Никель (II) хлорид - Nickel(II) chloride

Никель хлорид

структура гексагидрата
Безводный
Имена
Название ИЮПАК Никель (II) хлорид
Другие имена Хлорид никеля, соль никеля (II) соляной кислоты
Идентификаторы
Количество CAS	7718-54-9 Y 7791-20-0 (гексагидрат) Y
3D модель (JSmol )	Интерактивное изображение
ЧЭБИ	ЧЕБИ: 34887 Y
ChemSpider	22796 Y
ECHA InfoCard	100.028.858
Номер ЕС	231-743-0
КЕГГ	C14711 Y
PubChem CID	24385
Номер RTECS	QR6480000
UNII	696BNE976J Y T8365BUD85 (гексагидрат) Y
Панель управления CompTox (EPA)	DTXSID7040316
ИнЧИ InChI = 1S / 2ClH.Ni / h2 * 1H; / q ;; + 2 / p-2 Y Ключ: QMMRZOWCJAIUJA-UHFFFAOYSA-L Y InChI = 1 / 2ClH.Ni / h2 * 1H; / q ;; + 2 / p-2 Ключ: QMMRZOWCJAIUJA-NUQVWONBAR
Улыбки Cl [Ni] Cl
Характеристики
Химическая формула	NiCl2
Молярная масса	129,5994 г / моль (безводный) 237,69 г / моль (гексагидрат)
Внешность	желто-коричневые кристаллы расплывающийся (безводный) зеленые кристаллы (гексагидрат)
Запах	без запаха
Плотность	3,55 г / см^3 (безводный) 1,92 г / см^3 (гексагидрат)
Температура плавления	1001 ° C (1834 ° F, 1274 К) (безводный) 140 ° C (гексагидрат)
Растворимость в воде	безводный 67,5 г / 100 мл (25 ° С) [1] 87,6 г / 100 мл (100 ° С) гексагидрат 123,8 г / 100 мл (25 ° С) [1] 160,7 г / 100 мл (100 ° С)
Растворимость	0,8 г / 100 мл (гидразин ) растворим в этиленгликоль, этиловый спирт, гидроксид аммония не растворим в аммиак, азотная кислота
Кислотность (пKа)	4 (гексагидрат)
Магнитная восприимчивость (χ)	+6145.0·10^−6 см^3/ моль
Структура
Кристальная структура	Моноклиника
Координационная геометрия	октаэдрический в Ni
Термохимия
Стандартный моляр энтропия (Sо298)	107 Дж · моль^−1· K^−1[2]
Станд. Энтальпия формирование (ΔжЧАС^⦵298)	−316 кДж · моль^−1[2]
Опасности
Главный опасности	Очень токсичен (Т +) Раздражающий (Си) Опасно для окружающей среды (N) Канцероген
Паспорт безопасности	Fischer Scientific
Классификация ЕС (DSD) (устарело)	Carc. Кот. 1 Мута. Кот. 3 Repr. Кот. 2 Т + Си N
R-фразы (устарело)	R49, R61, R23 / 25, R38, R42 / 43, R48 / 23, R68, R50 / 53
S-фразы (устарело)	S53, S45, S60, S61
NFPA 704 (огненный алмаз)	0 3 0
точка возгорания	Негорючий
Смертельная доза или концентрация (LD, LC):
LD50 (средняя доза )	105 мг / кг (крыса, перорально)[3]
Родственные соединения
Другой анионы	Фторид никеля (II) Бромид никеля (II) Иодид никеля (II)
Другой катионы	Хлорид палладия (II) Платина (II) хлорид Платина (II, IV) хлорид Платина (IV) хлорид
Родственные соединения	Хлорид кобальта (II) Хлорид меди (II)
Если не указано иное, данные для материалов приводятся в их стандартное состояние (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
N проверять (что YN ?)
Ссылки на инфобоксы

Никель (II) хлорид (или просто хлорид никеля), это химическое соединение NiCl₂. В безводный соль желтый, но более знакомый гидрат NiCl₂· 6H₂О зеленый. Хлорид никеля (II) в различных формах является наиболее важным источником никеля для химического синтеза. Хлориды никеля расплывающийся, поглощая влагу из воздуха с образованием раствора. Никель соли оказались канцерогенный в легкие и носовые ходы при длительном вдыхании.^[4]

Производство и синтезы

Крупнейшее производство хлорида никеля включает экстракцию никеля соляной кислотой. матовый и остатки, полученные от обжига и рафинирования никельсодержащих руд.

Хлорид никеля обычно не готовят в лаборатории, потому что он недорогой и имеет длительный срок хранения. Нагревание гексагидрата в диапазоне 66-133 ° C дает желтоватый дигидрат NiCl₂· 2H₂О.^[5] Гидраты переходят в безводную форму при нагревании в тионилхлорид или нагреванием в потоке газообразного HCl. Простое нагревание гидратов не дает безводного дихлорида.

