Fosforipentakloridi

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Fosforipentakloridi

Phosphorus-pentachloride-2D-dimensions.png Phosphorus-pentachloride-3D-balls.png

Tunnisteet
CAS-numero 10026-13-8
Ominaisuudet
Molekyylikaava PCl5
Moolimassa 208,22 g/mol
Ulkomuoto Valkoinen kiteinen aine
Sulamispiste 179–181 °C (sublimoituu 100 °C [1])
Tiheys 1,6 g/cm3 [1]
Liukoisuus veteen Reagoi veden kanssa [1]

Fosforipentakloridi (PCl5) on fosforin ja kloorin muodostama molekyyliyhdiste. Ainetta käytetään muun muassa kemiallisessa synteesissä yhdisteiden klooraukseen.

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Huoneenlämpötilassa fosforipentakloridi on kiinteää. Puhdas fosforipentakloridi on valkoista, mutta koska aine voi hajota spontaanisti fosforitrikloridiksi ja kloorikaasuksi ovat kiteet usein kellertäviä tai vihertäviä.[2] Aine reagoi hyvin voimakkaasti veden ja kosteuden kanssa ja kykenee myös syövyttämään metalleja.[1] Aine voi reagoida myös hyvin voimakkaasti typpihapon kanssa. Fosforipentakloridi liukenee hiilidisulfidiin ja tetrakloorimetaaniin.[3]

Liuoksissa fosforipentakloridin rakenteen luonne vaihtelee. Poolittomiin liuottimiin, kuten bentseeniin ja tetrakloorimetaaniin, liuetessaan aine pysyy molekyyleinä. Sen sijaan poolisissa liuottimissa, kuten asetonitriilissä tai nitrobentseenissä, se esiintyy ionimuodoissa. Ionien rakenne on eri riippuen liuoksen fosforipentakloridikonsentraatiosta. Laimeassa liuoksessa yhdiste esiintyy tasapainossa, joka on:

PCl5\overrightarrow{\leftarrow} [PCl4+]Cl

ja suuremmissa pitoisuuksissa tasapaino on

2 PCl5\overrightarrow{\leftarrow} [PCl4+][PCl6][4]

Valmistus[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fosforipentakloridia on mahdollista valmistaa alkuaineistaan.[5] Reaktio on kiivas eikä sitä juurikaan käytetä teollisuudessa.

P4 + 10 Cl2 → 4 PCl5

Teollisesti fosforipentakloridia valmistetaan kloorikaasun ja fosforitrikloridin reaktiolla. Kiinteä reaktiotuote kerätään reaktiotilan pohjalta.[2]

PCl3 + Cl2 → PCl5

Reaktioita[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Orgaanisessa kemiassa fosforipentakloridia käytetään yhdisteiden klooraukseen. Sen avulla syntetisoidaan muun muassa asyyliklorideja karboksyylihapoista.

Veden kanssa reagoidessaan fosforipentakloridi muodostaa fosforyylikloridia.[2] Fosforyylikloridi hajoaa edelleen vapauttaen fosforihappoa ja suolahappoa. Kosteassa ilmassa yhdiste hajoaa fosforihapoksi ja suolahapoksi.[3]

PCl5 + H2O → POCl3 + 2 HCl
PCl5 + 4 H2O → H3PO4 + 5 HCl

Ammoniumkloridin ja fosforipentakloridin reaktio johtaa syklisiin yhdisteisiin, joiden kaava vaihtelee. Useimmiten yhdisteiden suhdekaava on (NPCl2)3-8.[6]

Litiumioniakuissa elektrolyyttiliuoksena käytettävää litiumheksafluorofosfaattia valmistetaan fosforipentakloridin ja litiumfluoridin reaktiolla.[7]

PCl5 + LiF + 5 HF → LiPF6 + 5 HCl

Turvallisuus[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fosforipentakloridi on myrkyllistä. Aineen joutuminen hengitysteihin aiheuttaa hengenahdistusta ja yskää. Aine syövyttää voimakkaasti joutuessaan kosketuksiin ihon tai silmien kanssa. Yhdisteen nieleminen aiheuttaa huonoa oloa ja mahdollisesti tajuttomuuden.[1]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c d e Fosforipentakloridi Kansainväliset kemikaalikortit. 1997. ICSC. Viitattu 7.4.2009.
  2. a b c Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic chemistry, s. 707. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 7.4.2009). (englanniksi)
  3. a b Pradyot Patnaik: A Comprehensive Guide to the Hazardous Properties of Chemical Substances, s. 842. Wiley-Intersciences, 2007. ISBN 978-0-471-71458-3. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 7.4.2009). (englanniksi)
  4. R. W. Suter, H. C. Knachel, V. P. Petro, J. H. Howatson, S. G. Shore: Nature of phosphorus(V) chloride in ionizing and nonionizing solvents. Journal of the Americal Chemical Society, 1974, 95. vsk, nro 5, s. 1474–1479. American Chemical Society. Artikkelin verkkoversio Viitattu 7.4.2009. (englanniksi)
  5. Bassam Z. Shakhashiri: Chemical Demonstrations, s. 70. Univ of Wisconsin Press, 1989. ISBN 0-299-11950-5. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 7.4.2009). (englanniksi)
  6. H. J. Emeleus, A. G. Sharpe: Advances in Inorganic Chemistry and Radiochemistry, s. 44. Academic Press, 1978. ISBN 978-0120236213. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 7.4.2009). (englanniksi)
  7. Method of preparing LiPF6 PatentStorm.com. Viitattu 7.4.2009. (englanniksi)

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]