Chlorid chromnatý
| Chlorid chromnatý | |
|---|---|
 Krystalová struktura CrCl2 | |
 Vzorek CrCl2 | |
| Obecné | |
| Systematický název | Chlorid chromnatý |
| Anglický název | Chromium(II) chloride |
| Německý název | Chrom(II)-chlorid |
| Sumární vzorec | CrCl2 |
| Vzhled | bílý až zelený prášek, velmi hygroskopický |
| Identifikace | |
| Registrační číslo CAS | 10049-05-5 |
| PubChem | 24871 |
| SMILES | Cl[Cr]Cl |
| InChI | InChI=1S/2ClH.Cr/h2*1H;/q;;+2/p-2 |
| Číslo RTECS | GB5250000 |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 122,90 g/mol |
| Teplota tání | 824 °C |
| Teplota varu | 1302 °C |
| Hustota | 2,88 g/cm3 (24 °C) |
| Rozpustnost ve vodě | rozpustný, hygroskopický |
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa). Některá data mohou pocházet z datové položky. | |
Chlorid chromnatý je anorganická sloučenina chromu, kterou lze popsat vzorcem CrCl2, ale častěji se vyskytuje v hydratované formě CrCl2(H2O)n. Bezvodá forma je v čistém stavu bílá,[1] komerčně dostupný je ale zbarvený do šeda až zelena. Je hygroskopický[1] a rozpouští se za vzniku jasně modrého roztoku tetraaqua-dichlorochromnatého komplexu, [CrCl2(H2O)4]. Využívá se pro laboratorní přípravu komplexů chromu.
Syntéza
Chlorid chromnatý se dá připravit redukcí chloridu chromitého vodíkem při teplotě 500 °C:
- 2 CrCl3 + H2 → 2 CrCl2 + 2 HCl
nebo elektrolyticky.[2]
Další možností je redukce kovovým chromem v přítomnosti chlorovodíku:[1]
- 2 CrCl3 + Cr → 3 CrCl2
V malém měřítku lze provést redukci pomocí LiAlH4, zinku nebo hořčíku:[3]
- 4 CrCl3 + LiAlH4 → 4 CrCl2 + LiCl + AlCl3 + 2 H2
- 2 CrCl3 + Zn → 2 CrCl2 + ZnCl2
nebo reakci octanu chromnatého s kyselinou chlorovodíkovou:
- (CH3COO)4Cr2 + 4 HCl → 2 CrCl2 + 4 CH3COOH
Struktura
Bezvodý chlorid chromnatý má strukturu rutilu, je isostrukturní s chloridem vápenatým. Chrom je koordinován oktaedricky, symetrie je snížena Jahnovým-Tellerovým efektem.
Tetrahydrát, CrCl2(H2O)4, vytváří také oktaedrické molekuly, vazby Cr-O jsou v ekvatoriální rovině a chloridy jsou umístěny v axiálních pozicích.[4]
Reakce
Redukční potenciál Cr3+ + e− ⇄ Cr2+ je −0,41 V, takže by měl být schopen uvolnit vodík z kyseliny, ale tato reakce probíhá pouze v přítomnosti katalyzátoru.
Organická chemie
Využívá se jako prekurzor pro přípravu jiných anorganických a organokovových sloučenin chromu. Dokáže redukovat alkylhalogenidy a aromatické nitrosloučeniny.
Odkazy
Reference
V tomto článku byl použit překlad textu z článku Chromium(II) chloride na anglické Wikipedii.
- ↑ a b c GREENWOOD, Norman Neill. Chemie prvků. Sv. 1.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium 793 s., 1 příl s. Dostupné online. ISBN 80-85427-38-9, ISBN 978-80-85427-38-7. OCLC 320245801 S. 1259–1264.
- ↑ HOLAH, David G.; FACKLER, John P.; WRIGHT, Constance M. Chromium(II) Salts and Complexes. Příprava vydání Earl L. Muetterties. Hoboken, NJ, USA: John Wiley & Sons, Inc. Dostupné online. ISBN 978-0-470-13241-8, ISBN 978-0-470-13169-5. DOI 10.1002/9780470132418.ch4. S. 26–35. DOI: 10.1002/9780470132418.ch4.
- ↑ VOLTROVA, Svatava; SROGL, Jiri. Convenient In-Flow Preparation of Cr(II) Chloride for Nozaki–Hiyama–Kishi Reaction. Synthetic Communications. 2015-11-02, roč. 45, čís. 21, s. 2473–2477. Dostupné online [cit. 2021-12-04]. ISSN 0039-7911. DOI 10.1080/00397911.2015.1083580. (anglicky)
- ↑ VON SCHNERING, H. G.; BRAND, B.-H. Struktur und Eigenschaften des blauen Chrom(II)-chlorid-tetrahydrats CrCl2. 4H2O. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 1973-11, roč. 402, čís. 2, s. 159–168. Dostupné online [cit. 2021-12-04]. ISSN 0044-2313. DOI 10.1002/zaac.19734020206. (německy)
Portály: Chemie
