ZnCl2

Kristallstruktur
__ Zn2+     __ Cl-
Allgemeines
Name	Zinkchlorid
Andere Namen	Zink(II)-chlorid Zinkchlorür Chlorzink Salzsaures Zink
Verhältnisformel	ZnCl2
CAS-Nummer	7646-85-7
Kurzbeschreibung	weißes, körniges Pulver
Eigenschaften
Molare Masse	136,29 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,91 g·cm−3 (25 °C)[1]
Schmelzpunkt	318 °C[1]
Siedepunkt	732 °C[1]
Löslichkeit	sehr leicht löslich in Wasser: 4300 g·l−1[1]; gut löslich in Alkohol
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [2] Ätzend Umwelt- gefährlich (C) (N) R- und S-Sätze R: 22-34-50/53 S: (1/2)-26-36/37/39-45-60-61
LD50	Ratte, oral: 350 mg·kg−1[3]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Zinkchlorid (ZnCl₂) ist ein weißes, körniges Pulver, das beim Erhitzen von Zink in Chlor oder von Zinksulfat mit Calciumchlorid, auch beim Lösen von Zink, Zinkoxid oder Zinkblende in Salzsäure entsteht.

Geschichte

Zinkchlorid wurde 1648 von Johann Rudolph Glauber aus Galmei und 1741 von Johann Heinrich Pott aus Zink dargestellt.

Gewinnung und Darstellung

Zur Darstellung von reinem Zinkchlorid löst man Zink in Salzsäure, wobei das Metall zuletzt im Überschuss vorhanden sein muss, behandelt die Lösung mit Chlor, um Eisen in Eisen(III)-chlorid (FeCl₃) umzuwandeln, fällt dann das Eisenhydroxid durch Digerieren mit Zinkoxid, filtriert und verdampft, bis ein Tropfen auf einer kalten Porzellanplatte erstarrt.

Bei stärkerem Verdampfen entweicht Salzsäure, und das Präparat gibt dann infolge der Bildung von basischem Zink eine trübe Lösung. Verdampft man zur Trockne, so erhält man bei stärkerem Erhitzen ein Sublimat von wasserfreiem Zinkchlorid.

Im großen Maßstab erhält man Zinkchlorid durch Lösen zinkischer Ofenbrüche (Zinkoxid) in Salzsäure, durch Behandeln von Zinkblende mit Salzsäure, wobei das entweichende Schwefelwasserstoffgas (H₂S) für die Schwefelsäurefabrikation verwertet wird, ferner durch Auslaugen gerösteten blendehaltigen Schwefelkieses.

Eigenschaften

Wasserfreies Zinkchlorid ist weißlich, durchscheinend (Zinkbutter), vom spezifischen Gewicht 2,75, schmilzt bei über 318 °C, destilliert bei Rotglut, ist sehr hygroskopisch und sehr leicht löslich in Alkohol. Die Lösung wird beim Verdampfen sirupartig und liefert, mit etwas Salzsäure versetzt, farblose, sehr zerfließliche Kristalle mit einem Molekül Wasser.

Zinkchlorid schmeckt brennend, wirkt stark ätzend, löst Pflanzenfasern, entzieht vielen organischen Stoffen – in der Weise wie konzentrierte Schwefelsäure – Wasser, verkohlt beispielsweise Holz, führt zur Umwandlung von Alkohol in Ether (Äther), Papier in Pergamentpapier etc.

Verwendung

Man benutzt Zinkchlorid zum Imprägnieren von Holz, zur Konservierung tierischer Stoffe, beim Raffinieren von Öl, bei der Darstellung von Pergamentpapier, Ether (Äther), Stearinsäure; mit Chlorkalk zum Bleichen des Papiers, in der Färberei als Beize für Anilinblau, zur Darstellung mancher Teerfarben und des Garancins, zum Beizen und Färben des Messings, zum Leimen der Papiermasse, zum Desinfizieren, bei chemischen Arbeiten als wasserentziehendes Mittel, in der Medizin als Ätzmittel, eine konzentrierte Lösung zum gleichmäßigen Erhitzen von Gefäßen auf eine bestimmte höhere Temperatur.

