Cäsiumchlorid - Caesium chloride

Namen
IUPAC-Name Cäsiumchlorid
Andere Namen Cäsiumchlorid
Bezeichner
CAS-Nummer
3D-Modell ( JSmol )
ChemSpider
ECHA-InfoCard	100.028.728
EG-Nummer
PubChem- CID
UNII
CompTox-Dashboard ( EPA )
InChI InChI=1S/ClH.Cs/h1H;/q;+1/p-1 Ja Schlüssel: AIYUHDOJVYHVIT-UHFFFAOYSA-M Ja InChI=1/ClH.Cs/h1H;/q;+1/p-1 Schlüssel: AIYUHDOJVYHWHXWOFAO
LÄCHELN [Cs+].[Cl-]
Eigenschaften
Chemische Formel	CsCl
Molmasse	168,36 g/mol
Aussehen	weiß fest hygroskopisch
Dichte	3.988 g / cm 3
Schmelzpunkt	646 °C (1.195 °F; 919 K)
Siedepunkt	1.297 °C (2.367 °F; 1.570 K)
Löslichkeit in Wasser	1910 g/l (25 °C)
Löslichkeit	löslich in Ethanol
Bandlücke	8,35 eV (80K)
Magnetische Suszeptibilität (χ)	-56,7·10 -6 cm 3 /mol
Brechungsindex ( n D )	1,712 (0,3 µm) 1,640 (0,59 µm) 1,631 (0,75 µm) 1,626 (1 µm) 1,616 (5 µm) 1,563 (20 µm)
Struktur
Kristallstruktur	CsCl, cP2
Raumgruppe	Uhr 3 m, Nr. 221
Gitterkonstante	a  = 0,4119 nm
Gittervolumen ( V )	0,0699 nm 3
Formeleinheiten ( Z )	1
Koordinationsgeometrie	Kubisch (Cs + ) Kubisch (Cl − )
Gefahren
GHS-Piktogramme
GHS-Signalwort	Warnung
GHS-Gefahrenhinweise	H302 , H341 , H361 , H373
GHS-Sicherheitshinweise	P201 , P202 , P260 , P264 , P270 , P281 , P301+312 , P308+313 , P314 , P330 , P405 , P501
Letale Dosis oder Konzentration (LD, LC):
LD 50 ( mediane Dosis )	2600 mg/kg (oral, Ratte)
Verwandte Verbindungen
Andere Anionen	Cäsiumfluorid Cäsium Bromid Cäsiumiodid Cäsium Astatid
Andere Kationen	Lithiumchlorid Natriumchlorid Kaliumchlorid Rubidiumchlorid Franciumchlorid
Sofern nicht anders angegeben, beziehen sich die Daten auf Materialien im Standardzustand (bei 25 °C [77 °F], 100 kPa).
n überprüfen  ( was ist   ?) Jan
Infobox-Referenzen

Cäsiumchlorid oder Cäsiumchlorid ist die anorganische Verbindung mit der Formel Cs Cl . Das farblose Salz ist eine wichtige Quelle für Cäsiumionen in einer Vielzahl von Nischenanwendungen. Seine Kristallstruktur bildet einen Hauptstrukturtyp, bei dem jedes Cäsiumion von 8 Chloridionen koordiniert wird. Cäsiumchlorid löst sich in Wasser auf. CsCl ändert sich beim Erhitzen in die NaCl-Struktur. Cäsiumchlorid kommt natürlicherweise als Verunreinigungen in Carnallit (bis 0,002%), Sylvit und Kainit vor . Jährlich werden weltweit weniger als 20 Tonnen CsCl produziert, meist aus einem caesiumhaltigen Mineral Pollucit .

