Il cloruro di vanadio(III) o tricloruro di vanadio è il composto inorganico binario con formula VCl3. In condizioni normali è un solido di colore viola scuro, molto igroscopico e sensibile all'ossidazione. VCl3 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.

Storia Il composto VCl3 fu ottenuto per la prima volta nel 1869 da Henry Enfield Roscoe, per decomposizione termica di VCl4.

Struttura molecolare e configurazione elettronica

VCl3 è un solido polimerico. Allo stato solido possiede una struttura cristallina esagonale analoga a quella dello ioduro di bismuto, gruppo spaziale R con costanti di reticolo a = 601 pm e c = 1734 pm, sei unità di formula per cella elementare. Gli atomi di vanadio risultano esacoordinati. La struttura può essere descritta come un impacchettamento compatto esagonale di anioni cloruro, mentre i cationi V3+ sono situati in uno strato sì e uno no, occupando i due terzi degli interstizi ottaedrici. Lo ione V3+ ha configurazione elettronica d 2, e i due elettroni spaiati rendono paramagnetico il composto.

Sintesi VCl3 si può preparare in vari modi.

Una possibilità è riscaldare VCl4 a 160-170 °C usando un flusso di gas inerte per allontanare il cloro:

2 VCl4 → 2 VCl3 + Cl2

Si può ottenere anche per sintesi diretta facendo reagire in un tubo sigillato cloro liquido con vanadio metallico:

2 V + 3 Cl2 → 2 VCl3

Alcune altre possibilità sono:

V2O3 + 3 SOCl2 → 2 VCl3 + 3 SO2

5 V2O5 + 6 S2Cl2 → 4 VCl3 + 5 SO2 +7 S

Reattività VCl3 è un composto molto igroscopico e molto sensibile all'ossidazione. È anche molto sensibile alla presenza di ossigeno, che provoca la formazione di ossicloruri come VOCl, VOCl2 e VOCl3.

Sciolto in acqua forma lo ione esaaquo [V(H2O)6]3+. Da queste soluzioni si può ottenere il sale idrato VCl3•6H2O che in realtà ha struttura trans-[V(H2O)4Cl2]Cl•2H2O.

In soluzione in presenza di altri leganti si formano complessi paramagnetici, vista la configurazione elettronica d2 dello ione V3+. In genere si formano complessi ottaedrici tipo [VL6]3+, [VCl2L4]+, [VCl3L3] o [VCl6]3–, ma sono possibili anche altre geometrie, come ad esempio [VCl4]– (tetraedrico) e [V(CN)7]4– (bipiramide pentagonale).

Tossicità / Indicazioni di sicurezza VCl3 è disponibile in commercio. Il composto provoca gravi ustioni cutanee e gravi lesioni oculari. È nocivo per ingestione. Non ci sono evidenze di effetti cancerogeni. Non sono disponibili dati su effetti ambientali.

Note

Bibliografia

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