Eine Lösung von sirupartigem Zinkchlorid, mit Zinkoxid angerührt, erstarrt und gibt eine aus basischem Zinkchlorid bestehende weiße, sehr harte Masse, die als Zahn- und Metallkitt benutzt werden kann, besonders wenn man etwas Glaspulver zusetzt. Auch Anstriche, in denen sich Zinkoxidchlorid bildet, sind empfohlen worden.

Zinkchlorid

Man mischt beispielsweise 4 l säurefreie Zinkchloridlösung von 58 °Bé (entsprechend einer Dichte von 1,74 g/cm³) mit 10 l einer Lösung, welche 2 % kohlensaures Natron enthält, und setzt Zinkoxid bis zur gehörigen Konsistenz hinzu. Diese geruchlose und billige Mischung muss sofort verbraucht werden. Der Anstrich ist dauerhaft, verträgt aber keine färbenden Zusätze. Eine Lösung von Zinkchlorid vom spezifischen Gewicht 1,7, mit überschüssigem Zinkoxid gekocht, löst Seide.

Aus gemischten, sehr konzentrierten Lösungen von Zinkchlorid und Salmiak oder aus einer Lösung von Zinkoxid oder Zinkhydroxid in Salmiak kristallisiert Ammoniumzinkchlorid (NH₄)₂[ZnCl₄]. Eine Lösung von Zink in konzentrierter Salzsäure, welche ebenso viel Salmiak wie Zink enthält (Lötwasser), beseitigt die Oxide von einem Metallstück (Kupfer, Eisen) ehe es verlötet oder verzinnt wird.

Man kann alternativ aber auch eine mit etwas Salzsäure angesäuerte etwa 30 %-ige Lösung von Zinkchlorid in Wasser unter Zusatz von wenig Ammoniumchlorid als Lötwasser verwenden. Es wird in der Technik als Benetzungs- und Oberflächenaktivierungsmittel zur Verzinnung bei etwa 300 °C eingesetzt. Das Zinkchlorid ist in der Lage, besonders in der Hitze die auf den Oberflächen z. B. von Stahl sich befindenden Oxide (Fe₂O₃) durch Komplexbildung aufzulösen, von der Stahloberfläche abzuführen und nach Verzinnung einen unmittelbaren Kontakt zwischen Stahl und Zinn zu ermöglichen: Es entsteht eine feste Bindung zwischen Stahl und Zinn.

Nachweise ^[4]

Natronlauge (NaOH) ergibt mit Zinkchlorid einen gallertartigen Niederschlag von Zinkhydroxid Zn(OH)₂, der sich im Überschuss des Fällungsmittels unter Bildung des tetraedischen, komplexen Tetrahydroxozinkat(II)²⁻ wieder löst. Mit Ammoniaklösung anstatt Natronlauge löst sich das zunächst entstehende Hydroxid zum Tetraminkomplex.

Wird Silbernitrat zu einer Lösung von Zinkchlorid gegeben, so bildet sich ein weißer Niederschlag von Silberchlorid:

$\mathrm{Cl^- + AgNO_3 \longrightarrow AgCl \downarrow + \ NO_3^-}$

Aus einer salzsauren, acetatgepufferten Lösung fällt das Zink mit Kaliumhexacyanoferrat als schwerlöslicher, weißlicher Niederschlag aus:

$\mathrm{3 \ Zn^+ + K_4[Fe(CN)_6] \longrightarrow 2 \ K^+ + K_2Zn_3[Fe(CN)_6]_2 \downarrow}$

Zink kann auch als Rinmans Grün nachgewiesen werden.

Quellen

1. ↑ ^{a b c d} Eintrag zu Zinkchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 11.11.2007 (JavaScript erforderlich)
2. ↑ Eintrag zu CAS-Nr. 7646-85-7 im European chemical Substances Information System ESIS
3. ↑ Sicherheitsdatenblatt (Merck)
4. ↑ Jander,Blasius Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum, 14. Aufl. 1995