Jodid fosforitý
| Jodid fosforitý | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Všeobecné vlastnosti | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Sumárny vzorec | PI3 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Vzhľad | temne červená kryštalická látka | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fyzikálne vlastnosti | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Molekulová hmotnosť | 411,7 u | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Molárna hmotnosť | 411,68717 g/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Teplota topenia | 61,2 °C | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Teplota rozkladu | 200 °C | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Hustota | 4,18 g/cm3 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Rozpustnosť | Rozkladá sa vo vode | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Termochemické vlastnosti | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Štandardná zlučovacia entalpia | -46 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ďalšie informácie | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Číslo CAS | 13455-01-1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Číslo UN | 3260 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| EINECS číslo | 236-647-2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Pokiaľ je to možné a bežné, používame jednotky sústavy SI. Ak nie je hore uvedené inak, údaje sú za normálnych podmienok. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||
Jodid fosforitý (PI3) je anorganická zlúčenina fosforu a jódu. Za bežných podmienok sa jedná o nestabilnú temne červenú kryštalickú látku, ktorá prudko reaguje s vodou. Je pomerne rozšíreným omylom,[1] že je jodid fosforitý príliš nestabilný na to, aby sa dal skladovať. V skutočnosti je bežne v predaji. Široko sa používa v organickej chémii pre konverziu alkoholov na alkyljodidy. Je tiež silným redukčným činidlom. Fosfor tvorí s jódom tiež tetrajóddifosfán (P2I4), existencia jodidu fosforečného (PI5) pri izbovej teplote je však nejasná, skôr sa jedná o kokrystalizát jodidu fosforitého s jódom.[2]
Vlastnosti[upraviť | upraviť zdroj]
Jodid fosforitý má rozpustený v sírouhlíka v zásade nulový dipólový moment, pretože väzba PI nemá takmer vôbec dipólový charakter. Táto väzba je navyše slabá, PI3 je oveľa menej stabilná ako iné fosforečné halogenidy; Štandardné zlučovacie entalpia je len -46kJ/mol (pevná látka). Atóm fosforu má v nukleárnej magnetickej rezonančnej spektroskopii posun 178 pm (vyššia frekvencia než kyseliny trihydrogenfosforečnej).
Reakcia[upraviť | upraviť zdroj]
Jodid fosforitý búrlivo reaguje s vodou za vzniku kyseliny fosforitej (H3PO3) a jodovodíkovej (HI), uvoľňujú sa tiež malé množstvá fosfánu a zlúčenín P-P. S alkoholy tvorí alkyljodidy; táto reakcia je hlavnou oblasťou použitia jodidu fosforitého.
Jodid fosforitý má tiež silné redukčné účinkami. Redukuje sulfoxidy na tioétery, a to aj pri -78° C.[3] Zahrievanie roztoku jodidu fosforité v 1-jódbután s červeným fosforom vyvoláva redukciu na tetrajóddifosfán( P2I4).
Príprava[upraviť | upraviť zdroj]
Obvyklou metódou prípravy jodidu fosforitého je priama reakcia prvkov, väčšinou pridávaním jódu do roztoku bieleho fosforu v sirouhlíku:
- P4 + 6 I2 → 4 PI3
Možno tiež využiť prevod chloridu fosforitého (PCl3) na jodid fosforitý pôsobením jodovodíka alebo niektorých kovových jodidov.
Použitie[upraviť | upraviť zdroj]
Jodid fosforitý sa používa v laboratóriu pre konverziu primárnych alebo sekundárnych alkoholov na alkyljodidy.[4] Alkohol je tu mnohokrát nielen reaktantom ale aj rozpúšťadlom. Jodid fosforitý sa často generuje in situ reakciou červeného fosforu s jódom za prítomnosti alkoholu. Napríklad konverzií metylalkoholu možno získať jódmetán:
- PI3 + 3 CH3OH → 3 CH3I + H3PO3
Alkyljodidy sú zlúčeniny užitočné pre nukleofilné substitučné reakcie a pre prípravu Grignardových reagencií.
Podobné látky[upraviť | upraviť zdroj]
Zdroj[upraviť | upraviť zdroj]
Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Jodid fosforitý na českej Wikipédii.
Referencie[upraviť | upraviť zdroj]
- ↑ WADE, L. G., Jr.. Organic Chemistry. 6. ilustrované vyd. Upper Saddle River (New Jersey, USA) : Pearson/Prentice Hall, 2005. ISBN 978-0-131-47871-8. S. 477. (po anglicky)
- ↑ HOLLEMAN, Arnold Frederik; WIBERG, Nils. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. vyd. Berlín (Nemecko) : Auflage, de Gruyter, 2007. ISBN 978-3-11-017770-1. (po nemecky)
- ↑ DENIS, Jean Noel; KRIEF, Alain. Phosphorus tri-iodide (PI3), a powerful deoxygenating agent. Journal of the Chemical Society, Chemical Communications, december 1980, s. 544–5. DOI: 10.1039/C39800000544. (po anglicky)
- ↑ FURNELL, B. S., et al. Vogel's Textbook of Practical Organic Chemistry. 5. vyd. New York (USA) : Longman/Wiley, 1989. ISBN 0-582-46236-3. (po anglicky)