Wikipedija

Cinkov klorid

Cinkov klorid je sol z molekulsko formulo ZnCl2. Pojavlja se kot beli higroskopni kristali, ki lahko sublimirajo.

Cinkov klorid
Imena
IUPAC ime
Cinkov klorid
Druga imena
Cinkov (II) klorid
Cinkov diklorid
Cinkovo maslo
Identifikatorji
3D model (JSmol)
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.720
EC število
  • 231-592-0
RTECS število
  • ZH1400000
UNII
UN število 2331
  • InChI=1S/2ClH.Zn/h2*1H;/q;;+2/p-2
    Key: JIAARYAFYJHUJI-UHFFFAOYSA-L
  • InChI=1/2ClH.Zn/h2*1H;/q;;+2/p-2
    Key: JIAARYAFYJHUJI-NUQVWONBAB
  • Cl[Zn]Cl
Lastnosti
ZnCl2
Molska masa 136.315 g/mol
Videz beli kristali
higroskopno
Vonj brez vonja
Gostota 2.907 g/cm3
Tališče 292 °C (558 °F; 565 K)
Vrelišče 756 °C (1.393 °F; 1.029 K)
4320 g/L (25 °C)
Topnost topljivo v etanolu, glicerolu in acetonu
Topnost (alkohol) 4300 g/L
Struktura
Koordinacijska
geometrija 		tetraedrično, linearno v plinasti fazi
Nevarnosti
Zdravju škodljivo (Xn)
Korozivno (C)
Nevarno za okolje (N)
R-stavki (zastarelo) R22, R34, R50/53
S-stavki (zastarelo) (S1/2), S26, S36/37/39, (S45), S60, (S61)
NFPA 704 (diamant ognja)
NFPA 704 four-colored diamondFlammability code 0: Will not burn. E.g. waterHealth code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g. chlorine gasReactivity code 0: Normally stable, even under fire exposure conditions, and is not reactive with water. E.g. liquid nitrogenSpecial hazards (white): no code
0
3
0
Smrtni odmerek ali koncentracija (LD, LC):
350 mg/kg, podgana (oralno)
Drugi anioni Cinkov fluorid
Cinkov bromid
Cinkov jodid
Drugi kationi Kadmijev klorid
Živosrebrov (II) klorid
Če ni navedeno drugače, podatki veljajo za material v standardnem stanju pri 25 °C, 100 kPa).
Sklici infopolja

Cinkov klorid uporabljajo kot katalizator, za konzerviranje lesa, v industriji barvil in kot talilo pri cinkanju. Je negorljiva snov.

Stik s cinkom in njegovimi raztopinami povzroča hude poškodbe/izjede kože, sluznice in oči. Zaradi resorpcije skozi poškodovana mesta obstaja nevarnost zastrupitve črevesja, ledvic in srca.

Struktura in lastnosti uredi

Znane so štiri kristalne oblike (polimorfi) ZnCl2 : α, β, γ in δ, in v vsakem primeru so Zn2+ ioni tetraedično usklajeni s štirimi klorovimi ioni.[1]

Oblika Simetrija Simbol Skupina Št 　a (nm) 　b (nm) c (nm) Z ρ (g/cm3)
α Tetragonalna tI12 I42d 122 0.5398 0.5398 0.64223 4 3.00
β Tetragonalna tP6 P42/nmc 137 0.3696 0.3696 1.071 2 3.09
γ Monoklinska mP36 P21c 14 0.654 1.131 1.23328 12 2.98
δ Ortorombska oP12 Pna21 33 0.6125 0.6443 0.7693 4 2.98

Tu so a, b ​​in c mrežne konstante, Z je število strukturnih enot na enoto celic in ρ je gostota izračunana iz strukturnih parametrov.[2][3][4] Ob izpostavljenosti atmosferi se čista suha ortorombska oblika (δ) hitro spreminja v eno od drugih oblik. Možna razlaga je, da OH− ioni, ki izvirajo iz absorbirane vode, olajšajo preureditve.[1][5]

