Chlorid chromitý

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Chlorid chromitý
BezvodýHexahydrát
Obecné
Systematický název Chlorid chromitý
Anglický název Chromium(III) chloride
Německý název Chrom(III)-chlorid
Sumární vzorec CrCl3
Vzhled fialový prášek
temně zelené, zelené nebo fialové krystaly (hexahydrát)
Identifikace
Číslo RTECS GB5425000
Vlastnosti
Molární hmotnost 158,355 g/mol
266,48 g/mol (hexahydrát)
Teplota tání 1 150 °C (tlak)
83 °C (hexahydrát)
Teplota sublimace 950 °C
Teplota rozkladu 1 300 °C
Hustota 2,915 6 g/cm3
1,760 g/cm3 (hexahydrát)
Rozpustnost ve vodě velmi málo
Rozpustnost v polárních
rozpouštědlech
methanol
diethylether
aceton
Měrná magnetická susceptibilita 546,64·10-6 cm3g-1
Struktura
Krystalová struktura klencová nebo šesterečná
Hrana krystalové mřížky a= 595,3 pm
c= 1 744 pm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° -563,3 kJ/mol
Standardní molární entropie S° 125,6 JK-1mol-1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° -493,8 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp 0,580 JK-1g-1
Bezpečnost
Zdraví škodlivý
Zdraví škodlivý (Xn)
R-věty R22
S-věty S24/25
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Chlorid chromitý (chemický vzorec CrCl3) tvoří v bezvodém stavu červenofialové (broskvové) lesklé lístečky, které lze při červeném žáru v proudu chlóru přečišťovat sublimací. Bez přítomnosti chlóru dochází k částečnému rozkladu na chlorid chromnatý CrCl2 a chlór. Ve vodě a ethanolu se rozpouští velice omezeně a to i za varu. Rozpouští se ovšem, pokud je v kapalině přítomno aspoň malé množství chloridu chromnatého CrCl2 a to dokonce za uvolňování tepla (vzniká tmavozelený roztok hexahydrátu). Rozpustnější je dále i bez přidání CrCl2 v methanolu, diethyletheru a acetonu. Má nasládlou chuť. Hydráty mají složitější komplexní povahu a jejich struktura je podrobněji popsána níže.

Hydráty chloridu chromitého[editovat | editovat zdroj]

Z vodného roztoku krystaluje tmavozelený hexahydrát CrCl3 • 6 H2O, který má oktaedrické ligandové pole kolem centrálního atomu Cr3+. Srážecí reakcí s dusičnanem stříbrným AgNO3 se ovšem podle stechiometrické reakce srazí pouze jeden z přítomných chloridových aniontů, což znamená, že zbývající 2 musí být ve sloučenině vázány komplexně. Strukturně správný zápis vzorce vystihuje proto tvar [Cr(H2O)4Cl2]Cl • 2 H2O, systematicky se tato sloučenina potom nazývá dihydrát chloridu tetraaqua-dichloridochromitého. Kromě této sloučeniny, kterou lze považovat za hexahydrát chloridu chromitého, existují ovšem i její další 2 hydrátové izomery.

Existuje dále zelená sloučenina se vzorcem [Cr(H2O)5Cl]Cl2 • H2O (hydrát dichloridu pentaaqua-chloridochromitého) a šedomodrý [Cr(H2O)6]Cl3 (trichlorid hexaaquachromitý). Rozlišení těchto sloučenin od sebe se provádí již výše zmíněným srážením s dusičnanem stříbrným AgNO3 a podle množství sraženého chloridu stříbrného AgCl lze ze stechiometrické rovnice jednoduše vypočítat, o který z těchto hydrátů se jedná:

[Cr(H2O)4Cl2]Cl + 3 AgNO3 → [Cr(H2O)4Cl2]NO3 + 2 AgNO3 + AgCl↓
[Cr(H2O)5Cl]Cl2 + 3 AgNO3 → [Cr(H2O)5Cl](NO3)2 + AgNO3 + 2 AgCl↓
[Cr(H2O)6]Cl3 + 3 AgNO3 → [Cr(H2O)6](NO3)3 + 3 AgCl↓

Pokud se nechá chlorid chromitý krystalovat z roztoků ochlazovaných pod 6 °C, tak z nich krystaluje v podobě dekahydrátu CrCl3 • 10 H2O.

