Anidride perclorica
| Anidride perclorica | |
|---|---|
 | |
 | |
| Nome IUPAC | |
| eptossido di dicloro | |
| Nomi alternativi | |
| anidride perclorica, ossido di cloro(VII) | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | Cl2O7 |
| Massa molecolare (u) | 182,901 |
| Aspetto | liquido incolore |
| Numero CAS | |
| PubChem | 123372 |
| SMILES | O=Cl(=O)(=O)OCl(=O)(=O)=O |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 1,9 g/cm3 |
| Solubilità in acqua | si idrolizza ad acido perclorico |
| Temperatura di fusione | −91,57 °C (−132,83 °F; 181,58 K) |
| Temperatura di ebollizione | 82 °C (180 °F; 355 K) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
 
| |
L'anidride perclorica,[1] nome sistematico eptossido di dicloro o anche ossido di cloro(VII), è il composto binario del cloro eptavalente con l'ossigeno, avente formula molecolare Cl2O7 e formula semistrutturale O3Cl(μ-O)ClO3.[2]
Questo ossido, dove l'atomo di cloro raggiunge il suo massimo stato di ossidazione di +7, è il più stabile degli ossidi di cloro ed è l'anidride dell'acido perclorico:[3] la sua reazione di idratazione, sebbene non sia molto rapida, riforma l'acido stesso.[4]
Può essere ottenuta per cauta distillazione dell'acido perclorico in presenza di adatti agenti disidratanti.[5] A temperatura ambiente si presenta come un liquido incolore, denso (d = 1,9 g/mL) e di consistenza oleosa, piuttosto volatile, molto sensibile agli urti e prono ad esplodere per riscaldamento.[5]
Proprietà e struttura molecolare
[modifica | modifica wikitesto]Cl2O7 è un composto endotermico (ΔHƒ° = +272 kJ/mol)[6] e anche endoergonico (ΔGƒ° > 0), il che vuol dire che è intrinsecamente instabile, per cui la sua reazione di decomposizione a dare cloro e ossigeno è decisamente favorita:[7]
La molecola consiste di due frammenti (O=)3Cl– (gruppo perclorile[8][9]) legati da un atomo di ossigeno a ponte (–O–). L'atomo di cloro centrale in ciascun frammento è circondato da quattro atomi O ai vertici di un tetraedro distorto. Da indagini di diffrazione elettronica in fase gassosa è stato possibile ricavare lunghezze ed angoli di legame per la molecola Cl2O7:[10] la lunghezza del legame Cl-O a ponte è di 170,9 pm, quella di Cl=O è di 140,5 pm e l'angolo sull'atomo di ossigeno a ponte (Cl-O-Cl) è di 118,6°. La simmetria della molecola risulta essere C2.[11]
Confrontando con la molecola dell'anidride ipoclorosa Cl2O, il legame singolo Cl−O in questa molecola è quasi uguale, appena più lungo (170,9 pm ≈ 169,6 pm); l'angolo sull'ossigeno a ponte (Cl-O-Cl) è qui notevolmente più ampio (118,6° >> 110,88°).[12] Nell'anidride permanganica, molecola isoelettronica di valenza, l'angolo su O a ponte è ampio e anche un po' maggiore, 120,7°.[13]
Confrontando con la molecola dell'acido perclorico, il legame doppio Cl=O in questa molecola è praticamente uguale (140,5 pm ≈ 140,8 pm),[14] ed anche nel fluoruro di perclorile, F−ClO3, il legame Cl=O è simile (140,0 pm).[15]
Data la differenza di elettronegatività tra O e Cl, i legami in questa molecola sono covalenti polari e anche la molecola nel suo complesso è polare: il suo momento di dipolo è pari a 0,72 D.[16]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]La produzione di questo composto è molto rischiosa a causa della sua forte tendenza ad esplodere.[17]
Si procede distillando cautamente a pressione ridotta (1 mmHg) e a bassa temperatura (-35 °C) l'acido perclorico in presenza di anidride fosforica,[5] avidissima di acqua,[18] che funge da agente disidratante:[17]
L'anidride perclorica può anche essere ottenuta per ossidazione del cloro tramite illuminazione con luce blu di miscele di cloro e ozono.[19] La preparazione dell'anidride perclorica in aria o comunque in atmosfera non anidra, dato l'assorbimento di umidità a causa della sua igroscopicità, porta in realtà alla sua contaminazione con acido perclorico.
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]Oltre alla reazione con l'acqua per dare l'acido perclorico, l'anidride perclorica reagisce in maniera analoga con gli alcoli (ROH) per dare gli esteri dell'acido perclorico, i perclorati di alchile RClO4:[20]
2 R−OH + Cl2O7 → 2 R−O−ClO3 + H2O
Reagisce in maniera simile con ammine, primarie e secondarie, in soluzione di tetracloruro di carbonio, per dare le ammidi corrispondenti dell'acido perclorico:[21]
2 RNH2 + Cl2O7 → 2 RNH−ClO3 + H2O
2 R2NH + Cl2O7 → 2 R2NH−ClO3 + H2O
Reagisce inoltre anche con gli alcheni per dare perclorati alchilici.[22]
Avvertenze
[modifica | modifica wikitesto]Sebbene sia l'ossido di cloro più stabile, Cl2O7 è un forte ossidante e un esplosivo che può essere innescato con fiamme o shock meccanici, o per contatto con lo iodio. Tuttavia, è meno fortemente ossidante degli altri ossidi di cloro e a freddo non attacca zolfo, fosforo o carta. Ha gli stessi effetti sul corpo umano del cloro elementare e richiede le stesse precauzioni.[23]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ (DE) Erwin Riedel e Christoph Janiak, Anorganische Chemie, 10ª ed., De Gruyter, 2022, p. 454, ISBN 978-3-11-069604-2.
