Pentacloruro di antimonio
| Pentacloruro di antimonio | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| Pentacloruro di antimonio | |
| Nomi alternativi | |
| Cloruro di antimonio(V) | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | SbCl5 |
| Massa molecolare (u) | 299,02 |
| Aspetto | liquido fumante incolore o giallastro |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 231-601-8 |
| PubChem | 24294 e 90479165 |
| SMILES | Cl[Sb](Cl)(Cl)(Cl)Cl e [Cl-].[Cl-].[Cl-].[Cl-].[Cl-].[Sb+5] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,336 |
| Indice di rifrazione | 1,59255 |
| Solubilità in acqua | reazione violenta |
| Temperatura di fusione | 2,8 °C (276 K) |
| Temperatura di ebollizione | 140 °C (413 K) dec |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 1115 ratto, orale |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Punto di fiamma | 77 °C (350 K) |
| Simboli di rischio chimico | |
 
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| Frasi R | 34-51/53 |
| Frasi S | (1/2)-26-45-61 |
Il pentacloruro di antimonio è il composto inorganico di formula SbCl5. In questo composto l'antimonio ha numero di ossidazione +5. In condizioni normali è un liquido incolore fumante, di odore pungente, che reagisce violentemente con l'acqua.[1] È un composto corrosivo, tossico per l'ambiente.
Proprietà fisiche
[modifica | modifica wikitesto]In condizioni normali il pentacloruro di antimonio puro è un liquido incolore, ma è spesso giallo per la presenza di cloro disciolto. La temperatura di ebollizione è 140 °C, ma già a 70 °C inizia a decomporsi, formando cloro e tricloruro di antimonio.
Struttura
[modifica | modifica wikitesto]Il pentacloruro di antimonio è un composto molecolare; allo stato liquido consta di molecole con struttura a bipiramide trigonale, con simmetria D3h, analoga a PF5. Questa struttura è in accordo con la teoria VSEPR e viene mantenuta anche in fase solida fino a 219 K. Le distanze Sb–Cl assiali risultano di 233 pm e quelle equatoriali di 227 pm (dati a 243 K).[2] Al di sotto di 219 K nel solido si ha una variazione di struttura con formazione di dimeri; il processo è reversibile:[3]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]Il pentacloruro di antimonio fu sintetizzato per la prima volta da Heinrich Rose nel 1825.[4] La sintesi si effettua facendo passare cloro gassoso attraverso tricloruro di antimonio allo stato fuso:[5]
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]Il pentacloruro di antimonio è un composto stabile, ma si idrolizza rapidamente in presenza di un eccesso di acqua formando pentossido di antimonio e acido cloridrico:
In presenza di quantità controllate di acqua si formano gli idrati e .[1]
Il pentacloruro di antimonio è un acido di Lewis forte e uno dei più energici accettori noti di ioni cloruro; con adatti donatori di Cl– forma composti ionici inusuali contenenti lo ione esacloroantimoniato, SbCl6–:[2][6]
![{\displaystyle {\ce {AlCl3\ +\ SbCl5->\ [AlCl2]^{+}[SbCl6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/39b68e3bfc3d1db79d9ad0374e216c2c40eaafa1)
![{\displaystyle {\ce {PCl5\ +\ SbCl5->\ [PCl4]^{+}[SbCl6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4cd405dc23eb39bcb27d9a620a7b19b17bdb9490)
![{\displaystyle {\ce {ClNO\ +\ SbCl5->\ [NO]^{+}[SbCl6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ad0990e653e973f96e7a68b156736622ff165893)
Come acido di Lewis, il pentacloruro di antimonio può formare un gran numero di addotti, come ad esempio:
- .[7]
Usi
[modifica | modifica wikitesto]Il pentacloruro di antimonio è usato come catalizzatore di polimerizzazione e per la clorazione di composti organici.[8]
Sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]Il pentacloruro di antimonio è un composto corrosivo e tossico per l'ambiente. Provoca ustioni alla pelle, agli occhi, e a tutte le mucose. Non ci sono dati sulle eventuali proprietà cancerogene.[9]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b Patnaik.
- ^ a b Housecroft, Sharpe.
- ^ Haupt, Seppelt.
- ^ Rose.
- ^ Brauer.
- ^ Breunig.
- ^ Greenwood, Earnshaw.
- ^ Grund, Hanusch, Breunig.
- ^ Alfa Aesar.
Bibliografia
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) G. Brauer, Handbook of preparative inorganic chemistry, Vol. 1, 2ª ed., New York, Academic Press, 1963, p. 610.
- (EN) H. J. Breunig, Antimony: inorganic chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2005, DOI:10.1002/0470862106.ia011, ISBN 978-0-470-86210-0.
- (EN) N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- (EN) S. C. Grund, K. Hanusch; H. J. Breunig, Antimony and antimony compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a03_055.
- (EN) C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
- (EN) P. Patnaik, Handbook of inorganic chemicals, New York, McGraw-Hill, 2003, ISBN 0-07-049439-8.
- (EN) S. Haupt, K. Seppelt, <729::AID-ZAAC729>3.0.CO;2-E Solid state structures of AsCl5 and SbCl5, in Z. Anorg. Allg. Chem., vol. 628, n. 4, 2002, pp. 729–734, DOI:10.1002/1521-3749(200205)628:4<729::AID-ZAAC729>3.0.CO;2-E. URL consultato il 21 giugno 2011.
- (DE) H. Rose, Ueber die Verbindungen des Antimons mit Chlor und Schwefel, in Annalen der Physik, vol. 79, 1825, pp. 441–454, DOI:10.1002/andp.18250790404. URL consultato il 21 giugno 2011.
Altri progetti
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Collegamenti esterni
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) Alfa Aesar, Scheda di sicurezza di SbCl5 (PDF), su alfa.com:. URL consultato il 21 giugno 2011.
