Chlorid jodný

Chlorid jodný je interhalogen s chemickým vzorcem ICl, je to červenohnědá pevná látka, která taje blízko laboratorní teploty. ICl je silně polární a vystupuje jako zdroj iontu I+.

Chlorid jodný

Struktura chloridu jodného

Láhev s chloridem jodným

Obecné
Systematický název Chlorid jodný
Anglický název Iodine monochloride
Německý název Iodchlorid
Sumární vzorec ICl
Vzhled červenohnědá pevná látka
Identifikace
Registrační číslo CAS 7790-99-0
PubChem 24640
SMILES ClI
InChI 1S/ClI/c1-2
Vlastnosti
Molární hmotnost 162,35 g/mol
Teplota tání 27,2 °C
Teplota varu 97,4 °C (rozklad)
Hustota 3,10 g/cm3
Bezpečnost

GHS05

GHS06

GHS07

GHS08
[1]
Nebezpečí[1]
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Vzniká přímou reakcí z prvků:

I2 + Cl2 → 2 ICl

Při průchodu plynného chloru přes krystaly jodu pozorujeme hnědé páry ICl a získáváme taveninu ICl. Nadbytek chloru vede ke vzniku chloridu joditého, tato reakce je rovnovážná:

ICl + Cl2 ↔ ICl3

Polymorfie

Známe dvě krystalové modifikace,[2] modifikace α-ICl je stabilní a má podobu rubínově červených jehlic s teplotou tání 27,2 °C, ty jsou tvořeny lomenými řetězci molekul ICl.[3]

β-ICl je metastabilní, získává se krystalizací ze silně podchlazených tavenin. Teplota tání této modifikace je 13,9 °C. Řetězce jsou v krystalech uspořádány jiným způsobem než v α modifikaci.[4]

Reakce a využití

ICl je velmi reaktivní, i když méně než ClF. Reaguje s většinou kovů, včetně ušlechtilých, ale nereaguje s borem, uhlíkem, kadmiem, olovem, molybdenem a wolframem.[5]

Je rozpustný v HF a HCl, s vodou reaguje za vzniku HCl a HI:

2 ICl + 2 H2O→ 2 HCl + 2 HI + O2

Využití nachází v organické syntéze.cit1 Může vystupovat jako zdroj elektrofilního jódu při syntéze aromatických jodidů. Také dokáže štěpit vazbu C-Si.

ICl dokáže halogenovat dvojnou vazbu v alkenech:

RCH=CHR’ + ICl → RCH(I)-CH(Cl)R’

Pokud jsou tyto reakce prováděny v přítomnosti azidu sodného, získáme RCH(I)-CH(N3)R’.

Roztok ICl v kyselině octové se označuje jako Wijsův roztok a využívá se ke stanovení jodového čísla.

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Iodine monochloride na anglické Wikipedii.

  1. Iodine monochloride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-24]. Dostupné online. (anglicky)
  2. GREENWOOD, NORMAN NEILL. Chemie prvků. Sv. 1.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium 793 s., 1 příl s. ISBN 8085427389, ISBN 9788085427387. OCLC 320245801 S. 1014.
  3. BRISBOIS, Ronald G.; WANKE, Randall A.; STUBBS, Keith A. Iodine Monochloride. Příprava vydání John Wiley & Sons, Ltd.. Chichester: John Wiley & Sons, Ltd Dostupné online. ISBN 9780471936237, ISBN 9780470842898. DOI 10.1002/047084289x.ri014. (anglicky) DOI: 10.1002/047084289X.ri014.
  4. CARPENTER, G. B.; RICHARDS, S. M. The crystal structure of β-iodine monochloride. Acta Crystallographica. 1962-04-01, roč. 15, čís. 4, s. 360–364. Dostupné online [cit. 2019-06-06]. ISSN 0365-110X. DOI 10.1107/S0365110X62000882.
  5. GREENWOOD, NORMAN NEILL. Chemie prvků. Sv. 1.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium 793 s., 1 příl s. ISBN 8085427389, ISBN 9788085427387. OCLC 320245801 S. 1016.

Externí odkazy
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.