Kupfer(I)-chlorid

Kristallstruktur
_ 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	praktisch unlöslich in Wasser[2] nahezu unlöslich in Ethanol, Ethern und Ketonen[3] gut löslich in Salzsäure und Ammoniak unter Bildung von Komplexen[3] löslich in Aminen, Pyridin und Nitrilen[3]
Brechungsindex	1,9727[4]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[5] ggf. erweitert[2] 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 (LD50, Ratte, oral)[2]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. 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.

Vorkommen

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

Gewinnung und Darstellung

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]

${\displaystyle \mathrm {2\ CuCl_{2}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\rightarrow 2\ CuCl+Na_{2}SO_{4}+2\ HCl} }$

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]

${\displaystyle \mathrm {2\ Cu+Cl_{2}\rightarrow 2\ CuCl} }$

Eigenschaften

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]

Verwendung

Kupfer(I)-chlorid wird verwendet:

• als Katalysator für viele organische Reaktionen (MCS-Synthese)
• zur phosgenfreien Polycarbonat-Herstellung
• bei der Sandmeyer-Reaktion
• bei der Olefin-Oxidation
• bei der Ammonoxidation zu Acrylnitril
• zur Herstellung von Phthalocyanin-Blau-Pigmenten
• zur Absorption von Kohlenstoffmonoxid in einer Gasbürette

Weblinks

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

• OECD: Screening Information Dataset (SIDS) Initial Assessment Report (SIAR) für Copper monochloride

Einzelnachweise

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.