Хлорид никеля (II)

Хлорид никеля

. структура гексагидрата
. Безводный
Имена
Название IUPAC Хлорид никеля (II)
Другие названия Хлорид никеля, никелевая (II) соль соляной кислоты
Идентификаторы
Номер CAS	7718-54-9 7791-20 -0 (гексагидрат)
3D-модель (JSmol )	Интерактивное изображение
ChEBI	CHEBI: 34887
ChemSpider	22796
ECHA InfoCard	100.028.858
Номер EC	231-743-0
KEGG	C14711
PubChem CID	24385
Номер RTECS	QR6480000
UNII	696BNE976J T8365BUD85 (гексагидрат)
CompTox Dashboard (EPA )	DTXSID7040316
InChI InChI = 1S / 2ClH *.Ni / ; / q ;; + 2 / p-2 Ключ: QMMRZOWCJAIUJA-UHFFFAOYSA-L InChI = 1 / 2ClH.Ni / h2 * 1H; / q ;; + 2 / p-2 Обозначение: QMMRZOWCJAIUJA-NUQVWONBAR
SMILES Cl [Ni] Cl
Свойства
Химическая формула	NiCl 2
Молярная масса	129,5994 г / моль (безводный). 237,69 г / моль (гексагидрат)
Внешний вид	желто-коричневые кристаллы. плывущие (безводные). зеленые кристаллы (гексагидрат)
Запах	без запаха
Плотность	3,55 г / см (безводный). 1,92 г / см (гексагидрат)
Точка плавления	1001 ° C (1834 ° F; 1,274 K) (безводный). 140 ° C (гексагидрат)
Растворимость в воде	безводный. 67,5 г / 100 мл (25 ° C). 87,6 г / 100 мл (100 ° C) гексагидрат. 123,8 г / 100 мл (25 ° C). 160,7 г / 100 мл (100 ° C)
Растворимость	0,8 г / 100 мл (гидразин ). растворим в этиленгликоле, этаноле, гидроксиде аммония. нерастворим в аммиаке, азотной кислоте
Кислотность (pK a)	4 (гексагидрат)
Магнитная восприимчивость (χ)	+ 6145,0 · 10 см / моль
Структура
Кристаллическая структура	Моноклинная
Координационная геометрия	октаэдрическая при Ni
Термохимия
Стандартная молярная. энтропия (S 298)	107 Дж · моль · K
Стандартная энтальпия. образование (ΔfH298)	−316 кДж · моль
Опасности
Основные опасности	Очень токсичные (T+). Раздражающие (Xi). Опасные для окружающей среды (N). Канцероген
Паспорт безопасности	Fischer Scientific
Классификация ЕС (DSD) (устарело)	Carc. Cat. 1. Muta. Cat. 3. Репр. Кошка. 2. T+ Xi N
R-фразы (устаревшие)	R49, R61, R23 / 25, R38, R42 / 43, R48 / 23, R68, R50 / 53
S-фразы (устаревшие)	S53, S45, S60, S61
NFPA 704 (огненный алмаз)	0 3 0
Мигает точка	Невоспламеняющийся
Смертельная доза или концентрация (LD, LC):
LD50(средняя доза )	105 мг / кг (крыса, перорально)
Родственные соединения
Другие анионы	Фторид никеля (II). Бромид никеля (II). Иодид никеля (II)
Прочие катионы	хлорид палладия (II). хлорид платины (II). Хлорид платины (II, IV). Хлорид платины (IV)
Родственные соединения	Хлорид кобальта (II). Хлорид меди (II)
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
N (что такое ?)
Инфобокс ссылки

Хлорид никеля (II) (или просто хлорид никеля ), представляет собой химическое соединение NiCl 2. безводная соль имеет желтый цвет, но более знакомый гидрат NiCl 2 · 6H 2 O имеет зеленый цвет. Хлорид никеля (II) в различных формах является наиболее важным источником никеля для химического синтеза. Хлориды никеля расплываются, поглощая влагу из воздуха с образованием раствора. Соли никеля оказались канцерогенными для легких и носовых ходов в случае длительного ингаляционного воздействия.

Содержание

• 1 Производство и синтез
• 2 Структура NiCl 2 и его гидратов
• 3 Реакции
  • 3.1 Координационные комплексы
  • 3.2 Применение в органическом синтезе
  • 3.3 Другое применение
• 4 Безопасность
• 5 Ссылки
• 6 Внешние ссылки

Производство и синтез

Крупнейшее производство хлорида никеля включает экстракцию соляной кислотой никелевого штейна и остатков, полученных от обжига и рафинирования никельсодержащих руд.

