Tricloruro di antimonio

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Tricloruro di antimonio
Formula di struttura del tricloruro di antimonio
Modello a sfere e bastoncini del tricloruro di antimonio
Nome IUPAC
tricloruro di antimonio
Nomi alternativi
cloruro di antimonio(III)
burro di antimonio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareSbCl3
Massa molecolare (u)228,13
Aspettosolido incolore igroscopico
Numero CAS10025-91-9
Numero EINECS233-047-2
PubChem24814
SMILES
Cl[Sb](Cl)Cl
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)3,140
Solubilità in acqua910 g/100ml (20 °C)
Temperatura di fusione73,4 °C (346,6 K)
Temperatura di ebollizione220,3 °C (493,5 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)–382
ΔfG0 (kJ·mol−1)–324
S0m(J·K−1mol−1)184
C0p,m(J·K−1mol−1)108
Proprietà tossicologiche
LD50 (mg/kg)525 (ratto, orale)
Indicazioni di sicurezza
Punto di fiammanon infiammabile
Simboli di rischio chimico
corrosivo pericoloso per l'ambiente
pericolo
Frasi H314 - 311
Consigli P273 - 301+330+331 - 305+351+338 - 309+310 [1]

Il tricloruro di antimonio è il composto inorganico di formula SbCl3. In questo composto l'antimonio ha numero di ossidazione +3. In condizioni normali è un solido incolore, molto igroscopico, di odore pungente.[2] Gli alchimisti lo conoscevano con il nome di burro di antimonio. È un composto corrosivo, pericoloso per l'ambiente.

Struttura[modifica | modifica wikitesto]

SbCl3 è un composto molecolare; allo stato gassoso consta di molecole con struttura piramidale, con simmetria C3v, analoga a quella dell'ammoniaca. Questa struttura è in accordo con la teoria VSEPR. La distanza Sb–Cl risulta di 233 pm. Allo stato solido la struttura molecolare viene mantenuta, e si crea un impaccamento dove ogni atomo di antimonio ha un intorno ottaedrico di sei Cl, tre a distanza più ravvicinata (236 pm) e tre a distanza maggiore ( ≥350 pm).[3]

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

Il tricloruro di antimonio fu sintetizzato per la prima volta da Johann Rudolph Glauber. Viene preparato per reazione tra antimonio metallico e cloro, o trattando ossido di antimonio(III) con acido cloridrico.[4]

Reattività[modifica | modifica wikitesto]

Il tricloruro di antimonio è un composto stabile, ma si idrolizza in presenza di acqua formando ossicloruro di antimonio e acido cloridrico.

A seconda della quantità di acqua si possono formare anche altri composti parzialmente idrolizzati tipo:

  • .[2]

Il tricloruro di antimonio è un buon acido di Lewis, anche se meno forte del pentacloruro di antimonio. Forma molti ioni cloroantimoniato tip:

  • ,

nonché numerosi addotti con molecole organiche, come ad esempio

Il tricloruro di antimonio può agire anche come base di Lewis, ma la sua reattività in tal senso è molto limitata. Esempi sono i complessi metallocarbonilici e .[2]

Usi[modifica | modifica wikitesto]

Il tricloruro di antimonio è usato come mordente, come catalizzatore per reazioni di polimerizzazione, di cracking e di clorurazione, e per ottenere altri composti di antimonio. Viene usato largamente per rendere ignifughi tessuti, materie plastiche e altri materiali. Il tricloruro di antimonio è inoltre un reagente usato nel test di Carr-Price per determinare la vitamina A e altri carotenoidi. Il tricloruro di antimonio reagisce con i carotenoidi formando un complesso blu che può essere determinato per via spettrofotometrica.[2][4]

Il tricloruro di antimonio è stato anche usato come adulterante per aumentare l'effetto ouzo nell'assenzio. È stato utilizzato in passato per sciogliere e rimuovere i mozziconi di corno dai vitelli senza doverli tagliare.

Una soluzione di tricloruro di antimonio in acido solfidrico liquido è un buon conduttore, sebbene le sue applicazioni siano limitate dalla temperatura molto bassa o dall'alta pressione richiesta affinché l'acido solfidrico sia liquido[5].

Sicurezza[modifica | modifica wikitesto]

Il tricloruro di antimonio è un composto corrosivo e pericoloso per l'ambiente. Provoca ustioni alla pelle, agli occhi, e a tutte le mucose. Non ci sono dati sulle eventuali proprietà cancerogene.[6]

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ scheda del tricloruro di antimonio su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive.
  2. ^ a b c d (EN) Pradyot Patnaik, Handbook of inorganic chemicals, New York, McGraw-Hill, 2003, ISBN 0-07-049439-8.
  3. ^ (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  4. ^ a b (EN) S. C. Grund, K. Hanusch e H.J. Breunig, Antimony and antimony compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a03_055.
  5. ^ (EN) John A. Wilkinson, Liquid Hydrogen Sulfide as a Reaction Medium, in Chemical Reviews, vol. 8, n. 2, 1931, pp. 237–250, DOI:10.1021/cr60030a005.
  6. ^ Alfa Aesar, Scheda di sicurezza di SbCl3 (PDF) [collegamento interrotto], su alfa.com. URL consultato il 21 giugno 2011.

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