Monocloruro di iodio
Cloruro di iodio | |
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Nome IUPAC | |
Monocloruro di iodio | |
Nomi alternativi | |
Cloruro di iodio(I), Cloruro di iodio | |
Caratteristiche generali | |
Formula bruta o molecolare | ICl |
Massa molecolare (u) | 162,35 |
Aspetto | solido rosso rubino o liquido rosso-bruno |
Numero CAS | |
Numero EINECS | 232-236-7 |
PubChem | 24640 |
SMILES | ClI |
Proprietà chimico-fisiche | |
Densità (g/cm3, in c.s.) | 3,10 |
Solubilità in acqua | si scioglie con decomposizione |
Temperatura di fusione | 27,2 °C |
Temperatura di ebollizione | 97-100 (con decomposizione) |
Indicazioni di sicurezza | |
Simboli di rischio chimico | |
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pericolo | |
Frasi H | 314 - 335 [1] |
Consigli P | 280 - 301+330+331 - 305+351+338 - 308+310 |
Il monocloruro di iodio è un composto interalogeno biatomico di iodio e cloro, avente formula molecolare ICl.[2] Come altri composti interalogenici è un forte ossidante, corrosivo e molto reattivo. Non è igroscopico, ma è sensibile all'umidità dell'aria, che lentamente lo decompone lasciando sulle pareti del recipiente polvere bianca di anidride iodica I2O5.[3] Attacca vigorosamente il sughero, la gomma e la pelle, causando ferite dolorose.[3] Lo iodio in questo composto è nello stato di ossidazione +1.
Struttura e proprietà
[modifica | modifica wikitesto]Come è prevedibile a causa della differenza di elettonegatività tra i due (2,66 e 3,16) la molecola ICl è polare, con l'estremità negativa sull'elemento più elettronegativo, qui il cloro, ed è quindi meglio rappresentabile come Iδ+–Clδ-: il momento dipolare risultante ammonta a 1,207 D.[4][5] Il legame in questa molecola (232,07 pm), come atteso, è apprezzabilmente più corto della somma dei raggi covalenti di I e Cl (241 pm).
Allo stato solido il cloruro di iodio esiste in due modificazioni cristalline, ICl α e ICl β. Entrambe contengono catene di molecole ICl disposte a zig-zag. Nella forma α si presenta come cristalli aghiformi di color rosso rubino, che fondono a 27,2 °C. Raffreddando il liquido molto lentamente fino a -10 °C si ottiene la forma β (poco stabile) come un solido nero, che poi fonde a 14 °C in un liquido rosso bruno.[6] Il punto di ebollizione a pressione atmosferica (sono riportati valori da 97 a 100 °C) non può essere determinato con precisione perché ICl tende a decomporsi:[3]
- 2 ICl ⇄ I2 + Cl2
In entrambe le forme cristalline sono presenti contatti intermolecolari I-Cl……I-Cl che vanno da 294 a 308 pm,[7] decisamente minori della somma dei raggi di van der Waals di I e Cl (373 pm), come atteso per la presenza di interazioni dipolo-dipolo.
Il cloruro di iodio ha un forte odore pungente ed è solubile in alcool, etere, solfuro di carbonio, acido acetico glaciale e in soluzioni acquose di acido cloridrico.[8] È solubile anche in diversi altri solventi[9], nei quali sono stati condotti studi spettrofotometrici UV-Vis su di esso e sui suoi derivati anionici (dicloroiodati, vedi oltre).[10]
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]Anche in acqua si dissolve, ma dà reazioni di idrolisi e di disproporzione:[6]
- ICl + H2O → HIO + HCl
Questa è analoga alle idrolisi di Cl2, Br2, I2 e BrCl; come per quest'ultimo, l'acido ipoalogenoso formato è quello dell'alogeno meno elettronegativo, qui I.[11]
Qui lo iodio(I) passa in parte a I(V) e I(-I), e in parte a I(V) e I(0).
