Monocloruro di iodio
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Il monocloruro di iodio è un composto interalogeno biatomico di iodio e cloro, avente formula molecolare ICl.[2] Come altri composti interalogenici è un forte ossidante, corrosivo e molto reattivo. Non è igroscopico, ma è sensibile all'umidità dell'aria, che lentamente lo decompone lasciando sulle pareti del recipiente polvere bianca di anidride iodica I2O5.[3] Attacca vigorosamente il sughero, la gomma e la pelle, causando ferite dolorose.[3] Lo iodio in questo composto è nello stato di ossidazione +1.
| Cloruro di iodio | |
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| Nome IUPAC | |
| Monocloruro di iodio | |
| Nomi alternativi | |
| Cloruro di iodio(I), Cloruro di iodio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | ICl |
| Massa molecolare (u) | 162,35 |
| Aspetto | solido rosso rubino o liquido rosso-bruno |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-236-7 |
| PubChem | 24640 |
| SMILES | ClI |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 3,10 |
| Solubilità in acqua | si scioglie con decomposizione |
| Temperatura di fusione | 27,2 °C |
| Temperatura di ebollizione | 97-100 (con decomposizione) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
 
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| pericolo | |
| Frasi H | 314 - 335 [1] |
| Consigli P | 280 - 301+330+331 - 305+351+338 - 308+310 |
Struttura e proprietà
Riepilogo
Prospettiva
Come è prevedibile a causa della differenza di elettonegatività tra i due (2,66 e 3,16) la molecola ICl è polare, con l'estremità negativa sull'elemento più elettronegativo, qui il cloro, ed è quindi meglio rappresentabile come Iδ+–Clδ-: il momento dipolare risultante ammonta a 1,207 D.[4][5] Il legame in questa molecola (232,07 pm), come atteso, è apprezzabilmente più corto della somma dei raggi covalenti di I e Cl (241 pm).
Allo stato solido il cloruro di iodio esiste in due modificazioni cristalline, ICl α e ICl β. Entrambe contengono catene di molecole ICl disposte a zig-zag. Nella forma α si presenta come cristalli aghiformi di color rosso rubino, che fondono a 27,2 °C. Raffreddando il liquido molto lentamente fino a -10 °C si ottiene la forma β (poco stabile) come un solido nero, che poi fonde a 14 °C in un liquido rosso bruno.[6] Il punto di ebollizione a pressione atmosferica (sono riportati valori da 97 a 100 °C) non può essere determinato con precisione perché ICl tende a decomporsi:[3]
- 2 ICl ⇄ I2 + Cl2
In entrambe le forme cristalline sono presenti contatti intermolecolari I-Cl……I-Cl che vanno da 294 a 308 pm,[7] decisamente minori della somma dei raggi di van der Waals di I e Cl (373 pm), come atteso per la presenza di interazioni dipolo-dipolo.
Il cloruro di iodio ha un forte odore pungente ed è solubile in alcool, etere, solfuro di carbonio, acido acetico glaciale e in soluzioni acquose di acido cloridrico.[8] È solubile anche in diversi altri solventi[9], nei quali sono stati condotti studi spettrofotometrici UV-Vis su di esso e sui suoi derivati anionici (dicloroiodati, vedi oltre).[10]
Reattività
Riepilogo
Prospettiva
Anche in acqua si dissolve, ma dà reazioni di idrolisi e di disproporzione:[6]
- ICl + H2O → HIO + HCl
Questa è analoga alle idrolisi di Cl2, Br2, I2 e BrCl; come per quest'ultimo, l'acido ipoalogenoso formato è quello dell'alogeno meno elettronegativo, qui I.[11]
Qui lo iodio(I) passa in parte a I(V) e I(-I), e in parte a I(V) e I(0).
Si ha disproporzione anche in soluzioni di basi forti:[6]
Trattato con cloro, anche in eccesso, reagisce ossidandosi a I(III) soltanto, formando il tricloruro di iodio, che è l'unico tricloruro tra gli interalogeni (in condizioni normali è dimero):
- ICl + Cl2 → ½ (ICl3)2 [I2Cl6]
Verso i tipici acidi di Lewis si comporta da base: con il tricloruro di alluminio dà vari l'addotti coesistenti, tra cui ICl•AlCl3; se la reazione viene condotta in presenza di triioduro di fosforo, si forma il sale isolabile [PI4]+[AlCl4]-:[12]
- ICl + PI3 + AlCl3 → [PI4]+[AlCl4]-
Il cloruro di iodio può comportarsi da acido di Lewis e, con ioni Cl - ad esempio, forma lo ione complesso ICl2-:
- ICl + Cl - → ICl2-
Questo ione è isoelettronico di valenza con il triioduro I3- e, come quet'ultimo, ha struttura lineare (simmetria D∞h); può essere isolato più facilmente in associazione a cationi grandi, come ad esempio CsICl2; di quest'ultimo, simile a CsIBr2,[13] è nota la struttura cristallina,[14] ed anche quella del sale di tetrametilammonio [Me4N]+[ICl2]-.[15]
Il cloruro di iodio, attraverso questi suoi sali complessi è usato efficacemente come reattivo per iodurazioni di anelli aromatici senza uso di solvente e senza bisogno dei normali catalizzatori delle sostituzioni elettrofile aromatiche:[16]
- Ar-H + [Me4N]+[ICl2]- → Ar-I + [Me4N]+[Cl]- + HCl
Il cloruro di iodio si addiziona ad alcheni fornendo cloroiodoalcani; nel caso che una posizione dell'incipiente carbocatione sia favorita rispetto all'altra, allora si osserva selettività sui prodotti e l'alogeno più elettronegativo, qui il cloro, va sul carbonio più sostituito, in accordo alla regola di Markovnilov:[17]
- R-CH=CH2 + I-Cl → RCHCl-CH2I
In alcune di queste reazioni di addizione ad alcheni disattivati per coniugazione con gruppi carbonilici il cloruro di bromo risulta più reattivo di ICl.[18]
Le proprietà di ICl come acido di Lewis, insieme a quelle di I2, Br2, IBr ed altri interalogeni sono studiate nell'ambito del modello ECW;[19] come questi alogeni e interalogeni, ICl forma addotti e complessi a trasferimento di carica con molte specie donatrici.[20][21][22][23][24]
Sintesi
Il cloruro di iodio viene prodotto facendo reagire iodio (I2) e cloro (Cl2):
- I2 + Cl2 → 2 ICl
Si forma anche durante la titolazione di Andrews-Jamieson, secondo la reazione:
- IO3− + 6 H+ + Cl− → ICl + 3 H2O
Note
Voci correlate
Altri progetti
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