Pentafluoruro di iodio

Pentafluoruro di iodio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	IF5
Massa molecolare (u)	221,89
Aspetto	liquido incolore o giallo chiaro
Numero CAS	7783-66-6
Numero EINECS	232-019-7
PubChem	522683
SMILES	FI(F)(F)(F)F
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)	3,250
Solubilità in acqua	reagisce
Temperatura di fusione	8,5 °C (281,6 K)
ΔfusH0 (kJ·mol−1)	11,21
Temperatura di ebollizione	102 °C (375 K)
ΔebH0 (kJ·mol−1)	35,92
Sistema cristallino	monoclino gruppo C2/c
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)	−839,3
ΔfG0 (kJ·mol−1)	−771,6
C0p,m(J·K−1mol−1)	99,1
Proprietà tossicologiche
DL50 (mg/kg)	890 mg/m3 per inalazione (topo) 146 mg/kg per ingestione (topo) 129 mg/kg per contatto (topo)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
	pericolo
Frasi H	271 - 330 - 311 - 301 - 314 - 335 - 372
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Il pentafluoruro di iodio è il composto chimico interalogeno di formula IF₅. A temperatura ambiente è un liquido incolore. È un composto molto reattivo, con forti proprietà ossidanti e fluoruranti. Reagisce violentemente con l'acqua. IF₅ è disponibile commercialmente e viene usato come fluorurante selettivo di composti organici.

Struttura molecolare e configurazione elettronica

A temperatura ambiente IF₅ puro è un liquido incolore volatile, ma spesso appare giallo chiaro per presenza di impurità. Si tratta di un composto molecolare. Numerose tecniche spettroscopiche, tra cui diffrazione a raggi X e RMN del ¹⁹F, hanno permesso di stabilire che la molecola IF₅ ha la forma di piramide a base quadrata (simmetria C_4v), con l'atomo di iodio leggermente al di sotto del piano di base. La forma di piramide a base quadrata è in accordo con la teoria VSEPR, dato che attorno allo iodio è presenta anche una coppia di elettroni non condivisa.

Sintesi

La prima sintesi di IF₅ risale al 1891, ad opera di Henri Moissan,^[2] che lo ottenne bruciando iodio con fluoro gassoso:

I₂ + 5 F₂ → 2 IF₅

In seguito le condizioni di reazione sono state migliorate.^[3]^[4]

Reattività

In generale IF₅ è un energico agente fluorurante e ossidante, ma meno violento degli analoghi ClF₅ e BrF₅, e reagisce con la maggior parte dei metalli e non metalli formando i corrispondenti fluoruri. Allo stato liquido IF₅ puro mostra una bassa conducibilità, che è stata attribuita ad una parziale autoionizzazione secondo l'equilibrio

2 IF₅ ⇄ [IF₄]⁺_(sol) + [IF₆]^–_(sol)

Reazione di idrolisi

La reazione con acqua è molto violenta e porta alla formazione di acido iodico e acido fluoridrico:

IF₅ + 3 H₂O → HIO₃ + 5 HF

Come donatore di ioni fluoruro

IF₅ reagisce con forti acidi di Lewis, come AsF₅ o SbF₅, formando cationi IF₄⁺. Ad esempio:

IF₅ + 2 SbF₅ → [IF₄]⁺[Sb₂F₁₁]^-

Il catione IF₄⁺ è isoelettronico e isostrutturale con SF₄ e ha struttura ad altalena.

Come accettore di ioni fluoruro

Cme acido di Lewis reagisce con donatori di ioni fluoruro, come CsF e KF, formando addotti salini dell'anione IF₆^-. Ad esempio:

IF₅ + CsF → [Cs]⁺[IF₆]^-

L'anione IF₆^-, isoelettronico con XeF₆, non ha una struttura ottaedrica regolare, dato che attorno all'atomo centrale c'è anche una coppia di elettroni non condivisa.

Usi

IF₅ è disponibile commercialmente ed è usato principalmente in reazioni di fluorurazione selettiva di composti organici. Un esempio è la reazione con perfluoroalcheni:^[5]

2 I₂ + IF₅ + 5 CF₂=CF₂ → 5 CF₃CF₂I

Dal punto di vista industriale IF₅ ha due vantaggi: 1) è più comodo da maneggiare rispetto a F₂, dato che IF₅ è un liquido mentre F₂ è un gas; 2) è un agente fluorurante energico, ma non eccessivamente violento come gli analoghi ClF₅ e BrF₅.

Tossicità

IF₅ è un composto molto reattivo e corrosivo, pericoloso per la salute e per l'ambiente. Reagisce con l'acqua e l'umidità dell'aria formando acido fluoridrico, anch'esso corrosivo. È corrosivo per tutte le mucose, gli occhi e la pelle, provocando ustioni gravi.^[6]

Note

^ Scheda del pentafluoruro di iodio, su chemadvisor.com.
^ M. H. Moissan, Nouvelles recherches sur le fluor, in Annales de chimie et de physique, vol. 6, 1891, pp. 224–282.
^ O. Ruff e R. Keim, Das Jod-7-fluorid, in Z. Anorg. Allg. Chemie, vol. 193, n. 1/2, 1930, pp. 176–186, DOI:10.1002/zaac.19301930117. URL consultato il 7 ottobre 2010.
^ O. Ruff e R. Keim, Fluorierung von Verbindungen des Kohlenstoffs (Benzol und Tetrachlormethan mit Jod-5-fluorid, sowie Tetrachlormethan mit Fluor), in Z. Anorg. Allg. Chemie, vol. 201, n. 1, 1931, pp. 245-258, DOI:10.1002/zaac.19312010122. URL consultato il 7 ottobre 2010.
^ W. I. Bailey e A. J. Woytek, Halogens, in Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, 4ª ed., John Wiley & Sons, 1998.
^ Scheda di sicurezza di IF₅ Archiviato il 22 luglio 2011 in Internet Archive.

Bibliografia

C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 2ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2005, ISBN 0-13-039913-2.

N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.

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[1] Scheda del pentafluoruro di iodio, su chemadvisor.com.

[2] M. H. Moissan, Nouvelles recherches sur le fluor, in Annales de chimie et de physique, vol. 6, 1891, pp. 224–282.

[3] O. Ruff e R. Keim, Das Jod-7-fluorid, in Z. Anorg. Allg. Chemie, vol. 193, n. 1/2, 1930, pp. 176–186, DOI:10.1002/zaac.19301930117. URL consultato il 7 ottobre 2010.

[4] O. Ruff e R. Keim, Fluorierung von Verbindungen des Kohlenstoffs (Benzol und Tetrachlormethan mit Jod-5-fluorid, sowie Tetrachlormethan mit Fluor), in Z. Anorg. Allg. Chemie, vol. 201, n. 1, 1931, pp. 245-258, DOI:10.1002/zaac.19312010122. URL consultato il 7 ottobre 2010.

[5] W. I. Bailey e A. J. Woytek, Halogens, in Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, 4ª ed., John Wiley & Sons, 1998.

[6] Scheda di sicurezza di IF₅ Archiviato il 22 luglio 2011 in Internet Archive.

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