Cobalt(II)-acetat

Die Herstellung von Cobalt(II)-acetat-tetrahydrat durch Reaktion von Cobalt(II)-oxid mit Essigsäure wurde erstmals 1777 erwähnt:[6]

${\displaystyle \mathrm {CoO+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow Co(CH_{3}COO)_{2}+H_{2}O} }$

Der Kristallwassergehalt wurde erstmals 1878 von H. Stallo bestimmt.[7] Die heute übliche Darstellungsmethode des Tetrahydrats ist die Reaktion von Cobalt(II)-carbonat mit Essigsäure.[8]

${\displaystyle \mathrm {CoCO_{3}+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow Co(CH_{3}COO)_{2}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow } }$

Wasserfreies Kobaltacetat kann durch Reaktion von Cobalt(II)-nitrat mit Essigsäureanhydrid hergestellt werden.[2]

Cobalt(II)-acetat (links) und Cobalt(II)-acetat-tetrahydrat (rechts).

Das Tetrahydrat kristallisiert im monoklinen Kristallsystem in der Raumgruppe P2₁/c (Raumgruppen-Nr. 14)Vorlage:Raumgruppe/14 mit den Gitterparametern a = 477,4 pm, b = 1184,3 pm, c = 829,0 pm und β = 93,14°.[8][9] In der Elementarzelle befinden sich zwei Formeleinheiten.[10] Die Kristalle sind isomorph zum Nickel(II)-acetat.[10]

Es existiert ferner auch ein basisches Cobalt(II)-acetat mit der Zusammensetzung Co₅(OH)₂(CH₃COO)₈. Es kristallisiert als Dihydrat und entsteht bei der Zersetzung von Cobalt(III)-acetylacetonat.[8][11]

Bei der Umsetzung von Ammoniumchromat mit Cobalt(II)-acetat entsteht ein Doppelsalz der Zusammensetzung (NH₄)₂Co(CrO₄)₂·6H₂O, das in Form von braungelben Prismen auskristallisiert.[12]

Beim Erhitzen gibt Cobalt(II)-acetat-Tetrahydrat zunächst sein Kristallwasser ab. Die Dehydratisierung ist bei 150 °C abgeschlossen[13] und läuft in zwei Stufen ab – es bildet sich intermediär ein Hemihydrat Co(CH₃COO)₂ · 0.5 H₂O.[14] Beim weiteren Erhitzen der wasserfreien Verbindung entsteht ein basisches Acetat mit der stöchiometrischen Zusammensetzung Co(OH)(CH₃COO).[14][15] Als Endprodukt der Zersetzung entsteht in Wasserstoffatmosphäre elementares Cobalt, in Stickstoffatmosphäre Cobalt(II)-oxid und an der Luft Cobalt(II,III)-oxid Co₃O₄.[15]

Cobalt(II)-acetat wird als Bleich- und Trockenmittel für Lacke und Firnisse und als Katalysator bei der Herstellung von Adipinsäure verwendet.[1]

1. Eintrag zu Cobalt(II)-acetat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 3. Januar 2023. (JavaScript erforderlich)
2. E. Späth: Über die Einwirkung von Essigsäureanhydrid auf Nitrate, in: Monatshefte für Chemie, 33 (3), 1912, S. 235–251; doi:10.1007/BF01519254.
3. Eintrag zu Cobalt di(acetate) im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
4. Eintrag in der SVHC-Liste der Europäischen Chemikalienagentur, abgerufen am 6. Dezember 2019.
5. G.J.A. Speijers, E.I. Krajnc, J.M. Berkvens, M.J. van Logten: Acute oral toxicity of inorganic cobalt compounds in rats. In: Food and Chemical Toxicology. Band 20, Nr. 3, Juni 1982, S. 311–314, doi:10.1016/S0278-6915(82)80298-6.
6. C. F. Wenzel: Lehre von der Verwandtschaft der Körper, Verlag Gerlach 1777, S. 194 (Volltext in der Google-Buchsuche).
7. F. W. Clarke: Einige Bestimmungen specifischer Gewichte, in: Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft, 11 (2), 1878, S. 1504–1507; doi:10.1002/cber.18780110261; Volltext bei gallica.
8. J. Matthes: Kristalline Cobalt(II)-carboxylate aus der Gasphase, Universität Bonn, Dissertation 2010, S. 7–8; urn:nbn:de:hbz:5N-20633.
9. A. N. Sobolev, E. B. Miminoshvili, K. E. Miminoshvili, T. N. Sakvarelidze: Cobalt diacetate tetrahydrate, in: Acta Cryst., E59 (10), 2003, m836–m837; doi:10.1107/S1600536803019093.
10. J. N. Van Niekerk, F. R. L. Schoening: The crystal structures of nickel acetate, Ni(CH₃COO)₂·4 H₂O, and cobalt acetate, Co(CH₃COO)₂·4 H₂O, in: Acta Crystallographica, 6 (7), 1953, S. 609–612; doi:10.1107/S0365110X5300171X.
11. R. Kuhlman, G. L. Schimek, J. W. Kolis: An Extended Solid from the Solvothermal Decomposition of Co(acac)₃: Structure and Characterization of Co₅(OH)₂(O₂CCH₃)₈·2H₂O, in: Inorg. Chem., 38 (1), 1999, S. 194–196; doi:10.1021/ic9802855.
12. R. Abegg, F. Auerbach: Handbuch der anorganischen Chemie, Bd. 4, S. Hirzel Verlag, 1921, S. 400; Volltext.
13. R. W. Grimes, A. N. Fitch: Thermal decomposition of cobalt(II) acetate tetrahydrate studied with time-resolved neutron diffraction and thermogravimetric analysis, in: Journal of Materials Chemistry, 1, 1991, S. 461–468; doi:10.1039/JM9910100461.
14. T. Wanjun, C. Donghua: Mechanism of thermal decomposition of cobalt acetate tetrahydrate, in: Chemical Papers, 61 (4), 2007, S. 329–332; doi:10.2478/s11696-007-0042-3.
15. M. A. Mohamed, S. A. Halawy, M. M. Ebrahim: The non-isothermal decomposition of cobalt acetate tetrahydrate. A kinetic and thermodynamic study, in: Journal of Thermal Analysis and Calorimetry, 41, 1994, S. 387–404; doi:10.1007/BF02549322.