Pentacloruro de antimonio

 
Pentacloruro de antimonio

Modelo en 3 dimensiones


Nombre IUPAC

Pentacloruro de antimonio

Cloruro de antimonio (V)
General
Otros nombres Cloruro antimónico, Percloruro de antimonio.
Fórmula estructural Imagen de la estructura
Fórmula molecular SbCl5
Identificadores
Número CAS 7647-18-9[1]​
Número RTECS CC5075000
ChemSpider 10613049
PubChem 90479165 24294, 90479165
UNII 0S9308207L
InChI=InChI=1S/5ClH.Sb/h5*1H;/q;;;;;+5/p-5
Key: VMPVEPPRYRXYNP-UHFFFAOYSA-I
Propiedades físicas
Apariencia líquido incoloro o amarillo rojizo (vaporoso), aceitoso.
Olor picante y desagradable.
Densidad 2336 kg/m³; 2,336 g/cm³
Masa molar 295,7480791 g/mol
Punto de fusión 2,8 °C (276 K)
Punto de ebullición 140[2]​
Presión de vapor 0,16 kPa (25 °C); 4 kPa (40 °C); 7,7 kPa (100 °C)[3]​
Viscosidad 2,034 cP (29.4 °C)[4]​
Índice de refracción (nD) 1,59255
Propiedades químicas
Solubilidad en agua reacciona.
Solubilidad soluble en alcohol, en HCl, en ácido tartárico, en CHCl3, en CS2, y en CCl4.
Momento dipolar 0 D
Termoquímica
ΔfH0gas - 437,2 kJ/mol
S0gas, 1 bar 295 J·mol–1·K
Capacidad calorífica (C) 120,9 J/mol·K (gas)
Peligrosidad
SGA
Punto de inflamabilidad 350 K (77 °C)
NFPA 704

2
3
1
W
Frases H H314, H411.
Frases P P273, P280, P305+351+338, P310.
Riesgos
Inhalación Tóxico.
LD50 1115 mg/kg, (en ratas, por vía oral)
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
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El pentacloruro de antimonio es un compuesto químico de fórmula SbCl5. Es incoloro, aunque en algunas muestras es de color amarillento por el cloro disuelto. Por su tendencia a hidrolizarse en forma de ácido clorhídrico, el SbCl5 es una sustancia muy corrosiva y debe almacenarse en recipientes de vidrio o PTFE.

Preparación y estructura

El pentacloruro de antimonio se prepara pasando gas cloro por el tricloruro de antimonio fundido:

SbCl3 + Cl2 → SbCl5

El SbCl5 gaseoso presenta una estructura bipiramidal trigonal.[5]​

Reacciones

Este compuesto reacciona con el agua para formar el pentóxido de antimonio y el ácido clorhídrico:[6]​

2 SbCl5 + 5 H2O → Sb2O5 + 10 HCl

También se conocen los monohidratos y tetrahidratos, SbCl5·H2O y SbCl5·4H2O.

Este compuesto forma aductos con muchas bases de Lewis. El SbCl5 es un ácido de Lewis débil y sus parámetros del modelo ECW son EA = 3,64 y CA = 10,42. Se usa como un ácido de Lewis blando en la escala de Gutmann de basicidad de Lewis.[7]​[8]​

Es también un fuerte agente oxidante.[9]​ Por ejemplo, los éteres aromáticos se oxidan en sus cationes radicales según la siguiente estequiometría:[10]​

3 SbCl5 + 2 ArH → 2 (ArH+)(SbCl6−) + SbCl3

Aplicaciones

El pentacloruro de antimonio se usa como un catalizador para la polimerización y para la cloración de compuestos orgánicos.

Precauciones

El pentacloruro de antimonio es una sustancia muy corrosiva que debe almacenarse lejos del calor y la humedad. Es un agente de cloración y, en presencia de humedad, libera gas cloruro de hidrógeno. Por este motivo, si se manipula en una atmósfera húmeda, puede deteriorar incluso las herramientas de acero inoxidable (como las agujas). No debe manipularse con plásticos que no estén fluorados (como las jeringuillas de plástico, los septos de plástico o las agujas con accesorios de plástico), porque funde y carboniza estos materiales.[11]​

Referencias

  1. ↑ Número CAS
  2. ↑ «antimony(V) chloride». chemister.ru. Consultado el 5 de abril de 2023. 
  3. ↑ «Antimony pentachloride». webbook.nist.gov (en inglés). Consultado el 5 de abril de 2023. 
  4. ↑ «Antimony pentachloride (UK PID)». www.inchem.org. Consultado el 5 de abril de 2023. 
  5. ↑ Greenwood (1996-04). Chemistry of the Elements (en inglés). Elsevier Science & Technology Books. ISBN 978-0-08-037941-8. Consultado el 5 de abril de 2023. 
  6. ↑ Patnaik, Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemicals (en inglés). McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049439-8. Consultado el 5 de abril de 2023. 
  7. ↑ Gutmann, Viktor (1 de febrero de 1976). «Solvent effects on the reactivities of organometallic compounds». Coordination Chemistry Reviews (en inglés) 18 (2): 225-255. ISSN 0010-8545. doi:10.1016/S0010-8545(00)82045-7. Consultado el 5 de abril de 2023. 
  8. ↑ Cramer, Roger E.; Bopp, Thomas T. (1977-10). «Great E and C plot. Graphical display of the enthalpies of adduct formation for Lewis acids and bases». Journal of Chemical Education (en inglés) 54 (10): 612. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed054p612. Consultado el 5 de abril de 2023. 
  9. ↑ Connelly, Neil G.; Geiger, William E. (1 de enero de 1996). «Chemical Redox Agents for Organometallic Chemistry». Chemical Reviews (en inglés) 96 (2): 877-910. ISSN 0009-2665. doi:10.1021/cr940053x. Consultado el 5 de abril de 2023. 
  10. ↑ Rathore, R.; Kumar, A. S.; Lindeman, S. V.; Kochi, J. K. (1 de agosto de 1998). «Preparation and Structures of Crystalline Aromatic Cation-Radical Salts. Triethyloxonium Hexachloroantimonate as a Novel (One-Electron) Oxidant». The Journal of Organic Chemistry (en inglés) 63 (17): 5847-5856. ISSN 0022-3263. doi:10.1021/jo980407a. Consultado el 5 de abril de 2023. 
  11. ↑ Shekarchi, Maral; Behbahani, Farahnaz K. (1 de diciembre de 2017). «Antimony(V) Chloride, SbCl5 as a Labile Reagent in Organic Transformations». Catalysis Letters (en inglés) 147 (12): 2950-2961. ISSN 1572-879X. doi:10.1007/s10562-017-2194-2. Consultado el 5 de abril de 2023. 

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