Tricloruro di gallio
| Tricloruro di gallio | |
|---|---|
 | |
| Nomi alternativi | |
| cloruro di gallio(III) | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | GaCl3 |
| Massa molecolare (u) | 176,079 |
| Aspetto | solido cristallino incolore deliquescente |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 236-610-0 |
| PubChem | 26010 |
| SMILES | Cl[Ga](Cl)Cl |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,47 |
| Solubilità in acqua | reazione violenta |
| Temperatura di fusione | 78 °C (351 K) |
| Temperatura di ebollizione | 201 °C (474 K) |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | –525 |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | –455 |
| S0m(J·K−1mol−1) | 142 |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 46 mg/kg ratto, orale |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
| |
| Frasi H | 302, 312, 314, 332 |
| Consigli P | 260, 303+361+353, 305+351+338, 301+330+331, 405, 501 |
Il tricloruro di gallio è il composto inorganico di formula GaCl3. In condizioni normali è un solido incolore deliquescente costituito da dimeri Ga2Cl6. Si idrolizza rapidamente in acqua rilasciando acido cloridrico. In questo composto il gallio è nello stato di ossidazione +3. Viene usato come precursore di altri composti del gallio e come reagente in sintesi organica.[1]
Struttura e proprietà[modifica | modifica wikitesto]
GaCl3 è un composto molecolare che esiste come dimero Ga2Cl6 sia allo stato solido[2] che allo stato liquido e gassoso. La struttura è analoga a quella di Al2Cl6, con due atomi di cloro a ponte e quattro terminali; il gallio risulta coordinato in modo tetraedrico. Questa struttura esiste anche in solventi non coordinanti.[3][4] In fase gassosa ad alta temperatura si ha rottura del dimero con formazione di monomeri GaCl3 con struttura trigonale planare.[5]
Sintesi[modifica | modifica wikitesto]
GaCl3 si prepara per sintesi diretta riscaldando gallio metallico in corrente di cloro, e purificando il prodotto per sublimazione sotto vuoto:[6]
- 2Ga + 3Cl2 → 2GaCl3
Reattività[modifica | modifica wikitesto]
GaCl3 reagisce violentemente con l'acqua rilasciando acido cloridrico. Come altri alogenuri di alluminio, gallio e indio è un acido di Lewis forte, e forma addotti con una varietà di basi di Lewis come alogenuri, eteri, ammine e fosfine. Sono stati fatti numerosi studi termodinamici che hanno permesso di stabilire molti andamenti, come ad esempio:[3]
- GaCl3 è un acido di Lewis più debole di AlCl3 nei confronti di basi che si legano con N e O, come la piridina
- GaCl3 è un acido di Lewis più forte di AlCl3 nei confronti di basi che si legano con S, come il dimetil solfuro
Con leganti neutri si formano addotti di tipo GaCl3(L) e a volte GaCl3(L)2. Con lo ione cloruro si forma in genere la specie tetraedrica GaCl4–, ma sono state osservate anche le specie GaCl52– e Ga2Cl72–; quest'ultima ha un cloruro a ponte.[5][7]
Uso[modifica | modifica wikitesto]
Il tricloruro di gallio è usato in sintesi organica come catalizzatore nelle reazioni di Friedel-Crafts. Viene utilizzato meno comunemente del corrispondente cloruro d'alluminio, anche se GaCl3 ha il vantaggio di essere più solubile in solventi organici rispetto a AlCl3.[4]
101 tonnellate di soluzione di GaCl3 furono utilizzate nell'esperimento GALLEX, eseguito dal 1991 al 1997 nei Laboratori nazionali del Gran Sasso per rilevare neutrini solari. In questo esperimento veniva prodotto l'isotopo 71Ge, e ne veniva quindi misurato il decadimento.[8]
Indicazioni di sicurezza[modifica | modifica wikitesto]
GaCl3 è disponibile in commercio. È un composto corrosivo che per contatto provoca gravi ustioni cutanee e gravi lesioni agli occhi. È nocivo se inalato. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene. Viene considerato poco pericoloso per le acque e l'ambiente.[9]
Note[modifica | modifica wikitesto]
Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]
- Alfa Aesar, Scheda di dati di sicurezza di GaCl3 (PDF) [collegamento interrotto], su alfa.com. URL consultato il 9 novembre 2012.
- (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- (EN) C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
- R. A. Kovar, Gallium Trichloride, in Inorg. Synth., vol. 17, 1977, pp. 167-172, DOI:10.1002/9780470132487.ch45.
- (EN) K. Kumar Banger, A. F. Hepp, Gallium: Inorganic Chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2006, DOI:10.1002/0470862106.ia077, ISBN 978-0-470-86210-0.
- Max-Planck-Institut für Kernphysik, Research: History - Earlier Neutrino Physics Projects at MPIK, su mpi-hd.mpg.de. URL consultato il 12 novembre 2012.
- J. H. Von Barner, Potentiometric and Raman spectroscopic study of the complex formation of gallium(III) in potassium chloride-aluminum chloride melts at 300 °C, in Inorg. Chem., vol. 24, n. 11, 1985, pp. 1686–1689, DOI:10.1021/ic00205a019.
- S. C. Wallwork e I. J. Worrall, The crystal structure of gallium trichloride, in J. Chem. Soc., 1965, pp. 1816-1820, DOI:10.1039/JR9650001816.
- (EN) M. Yamaguchi e M. Shibasaki, Gallium Trichloride, in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis, John Wiley & Sons, 2005, DOI:10.1002/047084289X.rn00118u.
Altri progetti[modifica | modifica wikitesto]
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