Pentafluoruro di cloro

Pentafluoruro di cloro
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	ClF5
Massa molecolare (u)	130,45
Aspetto	gas incolore, con odore pungente
Numero CAS	13637-63-3
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
	pericolo
Frasi H	270 - 280 - 330 - 314 - EUH071
Consigli P	220 - 244 - 260 - 271 - 284 - 280
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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

ClF₅ è un composto molecolare, esotermico, nonostante l'alta reattività: ΔH_ƒ° = -255 kJ/mol.^[2] La molecola ha struttura a piramide quadrata, con simmetria C_4v, 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 F_basale–Cl–F_apicale 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

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

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

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

^ 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

Altri progetti

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[1] Scheda del composto su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive. consultata il 16.01.2015

[:3-2] N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 832, ISBN 0-7506-3365-4.

[Pilipovich-3] 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.

[:32-4] N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 833, ISBN 0-7506-3365-4.

[5] 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.

[:0-6] (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.

[7] Landolt-Börnstein Substance / Property Index ^{[collegamento interrotto]}, su lb.chemie.uni-hamburg.de. URL consultato il 4 giugno 2022.

[8] (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.

[9] 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.

[10] 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.

[11] N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.

[12] C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.

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