Eisen(III)-chlorid

Kristallstruktur
_ Fe3+ 0 _ Cl−
Allgemeines
Name	Eisen(III)-chlorid
Andere Namen	Eisentrichlorid Ferrichlorid Eisensesquichlorid FERRIC CHLORIDE (INCI)[1]
Verhältnisformel	FeCl3
Kurzbeschreibung	dunkle, hexagonale, in der Aufsicht grüne, in der Durchsicht rote Blättchen (wasserfrei)[2] schmutziggelbe, zerfließliche kristalline Stücke (Hexahydrat)[2]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7705-08-0 (wasserfrei) 10025-77-1 (Hexahydrat) ECHA-InfoCard 100.028.846 PubChem 24380 DrugBank DB15536 Wikidata Q399771
Eigenschaften
Molare Masse	162,21 g·mol−1 (wasserfrei) 270,29 g·mol−1 (Hexahydrat)
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,89 g·cm−3[3]
Schmelzpunkt	304 °C[4]
Siedepunkt	319 °C[4], ab 120 °C Sublimation[3][4]
Löslichkeit	leicht in Wasser (920 g·l−1 bei 20 °C)[3] gut in Ethanol, Aceton und Diethylether[2]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3] Gefahr H- und P-Sätze H: 302​‐​315​‐​318 P: 280​‐​301+312+330​‐​302+352​‐​305+351+338+310 [3]
Toxikologische Daten	450 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[3]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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 resublimiert. Dabei ist darauf zu achten, dass Geräte und Chemikalien möglichst wasserfrei sind.^[5]

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

Alternativ kann die wasserfreie Verbindung über Umsetzung des Hexahydrats mit Thionylchlorid erfolgen:^[6]

${\displaystyle {\ce {FeCl3 * 6 H2O + 6 SOCl2 -> FeCl3 + 6 SO2 + 12 HCl}}}$

Kristallwasserhaltiges Eisenchlorid kann auch durch Auflösen von Eisenpulver in Salzsäure

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

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

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

Dieses kann anschließend durch Eindampfen der Lösung gewonnen werden. Zur technischen Produktion leitet man Chlor bei etwa 650 °C über Eisenschrott.

Ebenfalls ist es möglich, das Eisen(II)-Ion durch Wasserstoffperoxid zum Eisen(III)-Ion zu oxidieren:^[7]

${\displaystyle \mathrm {2\ FeCl_{2}+H_{2}O_{2}+2\ HCl\longrightarrow 2\ FeCl_{3}+2\ H_{2}O} }$

Diese Reaktion kann zum Nachweis von Eisen in Wasser verwendet werden, da bei anschließender Zugabe einer Kalium- oder Ammoniumthiocyanat bei Gegenwart von Eisen eine blutrote Lösung von Eisen(III)-thiocyanat entsteht.^[7]

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

Eigenschaften

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. Allerdings ist wasserfreies Eisen(III)-chlorid über das Hexahydrat zugänglich, wenn es unter Schutzgasatmosphäre mit einem Überschuss an Thionylchlorid (10 Äquivalente) versetzt wird. Die entstehenden Gase werden verkocht und durch Einleiten in eine gekühlte Natronlauge (ca. 0,5 – 1,0 M) neutralisiert.

${\displaystyle \mathrm {FeCl_{3}\cdot 6H_{2}O+6\ SOCl_{2}\longrightarrow FeCl_{3}+6\ SO_{2}+12\ HCl} }$

• 

  Eisen(III)-chlorid-Hexahydrat granuliert

• 

  Wässrige FeCl₃-Lösung

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.

Schichtstruktur

Eisen(III)-chlorid bildet mit Eisen(II)-chlorid ein bei 297,5 °C schmelzendes Eutektikum mit 13,4 Mol-% Eisen(II)-chlorid.^[5]

Verwendung

Das Ätzen einer Strichradierung mit Eisen(III)-chlorid-Lösung

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

${\displaystyle \mathrm {Cu+2\ FeCl_{3}\longrightarrow CuCl_{2}+2\ FeCl_{2}} }$

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 (Eisenchloridtest). Durch Zusatz von Kaliumhexacyanoferrat(II) kann das Pigment 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), für Korrosionsprüfungen (nach ASTM G48A) und 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.^[3]

Nachweis

Über Fe³⁺-Ionen

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

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

Ein weiterer sehr empfindlicher Nachweis geschieht mittels Thiocyanat-Ionen (SCN⁻):^[7]

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

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.

Die Reaktion mit 3-Chlorsalicylsäure ergibt eine intensive violette Farbe.^[8]

Literatur

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

Einzelnachweise

1. ↑ Eintrag zu FERRIC CHLORIDE in der CosIng-Datenbank der EU-Kommission, abgerufen am 28. Dezember 2020.
2. ↑ ^{a b c} Eintrag zu Eisenchloride. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 30. Mai 2014.
3. ↑ ^{a b c d e f g} Eintrag zu Eisen(III)-chlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ ^{a b c} Arnold Willmes, Taschenbuch Chemische Substanzen, Harri Deutsch, Frankfurt (M.), 2007.
5. ↑ ^{a b} Georg Brauer: Handbuch der präparativen anorganischen Chemie. 3., umgearb. Auflage. Band III. Enke, Stuttgart 1981, ISBN 3-432-87823-0, S. 1641. 
6. ↑ Alfred R. Pray: Anhydrous metal chlorides. In: Therald Moeller (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 5. McGraw-Hill, Inc., 1957, S. 153–156 (englisch). 
7. ↑ ^{a b c} Wilhelm Uphoff: Chemisch-technisches Praktikum: Mit 36 Bildern. Vieweg, 1966, S. 21 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
8. ↑ N. Walker, G. H. Wiltshire: The decomposition of 1-chloro- and 1-bromonaphthalene by soil bacteria. In: Journal of General Microbiology. 12(3), 1955, S. 478–483, doi:10.1099/00221287-12-3-478, PMID 14392303.