Chlorid jodný

Chlorid jodný
Struktura chloridu jodného

Struktura chloridu jodného

Láhev s chloridem jodným

Láhev s chloridem jodným

Obecné
Systematický názevChlorid jodný
Anglický názevIodine monochloride
Německý názevIodchlorid
Sumární vzorecICl
Vzhledčervenohnědá pevná látka
Identifikace
Registrační číslo CAS7790-99-0
PubChem24640
SMILESClI
InChI1S/ClI/c1-2
Vlastnosti
Molární hmotnost162,35 g/mol
Teplota tání27,2 °C
Teplota varu97,4 °C (rozklad)
Hustota3,10 g/cm3
Bezpečnost
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
GHS06 – toxické látky
GHS06
GHS07 – dráždivé látky
GHS07
GHS08 – látky nebezpečné pro zdraví
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.

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+.

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. ↑ a b 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

Média použitá na této stránce