Хлорид меди(II)

Хлорид меди(II) при стандартных условиях представляет собой голубовато-зелёные кристаллы моноклинной сингонии, пространственная группа I 2/m, параметры ячейки a = 0,670 нм, b = 0,330 нм, c = 0,667 нм, β = 118,38°, Z = 2[4]^{[уточнить]}.

При кристаллизации из водных растворов образует кристаллогидраты, состав которых зависит от температуры кристаллизации. При температуре ниже 117 °C образуется CuCl₂·H₂O, при Т<42°С — CuCl₂·2H₂O, при Т<26°С — CuCl₂·3H₂O, при Т<15°С — CuCl₂·4H₂O. Наиболее изученный — дигидрат хлорида меди(II) — зелёные кристаллы, очень гигроскопичные, плавятся в кристаллизационной воде при 110 °C. Параметры решетки: ромбическая сингония, пространственная группа P bmn, параметры ячейки a = 0,738 нм, b = 0,804 нм, c = 0,372 нм, Z = 2.

Хорошо растворим в воде (77 г/100 мл), этаноле (53 г/100 мл), метаноле (68 г/100 мл), ацетоне. Легко восстанавливается до Cu¹⁺ и Сu⁰. Токсичен[5].

1) Взаимодействие с щелочами с образованием нерастворимого основания и растворимой соли:

${\displaystyle {\mathsf {CuCl_{2}+2\ NaOH\longrightarrow \ Cu(OH)_{2}\downarrow +2\ NaCl}}}$

2) Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений металлов левее меди, например с цинком:

${\displaystyle {\mathsf {CuCl_{2}+\ Zn\longrightarrow \ ZnCl_{2}+\ Cu\downarrow }}}$

3) Реакции ионного обмена с другими солями (при условии, если образуется нерастворимое вещество или газ):

${\displaystyle {\mathsf {CuCl_{2}+2\ AgNO_{3}\longrightarrow \ Cu(NO_{3})_{2}+2\ AgCl\downarrow }}}$

4) Взаимодействие с элементарной медью в солянокислом растворе при нагревании, с образованием хлорида меди(I), постепенно переходящего в бесцветный комплекс дихлорокупрата(I) водорода:

${\displaystyle {\ce {{CuCl2}+ 2Cu -> 2CuCl v}}}$

${\displaystyle {\ce {CuCl + HCl -> H[CuCl2]}}}$

При добавлении воды комплекс разрушается, образуя белую взвесь хлорида меди(I), постепенно темнеющую во влажном воздухе из-за окисления.

В природе дигидрат хлорида меди(II) CuCl₂·2H₂O встречается в виде редкого минерала эрнохальцита (кристаллы синего цвета).

Промышленные способы получения хлорида меди(II):

1) Хлорирование сульфида меди(II):

${\displaystyle {\mathsf {CuS+Cl_{2}{\xrightarrow {300-400^{o}C}}\ CuCl_{2}+S}}}$

или хлорирующий обжиг:

${\displaystyle {\mathsf {CuS+2NaCl+2O_{2}{\xrightarrow {350-360^{o}C}}\ CuCl_{2}+Na_{2}SO_{4}}}}$

Лабораторные способы получения хлорида меди(II): 1) Взаимодействие металлической меди и хлора:

${\displaystyle {\mathsf {Cu+\ Cl_{2}\longrightarrow \ CuCl_{2}}}}$

2) Взаимодействие оксида меди(II) с соляной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {CuO+2\ HCl\longrightarrow \ CuCl_{2}+\ H_{2}O}}}$

3) Взаимодействие гидроксида меди(II) с соляной кислотой (реакция нейтрализации):

${\displaystyle {\mathsf {Cu(OH)_{2}+2\ HCl\longrightarrow \ CuCl_{2}+2\ H_{2}O}}}$

4) Взаимодействие карбоната меди с соляной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {CuCO_{3}+2\ HCl\longrightarrow \ CuCl_{2}+\ CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O}}}$

5) Растворение меди в царской водке:

${\displaystyle {\mathsf {3Cu+2HNO_{3}+6HCl{\xrightarrow {30-50^{o}C}}\ 3CuCl_{2}+2NO\uparrow +4H_{2}O}}}$

6) Взаимодействие сульфата меди(II) и хлорида натрия:

${\displaystyle {\mathsf {CuSO_{4}+2NaCl\longrightarrow \ CuCl_{2}+Na_{2}SO_{4}}}}$

• Меднение металлов (покрытие металлов тонким слоем меди);
• Катализатор для крекинга;
• Декарбоксилирование;
• Протрава при крашении тканей.

• Чукуров П. М. Меди хлориды // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1992. — Т. 3: Меди—Полимерные. — 639 с. — 48 000 экз. — ISBN 5-85270-039-8.