Μονοχλωριούχο ιώδιο

To (**μονο)χλωριούχο ιώδιο** (αγγλικά *iodine monochloride*) είναι ανόργανη ομοιοπολική διατομική χημική ένωση, με μοριακό τύπο **[[Ιώδιο|I]][[Χλώριο|Cl]]**. Ανήκει στις «διαλογονιακές ενώσεις», δηλαδή στις χημικές ενώσεις μεταξύ αλογόνων. Το χημικά καθαρό μονοχλωριούχο ιώδιο, στις κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος, δηλαδή σε θερμοκρασία 25°C και υπό πίεση 1 atm, είναι καστανέρυθρο στερεό, με κανονική θερμοκρασία τήξης κοντά στις συνθήκες αυτές (27,2&nbsp;°C). Εξαιτίας της διαφοράς ηλεκτραρνητικότητας χλωρίου - ιωδίου (3,16 - 2,66 = 0,50 κατά Paouling), η ένωση αυτή είναι πολύ πολική και συμπεριφέρεται ως πηγή I+.

## Δομή
Η μοριακή δομή του μονοχλωριούχου ιωδίου, όπως σε όλες τις διατομικές ουσίες, είναι αναγκαστικά γραμμική. Σημειώνεται ότι στην ένωση αυτή το ιώδιο βρίσκεται στην +1 βαθμίδα οξείδωσης, αφού το χλώριο είναι ηλεκτραρνητικότερό του.

#
## Ιστορία
Ανακαλύφθηκε το 1814 από τον Χάμφρι Ντέιβι (*Humphry Davy*) και επίσης ανεξάρτητα από το Ζοζέφ Λουί Γκαι-Λυσάκ (*Joseph Louis Gay-Lussac*).

## Παραγωγή
Το μονοχλωριούχο ιώδιο μπορεί να παραχθεί με ολική σύνθεση από τα χημικά στοιχεία που το αποτελούν, όταν αέριο χλώριο περνά ανάμεσα από κρυστάλλους ιωδίου, οπότε παρατηρείται καφέ ατμός μονοχλωριούχου ιωδίου, που συμπυκνώνεται σε σκούρο καφέ υγρό μονοχλωριούχο ιώδιο: 

\mathrm{
Cl_2 + I_2 \xrightarrow{45^oC} 2ICl}

Με τυχόν περίσσεια χλωρίου, το μονοχλωριούχο ιώδιο μετατρέπεται σε τριχλωριούχο ιώδιο:

\mathrm{
ICl + Cl_2  \leftrightharpoons ICl_3}

Επίσης, μπορεί να παραχθεί με βρασμό ιωδίου σε βασιλικό ύδωρ ή και με διάσπαση εξαχλωριούχου διιωδίου:

\mathrm{
I_2Cl_6 \xrightarrow{64-77^oC} 2ICl + 2Cl_2}



## Φυσικοχημικές ιδιότητες
Διαλύεται στην αιθανόλη, στο διθειάνθρακα, στο διαιθυλαιθέρα, στο τριχλωριούχο αρσενικό, στο διοξείδιο του θείου, στο θειονυλοχλωρίδιο, στο άνυδρο οξικό, στο υδροφθορικό και στο υδροχλωρικό οξύ.

Βράζει (με αποσύνθεση) στους 97,4 ° C.

Στην αέρια φάση, η ενθαλπία σχηματισμού του είναι 17,4 kJ/mol, η ισοβαρής θερμοχωρητικότητά του είναι 35,5 J / (mol · K) και η εντροπία του είναι 239.9 J / (mol · K).

### Πολυμορφισμός
Το μονοχλωριούχο ιώδιο έχει δύο πολύμορφα:

# **α-ICl:** ρουμπινί-κόκκινοι βελονοειδείς κρύσταλλοι μονοκλινικού συστήματος, ομάδα διαστήματος P 21 / c, παράμετροι κρυσταλλογραφικών κελιών: a = 1,260 nm, b = 0,438 nm, c = 1,190 nm, β = 119,5 °, Z = 8, d = 3.850 kg / m³. Τήκεται στους 27,2 ° C. Έχει έντονη οσμή και δεν είναι πολύ υγροσκοπικό.
# **β-ICl:** καστανέρυθροι κρύσταλλοι μονοκλινικού συστήματος ρομβικών πλακιδίων, ομάδα διαστήματος P 21 / c, παράμετροι κρυσταλλογραφικών κελιών: a = 0,8883 nm, b = 0,8400 nm, c = 0,7568 nm, β = 91,35 °, Z = 8, d = 3.660 kg / m³, Τήκεται στους 13,9 ° C.

## Χημικές ιδιότητες και εφαρμογές
Οι χημικές ιδιότητες του μονοχλωριούχου ιωδίου καθορίζονται από τη (σχετική) αδυναμία και την ισχυρή πόλωση του δεσμού Ιδ+-Clδ-.

