Clorometano
# Clorometano

Il clorometano, noto anche con il nome di cloruro di metile o metil cloruro, o anche per mezzo delle sigle commerciali R-40 o HCC 40, è un composto chimico di formula $CH_3Cl.$ È un alometano e in particolare un alogenuro alchilico. A temperatura ambiente si presenta in forma gassosa o gas liquefatto sotto pressione; è incolore, di odore leggermente etereo ed è riportato avere sapore dolce; è molto infiammabile e può formare miscele esplosive in aria.

In passato è stato utilizzato largamente come refrigerante, tuttavia i rischi connessi alla sua tossicità ne hanno ridotto l'impiego ed oggigiorno non è più utilizzato nei prodotti di largo consumo.

Il clorometano fu sintetizzato per la prima volta dai chimici francesi Jean Baptiste Dumas e Eugène-Melchior Péligot nel 1835, facendo bollire una miscela di metanolo, acido solforico e cloruro di sodio. Questa sintesi è tuttora alla base del metodo di preparazione odierno.

## Proprietà e struttura molecolare

A temperatura ambiente il cloruro di metile è tecnicamente un vapore, la sua temperatura critica è infatti 144 °C; è più pesante dell'aria e moderatamente solubile in acqua (1% in massa a 25 °C) ma è solubile nei comuni solventi organici (es. acetone, alcool, etere) e negli oli minerali.

Il cloruro di metile è un composto stabile: $ΔH_ƒ°$ = -83,68 kJ/mol. La molecola $CH_3Cl$ è di tipo tetraedrico con simmetria $C_{3v},$ con l'atomo di carbonio centrale ibridato $sp^3.$ Il suo momento dipolare è notevole e risulta pari a 1,8974 D, praticamente uguale a quello di $H_2O$ (1,86 D), ed è leggermente minore che nel fluoruro di metile (1,8584 D), molecola analoga ed isoelettronica di valenza.

Da indagini spettroscopiche vibrazionali (infrarosso) è stato possibile ricavare, tra l'altro, distanze ed angoli di legame:

    r(C–H)) = 109,0 pm; r(C–Cl) = 178,5 pm;
    ∠(HCH) = 110,75°; ∠(HCF) = 108,16°.

Similmente a quanto accade per il fluoruro di metile, mentre i legami C–H hanno lunghezze praticamente normali (109 pm), il legame del carbonio con l'alogeno, qui C–Cl, è lievemente più lungo del normale (177 pm).

Gli angoli HCH sono lievemente maggiori di quello tetraedrico (109,5°) e quello HCCl con il cloro è lievemente minore. Lo stesso andamento qualitativo si osserva per il fluoruro di metile. Queste differenze rispetto ai valori attesi per un'ibridazione $sp^3$ del carbonio centrale, seppur lievi, si inquadrano nell'ambito della regola di Bent.

Questa prevede un minor carattere s per gli orbitali ibridi con cui il carbonio si lega ad atomi più elettronegativi di altri, qui Cl rispetto ad H e, viceversa, un maggior carattere s per gli orbitali ibridi con cui il carbonio si lega ad atomi meno elettronegativi di altri, qui H rispetto a Cl; ovviamente, a minor carattere s corrisponde un maggior carattere p, perché l'ibridazione complessiva dell'atomo di carbonio resta $sp^3.$ Un aumento del carattere s comporta un'apertura dell'angolo di legame rispetto all'angolo tetraedrico, come si evidenzia qui per l'angolo HCH, e viceversa per quello HCCl.

### Chimica ionica in fase gassosa

La molecola $CH_3Cl$ ha un'energia di ionizzazione pari a 11,26 eV, significativamente minore di quella del $CH_3F$ (12,50 eV).

L'affinità protonica del cloruro di metile, che è una misura della sua basicità intrinseca, è pari a 647,3 kJ/mol.

    $H_3C–Cl$ $_{(g)}$ + $H^+$ $_{(g)}$ → $[H_3C–Cl-H]^+$ $_{(g)}$

Questa affinità protonica è un ben maggiore di quella del fluoruro di metile (598,9 kJ/mol), ma minore di quella dell'acqua (691 kJ/mol), e molto maggiore rispetto al metano (543,5 kJ/mol), che quindi è molto meno basico. Sperimentalmente l'affinità protonica degli alogenuri di alchile aumenta all'aumentare del numero atomico dell'alogeno e quindi, rispetto a $CH_3Cl,$ è ancora maggiore in $CH_3Br$ e in $CH_3I.$

Per quanto riguarda l'acidità in fase gassosa, tuttavia, pur essendo il cloruro di metile più basico del fluoruro di metile, risulta essere contemporaneamente più acido: si liberano 1672±10 kJ/mol per l'assunzione di un $H^+$ da parte dell'anione $CH_2Cl^−$ contro 1756 ±19 kJ/mol per l'anione $CH_2F^−.$

