Chlorid chromitý

Chlorid chromitý
Chlorid chromitý
Chlorid chromitý
Všeobecné vlastnosti
Sumárny vzorec	CrCl3
Vzhľad	fialový prášok (bezvodný) tmavozelené, zelené alebo fialové kryštály (hexahydrát)
Fyzikálne vlastnosti
Molekulová hmotnosť	158,4 u (bezvodný) 266,5 u (hexahydrát)
Molárna hmotnosť	158,355 g/mol (bezvodný) 266,48 g/mol (hexahydrát)
Teplota topenia	1 150 °C (pri zvýšenom tlaku) 83 °C (hexahydrát)
Teplota rozkladu	1 300 °C
Hustota	2,915 6 g/cm³ (bezvodný) 1,760 g/cm³ (hexahydrát)
Rozpustnosť	vo vode: takmer nerozpustný v polárnych rozpúšťadlách: Metanol Dietyléter Acetón
Termochemické vlastnosti
Štandardná zlučovacia entalpia	-563,3 kJ/mol
Štandardná entropia	125,6 J K^-1 mol^-1
Štandardná Gibbsová energia	-493,8 kJ/mol
Merná tepelná kapacita	0,580 J K^-1 g^-1
Bezpečnosť Globálny harmonizovaný systém klasifikácie a označovania chemikálií Hrozby Vety H H302, H330 Vety EUH žiadne vety EUH Vety P P260, P284, P310 Európska klasifikácia látok Hrozby Škodlivá látka (Xn) Vety R R22 Vety S S24/25 NFPA 704 0 3 0
Ďalšie informácie
Číslo CAS	10025-73-7 10060-12-5 (hexahydrát)
EINECS číslo	233-038-3
Číslo RTECS	GB5425000
Pokiaľ je to možné a bežné, používame jednotky sústavy SI. Ak nie je hore uvedené inak, údaje sú za normálnych podmienok.
Chemický portál

Chlorid chromitý (CrCl₃) tvorí v bezvodom stave červenofialové (broskyňovo) lesklé lístočky, ktoré možno pri červenom svetle v prúde chlóru prečisťovať sublimáciou. Bez prítomnosti chlóru dochádza k čiastočnému rozkladu na chlorid chromnatý a chlór. Vo vode a etanole sa rozpúšťa veľmi obmedzene a to aj za varu. Rozpúšťa sa však, ak je v kvapaline prítomné aspoň malé množstvo chloridu chromnatého a to dokonca za uvoľňovania tepla (vzniká tmavozelený roztok hexahydrátu). Rozpustnejší je ďalej aj bez pridania chloridu chromnatého v metanole, dietyléteri a acetóne. Má sladkastú chuť. Hydráty majú zložitejšiu komplexnú povahu a ich štruktúra je podrobnejšie popísaná nižšie.

Hydráty chloridu chromitého

Dihydrát chloridu chromitého

Z vodného roztoku kryštalizuje tmavozelený hexahydrát chloridu chromitého CrCl₃ • 6 H₂O, ktorý má oktaedrické ligandové pole okolo centrálneho atómu Cr^3+. Zráža sa reakciou s dusičnanom strieborným podľa stechiometrickej reakcie zrazí len jeden z prítomných chloridových aniónov, čo znamená, že zvyšné 2 musia byť vo zlúčenine viazané komplexne. Štruktúrne správny zápis vzorca vystihuje preto tvar [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl • 2 H₂O, systematicky sa táto zlúčenina potom nazýva dihydrát chloridu tetraaqua-dichloridochromitého. Okrem tejto zlúčeniny, ktorú možno považovať za hexahydrát chloridu chromitého, existujú však aj jej ďalšie 2 hydrátové izoméry.

Existuje ďalej zelená zlúčenina so vzorcom [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ • H₂O (hydrát dichloridu pentaaqua-chloridochromitého) a sivomodrý [Cr(H₂O)₆]Cl₃ (trichlorid hexaaquachromitý). Rozlíšenie týchto zlúčenín od seba sa vykonáva už vyššie spomenutým zrážaním s dusičnanom strieborným a podľa množstva zrazeného chloridu strieborného je možné zo stechiometrickej rovnice jednoducho vypočítať, o ktorý z týchto hydrátov ide:

[Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl + 3 AgNO₃ → [Cr(H₂O)₄Cl₂]NO₃ + 2 AgNO₃ + AgCl↓

[Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂ + 3 AgNO₃ → [Cr(H₂O)₅Cl](NO₃)₂ + AgNO₃ + 2 AgCl↓

[Cr(H₂O)₆]Cl₃ + 3 AgNO₃ → [Cr(H₂O)₆](NO₃)₃ + 3 AgCl↓

Ak sa nechá chlorid chromitý kryštalizovať z roztokov ochladzovaných pod 6 °C, tak z nich kryštalizuje v podobe dekahydrátu chloridu chromitého CrCl₃ • 10 H₂O.