Cäsiumchlorid ist eine weit verbreitete Medizinstruktur bei der isopyknischen Zentrifugation zur Trennung verschiedener DNA- Typen . Es ist ein Reagens in der analytischen Chemie , wo es verwendet wird, um Ionen anhand der Farbe und Morphologie des Niederschlags zu identifizieren. Wenn es mit Radioisotopen wie ¹³⁷ CsCl oder ¹³¹ CsCl angereichert ist , wird Cäsiumchlorid in nuklearmedizinischen Anwendungen wie der Behandlung von Krebs und der Diagnose von Myokardinfarkten verwendet . Eine andere Form der Krebsbehandlung wurde mit konventionellem nicht-radioaktivem CsCl untersucht. Während herkömmliches Cäsiumchlorid eine eher geringe Toxizität für Mensch und Tier aufweist, verseucht die radioaktive Form aufgrund der hohen Löslichkeit von CsCl in Wasser leicht die Umwelt. Die Verbreitung von ¹³⁷ CsCl-Pulver aus einem 93-Gramm-Behälter im Jahr 1987 in Goiânia , Brasilien, führte zu einem der schlimmsten Unfälle durch Strahlenaustritt aller Zeiten, bei denen vier Menschen ums Leben kamen und 249 Menschen direkt betroffen waren.

Kristallstruktur

Die Cäsiumchlorid-Struktur nimmt ein primitives kubisches Gitter auf einer Zweiatom-Basis an, in dem beide Atome achtfach koordiniert sind. Die Chloridatome liegen auf den Gitterpunkten an den Ecken des Würfels, während die Cäsiumatome in den Löchern in der Mitte der Würfel liegen; eine alternative und genau äquivalente 'Einstellung' hat die Cäsium-Ionen an den Ecken und das Chlorid-Ion in der Mitte. Diese Struktur wird mit CsBr und CsI und vielen binären Metalllegierungen geteilt . Im Gegensatz dazu haben die anderen Alkalihalogenide die Struktur von Natriumchlorid (Steinsalz). Bei ähnlicher Größe beider Ionen (Cs ⁺ Ionenradius 174 pm für diese Koordinationszahl, Cl ⁻ 181 pm) wird die CsCl-Struktur angenommen, wenn sie unterschiedlich sind (Na ⁺ Ionenradius 102 pm, Cl ⁻ 181 pm) das Natriumchlorid Struktur übernommen wird. Beim Erhitzen auf über 445 °C wandelt sich die normale Cäsiumchlorid-Struktur (α-CsCl) in die β-CsCl-Form mit der Steinsalzstruktur ( Raumgruppe Fm 3 m ) um. Die Steinsalzstruktur wird auch bei Umgebungsbedingungen in nanometerdünnen CsCl-Filmen beobachtet, die auf Glimmer- , LiF-, KBr- und NaCl-Substraten aufgewachsen sind.

Physikalische Eigenschaften

Cäsiumchlorid ist in Form von großen Kristallen farblos und in Pulverform weiß. Es löst sich leicht in Wasser auf, wobei die maximale Löslichkeit von 1865 g/L bei 20 °C auf 2705 g/L bei 100 °C ansteigt. Die Kristalle sind sehr hygroskopisch und zerfallen bei Umgebungsbedingungen allmählich. Cäsiumchlorid bildet keine Hydrate .

Im Gegensatz zu Natriumchlorid und Kaliumchlorid löst sich Cäsiumchlorid leicht in konzentrierter Salzsäure. Cäsiumchlorid hat auch eine relativ hohe Löslichkeit in Ameisensäure (1077 g/L bei 18 °C) und Hydrazin ; mittlere Löslichkeit in Methanol (31,7 g/L bei 25 °C) und geringe Löslichkeit in Ethanol (7,6 g/L bei 25 °C), Schwefeldioxid (2,95 g/L bei 25 °C), Ammoniak (3,8 g/L bei 0 °C), Aceton (0,004 % bei 18 °C), Acetonitril (0,083 g/L bei 18 °C), Ethylacetate und andere komplexe Ether , Butanon , Acetophenon , Pyridin und Chlorbenzol .

