Pentafluoruro di vanadio
| Pentafluoruro di vanadio | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| pentafluoruro di vanadio, fluoruro di vanadio(V) | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | F5V |
| Aspetto | liquido incolore |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-023-9 |
| PubChem | 165641 |
| SMILES | [F-].[F-].[F-].[F-].[F-].[V] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,50[1] |
| Temperatura di fusione | 19,5 °C (293 K)[2] |
| Temperatura di ebollizione | 48,3 °C (321 K)[2] |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | -1474[3] |
| Indicazioni di sicurezza | |
Il pentafluoruro di vanadio o fluoruro di vanadio(V) è il composto inorganico binario del vanadio pentavalente con il fluoro, la cui formula molecolare è VF5.[4][5]
Alle basse temperature si presenta come una massa viscosa incolore/bianca, simile in questo a SbF5, che fonde a 19,5 °C in un liquido incolore molto volatile che bolle a 48,3 °C.[5] È l'unico alogenuro del vanadio nello stato di ossidazione +5; chimicamente è un composto molto reattivo, fortissimo ossidante ed energico fluorurante.[6] Il composto non ha applicazioni commerciali significative.[7]
Proprietà, struttura elettronica e molecolare
[modifica | modifica wikitesto]Il pentafluoruro di vanadio è un composto termodinamicamente molto stabile: ΔHƒ° = -1.429,4 kJ/mol.[8] Nonostante questo, è un fortissimo ossidante/fluorurante, usato anche per sostanze organiche,[9] e in genere un composto molto reattivo, fuma all'aria, corrode il vetro e in acqua si idrolizza vigorosamente in ossoacidi di vanadio, tingendo la soluzione di rosso arancio.[5]
Solubilità in solventi inerti
[modifica | modifica wikitesto]VF5 è parzialmente solubile in alcuni solventi sufficientemente inerti, quali il clorofluoruro di solforile ((O=)2SClF), il triclorofluorometano (CCl3F) e composti interalogenici come ClF3, BrF3 e BrF5, e molto poco in perfluorocarburi; si dissolve in cloro liquido dando soluzioni rosso ciliegia e in bromo dando soluzioni marrone;[10] inoltre, VF5 è moderatamente solubile in acido fluoridrico liquido dando soluzioni incolori, ma non c'è evidenza, da spettri 19F-RMN, di formazione dell'anione esafluorovanadato (VF6−), a differenza di quanto accade con il pentafluoruro di antimonio, che dà SbF6−. Pertanto, si conclude che VF5 è un acido di Lewis molto più debole di SbF5. VF5 è inoltre solubile in ogni proporzione in AsF5 e SbF5.[10]
Struttura elettronica
[modifica | modifica wikitesto]Il vanadio, primo elemento del quinto gruppo della tavola periodica, per formare il pentafluoruro impegna tutti e cinque i suoi elettroni esterni ([Ar] 3d3 4s2) e pertando VF5 è una specie di vanadio con configurazione elettronica d 0.[11] Dovendo il vanadio formare cinque legami semplici e non avendo coppie solitarie, la struttura prevista in base alle indicazioni del modello VSEPR per VF5 come molecola isolata è idealmente la bipiramide trigonale, con simmetria D3h.[12]
Stato solido
[modifica | modifica wikitesto]Allo stato solido VF5 è un polimero e forma catene di lunghezza indefinita di ottaedri [VF6] che condividono 2 atomi F a ponte in posizione cis.[11] I pentafluoruri degli omologhi superiori del vanadio nel quinto gruppo (NbF5 e TaF5),[13] come pure SbF5 del gruppo 15, allo stato solido hanno invece struttura tetramera ciclica, condividendo anche qui 2 F in posizione cis.[14] La struttura è isomorfa con MoOCl4 e i pentafluoruri di cromo, tecnezio e renio.
