Chlorid měďnatý

Chlorid měďnatý
Bezvodý chlorid měďnatý
Dihydrát chloridu měďnatého
Obecné
Systematický název	chlorid měďnatý
Latinský název	Cupri chloridum Cuprum chloratum
Anglický název	Copper(II) chloride
Německý název	Kupfer(II)-chlorid
Sumární vzorec	CuCl2
Vzhled	žlutohnědá práškovitá látka modrozelená krystalická látka (dihydrát)
Identifikace
Registrační číslo CAS	7447-39-4 10125-13-0 (dihydrát)
PubChem	169664
SMILES	Cl[Cu]Cl
InChI	InChI=1S/2ClH.Cu/h2*1H;/q;;+2/p-2
Číslo RTECS	GL7000000
Vlastnosti
Molární hmotnost	134,452 g/mol 170,483 g/mol (dihydrát)
Teplota tání	620 °C 110 °C (dehydratace dihydrátu)
Teplota rozkladu	993 °C
Hustota	3,386 g/cm3 2,51 g/cm3 (dihydrát)
Index lomu	nD= 1,684 (dihydrát)
Rozpustnost ve vodě	69,2 g/100 g (0 °C) 71,5 g/100 g (10 °C) 74,5 g/100 g (20 °C) 76,4 g/100 g (25 °C) 78,3 g/100 g (30 °C) 81,8 g/100 g (40 °C) 85,5 g/100 g (50 °C) 89,4 g/100 g (60 °C) 98,0 g/100 g (80 °C) 110,5 g/100 g (100 °C) dihydrát 110,27 g/100 g (0 °C) 117,58 g/100 g (20 °C) 149,39 g/100 g (60 °C) 201,67 g/100 g (100 °C)
Rozpustnost v polárních rozpouštědlech	methanol 56,5 g/100 g (0 °C) 58,6 g/100 g (20 °C) 61,8 g/100 g (40 °C) 66,4 g/100 g (60 °C) ethanol 43,3 g/100 g (0 °C) 50,0 g/100 g (20 °C) 58,3 g/100 g (40 °C) 70,8 g/100 g (60 °C) kyselina octová glycerol aceton diethylether
Rozpustnost v nepolárních rozpouštědlech	pyridin
Součinitel tepelné vodivosti	0,544 3 Wm−1K−1 (15 °C)
Měrná magnetická susceptibilita	116,99×10−6 cm3g−1 (17 °C) 104,93×10−6 cm3g−1 (17 °C, dihydrát)
Struktura
Krystalová struktura	bazálně centrovaná jednoklonná kosočtverečná (dihydrát)
Hrana krystalové mřížky	a= 685 pm b= 330 pm c= 670 pm β=121° dihydrát a= 738 pm b= 804 pm c= 372 pm
Koordinační geometrie	osmistěnná
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°	−215,8 kJ/mol −818,6 kJ/mol (dihydrát)
Entalpie rozpouštění ΔHrozp	−385 J/g
Standardní molární entropie S°	108 JK−1mol−1 190,6 JK−1mol−1(dihydrát)
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°	−171,4 kJ/mol −660,8 kJ/mol (dihydrát)
Izobarické měrné teplo cp	0,534 6JK−1g−1
Bezpečnost
GHS05 GHS06 GHS07 GHS09 [1] Nebezpečí[1]
R-věty	R22, R36/38, R50/53
S-věty	S22, S26, S61
NFPA 704	0 2 1
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky.

Chlorid měďnatý je anorganická sloučenina se vzorcem CuCl₂. Jedná se o žlutohnědou tuhou látku, která pomalu pohlcuje vlhkost a tvoří modrozelený dihydrát. Chlorid měďnatý je druhou nejrozšířenější měďnatou sloučeninou po síranu měďnatém.

Bezvodý chlorid měďnatý má strukturu vycházející z té, kterou známe od jodidu kademnatého. Měďnatá centra jsou osmistěnná. Většina měďnatých sloučenin vykazuje deformace oproti ideální osmistěnné geometrii vlivem Jahn-Tellerova efektu, který zde popisuje lokalizaci jednoho elektronu d v orbitalu, kde je silně antivazebný oproti páru chloridových ligandů. V CuCl₂·2H₂O má měď opět silně zdeformovanou osmistěnnou geometrii, centra mědi jsou obklopena dvěma ligandy vody a čtyřmi chloridovými, které asymetricky přemosťují měďnatá centra.^[2]

Chlorid měďnatý je paramagnetický. V historii byl CuCl₂·2H₂O použit pro první měření paramagnetické rezonance elektronů, a to Jevgenijem Zavojským v roce 1944.^[3][4]

Vodné roztoky připravované z chloridu měďnatého obsahují škálu měďnatých komplexů v závislosti na koncentraci, teplotě a přítomnosti dalších chloridových iontů. Tato škála sahá od modré barvy [Cu(H₂O)₆]²⁺ až po žlutou nebo červenou barvu halogenidových komplexů se vzorcem [CuCl_2+x]^x−.^[5]

Při 1 000 °C se chlorid měďnatý rozkládá na chlorid měďný a chlor:

2 CuCl₂ → 2 CuCl + Cl₂

S chlorovodíkem nebo jinými zdroji chloridu tvoří komplexní ionty: červený CuCl₃⁻ nebo žlutý CuCl₄²⁻.^[6]

CuCl₂ + 2 Cl⁻ ⇌ CuCl₃⁻ + Cl⁻ ⇌ CuCl₄²⁻

Některé z těchto komplexů mohou krystalizovat z vodných roztoků a získávají širokou škálu různých struktur.