Príprava

V bezvodom stave je možné chlorid chromitý pripraviť vedením suchého chlóru cez kovový chróm zahriaty do červeného žiaru. Jedná sa síce o exotermickú reakciu, tá však neprodukuje toľko tepla, aby sa následne sama udržala v chode:

2 Cr + 3 Cl₂ → 2 CrCl₃

Ďalším spôsobom prípravy je vedenie suchého chlóru cez zmes oxidu chromitého Cr₂O₃ a uhlie zahriatych k žiaru:

Cr₂O₃ + 3 C + 3 Cl₂ → 2 CrCl₃ + 3 CO

Ďalšou možnosťou je zahrievanie oxidu chromitého s chloridom uhličitým CCl₄ alebo dichloridom disírnatým S₂Cl₂:

Cr₂O₃ + 3 CCl₄ → 2 CrCl₃ + COCl₂

2 Cr₂O₃ + 6 S₂Cl₂ + 9 O₂ → 4 CrCl₃ + 12 SO₂

Reakcia a použitie

Bezvodý chlorid chromitý reaguje s inými zlúčeninami za vzniku ďalších chromitých zlúčenín. Žíhaním na vzduchu prechádza do zeleného oxidu chromitého. Pôsobením sírovodíka H₂S, amoniaku NH₃ alebo fosfánu PH₃ za žiaru ho možno previesť na zlúčeniny s príslušným aniónom.

4 CrCl₃ + 3 O₂ → 2 Cr₂O₃ + 6 Cl₂

2 CrCl₃ + 3 H₂S → Cr₂S₃ + 6 HCl

CrCl₃ + NH₃ → CrN + 3 HCl

CrCl₃ + PH₃ → CrP + 3 HCl

Chlorid chromitý je Lewisovou kyselinou, ktorá patrí tzv. tvrdé kyseliny a tvorí veľmi často zlúčeniny typu [CrCl₃L₃], kde L je Lewisova báza. Napríklad reakciou s pyridínom vzniká adukt:

CrCl₃ + 3 C₅H₅N → [CrCl₃(C₅H₅N)₃]

S roztavenými chloridmi alkalických kovov, ako napríklad chloridom draselným, dáva chlorid chromitý oktaedrické komplexy typu hexachloridochromitanu draselného K₃[CrCl₆] alebo pri väčšom množstve chloridu chromitého dáva nonachloridochromitan draselný CrCl₃K₃[Cr₂Cl₉], ktorý je tiež oktaedrický, ale v ktorom sú 2 atómy chrómu spojené cez 3 atómy chlóru mostíkovou väzbou. Chlorid chromitý sa používa ako prekurzor pre veľké množstvo zlúčenín, napríklad bis(benzén)chrómu, analóg ferocénu:

Jedno z použití chloridu chromitého v organickej syntéze je jeho redukcia na chlorid chromnatý CrCl₂ priamo v reakčnej zmesi a používa sa ako činidlo na (A) redukciu alkyl halogenidov a (B) syntézu (trans)-alkenyl halogenidov. Reakcia sa zvyčajne vykonáva pomocou dvoch molov chloridu chromitého na mol tetrahydridohlinitanu lítneho Li[AlH₄], aj keď v prípade vodného roztoku stačí zinok a kyselina chlorovodíková.

Chlorid chromitý sa ako Lewisova kyselina takisto využíva na katalýzu nitrózo Diels-Alderových reakcií.

Podobné látky

• Bromid chromitý
• Fluorid chromitý
• Jodid chromitý
• Chlorid chromičitý
• Chlorid chrómnatý
• Chlorid molybdénitý
• Chlorid volfrámitý

Zdroj

Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Chlorid chromitý na českej Wikipédii.

Literatúra

• VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabuľky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
• Dr. Heinrich Remy, Anorganická chémia, 2. diel. Preklad Milan Drátovský, Zdeněk Hauptman, Jiří Hejduk, Vladimír Machálek, Lieselotta Pačesová. 1. vyd. Praha : SNTL, 1961. (český)