Cloruro di vanadio(IV)

Cloruro di vanadio(IV)
Nome IUPAC
Cloruro di vanadio(IV), tetracloruro di vanadio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	VCl4
Massa molecolare (u)	192,75
Aspetto	liquido rosso-bruno
Numero CAS	7632-51-1
Numero EINECS	231-561-1
PubChem	24273 e 9837014
SMILES	Cl[V](Cl)(Cl)Cl e [Cl-].[Cl-].[Cl-].[Cl-].[V+4]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm^3, in c.s.)	1,82[1]
Solubilità in acqua	reazione violenta
Temperatura di fusione	–28 °C[1]
Temperatura di ebollizione	154 °C[1]
Proprietà termochimiche
ΔfH^0 (kJ·mol^−1)	–570[2]
Proprietà tossicologiche
DL50 (mg/kg)	160 (ratto, orale)[1]
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
pericolo
Frasi H	H301+H311+H331 - 314
Consigli P	261 - 280 - 305+351+338 - 301+310

Il cloruro di vanadio(IV) o tetracloruro di vanadio è il composto inorganico binario avente formula molecolare VCl₄. In condizioni normali è un liquido rosso scuro, che si decompone con la luce o con l'umidità dell'aria formando rispettivamente cloro e acido cloridrico.[3] VCl₄ 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]

Storia

Il composto VCl₄ fu sintetizzato per la prima volta nel 1869 da Henry Enfield Roscoe. Il composto fu ottenuto bruciando vanadio metallico o nitruro di vanadio (VN) con un eccesso di cloro.[5][6]

Struttura molecolare e configurazione elettronica

VCl₄ è un composto molecolare. Sia in fase liquida che in fase gassosa è formato singole molecole tetraedriche VCl₄ non associate.[7] Lo ione V^4+ ha configurazione elettronica d^1 e il singolo elettrone spaiato rende paramagnetico il composto.[8] È una delle poche sostanze liquide che siano paramagnetiche a temperatura ambiente.

Sintesi

Il metodi più comuni per la preparazione di VCl₄ sono per sintesi diretta da vanadio e cloro a 300 °C:[2]

V + 2 Cl₂ → VCl₄

o per disproporzione da VCl₃ al di sopra dei 300 °C:[2]

2 VCl₃ → VCl₄ + VCl₂

Alternativamente si può trattare V₂O₅ con agenti cloruranti come SOCl₂ e S₂Cl₂.[3]

Reattività

VCl₄ si decompone lentamente a temperatura ambiente formando VCl₃ e Cl₂; questo può provocare esplosioni in recipienti chiusi. In presenza di acqua si decompone formando VOCl₂ di colore blu.[7] È solubile in acido cloridrico concentrato, etere etilico e altri solventi non polari.[3][9]

VCl₄ si comporta da acido di Lewis e reagisce con molti leganti donatori formando complessi paramagnetici, in genere con geometria ottaedrica e formule tipo [VCl₆]^2– e [VCl₄L₂].[2]

Applicazioni

Oltre alle applicazioni citate nell'introduzione, VCl₄ è usato in sintesi organica per accoppiare fenoli. Ad esempio, converte il fenolo in 4,4'-difenolo:[10]

2C₆H₅OH + 2 VCl₄ → HOC₆H₄–C₆H₄OH + 2 VCl₃ + 2 HCl

Tossicità / Indicazioni di sicurezza

VCl₄ è disponibile in commercio. Il composto provoca gravi ustioni cutanee e gravi lesioni oculari. È tossico per ingestione, inalazione o contatto cutaneo. Non ci sono evidenze di effetti cancerogeni. Non sono disponibili dati su effetti ambientali.[1]

Note

1. Sigma-Aldrich
2. Holleman e Wiberg 2007
3. Richards 2006
4. Bauer et al. 2002
5. Roscoe 1869
6. Roscoe 1870
7. Housecroft e Sharpe 2008
8. Greenwood e Earnshaw 1997
9. Brauer 1965
10. O’Brien e Vanasse 2004

Bibliografia

• (EN) G. Bauer, V. Güther, H. Hess, A. Otto, O. Roidl, H. Roller e S. Sattelberger, Vanadium and vanadium compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a27_367.
• (EN) G. Brauer, Handbook of preparative inorganic chemistry, vol. 2, 2ª ed., New York, Academic Press, 1965.
• (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
• (DE) A. F. Holleman e N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
• (EN) C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
• (EN) M. K. O’Brien e B. Vanasse, Vanadium(IV) Chloride, in L. Paquette (a cura di), Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis, New York, J. Wiley & Sons, 2004.
• (EN) R. L. Richards, Vanadium: Inorganic & Coordination Chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2006, DOI:10.1002/0470862106.ia253, ISBN 978-0-470-86210-0.
• H. E. Roscoe, Researches on vanadium. Part II. On the chlorides of vanadium and metallic vanadium, in Chemical News, vol. 20, n. 504, 1869, pp. 37-38. URL consultato il 18 marzo 2014.
• H. E. Roscoe, XXVI.—Researches on vanadium. Part II. On the chlorides of vanadium and metallic vanadium, in J. Chem. Soc., vol. 23, 1870, pp. 344-358, DOI:10.1039/JS8702300344. URL consultato il 18 marzo 2014.
• Sigma-Aldrich, Vanadium(IV) chloride, su sigmaaldrich.com. URL consultato il 18 marzo 2014.

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