Hitro ohlajanje stopljenega ZnCl2 nam da trdno amorfno steklo. Kovalenten značaj suhega materiala je indiciran z relativno nizkim tališčem 275 °C.[6] Nadaljnji dokaz za kovalentnost je visoka topnost diklorida v eteričnih topilih, kjer se formirajo vezi s formulo ZnCl2L2, pri čemer je L = vez, kot je O(C2H5)2. V plinski fazi so molekule ZnCl2 linearne z dolžino vezi 205 pm.[7] Stopljeni ZnCl2 ima visoko viskoznost pri točki tališča in nizko električno prevodnost, ki se zelo poveča z višanjem temperature.[7][8]

Hidrati uredi

Poznanih je pet hidratov cinkovega klorida ZnCl2(H2O)n, kjer je n = 1, 1.5, 2.5, 3 in 4.[9] Tetrahidrat ZnCl2(H2O)4 kristalizira iz vodne raztopine cinkovega klorida.[9]

Priprava in čiščenje uredi

Nehidriran ZnCl2 lahko pripravimo iz cinka in hidrogen klorida.

Zn(s) + 2 HCl → ZnCl2 + H2(g)

Hidrirane oblike in vodne raztopine lahko zlahka pripravimo z obdelavo Zn s klorovodikovo kislino. Cinkov oksid in cinkov sulfid reagirata s HCl:

ZnS(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2S(g)

V nasprotju z mnogimi drugimi elementi cink v bistvu obstaja v samo eni obliki oksida, 2+ kar zelo poenostavi prečiščevanje klorida.

Komercialni vzorci cinkovega klorida navadno vsebujejo vodo in produkte hidrolize kot nečistoče. Taki vzorci se lahko prečistijo z rekristalizacijo iz vročega dioksana. Brezvodni vzorci se lahko prečistijo s sublimacijo v toku plina vodikovega klorida, ki ji sledi segrevanje sublimata na 400 °C v toku suhega dušika. Najenostavnejša metoda pa je obdelava cinkovega klorida s tionil kloridom.[10]

Reakcije uredi

Staljen anhidrid ZnCl2 pri 500–700 °C raztaplja cink in pri hitrem ohlajanju taline se formira rumeno diamagnetno steklo, ki vsebuje Zn2+
2 ion.[9] Znano je število soli, ki vsebujejo tetraklorcinkov anion, ZnCl2−
4.[7] "Caultonov reagent" V2Cl3(thf)6Zn2Cl6 je primer, ki vsebuje soli Zn2Cl2−
6.[11][12] Spojina Cs3ZnCl5 vsebuje tetraedične ZnCl2−
4 in Cl− anione.[1] Za spojine ni značilno, da vsebujejo ZnCl4−
6 ion.[1]

Medtem ko je cinkov klorid zelo topen v vodi, pa na raztopine ne moremo gledati le kot na raztopljene Zn2+ ione in Cl− ione, prisotne so tudi vrste ZnClxH2O(4−x).[13][14][15] Vodne raztopine ZnCl2 so kisle: 6 M vodna raztopina ima pH 1.[9]

Kislost vodne raztopine ZnCl2 relativno gledano na raztopine drugih Zn2+ soli je posledica oblikovanja tetraedičnih klorovodnih sestavov, kjer zmanjšanje koordinacijskega števila iz 6 na 4 še nadalje oslabi O-H vezi v vodnih molekulah raztopine.[16]

V alkalni raztopini v prisotnosti OH− iona so prisotni razni cinkovi hidroksikloridni anioni v raztopini, npr. ZnOH3Cl2−, ZnOH2Cl2−
2, ZnOHCl2−
3, in oborine Zn5OH2Cl3·H2O (simonkolleite).[17]

Ko spuščamo mehurčke amonijaka skozi raztopino cinkovega klorida se ne obarja hidroksid, ampak se tvorijo kompleksne mešanice amonijaka, Zn(NH3)4Cl2 · H2O in v koncentratu ZnCl2(NH3)2.[18]

Uporaba uredi

Kot metalurško topilo uredi

Cinkov klorid ima sposobnost, da napada kovinske okside in tvori z njimi derivate z MZnOCl2. Ta reakcija je pomembna za uporabnost ZnCl2 kot topilo za spajkanje — raztaplja oksidirano površino kovine in jo tako očisti.[9] Topila z ZnCl2 kot aktivno sestavino včasih imenujemo "kositrne tekočine". Tipično je to topilo pripravljeno z raztapljanjem cinkove folije v razredčeni klorovodikovi kislini, dokler se ne preneha tvoriti vodik. Zaradi svoje korozivne narave to topilo ni uporabno v primerih, kjer mora na površini ostati nek sloj, kot na primer v elektroniki. Zaradi teh lastnosti se tudi uporablja v proizvodnji magnezijevih cementov za zobne plombe in kot aktivna sestavina v nekaterih ustnih vodah.

