Eisen(III)-chlorid


Eisen(III)-chlorid
Kristallstruktur
Kristallstruktur von Eisen(III)-chlorid
__ Fe3+     __ Cl-
Allgemeines
Name Eisen(III)-chlorid
Andere Namen
  • Eisentrichlorid
  • Ferrichlorid
  • Eisensesquichlorid
Verhältnisformel FeCl3
CAS-Nummer
  • 7705-08-0 (wasserfrei)
  • 10025-77-1 (Hexahydrat)
Kurzbeschreibung
  • wasserfrei: dunkle, hexagonale, in der Aufsicht grüne, in der Durchsicht rote Blättchen[1]
  • Hexahydrat: schmutziggelbe, zerfließliche kristalline Stücke[1]
Eigenschaften
Molare Masse
  • 162,21 g·mol−1 (wasserfrei)
  • 270,29 g·mol−1 (Hexahydrat)
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,90 g·cm−3[2]

Schmelzpunkt

304 °C[3]

Siedepunkt

319 °C[3], ab 120 °C Sublimation[2][3]

Dampfdruck

1 hPa (20 °C)[2]

Löslichkeit
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2]
05 – Ätzend 07 – Achtung

Gefahr

H- und P-Sätze H: 302-315-318-290
EUH: keine EUH-Sätze
P: 280-​302+352-​305+351+338-​313 [2]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [2]
Gesundheitsschädlich
Gesundheits-
schädlich
(Xn)
R- und S-Sätze R: 22-38-41
S: 26-39
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Eisen(III)-chlorid ist eine chemische Verbindung von Eisen(III)- und Chloridionen. Die römische Ziffer III gibt die Oxidationszahl des Eisenions (in diesem Fall +3) an. Eisen(III)-chlorid gehört zur Gruppe der Eisenhalogenide.

Unter die Bezeichnung Eisenchlorid fällt auch die Verbindung Eisen(II)-chlorid (FeCl2).

Inhaltsverzeichnis

Vorkommen

In der Natur kommt Eisen(III)-chlorid in Form der Minerale Molysit (Anhydrat) und Hydromolysit (Hexahydrat) vor.

Gewinnung und Darstellung

Wasserfreies Eisen(III)-chlorid erhält man im Labor, indem man Chlor bei Temperaturen von 250 °C bis 400 °C über Eisendraht, -wolle oder ähnliches leitet. Anschließend wird das Produkt zur Reinigung im Chlorstrom bei 220 °C bis maximal 300 °C sublimiert. Dabei ist darauf zu achten, dass sowohl die eingesetzten Geräte als auch die Chemikalien möglichst wasserfrei sind.

\mathrm{2 \ Fe + 3 \ Cl_2 \longrightarrow 2 \ FeCl_3}

Das kristallwasserhaltige Eisenchlorid kann auch durch Auflösen von Eisenpulver in Salzsäure

\mathrm{Fe + 2 \ HCl \longrightarrow FeCl_2 + H_2}

und das nachfolgende Einleiten von Chlor hergestellt werden, wobei das zunächst entstandene Eisen(II)-chlorid in Eisen(III)-chlorid übergeht:

\mathrm{2 \ FeCl_2 + Cl_2 \longrightarrow 2 \ FeCl_3}

Dieses kann anschließend durch Eindampfen der Lösung gewonnen werden.

Zur technischen Produktion leitet man Chlor bei etwa 650 °C über Eisenschrott.

Wasserfreies Eisen(III)-chlorid wird zum Schutz vor Wasser unter Schutzgas (z. B. Stickstoff) unter Luftabschluss gelagert.

Eigenschaften

Eisen(III)-chlorid-Hexahydrat granuliert

Wasserfreies Eisen(III)-chlorid ist eine schwarze, leicht stechend nach Salzsäure riechende Substanz. Als wasserfreie Verbindung ist es extrem hygroskopisch, zieht also an der Luft Wasser an. Mit steigendem Wassergehalt nimmt die hygroskopische Natur ab und die Farbe verändert sich über rot-bräunlich bis hin zu gelblich, es entsteht Eisen(III)-chlorid-Hexahydrat (FeCl3 · 6 H2O). Dieses reagiert durch Hydrolyse stark sauer. Beim Erhitzen zersetzt sich das Hydrat unter Abspaltung von Wasser und Chlorwasserstoff; es ist also auf diesem Weg nicht möglich, daraus wieder wasserfreies Eisen(III)-chlorid zu erhalten.

wässrige FeCl3-Lösung
Schichtstruktur

Eisen(III)-chlorid ist eine vorwiegend kovalente Verbindung mit Schichtstruktur. Oberhalb des Sublimationspunkts liegt sie vor allem als gasförmiges Fe2Cl6 vor, das mit steigender Temperatur zunehmend zu FeCl3 dissoziiert. Wasserfreies Eisen(III)-chlorid verhält sich chemisch ähnlich wie wasserfreies Aluminiumchlorid. Genau wie dieses ist es eine mäßig starke Lewis-Säure.