Хлорид никеля обычно не получают в лаборатории, потому что он недорогой и имеет длительный срок хранения. Нагревание гексагидрата в диапазоне 66-133 ° C дает желтоватый дигидрат NiCl 2 · 2H 2 O. Гидраты переходят в безводную форму при нагревании в тионилхлориде или при нагревании в потоке газообразного HCl. Простое нагревание гидратов не дает безводного дихлорида.

$NiCl\; 2\; \cdot \; 6\; H\; 2\; O\; +\; 6\; SOCl\; 2\; ⟶\; NiCl\; 2\; +\; 6\; SO\; 2\; +\; 12\; HCl\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{NiCl2.6H2O\; +\; 6\; SOCl2\; ->NiCl2\; +\; 6SO2\; +\; 12HCl\}\}\}$

Дегидратация сопровождается изменением цвета с зеленого на желтый.

Если требуется чистое соединение без кобальта, можно получить хлорид никеля, осторожно нагревая гексаамминеникель хлорид :

$[Ni\; (NH\; 3)\; 6]\; Cl\; 2\; гексамминхлорид\; никеля\; \to \; 175\; -\; 200\; \circ \; C\; NiCl\; 2\; +\; 6\; NH\; 3\; \{\backslash \; displaystyle\; \{\backslash \; ce\; \{\{\backslash \; overset\; \{гексаммин\; \backslash \; поверх\; никеля\; ~\; хлорид\}\; \{[Ni\; (NH3)\; 6]\; Cl2\}\}\; ->[175-200\; ^\; \{\backslash \; circ\}\; \{\backslash \; ce\; \{C\}\}]\; NiCl2\; \{\}\; +\; 6NH3\}\}\}$

Структура NiCl 2 и его гидратов

NiCl 2 принимает структуру CdCl 2. В этом мотиве каждый центр Ni координирован с шестью центрами Cl, а каждый хлорид связан с тремя центрами Ni (II). В NiCl 2 связи Ni-Cl имеют «ионный характер». Желтый NiBr 2 и черный NiI 2 имеют аналогичные структуры, но с другой упаковкой галогенидов, используя мотив CdI 2.

Напротив, NiCl 2 · 6H 2 O состоит из разделенных молекул транс- [NiCl 2(H2O)4], более слабо связанных с соседними молекулами воды. Только четыре из шести молекул воды в формуле связаны с никелем, а остальные две являются кристаллизационной водой. Гексагидрат хлорида кобальта (II) имеет аналогичную структуру. Гексагидрат встречается в природе как очень редкий минерал никельбишофит.

Дигидрат NiCl 2 · 2H 2 O имеет промежуточную структуру между гексагидратом и безводными формами. Он состоит из бесконечных цепочек NiCl 2, где оба хлоридных центра являются мостиковыми лигандами. Транс-сайты на октаэдрических центрах заняты акволигандами. Также известен тетрагидрат NiCl 2 · 4H 2 O.

Реакции

Растворы хлорида никеля (II) являются кислыми с pH около 4 из-за гидролиза иона Ni.

Координационные комплексы

Цвет различных комплексов Ni (II) в водном растворе. Слева направо: [Ni (NH 3)6], [Ni (en )3], [NiCl 4 ]], [Ni (H 2O)6]

) Большинство реакций, приписываемых «хлориду никеля» с участием гексагидрата, хотя для специальных реакций требуется безводная форма.

Реакции, начинающиеся с NiCl 2 · 6H 2 O, могут быть использованы для образования различных никелевых координационные комплексы, поскольку лиганды H 2 O быстро замещаются аммиаком, аминами, тиоэфирами, тиолатами и органо фосфины. В некоторых производных хлорид остается в пределах координационной сферы, тогда как хлорид замещается высокоосновными лигандами. Иллюстративные комплексы включают:

Комплекс	Цвет	Магнетизм	Геометрия
[Ni (NH 3)6] Cl 2	синий / фиолетовый	парамагнитный	октаэдрический
[Ni (en )3]	фиолетовый	парамагнитный	октаэдрический
NiCl 2 (dppe)	оранжевый	диамагнитный	квадратный плоский
[Ni (CN )4]	col orless	диамагнитный	квадратный плоский
[NiCl 4]	Желтовато-зеленый	парамагнитный	тетраэдрический

Кристаллы гексамминхлорида никеля

Некоторые комплексы хлорида никеля существуют как равновесная смесь двух геометрических форм; эти примеры являются одними из наиболее ярких иллюстраций структурной изомерии для данного координационного числа. Например, NiCl 2 (PPh 3)2, содержащий четырехкоординатный Ni (II), существует в растворе в виде смеси как диамагнитных плоских квадратных изомеров, так и парамагнитных тетраэдрических изомеров. Квадратные плоские комплексы никеля могут часто образуют пятикоординированные аддукты.