V organski sintezi uredi

V laboratorijih je cinkov klorid široko uporaben v glavnem kot zmerno močna Lewisova kislina. Lahko je katalizator za Fischerjevo indolno sintezo,[19] kot tudi Friedel-Craftsove acilacijske reakcije vključujoč aktivirane aromatične obroče.[20][21]

 

V povezavi z zadnjim je to klasična priprava flourescenčnega barvila iz ftalanhidrida in resorcinola, ki vključuje Friedel-Craftovo acilacijo .[22] Ta transformacija je bila dejansko dosežena tudi z uporabo hidriranega ZnCl2 (vzorec prikazan na zgornji sliki).

 

Sama klorovodikova kislina slabo reagira s primarnimi in sekundarnimi alkoholi, toda kombinacija HCl z ZnCl2 (poznana kot "Lucasov reagent") je učinkovita za pripravo alkilnih kloridov. Tipične reakcije potekajo pri 130 °C.

 

Cinkov klorid aktivira tudi benzil in alil halide v smeri zamenjave s šibkimi nukleofili, kot so alkeni:[23]

 

Na podoben način ZnCl26 spodbuja selektivno NaBH3CN redukcijo terciarnih, alil ali benzil halidov do ustreznih ogljikovodikov.

Cinkov klorid je tudi koristen začetni reagent za sintezo mnogih organocinkovih reagentov, kot so tisti, uporabljeni v s paladijem kataliziranem Negishijevem spajanju z aril halogenidi ali vinil halogenidi.[24] V takšnih primerih se organocinkovo spojino navadno pripravi s transmetalacijo (organolitij ali Grignardov reagent).

 

