Der farblose Feststoff Cadmiumiodid, CdI₂, ist eine chemische Verbindung des Nebengruppenelements Cadmium mit Iod. Aufgrund seiner besonderen Schichtstruktur ist es weniger salzartig als die Verbindungen des Typs CdX₂ mit den leichteren Halogenen Fluor und Chlor. CdI₂ ist der Prototyp einer AB2-Struktur mit hexagonal-dichtester Kugelpackung.

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Darstellung

Die Darstellung von Cadmiumiodid gelingt aus den Elementen bei erhöhter Temperatur oder durch die Reaktion von Iodwasserstoff in wässriger Lösung mit Cadmium oder Cadmiumcarbonat. In letzterem Fall entsteht ein Hydrat, das mit Thionylchlorid behandelt wird, um wasserfreies CdI₂ zu erhalten.

Cadmiumiodid-Struktur

Die Iodidionen I^{− bilden eine hexagonal-dichteste Kugelpackung, in der jede zweite Oktaederlückenschicht vollständig mit Cadmiumionen Cd^{2+ besetzt ist. Die Cadmiumionen sind oktaedrisch von sechs Iodidionen umgeben, wobei jedes Iodidion die Spitze einer trigonalen Pyramide mit drei Cadmiumionen als Grundfläche bildet (Koordination = 6:3). Daraus resultiert eine Schichtgitterstruktur, die in einer Reihe von anorganischen Salzen und Mineralien vorhanden ist. Der Bindungstyp für Cd-I ist ionisch mit kovalentem Bindungsanteil, wohingegen die Iodidschichten nur durch schwache Van-der-Waals-Kräfte zusammengehalten werden. Die CdI₂-Struktur besitzt in der trigonalen Raumgruppe eine Elementarzelle mit den Zellkonstanten a = b = 4.24 Å, c = 6.84 Å, α = β = 90° und γ = 120°, wobei die Schichtfolge ABAB ist. Der stabilste Polytyp kristallisiert in der hexagonalen Raumgruppe und weist die Zellkonstanten a = b = 4.24 Å, c = 13.67 Å, α = β = 90° und γ = 120° auf. Die Schichtabfolge der Iodidionen ist in diesem Fall ABCB, jedoch kann Cadmiumiodid auch mit anderer Schichtenanordnung (z. B. ABCACB) in den trigonalen Raumgruppen , und existieren (siehe Weblinks).}}

Folgende Verbindungen nehmen als Feststoffe die CdI₂-Struktur an, die als der entsprechende Prototyp gilt:

Iodide wenig polarisierender Kationen, sowie Bromide und Chloride stärker polariserender Kationen
Hydroxide von Dikationen M^{2+ der allgemeinen Formel M(OH)₂}
Sulfide, Selenide und Tellurid von Metallionen M⁴⁺ der allgemeinen Formel MX₄ mit X = S, Se, Te

Verbindungen des CdI₂-Typs

Iodide

MgI₂, TiI₂

Bromide

MgBr₂, TiBr₂, CdBr₂

Chloride

TiCl₂, VCl₂

Hydroxide von M²⁺

Mg(OH)₂, Ni(OH)₂, Ca(OH)₂

Chalkogenide von M⁴⁺

TiS₂, ZrS₂, TiSe₂, SiTe₂,

Fluoride und Carbide

Ag₂F und W₂C gehören zum anti-CdI₂-Typ mit großen Metallkationen auf den Iodid-Positionen, während die Anionen die Oktaederlücken besetzen.

Eigenschaften und Verwendung

Cadmiumiodid bildet an Luft stabile, weiß glänzende, hexagonale Plättchen, die bedingt durch die Schichtstruktur leicht spaltbar sind. Eine relativ neu entdeckte Modifikation des Cadmiumiodids sind die gut charakterisierten Nanopartikel, die CdI₂ bei der Bestrahlung mit Elektronen bildet, wobei Nanoröhren und Fulleren-artige Strukturen entstehen (siehe Weblinks). Mit Iodiden können die Halogenokomplexe CdI₃⁻ und CdI₄²⁻ erhalten werden. In konzentrierter Lösung bildet Cadmium(II)-iodid eine Komplexverbindung der Formel Cd[CdI₄]. Formal handelt es sich um Cadmium(II)-tetraiodocadmat(II). Dieses Verhalten, das auch als Autokomplex-Bildung bezeichnet wird, beobachtet man auch bei Cadmium(II)-chlorid und -bromid. Cadmiumiodid findet im chemischen Labor Verwendung, sowie in der Industrie bei der Herstellung chemischer Feinprodukte (z. B. Leuchtfarben). Es wird auch bei photographischen Verfahren wie der Ferrotypie eingesetzt.

Sicherheitshinweise

Cadmiumiodid ist giftig beim Einatmen und Verschlucken, besitzt chronische Toxizität und wirkt krebserregend in Tierversuchen. Die letale Dosis LD₅₀ beträgt bei Mäusen 166 mg/kg. Als niedrigste bekannte tödliche Dosis bei oraler Aufnahme durch den Menschen (LD_Lo) werden 81 mg/kg angegeben. Außerdem ist die Öko-Giftigkeit von Cadmiumiodid sehr hoch, insbesondere für Wasserorganismen, zumal es in Gewässern langfristige Schäden hervorrufen kann.

Quellen

↑ ^a ^b ^c ^d ^e ^f ^g ^h BGIA-Gestis Gefahrstoffdatenbank

Literatur

Holleman-Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Berlin, New York: De Gruyter 1995. ISBN 3-11-01-2641-9
N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.

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