Acetonitrile
| Acetonitrile | |||
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| Nome IUPAC | |||
| etanonitrile | |||
| Nomi alternativi | |||
| cianuro di metile cianometano metanocarbonitrile | |||
| Caratteristiche generali | |||
| Formula bruta o molecolare | C2H3N | ||
| Massa molecolare (u) | 41,05 | ||
| Aspetto | liquido incolore | ||
| Numero CAS | |||
| Numero EINECS | 200-835-2 | ||
| PubChem | 6342 | ||
| SMILES | CC#N | ||
| Proprietà chimico-fisiche | |||
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 0,78[1] | ||
| Solubilità in acqua | completa a 20 °C | ||
| Temperatura di fusione | −45 °C (228 K)[1] | ||
| Temperatura di ebollizione | 82 °C (355 K)[1] | ||
| ΔebH0 (kJ·mol−1) | 34,2 | ||
| Tensione di vapore (Pa) a 293 K | 9700 | ||
| Proprietà termochimiche | |||
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | 40,6 | ||
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | 86,5 | ||
| S0m(J·K−1mol−1) | 149,6 | ||
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 91,5 | ||
| Proprietà tossicologiche | |||
| LD50 (mg/kg) | 269 mg/kg orale, topo[2] | ||
| Indicazioni di sicurezza | |||
| Punto di fiamma | 2 °C (275 K)[1] | ||
| Limiti di esplosione | 3 - 17% vol.[1] | ||
| Temperatura di autoignizione | 525 °C (798 K)[1] | ||
| Simboli di rischio chimico | |||
 
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| pericolo | |||
| Frasi H | 225 - 332 - 302 - 312 - 319 [1] | ||
| Consigli P | 210 - 240 - 302+352 - 305+351+338 - 403+233 [1] | ||
L'acetonitrile è il composto chimico di formula CH3CN. In condizioni normali è un liquido incolore volatile, con odore etereo, miscibile in acqua in tutte le proporzioni. È il più semplice nitrile organico, e si ottiene principalmente come sottoprodotto della sintesi dell'acrilonitrile.[3][4] Lo scheletro N–C–C è lineare e la distanza C–N è piccola, 1,16 Å.[5] Viene usato in primo luogo come solvente aprotico polare nelle sintesi organiche, nella purificazione del butadiene e nella produzione di malononitrile.[3][4]
Sintesi[modifica | modifica wikitesto]
L'acetonitrile fu preparato per la prima volta dal chimico francese Jean Baptiste Dumas nel 1847.[6] Industrialmente si ottiene come sottoprodotto della ammonossidazione del propilene per la sintesi di acrilonitrile; a volte l'acetonitrile ottenuto non viene raccolto e purificato, ma è usato direttamente come combustibile per l'impianto.[4] In scala di laboratorio, può essere ottenuto per disidratazione dell'acetammide con P2O5.
Usi[modifica | modifica wikitesto]
Nell'industria chimica l'acetonitrile è usato principalmente nella purificazione del butadiene e nella produzione di malononitrile; è anche spesso impiegato come solvente nella sintesi di antibiotici.[3]
In laboratorio si usa come solvente di polarità media, miscibile con acqua e vari solventi organici, ma immiscibile con idrocarburi saturi. È liquido in un intervallo di temperature molto ampio, ha una costante dielettrica elevata (38,8) e un momento dipolare di 3,84 D,[4] e può solubilizzare una varietà di composti sia ionici che apolari. Viene impiegato utilmente come fase mobile in tecniche analitiche come HPLC e HPLC-MS.
In chimica organica oltre che come solvente si può utilizzare come componente (building block) a due atomi di carbonio[7] per la sintesi di altri composti come ad esempio acetammidina, tiamina e acido 1-naftilacetico.[8] La reazione con cloruro di cianogeno porta a malononitrile.[4]
Nella chimica di coordinazione oltre che come solvente l'acetonitrile viene utilizzato anche come legante, essendo una molecola con caratteristiche basiche. Come legante ha la caratteristica di essere facilmente rimpiazzabile in reazioni di sostituzione dei leganti.[9][10][11]
Tossicità / Indicazioni di sicurezza[modifica | modifica wikitesto]
L'acetonitrile è un composto tossico, anche se in misura minore rispetto ad altri nitrili come propionitrile e butirronitrile.[2] Il composto è tossico per inalazione, ingestione e contatto con la pelle. Irrita fortemente gli occhi e causa disordini al sistema cardiovascolare e al sistema nervoso centrale. L'avvelenamento da acetonitrile può manifestarsi anche a ore di distanza dalla contaminazione, dato che l'organismo lo metabolizza in prodotti vari, tra i quali acido cianidrico e ione tiocianato. L'inalazione di quantitativi elevati causa mal di testa, nausea, dolori addominali, calo di pressione e insufficienza respiratoria che può portare alla morte. Non risultano dati indicanti effetti cancerogeni.[1]
Note[modifica | modifica wikitesto]
Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]
- (EN) P. J. Chenier, Survey of Industrial Chemistry, 3ª ed., New York, Kluwer, 2002, ISBN 0-306-47246-5.
- (EN) A. Company, J. Lloret, L. Gomez e M. Costas, Alkane C–H Oxygenation Catalyzed by Transition Metal Complexes, in P. Pérez (a cura di), Alkane C-H Activation by Single-Site Metal Catalysis, Dordrecht, Springer, 2012, ISBN 978-90-481-3697-1.
- (EN) S. A. DiBiase, J. R. Beadle e G. W. Gokel, Synthesis of α,β-unsaturated nitriles from acetonitrile: Cyclohexylideneacetonitrile and cinnamonitrile, in Org. Synth., vol. 62, 1984, pp. 179, DOI:10.15227/orgsyn.062.0179.
- (EN) Dumas, Action de l'acide phosphorique anhydre sur les sels ammoniacaux, in Comptes rendus, vol. 25, 1847, pp. 383-384.
- GESTIS, Acetonitrile, su gestis-en.itrust.de, 2016. URL consultato il 13 gennaio 2017. Pagina dell'acetonitrile nel data base GESTIS.
- (EN) K. Karakida, T. Fukuyama e K. Kuchitsu, Molecular Structures of Hydrogen Cyanide and Acetonitrile as Studied by Gas Electron Diffraction, in Bulletin of the Chemical Society of Japan, vol. 47, n. 2, 1974, pp. 299–304, DOI:10.1246/bcsj.47.299.
- (EN) I. Ojima, A. T. Vu e D. Bonafoux, Product Class 5: Organometallic Complexes of Rhodium, in M. Lautens (a cura di), Science of Synthesis: Houben-Weyl Methods of Molecular Transformations, vol. 1, Stoccarda, Georg Thieme, 2014, ISBN 3-13-112131-9.
- (EN) L. A. Oro e E. Sola, Mechanistic Aspects of Dihydrogen Activation and Catalysis by Dinuclear Complexes, in M. Peruzzini e R. Poli (a cura di), Recent Advances in Hydride Chemistry, Amsterdam, Elsevier, 2001, ISBN 0-444-50733-7.
- (EN) P. Patnaik, A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances, 3ª ed., Wiley-Interscience, 2007, ISBN 0-471-71458-5.
- (EN) P. Pollak e G. Romeder, Nitriles, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a17_363.
- (EN) P. Wexler (a cura di), Encyclopedia of Toxicology, vol. 1, 2ª ed., Elsevier, 2005, ISBN 0-12-745354-7.
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