${\displaystyle {\ce {NiCl2.6H2O + 6 SOCl2 -> NiCl2 + 6SO2 + 12HCl}}}$

Обезвоживание сопровождается изменением цвета с зеленого на желтый.^[6]

Если требуется чистое соединение без кобальта, можно получить хлорид никеля осторожным нагреванием. гексаамминеникель хлорид:^[7]

${\displaystyle {\ce {{\overset {hexammine \atop nickel~chloride}{[Ni(NH3)6]Cl2}}->[175-200^{\circ }{\ce {C}}]NiCl2{}+6NH3}}}$

Структура NiCl₂ и его гидраты

NiCl₂ принимает CdCl₂ структура.^[8] В этом мотиве каждый Ni²⁺ центр согласован с шестью Cl⁻ центров, и каждый хлорид связан с тремя центрами Ni (II). В NiCl₂ связи Ni-Cl имеют «ионный характер». Желтый NiBr₂ и черный NiI₂ принять аналогичные структуры, но с другой упаковкой галогенидов, приняв CdI₂ мотив.

Напротив, NiCl₂· 6H₂O состоит из отдельных транс- [NiCl₂(ЧАС₂O)₄] молекулы слабее связаны с соседними молекулами воды. Только четыре из шести молекул воды в формуле связаны с никелем, а остальные две - кристаллизационная вода.^[8] Хлорид кобальта (II) гексагидрат имеет аналогичную структуру. Гексагидрат встречается в природе как очень редкий минерал никельбишофит.

Дигидрат NiCl₂· 2H₂O принимает промежуточную структуру между гексагидратом и безводными формами. Он состоит из бесконечных цепочек NiCl₂, где оба хлоридных центра являются мостиковые лиганды. Транс-узлы на октаэдрических центрах, занятые акво-лиганды.^[9] Тетрагидрат NiCl₂· 4H₂O также известен.

Реакции

Растворы хлорида никеля (II) являются кислыми с pH около 4 из-за гидролиза никеля.²⁺ ион.

Координационные комплексы

Цвет различных комплексов Ni (II) в водном растворе. Слева направо: [Ni (NH₃)₆]²⁺, [Ni (en )₃]²⁺, [NiCl₄]²⁻, [Национальные институты здравоохранения США₂O)₆]²⁺

В большинстве реакций, приписываемых «хлориду никеля», участвует гексагидрат, хотя для специальных реакций требуется безводная форма.

Реакции, начинающиеся с NiCl₂· 6H₂O можно использовать для образования различных никелевых координация комплексов, поскольку H₂O-лиганды быстро вытесняются аммиак, амины, тиоэфиры, тиолаты, и органофосфины. В некоторых производных хлорид остается в сфера координации, тогда как хлорид замещается высокоосновными лигандами. Иллюстративные комплексы включают:

Сложный	Цвет	Магнетизм	Геометрия
[Ni (NH3)6] Cl2	сине-фиолетовый	парамагнитный	восьмигранный
[Ni (en )3]^2+	фиолетовый	парамагнитный	восьмигранный
NiCl2(dppe)	апельсин	диамагнитный	квадратный плоский
[Ni (CN )4]^2−	бесцветный	диамагнитный	квадратный плоский
[NiCl4]^2−[10][11]	Желтовато-зеленый	парамагнитный	четырехгранный

Кристаллы гексамминхлорида никеля

Некоторые комплексы хлорида никеля существуют как равновесная смесь двух геометрий; эти примеры являются одними из наиболее ярких иллюстраций структурной изомерии для данного координационный номер. Например, NiCl₂(PPh₃)₂, содержащий четырехкоординатный Ni (II), существует в растворе как смесь как диамагнитных плоских квадратных, так и парамагнитных тетраэдрических изомеров. Плоские квадратные комплексы никеля часто могут образовывать пятикоординатные аддукты.

NiCl₂ является предшественником ацетилацетонат комплексы Ni (acac)₂(ЧАС₂O)₂ и бензолрастворимый (Ni (acac)₂)₃, который является предшественником Ni (1,5-циклооктадиен)₂, важный реагент в химии никельорганических соединений.

В присутствии поглотителей воды гидратированный хлорид никеля (II) реагирует с диметоксиэтан (dme) с образованием молекулярного комплекса NiCl₂(dme)₂.^[5] Лиганды dme в этом комплексе лабильны. Например, этот комплекс реагирует с циклопентадиенид натрия дать сэндвич-компаунд никелоцен.

Комплекс гексаммин-хлорид никеля растворим, в то время как соответствующий комплекс кобальта не является, что позволяет легко разделить эти близкородственные металлы в лабораторных условиях.

