Cinkov klorid

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Skoči na: navigacija, iskanje

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

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. Nevarnost zastrupitve črevesja, ledvic in srca zaradi resorpcije skozi poškodovana mesta.

Predloga:Chembox Other

Cinkov klorid
Zinc chloride hydrate
Kristallstruktur Zinkchlorid.png
IUPAC-ime Cinkov klorid
Druga imena Cink(II) klorid
Cink diklorid
Cinkovo maslo
Identifikatorji
Številka CAS 7646-85-7
PubChem 3007855
EINECS število 231-592-0
UN število 2331
ChEBI 49976
RTECS število ZH1400000
Oznaka ATC B05XA12
SMILES
InChI
ChemSpider 5525
Lastnosti
Molekulska formula ZnCl2
Molekulska masa 136.315 g/mol
Videz beli kristali
hygroscopic
Vonj brez vonja
Gostota 2.907 g/cm3
Tališče

292 °C, 565 K, 558 °F

Vrelišče

756 °C, 1029 K, 1393 °F

Topnost (voda) 4320 g/L (25 °C)
Topnost topljivo v etanolu, glicerolu in acetonu
Topnost (alkohol) 4300 g/L
Struktura
Koordinacijska
geometrija
Tetrahedral, linearno v plinasti fazi
Nevarnosti
Varnostni list External MSDS
EU klasifikacija Harmful (Xn)
Corrosive (C)
Nevarno za okolje (N)
EU Index 030-003-00-2
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
 
R-stavki R22, R34, R50/53
S-stavki (S1/2), S26, S36/37/39, (S45), S60, (S61)
LD50 350 mg/kg, rat (oral)
Če ni navedeno drugače, podatki veljajo za
material v standardnem stanju (pri 25 °C, 100 kPa)

Struktura in lastnosti[uredi | uredi kodo]

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 sta 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] Nadaljni dokaz za kovalentnost je visoka topnost diklorida v eteričnih topilh 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 | uredi kodo]

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 rastopine Cinkovega klorida.[9]

Priprava in čiščenje[uredi | uredi kodo]

Nehidriran ZnCl2 lahko pripravimo iz Cinka in Hidrogen klorida.

Zn(s) + 2 HCl → ZnCl2 + H2(g)

Hidriraneoblike in vodne raztopine lahko zlahka pripravimo z obdelavo Zn s Klorovodikovo kislino. Cinkov oksid in Cinkov sulfid reagirajo z 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 Tionilkloridom.[10]>

Reakcije[uredi | uredi kodo]

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 raztopljne 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 zaradi oblikovanja tetraedičnih kloro vodnih 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 cink hidroksikloridni anioni v raztopini, npr. ZnOH3Cl2−, ZnOH2Cl2−
2
, ZnOHCl2−
3
, in Zn5OH2Cl3·H2O (simonkolleite) usedline.[17]

Ko spuščamo mehurčke amoniaka skozi raztopino Cinkovega klorida se ne izloča hdroksid, ampak se tvorijo kompleksne mešanice amoniaka, Zn(NH3)4Cl2 · H2O in v koncentratu ZnCl2(NH3)2.[18]

Uporaba[uredi | uredi kodo]

Kot metalurško topilo[uredi | uredi kodo]

Cinkov klorid ima sposobnost da napada kovinske okside in tvori z njimi derivate s MZnOCl2. Ta reakcija je pomembna za uporabnost ZnCl2 kot topilo za spajkanje — raztaplja oksidirano površino kovine in jo tako očisti.[9] Topila s ZnCl2 kot aktivno sestavino včasih imenujemo "kositrne tekočine". Tipično je to topilo pripravljeno z raztapljanjem cinkove folije v razredčeni klorovodikovi kislini, dokler se 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 | uredi kodo]

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

ZnCl2 aromatics.gif

V povezavi z zadnjim je to klasična priprava flurescenčnega 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.

ZnCl2 fluorescein.png

Sama klorovodikova kislina slabo eagira s primarnimi in sekundarnimi alkoholi, toda kombinacija HCl z ZnCl2 (poznana kot "Lucas reagent") je učinkovita za pripravo alkilnih kloridov. Tipične reakcije potekajo pri 130 ° C. Ta reakcija je verjetno poteka preko SN2 reakcijN2 mehanizma s primarnimi alkoholi ampak SN1 reakcijeN1 vodijo preko sekundarnih alkoholov.

ZnCl2 Lucas.gif

Cinkov klorid aktivira tudi benzilne in alilične halide v smeri zamenjave s šibkimi nukleofili kot so alkeni:[23]

ZnCl2 benzylation.gif

Na podoben način, ZnCl 2 spodbuja selektivno NaBH 3 CN Znižanje terciarno, allylic ali benzil halide do ustreznih ogljikovodikov.

Cinkov klorid je tudi koristno začetni reagent za sintezo mnogih organozinc reagenti, kot so tiste, uporabljene v paladija katalizirane Negishi spenjanje s aril halogenidi s ali vinil halogenida s . [24] V takih primerih se organozinc spojina, ki ga transmetallation ponavadi pripravijo iz organolitijeva ali Grignardov reagent, na primer:

ZnCl2 Negishi.gif

Cink enolat s, pripravljena iz alkalijskih enolates in ZnCl2, ki zagotavljajo nadzor nad stereokemija v aldolno kondenzacijski reakcije zaradi kelacije na cink. V prikazanem primeru spodaj treo produkt je imela prednost pred eritro s faktorjem 5:1, ko ZnCl2 v DME / eter je bil uporabljen [25] kelat je bolj stabilen, če je debeli fenilna skupina psevdo-ekvatorialni kot psevdo- aksialni, tj treo namesto eritro.

Za obdelavo tkanin[uredi | uredi kodo]

Za dimne bombe[uredi | uredi kodo]

Za odkrivanje prstnih odtisov[uredi | uredi kodo]

Kot razkužilo[uredi | uredi kodo]

Skrb za varnost[uredi | uredi kodo]

Reference[uredi | uredi kodo]

Zunanje povezave[uredi | uredi kodo]

Viri[uredi | uredi kodo]

  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. ^ Predloga:Greenwood&Earnshaw
  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 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 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", Org. Synth. ; Coll. Vol. 3: 725 
  20. ^ Cooper, S. R. (1955), "Resacetophenone", Org. Synth. ; Coll. Vol. 3: 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 (5th 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". Tetrahedron Letters 29 (52): 6925–6926. doi:10.1016/S0040-4039(00)88476-2. 
  24. ^ Predloga:Navaja revija
  25. ^ House, H. O.; Crumrine, D. S.; Teranishi, A. Y.; Olmstead, H. D. (1973). "Chemistry of Carbanions. XXIII. Use of Metal Complexes to Control the Aldol Condensation". Journal of the American Chemical Society 95 (10): 3310–3324. doi:10.1021/ja00791a039.