Pentacloruro de fósforo - Phosphorus pentachloride
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| Nombres | |||
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Nombres IUPAC
Pentacloruro de
fósforo Cloruro de fósforo (V) |
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| Otros nombres
Pentaclorofosforano
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| Identificadores | |||
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Modelo 3D ( JSmol )
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| ChemSpider | |||
| Tarjeta de información ECHA |
100.030.043 
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| Número CE | |||
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PubChem CID
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| Número RTECS | |||
| UNII | |||
| un numero | 1806 | ||
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Tablero CompTox ( EPA )
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| Propiedades | |||
| Cl 5 P | |||
| Masa molar | 208,22 g · mol −1 | ||
| Apariencia | cristales de color blanco amarillento | ||
| Olor | picante, desagradable | ||
| Densidad | 2,1 g / cm 3 | ||
| Punto de fusion | 160,5 ° C (320,9 ° F; 433,6 K) | ||
| Punto de ebullición | 166,8 ° C (332,2 ° F; 439,9 K) sublimación | ||
| reacciona | |||
| Solubilidad | soluble en CS 2 , clorocarbonos , benceno | ||
| Presión de vapor | 1,11 kPa (80 ° C) 4,58 kPa (100 ° C) |
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| Estructura | |||
| tetragonal | |||
| D 3h ( bipiramidal trigonal ) | |||
| 0 D | |||
| Termoquímica | |||
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Capacidad calorífica ( C )
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111,5 J / mol · K | ||
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Entropía molar estándar ( S |
364,2 J / mol · K | ||
| Riesgos | |||
| Ficha de datos de seguridad | ICSC 0544 | ||
| Pictogramas GHS |
  
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| Palabra de señal GHS | Peligro | ||
| H302 , H314 , H330 , H373 | |||
| P260 , P280 , P284 , P305 + 351 + 338 , P310 | |||
| NFPA 704 (diamante de fuego) | |||
| punto de inflamabilidad | No es inflamable | ||
| Dosis o concentración letal (LD, LC): | |||
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LD 50 ( dosis media )
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660 mg / kg (rata, oral) | ||
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LC 50 ( concentración media )
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205 mg / m 3 (rata) | ||
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LC Lo ( menor publicado )
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1020 mg / m 3 (ratón, 10 min) | ||
| NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): | |||
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PEL (permitido)
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TWA 1 mg / m 3 | ||
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REL (recomendado)
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TWA 1 mg / m 3 | ||
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IDLH (peligro inmediato)
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70 mg / m 3 | ||
| Compuestos relacionados | |||
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Pentahaluros de fósforo relacionados
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El fósforo pentafluoruro de fósforo pentabromuro pentayoduro de fósforo |
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Compuestos relacionados
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Tricloruro de fósforo Cloruro de fosforilo |
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Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). |
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 verificar ( ¿qué es ?)
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| Referencias de Infobox | |||
El pentacloruro de fósforo es el compuesto químico con la fórmula PCl 5 . Es uno de los cloruros de fósforo más importantes , otros son PCl 3 y POCl 3 . El PCl 5 encuentra uso como reactivo de cloración . Es un incoloro, y sensible a la humedad sensible al agua sólido , aunque las muestras comerciales pueden ser amarillento y contaminado con cloruro de hidrógeno .
Estructura
Las estructuras de los cloruros de fósforo son invariablemente consistentes con la teoría VSEPR . La estructura de PCl 5 depende de su entorno. El PCl 5 gaseoso y fundido es una molécula neutra con geometría bipiramidal trigonal y simetría ( D 3h ) . La naturaleza hipervalente de esta especie (así como de PCl-
6, ver más abajo) se puede explicar con la inclusión de orbitales moleculares no enlazantes ( teoría de orbitales moleculares ) o resonancia ( teoría de enlaces de valencia ). Esta estructura bipiramidal trigonal persiste en disolventes apolares, como CS 2 y CCl 4 . En estado sólido, el PCl 5 es un compuesto iónico , formulado PCl+
4PCl-
6.
En soluciones de disolventes polares, el PCl 5 se autoioniza . Las soluciones diluidas se disocian de acuerdo con el siguiente equilibrio:
- PCl 5 ⇌ PCl+
4+ Cl -
A concentraciones más altas, un segundo equilibrio se vuelve más frecuente:
- 2 PCl 5 ⇌ PCl+
4+ PCl-
6
El catión PCl+
4y el anión PCl-
6son tetraédricos y octaédricos , respectivamente. En un momento, se pensó que el PCl 5 en solución formaba una estructura dimérica, P 2 Cl 10 , pero esta sugerencia no está respaldada por las mediciones espectroscópicas Raman .
Pentacloruros relacionados
AsCl 5 y SbCl 5 también adoptan estructuras bipiramidales trigonales. Las distancias de enlace relevantes son 211 pm (As − Cl eq ), 221 pm (As − Cl ax ), 227 pm (Sb − Cl eq ) y 233,3 pm (Sb − Cl ax ). A bajas temperaturas, el SbCl 5 se convierte en el dímero, dioctaédrico Sb 2 Cl 10 , estructuralmente relacionado con el pentacloruro de niobio .
