Diossido di cloro
Il diossido di cloro, o biossido di cloro,[3][4] è un ossido radicalico del cloro tetravalente e allo stato di ossidazione +4, avente formula molecolare ClO2.
| Diossido di cloro | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| diossido di cloro | |
| Nomi alternativi | |
| biossido di cloro | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | ClO2 |
| Peso formula (u) | 67,45 |
| Aspetto | gas giallo-rosso pallido, con odore pungente |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 233-162-8 |
| PubChem | 24870 |
| DrugBank | DBDB12453 |
| SMILES | O=Cl[O] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/l, in c.s.) | 1,6 kg/L (a 0 °C, liquido) |
| Solubilità in acqua | 8 g/L |
| Temperatura di fusione | −59 °C (214 K) |
| Temperatura di ebollizione | 11 °C (284 K) |
| Tensione di vapore (Pa) a 293 K | 101000 |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | 104,60 kJ/mol |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 292 (ORL MUS)[1] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| TLV (ppm) | 0,1 ppm |
| Simboli di rischio chimico | |
   
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| pericolo | |
| Frasi H | 270 - 330 - 314 - 400 [2] |
| Consigli P | --- |
È un gas di colore giallo-rosso pallido con formula chimica ClO2 che condensa in un liquido rosso-bruno a 11 °C, che poi solidifica a −59 °C in cristalli rosso arancio; si scioglie in acqua fino a una concentrazione di 8 g/L dando una soluzione di color verde scuro che al buio è stabile.[5]
Come molti altri ossidi di cloro, è un potente ossidante ed è utilizzato nel candeggio e nel trattamento delle acque per la disinfezione.
Applicazioni
modificaIl composto viene utilizzato principalmente (più del 95%) nello sbiancamento della cellulosa e della farina e nel trattamento delle acque.
Nel 1956 a Bruxelles viene sostituito il cloro con il biossido nel trattamento delle acque. Adesso viene usato come ossidante finale nella potabilizzazione. Rispetto al più economico ipoclorito, non produce trialometani per reazione con i fenoli derivanti dalla decomposizione degli acidi umici; viene inoltre diminuita la formazione di bromati.
Il diossido di cloro ha un'azione disinfettante migliore del cloro in acque a pH neutro, riesce a controllare meglio i batteri della legionella e diversi virus, ed è anche meno corrosivo. L'unico inconveniente è la produzione di cloriti.
È anche utilizzato nella disinfezione dell'aria; fu ad esempio l'agente chimico principale impiegato nelle minacce di contaminazione con antrace del 2001 negli Stati Uniti. Recentemente, dopo l'uragano Katrina a New Orleans, il diossido di cloro è stato usato per disinfettare la pericolosa melma che inondò le case.
Struttura e Legami
modificaLa molecola ClO2 ha un numero dispari di elettroni (19) di valenza e quindi è un radicale e una molecola paramagnetica. Si tratta di un insolito esempio di molecola con un elettrone spaiato che comunque è stabile e che non tende a dimerizzare, come accade anche per molecole più comuni come il monossido di azoto e, in misura minore, per il biossido di azoto.[6]
È una molecola triatomica polare (μ = 1,784 D),[7] con geometria angolare e simmetria C2v.[8] Il legame Cl-O, formalmente doppio, è lungo 147,0 pm, alquanto più corto del legame singolo in Cl2O (169,6 pm[9]) e l'angolo OClO è di 147,40°.[10]
Nel 1933, Lawrence O. Brockway, studente di Linus Pauling, propose una struttura che prevedeva un legame a tre elettroni e due legami singoli. Tuttavia, Pauling nella sua Chimica generale mostra un doppio legame per un ossigeno e un legame singolo più un legame a tre elettroni per l'altro. La struttura del legame di valenza sarebbe rappresentata come l'ibrido di risonanza descritto da Pauling. Il legame a tre elettroni rappresenta un legame più debole del doppio legame. Nella teoria degli orbitali molecolari questa idea è comune se il terzo elettrone è posto in un orbitale di antilegame. Lavori successivi hanno confermato che l'orbitale molecolare più alto occupato è effettivamente un orbitale di antilegame incompletamente riempito.
Una cella unitaria del cristallo ortorombico del ClO2 mostrata in una direzione arbitraria.
La struttura cristallina del ClO2 è ortorombica e presenta la simmetria del gruppo spaziale Pbca.
Sintesi
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In laboratorio, questo ossido è preparato dall'ossidazione del clorito di sodio:
- 2 NaClO2 + Cl2 → 2 ClO2 + 2 NaCl
Oltre il 95% del biossido di cloro è prodotto dal clorato di sodio.
È prodotto con grande efficienza riducendo il clorito di sodio in una soluzione a pH molto basso con un agente riducente, quale l'acido cloridrico o l'anidride solforosa. La reazione tra il clorito di sodio e l'acido cloridrico è illustrata di seguito:
- HClO3 + HCl → HClO2 + HClO
- HClO3 + HClO2 → 2 ClO2 + Cl2 + 2 H2O
- HOCl + HCl → Cl2 + H2O
Una quota più piccola di biossido di cloro è utilizzata come disinfettante. Può essere anche prodotto dall'elettrolisi di una soluzione di clorito di sodio:
- 2 NaClO2 + 2 H2O 2 ClO2 + 2 NaOH + H2
In alternativa, si può produrre in laboratorio riscaldando una miscela di clorato di potassio e acido ossalico:
- 2 KClO3 + H2C2O4 → 2 ClO2 + K2CO3 + CO2 + H2O
Note
modifica- ^ (EN) Chlorine dioxide toxicity (archiviato dall'url originale il 26 marzo 2010).
- ^ (EN) Chlorine dioxide [Diossido di cloro], su GESTIS-Stoffdatenbank. URL consultato l'11 luglio 2025.
- ^ Rodomontano, Chimica Generale (PDF), 2011, p. 204.
- ^ Pierluigi Barbieri, 171SM-CHIMICA AMBIENTALE (PDF), su moodle2.units.it.
- ^ Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold Frederik Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 536, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, pp. 804-806, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ W. M. Tolles, James L. Kinsey e R. F. Curl, Microwave Spectrum of Chlorine Dioxide. V. The Stark and Zeeman Effects, in The Journal of Chemical Physics, vol. 37, n. 5, 1º settembre 1962, pp. 927-930, DOI:10.1063/1.1733247. URL consultato il 16 febbraio 2025.
- ^ J. E. House e Kathleen Ann House, Descriptive inorganic chemistry, Third edition, Elsevier/AP, Academic Press is an imprint of Elsevier, 2016, pp. 279-280, ISBN 978-0-12-804697-5, OCLC 927364318. URL consultato il 16 febbraio 2025.
- ^ Masaaki Sugie, Muneo Ayabe e Harutoshi Takeo, Microwave spectra of dichlorine monoxide in its excited vibrational states, in Journal of Molecular Structure, vol. 352-353, 20 giugno 1995, pp. 259-265, DOI:10.1016/0022-2860(95)08831-F. URL consultato il 16 febbraio 2025.
- ^ Experimental data for OClO (Chlorine dioxide), su cccbdb.nist.gov.
Altri progetti
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Collegamenti esterni
modifica- (EN) chlorine dioxide, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
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