| Kristallstruktur | ||||||||||||||||||||||
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| _ Cr3+ 0 _ Cl− | ||||||||||||||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||||||||||||||
| Name | Chrom(III)-chlorid | |||||||||||||||||||||
| Andere Namen |
Chromtrichlorid Bạn đang xem: crcl3
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| Verhältnisformel | CrCl3 | |||||||||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
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| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||||||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||||||||||||||
| Molare Masse |
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| Aggregatzustand |
fest
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| Dichte |
2,87 g·cm−3[3]
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| Schmelzpunkt |
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| Löslichkeit |
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| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||||||||
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| Toxikologische Daten |
1870 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[3]
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | ||||||||||||||||||||||
Chrom(III)-chlorid ist das Chromsalz der Salzsäure mit der Summenformel CrCl3. Mit Hydratwasser kristallisiert es auch als Chrom(III)-chlorid-hexahydrat (CrCl3 · 6 H2O).
Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
Chrom(III)-chlorid kann durch Reaktion von Chrom mit Chlor gewonnen werden.[4]
Die wasserfreie Verbindung ist yên ổn Labor aus dem Hexahydrat über dessen Umsetzung mit Thionylchlorid[5] oder die Chlorierung von frisch hergestelltem Chrom(III)-oxid mit Tetrachlormethan bei 620 °C[6] zugänglich:
Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
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Wasserfreies Chrom(III)-chlorid
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![Das Hexahydrat [CrCl2(H2O)4]Cl·2H2O](//upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/23/Chlorid_chromit%C3%BD.JPG/120px-Chlorid_chromit%C3%BD.JPG)
Das Hexahydrat [CrCl2(H2O)4]Cl·2H2O
![Das Hexahydrat [CrCl2(H2O)4]Cl·2H2O](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/23/Chlorid_chromit%C3%BD.JPG/120px-Chlorid_chromit%C3%BD.JPG)
Es bildet kristalline Schichtstrukturen, in denen zwischen den Schichten Van-der-Waals-Kräfte auftreten. Das Salz, das rotviolett glänzende Kristalle bildet, ist in reiner Form in Wasser unlöslich[2] und in Ethanol schwer löslich. Erst in Anwesenheit von Spuren Chrom(II)-chlorids (CrCl2) (oder eines anderen Reduktionsmittels) ist ein Lösungsvorgang in Wasser katalytisch unter starker Wärmeabgabe möglich.[7] In Lösung können sich unterschiedlich gefärbte hydratisomere Aquakomplexe bilden, beispielsweise das dunkelgrüne Dichlorotetraaquachrom(III)-chlorid, das hellgrüne Chloropentaaquachrom(III)-chlorid oder das violette Hexaaquachrom(III)-chlorid. Hierbei stellen sich zwischen diesen Komplexen folgende Gleichgewichte ein:[2]
![{\displaystyle {\rm {[CrCl_{2}(H_{2}O)_{4}]Cl\rightleftarrows [CrCl(H_{2}O)_{5}]Cl_{2}\rightleftarrows [Cr(H_{2}O)_{6}]Cl_{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7ded54b7dbec903edf34738296be5466f36e9e6d)
Herstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
Chrom(III)-chlorid kann aus metallischem Chrom yên ổn Chlorstrom bei 600 °C synthetisiert werden.[7] Ebenso ist die Herstellung aus Chrom(III)-oxid und Kohle yên ổn Chlorstrom oberhalb von 1200 °C möglich.[2]
Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
Chrom(III)-chlorid wird als Katalysator, zur Herstellung anderer Chromverbindungen, zur Verchromung in der Galvanotechnik und zur Wasserdichtimprägnierung verwendet.[1]
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Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
- ↑ a b c Eintrag zu Chromchloride. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. Mai 2013.
- ↑ a b c d A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1573.
- ↑ a b c d e f g h Eintrag zu Chrom(III)-chlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 9. Januar 2019. (JavaScript erforderlich)
- ↑ Georg Brauer (Hrsg.) u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band III, Ferdinand Enke, Stuttgart 1981, ISBN 3-432-87823-0, S. 1481.
- ↑ Alfred R. Pray: Anhydrous metal chlorides. In: Therald Moeller (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 5. McGraw-Hill, Inc., 1957, S. 153–156 (englisch).
- ↑ A. Vavoulis et al.: Anhydrous chromium(III) chloride. In: Eugene G. Rochow (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 6. McGraw-Hill Book Company, Inc., 1960, S. 129–132 (englisch).
- ↑ a b E. Riedel, C. Janiak: Anorganische Chemie. 8. Auflage. de Gruyter, 2011, ISBN 3-11-022566-2, S. 813 f.
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