Preparación
El PCl 5 se prepara mediante la cloración de PCl 3 . Esta reacción se utiliza para producir alrededor de 10.000 toneladas de PCl 5 por año (a partir de 2000).
- PCl 3 + Cl 2 ⇌ PCl 5 (Δ H = −124 kJ / mol)
El PCl 5 existe en equilibrio con el PCl 3 y el cloro , ya 180 ° C el grado de disociación es de aproximadamente el 40%. Debido a este equilibrio, las muestras de PCl 5 a menudo contienen cloro, que imparte una coloración verdosa.
Reacciones
Hidrólisis
En su reacción más característica, el PCl 5 reacciona al entrar en contacto con el agua para liberar cloruro de hidrógeno y producir óxidos de fósforo. El primer producto de hidrólisis es el oxicloruro de fósforo :
- PCl 5 + H 2 O → POCl 3 + 2 HCl
En agua caliente, la hidrólisis procede completamente al ácido ortofosfórico :
- PCl 5 + 4 H 2 O → H 3 PO 4 + 5 HCl
Acidez de Lewis
El pentacloruro de fósforo es un ácido de Lewis. Esta propiedad sustenta muchas de sus reacciones características, autoionización, cloración, hidrólisis. Un aducto bien estudiado es el PCl 5 (piridina).
Cloración de compuestos orgánicos
En química sintética, dos clases de cloración suelen ser de interés: cloraciones oxidativas y cloraciones sustitutivas. Las cloraciones oxidativas implican la transferencia de Cl 2 del reactivo al sustrato. Las cloraciones sustitutivas implican el reemplazo de grupos O u OH con cloruro. PCl 5 se puede utilizar para ambos procesos.
Tras el tratamiento con PCl 5 , los ácidos carboxílicos se convierten en el correspondiente cloruro de acilo . Se ha propuesto el siguiente mecanismo:
También convierte alcoholes en cloruros de alquilo . El cloruro de tionilo se usa más comúnmente en el laboratorio porque el dióxido de azufre resultante se separa más fácilmente de los productos orgánicos que el POCl 3 .
El PCl 5 reacciona con amidas terciarias, como dimetilformamida (DMF), para dar cloruro de dimetilclorometilenamonio, que se denomina reactivo de Vilsmeier , [(CH 3 ) 2 N = CClH] Cl. Más típicamente, se genera una sal relacionada a partir de la reacción de DMF y POCl 3 . Dichos reactivos son útiles en la preparación de derivados de benzaldehído por formilación y para la conversión de grupos C-OH en grupos C-Cl.
Es especialmente conocido por la conversión de grupos C = O en grupos CCl 2 . Por ejemplo, la benzofenona y el pentacloruro de fósforo reaccionan para dar el difenildiclorometano :
- (C 6 H 5 ) 2 CO + PCl 5 → (C 6 H 5 ) 2 CCl 2 + POCl 3
El carácter electrofílico del PCl 5 se destaca por su reacción con estireno para dar, después de la hidrólisis , derivados del ácido fosfónico .
Tanto PCl 3 como PCl 5 convierten los grupos R 3 COH en el cloruro R 3 CCl. Sin embargo, el pentacloruro es una fuente de cloro en muchas reacciones. Clora los enlaces CH alílicos y bencílicos . El PCl5 tiene un mayor parecido con el SO 2 Cl 2 , también una fuente de Cl 2 . Para cloraciones oxidativas a escala de laboratorio, a menudo se prefiere el cloruro de sulfurilo sobre el PCl 5, ya que el subproducto de SO 2 gaseoso se separa fácilmente.
Cloración de compuestos inorgánicos
En cuanto a las reacciones con compuestos orgánicos, el uso de PCl 5 ha sido reemplazado por SO 2 Cl 2 . La reacción del pentóxido de fósforo y PCl 5 produce POCl 3 (que es un compuesto inestable):
- 6 PCl 5 + P 4 O 10 → 10 POCl 3
El PCl 5 clora el dióxido de nitrógeno para formar cloruro de nitrilo inestable :
- PCl 5 + 2 NO 2 → PCl 3 + 2 NO 2 Cl
- 2 NO 2 Cl → 2 NO 2 + Cl 2
PCl 5 es un precursor del hexafluorofosfato de litio , LiPF 6 . El hexafluorofosfato de litio es una sal comúnmente empleada en electrolitos en baterías de iones de litio . LiPF
6es producido por la reacción de PCl
5con fluoruro de litio , con cloruro de litio como subproducto:
- PCl 5 + 6 LiF → LiPF 6 + 5 LiCl
La seguridad
El PCl 5 es una sustancia peligrosa ya que reacciona violentamente con el agua. También es corrosivo cuando entra en contacto con la piel y puede ser fatal si se inhala.
Historia
El pentacloruro de fósforo fue preparado por primera vez en 1808 por el químico inglés Humphry Davy . El análisis de Davy del pentacloruro de fósforo fue inexacto; el primer análisis preciso fue proporcionado en 1816 por el químico francés Pierre Louis Dulong .