Si ha disproporzione anche in soluzioni di basi forti:[6]
Trattato con cloro, anche in eccesso, reagisce ossidandosi a I(III) soltanto, formando il tricloruro di iodio, che è l'unico tricloruro tra gli interalogeni (in condizioni normali è dimero):
- ICl + Cl2 → ½ (ICl3)2 [I2Cl6]
Verso i tipici acidi di Lewis si comporta da base: con il tricloruro di alluminio dà vari l'addotti coesistenti, tra cui ICl•AlCl3; se la reazione viene condotta in presenza di triioduro di fosforo, si forma il sale isolabile [PI4]+[AlCl4]-:[12]
- ICl + PI3 + AlCl3 → [PI4]+[AlCl4]-
Il cloruro di iodio può comportarsi da acido di Lewis e, con ioni Cl - ad esempio, forma lo ione complesso ICl2-:
- ICl + Cl - → ICl2-
Questo ione è isoelettronico di valenza con il triioduro I3- e, come quet'ultimo, ha struttura lineare (simmetria D∞h); può essere isolato più facilmente in associazione a cationi grandi, come ad esempio CsICl2; di quest'ultimo, simile a CsIBr2,[13] è nota la struttura cristallina,[14] ed anche quella del sale di tetrametilammonio [Me4N]+[ICl2]-.[15]
Il cloruro di iodio, attraverso questi suoi sali complessi è usato efficacemente come reattivo per iodurazioni di anelli aromatici senza uso di solvente e senza bisogno dei normali catalizzatori delle sostituzioni elettrofile aromatiche:[16]
- Ar-H + [Me4N]+[ICl2]- → Ar-I + [Me4N]+[Cl]- + HCl
Il cloruro di iodio si addiziona ad alcheni fornendo cloroiodoalcani; nel caso che una posizione dell'incipiente carbocatione sia favorita rispetto all'altra, allora si osserva selettività sui prodotti e l'alogeno più elettronegativo, qui il cloro, va sul carbonio più sostituito, in accordo alla regola di Markovnilov:[17]
- R-CH=CH2 + I-Cl → RCHCl-CH2I
In alcune di queste reazioni di addizione ad alcheni disattivati per coniugazione con gruppi carbonilici il cloruro di bromo risulta più reattivo di ICl.[18]
Le proprietà di ICl come acido di Lewis, insieme a quelle di I2, Br2, IBr ed altri interalogeni sono studiate nell'ambito del modello ECW;[19] come questi alogeni e interalogeni, ICl forma addotti e complessi a trasferimento di carica con molte specie donatrici.[20][21][22][23][24]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]Il cloruro di iodio viene prodotto facendo reagire iodio (I2) e cloro (Cl2):
- I2 + Cl2 → 2 ICl
Si forma anche durante la titolazione di Andrews-Jamieson, secondo la reazione:
- IO3− + 6 H+ + Cl− → ICl + 3 H2O
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ Scheda del composto su GESTIS [1]
- ^ (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Interhalogen compounds, in Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 824, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ a b c Georg Brauer, Handbook o f Preparative Inorganic Chemistry, traduzione di Reed F. Riley, vol. 1, 2ª ed., Academic Press, 1963 [1960], p. 291.
- ^ CCCBDB listing of experimental data page 2, su cccbdb.nist.gov. URL consultato il 20 settembre 2021.
- ^ (EN) Xiangyue Liu, Gerard Meijer e Jesús Pérez-Ríos, A data-driven approach to determine dipole moments of diatomic molecules, in Physical Chemistry Chemical Physics, vol. 22, n. 42, 2020, pp. 24191–24200, DOI:10.1039/D0CP03810E. URL consultato il 21 settembre 2021.
- ^ a b c (EN) Satya Prakash, G. D. Tuli, S. K. Basu e R. D. Madan, 29, in Advanced Inorganic Chemistry, vol. 1, New Delhi, S. Chand & Company Pvt. Ltd., 2014, pp. 962-965, ISBN 81-219-0263-0.
- ^ Wai-Kee Li, Gong-Du Zhou e Thomas Chungwai Mak, Advanced Structural Inorganic Chemistry, New York, Oxford University Press, 2008, p. 658, ISBN 978–0–19–921694–9.
