Iodfluorid
| Strukturformel | ||||||||||
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| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Iodfluorid | |||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | IF | |||||||||
| Kurzbeschreibung |
weißes Pulver (bei −78 °C)[1] | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 145,9 g·mol−1 | |||||||||
| Aggregatzustand |
fest (unterhalb von −14 °C) | |||||||||
| Schmelzpunkt |
Zersetzung oberhalb von −14 °C[1] | |||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||
Iodfluorid ist eine bei Raumtemperatur instabile Interhalogenverbindung, die aus den Elementen Iod und Fluor besteht.
Physikalische Eigenschaften
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Die Bindungslänge im Iodfluorid-Molekül beträgt etwa 191 pm.
Chemische Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Iodfluorid ist ein weißes Pulver und nur stabil bei Temperaturen unterhalb von −78 °C. Oberhalb −14 °C disproportioniert die Verbindung in elementares Iod (I2) und Iodpentafluorid (IF5), eine farblose Flüssigkeit:
Mit Wasser reagiert Iodfluorid, analog zu allen anderen Interhalogenverbindungen, unter Bildung von Halogenwasserstoff, in diesem Fall Fluorwasserstoff (HF), und Hypohalogeniger Säure, in diesem Fall Hypoiodige Säure (HOI):
Iodfluorid ist, in Analogie zu stabileren Interhalogenverbindungen, als giftig einzustufen.
Es neigt von allen Interhalogenen am stärksten zum Zerfall, dies bereits bei sehr tiefen Temperaturen. Daher ist eine genaue Bestimmung der physikalischen Eigenschaften nicht möglich.[3]
Darstellung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Iodfluorid kann bei tiefen Temperaturen aus den Elementen dargestellt werden:
Die direkte Umsetzung der Elemente führt jedoch unter weiterführender Fluorierung des Iodfluorids leicht zum Iodtrifluorid.
Es kann auch durch Reduktion von Iodtrifluorid mit elementarem Iod in einer Trichlorfluormethan-Suspension in Gegenwart einer katalytischen Menge einer organischen N-Base (Pyridin, Acetonitril) bei — 40 °C gewonnen werden.[4]
Es kann praktisch nicht rein hergestellt werden und der Nachweis der Verbindung ist sehr schwierig. Deshalb sind auch die meisten Eigenschaften unbekannt. Möglicherweise besitzt es eine polymere Struktur.
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ a b A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ Sevim Hoyer, Strukturchemie von Iodverbindungen in den Oxidationsstufen +1/7 bis +5, Dissertation an der FU Berlin.
- ↑ Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band I, Ferdinand Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 171.
Literatur
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- D. Naumann: Fluor und Fluorverbindungen, Steinkopff-Verlag, Darmstadt, 1980
- W. K. R. Musgrave: The Halogen Fluorides; their Preparation and Uses in Organic Chemistry, Adv. Fluorine Chem. 1 (1960)
- E. H. Wiebenga, E. E. Havinga, K. H. Boswijk: Structures of Interhalogen Compounds and Polyhalides, Adv. Inorg. Radiochem. 3 (1961)