Tricloruro di antimonio
Il tricloruro di antimonio è il composto inorganico di formula SbCl3. In questo composto l'antimonio ha numero di ossidazione +3. In condizioni normali è un solido incolore, molto igroscopico, di odore pungente.[2] Gli alchimisti lo conoscevano con il nome di burro di antimonio. È un composto corrosivo, pericoloso per l'ambiente.
| Tricloruro di antimonio | |
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| Nome IUPAC | |
| tricloruro di antimonio | |
| Nomi alternativi | |
| cloruro di antimonio(III) burro di antimonio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | SbCl3 |
| Massa molecolare (u) | 228,13 |
| Aspetto | solido incolore igroscopico |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 233-047-2 |
| PubChem | 24814 |
| SMILES | Cl[Sb](Cl)Cl |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 3,140 |
| Solubilità in acqua | 910 g/100ml (20 °C) |
| Temperatura di fusione | 73,4 °C (346,6 K) |
| Temperatura di ebollizione | 220,3 °C (493,5 K) |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | –382 |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | –324 |
| S0m(J·K−1mol−1) | 184 |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 108 |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 525 (ratto, orale) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Punto di fiamma | non infiammabile |
| Simboli di rischio chimico | |
 
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| pericolo | |
| Frasi H | 314 - 311 |
| Consigli P | 273 - 301+330+331 - 305+351+338 - 309+310 [1] |
Struttura modifica
SbCl3 è un composto molecolare; allo stato gassoso consta di molecole con struttura piramidale, con simmetria C3v, analoga a quella dell'ammoniaca. Questa struttura è in accordo con la teoria VSEPR. La distanza Sb–Cl risulta di 233 pm. Allo stato solido la struttura molecolare viene mantenuta, e si crea un impaccamento dove ogni atomo di antimonio ha un intorno ottaedrico di sei Cl, tre a distanza più ravvicinata (236 pm) e tre a distanza maggiore ( ≥350 pm).[3]
Sintesi modifica
Il tricloruro di antimonio fu sintetizzato per la prima volta da Johann Rudolph Glauber. Viene preparato per reazione tra antimonio metallico e cloro, o trattando ossido di antimonio(III) con acido cloridrico.[4]
Reattività modifica
Il tricloruro di antimonio è un composto stabile, ma si idrolizza in presenza di acqua formando ossicloruro di antimonio e acido cloridrico.
A seconda della quantità di acqua si possono formare anche altri composti parzialmente idrolizzati tipo:
- .[2]
Il tricloruro di antimonio è un buon acido di Lewis, anche se meno forte del pentacloruro di antimonio. Forma molti ioni cloroantimoniato tip:
- ,
nonché numerosi addotti con molecole organiche, come ad esempio
Il tricloruro di antimonio può agire anche come base di Lewis, ma la sua reattività in tal senso è molto limitata. Esempi sono i complessi metallocarbonilici e .[2]
Usi modifica
Il tricloruro di antimonio è usato come mordente, come catalizzatore per reazioni di polimerizzazione, di cracking e di clorurazione, e per ottenere altri composti di antimonio. Viene usato largamente per rendere ignifughi tessuti, materie plastiche e altri materiali. Il tricloruro di antimonio è inoltre un reagente usato nel test di Carr-Price per determinare la vitamina A e altri carotenoidi. Il tricloruro di antimonio reagisce con i carotenoidi formando un complesso blu che può essere determinato per via spettrofotometrica.[2][4]
Il tricloruro di antimonio è stato anche usato come adulterante per aumentare l'effetto ouzo nell'assenzio. È stato utilizzato in passato per sciogliere e rimuovere i mozziconi di corno dai vitelli senza doverli tagliare.
Una soluzione di tricloruro di antimonio in acido solfidrico liquido è un buon conduttore, sebbene le sue applicazioni siano limitate dalla temperatura molto bassa o dall'alta pressione richiesta affinché l'acido solfidrico sia liquido[5].
Sicurezza modifica
Il tricloruro di antimonio è un composto corrosivo e pericoloso per l'ambiente. Provoca ustioni alla pelle, agli occhi, e a tutte le mucose. Non ci sono dati sulle eventuali proprietà cancerogene.[6]
Note modifica
- ^ scheda del tricloruro di antimonio su IFA-GESTIS Archiviato il 16 ottobre 2019 in Internet Archive.
- ^ a b c d (EN) Pradyot Patnaik, Handbook of inorganic chemicals, New York, McGraw-Hill, 2003, ISBN 0-07-049439-8.
- ^ (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ a b (EN) S. C. Grund, K. Hanusch e H.J. Breunig, Antimony and antimony compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a03_055.
- ^ (EN) John A. Wilkinson, Liquid Hydrogen Sulfide as a Reaction Medium, in Chemical Reviews, vol. 8, n. 2, 1931, pp. 237–250, DOI:10.1021/cr60030a005.
- ^ Alfa Aesar, Scheda di sicurezza di SbCl3 (PDF) [collegamento interrotto], su alfa.com. URL consultato il 21 giugno 2011.
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