорида меди(II). Ядовит.

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 путём 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, параметры ячейки a = 0,5418 нм, Z = 4, структура типа ZnS. При нагревании кристаллы синеют. При температуре 408 °C CuCl переходит в модификацию гексагональной сингонии, пространственная группа P 6₃mc, параметры ячейки 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.

Химические свойства

• При кипячении суспензии монохлорида меди происходит реакция диспропорционирования:

${\mathsf {2CuCl\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ CuCl_{2}+Cu}}$

• Монохлорид меди обратимо растворяется в соляной кислоте с образованием комплексного соединения:

${\mathsf {CuCl+HCl\ \rightleftarrows \ H[CuCl_{2}]}}$

• Монохлорид меди устойчив в сухом воздухе, но во влажном начинает окисляться до основного хлорида (придающего кристаллам зелёный цвет):

${\mathsf {4CuCl+O_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ \ }}\ 4CuCl(OH)}}$

• В кислой среде окисление приводит к образованию нормальных солей:

${\mathsf {4CuCl+4HCl+O_{2}\ {\xrightarrow {95^{o}C}}\ 4CuCl_{2}+2H_{2}O}}$

• Окисление хлорида меди(I) проводится и в горячей концентрированной азотной кислоте:

${\mathsf {CuCl+3HNO_{3}\ {\xrightarrow {\ \tau \ }}\ Cu(NO_{3})_{2}+HCl+NO_{2}\uparrow +H_{2}O}}$

• Аммиачные растворы монохлорида меди поглощают ацетилен с образованием красного осадка ацетиленида меди(I):

${\mathsf {2CuCl+C_{2}H_{2}+2NH_{3}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ Cu_{2}C_{2}\downarrow +2NH_{4}Cl}}$

• Кислые растворы монохлорида меди обратимо поглощают окись углерода:

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

Получение

В природе монохлорид меди встречается в виде редкого минерала «нантокит» (названного в честь села Нантоко, Чили), который благодаря подмеси атакамита часто окрашен в зелёный цвет.

В промышленности монохлорид меди получают следующими способами:

1) Хлорирование избытка меди, взвешенной в расплавленном CuCl:

${\mathsf {2Cu+Cl_{2}{\xrightarrow {450^{o}C}}\ 2CuCl}}$

2) Восстановление CuCl₂ медью в подкисленном растворе:

${\mathsf {Cu+CuCl_{2}{\xrightarrow {80^{o}C,HCl}}\ 2CuCl\downarrow }}$

Данный способ получения широко распространён в лабораторной практике.

3) Очень чистый хлорид меди(I) получают при взаимодействии меди с газообразным хлористым водородом:

${\mathsf {2Cu+2HCl{\xrightarrow {500-600^{o}C}}\ 2CuCl+H_{2}}}$

4) Хлорид меди(I) получают при взаимодействии меди и различных окислителей (например, O₂, HNO₃ или KClO₃):

${\mathsf {4Cu+4HCl+O_{2}{\xrightarrow {70-80^{o}C}}\ 4CuCl+2H_{2}O}}$

5) Восстановление сульфат меди(II) диоксидом серы:

${\mathsf {2CuSO_{4}+2NaCl+SO_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ \ }}\ 2CuCl\downarrow +2H_{2}SO_{4}+Na_{2}SO_{4}}}$

6) Восстановление сульфитом при избытке хлоридов:

${\mathsf {2Cu^{2+}+2Cl^{-}+3SO_{3}^{2-}+H_{2}O\ \xrightarrow {\ \ \ } \ 2CuCl\downarrow +SO_{4}^{2-}+2HSO_{3}^{-}}}$

7) Конпропорционирование:

${\mathsf {CuSO_{4}+Cu+2NaCl\ {\xrightarrow {70^{o}C,HCl}}\ 2CuCl\downarrow +Na_{2}SO_{4}}}$

8) Термическое разложение дихлорида меди:

${\mathsf {2CuCl_{2}{\xrightarrow {\sim 1000^{o}C}}\ 2CuCl+Cl_{2}}}$

Применение

• Промежуточный продукт при производстве меди;
• Поглотитель газов при очистке ацетилена, а также угарного газа в газовом анализе;
• Катализатор в органическом синтезе, например при окислительном хлорировании метана или этилена, в производстве акрилонитрила;
• Антиоксидант для растворов целлюлозы.

Физиологическое действие

Ядовит. Может привести к тяжёлым отравлениям в очень больших количествах. В связи с этим, хлорид меди(I) относится ко 2-му классу токсичности (высокоопасен). Является ирритантом.

ЛД50 для крыс составляет 140 мг/кг (при пероральном введении).

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.