Приложения в органическом синтезе

NiCl₂ и его гидрат иногда полезны в органический синтез.^[12]

• В виде мягкой кислоты Льюиса, например для региоселективной изомеризации диенолов:

• В комбинации с CrCl₂ для сочетания альдегида и иодида винила с образованием аллиловых спиртов.
• Для селективных сокращений при наличии LiAlH₄, например для превращения алкенов в алканы.
• Как предшественник коричневый с Катализатор борид никеля П-1 и П-2 через реакцию с NaBH₄.
• В качестве прекурсора тонкоизмельченного Ni путем восстановления Zn для восстановления альдегидов, алкенов и нитроароматических соединений. Этот реагент также способствует реакциям гомосочетания, то есть 2RX → R-R, где R = арил, винил.
• В качестве катализатора для получения диалкиларилфосфонатов из фосфитов и арил йодид, ArI:

ArI + P (OEt)₃ → ArP (O) (OEt)₂ + EtI

NiCl₂-dme (или NiCl₂-глим) используется из-за его повышенной растворимости по сравнению с гексагидратом.^[13]

Применение NiCl₂ прекатализатор.

Другое использование

Растворы хлорида никеля используются для гальваника никель на другие металлические предметы.

Безопасность

Хлорид никеля (II) вызывает раздражение при проглатывании, вдыхании, контакте с кожей и глазами. Продолжительное вдыхание никеля и его соединений связано с повышенным риском рака легких и носовых ходов.^[4]

Рекомендации

1. Лиде, Дэвид С. (2003). Справочник CRC по химии и физике, 84-е издание. CRC Press. С. 4–71. ISBN  9780849304842.
2. Зумдал, Стивен С. (2009). Химические принципы 6-е изд.. Компания Houghton Mifflin. п. A22. ISBN  978-0-618-94690-7.
3. «Металлический никель и другие соединения (как Ni)». Немедленно опасные для жизни и здоровья концентрации (IDLH). Национальный институт охраны труда и здоровья (NIOSH).
4. Гримсруд, Том К.; Андерсен, Оге (2010). «Доказательства канцерогенности водорастворимых солей никеля для человека». Журнал медицины труда и токсикологии. 5 (1): 7. Дои:10.1186/1745-6673-5-7. ЧВК  2868037. PMID  20377901.
5. Уорд, Лэрд Г. Л. (1972). «Безводные галогениды никеля (II) и их тетракис (этанол) и 1,2-диметоксиэтановые комплексы». Неорганические синтезы. Неорганические синтезы. 13. С. 154–164. Дои:10.1002 / 9780470132449.ch30. ISBN  9780470132449.
6. Молитесь, А. П. (1990). «Безводные хлориды металлов». Неорганические синтезы. 28: 321–2. Дои:10.1002 / 9780470132593.ch80. ISBN  9780470132593.
7. Карякин, Ю.В. (1947). Чистые химические вещества. Руководство по лабораторному приготовлению неорганических веществ (на русском языке) (Москва, Ленинград, изд. «Государственное научно-техническое издательство химической литературы»). п. 416.
8. Уэллс, А.Ф. Структурная неорганическая химия, Oxford Press, Оксфорд, объединенное Королевство, 1984.
9. Б. Морозин "Рентгеноструктурное исследование дигидрата хлорида никеля (II)" Acta Crystallogr. 1967. том 23, стр. 630-634. Дои:10.1107 / S0365110X67003305
10. Гилл, Н. С. и Тейлор, Ф. Б. (1967). «Тетрахалоидные комплексы дипозитивных металлов в первой переходной серии». Неорганические синтезы. 9: 136–142. Дои:10.1002 / 9780470132401.ch37. ISBN  9780470132401.
11. Г. Д. Стаки; Дж. Б. Фолкерс; Кистенмахер Т. Я. (1967). «Кристалл и молекулярная структура тетрахлороникелата тетраэтиламмония (II)». Acta Crystallographica. 23 (6): 1064–1070. Дои:10.1107 / S0365110X67004268.
12. Tien-Yau Luh, Yu-Tsai Hsieh Nickel (II) Chloride »в Энциклопедии реагентов для органического синтеза (ред. Л. А. Пакетта), 2001 г., J. Wiley & Sons, Нью-Йорк. Дои:10.1002 / 047084289X.rn012. Дата публикации статьи в Интернете: 15 апреля 2001 г.
13. Корнелла, Хосеп; Эдвардс, Джейкоб Т .; Цинь, Тянь; Кавамура, Шухей; Ван, Цзе; Пан, Чун-Мао; Джанатассио, Райан; Шмидт, Майкл; Истгейт, Мартин Д. (24 февраля 2016 г.). «Практическое катализированное никелем арил-алкильное перекрестное связывание вторичных окислительно-восстановительных сложных эфиров». Журнал Американского химического общества. 138 (7): 2174–2177. Дои:10.1021 / jacs.6b00250. ЧВК  4768290. PMID  26835704.

внешняя ссылка

• Карманный справочник NIOSH по химической опасности
• Линстром, Питер Дж .; Маллард, Уильям Г. (ред.); Веб-книга NIST Chemistry, стандартная справочная база данных NIST номер 69, Национальный институт стандартов и технологий, Гейтерсбург (Мэриленд), http://webbook.nist.gov