Fluorura de iod (VII).

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită la 7 iunie 2022; verificarea necesită 1 editare .

Fluorura de iod (VII).
General
Nume sistematic	Fluorura de iod (VII).
Nume tradiționale	semifluorura de iod, heptafluorura de iod
Chim. formulă	DACA 7
Şobolan. formulă	DACA 7
Proprietăți fizice
Stat	gaz incolor
Masă molară	259,89 g/ mol
Densitate	3,62 g / cm 3 (la −145 ° C) [1] ; 2,7 g/cm³
Proprietati termice
Temperatura
•  topirea	6,45 °C [1] ; 4,5°C
• sublimarea	4,77 [1]  °C
• descompunere	200 °C [1]
Mol. capacitate termică	135,6 [1]  J/(mol K)
Entalpie
•  educaţie	−961,5 [1]  kJ/mol
•  topirea	4,55 kJ/mol [1]
•  sublimarea	27,1 kJ/mol [1]
Proprietăți chimice
Solubilitate
• in apa	reactioneaza
Clasificare
Reg. numar CAS	16921-96-3
PubChem	85645
Reg. numărul EINECS	240-981-4
ZÂMBETE	FI(F)(F)(F)(F)(F)F
InChI	InChI=1S/F7I/c1-8(2,3,4,5,6)7XRURPHMPXJDCOO-UHFFFAOYSA-N
ChemSpider	21477354
Siguranță
Limitați concentrația	0,5 mg/ m3
LD 50	14,24 mg/kg (șobolani, intravenos)
Toxicitate	Extrem de otrăvitor, SDYAV
Pictograme BCE
Datele se bazează pe condiții standard (25 °C, 100 kPa), dacă nu este menționat altfel.
Fișiere media la Wikimedia Commons

Fluorura de iod (VII) ( heptafluorură de iod, semifluorură de iod ), IF 7  este un gaz greu incolor, extrem de toxic (la 20 ° C) cu un miros neplăcut ascuțit, cea mai mare fluorură de iod , în care atomul de iod prezintă o stare de oxidare de +7. Este de aproape 9 ori mai greu decât aerul.

Proprietăți fizice

Până în prezent, nu există un consens cu privire la temperaturile de tranziție de fază ale compusului, deoarece este dificil de purificat din impuritatea IOF5 , care scade punctul de topire. Potrivit unor rapoarte, punctul de topire al compusului este în intervalul 6,4 ± 0,1 °C [2] . Conform altor surse, substanța se sublimează la 4,77 °C [1] .

Proprietate	Valoare [3]
Entalpia de formare (298 K, în fază gazoasă)	-122,22 kJ/mol; conform altor date -229,80 kJ/mol [4] sau -961,5 kJ/mol [1] ;
Entropia de formare (300 K, în fază gazoasă)	355,16 J/(mol K); conform altor date 353,0 J/(mol K) [1]
Capacitate termică la presiune constantă (300 K, în fază gazoasă)	137,09 J/(mol K); conform altor date 135,6 J/(mol K) [1]

Se cristalizează în două modificări, dintre care cristalele cubice sunt stabile peste -125 ° C , grupul spațial Im 3 m , parametrii celulei  a = 0,628 nm , Z = 2 .

Clădire

Structura bipiramidală pentagonală a moleculei a fost confirmată spectroscopic utilizând spectroscopie IR, Raman și 19F RMN.

Obținerea metodelor

• Este cunoscută o metodă pentru obținerea heptafluorurii prin interacțiunea iodului cu fluorurile metalice , de exemplu, fluorura de argint . Această reacție a fost observată pentru prima dată de Kammerer. Cu toate acestea, pentafluorura de iod este produsă și în astfel de condiții :

• Se folosește și metoda de obținere din substanțe simple. Pentru a face acest lucru, fluorul este trecut peste iod într-un reactor de platină . În primul rând, se formează pentafluorura de iod , care reacționează cu fluorul la 270 ° C pentru a forma heptafluorura.

• Cel mai adesea, se folosește interacțiunea pentafluorurei de iod cu fluor, în timp ce au loc procese similare cu cea de-a doua etapă a metodei anterioare.
• Produsul obținut prin metodele de mai sus este de obicei contaminat cu impurități IOF 5 datorită hidrolizei IF 7 cu urme de apă conținute în iod. Prin urmare, pentru a obține un produs pur, se poate aplica metoda de interacțiune a fluorului cu iodurile deshidratate complet (sunt mai ușor de uscat decât iodul elementar) [2] la 150–300 °C [1] . De exemplu:

Proprietăți chimice

Proprietățile chimice ale heptafluorurii de iod sunt în mare măsură asemănătoare cu cele ale trifluorurii de clor . Chimic extrem de activ și agresiv pentru majoritatea materialelor. Agent oxidant puternic .

