Chrom(III)-chlorid

Kristallstruktur
_ Cr3+ 0 _ Cl−
Allgemeines
Name	Chrom(III)-chlorid
Andere Namen	Chromtrichlorid
Verhältnisformel	CrCl3
Kurzbeschreibung	rotviolette glänzende Blättchen (wasserfrei)[1] grün (Hexahydrat)[2]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 10025-73-7 (wasserfrei) 10060-12-5 (Hexahydrat) EG-Nummer 233-038-3 ECHA-InfoCard 100.030.023 PubChem 24808 ChemSpider 23193 DrugBank DB09129 Wikidata Q411885
Eigenschaften
Molare Masse	158,35 g·mol−1 (wasserfrei) 266,41 g·mol−1 (Hexahydrat)
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,87 g·cm−3[3]
Schmelzpunkt	1152 °C (wasserfrei)[3] 80–83 °C (Hexahydrat)[3]
Löslichkeit	wasserfrei: schwerlöslich in Wasser[3] und Ethanol[1] Hexahydrat: 590 g/l in Wasser[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3] Achtung H- und P-Sätze H: 290​‐​302​‐​317​‐​411 P: 273​‐​280 [3]
Toxikologische Daten	1870 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[3]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Chrom(III)-chlorid ist das Chromsalz der Salzsäure mit der Summenformel CrCl₃. Mit Hydratwasser kristallisiert es auch als Chrom(III)-chlorid-hexahydrat (CrCl₃ · 6 H₂O).

Gewinnung und Darstellung

Chrom(III)-chlorid kann durch Reaktion von Chrom mit Chlor gewonnen werden.^[4]

${\displaystyle \mathrm {2\ Cr+3\ Cl_{2}\longrightarrow 2\ CrCl_{3}} }$

Die wasserfreie Verbindung ist im Labor aus dem Hexahydrat über dessen Umsetzung mit Thionylchlorid^[5] oder die Chlorierung von frisch hergestelltem Chrom(III)-oxid mit Tetrachlormethan bei 620 °C^[6] zugänglich:

${\displaystyle {\ce {CrCl3 * 6 H2O + 6 SOCl2 -> CrCl3 + 6 SO2 + 12 HCl}}}$

${\displaystyle {\ce {Cr2O3 + 3 CCl4 ->2 CrCl3 + 3 COCl2}}}$

Eigenschaften

• 

  Wasserfreies Chrom(III)-chlorid

• 

  Das Hexahydrat [CrCl₂(H₂O)₄]Cl·2H₂O

Es bildet kristalline Schichtstrukturen, in denen zwischen den Schichten Van-der-Waals-Kräfte auftreten. Das Salz, das rotviolett glänzende Kristalle bildet, ist in reiner Form in Wasser unlöslich^[2] und in Ethanol schwer löslich. Erst in Anwesenheit von Spuren Chrom(II)-chlorids (CrCl₂) (oder eines anderen Reduktionsmittels) ist ein Lösungsvorgang in Wasser katalytisch unter starker Wärmeabgabe möglich.^[7] In Lösung können sich unterschiedlich gefärbte hydratisomere Aquakomplexe bilden, beispielsweise das dunkelgrüne Dichlorotetraaquachrom(III)-chlorid, das hellgrüne Chloropentaaquachrom(III)-chlorid oder das violette Hexaaquachrom(III)-chlorid. Hierbei stellen sich zwischen diesen Komplexen folgende Gleichgewichte ein:^[2]

${\displaystyle {\rm {[CrCl_{2}(H_{2}O)_{4}]Cl\rightleftarrows [CrCl(H_{2}O)_{5}]Cl_{2}\rightleftarrows [Cr(H_{2}O)_{6}]Cl_{3}}}}$

Herstellung

Chrom(III)-chlorid kann aus metallischem Chrom im Chlorstrom bei 600 °C synthetisiert werden.^[7] Ebenso ist die Herstellung aus Chrom(III)-oxid und Kohle im Chlorstrom oberhalb von 1200 °C möglich.^[2]

Verwendung

Chrom(III)-chlorid wird als Katalysator, zur Herstellung anderer Chromverbindungen, zur Verchromung in der Galvanotechnik und zur Wasserdichtimprägnierung verwendet.^[1]

Weblinks

Commons: Chrom(III)-chlorid – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c} Eintrag zu Chromchloride. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. Mai 2013.
2. ↑ ^{a b c d} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1573.
3. ↑ ^{a b c d e f g h} Eintrag zu Chrom(III)-chlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 9. Januar 2019. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ Georg Brauer (Hrsg.) u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band III, Ferdinand Enke, Stuttgart 1981, ISBN 3-432-87823-0, S. 1481.
5. ↑ Alfred R. Pray: Anhydrous metal chlorides. In: Therald Moeller (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 5. McGraw-Hill, Inc., 1957, S. 153–156 (englisch). 
6. ↑ A. Vavoulis et al.: Anhydrous chromium(III) chloride. In: Eugene G. Rochow (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 6. McGraw-Hill Book Company, Inc., 1960, S. 129–132 (englisch). 
7. ↑ ^{a b} E. Riedel, C. Janiak: Anorganische Chemie. 8. Auflage. de Gruyter, 2011, ISBN 3-11-022566-2, S. 813 f.