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 V4+ 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
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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