Хлори́д ме́ди(I) ( химическая формула — CuCl ) — неорганическая бинарная медная соль хлороводородной кислоты .

При стандартных условиях , хлорид меди(I) — это белый или зеленоватый порошок, практически нерастворимый в воде (0,0062 г/100 мл при 20 °C). Зеленоватую окраску придают примеси хлорида меди(II) . Ядовит .

История открытия

Впервые хлорид меди(I) был получен Робертом Бойлем в 1666 году , из хлорида ртути(II) и металлической меди :

${\displaystyle {\mathsf {HgCl_{2}+2Cu\longrightarrow \ 2CuCl+Hg}}}$

В 1799 году, Джозеф Луи Пруст успешно отделил дихлорид меди от монохлорида и описал эти соединения. Это было достигнуто путём нагревания CuCl ₂ в бескислородной среде, в результате чего хлорид меди(II) потерял половину связанного хлора . После этого он удалил остатки дихлорида меди от хлорида меди(I) и промыл водой.

${\displaystyle {\mathsf {2CuCl_{2}{\xrightarrow {t^{\circ }}}\ 2CuCl+Cl_{2}\uparrow }}}$

Физические свойства

Монохлорид меди образует кристаллы белого цвета, кубической сингонии , пространственная группа F 4 3 m , параметры ячейки a = 0,5418 нм , Z = 4 , структура типа ZnS. При нагревании кристаллы синеют. При температуре 408 °C CuCl переходит в модификацию гексагональной сингонии , пространственная группа P 6 ₃ mc , параметры ячейки a = 0,391 нм , c = 0,642 нм , Z = 4 .

Монохлорид меди плавится и кипит без разложения. В пара́х молекулы полностью ассоциированы (димеры с незначительной примесью тримеров), поэтому формулу вещества иногда записывают как Cu ₂ Cl ₂ .

Плохо растворим в воде (0,062% при 20 °C), но хорошо в растворах хлоридов щелочных металлов и соляной кислоте. Так в насыщенном растворе NaCl растворимость CuCl составляет 8% при 40 °C и 15% при 90 °C. Водный раствор аммиака растворяет CuCl с образованием бесцветного комплексного соединения [Cu(NH ₃ ) ₂ ]Cl.

Химические свойства

• При кипячении суспензии монохлорида меди происходит реакция диспропорционирования:

${\displaystyle {\mathsf {2CuCl\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ CuCl_{2}+Cu}}}$

• Монохлорид меди обратимо растворяется в соляной кислоте с образованием комплексного соединения:

${\displaystyle {\mathsf {CuCl+HCl\ \rightleftarrows \ H[CuCl_{2}]}}}$

• Монохлорид меди устойчив в сухом воздухе, но во влажном начинает окисляться до основного хлорида (придающего кристаллам зелёный цвет):

${\displaystyle {\mathsf {4CuCl+O_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ \ }}\ 4CuCl(OH)}}}$

• В кислой среде окисление приводит к образованию нормальных солей:

${\displaystyle {\mathsf {4CuCl+4HCl+O_{2}\ {\xrightarrow {95^{o}C}}\ 4CuCl_{2}+2H_{2}O}}}$

• Окисление хлорида меди(I) проводится и в горячей концентрированной азотной кислоте :

${\displaystyle {\mathsf {CuCl+3HNO_{3}\ {\xrightarrow {\ \tau \ }}\ Cu(NO_{3})_{2}+HCl+NO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}$

• Аммиачные растворы монохлорида меди поглощают ацетилен с образованием красного осадка ацетиленида меди(I) :

${\displaystyle {\mathsf {2CuCl+C_{2}H_{2}+2NH_{3}\ {\xrightarrow {\ \ }}\ Cu_{2}C_{2}\downarrow +2NH_{4}Cl}}}$

• Кислые растворы монохлорида меди обратимо поглощают окись углерода :

${\displaystyle {\mathsf {CuCl+CO\ \rightleftarrows \ CuCl\cdot CO}}}$

Получение

В природе монохлорид меди встречается в виде редкого минерала « » (названного в честь села , Чили ), который благодаря подмеси атакамита часто окрашен в зелёный цвет.

В промышленности монохлорид меди получают следующими способами:

1) Хлорирование избытка меди, взвешенной в расплавленном CuCl:

${\displaystyle {\mathsf {2Cu+Cl_{2}{\xrightarrow {450^{o}C}}\ 2CuCl}}}$

2) Восстановление CuCl ₂ медью в подкисленном растворе:

${\displaystyle {\mathsf {Cu+CuCl_{2}{\xrightarrow {80^{o}C,HCl}}\ 2CuCl\downarrow }}}$

Данный способ получения широко распространён в лабораторной практике.

3) Очень чистый хлорид меди(I) получают при взаимодействии меди с газообразным хлористым водородом :

${\displaystyle {\mathsf {2Cu+2HCl{\xrightarrow {500-600^{o}C}}\ 2CuCl+H_{2}}}}$

4) Хлорид меди(I) получают при взаимодействии меди и различных окислителей (например, O ₂ , HNO ₃ или KClO ₃ ):

${\displaystyle {\mathsf {4Cu+4HCl+O_{2}{\xrightarrow {70-80^{o}C}}\ 4CuCl+2H_{2}O}}}$

5) Восстановление сульфат меди(II) диоксидом серы :

${\displaystyle {\mathsf {2CuSO_{4}+2NaCl+SO_{2}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {\ \ \ }}\ 2CuCl\downarrow +2H_{2}SO_{4}+Na_{2}SO_{4}}}}$

6) Восстановление сульфитом при избытке хлоридов :

${\displaystyle {\mathsf {2Cu^{2+}+2Cl^{-}+3SO_{3}^{2-}+H_{2}O\ \xrightarrow {\ \ \ } \ 2CuCl\downarrow +SO_{4}^{2-}+2HSO_{3}^{-}}}}$

7) Конпропорционирование :

${\displaystyle {\mathsf {CuSO_{4}+Cu+2NaCl\ {\xrightarrow {70^{o}C,HCl}}\ 2CuCl\downarrow +Na_{2}SO_{4}}}}$

8) Термическое разложение дихлорида меди :

${\displaystyle {\mathsf {2CuCl_{2}{\xrightarrow {\sim 1000^{o}C}}\ 2CuCl+Cl_{2}}}}$

Применение

• Промежуточный продукт при производстве меди;
• Поглотитель газов при очистке ацетилена , а также угарного газа в газовом анализе;
• Катализатор в органическом синтезе, например при окислительном хлорировании метана или этилена , в производстве акрилонитрила ;
• Антиоксидант для растворов целлюлозы .

Физиологическое действие

Ядовит . Может привести к тяжёлым отравлениям в очень больших количествах. В связи с этим, хлорид меди(I) относится ко 2-му классу токсичности ( высокоопасен ). Является ирритантом .

ЛД50 для крыс составляет 140 мг/кг (при пероральном введении).

Литература

• Г. Реми. Курс неорганической химии. — М. : Мир, 1966. — Т. 2. — 837 с.
• Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ. — 3-е изд., испр. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0 .
• Фурман А. А. Неорганические хлориды (химия и технология). — М. : Химия, 1980. — 416 с.
• Химическая энциклопедия / Под ред. Кнунянц И. Л. и др.. — М. : Большая российская энциклопедия, 1992. — Т. 3. — 639 с. — ISBN 5-85270-039-8 .
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М. : Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.