PROFILPELAJAR.COM

Μονοφθοριούχο ιώδιο
Γενικά
Όνομα IUPAC	Μονοφθοριούχο ιώδιο
Άλλες ονομασίες	Φθοριούχο ιώδιο; Ιωδοφθόριο; Φθοριωδάνιο
Χημικά αναγνωριστικά
Χημικός τύπος	IF
Μοριακή μάζα	145,903 amu
Αριθμός CAS	13873-84-2
SMILES	FI
InChI	1S/FI/c1-2
PubChem CID	139637
ChemSpider ID	123150
Δομή
Είδος δεσμού	πολωμένος ομοιοπολικός
Γωνία δεσμού	0°
Μοριακή γεωμετρία	γραμμική
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης	−45 °C
Εμφάνιση	ασταθές καφέ στερεό
Χημικές ιδιότητες
	Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος (25°C, 100 kPa).

To μονοφθοριούχο ιώδιο (αγγλικά iodine monofluoride) είναι ασταθής ανόργανη διατομική ομοιοπολική χημική ένωση, με μοριακό τύπο I F. Ανήκει στις «διαλογονιακές ενώσεις», δηλαδή στις χημικές ενώσεις μεταξύ αλογόνων. Το (σχετικά χημικά καθαρό) μονοφθοριούχο ιώδιο εμφανίζεται ως λευκή στερεά σκόνη σε θερμοκρασίες κάτω από -78°C. Σταδιακά, όμως, γίνεται σοκολατί προς το καφέ (επίσης) στερεό, γιατί δυσαναλογοποιείται στους 0 °C^[1]^[2], παράγοντας στοιχειακό ιώδιο και πενταφθοριούχο ιώδιο (IF₅):

$\mathrm {5IF{\xrightarrow {0^{o}C}}2I_{2}+IF_{5}}$

Δομή

Η μοριακή δομή του μονοφθοριούχου ιωδίου, όπως σε όλες τις διατομικές ουσίες, είναι αναγκαστικά γραμμική. Σημειώνεται ότι στην ένωση αυτή το ιώδιο βρίσκεται στη βαθμίδα οξείδωσης +1, αφού το φθόριο είναι ηλεκτραρνητικότερό του.

Δεσμός	τύπος δεσμού	ηλεκτρονική δομή	Μήκος δεσμού	Ιονισμός	Ισχύς δεσμού
Δεσμοί^[3]^[4]^[5]^[6]^[7]
F-I	σ	2p-5p	190,9 pm	35% I⁺ F^-	277 kJ/mol
Στατιστικό ηλεκτρικό φορτίο^[8]
F	-0,35
I	+0,35

Παραγωγή

1. Μπορεί να παραχθεί με ολική σύνθεση στους -45 °C σε φθοροτριχλωρομεθάνιο (CCl₃F):

$\mathrm {I_{2}+F_{2}{\xrightarrow[{CCl_{3}F}]{-45^{o}C}}2IF}$

2. Επίσης, μπορεί να παραχθεί με αντίδραση (στοιχειακού) ιωδίου και τριφθοριούχου ιωδίου (IF₃) στους −78 °C, επίσης σε φθοροτριχλωρομεθάνιο^[9]^[10]

$\mathrm {I_{2}+IF_{3}{\xrightarrow[{CCl_{3}F}]{-78^{o}C}}3IF}$

Τέλος, η αντίδραση (στοιχειακού) ιωδίου και φθοριούχου αργύρου (AgF) στους 0 °C επίσης δίνει μονοφθοριούχο ιώδιο, λόγω καταβύθισης του δυσδυάλυτου ιωδιούχου αργύρου (AgI):

$\mathrm {I_{2}+AgF\xrightarrow {0^{o}C} IF+AgI\downarrow }$

Φυσικές και φυσικοχημικές ιδιότητες

Τείνει προς διάσπαση περισσότερο από τις αντίστοιχες ενώσεις των άλλων αλογόνων, ακόμη και σε χαμηλές θερμοκρασίες. Για το λόγο αυτό δεν έγινε εφικτός ο ακριβής προσδιορισμός (όλων) των φυσικών ιδιοτήτων της ένωσης^[11]. Ωστόσο, (είναι αρκετά σταθερό ώστε) οι μοριακές του ιδιότητες να μπορούν να καθοριστούν με ακρίβεια με (τη χρήση) φασματοσκοπίας: Το μήκος δεσμού I-F είναι 109,9 pm και η ενέργεια διάσπασης του δεσμού είναι γύρω στα 277 kJ/mol. Στους 298 K, η κανονική μεταβολή ενθαλπίας σχηματισμού είναι ΔH_f° = −95,4 kJ/mol, και η ελεύθερη ενέργεια Γκιμπς (Gibbs free energy) είναι ΔG_f° = −117,6 kJ/mol.