[Cr(H2O)6]Cl3 [Cr(H2O)5Cl]Cl2.H2O [Cr(H2O)4Cl2]Cl.2H2O

Příprava[editovat | editovat zdroj]

V bezvodém stavu lze chlorid chromitý připravit vedením suchého chlóru přes kovový chrom zahřátý do červeného žáru. Jedná se sice o exotermickou reakci, ta ovšem neprodukuje tolik tepla, aby se následně sama udržela v chodu:

2 Cr + 3 Cl2 → 2 CrCl3

Dalším způsobem přípravy je vedení suchého chlóru přes směs oxidu chromitého Cr2O3 a uhlí zahřátých k žáru:

Cr2O3 + 3 C + 3 Cl2 → 2 CrCl3 + 3 CO

Další možností je zahřívání oxidu chromitého Cr2O3 s chloridem uhličitým CCl4 nebo chloridem sirným S2Cl2:

Cr2O3 + 3 CCl4 → 2 CrCl3 + 3 COCl2
2 Cr2O3 + 6 S2Cl2 + 9 O2 → 4 CrCl3 + 12 SO2

Reakce a použití[editovat | editovat zdroj]

Bezvodý chlorid chromitý reaguje s jinými sloučeninami za vzniku dalších chromitých sloučenin. Žíháním na vzduchu přechází v zelený oxid chromitý. Působením sulfanu H2S, amoniaku NH3 nebo fosfanu PH3 za žáru ho lze převést na sloučeniny s příslušným aniontem.

4 CrCl3 + 3 O2 → 2Cr2O3 + 6 Cl2
2 CrCl3 + 3 H2S → Cr2S3 + 6 HCl
CrCl3 + NH3 → CrN + 3 HCl
CrCl3 + PH3 → CrP + 3 HCl

Chlorid chromitý je Lewisova kyselina, která patří tzv. tvrdé kyseliny a tvoří velmi často sloučeniny typu [CrCl3L3], kde L je Lewisova báze. Například reakcí s pyridinem C5H5N vzniká adukt:

CrCl3 + 3 C5H5N → [CrCl3(C5H5N)3]

S roztavenými chloridy alkalických kovů, jako například chloridem draselným KCl, dává chlorid chromitý oktaedrické komplexy typu K3[CrCl6] nebo při větším množství CrCl3 K3[Cr2Cl9] , který je rovněž oktaedrický, ale ve kterém jsou 2 atomy chromu spojeny přes 3 atomy chloru můstkovou vazbou. Chlorid chromitý se používá jako prekurzor pro velké množství sloučenin, například bis(benzen)chrom, analog ferrocenu:

Příklad

Jedno z použití chloridu chromitého v organické syntéze je jeho redukce na chlorid chromnatý CrCl2 přímo v reakční směsi a používá se jako činidlo na (A) redukci alkyl halogenidů a (B) syntéza (trans)-alkenyl halogenidů. Reakce se obvykle provádí pomocí dvou molů CrCl3 na mol tetrahydridohlinitanu lithného Li[AlH4], i když v případě vodného roztoku stačí zinek a kyselina chlorovodíková.

Použití

Chlorid chromitý se jako Lewisova kyselina rovněž využívá ke katalýze nitroso Diels-Alderových reakcí.

Reference[editovat | editovat zdroj]

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Chromium(III) chloride na anglické Wikipedii.

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.  
  • Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 2. díl, 1. vydání 1961