Έτσι, το μονοχλωριούχο ιώδιο αποσυντίθεται αναστρέψιμα όταν θερμαίνεται πάνω από το κανονικό σημείο βρασμού του:

\mathrm{
2ICl \leftrightharpoons I_2 + Cl_2}

Η πόλωση του δεσμού οδηγεί σε πολλές περιπτώσεις το μονοχλωριούχο ιώδιο να δρα ως πηγή κατιόντος ιωδίου. Έτσι, αντιδρά με κρύο νερό για να σχηματίσει υποϊωδιώδες οξύ:

\mathrm{
ICl + H_2O \xrightarrow{} HCl + IOH }

Αν όμως το νερό είναι ζεστό, το in situ ενδιάμεσα σχηματιζόμενο υποϊωδιώδες οξύ, δυσαναλογοποιείται προς ιώδιο και ιωδικό οξύ:

\mathrm{
5ICl + 3H_2O \xrightarrow{90^oC} 5HCl + 2I_2\downarrow + HIO_3}

H αντίδραση προχωρά παρόμοια όταν αλληλεπιδρά με βάσεις. Για παράδειγμα:

\mathrm{
3ICl + 6NaOH \xrightarrow{} 3NaCl + 2NaI + NaIO_3 + 3H_2O}

Το μονοχλωριούχο ιώδιο δρα (συνήθως) ως οξύ κατά Λιούις, σχηματίζοντας 1:1 σύμπλοκα με βάσεις κατά Λιούις, όπως το διμεθυλοακεταμίδιο (AcNMe2) και το βενζόλιο (PhH). Έτσι, παρουσία ανιόντων χλωριδίου (Cl–), σχηματίζει σύμπλοκα άλατα του ανιόντος ICl2–, όπως για παράδειγμα, με συμπυκνωμένο υδροχλωρικό οξύ και με χλωρίδια (σχετικά) βαρέων μετάλλων, όπως είναι χλωριούχο καίσιο:

\mathrm{
ICl + HCl \xrightarrow{} H[ICl_2]}



\mathrm{
ICl + CsCl \xrightarrow{} Cs[ICl_2]}

Αλλά όταν αλληλεπιδρά με ισχυρότερα από το ίδιο οξέα κατά Λιούις (AlCl<sub>3</sub>, SbCl<sub>5</sub>, κ.τ.λ.), το μονοχλωριούχο ιώδιο αποβάλλει το ανιόν χλωρίου, σχηματίζοντας άλατα του κατιόντος I2Cl+ 

\mathrm{
2ICl + AlCl_3 \xrightarrow{} [I_2Cl]^+[AlCl_4]^- }



\mathrm{
2ICl + SbCl_5 \xrightarrow{} [I_2Cl]^+[SbCl_6]^- }

Το θερμό θειικό οξύ οξειδώνει το μονοχλωριούχο ιώδιο σε ιωδικό οξύ:

\mathrm{
ICl + 2H_2SO_4 \xrightarrow{90^oC} HCl + HIO_3 + 2SO_2 \uparrow + H_2O }

Το μονοχλωριούχο ιώδιο είναι ένα χρήσιμο αντιδραστήριο για την οργανική σύνθεση. Χρησιμεύει ως πηγή ηλεκτρονιόφιλου ιωδίου για τη σύνθεση ορισμένων αρωματικών ιωδιδίων. Επειδή συμπεριφέρεται ως πηγή I+, είναι ισχυρότερο ηλεκτρονιόφιλο σε σύγκριση με το Ι2. Για παράδειγμα:

\mathrm{
ICl + PhH  \xrightarrow{} PhI + HCl}



Επίσης, διασπά δεσμούς C-Si. Για παράδειγμα:

\mathrm{
ICl + RSiH_3 \xrightarrow{} RI + SiH_3Cl}

Ακόμη, δίνει αντιδράσεις ταυτόχρονης προσθήκης χλωρίου και ιωδίου σε πολλαπλούς δεσμούς. Π.χ.:

\mathrm{
ICl + RCH=CH_2  \xrightarrow{} RCHClCH_2I}

Αν μια τέτοια αντίδραση προσθήκης γίνει παρουσία αζιδίου του νατρίου (NaN3), τότε παράγεται ιωδαζίδιο:

\mathrm{
ICl + RCH=CH_2 + NaN_3 \xrightarrow{} RCHN_3CH_2I + NaCl}

Το αποκαλούμενο διάλυμα Γουΐτζς (*Wijs solution*), δηλαδή μονοχλωριούχο ιώδιο διαλυμένο σε οξικό οξύ, χρησιμοποιήθηκε για τον καθορισμό του αριθμού ιωδίου μιας ουσίας. Χρησιμοποιήθηκε, ακόμη, για την παραγωγή καθαρών ιωδικών, αντιδρώντας με χλωρικά, εκλύοντας αέριο χλώριο, ως παραπροϊόν.

Χρησιμοποιήθηκε, επίσης, στη βιολογία, ως ραδιενεργός ανιχνευτής πρωτεϊνών..

## Ασφάλεια
Το χλωριούχο ιώδιο είναι γενικά διαβρωτικό. Οι ατμοί και τα αερολύματά του προκαλούν βήχα, δύσπνοια και ερεθισμό των βλεννογόνων. Η χαμηλότερη γνωστή θανατηφόρα δόση είναι 50 mg / kg σωματικού βάρους, με πρόσληψη από το στόμα σε αρουραίους, ή 500 mg / kg όταν απορροφάται μέσω του δέρματος.

## Αναφορές και σημειώσεις


Κατηγορία:Ανόργανες ενώσεις χλωρίου
Κατηγορία:Ενώσεις ιωδίου