Chlorure de cobalt(II)

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher
Page d'aide sur les redirections « CoCl2 » redirige ici. Pour COCl2, voir phosgène.
Chlorure de cobalt(II)
Cobaltous chloride anhydrous.jpgCobaltous chloride.jpg
Chlorure de cobalt anhydre et hexahydrate
Kristallstruktur Cadmiumchlorid.png
__ Co2+     __ Cl
Structure cristalline du chlorure de cobalt
Identification
Nom IUPAC chlorure de cobalt(II)
Synonymes

chlorure cobalteux
dichlorure de cobalt

No CAS 7646-79-9 (anhydre)
16544-92-6 (dihydrate)
7791-13-1 (hexahydrate)
No EINECS 231-589-4
No RTECS GF9800000
PubChem 3032536
SMILES
InChI
Apparence cristaux bleus (anhydre), violets (hexahydrate), bleu-violet (monohydrate), bleu-violet foncé (mono hémihydrate), rose-violet (dihydrate), fleur de pêcher rouge (tétrahydrate)[1]
Propriétés chimiques
Formule brute Cl2CoCoCl2
Masse molaire[2] 129,839 ± 0,004 g/mol
Cl 54,61 %, Co 45,39 %,
Propriétés physiques
fusion 735 °C[1]
ébullition 1 049 °C[1]
Solubilité 529 g·l-1 (eau, 20 °C)[1]
Masse volumique 3,356 g·cm-3[1]
Pression de vapeur saturante 100 hPa (818 °C)[3]
53 hPa (770 °C)[3]
Précautions
Directive 67/548/EEC[1],[3]
Toxique
T
Dangereux pour l’environnement
N

Transport[1]
90
   3077   
NFPA 704[3]

Symbole NFPA 704

 
SGH[3]
SGH08 : Sensibilisant, mutagène, cancérogène, reprotoxiqueSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
H302, H317, H334, H341, H350i, H360F, H410, P201, P261, P273, P280, P308+P313, P501,
Écotoxicologie
DL50 55 mg/kg (cochon d'inde oral)[4]

49 mg/kg (souris, intrapéritonéal)[5]
23,3 mg/kg (souris, i.v.)[6]
80mg/kg (souris, oral)[4]
17,402 mg/kg (rat, intrapéritonéal)[7]
4,3 mg/kg (rat, , i.v.)[6]

80 mg/kg (rat oral)[4]
CL50 0,33 mg/l - 96 h (carpe)[3]
LogP 0,85[3]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le chlorure de cobalt(II) est un composé inorganique constitué de cobalt et de chlore, de formule CoCl2. On le trouve usuellement sous la forme d'hexahydrate CoCl2•6H2O, qui est le composé du cobalt le plus commun en laboratoire[8]. Cette forme hexahydrate est violette, alors que la forme anhydre est bleu ciel.

Propriété[modifier | modifier le code]

Une solution contenant l'ion [CoCl4]2-(aq)

À l'état solide, le CoCl2•6H2O consiste en une molécule de trans-[CoCl2(H2O)4] et de deux molécules d'eau de cristallisation[9]. La structure cristalline de l'anhydre est identique à celle du chlorure de cadmium. Anhydre et hexahydrate se dissolvent facilement dans l'eau et dans l'éthanol. Les solutions aqueuses de CoCl2 et de son hydrate contiennent l'espèce [Co(H2O)6]2+, ainsi que des ions chlorure. Ces solutions concentrées sont rouges à température ambiante et deviennent bleues lorsqu'elles sont chauffées[10].

CoCl2•6H2O est déliquescent le sel anhydre CoCl2 est hygroscopique, se convertissant rapidement en hydrate. Le chlorure de cobalt(II) donne une flamme bleu-vert.

Synthèse[modifier | modifier le code]

Les formes hydratées de chlorure de cobalt sont préparées à partir d'hydroxyde de cobalt(II) ou de carbonate de cobalt(II) et d'acide chlorhydrique :

Co(OH)2 + 2 HCl → Co(H2O)6Cl2
CoCO3 + 2 HCl → CoCl2 + H2O + CO2

Lorsqu'il est chauffé, l'hexahydrate se déshydrate par étapes[11].

Réactions[modifier | modifier le code]

Structure du complexe de cobalt(IV) avec l'anion norbornyle.

En général, les solution aqueuses de chlorure de cobalt(II) se comportent comme les autres solutions de sel de cobalt(II) puisque ces solutions contiennent des ions [Co(H2O)6]2+ indifféremment du contre-ion. De telles solutions donnent un précipité de sulfure de colbalt (CoS) lorsque traitées avec du sulfure d'hydrogène (H2S). CoCl2•6H2O et CoCl2 sont des acide de Lewis faibles qui réagissent pour donner un adduit, en général octaédrique ou tétraédrique. Avec la pyridine (C5H5N), on obtient un complexe octaédrique :

CoCl2•6H2O + 4 C5H5N → CoCl2(C5H5N)4 + 6 H2O

Avec le ligand encombré triphénylphosphine (P(C6H5)3), on obtient des complexes tétraédriques :

CoCl2•6H2O + 2 P(C6H5)3 → CoCl2{P(C6H5)3}2 + 6 H2O

La réaction entre le composé anhydre et le cyclopentadiénure de sodium donne le cobaltocène. Ce composé à 19 électrons est un bon agent réducteur, car il est facilement oxydé en cation cobaltacénium jaune à 18 électrons.