Fase gassosa
[modifica | modifica wikitesto]In fase gassosa il VF5 è un composto molecolare e esclusivamente monomero. Benché la diferenza di elettronegatività tra F e V sia piuttosto grande (Δχ = 2,35[15]) e maggiore della soglia (1,80) per la formazione del legame ionico,[16] il composto è covalente.[17]
Da un'indagine di diffrazione elettronica in fase gassosa si deduce la presenza di singole molecole VF5 con struttura bipiramidale trigonale, quindi con la presenza di due fluori assiali (Fax) e tre fluori equatoriali (Feq); la simmetria risulta D3h, il che comporta momennto dipolare nullo per la molecola, che quindi è apolare nonostante che i legami V−F siano notevolmente polari.[18][19]
Dall'analisi dei dati risulta che le lunghezze dei legami sono V−Feq = 170,9 pm e V−Fax = 173,6 pm.[18][20] Queste sono leggermente maggiori delle corrispondenti dell'analogo composto dell'arsenico ([Ar] 3d10 4s2 4p3) che, sopra un guscio completo di elettroni d, ha i suoi cinque elettroni di valenza anch'esso nel quarto livello energetico principale. Per AsF5, ancora attraverso diffrazione elettronica, si trova As–Feq = 165,6 pm e As–Fax = 171,1 pm.[21]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]Il composto fu sintetizzato per la prima volta nel 1911 da Otto Ruff per dismutazione del tetrafluoruro di vanadio sopra i 325 ºC:[22]
![{\displaystyle {2\,\mathrm {VF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {VF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}{}+{}\mathrm {VF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](/help/writing-https-wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d5a95753580e97e60fc6cb663f7359fdcee39dfd)
Un metodo più recente e conveniente prevede la reazione diretta a 300 ºC tra vanadio metallico e fluoro in ambiente anidro:[6][23]
![{\displaystyle {2\,\mathrm {V} {}+{}5\,\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {VF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}}}](/help/writing-https-wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/759d6423beec72d741e3f7173d3402d1bd5f0121)
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ↑ Lide 2005
- 1 2 Greenwood e Earnshaw 1997
- ↑ Cavell e Clark 1963
- ↑ (EN) Vanadium pentafluoride, su www.chemspider.com. URL consultato il 10 maggio 2026.
- 1 2 3 Egon Wiberg, Nils Wiberg e A. F. Holleman, Anorganische Chemie, 103ª ed., De Gruyter, 2017, pp. 1822-1823, ISBN 978-3-11-026932-1.
- 1 2 (EN) Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 1ª ed., Wiley, 7 settembre 2005, DOI:10.1002/0470862106.ia253, ISBN 978-0-470-86078-6. URL consultato il 10 maggio 2026.
- ↑ Woolery 1998
- ↑ (EN) M. I. Nikitin e S. G. Zbezhneva, Thermochemistry of vanadium fluorides: The formation enthalpies of vanadium fluorides, in High Temperature, vol. 52, n. 6, 1º novembre 2014, pp. 809–813, DOI:10.1134/S0018151X14060108. URL consultato il 10 maggio 2026.
- ↑ J. H. Canterford e Thomas A. O'Donnell, Reactivity of transition metal fluorides. IV. Oxidation-reduction reactions of vanadium pentafluoride, in Inorganic Chemistry, vol. 6, n. 3, 1º marzo 1967, pp. 541–544, DOI:10.1021/ic50049a025. URL consultato il 10 maggio 2026.
- 1 2 (EN) Brian R. Fowler e Kenneth C. Moss, An N.M.R. study of the solution chemistry of vanadium pentafluoride, in Journal of Fluorine Chemistry, vol. 14, n. 6, 1979-12, pp. 485–494, DOI:10.1016/S0022-1139(00)82524-5. URL consultato il 10 maggio 2026.
- 1 2 Norbert Kuhn e Thomas M. Klapötke, Allgemeine und Anorganische Chemie: Eine Einführung, collana SpringerLink Bücher, Springer Spektrum, 2014, pp. 179-180, ISBN 978-3-642-36865-3.
- ↑ (EN) 9.2: The VSEPR Model, su Chemistry LibreTexts, 18 novembre 2014. URL consultato il 10 maggio 2026.
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- ↑ Ruff e Lickfett 1911
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Bibliografia
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