Pentafluoruro di iodio

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Pentafluoruro di iodio
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Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare IF5
Massa molecolare (u) 221,89
Aspetto liquido incolore o giallo chiaro
Numero CAS [7783-66-6]
Numero EINECS 232-019-7
PubChem 522683
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 3,250
Solubilità in acqua reagisce
Temperatura di fusione 8,5 °C (281,6 K)
ΔfusH0 (kJ·mol−1) 11,21
Temperatura di ebollizione 102 °C (375 K)
ΔebH0 (kJ·mol−1) 35,92
Sistema cristallino monoclino gruppo C2/c
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1) −839,3
ΔfG0 (kJ·mol−1) −771,6
C0p,m(J·K−1mol−1) 99,1
Proprietà tossicologiche
LD50 (mg/kg) 890 mg/m3 per inalazione (topo)

146 mg/kg per ingestione (topo) 129 mg/kg per contatto (topo)

Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
Comburente Tossico
Frasi R 8, 14, 23/24/25, 35
Frasi S 7/9, 26, 36/37/39, 45

Il pentafluoruro di iodio è il composto chimico interalogeno di formula IF5. A temperatura ambiente è un liquido incolore. È un composto molto reattivo, con forti proprietà ossidanti e fluoruranti. Reagisce violentemente con l'acqua. IF5 è disponibile commercialmente e viene usato come fluorurante selettivo di composti organici.

Struttura molecolare e configurazione elettronica[modifica | modifica wikitesto]

A temperatura ambiente IF5 puro è un liquido incolore volatile, ma spesso appare giallo chiaro per presenza di impurità. Si tratta di un composto molecolare. Numerose tecniche spettroscopiche, tra cui diffrazione a raggi X e RMN al 19F, hanno permesso di stabilire che la molecola IF5 ha la forma di piramide a base quadrata (simmetria C4v), con l'atomo di iodio leggermente al di sotto del piano di base. La forma di piramide a base quadrata è in accordo con la teoria VSEPR, dato che attorno allo iodio è presenta anche una coppia di elettroni non condivisa.

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

La prima sintesi di IF5 risale al 1891, ad opera di Henri Moissan,[1] che lo ottenne bruciando iodio con fluoro gassoso:

I2 + 5F2 → 2IF5

In seguito le condizioni di reazione sono state migliorate.[2][3]

Reattività[modifica | modifica wikitesto]

In generale IF5 è un energico agente fluorurante e ossidante, ma meno violento degli analoghi ClF5 e BrF5, e reagisce con la maggior parte dei metalli e non metalli formando i corrispondenti fluoruri. Allo stato liquido IF5 puro mostra una bassa conducibilità, che è stata attribuita ad una parziale autoionizzazione secondo l'equilibrio

2IF5 ⇄ [IF4]+ + [IF6]-

Reazione di idrolisi[modifica | modifica wikitesto]

La reazione con acqua è molto violenta e porta alla formazione di acido iodico e acido fluoridrico:

IF5 + 3H2O → HIO3 + 5HF

Come donatore di ioni fluoruro[modifica | modifica wikitesto]

IF5 reagisce con basi molto forti come AsF5 o SbF5 formando cationi IF4+. Ad esempio:

IF5 + 2SbF5 → [IF4]+[Sb2F11]-

Il catione IF4+ è isoelettronico e isostrutturale con SF4 e ha struttura ad altalena.

Come accettore di ioni fluoruro[modifica | modifica wikitesto]

Con CsF e KF si formano sali contenenti l'anione IF6-. Ad esempio:

IF5 + CsF → [Cs]+[IF6]-

L'anione IF6- non ha una struttura ottaedrica regolare, dato che attorno all'atomo centrale c'è anche una coppia di elettroni non condivisa.

Usi[modifica | modifica wikitesto]

IF5 è disponibile commercialmente ed è usato principalmente in reazioni di fluorurazione selettiva di composti organici. Un esempio è la reazione con perfluoroalcheni:[4]

2I2 + IF5 + 5CF2=CF2 → 5CF3CF2I

Dal punto di vista industriale IF5 ha due vantaggi: 1) è più comodo da maneggiare rispetto a F2, dato che IF5 è un liquido mentre F2 è un gas; 2) è un agente fluorurante energico, ma non eccessivamente violento come gli analoghi ClF5 e BrF5.

Tossicità[modifica | modifica wikitesto]

IF5 è un composto molto reattivo e corrosivo, pericoloso per la salute e per l'ambiente. Reagisce con l'acqua e l'umidità dell'aria formando acido fluoridrico, anch'esso corrosivo. È corrosivo per tutte le mucose, gli occhi e la pelle, provocando ustioni gravi.[5]

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ M. H. Moissan, Nouvelles recherches sur le fluor in Annales de chimie et de physique, vol. 6, 1891, pp. 224–282.
  2. ^ O. Ruff e R. Keim, Das Jod-7-fluorid in Z. Anorg. Allg. Chemie, vol. 193, 1/2, 1930, pp. 176–186, DOI:10.1002/zaac.19301930117.
  3. ^ O. Ruff e R. Keim, Fluorierung von Verbindungen des Kohlenstoffs (Benzol und Tetrachlormethan mit Jod-5-fluorid, sowie Tetrachlormethan mit Fluor) in Z. Anorg. Allg. Chemie, vol. 201, nº 1, 1931, pp. 245-258, DOI:10.1002/zaac.19312010122.
  4. ^ W. I. Bailey e A. J. Woytek, Halogens in Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, 4ª ed., John Wiley & Sons, 1998.
  5. ^ Scheda di sicurezza di IF5

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 2ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2005, ISBN 0-13-039913-2.
  • N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
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