La réaction du1-norbonyllithium avec le CoCl2•THF dans le pentane produit le tétralkyle de cobalt(IV), un composé marron, stable thermiquement[12],[13], un rare exemple de composé métal/alcane saturé stable[8], d'autres produits étant obtenus dans d'autres solvants[14].

Dérivés Co(III)[modifier | modifier le code]

En présence d'ammoniac ou d'amines, le cobalt(II) est facilement oxydé par le dioxygène de l'atmosphère pour former divers complexes de cobalt(III). Par exemple, la présence d'ammoniac déclenche l'oxydation du chlorure de cobalt(II) en chlorure d'hexamminecobalt(III) :

4 CoCl2•6H2O + 4 NH4Cl + 20 NH3 + O2 → 4 [Co(NH3)6]Cl3 + 26 H2O

Cette réaction est souvent réalisée en présence de charbon comme catalyseur et parfois le peroxyde d'hydrogène est utilisé à la place de l'air. La présence d'autres ligands fortement basiques, tels que le carbonate, l'acétylacétonate ou l'oxalate provoque la formation de dérivés Co(III), alors que la présence de carboxylates ou d'halogénures ne le permet pas.

Contrairement aux complexes de Co(II), les complexes de Co(III) sont très lents pour échanger leurs ligands, et on les considère souvent comme « cinétiquement inertes ».

Instabilité de CoCl3[modifier | modifier le code]

L'existence du chlorure de cobalt(III) chloride, CoCl3 est mise en doute, même si ce composé est listé dans certains recueils[15]. Selon Greenwood and Earnshaw, le seul composant binaire stable du cobalt et d'halogènes, si l'on exclut CoF3, sont des dihalogénures[8]. La stabilité de Co(III) en solution est considérablement accrue en présence de ligands dont la basicité de Lewis est plus grande que celle du chlorure, tels que les amines.

Utilisation[modifier | modifier le code]

En laboratoire, le chlorure de cobalt(II) sert de précurseur à d'autres composés du cobalt

En raison de la facilité de la réaction hydration/déshydration et du changement de couleur qu'elle induit, le chlorure de cobalt est utilisé comme indicateur d'humidité dans les dessicants.

Il peut être (rarement) utilisé en synthèse organique et pour la galvanoplastie d'objets par le cobalt métallique.

Il est parfois utilisé comme « encre invisible », car la solution aqueuse du composé hexahydraté est à peine visible sur le papier, et une fois chauffé (par exemple avec une bougie), apparait une encre d'un bleu profond.

Le chlorure de cobalt(II) peut être utilisé comme additif à l'électrolyte utilisé dans les accumulateurs au plomb (en général l'acide sulfurique), afin d'augmenter les performances et la durée de vie de la batterie.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d, e, f et g Entrée de « Cobalt dichloride » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 23 septembre 2012 (JavaScript nécessaire)
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. a, b, c, d, e, f et g Fiche Sigma-Aldrich du composé Cobalt(II) chloride, consultée le 23 septembre 2012.
  4. a, b et c Hygiene and Sanitation Vol. 36(1-3), Pg. 277, 1971
  5. Naunyn-Schmiedeberg's Archiv fuer Experimentelle Pathologie und Pharmakologie. Vol. 244, Pg. 17, 1962 PubMed
  6. a et b Indian Journal of Pharmacology. Vol. 23, Pg. 153, 1991
  7. Journal of the American Pharmaceutical Association, Scientific Edition. Vol. 48, Pg. 143, 1959
  8. a, b et c Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth–Heinemann. ISBN 0080379419.
  9. Wells, A. F. (1984), Structural Inorganic Chemistry (5th ed.), Oxford: Clarendon Press, ISBN 0-19-855370-6
  10. The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
  11. John Dallas Donaldson, Detmar Beyersmann, "Cobalt and Cobalt Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim, 2005. DOI:10.1002/14356007.a07_281.pub2
  12. (en) Barton K. Bower and Howard G. Tennent, « Transition metal bicyclo[2.2.1]hept-1-yls », J. Am. Chem. Soc., vol. 94, no 7,‎ 1972, p. 2512–2514 (lien DOI?)
  13. (en) Erin K. Byrne, Darrin S. Richeson and Klaus H. Theopold, « Tetrakis(1-norbornyl)cobalt, a low spin tetrahedral complex of a first row transition metal », J. Chem. Soc., Chem. Commun., no 19,‎ 1986, p. 1491–1492 (lien DOI?)
  14. (en) Erin K. Byrne, Klaus H. Theopold, « Synthesis, characterization, and electron-transfer reactivity of norbornyl complexes of cobalt in unusually high oxidation states », J. Am. Chem. Soc., vol. 111, no 11,‎ 1989, p. 3887–3896 (lien DOI?)
  15. Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.