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Cloruro di iodio
	Formula di struttura
	Rappresentazione 3D
	Aspetto
Nome IUPAC
	Monocloruro di iodio
Nomi alternativi
	Cloruro di iodio(I), Cloruro di iodio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	ICl
Massa molecolare (u)	162,35
Aspetto	solido rosso rubino o liquido rosso-bruno
Numero CAS	7790-99-0
Numero EINECS	232-236-7
PubChem	24640
SMILES	ClI
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)	3,10
Solubilità in acqua	si scioglie con decomposizione
Temperatura di fusione	27,2 °C
Temperatura di ebollizione	97-100 (con decomposizione)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
	pericolo
Frasi H	314 - 335
Consigli P	280 - 301+330+331 - 305+351+338 - 308+310
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Il monocloruro di iodio è un composto interalogeno biatomico di iodio e cloro, avente formula molecolare ICl.^[2] Come altri composti interalogenici è un forte ossidante, corrosivo e molto reattivo. Non è igroscopico, ma è sensibile all'umidità dell'aria, che lentamente lo decompone lasciando sulle pareti del recipiente polvere bianca di anidride iodica I₂O₅.^[3] Attacca vigorosamente il sughero, la gomma e la pelle, causando ferite dolorose.^[3] Lo iodio in questo composto è nello stato di ossidazione +1.

Struttura e proprietà

Come è prevedibile a causa della differenza di elettonegatività tra i due (2,66 e 3,16) la molecola ICl è polare, con l'estremità negativa sull'elemento più elettronegativo, qui il cloro, ed è quindi meglio rappresentabile come I^δ+–Cl^δ-: il momento dipolare risultante ammonta a 1,207 D.^[4]^[5] Il legame in questa molecola (232,07 pm), come atteso, è apprezzabilmente più corto della somma dei raggi covalenti di I e Cl (241 pm).

Allo stato solido il cloruro di iodio esiste in due modificazioni cristalline, ICl α e ICl β. Entrambe contengono catene di molecole ICl disposte a zig-zag. Nella forma α si presenta come cristalli aghiformi di color rosso rubino, che fondono a 27,2 °C. Raffreddando il liquido molto lentamente fino a -10 °C si ottiene la forma β (poco stabile) come un solido nero, che poi fonde a 14 °C in un liquido rosso bruno.^[6] Il punto di ebollizione a pressione atmosferica (sono riportati valori da 97 a 100 °C) non può essere determinato con precisione perché ICl tende a decomporsi:^[3]

2 ICl ⇄ I₂ + Cl₂

In entrambe le forme cristalline sono presenti contatti intermolecolari I-Cl^……I-Cl che vanno da 294 a 308 pm,^[7] decisamente minori della somma dei raggi di van der Waals di I e Cl (373 pm), come atteso per la presenza di interazioni dipolo-dipolo.

Il cloruro di iodio ha un forte odore pungente ed è solubile in alcool, etere, solfuro di carbonio, acido acetico glaciale e in soluzioni acquose di acido cloridrico.^[8] È solubile anche in diversi altri solventi^[9], nei quali sono stati condotti studi spettrofotometrici UV-Vis su di esso e sui suoi derivati anionici (dicloroiodati, vedi oltre).^[10]

Reattività

Anche in acqua si dissolve, ma dà reazioni di idrolisi e di disproporzione:^[6]

ICl + H₂O → HIO + HCl

Questa è analoga alle idrolisi di Cl₂, Br₂, I₂ e BrCl; come per quest'ultimo, l'acido ipoalogenoso formato è quello dell'alogeno meno elettronegativo, qui I.^[11]

3 ICl + 3 H₂O → HIO₃ + 3 HCl + 2 HI

5 ICl + 3 H₂O → HIO₃ + 5 HCl + 2 I₂

Qui lo iodio(I) passa in parte a I(V) e I(-I), e in parte a I(V) e I(0).

