Vanadium(II)-chlorid

Kristallstruktur
Kristallstruktur von Vanadium(II)-iodid
Vorlage:Farbe V2+ 0 Vorlage:Farbe Cl−
Allgemeines
Name	Vanadium(II)-chlorid
Andere Namen	Vanadiumdichlorid Dichlorvanadium Vanadin(II)-chlorid Vanadindichlorid
Verhältnisformel	VCl2
Kurzbeschreibung	blassgrüner Feststoff<ref name="webelelements" />
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer Vorlage:CASRN EG-Nummer 234-176-7 ECHA-InfoCard 100.031.057 PubChem 66355 DrugBank Wikidata [[:d:|]]
Eigenschaften
Molare Masse	121,85 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	3,23 g·cm−3<ref name="webelelements">Webelements: Vanadiumdichloride</ref>
Schmelzpunkt	1350 °C<ref name="webelelements" />
Siedepunkt	ab 910 °C Sublimation<ref name="webelelements" />
Löslichkeit	löslich in Wasser<ref name="IS4"></ref>
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung<ref name="Sigma">Datenblatt Vorlage:Linktext-Check bei Sigma-AldrichVorlage:Abrufdatum (PDF).</ref> Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahr H- und P-Sätze H: 302​‐​314 P: 280​‐​305+351+338​‐​310<ref name="Sigma" />
Toxikologische Daten	540 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)<ref name="Sigma" />
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Vanadium(II)-chlorid ist eine anorganische chemische Verbindung aus der Gruppe der Chloride. Es ist ein blassgrüner Feststoff, der ab 910 °C sublimiert.

Geschichte

Durch Reduktion von Vanadium(II)-chlorid mit Wasserstoff konnte von Henry Enfield Roscoe 1867 erstmals metallisches Vanadium hergestellt werden.

Gewinnung und Darstellung

Vanadium(II)-chlorid kann durch Reduktion von Vanadium(III)-chlorid mit Wasserstoff bei ~675 °C gewonnen werden.<ref name="brauer">Georg Brauer (Hrsg.) u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band III, Ferdinand Enke, Stuttgart 1981, ISBN 3-432-87823-0, S. 1408.</ref>

<math>\mathrm{2\ VCl_3\ +\ H_2\ \xrightarrow {\Delta T}\ 2\ VCl_2\ +\ 2\ HCl}</math>

Auch die Disproportionierung von Vanadium(III)-chlorid in Stickstoff<ref name="brauer" />

<math>\mathrm{2\ VCl_3\ \xrightarrow \ VCl_2\ +\ 2\ VCl_4}</math>

oder die direkte Reaktion von Vanadium mit Chlor sind möglich.<ref name="brauer" />

<math>\mathrm{V\ +\ Cl_2\ \xrightarrow \ VCl_2}</math>

Eigenschaften

Vanadium(II)-chlorid liegt als hellgrüne Blättchen vor. Es ist weniger hygroskopisch als Vanadium(III)- und Vanadium(IV)-chlorid und löst sich in Alkohol oder Ether<ref name="brauer" /> unter Bildung von blauen bzw. gelb-grünen Lösungen<ref name="IS4" />. Bei Lösung in Wasser bildet sich das violette [V(H₂O)₆]²⁺ Ion, welches bereits durch Luftsauerstoff oxidiert wird<ref name="IS4" />.

Es ist ein starkes Reduktionsmittel, mit welchem die Reduktion von Sulfoxiden zu Sulfiden, organische Aziden zu Aminen sowie die reduktive Kopplung einiger Alkylhalogenide möglich ist.

Vanadium(II)-chlorid besitzt eine trigonale Kristallstruktur mit der Raumgruppe P3m1 (Raumgruppen-Nr. 164)Vorlage:Raumgruppe/164, entsprechend der von Cadmiumiodid in der gleichen Raumgruppe.<ref name="brauer" />

Einzelnachweise

<references />

Vorlage:Klappleiste/Anfang Oxidationsstufe (II):  Vanadium(II)-fluorid | Vanadium(II)-chlorid | Vanadium(II)-bromid | Vanadium(II)-iodid

Oxidationsstufe (III):  Vanadium(III)-fluorid | Vanadium(III)-chlorid | Vanadium(III)-bromid | Vanadium(III)-iodid

Andere Oxidationsstufen:  Vanadium(IV)-fluorid | Vanadium(IV)-chlorid | Vanadium(IV)-bromid | Vanadium(V)-fluorid Vorlage:Klappleiste/Ende