Při přidání hydroxidu do roztoku chloridu měďnatého se sráží hydroxid měďnatý:

CuCl₂ + 2 NaOH → Cu(OH)₂ + 2 NaCl

Chlorid měďnatý tvoří také různé koordinační komplexy s ligandy, například s pyridinem nebo trifenylfosfanoxidem:

CuCl₂ + 2 C₅H₅N → [CuCl₂(C₅H₅N)₂] (čtyřstěnný)

CuCl₂ + 2 (C₆H₅)₃P=O → [CuCl₂((C₆H₅)₃P=O)₂] (čtyřstěnný)

Ovšem některé „měkké ligandy“, například fosfanové (kupř. trifenylfosfan), jodidové nebo kyanidové, stejně jako třeba některé terciární aminy, způsobují redukci na měďné komplexy. Pro převod chloridu měďnatého na měďné deriváty je ale obecně běžnější redukovat vodný roztok oxidem siřičitým:

2 CuCl₂ + SO₂ + 2 H₂O → 2 CuCl + 2 HCl + H₂SO₄

Hydrolýzou chloridu měďnatého vzniká oxychlorid měďnatý, Cu₂Cl(OH)₃, populární fungicid.

Chlorid měďnatý se komerčně připravuje chlorací mědi:

Cu + Cl₂ + 2 H₂O → CuCl₂ · 2 H₂O

Lze ho vyrábět také z hydroxidu, oxidu nebo uhličitanu měďnatého působením kyseliny chlorovodíkové. Elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného s měděnými elektrodami vzniká (kromě jiného) modrozelená pěna, kterou lze sbírat a převádět na hydrát chloridu měďnatého.

Bezvodý CuCl₂ lze připravovat přímo slučováním prvků, tedy mědi a chloru.

CuCl₂ lze čistit krystalizací z horké zředěné kyseliny chlorovodíkové, ochlazováním v lázni chloridu vápenatého a ledu.^[7][8]

Chlorid měďnatý se v přírodě vyskytuje jako velmi vzácný nerost tolbachit a v podobě dihydrátu jako eriochalcit. Oba se objevují blízko fumarol. Rozšířenější jsou smíšené oxyhydroxid-chloridy, například atacamit Cu₂(OH)₃Cl, objevující se v oxidačních zónách slojí měděné rudy za suchého podnebí (též v některých pozměněných usazeninách).

Hlavní průmyslovou aplikací chloridu měďnatého je jako kokatalyzátor (společně s chloridem palladnatým) ve Wackerově procesu. Zde se ethen (ethylen) převádí na ethanal (acetaldehyd) pomocí vody a vzduchu. Při reakci se PdCl₂ redukuje na elementární palladium, CuCl₂ ho oxiduje zpět na PdCl₂. Vzduch pak oxiduje výsledný chlorid měďný zpět na chlorid měďnatý, čímž se cyklus uzavře.

1. C₂H₄ + PdCl₂ + H₂O → CH₃CHO + Pd + 2 HCl
2. Pd + 2 CuCl₂ → 2 CuCl + PdCl₂
3. 4 CuCl + 4 HCl + O₂ → 4 CuCl₂ + 2 H₂O

Celý proces lze zapsat takto:

2 C₂H₄ + O₂ → 2 CH₃CHO

Chlorid měďnatý katalyzuje chloraci při výrobě vinylchloridu a dichlorethanu.^[9]

Chlorid měďnatý má řadu různých specializovaných aplikací v syntéze organických sloučenin.^[7] Chloruje aromatické uhlovodíky – často za přítomnosti oxidu hlinitého. Je schopen chlorovat alfapozici karbonylových sloučenin:^[10]

Tato reakce probíhá v polárních rozpouštědlech, například dimethylformamidu (DMF), často v přítomnosti chloridu lithného, který reakci urychluje.

Za přítomnosti kyslíku může CuCl₂ oxidovat fenoly. Takto lze získávat chinon nebo spřažený produkt oxidativní dimerizace. Druhý z procesů poskytuje (s velkou výtěžností) 1,1-binaftol:^[11]

Takové sloučeniny jsou surovinami pro syntézu BINAP a jeho derivátů.

Dihydrát chloridu měďnatého vyvolává hydrolýzu acetonidů, tj. deprotekci k regeneraci diolů^[12] nebo aminoalkoholů, jako v tomto příkladě (kde TBDPS = terc):^[13]

CuCl₂ lze použít v pyrotechnice k barvení plamene na modrozeleno (podobně jako další sloučeniny mědi).

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Copper(II) chloride na anglické Wikipedii.

• Obrázky, zvuky či videa k tématu chlorid měďnatý na Wikimedia Commons
• Copper (II) Chloride – Description and Pictures Archivováno 7. 9. 2015 na Wayback Machine.

• VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.