Sklici uredi

  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 1,3 Wells, A. F. (1984). Structural Inorganic Chemistry. Oxford: Clarendon Press. ISBN 0-19-855370-6.
  2. ↑ Oswald, H. R.; Jaggi, H. (1960). »Zur Struktur der wasserfreien Zinkhalogenide I. Die wasserfreien Zinkchloride«. Helvetica Chimica Acta. 43 (1): 72–77. doi:10.1002/hlca.19600430109.
  3. ↑ Brynestad, J.; Yakel, H. L. (1978). »Preparation and Structure of Anhydrous Zinc Chloride«. Inorganic Chemistry. 17 (5): 1376–1377. doi:10.1021/ic50183a059.
  4. ↑ Brehler, B. (1961). »Kristallstrukturuntersuchungen an ZnCl2«. Zeitschrift für Kristallographie. 115 (5–6): 373–402. doi:10.1524/zkri.1961.115.5-6.373.
  5. ↑ Mackenzie, J. D.; Murphy, W. K. (1960). »Structure of Glass-Forming Halides. II. Liquid Zinc Chloride«. The Journal of Chemical Physics. 33 (2): 366–369. doi:10.1063/1.1731151.
  6. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. izd.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
  7. ↑ 7,0 7,1 7,2 Prince, R. H. (1994). King, R. B. (ur.). Encyclopedia of Inorganic Chemistry. John Wiley & Sons. ISBN 0-471-93620-0.
  8. ↑ Ray, H. S. (2006). Introduction to Melts: Molten Salts, Slags and Glasses. Allied Publishers. ISBN 81-7764-875-6.
  9. ↑ 9,0 9,1 9,2 9,3 9,4 Holleman, A. F.; Wiberg, E. (2001). Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5.
  10. ↑ Pray, A. P. (1990). Inorganic Syntheses. Zv. 28. New York: J. Wiley & Sons. str. 321–322. ISBN 0-471-52619-3. Describes the formation of anhydrous LiCl, CuCl2, ZnCl2, CdCl2, ThCl4, CrCl3, FeCl3, CoCl2, and NiCl2 from the corresponding hydrates.
  11. ↑ Mulzer, J.; Waldmann, H., ur. (1998). Organic Synthesis Highlights. Zv. 3. Wiley-VCH. ISBN 3-527-29500-3.
  12. ↑ Bouma, R. J.; Teuben, J. H.; Beukema, W. R.; Bansemer, R. L.; Huffman, J. C.; Caulton, K. G. (1984). »Identification of the Zinc Reduction Product of VCl3 · 3THF as [V2Cl3(THF)6]2[Zn2Cl6]«. Inorganic Chemistry. 23 (17): 2715–2718. doi:10.1021/ic00185a033.
  13. ↑ Irish, D. E.; McCarroll, B.; Young, T. F. (1963). »Raman Study of Zinc Chloride Solutions«. The Journal of Chemical Physics. 39 (12): 3436–3444. doi:10.1063/1.1734212.
  14. ↑ Yamaguchi, T.; Hayashi, S.; Ohtaki, H. (1989). »X-Ray Diffraction and Raman Studies of Zinc(II) Chloride Hydrate Melts, ZnCl2 · RH2O (R = 1.8, 2.5, 3.0, 4.0, and 6.2)«. The Journal of Physical Chemistry. 93 (6): 2620–2625. doi:10.1021/j100343a074.
  15. ↑ Pye, C.C.; Corbeil, C.R.; Rudolph, W.W. (2006). »An ab initio Investigation of Zinc Chloro Complexes«. Physical Chemistry Chemical Physics. 8 (46): 5428–5436. doi:10.1039/b610084h. ISSN 1463-9076. PMID 17119651.
  16. ↑ Brown, I. D. (2006). The Chemical Bond in Inorganic Chemistry: The Bond Valence Model. Oxford University Press. ISBN 0-19-929881-5.
  17. ↑ Zhang, X. G. (1996). Corrosion and Electrochemistry of Zinc. Springer. ISBN 0-306-45334-7.
  18. ↑ Vulte, H. T. (2007). Laboratory Manual of Inorganic Preparations. Read Books. ISBN 1-4086-0840-5.
  19. ↑ Shriner, R.L.; Ashley, W.C.; Welch, E. (1955). »2-Phenylindole« (PDF). Org. Synth.; Coll. Vol., zv. 3, str. 725
  20. ↑ Cooper, S. R. (1955). »Resacetophenone« (PDF). Org. Synth.; Coll. Vol., zv. 3, str. 761
  21. ↑ Dike, S.Y.; Merchant, J.R.; Sapre, N.Y. (1991). »A New and Efficient General Method for the Synthesis of 2-Spirobenzopyrans: First Synthesis of Cyclic Analogues of Precocene I and Related Compounds«. Tetrahedron. 47 (26): 4775–4786. doi:10.1016/S0040-4020(01)86481-4.
  22. ↑ Furnell, B. S. (1989). Vogel's Textbook of Practical Organic Chemistry (5 izd.). New York: Longman/Wiley.
  23. ↑ Bauml, E.; Tschemschlok, K.; Pock, R.; Mayr, H. (1988). »Synthesis of γ-Lactones from Alkenes Employing p-Methoxybenzyl Chloride as +CH2-CO2- Equivalent« (PDF). Tetrahedron Letters. 29 (52): 6925–6926. doi:10.1016/S0040-4039(00)88476-2.
  24. ↑ Kim, S.; Kim, Y.J.; Ahn, K.H. (1983). »Selective Reduction of Tertiary, Allyl, and Benzyl Halides by Zinc-Modified Cyanoborohydride in Diethyl Ether«. Tetrahedron Letters. Zv. 24, št. 32. str. 3369–3372. doi:10.1016/S0040-4039(00)86272-3.
 

Ta članek o kemiji je škrbina. Pomagajte Wikipediji in ga razširite.

Pridobljeno iz »https://sl.wikipedia.org/w/index.php?title=Cinkov_klorid&oldid=6142595«