| Tetracloruro di titanio | |
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| Nome IUPAC | |
| tetracloruro di titanio | |
| Nomi alternativi | |
| cloruro titanico
tetraclorotitanio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | TiCl4 |
| Massa molecolare (u) | 189,71 |
| Aspetto | liquido da incolore a giallo-bruno |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 231-441-9 |
| PubChem | 24193 e 160960 |
| SMILES | Cl[Ti](Cl)(Cl)Cl |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 1,728 |
| Solubilità in acqua | decomposizione esotermica |
| Temperatura di fusione | −24 °C (249 K) |
| Temperatura di ebollizione | 136 °C (409 K) |
| Tensione di vapore (Pa) a 295 K | 1300 |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −804,2 |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | −737,2 |
| S0m(J·K−1mol−1) | 252,3 |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 145,2 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
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| pericolo | |
| Frasi H | 314 - EUH014 |
| Consigli P | 280 - 301+330+331 - 305+351+338 - 309+310 [1] |
Il tetracloruro di titanio (o cloruro di titanio(IV), cloruro titanico) è un alogenuro binario avente formula molecolare TiCl4. A temperatura ambiente è un liquido trasparente e incolore allo stato puro mentre prima di essere raffinato si presenta colorato di marrone; è un composto diamagnetico e covalente.
Si decompone per forte riscaldamento producendo fumi tossici contenenti acido cloridrico. Reagisce violentemente con acqua generando calore e fumi corrosivi contenenti acido cloridrico.
Al contatto con aria umida emette acido cloridrico, in presenza di acqua corrode molti metalli.
Proprietà e struttura molecolare
[modifica | modifica wikitesto]Il tetracloruro di titanio è un composto molecolare molto stabile termodinamicamente, ΔHƒ° = -804,16 kJ/mol.[2] Come i tetracloruri di carbonio (CCl4), silicio (SiCl4) e germanio (GeCl4), con i quali è isoelettronico di valenza, TiCl4 è un composto molecolare, anch'esso liquido volatile in condizioni ambiente.[3]
La sua molecola è formata da un atomo di titanio al centro di un tetraedro regolare, legato a quattro atomi di cloro posti ai vertici; la simmetria molecolare è Td[4] e, di conseguenza, il momento dipolare è nullo (molecola apolare); nonostante che ogni legame Ti-Cl sia molto polare per via delle elettronegatività parecchio differenti (Ti, 1,54; Cl, 3,16),[5] la somma vettoriale dei momenti è nulla per la geometria tetraedrica regolare.
Da un'indagine di diffrazione elettronica in fase gassosa la lunghezza del legame Ti-Cl risulta pari a 217,0 ± 0,2 pm e gli angoli Cl-Ti-Cl sono quelli tetraedrici, 109,5°.[6] La lunghezza sperimentale del legame Ti-Cl è molto più piccola della somma dei raggi ionici efficaci di Ti4+ (d 0) e Cl–, cioè 241,5 pm.[7]
Produzione
[modifica | modifica wikitesto]Il tetracloruro di titanio viene prodotto facendo reagire del rutilo, TiO2, o dell'ilmenite, FeTiO3 con cloro in una fornace, si ottiene del prodotto che viene poi purificato per distillazione.
Usi
[modifica | modifica wikitesto]Il tetracloruro di titanio è principalmente usato per produrre titanio puro nel processo Kroll.
Inoltre è usato come catalizzatore per la produzione di polipropilene e polietilene nell'industria della plastica, nell'industria dell'elettronica, nella ceramica. In chimica organica è usato come acido di Lewis nei confronti di una grande quantità di donatori.
Durante la seconda guerra mondiale è stato impiegato per nascondere navi militari sotto attacco, spargendolo allo stato liquido da aerei in volo; a contatto con l'aria umida si idrolizza rapidamente, producendo una cortina di vapore o fumo denso e bianco che scende fino alle onde.[8]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ Scheda del tetracloruro di titanio su IFA-GESTIS, su gestis-en.itrust.de. URL consultato il 25 maggio 2021 (archiviato dall'url originale il 16 ottobre 2019).
- ^ M. W. Chase, NIST-JANAF Themochemical Tables, Fourth Edition, 1998, pp. 1–1951. URL consultato il 14 luglio 2023.
- ^ A. F. Holleman, E. Wiberg e N. Wiberg, XXV. Die Titangruppe, in Anorganische Chemie, vol. 2, 103ª ed., De Gruyter, 2016, pp. 1798-1799, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ CCCBDB Experimental Data page 1, su cccbdb.nist.gov. URL consultato il 14 luglio 2023.
- ^ (EN) A. L. Allred, Electronegativity values from thermochemical data, in Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, vol. 17, n. 3, 1º giugno 1961, pp. 215–221, DOI:10.1016/0022-1902(61)80142-5. URL consultato il 14 luglio 2023.
- ^ (EN) Yonezo Morino e Hiromichi Uehara, Vibronic Interactions in Vanadium Tetrachloride by Gas Electron Diffraction, in The Journal of Chemical Physics, vol. 45, n. 12, 15 dicembre 1966, pp. 4543–4550, DOI:10.1063/1.1727535. URL consultato il 14 luglio 2023.
- ^ (EN) R. D. Shannon, Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides, in Acta Crystallographica Section A: Crystal Physics, Diffraction, Theoretical and General Crystallography, vol. 32, n. 5, 1º settembre 1976, pp. 751–767, DOI:10.1107/S0567739476001551. URL consultato il 14 luglio 2023.
- ^ https://video.lastampa.it/esteri/un-muro-di-fumo-sull-acqua-per-nascondere-le-navi-militari-la-tecnica-stupefacente-dalla-seconda-guerra/119556/119575
Altri progetti
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Collegamenti esterni
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) titanium tetrachloride, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