Trotz seiner großen Bandlücke von etwa 8,35 eV bei 80 K leitet Cäsiumchlorid den Strom schwach, und die Leitfähigkeit ist nicht elektronisch, sondern ionisch . Die Leitfähigkeit hat einen Wert in der Größenordnung von 10 ⁻⁷ S/cm bei 300 °C. Es tritt durch Nächste-Nachbar-Sprünge von Gitterleerstellen auf, und die Mobilität ist für die Cl ^{− -} als für die Cs ⁺ -Leerstellen viel höher . Die Leitfähigkeit steigt mit der Temperatur bis etwa 450 °C an, wobei sich eine Aktivierungsenergie von 0,6 auf 1,3 eV bei etwa 260 °C ändert. Sie fällt dann wegen des Phasenübergangs von der α-CsCl- zur β-CsCl-Phase um zwei Größenordnungen stark ab. Die Leitfähigkeit wird auch durch Druckanwendung unterdrückt (etwa 10-fache Abnahme bei 0,4 GPa), was die Beweglichkeit der Gitterleerstellen verringert.

Reaktionen

Cäsiumchlorid dissoziiert beim Auflösen in Wasser vollständig, und die Cs ⁺ -Kationen werden in verdünnter Lösung solvatisiert . CsCl wandelt auf Cäsiumsulfat auf in konzentrierter Schwefelsäure erhitzt wird oder erhitzt mit Cäsiumhydrogensulfat bei 550-700 ° C:

2 CsCl + H ₂ SO ₄ → Cs ₂ SO ₄ + 2 HCl

CsCl + CsHSO ₄ → Cs ₂ SO ₄ + HCl

Cäsiumchlorid bildet mit anderen Chloriden eine Vielzahl von Doppelsalzen. Beispiele sind 2CsCl·BaCl ₂ , 2CsCl·CuCl ₂ , CsCl·2CuCl und CsCl·LiCl und mit Interhalogenverbindungen :

${\displaystyle {\ce {CsCl + ICl3 -> Cs[ICl4]}}}$

Vorkommen und Produktion

Einatomige Cäsiumhalogeniddrähte, die in doppelwandigen Kohlenstoffnanoröhren gewachsen sind .

Cäsiumchlorid kommt natürlicherweise als Verunreinigung in den Halogenidmineralen Carnallit (KMgCl ₃ ·6H ₂ O mit bis zu 0,002 % CsCl), Sylvit (KCl) und Kainit (MgSO ₄ ·KCl·3H ₂ O) sowie in Mineralwässern vor. Beispielsweise enthielt das zur Isolierung von Cäsium verwendete Wasser des Kurbades Bad Dürkheim etwa 0,17 mg/L CsCl. Keines dieser Mineralien ist kommerziell wichtig.

Im industriellen Maßstab wird CsCl aus dem Mineral Pollucit hergestellt , das pulverisiert und bei erhöhter Temperatur mit Salzsäure behandelt wird. Der Extrakt wird mit Antimonchlorid , Jodmonochlorid oder Cer(IV)-chlorid behandelt, um das schwerlösliche Doppelsalz zu ergeben, zB:

CsCl + SbCl ₃ → CsSbCl ₄

Behandlung des Doppelsalzes mit Schwefelwasserstoff ergibt CsCl:

2 CsSbCl ₄ + 3 H ₂ S → 2 CsCl + Sb ₂ S ₃ + 8 HCl

Hochreines CsCl wird auch aus umkristallisierten (und ) durch thermische Zersetzung hergestellt: ${\displaystyle {\ce {Cs[ICl2]}}}$${\displaystyle {\ce {Cs[ICl4]}}}$

${\displaystyle {\ce {Cs[ICl2] -> {CsCl}+ ICl}}}$

In den 1970er und 2000er Jahren wurden weltweit nur etwa 20 Tonnen Cäsiumverbindungen, mit einem großen Anteil von CsCl, jährlich produziert. Mit Cäsium-137 angereichertes Cäsiumchlorid für Strahlentherapieanwendungen wird in einer einzigen Anlage Mayak in der Ural-Region Russlands hergestellt und international über einen britischen Händler verkauft. Das Salz wird wegen seiner hygroskopischen Natur bei 200 °C synthetisiert und in einem fingerhutförmigen Stahlbehälter versiegelt, der dann in ein weiteres Stahlgehäuse eingeschlossen wird. Die Versiegelung ist erforderlich, um das Salz vor Feuchtigkeit zu schützen.