Eisen(III)-chlorid kann Kupfer oxidieren und lösen; deshalb kann man wässrige Eisen(III)-chlorid-Lösungen zum schonenden Ätzen von Leiterplatten verwenden:

\mathrm{Cu + 2 \ FeCl_3 \longrightarrow CuCl_2 + 2 \ FeCl_2}

Verwendung

Eisen(III)-chlorid wird zur Bindung von Schwefelwasserstoff, zur Phosphatfällung und weiterhin als Fällmittel bei der Simultanfällung sowie allgemein bei der biologischen Abwasserreinigung als Flockungsmittel verwendet. In der chemischen Industrie wird es als selektiv wirkender Katalysator bei vielen Friedel-Crafts-Reaktionen eingesetzt. Viele Phenole ergeben mit Eisen(III)-chlorid grün oder blau gefärbte Komplexe und können so nachgewiesen werden. Durch Zusatz von Kaliumhexacyanoferrat(II) kann der Farbstoff Berliner Blau erzeugt werden (s. u.).

Als Lösung mit Wasser wird es beim Textildruck als Oxidationsmittel und Farbbeize eingesetzt, in der Medizin zur intravenösen Substitution bei schweren Mangelzuständen und als blutstillendes Mittel (Hämostyptikum bzw. Adstringens, in Deutschland nicht mehr im Handel), zum Ätzen von Metallen (z. B. beim Kupfertiefdruck) und von Platinen bei gedruckten Schaltungen und bei der Herstellung von Farbstoffen (z.B. Anilinschwarz).

Sicherheitshinweise

Eisen(III)-chlorid ist gesundheitsschädlich beim Verschlucken und reizt die Haut. Es besteht die Gefahr ernster Augenschäden. In Verbindung mit Alkalimetallen, Allylchlorid und Ethylenoxid besteht Explosionsgefahr.[2]

Toxizität

Die LD50 bei Ratten beträgt bei oraler Applikation 450 mg·kg−1.

Nachweis

über Fe3+-Ionen

Gibt man zu Eisen(III)-chloridlösung Kaliumhexacyanoferrat(II), entsteht ein tiefblauer Niederschlag des Pigments Berliner Blau:

\mathrm{Fe^{3+}_{(aq)} + [Fe(CN)_6]^{4-}_{(aq)} + K^+_{(aq)} \longrightarrow KFe^{III}[Fe^{II}(CN)_6]_{(s)}}.

Ein weiterer sehr empfindlicher Nachweis geschieht mittels Thiocyanat-Ionen (SCN-):

\mathrm{[Fe(H_2O)_6]^{3+}_{(aq)} + SCN^-_{(aq)} \longrightarrow [Fe(SCN)(H_2O)_5]^{2+}_{(aq)} + H_2O}.

Die gebildeten komplexen Pentaaquathiocyanatoeisen(III)-Ionen erscheinen intensiv rot.

Ein weiterer Nachweis wäre der rot-braune Niederschlag von Eisen(III)-oxidhydrat ("Eisen(III)-hydroxid"), der bei Reaktion mit OH--Ionen entsteht.

Einzelnachweise

  1. a b c Thieme Chemistry (Hrsg.): RÖMPP Online - Version 3.5. Georg Thieme Verlag KG, Stuttgart 2009.
  2. a b c d e f g h Eintrag zu CAS-Nr. 7705-08-0 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 29. März 2011 (JavaScript erforderlich).
  3. a b c Arnold Willmes, Taschenbuch Chemische Substanzen, Harri Deutsch, Frankfurt (M.), 2007.

Literatur

  • Gerhart Jander, Ewald Blasius et al.: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 14. neu bearb. Aufl.. Hirzel, Stuttgart, 1995. ISBN 3-7776-0672-3
  • Michael Binnewies, Manfred Jäckel et al.: Allgemeine und Anorganische Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, 2003. ISBN 3-8274-0208-5

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