Pentacloruro di antimonio

Pentacloruro di antimonio
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	7647-18-9
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
Frasi R	34-51/53
Frasi S	(1/2)-26-45-61
	Modifica dati su Wikidata · Manuale

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 D_3h, 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]

{\ce {SbCl3\ +\ Cl2->SbCl5}}

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:

{\ce {2SbCl5 \ + \ 5H2O -> Sb2O5 \ + \ 10HCl}}

In presenza di quantità controllate di acqua si formano gli idrati ${\ce {SbCl5\cdot H2O}}$ e ${\ce {SbCl5\cdot 4H2O}}$ .^[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]

{\ce {AlCl3\ +\ SbCl5->\ [AlCl2]^{+}[SbCl6]^{-}}}

{\ce {PCl5\ +\ SbCl5->\ [PCl4]^{+}[SbCl6]^{-}}}

{\ce {ClNO\ +\ SbCl5->\ [NO]^{+}[SbCl6]^{-}}}

Come acido di Lewis, il pentacloruro di antimonio può formare un gran numero di addotti, come ad esempio:

${\ce {S8O\cdot SbCl5}}$
${\ce {SeO3\cdot SbCl5}}$
${\ce {SbCl5\cdot ICl3}}$
${\ce {SbCl5\cdot OPCl3}}$ .^[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.