Labormethoden

Im Labor kann CsCl durch Behandlung von Cäsiumhydroxid , -carbonat , Cäsiumbicarbonat oder Cäsiumsulfid mit Salzsäure gewonnen werden:

CsOH + HCl → CsCl + H ₂ O

Cs ₂ CO ₃ + 2 HCl → 2 CsCl + 2 H ₂ O + CO ₂

Verwendet

Vorläufer von Cs-Metall

Cäsiumchlorid ist der Hauptvorläufer von Cäsiummetall durch Hochtemperaturreduktion:

2 CsCl (l) + Mg (l) → MgCl ₂ (s) + 2 Cs (g)

Eine ähnliche Reaktion – das Erhitzen von CsCl mit Calcium im Vakuum in Gegenwart von Phosphor – wurde erstmals 1905 vom französischen Chemiker ML Hackspill beschrieben und wird immer noch industriell genutzt.

Cäsiumhydroxid wird durch Elektrolyse von wässriger Cäsiumchloridlösung gewonnen:

2 CsCl + 2 H ₂ O → 2 CsOH + Cl ₂ + H ₂

Lösung für Ultrazentrifugation

Cäsiumchlorid wird bei der Zentrifugation in einer Technik verwendet, die als isopyknische Zentrifugation bekannt ist . Zentripetale und diffusive Kräfte erzeugen einen Dichtegradienten, der eine Trennung von Gemischen auf der Grundlage ihrer molekularen Dichte ermöglicht. Diese Technik ermöglicht die Trennung von DNA unterschiedlicher Dichte (zB DNA-Fragmente mit unterschiedlichem AT- oder GC-Gehalt). Diese Anwendung erfordert eine Lösung mit hoher Dichte und dennoch relativ niedriger Viskosität, wofür CsCl aufgrund seiner hohen Löslichkeit in Wasser, hoher Dichte aufgrund der großen Cs-Masse sowie niedriger Viskosität und hoher Stabilität von CsCl-Lösungen geeignet ist.

Organische Chemie

Cäsiumchlorid wird in der organischen Chemie selten verwendet. Es kann in ausgewählten Reaktionen als Phasentransferkatalysatorreagens wirken . Eine dieser Reaktionen ist die Synthese von Glutaminsäure- Derivaten

${\displaystyle \overbrace {\ce {CH2=CHCOOCH3}} ^{\text{Methylacrylat}}}+{\ce {ArCH=N-CH(CH3)-COOC(CH3)3->[{\ce {TBAB ,\ CsCl,\ K2CO3}}][{\ce {CPME,\ 0^{\circ }C}}]{ArCH=NC(C2H4COOCH3)(CH3)-COOC(CH3)3}}}}$

wobei TBAB Tetrabutylammoniumbromid (Zwischenphasenkatalysator) ist und CPME ein Cyclopentylmethylether (Lösungsmittel) ist.

Eine andere Reaktion ist die Substitution von Tetranitromethan

${\displaystyle \overbrace {{\ce {C(NO2)4}}} ^{\text{Tetranitromethan}}}+{\ce {CsCl ->[{\ce {DMF}}] {C(NO2)3Cl} + CsNO2}}}$

wobei DMF Dimethylformamid (Lösungsmittel) ist.

Analytische Chemie

Cäsiumchlorid ist ein Reagens in der traditionellen analytischen Chemie, das zum Nachweis anorganischer Ionen über die Farbe und Morphologie der Niederschläge verwendet wird. Die quantitative Konzentrationsmessung einiger dieser Ionen, zB Mg ²⁺ , mit induktiv gekoppelter Plasma-Massenspektrometrie wird zur Bewertung der Wasserhärte verwendet.

