| Pentafluoruro di cloro | |
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| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | ClF5 |
| Massa molecolare (u) | 130,45 |
| Aspetto | gas incolore, con odore pungente |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 237-123-6 |
| PubChem | 61654 |
| SMILES | FCl(F)(F)(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (kg·m−3, in c.s.) | 5,987 |
| Solubilità in acqua | reazione violenta |
| Temperatura di fusione | −103 °C (170 K) |
| Temperatura di ebollizione | −13,1 °C (260 K) |
| Tensione di vapore (Pa) a 293 (20 °C) K | 3,253 bar |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −238,49 |
| S0m(J·K−1mol−1) | 310,73 |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 89,16 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
   
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| pericolo | |
| Frasi H | 270 - 280 - 330 - 314 - EUH071 |
| Consigli P | 220 - 244 - 260 - 271 - 284 - 280 [1] |
Il pentafluoruro di cloro è il composto chimico interalogeno del cloro pentavalente, con formula molecolare ClF5.[2] In condizioni standard è un gas incolore, con un odore pungente. È un composto molto tossico e reattivo, con proprietà fluoruranti molto forti, anche se meno spiccate del trifluoruro di cloro (ClF3). Non ha utilizzi pratici.
Struttura
[modifica | modifica wikitesto]ClF5 è un composto molecolare, esotermico, nonostante l'alta reattività: ΔHƒ° = -255 kJ/mol.[2] La molecola ha struttura a piramide quadrata, con simmetria C4v, come verificato tramite spettroscopia RMN 19F ad alta risoluzione.[3] La struttura è in accordo con la teoria VSEPR. Le distanze di legame Cl–F sono quelle indicate nella figura; ci sono i legami C-F lungo le diagonali del quadrato di base, F basale (~172 pm), che sono più lunghi e quello lungo l'altezza della piramide, o F apicale (~162 pm), più corto. L'angolo Fbasale–Cl–Fapicale è vicino a 90°, ma si ritiene possa essere leggermente minore, come accade in BrF5 e IF5.[4] La struttura piramidale quadrata è analoga a quella dei pentafluoruri di bromo (BrF5) e di iodio (IF5), molecole isoelettroniche di valenza.
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]ClF5 fu sintetizzato per la prima volta nel 1963.[5] Fu ottenuto facendo reagire ClF3 e F2 ad alta pressione ed elevata temperatura:
- ClF3 + F2 → ClF5
Si può ottenere anche facendo reagire F2 con tetrafluoroclorati alcalini,[6] come KClF4,[7] RbClF4[6]e CsClF4.[8] Ad esempio:[3]
- KClF4 + F2 → ClF5 + KF
Nel 1981 si è trovato che NiF2 è un ottimo catalizzatore per la sintesi di ClF5 a partire da ClF3 e F2.[9]
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]ClF5 è un composto estremamente reattivo. È un fluorurante molto forte, superato solo da ClF3. Reagisce violentemente con acqua per formare HF, FClO4,[10] e FClO2.[11]
ClF5 reagisce a bassa temperatura con donatori di ioni fluoruro come CsF o (Me4N)F per formare sali contenenti lo ione ottaedrico [ClF6]–.[12] Ad esempio:
- ClF5 + CsF → Cs[ClF6]
Sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]ClF5 è un composto chimico molto pericoloso, tossico e corrosivo. Può infiammarsi a contatto con sostanze combustibili. Per contatto con acqua sviluppa HF, anch'esso tossico e corrosivo.
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ Scheda del composto su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive. consultata il 16.01.2015
- ^ a b N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 832, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ a b D. Pilipovich, W. Maya, E. A. Lawton, H. F. Bauer, D. F. Sheehan, N. N. Ogimachi, R. D. Wilson, F. C. Gunderloy Jr., V. E. Bedwell, Chlorine pentafluoride. Preparation and properties, in Inorg. Chem., vol. 6, n. 10, 1967, pp. 1918–1919, DOI:10.1021/ic50056a036. URL consultato il 6 aprile 2011.
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 833, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ D. F. Smith, Chlorine pentafluoride, in Science, vol. 141, n. 3585, 1963, pp. 1039-1040, DOI:10.1126/science.141.3585.1039. URL consultato il 6 aprile 2011.
- ^ a b (DE) K. O. Christe e W. Sawodny, Vibrational Spectra, Force Constants and Bonding of the Tetrafluorochlorate(III) Anion, CIF4?, and of CIF5, in Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, vol. 357, n. 3, 1968-03, pp. 125–133, DOI:10.1002/zaac.19683570303. URL consultato il 4 giugno 2022.
- ^ Landolt-Börnstein Substance / Property Index [collegamento interrotto], su lb.chemie.uni-hamburg.de. URL consultato il 4 giugno 2022.
- ^ (EN) David Michael Adams e E. A. V. Ebsworth, Spectroscopic Properties of Inorganic and Organometallic Compounds, Royal Society of Chemistry, 1980, ISBN 978-0-85186-113-5. URL consultato il 4 giugno 2022.
- ^ A. Šmalc, B. Žemba, J. Slivnik, K. Lutar, On the synthesis of chlorine pentafluoride, in J. Fluorine Chem., vol. 17, n. 4, 1981, pp. 381-383, DOI:10.1016/S0022-1139(00)81783-2. URL consultato il 6 aprile 2011.
- ^ P. Patnaik, A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances, 3ª ed., Wiley-Interscience, 2007, pp. 478–479, ISBN 0-471-71458-5.
- ^ N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
Voci correlate
[modifica | modifica wikitesto]- Pentafluoruro di bromo
- Pentafluoruro di iodio
- Trifluoruro di cloro
- Monofluoruro di cloro
- Interalogeno
Altri progetti
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