NiCl 2 является предшественником ацетилацетонатных комплексов Ni (acac) 2(H2O)2и растворимого в бензоле (Ni (acac) 2)3, который является предшественником Ni (1,5-циклооктадиена) 2, важного реагента в химии никельорганических соединений.

В присутствии поглотителей воды гидратированный хлорид никеля (II) реагирует с диметоксиэтаном (dme) с образованием молекулярного комплекса NiCl 2 (dme) 2. Лиганды dme в этом комплексе лабильны. Например, этот комплекс реагирует с циклопентадиенидом натрия с образованием сэндвич-соединения никелоцен.

Гексаммин-хлоридный комплекс никеля растворим, когда соответствующий комплекс кобальта не является, что позволяет легко отделить эти близкие связанная мета ls в лабораторных условиях.

Применение в органическом синтезе

NiCl 2 и его гидрат иногда используются в органическом синтезе.

• В качестве слабой кислоты Льюиса, например для региоселективной изомеризации диенолов:

• в комбинации с CrCl 2 для связывания альдегида и винилового иодида с образованием аллиловых спиртов.
• Для селективного восстановления в присутствии LiAlH 4, например для превращения алкенов в алканы.
• В качестве предшественника катализатора на основе борида никеля P-1 и P-2 посредством реакции с NaBH 4.
• В качестве предшественника для тонкодисперсный Ni восстановлением Zn для восстановления альдегидов, алкенов и нитроароматических соединений. Этот реагент также способствует реакциям гомосочетания, то есть 2RX → RR, где R = арил, винил.
• В качестве катализатора для получения диалкиларилфосфонатов из фосфитов и арил иодида, ArI:

ArI + P (OEt) 3 → ArP (O) (OEt) 2 + EtI

NiCl 2 -dme (или NiCl 2 -глим) используется из-за его повышенной растворимости по сравнению с гексагидратом.

Применение предкатализатора NiCl 2.

Другое применение

Растворы хлорида никеля используется для гальваники никеля на другие металлические предметы.

Безопасность

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

Ссылки

1. ^ Lide, David S. (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 профессиональной безопасности 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. doi : 10.1186 / 1745-6673-5-7. PMC 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. doi : 10.1002 / 9780470132449.ch30. ISBN 9780470132449.
6. ^Молитесь, А. П. (1990). «Безводные хлориды металлов». Неорганический синтез. 28: 321–2. doi : 10.1002 / 9780470132593.ch80. ISBN 9780470132593.
7. ^Карякин Ю.В. (1947). Чистые химические вещества. Пособие по лабораторному приготовлению неорганических веществ (Москва, Ленинград, изд. «Государственное научно-техническое издательство химической литературы»). п. 416.
8. ^ Wells, A. F. Structural Inorganic Chemistry, Oxford Press, Oxford, United Kingdom, 1984.
9. ^B. Морозин "Рентгеноструктурное исследование дигидрата хлорида никеля (II)" Acta Crystallogr. 1967. том 23, стр. 630-634. doi : 10.1107 / S0365110X67003305
10. ^Гилл, Н. С. и Тейлор, Ф. Б. (1967). «Тетрахалоидные комплексы дипозитивных металлов в первой переходной серии». Неорганический синтез. 9: 136–142. DOI : 10.1002 / 9780470132401.ch37. ISBN 9780470132401.
11. ^G. Д. Стаки; Дж. Б. Фолкерс; Кистенмахер Т. Я. (1967). «Кристалл и молекулярная структура тетрахлороникелата тетраэтиламмония (II)». Acta Crystallographica. 23(6): 1064–1070. doi : 10.1107 / S0365110X67004268.
12. ^Tien-Yau Luh, Yu-Tsai Hsieh Nickel (II) Chloride "в Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (LA Paquette, Ed.) 2001 J. Wiley Sons, Нью-Йорк. doi : 10.1002 / 047084289X.rn012. Дата публикации статьи в Интернете: 15 апреля 2001 г.
13. ^Cornella, Josep; Edwards, Jacob T.; Qin, Tian; Kawamura, Shuhei; Wang, Jie; Pan, Chung-Mao; Gianatassio, Ryan; Schmidt, Michael; Eastgate, Martin D. (2016-02-24). Практический никель-катализированный арил-алкильный крест -Связь вторичных окислительно-восстановительных сложных эфиров ». Журнал Американского химического общества. 138 (7): 2174–2177. doi : 10,1021 / jacs. 6b00250. PMC 4768290. PMID 26835704.

Внешние ссылки

На Викискладе есть медиафайлы, связанные с Хлорид никеля (II).

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