Ion	Begleitende Reagenzien	Rückstand	Morphologie	Nachweisgrenze (μg)
AsO 3 3−	KI	Cs 2 [AsI 5 ] oder Cs 3 [AsI 6 ]	Rote Sechsecke	0,01
Au 3+	AgCl , HCl	Cs 2 Ag[AuCl 6 ]	Grau-schwarze Kreuze, vier- und sechsstrahlige Sterne	0,01
Au 3+	NH 4 SCN	Cs[Au(SCN) 4 ]	Orange-gelbe Nadeln	0,4
Bi 3+	KI , HCl	Cs 2 [BiI 5 ] oder 2.5H 2 O	Rote Sechsecke	0,13
Cu 2+	(CH 3 COO) 2 Pb, CH 3 COOH, KNO 2	Cs 2 Pb[Cu(NO 2 ) 6 ]	Kleine schwarze Würfel	0,01
In 3+	—	Cs 3 [InCl 6 ]	Kleine Oktaeder	0,02
[IrCl 6 ] 3−	—	Cs 2 [IrCl 6 ]	Kleine dunkelrote Oktaeder	–
Mg 2+	Na 2 HPO 4	CsMgPO 4 oder 6H 2 O	Kleine Tetraeder	–
Pb 2+	KI	Cs[PbI 3 ]	Gelb-grüne Nadeln	0,01
Pd 2+	NaBr	Cs 2 [PdBr 4 ]	Dunkelrote Nadeln und Prismen	–
[ReCl 4 ] −	—	Cs[ReCl 4 ]	Dunkelrote Rauten, Bipyramiden	0,2
[ReCl 6 ] 2−	—	Cs 2 [ReCl 6 ]	Kleine gelbgrüne Oktaeder	0,5
ReO 4 −	—	CsReO 4	Tetragonale Bipyramiden	0,13
Rh 3+	KNO 2	Cs 3 [Rh(NO 2 ) 6 ]	Gelbe Würfel	0,1
Ru 3+	—	Cs 3 [RuCl 6 ]	Rosa Nadeln	–
[RuCl 6 ] 2−	—	Cs 2 [RuCl 6 ]	Kleine dunkelrote Kristalle	0.8
Sb 3+	—	Cs 2 [SbCl 5 ]· n H 2 O	Sechsecke	0,16
Sb 3+	NaI	${\displaystyle {\ce {Cs[SbI4]}}}$ oder ${\displaystyle {\ce {Cs2[SbI5]}}}$	Rote Sechsecke	0,1
Sn 4+	—	Cs 2 [SnCl 6 ]	Kleine Oktaeder	0,2
TeO 3 3−	HCl	Cs 2 [TeCl 6 ]	Hellgelbe Oktaeder	0,3
Tl 3+	NaI	${\displaystyle {\ce {Cs[TlI4]}}}$	Orange-rote Sechsecke oder Rechtecke	0,06

Es wird auch zum Nachweis der folgenden Ionen verwendet:

Medizin

Die American Cancer Society stellt fest, dass "die verfügbaren wissenschaftlichen Beweise keine Behauptungen unterstützen, dass nicht-radioaktive Cäsiumchlorid-Ergänzungen eine Wirkung auf Tumore haben". Die Food and Drug Administration warnt vor Sicherheitsrisiken, einschließlich erheblicher Herztoxizität und Tod, die mit der Verwendung von Cäsiumchlorid in der Naturheilkunde verbunden sind.

Nuklearmedizin und Radiographie

Cäsiumchlorid, das aus Radioisotopen wie ¹³⁷ CsCl und ¹³¹ CsCl besteht, wird in der Nuklearmedizin verwendet , einschließlich der Behandlung von Krebs ( Brachytherapie ) und der Diagnose von Myokardinfarkten . Bei der Herstellung radioaktiver Quellen ist es üblich, eine chemische Form des Radioisotops zu wählen, die im Falle eines Unfalls nicht ohne weiteres in der Umwelt verteilt wird. Beispielsweise verwenden radiothermische Generatoren (RTGs) häufig Strontiumtitanat , das in Wasser unlöslich ist. Für Teletherapiequellen muss jedoch die radioaktive Dichte ( Ci in einem gegebenen Volumen) sehr hoch sein, was mit bekannten unlöslichen Cäsiumverbindungen nicht möglich ist. Als aktive Quelle dient ein fingerhutförmiger Behälter mit radioaktivem Cäsiumchlorid.