Si ha disproporzione anche in soluzioni di basi forti:^[6]

3 ICl + 6 KOH → KIO₃ + 3 KCl + 2 KI + 3 H₂O

Trattato con cloro, anche in eccesso, reagisce ossidandosi a I(III) soltanto, formando il tricloruro di iodio, che è l'unico tricloruro tra gli interalogeni (in condizioni normali è dimero):

ICl + Cl₂ → ½ (ICl₃)₂ [I₂Cl₆]

Verso i tipici acidi di Lewis si comporta da base: con il tricloruro di alluminio dà vari l'addotti coesistenti, tra cui ICl•AlCl₃; se la reazione viene condotta in presenza di triioduro di fosforo, si forma il sale isolabile [PI₄]⁺[AlCl₄]^-:^[12]

ICl + PI₃ + AlCl₃ → [PI₄]⁺[AlCl₄]^-

Il cloruro di iodio può comportarsi da acido di Lewis e, con ioni Cl ^- ad esempio, forma lo ione complesso ICl₂^-:

ICl + Cl ^- → ICl₂^-

Questo ione è isoelettronico di valenza con il triioduro I₃^- e, come quet'ultimo, ha struttura lineare (simmetria D_∞h); può essere isolato più facilmente in associazione a cationi grandi, come ad esempio CsICl₂; di quest'ultimo, simile a CsIBr₂,^[13] è nota la struttura cristallina,^[14] ed anche quella del sale di tetrametilammonio [Me₄N]⁺[ICl₂]^-.^[15]

Il cloruro di iodio, attraverso questi suoi sali complessi è usato efficacemente come reattivo per iodurazioni di anelli aromatici senza uso di solvente e senza bisogno dei normali catalizzatori delle sostituzioni elettrofile aromatiche:^[16]

Ar-H + [Me₄N]⁺[ICl₂]^- → Ar-I + [Me₄N]⁺[Cl]^- + HCl

Il cloruro di iodio si addiziona ad alcheni fornendo cloroiodoalcani; nel caso che una posizione dell'incipiente carbocatione sia favorita rispetto all'altra, allora si osserva selettività sui prodotti e l'alogeno più elettronegativo, qui il cloro, va sul carbonio più sostituito, in accordo alla regola di Markovnilov:^[17]

R-CH=CH₂ + I-Cl → RCHCl-CH₂I

In alcune di queste reazioni di addizione ad alcheni disattivati per coniugazione con gruppi carbonilici il cloruro di bromo risulta più reattivo di ICl.^[18]

Le proprietà di ICl come acido di Lewis, insieme a quelle di I₂, Br₂, IBr ed altri interalogeni sono studiate nell'ambito del modello ECW;^[19] come questi alogeni e interalogeni, ICl forma addotti e complessi a trasferimento di carica con molte specie donatrici.^[20]^[21]^[22]^[23]^[24]

Sintesi

Il cloruro di iodio viene prodotto facendo reagire iodio (I₂) e cloro (Cl₂):

I₂ + Cl₂ → 2 ICl

Si forma anche durante la titolazione di Andrews-Jamieson, secondo la reazione:

IO₃⁻ + 6 H⁺ + Cl⁻ → ICl + 3 H₂O

Note

^ Scheda del composto su GESTIS [1]
^ (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Interhalogen compounds, in Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 824, ISBN 0-7506-3365-4.
^ ^a ^b ^c Georg Brauer, Handbook o f Preparative Inorganic Chemistry, traduzione di Reed F. Riley, vol. 1, 2ª ed., Academic Press, 1963 [1960], p. 291.
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^ (EN) PubChem, Iodine monochloride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 20 settembre 2021.
^ Acetonitrile, propionitrile, butirronitrile, metanolo, alcool t-butilico, 1,2-dicloroetano, acido trifluoroacetico. Anche i derivati, i dicloroiodati di tetraalchilammonio, sono solubili in questi solventi, ma non in tetracloruro di carbonio e cicloesano.
^ (EN) Robert E. Buckles e Jack F. Mills, A Spectrophotometric Study of Iodine Chloride in Various Solvents 1, in Journal of the American Chemical Society, vol. 76, n. 19, 1954-10, pp. 4845–4849, DOI:10.1021/ja01648a023. URL consultato il 21 settembre 2021.
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