Eisen(III)-chlorid

Kristallstruktur
__ Fe3+ __ Cl−
Allgemeines
Name	Eisen(III)-chlorid
Andere Namen	Eisentrichlorid Ferrichlorid Eisensesquichlorid
Verhältnisformel	FeCl3
CAS-Nummer	7705-08-0 (wasserfrei) 10025-77-1 (Hexahydrat)
PubChem	24380
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	in Wasser: 920 g·l−1 (20 °C)[2] gut in Ethanol, Aceton und Diethylether[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2] Gefahr H- und P-Sätze H: 302-315-318-290 P: 280-​302+352-​305+351+338-​313 [2] EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4][2] 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).

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 bis 400 °C über Eisendraht, -wolle oder ähnliches leitet. Anschließend wird das Produkt zur Reinigung im Chlorstrom bei 220 bis maximal 300 °C sublimiert. Dabei ist darauf zu achten, dass Geräte und Chemikalien möglichst wasserfrei sind.

$ \mathrm {2\ Fe+3\ Cl_{2}\longrightarrow 2\ FeCl_{3}} $

Kristallwasserhaltiges Eisenchlorid kann auch durch Auflösen von Eisenpulver in Salzsäure

$ \mathrm {Fe+2\ HCl\longrightarrow FeCl_{2}+H_{2}} $

und nachfolgendes 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, entzieht also der Luft Wasser. 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.

Verwendung

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}} $

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.).

In wässriger Lösung 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_{(aq)}^{3+}+[Fe(CN)_{6}]_{(aq)}^{4-}+K_{(aq)}^{+}\longrightarrow KFe^{III}[Fe^{II}(CN)_{6}]_{(s)}} $.

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

$ \mathrm {[Fe(H_{2}O)_{6}]_{(aq)}^{3+}+SCN_{(aq)}^{-}\longrightarrow [Fe(SCN)(H_{2}O)_{5}]_{(aq)}^{2+}+H_{2}O} $.

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

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