Sonstige Anwendungen

Cäsiumchlorid wird bei der Herstellung von elektrisch leitenden Gläsern und Bildschirmen von Kathodenstrahlröhren verwendet. In Verbindung mit Edelgasen wird CsCl in Excimerlampen und Excimerlasern verwendet . Andere Verwendungen umfassen die Aktivierung von Elektroden beim Schweißen; Herstellung von Mineralwasser, Bier und Bohrschlämmen ; und Hochtemperaturlote. Hochwertige CsCl-Einkristalle haben einen weiten Transparenzbereich von UV bis Infrarot und wurden daher für Küvetten, Prismen und Fenster in optischen Spektrometern verwendet; diese Verwendung wurde mit der Entwicklung weniger hygroskopischer Materialien eingestellt.

CsCl ist ein potenter Inhibitor von HCN-Kanälen, die den h-Strom in erregbaren Zellen wie Neuronen transportieren. Daher kann es in elektrophysiologischen Experimenten in den Neurowissenschaften nützlich sein.

Toxizität

Cäsiumchlorid hat eine geringe Toxizität für Mensch und Tier. Die mediane letale Dosis (LD ₅₀ ) bei Mäusen beträgt 2300 mg pro Kilogramm Körpergewicht bei oraler Verabreichung und 910 mg/kg bei intravenöser Injektion. Die leichte Toxizität von CsCl hängt mit seiner Fähigkeit zusammen, die Kaliumkonzentration im Körper zu senken und es in biochemischen Prozessen teilweise zu ersetzen. Bei Einnahme in großen Mengen kann es jedoch zu einem erheblichen Kalium-Ungleichgewicht und zu Hypokaliämie , Arrhythmie und akutem Herzstillstand kommen . Cäsiumchlorid-Pulver kann jedoch die Schleimhäute reizen und Asthma verursachen .

Aufgrund seiner hohen Wasserlöslichkeit ist Cäsiumchlorid sehr mobil und kann sogar durch Beton diffundieren. Dies ist ein Nachteil für seine radioaktive Form, die eine Suche nach chemisch weniger mobilen Radioisotopenmaterialien erfordert. Kommerzielle Quellen von radioaktivem Cäsiumchlorid sind in einem doppelten Stahlgehäuse gut abgedichtet. Beim Unfall in Goiânia in Brasilien wurde jedoch eine solche Quelle mit etwa 93 Gramm ¹³⁷ CsCl aus einem verlassenen Krankenhaus gestohlen und von zwei Aasfressern gewaltsam geöffnet. Das im Dunkeln ausgestrahlte blaue Leuchten des radioaktiven Cäsiumchlorids lockte die Diebe und deren Angehörige an, die sich der damit verbundenen Gefahren nicht bewusst waren und das Pulver verbreiteten. Dies führte zu einem der schlimmsten Unfälle mit verunreinigter Strahlung, bei dem 4 Personen innerhalb eines Monats an der Exposition starben, 20 Anzeichen einer Strahlenkrankheit zeigten , 249 Personen mit radioaktivem Cäsiumchlorid verseucht waren und etwa tausend eine Dosis von mehr als einer Jahresdosis von Hintergrundstrahlung. Mehr als 110.000 Menschen überschwemmten die örtlichen Krankenhäuser, mehrere Stadtblöcke mussten bei den Aufräumarbeiten abgerissen werden. In den ersten Tagen der Kontamination traten bei mehreren Personen Magenbeschwerden und Übelkeit aufgrund der Strahlenkrankheit auf, doch erst nach mehreren Tagen verband eine Person die Symptome mit dem Pulver und brachte eine Probe zu den Behörden.

Siehe auch

• Liste unwirksamer Krebsbehandlungen

Verweise

Literaturverzeichnis

• Haynes, William M., Hrsg. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92. Aufl.). Boca Raton, FL: CRC-Presse . ISBN 1-4398-5511-0.
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• Pljuschew, VE; Stepin BD (1970). имия и техtestнология соединений лития, рубидия и цезия(auf Russisch). Moskau: Chimiya.