Tricloruro di gallio

Tricloruro di gallio
Modello a sfere e bastoncini del tricloruro di gallio
Nomi alternativi
cloruro di gallio(III)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	GaCl3
Massa molecolare (u)	176,079
Aspetto	solido cristallino incolore deliquescente
Numero CAS	13450-90-3
Numero EINECS	236-610-0
PubChem	26010
SMILES	Cl[Ga](Cl)Cl
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm^3, in c.s.)	2,47
Solubilità in acqua	reazione violenta
Temperatura di fusione	78 °C (351 K)
Temperatura di ebollizione	201 °C (474 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH^0 (kJ·mol^−1)	–525
ΔfG^0 (kJ·mol^−1)	–455
S^0m(J·K^−1mol^−1)	142
Proprietà tossicologiche
DL50 (mg/kg)	46 mg/kg ratto, orale
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
Frasi H	302, 312, 314, 332
Consigli P	260, 303+361+353, 305+351+338, 301+330+331, 405, 501

Il tricloruro di gallio è il composto inorganico di formula GaCl₃. In condizioni normali è un solido incolore deliquescente costituito da dimeri Ga₂Cl₆. Si idrolizza rapidamente in acqua rilasciando acido cloridrico. In questo composto il gallio è nello stato di ossidazione +3. Viene usato come precursore di altri composti del gallio e come reagente in sintesi organica.[1]

Struttura e proprietà

GaCl₃ è un composto molecolare che esiste come dimero Ga₂Cl₆ sia allo stato solido[2] che allo stato liquido e gassoso. La struttura è analoga a quella di Al₂Cl₆, con due atomi di cloro a ponte e quattro terminali; il gallio risulta coordinato in modo tetraedrico. Questa struttura esiste anche in solventi non coordinanti.[3][4] In fase gassosa ad alta temperatura si ha rottura del dimero con formazione di monomeri GaCl₃ con struttura trigonale planare.[5]

Sintesi

GaCl₃ si prepara per sintesi diretta riscaldando gallio metallico in corrente di cloro, e purificando il prodotto per sublimazione sotto vuoto:[6]

2Ga + 3Cl₂ → 2GaCl₃

Reattività

GaCl₃ reagisce violentemente con l'acqua rilasciando acido cloridrico. Come altri alogenuri di alluminio, gallio e indio è un acido di Lewis forte, e forma addotti con una varietà di basi di Lewis come alogenuri, eteri, ammine e fosfine. Sono stati fatti numerosi studi termodinamici che hanno permesso di stabilire molti andamenti, come ad esempio:[3]

• GaCl₃ è un acido di Lewis più debole di AlCl₃ nei confronti di basi che si legano con N e O, come la piridina
• GaCl₃ è un acido di Lewis più forte di AlCl₃ nei confronti di basi che si legano con S, come il dimetil solfuro

Con leganti neutri si formano addotti di tipo GaCl₃(L) e a volte GaCl₃(L)₂. Con lo ione cloruro si forma in genere la specie tetraedrica GaCl₄^–, ma sono state osservate anche le specie GaCl₅^2– e Ga₂Cl₇^2–; quest'ultima ha un cloruro a ponte.[5][7]

Uso

Il tricloruro di gallio è usato in sintesi organica come catalizzatore nelle reazioni di Friedel-Crafts. Viene utilizzato meno comunemente del corrispondente cloruro d'alluminio, anche se GaCl₃ ha il vantaggio di essere più solubile in solventi organici rispetto a AlCl₃.[4]

101 tonnellate di soluzione di GaCl₃ furono utilizzate nell'esperimento GALLEX, eseguito dal 1991 al 1997 nei Laboratori nazionali del Gran Sasso per rilevare neutrini solari. In questo esperimento veniva prodotto l'isotopo ^71Ge, e ne veniva quindi misurato il decadimento.[8]

Indicazioni di sicurezza

GaCl₃ è disponibile in commercio. È un composto corrosivo che per contatto provoca gravi ustioni cutanee e gravi lesioni agli occhi. È nocivo se inalato. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene. Viene considerato poco pericoloso per le acque e l'ambiente.[9]

Note

1. Yamaguchi e Shibasaki 2005
2. Wallwork e Worrall 1965
3. Greenwood e Earnshaw 1997
4. Kumar Banger e Hepp 2006
5. Housecroft e Sharpe 2008
6. Kovar 1977
7. Von Barner 1985
8. Max-Planck-Institut für Kernphysik
9. Alfa Aesar

Bibliografia

• Alfa Aesar, Scheda di dati di sicurezza di GaCl₃ (PDF) ^[collegamento interrotto], su alfa.com. URL consultato il 9 novembre 2012.
• (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
• (EN) C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
• R. A. Kovar, Gallium Trichloride, in Inorg. Synth., vol. 17, 1977, pp. 167-172, DOI:10.1002/9780470132487.ch45.
• (EN) K. Kumar Banger, A. F. Hepp, Gallium: Inorganic Chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2006, DOI:10.1002/0470862106.ia077, ISBN 978-0-470-86210-0.
• Max-Planck-Institut für Kernphysik, Research: History - Earlier Neutrino Physics Projects at MPIK, su mpi-hd.mpg.de. URL consultato il 12 novembre 2012.
• J. H. Von Barner, Potentiometric and Raman spectroscopic study of the complex formation of gallium(III) in potassium chloride-aluminum chloride melts at 300 °C, in Inorg. Chem., vol. 24, n. 11, 1985, pp. 1686–1689, DOI:10.1021/ic00205a019.
• S. C. Wallwork e I. J. Worrall, The crystal structure of gallium trichloride, in J. Chem. Soc., 1965, pp. 1816-1820, DOI:10.1039/JR9650001816.
• (EN) M. Yamaguchi e M. Shibasaki, Gallium Trichloride, in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis, John Wiley & Sons, 2005, DOI:10.1002/047084289X.rn00118u.

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