- ^ (EN) PubChem, Iodine monochloride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 20 settembre 2021.
- ^ Acetonitrile, propionitrile, butirronitrile, metanolo, alcool t-butilico, 1,2-dicloroetano, acido trifluoroacetico. Anche i derivati, i dicloroiodati di tetraalchilammonio, sono solubili in questi solventi, ma non in tetracloruro di carbonio e cicloesano.
- ^ (EN) Robert E. Buckles e Jack F. Mills, A Spectrophotometric Study of Iodine Chloride in Various Solvents 1, in Journal of the American Chemical Society, vol. 76, n. 19, 1954-10, pp. 4845–4849, DOI:10.1021/ja01648a023. URL consultato il 21 settembre 2021.
- ^ Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold F. Holleman, Anorganische Chemie, 103ª ed., De Gruyter, 2007, p. 507, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ Catherine Housecroft e Alan Sharpe, Inorganic Chemistry, 3ª ed., Pearson Education Limited, 2008, p. 546, ISBN 978-0-13-175553-6.
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- ^ CsICl2 (Cs[ICl2]) Crystal Structure - SpringerMaterials, su materials.springer.com. URL consultato il 20 settembre 2021.
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- ^ (EN) Abdol R. Hajipour, Marty Arbabian e Arnold E. Ruoho, Tetramethylammonium Dichloroiodate: An Efficient and Environmentally Friendly Iodination Reagent for Iodination of Aromatic Compounds under Mild and Solvent-Free Conditions, in The Journal of Organic Chemistry, vol. 67, n. 24, 2002-11, pp. 8622–8624, DOI:10.1021/jo0264628. URL consultato il 21 settembre 2021.
- ^ J.B. Hendrickson, D.J. Cram e G.S. Hammond, CHIMICA ORGANICA, traduzione di A. Fava, 2ª ed., Piccin, 1973, p. 631.
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- ^ (EN) Russell S. Drago e Bradford B. Wayland, A Double-Scale Equation for Correlating Enthalpies of Lewis Acid-Base Interactions, in Journal of the American Chemical Society, vol. 87, n. 16, 1965-08, pp. 3571–3577, DOI:10.1021/ja01094a008. URL consultato il 5 settembre 2021.
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- ^ (EN) Raman investigations of charge-transfer complexes of dioxane with iodine, bromine, chlorine, iodine bromide, iodine chloride and bromine chloride, in Spectrochimica Acta Part A: Molecular Spectroscopy, vol. 32, n. 5, 1º gennaio 1976, pp. 963–970, DOI:10.1016/0584-8539(76)80280-2. URL consultato il 5 settembre 2021.
- ^ (EN) M. Carla Aragoni, Massimiliano Arca e Francesco Demartin, DFT calculations, structural and spectroscopic studies on the products formed between IBr and N,N′-dimethylbenzoimidazole-2(3H)-thione and -2(3H)-selone, in Dalton Transactions, n. 13, 16 giugno 2005, pp. 2252–2258, DOI:10.1039/B503883A. URL consultato il 22 marzo 2021.
- ^ Al Mokhtar Lamsabhi, Widad Bouab e M'hamed Esseffar, Basicity of some carbonyl compounds towards iodine monochloride: experimental and theoretical study, in New Journal of Chemistry, vol. 25, n. 3, 2001, pp. 509–517, DOI:10.1039/b008779n. URL consultato il 21 settembre 2021.
- ^ (EN) J.M.A. Thumwood e A.C. Legon, A π-electron donor–acceptor complex of ethene and iodine monochloride: geometry, binding strength and charge redistribution determined by rotational spectroscopy, in Chemical Physics Letters, vol. 310, n. 1-2, 1999-08, pp. 88–96, DOI:10.1016/S0009-2614(99)00737-X. URL consultato il 21 settembre 2021.
Voci correlate
[modifica | modifica wikitesto]- Interalogeno
- Cloro
- Iodio
- Monobromuro di iodio(I)
- Cloruro di bromo
- Fluoruro di bromo(I)
- Tricloruro di iodio
Altri progetti
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