Χημικές ιδιότητες και εφαρμογές

Το μονοφθοριούχο ιώδιο χρησιμοποιείται για την παραγωγή καθαρού τριιωδιούχου αζώτου:

$\mathrm {BN+3IF{\xrightarrow {}}NI_{3}+BF_{3}}$

Με την επίδραση νερού υδρολύεται, σχηματίζοντας υδροφθόριο και υποϊωδιώδες οξύ:

$\mathrm {IF+H_{2}O{\xrightarrow {}}HF+HOI}$

Μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως φθοριωτικό αντιδραστήριο, αλλά απλά για έναν τέτοιο σκοπό υπάρχουν πολύ πιο κατάλληλα αντιδραστήρια. Μπορεί, όμως, να χρησιμοποιηθεί για ταυτόχρονη προσθήκη φθορίου και ιωδίου σε αλκένια. Για παράδειγμα:

$\mathrm {RCH=CH_{2}+IF{\xrightarrow {}}RCHFCH_{2}I}$

Δείτε επίσης

Παραπομπές και σημειώσεις

↑ Mary Eagleson (1994), Concise Encyclopedia of Chemistry. Walter de Gruyter. 1201 pages. ISBN 3-11-011451-8, ISBN 978-3-11-011451-5.
↑ Σημείωση: Η γερμανόφωνη Βικιπαίδεια αναφέρει τη θερμοκρασία των -14 °C ως θερμοκρασία από την οποία αρχίζει η διάσπαση.
↑ Τα δεδομένα προέρχονται από τους πίνακες δεδομένων των στοιχείων άνθρακα, πυριτίου και υδρογόνου και τις πηγές«Table of periodic properties of thw Ellements», Sagrent-Welch Scientidic Company και «Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982»
↑ «chem.tamu.edu» (PDF). Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 28 Ιανουαρίου 2018.
↑ Baum 84
↑ «chempendix/bond-energies».
↑ «sartep.com/chem/chartsandtools/bondenergy.cfm». Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 2 Φεβρουαρίου 2018.
↑ Υπολογισμένο βάση του ιονισμού από τον παραπάνω πίνακα
↑ Georg Brauer: . 3., umgearb. Auflage. Band I, Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 171.
↑ Σημείωση: Η γερμανόφωνη Βικιπαίδεια αναφέρει τη θερμοκρασία των -40 °C ως θερμοκρασία από την οποία αρχίζει η αντίδραση, και επιπλέον ότι μπορεί να χρησιμοποιηθεί και η πυριδίνη, ως διαλύτης της.
↑ Sevim Hoyer, Strukturchemie von Iodverbindungen in den Oxidationsstufen +1/7 bis +5, Dissertation an der FU Berlin.

[1] Mary Eagleson (1994), Concise Encyclopedia of Chemistry. Walter de Gruyter. 1201 pages. ISBN 3-11-011451-8, ISBN 978-3-11-011451-5.

[2] Σημείωση: Η γερμανόφωνη Βικιπαίδεια αναφέρει τη θερμοκρασία των -14 °C ως θερμοκρασία από την οποία αρχίζει η διάσπαση.

[3] Τα δεδομένα προέρχονται από τους πίνακες δεδομένων των στοιχείων άνθρακα, πυριτίου και υδρογόνου και τις πηγές«Table of periodic properties of thw Ellements», Sagrent-Welch Scientidic Company και «Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982»

[4] «chem.tamu.edu» (PDF). Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 28 Ιανουαρίου 2018.

[:0-5] Baum 84

[6] «chempendix/bond-energies».

[7] «sartep.com/chem/chartsandtools/bondenergy.cfm». Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 2 Φεβρουαρίου 2018.

[8] Υπολογισμένο βάση του ιονισμού από τον παραπάνω πίνακα

[9] Georg Brauer: . 3., umgearb. Auflage. Band I, Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 171.

[10] Σημείωση: Η γερμανόφωνη Βικιπαίδεια αναφέρει τη θερμοκρασία των -40 °C ως θερμοκρασία από την οποία αρχίζει η αντίδραση, και επιπλέον ότι μπορεί να χρησιμοποιηθεί και η πυριδίνη, ως διαλύτης της.

[11] Sevim Hoyer, Strukturchemie von Iodverbindungen in den Oxidationsstufen +1/7 bis +5, Dissertation an der FU Berlin.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

Μονοφθοριούχο ιώδιο