Cloruro di vanadio(III)

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Cloruro di vanadio(III)
Struttura dello ioduro di bismuto, analoga a quella del cloruro di vanadio(III)
Struttura dello ioduro di bismuto, analoga a quella del cloruro di vanadio(III)
Nome IUPAC
Cloruro di vanadio(III), tricloruro di vanadio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareVCl3
Massa molecolare (u)157,30
Aspettosolido viola scuro
Numero CAS7718-98-1
Numero EINECS231-744-6
PubChem62647
SMILES
Cl[V](Cl)Cl
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)3[1]
Solubilità in acquadecomposizione
Temperatura di fusione>300 °C (dec)[1]
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)-581[2]
Proprietà tossicologiche
DL50 (mg/kg)350 (ratto, orale)[1]
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
corrosivo irritante
pericolo
Frasi H302 - 314
Consigli P280 - 305+351+338 - 310

Il cloruro di vanadio(III) o tricloruro di vanadio è il composto inorganico binario con formula VCl3. In condizioni normali è un solido di colore viola scuro, molto igroscopico e sensibile all'ossidazione.[3] VCl3 è disponibile in commercio. Viene usato industrialmente come catalizzatore per produrre gomme e polietilene, e come precursore per la sintesi di altri composti di vanadio.[4]

Il composto VCl3 fu ottenuto per la prima volta nel 1869 da Henry Enfield Roscoe, per decomposizione termica di VCl4.[5][6]

Struttura molecolare e configurazione elettronica

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Struttura a strati di BiI3, analoga a quella di VCl3

VCl3 è un solido polimerico. Allo stato solido possiede una struttura cristallina esagonale analoga a quella dello ioduro di bismuto, gruppo spaziale R3 con costanti di reticolo a = 601 pm e c = 1734 pm, sei unità di formula per cella elementare.[7] Gli atomi di vanadio risultano esacoordinati. La struttura può essere descritta come un impacchettamento compatto esagonale di anioni cloruro, mentre i cationi V3+ sono situati in uno strato sì e uno no, occupando i due terzi degli interstizi ottaedrici.[8][9] Lo ione V3+ ha configurazione elettronica d 2, e i due elettroni spaiati rendono paramagnetico il composto.[3]

VCl3 si può preparare in vari modi.[10][11]

Una possibilità è riscaldare VCl4 a 160-170 °C usando un flusso di gas inerte per allontanare il cloro:

2 VCl4 → 2 VCl3 + Cl2

Si può ottenere anche per sintesi diretta facendo reagire in un tubo sigillato cloro liquido con vanadio metallico:

2 V + 3 Cl2 → 2 VCl3

Alcune altre possibilità sono:

V2O3 + 3 SOCl2 → 2 VCl3 + 3 SO2
5 V2O5 + 6 S2Cl2 → 4 VCl3 + 5 SO2 +7 S

VCl3 è un composto molto igroscopico e molto sensibile all'ossidazione. È anche molto sensibile alla presenza di ossigeno, che provoca la formazione di ossicloruri come VOCl, VOCl2 e VOCl3.[9][12]

Sciolto in acqua forma lo ione esaaquo [V(H2O)6]3+.[3] Da queste soluzioni si può ottenere il sale idrato VCl3•6H2O che in realtà ha struttura trans-[V(H2O)4Cl2]Cl•2H2O.[2][13]

In soluzione in presenza di altri leganti si formano complessi paramagnetici, vista la configurazione elettronica d2 dello ione V3+. In genere si formano complessi ottaedrici tipo [VL6]3+, [VCl2L4]+, [VCl3L3] o [VCl6]3–, ma sono possibili anche altre geometrie, come ad esempio [VCl4] (tetraedrico) e [V(CN)7]4– (bipiramide pentagonale).[2]

Tossicità / Indicazioni di sicurezza

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VCl3 è disponibile in commercio. Il composto provoca gravi ustioni cutanee e gravi lesioni oculari. È nocivo per ingestione. Non ci sono evidenze di effetti cancerogeni. Non sono disponibili dati su effetti ambientali.[1]

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