• Destul de des, la începutul reacției, molecula de heptafluorura desparte 2 atomi de fluor, care participă la reacția ulterioară, iar IF 5 este eliberat cu produsele:

• Dioxidul de carbon arde în prezența IF 7 pentru a forma iod elementar :

• Hidrolizată de apă pentru a forma acid ortoiodic și fluorură de hidrogen :

• Reactioneaza cu silice si sticla pentru a forma oxopentafluorura de iod si tetrafluorura de siliciu :

• Cu unele fluoruri (AsF 5 , SbF 5 , BF 3 ) [5] formează compuși complecși care sunt destul de stabili până la o temperatură de aproximativ 140 °C. Se presupune că structura unor astfel de compuși este ionică: IF 6 + ·AsF 6 − .

• Când este încălzită la 200 °C, se disociază încet în fluoruri de iod mai scăzute și F 2 [1] .

• Compușii organici, la contactul cu heptafluorura de iod, se aprind sau explodează pentru a forma multe produse diferite care de obicei nu sunt pe deplin identificate.

Aplicație

A găsit o anumită utilizare în sinteza organică [6] .

Toxicologie

Heptafluorura de iod este o substanță caustică, foarte toxică, cu efect asfixiant. Ca toți derivații de iod cu o stare de oxidare de +7, este un agent oxidant puternic. În concentrații mari, fluorura de iod (VII) este foarte iritant pentru piele și membranele mucoase.

MPC în zona de lucru - 0,5 mg / m³ (pentru fluor).

Literatură

• Nikolaev N. S., Sukhorukov V. F., Shishkov Yu. D., Alenchikova I. F. Chimia compușilor halogenați ai fluorului. - M . : Nauka, 1968. - S. 344.
• Rakov E.G. Halogenfluorures // Enciclopedia chimică  : în 5 volume / Cap. ed. I. L. Knunyants . - M . : Enciclopedia Sovietică , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 496. - 623 p. — 100.000 de exemplare.  - ISBN 5-85270-008-8 .

Note

1. ↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Rakov E. G. Fluoruri de halogen // Enciclopedie chimică  : în 5 volume / Cap. ed. I. L. Knunyants . - M . : Enciclopedia Sovietică , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 496. - 623 p. — 100.000 de exemplare.  - ISBN 5-85270-008-8 .
2. ↑ 1 2 Bartlett N., Levchuk LE Pentafluorura de oxid de iod și heptafluorura  de iod //  Proceedings of the Chemical Society. - 1963. - Iss. noiembrie . - P. 342-343 . - doi : 10.1039/PS9630000325 .
3. ↑ Khanna RK Constantele de forță și funcțiile termodinamice ale heptafluorurii de iod  //  Journal of Molecular Spectroscopy. - 1962. - Vol. 8 , iss. 1-6 . - P. 134-141 . - doi : 10.1016/0022-2852(62)90014-0 .
4. ↑ Settle JL și colab. Entalpiile de formare a pentafluorurii de iod și a heptafluorurii de iod  (engleză)  // Journal of Anorganic and Nuclear Chemistry. - 1976. - Vol. 28 Supl.1 . - P. 135-140 . - doi : 10.1016/0022-1902(76)80614-8 .
5. ↑ Adams CJ Proprietățile acceptorului heptafluorurii de iod: octafluoroperiodates(VII  )  // Scrisori de chimie anorganică și nucleară. - 1974. - Vol. 10 , iss. 10 . - P. 831-835 . - doi : 10.1016/0020-1650(74)80084-X .
6. ↑ Boguslavskaya L. S. Fluoruri cu halogen în sinteza organică  // Advances in Chemistry. - 1984. - T. 53 , nr. 12 . - S. 2024-2055 . - doi : 10.1070/RC1984v053n12ABEH003147 . (Rusă)

Compuși cu iod
oxizi	Dioxid ( IO2 ) Trioxid de diiod (I 2 O 3 ) Tetroxid de diiod (I 2 O 4 ) Pentoxid de diiod (I 2 O 5 ) Iod(III) iodat (I( IO3 ) 3 )
Halogenuri și oxihalogenuri	Monofluorura (IF) Trifluorura (IF 3 ) Pentafluorura ( IF5 ) Heptafluorura ( IF7 ) Dioxid de fluor (IO 2 F) Trioxid de fluor (IO 3 F) Dioxid de trifluor (IO 2 F 3 ) Oxid de trifluorura ( IOF3 ) Oxid de pentafluorura ( IOF5 ) Clorura (ICl) Triclorura ( ICl3 / I2Cl6 ) _ _ Monobromură (IBr) Tribromură ( IBr3 )
acizi	Iodură de hidrogen (HI) Acid iod (HIO) Acid iod ( HIO2 ) Acid iodonic ( HIO3 ) Acid iod ( HIO4 )
Alte	Mononitrat ( INO3 ) Nitrat de iod(III) (I( NO3 ) 3 ) Nitrură de triiod (I 3 N) Perclorat de iod(III) (I( ClO4 ) 3 ) Sulfat de iod(III) ( I2 ( SO4 ) 3 ) Fluorsulfat de iod (I) (ISO 3 F) Fluorsulfat de iod(III) (I( SO3F ) 3 ) Cianură (ICN) Iodate ioduri Compuși organiciodici