Joodmonofluoride

Joodmonofluoride
Structuurformule en molecuulmodel
	Moleculaire structuur van
	Ruimtelijk model van ; met jood links en fluor rechts
Algemeen
Molecuulformule
IUPAC-naam	Joodmonofluoride
Andere namen	Joodfluoride; Jodoniumfluoride; Jood(I)fluoride
Molmassa	145,903 g/mol
SMILES	FI
CAS-nummer	13873-84-2
PubChem	139637
Wikidata	Q419914
Beschrijving	Witte, vaste stof (bij −78 °C
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Fysische eigenschappen
Smeltpunt	(ontleed) -14 °C
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal	Scheikunde

Joodmonofluoride is een anorganische verbinding, een interhalogeen, opgebouwd uit jood en fluor met de formule ${\ce {IF}}$ . In 2007 werd de verbinding als een witte, vaste stof beschreven, maar in 1994 als chocola-bruine, vaste stof. In onderstaande tabel zijn een paar van de opvallendste verschillen genoteerd die in de loop van de jaren geconstateerd zijn. In het stof-overzicht in de infobox zijn zoveel mogelijk de gegevens uit 2007 gebruikt.

Ontwikkelingen in de tijd rond joodmonofluoride
	1994^[2]	2007^[1]
Beschrijving	chocola-bruine vaste stof	Witte vaste stof
stabiel bij	< 0 °C	< −78 °C
smeltpunt	−45 °C	−14 °C (ontleed)

Los van de vraag bij welke temperatuur de stof disproportioneert, de producten zijn jood en joodpentafluoride. De ontledingsproducten jood (bruin-rode vaste stof) en joodpentafluoride (kleeurloze vloeistof), en de veel lagere temperatuur waarbij de verbinding stabiel is, verklaart ook meteen het kleurverschil tussen beide beschrijvingen: in 1994 ging het om een monster dat al gedeeltelijk ontleed was. Ook het in 2007 veel hogere smelt/ontledingspunt wijst in die richting.

{\ce {5IF\ ->\ 2I2\ +\ IF5}}

Ondanks de instabiliteit van de verbinding is een groot aantal fysische gegevens ervan met behulp van spectroscopie bepaald. De interatomaire afstand bedraagt 190,9 pm en de dissociatie-energie van de binding is ongeveer 277 kJ mol⁻¹. Bij 298 K is de vormingsenthalpie, ΔでるたH_f° = −95,4 kJ mol⁻¹, en de Gibbs vrije energie, ΔでるたG_f° = −117,6 kJ mol⁻¹.

Joodmonofluoride kan bereid worden via de reactie van de elementen bij −45 °C in CCl₃F:

{\ce {I2\ +\ F2\ ->\ 2IF}}

Een tweede syntheseroute verloopt via jood en joodtrifluoride bij −78 °C in CCl₃F:

{\ce {IF3\ +\ I2\ ->\ 3IF}}

De reactie van jood met zilver(I)fluoride bij 0 °C geeft ook joodmonofluoride:

{\ce {I2\ +\ AgF\ ->\ IF\ +\ AgI}}

Reacties

Met water reageert joodmonofluoride op dezelfde wijze als de andere interhalogenen: het meest elektronegatieve element vormt het waterstofhalogenide, hier dus waterstoffluoride, het andere halogeen vormt een oxozuur met het zelfde oxidatiegetal als dit had in het interhalogeen, hier dus onderjodigzuur.

{\ce {IF\ +\ H2O\ ->\ HF\ +\ HIO}}

Joodmonofluoride kan gebruikt worden om uit boornitride puur stikstoftrijodide te bereiden (wat overigens geen enkele praktische toepassing heeft):

{\ce {BN\ +\ 3IF\ ->\ NI3\ +\ BF3}}

Veiligheid

Hoewel joodmonofluoride zelf te instabiel is om goed onderzocht te zijn, is op grond van zijn gelijkenis met stabielere interhalogenen te verwachten dat het een giftige verbinding zal zijn.

Bronnen, noten en/of referenties

Dit artikel of een eerdere versie ervan is een (gedeeltelijke) vertaling van het artikel Iodine monofluoride op de Engelstalige Wikipedia, dat onder de licentie Creative Commons Naamsvermelding/Gelijk delen valt. Zie de bewerkingsgeschiedenis aldaar.
Dit artikel of een eerdere versie ervan is een (gedeeltelijke) vertaling van het artikel Iodfluorid op de Duitstalige Wikipedia, dat onder de licentie Creative Commons Naamsvermelding/Gelijk delen valt. Zie de bewerkingsgeschiedenis aldaar.

Algemene literatuur

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)

↑ ^a ^b A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. pag. 102. (2007) Walter de Gruyter, Berlin, ISBN 978-3-11-017770-1.
↑ Eagleson, Mary (1994). Concise Encyclopedia of Chemistry. Walter de Gruyter. ISBN 978-3-11-011451-5.

[Holl2007-1] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. pag. 102. (2007) Walter de Gruyter, Berlin, ISBN 978-3-11-017770-1.

[meagle-2] Eagleson, Mary (1994). Concise Encyclopedia of Chemistry. Walter de Gruyter. ISBN 978-3-11-011451-5.

[1]

[2]