Fluoruro di iodio(I)
| Fluoruro di iodio(I) | |
|---|---|
 | |
 | |
| Nome IUPAC | |
| fluoruro di iodio(I), monofluoruro di iodio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | IF |
| Peso formula (u) | 145,90 |
| Numero CAS | |
| PubChem | 139637 |
| SMILES | FI |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Temperatura di fusione | −28 °C (245 K) dec[1] |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | –95,7[2] |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | –118,5[2] |
| S0m(J·K−1mol−1) | 236,2[2] |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 33,4[2] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Frasi H | --[3] |
Il fluoruro di iodio(I) o monofluoruro di iodio è il composto binario interalogenico dello iodio con il fluoro, avente formula IF.[4] In questo fluoruro lo iodio è nello stato di ossidazione +1. È una specie molto instabile che non è mai stata isolata con certezza, ma solo osservata e caratterizzata spettroscopicamente.[1][5]
Storia[modifica | modifica wikitesto]
Il primo a pubblicare notizie sul composto fu R. A. Durie che nel 1951 ne osservò lo spettro di emissione.[6] Successivamente nel 1960 Schmeisser e Scharf attribuirono alla presenza di IF la colorazione marrone ottenuta introducendo fluoro in una soluzione di iodio in CCl3F a –78 ºC.[7]
Sintesi[modifica | modifica wikitesto]
Benché non si riesca ad isolarlo, IF si può ottenere facendo reagire iodio con IF3 in soluzione di CCl3F a –78 ºC:[7][8]
Una reazione alternativa è la reazione tra XeF2 e iodio.[9]
Proprietà e struttura[modifica | modifica wikitesto]
Il monofluoruro di iodio, pur essendo una sostanza termodinamicamente stabile rispetto agli elementi costitutivi (ΔHƒ° = -95,4 kJ/mol, ΔGƒ° = -117,6 kJ/mol),[10] cineticamente è molto instabile e tende a disproporzionare a iodio molecolare e pentafluoruro di iodio, ed è quindi ottenibile solo in quantità molto piccole:[5][7] a –78 ºC è descritto come una polvere bianca, ma sopra a circa −14 °C la reazione di disproporzione è molto rapida:[11]
Nella molecola I−F il legame singolo presente è quello più stabile tra i monofluoruri di alogeno (energia di legame di ≈ 277 kJ/mol[11]) e, data la differenza di elettronegatività, è molto polarizzato (Iδ+—Fδ−), con la densità elettronica maggiormente addensata sull'atomo di fluoro: la carica parziale calcolata sull'atomo di iodio è piuttosto notevole, +0,567 e;[12] parallelamente, la molecola presenta un notevole momento dipolare, μ = 1,948 D.[13]
In fase gassosa diluita il fluoruro di iodio mostra una relativa moderata stabilità[14] e questo ha consentito una sua parziale caratterizzazione spettroscopica. La spettroscopia rotazionale nella regione delle microonde ha permesso, tra l'altro, di ricavare la lunghezza del legame I−F, pari a 190,97 pm.[15][16] Il parziale carattere ionico in un legame covalente tende normalmente a rafforzalo e quindi ad accorciarlo:[17] la distanza attesa, data dalla somma dei raggi covalenti di I e F, è infatti maggiore, pari a (57+139) pm = 196 pm.[18]
Il potenziale di ionizzazione di IF, pari a 10,54 eV, è maggiore di quello di I2 (9,307 eV[19]).[20]
Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]
Nonostante IF sia così instabile da poter essere difficilmente isolato, può essere utilizzato in reazioni di addizione ad alcheni generandolo in situ.[9][21] Negli anni 80 del novecento furono fatte ricerche per utilizzarlo in apparecchiature laser.[22][23]
Note[modifica | modifica wikitesto]
- ^ a b Greenwood e Earnshaw 1997
- ^ a b c d Lide 2005
- ^ Questa sostanza non è stata ancora classificata in termini di pericolosità o non è stata ancora trovata una fonte affidabile e citabile.