- ^ F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo e Manfred Bochmann, Advanced Inorganic Chemistry, 6ª ed., Wiley Interscience, 1999, p. 562, ISBN 0-471-19957-5.
- ^ Michael Binnewies, Maik Finze e Manfred Jäckel, Allgemeine und Anorganische Chemie, 3. Aufl. 2016, Springer Berlin Heidelberg, 2016, ISBN 978-3-662-45066-6.
- ^ Ralf Steudel, Chemie der Nichtmetalle von Struktur und Bindung zur Anwendung, 3., vollst. neu bearb. Aufl, 2008, ISBN 978-3-11-019448-7, OCLC 605305660. URL consultato il 18 febbraio 2023.
- ^ a b c N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 850, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ N. N. Geenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 845, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ Jan M. L Martin, Heats of formation of perchloric acid, HClO4, and perchloric anhydride, Cl2O7. Probing the limits of W1 and W2 theory, in Journal of Molecular Structure: THEOCHEM, Modelling Structure and Reactivity: the 7th triennial conference of the World Association of Theoritical and Computational Chemists (WATOC 2005), vol. 771, n. 1, 12 ottobre 2006, pp. 19-26, DOI:10.1016/j.theochem.2006.03.035, ISSN 0166-1280, arXiv:physics/0508076.
- ^ perchloryl group (CHEBI:29877), su ebi.ac.uk. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ Nomenclatura chimica - Enciclopedia, su Treccani. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ (EN) B. Beagley, Electron diffraction study of gaseous chlorine heptoxide, in Transactions of the Faraday Society, vol. 61, n. 0, 1º gennaio 1965, pp. 1821-1830, DOI:10.1039/TF9656101821. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ Arnold F. Holleman e Egon Wiberg, Inorganic chemistry, traduzione di Mary Eagleson e William Brewer, San Diego, Academic Press, 2001, p. 464, ISBN 0-12-352651-5.
- ^ Masaaki Sugie, Muneo Ayabe e Harutoshi Takeo, Microwave spectra of dichlorine monoxide in its excited vibrational states, in Journal of Molecular Structure, vol. 352-353, 20 giugno 1995, pp. 259-265, DOI:10.1016/0022-2860(95)08831-F. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ Arndt Simon, Richard Dronskowski e Bernt Krebs, The Crystal Structure of Mn2O7, in Angewandte Chemie International Edition in English, vol. 26, n. 2, 1987, pp. 139-140, DOI:10.1002/anie.198701391. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 866, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ K. Burczyk, H. Bürger e M. Le Guennec, High-resolution FTIR and millimeter-wave study of FClO3: Ground state rotational constants including A0, structure, and the ν2, ν3, ν5, and ν6 excited states, in Journal of Molecular Spectroscopy, vol. 148, n. 1, 1º luglio 1991, pp. 65-79, DOI:10.1016/0022-2852(91)90035-9. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ CALCULLA - Dipole moment of substances table, su calculla.com. URL consultato il 18 febbraio 2023.
- ^ a b (EN) Arnold F. Holleman e Egon Wiberg, Inorganic chemistry, Translated by Mary Eagleson, William Brewer, San Diego, Academic Press, 2001, p. 464, ISBN 0-12-352651-5.
- ^ N. N. Geenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 505, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ A. C. Byrns e G. K. Rollefson, The Formation of Chlorine Heptoxide on Illumination of Mixtures of Chlorine and Ozone, in Journal of the American Chemical Society, vol. 56, n. 5, 1934, pp. 1250-1251, DOI:10.1021/ja01320a506.
- ^ Kurt Baum e Charles D. Beard, Reactions of dichlorine heptoxide with alcohols, in Journal of the American Chemical Society, vol. 96, n. 10, 1º maggio 1974, pp. 3233-3237, DOI:10.1021/ja00817a033. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ Charles D. Beard e Kurt Baum, Reactions of dichlorine heptoxide with amines, in Journal of the American Chemical Society, vol. 96, n. 10, 1º maggio 1974, pp. 3237-3239, DOI:10.1021/ja00817a034. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ Kurt Baum, Reactions of dichlorine heptoxide with olefins, in The Journal of Organic Chemistry, vol. 41, n. 9, 1º aprile 1976, pp. 1663-1665, DOI:10.1021/jo00871a048. URL consultato il 25 febbraio 2025.
- ^ Jeanne Mager Stellman (a cura di), Halogens and their compounds, in Encyclopaedia of occupational health and safety, 4th, International Labour Organization, 1998, p. 104.210, ISBN 92-2-109817-6.
Voci correlate
[modifica | modifica wikitesto]Altri progetti
[modifica | modifica wikitesto]
Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su anidride perclorica
