Pentafluoruro di iodio
| Pentafluoruro di iodio | |
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| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | IF5 |
| Massa molecolare (u) | 221,89 |
| Aspetto | liquido incolore o giallo chiaro |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-019-7 |
| PubChem | 522683 |
| SMILES | FI(F)(F)(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 3,250 |
| Solubilità in acqua | reagisce |
| Temperatura di fusione | 8,5 °C (281,6 K) |
| ΔfusH0 (kJ·mol−1) | 11,21 |
| Temperatura di ebollizione | 102 °C (375 K) |
| ΔebH0 (kJ·mol−1) | 35,92 |
| Sistema cristallino | monoclino gruppo C2/c |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −839,3 |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | −771,6 |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 99,1 |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 890 mg/m3 per inalazione (topo)
146 mg/kg per ingestione (topo) 129 mg/kg per contatto (topo) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
   
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| pericolo | |
| Frasi H | 271 - 330 - 311 - 301 - 314 - 335 - 372 [1] |
Il pentafluoruro di iodio è il composto chimico interalogeno di formula IF5. A temperatura ambiente è un liquido incolore. È un composto molto reattivo, con forti proprietà ossidanti e fluoruranti. Reagisce violentemente con l'acqua. IF5 è disponibile commercialmente e viene usato come fluorurante selettivo di composti organici.
Struttura molecolare e configurazione elettronica
[modifica | modifica wikitesto]A temperatura ambiente IF5 puro è un liquido incolore volatile, ma spesso appare giallo chiaro per presenza di impurità. Si tratta di un composto molecolare. Numerose tecniche spettroscopiche, tra cui diffrazione a raggi X e RMN del 19F, hanno permesso di stabilire che la molecola IF5 ha la forma di piramide a base quadrata (simmetria C4v), con l'atomo di iodio leggermente al di sotto del piano di base. La forma di piramide a base quadrata è in accordo con la teoria VSEPR, dato che attorno allo iodio è presenta anche una coppia di elettroni non condivisa.
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]La prima sintesi di IF5 risale al 1891, ad opera di Henri Moissan,[2] che lo ottenne bruciando iodio con fluoro gassoso:
- I2 + 5 F2 → 2 IF5
In seguito le condizioni di reazione sono state migliorate.[3][4]
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]In generale IF5 è un energico agente fluorurante e ossidante, ma meno violento degli analoghi ClF5 e BrF5, e reagisce con la maggior parte dei metalli e non metalli formando i corrispondenti fluoruri. Allo stato liquido IF5 puro mostra una bassa conducibilità, che è stata attribuita ad una parziale autoionizzazione secondo l'equilibrio
- 2 IF5 ⇄ [IF4]+(sol) + [IF6]–(sol)
Reazione di idrolisi
[modifica | modifica wikitesto]La reazione con acqua è molto violenta e porta alla formazione di acido iodico e acido fluoridrico:
- IF5 + 3 H2O → HIO3 + 5 HF
Come donatore di ioni fluoruro
[modifica | modifica wikitesto]IF5 reagisce con forti acidi di Lewis, come AsF5 o SbF5, formando cationi IF4+. Ad esempio:
- IF5 + 2 SbF5 → [IF4]+[Sb2F11]-
Il catione IF4+ è isoelettronico e isostrutturale con SF4 e ha struttura ad altalena.
Come accettore di ioni fluoruro
[modifica | modifica wikitesto]Cme acido di Lewis reagisce con donatori di ioni fluoruro, come CsF e KF, formando addotti salini dell'anione IF6-. Ad esempio:
- IF5 + CsF → [Cs]+[IF6]-
L'anione IF6-, isoelettronico con XeF6, non ha una struttura ottaedrica regolare, dato che attorno all'atomo centrale c'è anche una coppia di elettroni non condivisa.
Usi
[modifica | modifica wikitesto]IF5 è disponibile commercialmente ed è usato principalmente in reazioni di fluorurazione selettiva di composti organici. Un esempio è la reazione con perfluoroalcheni:[5]
- 2 I2 + IF5 + 5 CF2=CF2 → 5 CF3CF2I
Dal punto di vista industriale IF5 ha due vantaggi: 1) è più comodo da maneggiare rispetto a F2, dato che IF5 è un liquido mentre F2 è un gas; 2) è un agente fluorurante energico, ma non eccessivamente violento come gli analoghi ClF5 e BrF5.
Tossicità
[modifica | modifica wikitesto]IF5 è un composto molto reattivo e corrosivo, pericoloso per la salute e per l'ambiente. Reagisce con l'acqua e l'umidità dell'aria formando acido fluoridrico, anch'esso corrosivo. È corrosivo per tutte le mucose, gli occhi e la pelle, provocando ustioni gravi.[6]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ Scheda del pentafluoruro di iodio, su chemadvisor.com.
- ^ M. H. Moissan, Nouvelles recherches sur le fluor, in Annales de chimie et de physique, vol. 6, 1891, pp. 224–282.
- ^ O. Ruff e R. Keim, Das Jod-7-fluorid, in Z. Anorg. Allg. Chemie, vol. 193, n. 1/2, 1930, pp. 176–186, DOI:10.1002/zaac.19301930117. URL consultato il 7 ottobre 2010.
- ^ O. Ruff e R. Keim, Fluorierung von Verbindungen des Kohlenstoffs (Benzol und Tetrachlormethan mit Jod-5-fluorid, sowie Tetrachlormethan mit Fluor), in Z. Anorg. Allg. Chemie, vol. 201, n. 1, 1931, pp. 245-258, DOI:10.1002/zaac.19312010122. URL consultato il 7 ottobre 2010.
- ^ W. I. Bailey e A. J. Woytek, Halogens, in Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, 4ª ed., John Wiley & Sons, 1998.
- ^ Scheda di sicurezza di IF5 Archiviato il 22 luglio 2011 in Internet Archive.
Bibliografia
[modifica | modifica wikitesto]- C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 2ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2005, ISBN 0-13-039913-2.
- N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
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