- ^ (EN) Shlomo Rozen, Iodine Monofluoride, John Wiley & Sons, Ltd, 15 aprile 2001, DOI:10.1002/047084289x.ri015, ISBN 978-0-471-93623-7. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ a b Cotton et. al 1999
- ^ Durie 1951
- ^ a b c Schmeisser e Scharf 1960
- ^ Brauer 1975
- ^ a b Shellhamer et al. 1999
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 825, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ a b Egon Wiberg, Nils Wiberg e A. F. Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 506, ISBN 978-3-11-026932-1, OCLC 970042787. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ (EN) Olga M. Zarechnaya, Aleksei A. Anisimov e Eugenii Yu Belov, Polycentric binding in complexes of trimethylamine-N-oxide with dihalogens, in RSC Advances, vol. 11, n. 11, 2 febbraio 2021, pp. 6131–6145, DOI:10.1039/D0RA08165E. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ K.P.R. Nair, J. Hoeft e E. Tiemann, Electric dipole moment of the diatomic if molecule, in Chemical Physics Letters, vol. 60, n. 2, 1979-01, pp. 253–256, DOI:10.1016/0009-2614(79)80027-5. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ A. P. Irsa e L. Friedman, Mass spectra of halogen fluorides, in Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, vol. 6, n. 2, 1º aprile 1958, pp. 77–90, DOI:10.1016/0022-1902(58)80051-2. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ IF Molecular Constants, su physics.nist.gov. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ K. P. Huber e G. Herzberg, Molecular Spectra and Molecular Structure IV: Constants of Diatomic Molecules, Van Nostrand Reinhold, 1979.
- ^ J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, 2ª ed., Piccin, 1999, pp. 301-304, ISBN 88-299-1470-3.
- ^ (EN) Beatriz Cordero, Verónica Gómez e Ana E. Platero-Prats, Covalent radii revisited, in Dalton Transactions, n. 21, 14 maggio 2008, pp. 2832–2838, DOI:10.1039/B801115J. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ (EN) NIST Office of Data and Informatics, Iodine, su webbook.nist.gov. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ (EN) NIST Office of Data and Informatics, Iodine monofluoride, su webbook.nist.gov. URL consultato il 20 maggio 2024.
- ^ Rozen e Brand 1985
- ^ Davis e Hanko 1980
- ^ Diegelmann et al. 1980
Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]
- (DE) G. Brauer, Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie, vol. 3, 3ª ed., Stuttgart, Ferdinand Enke, 1975, ISBN 3-432-87823-0.
- (EN) F. A. Cotton, G. Wilkinson, C. A. Murillo e M. Bochmann, Advanced Inorganic Chemistry, 6ª ed., Wiley-Interscience, 1999, ISBN 978-0471199571.
- (EN) S. J. Davis e L. Hanko, Optically pumped Iodine monofluoride B3Π(O+)→X1Σ+ laser, in Appl. Phys. Lett., vol. 37, 1980, p. 692, DOI:10.1063/1.92042.
- (EN) M. Diegelmann, H. P. Grieneisen, K. Hohla, X.-J. Hu e altri, New TEA-lasers based on D′→A′ transitions in halogen monofluoride compounds: ClF (284.4 nm), BrF (354.5 nm), IF (490.8 nm), in Appl. Phys., vol. 23, n. 3, 1980, pp. 283-287, DOI:10.1007/BF00914912.
- (EN) R. A. Durie, The visible emission spectra of iodine and bromine monofluorides and their dissociation energies, in Proc. R. Soc. Lond. A, vol. 207, n. 1090, 1951, pp. 388-395, DOI:10.1098/rspa.1951.0126.
- (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- D. R. Lide (Editor), CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005, su hbcponline.com, CRC Press, Boca Raton, 2005. URL consultato il 9 dicembre 2017.
- (EN) S. Rozen e M. Brand, J. Org. Chem., vol. 50, n. 18, 1985, pp. 3342-3348, DOI:10.1021/jo00218a020, https://oadoi.org/10.1021/jo00218a020.
- (EN) D. F. Shellhamer, M. J. Horney, B. J. Pettus, T. L. Pettus e altri, Generation of Interhalogen Fluorides under Mild Conditions: A Comparison of Sluggish and Reactive Interhalogen Fluorides, in J. Org. Chem., vol. 64, n. 4, 1999, pp. 1094-1098, DOI:10.1021/jo972319g.
- (DE) M. Schmeisser e E. Scharf, Über Jodtrifluorid JF3 und Jodmonofluorid JF, in Angew. Chem., vol. 72, n. 9, 1960, pp. 324-324, DOI:10.1002/ange.19600720912.
Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]
Altri progetti[modifica | modifica wikitesto]
Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su Monofluoruro di iodio
