Thionylchloride

Van Wikipedia

Thionylchloride
Chemische formule en molecuulmodel
Structuurformule
3D-model
Algemeen
Molecuulformule	SOCl2
Smiles
IUPAC
Andere namen
CAS-nummer	7719-09-7
EINECS-nummer
EG-nummer
VN-nummer
Beschrijving	gele vloeistof
Vergelijkbaar met	{{{Vergelijkbaar}}}
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Carcinogeen
Hygroscopisch
Risico (R) en veiligheid (S)	R-zinnen: R14, R20/22, R29, R35 S-zinnen: S1/2, S26, S36/37/39, S45
Omgang
Opslag
ADR-klasse
MAC-waarde
LD50 (ratten)	mg/kg
LD50 (konijnen)	mg/kg
MSDS-fiches
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand	vloeistof
Kleur	geel
Dichtheid	1,638 g/cm³
Molmassa	118,97 g/mol
Smeltpunt	-104,5 °C
Kookpunt	76 °C
Vlampunt	°C
Zelfontbrandingstemperatuur	°C
Dampdruk	Pa
Andere eigenschappen
Oplosbaarheid in water	g/L
Goed oplosbaar in
Slecht oplosbaar in
Onoplosbaar in
Dipoolmoment	D
Viscositeit	0,06 Pa·S
Kristalstructuur
ΔfGog	kJ/mol
ΔfGol	kJ/mol
ΔfGos	kJ/mol
ΔfHog	kJ/mol
ΔfHol	kJ/mol
ΔfHos	kJ/mol
Sog, 1 bar	J/mol·K
Sol, 1 bar	J/mol·K
Sos	J/mol·K
Cop,m	J/mol·K
Evenwichtsconstanten
Klassieke analyse
Spectra
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaard omstandigheden gebruikt (298,15K of 25°C, 1 bar)

Thionylchloride (of thionyldichloride) is een anorganische stof met formule SOCl₂. SOCl₂ is een reactieve chemische stof die gebruikt wordt in chloreringsreacties. Het is een kleurloze tot gele vloeistof bij kamertemperatuur die degradeert boven 140 °C. SOCl₂ wordt soms verwart met sulfurylchloride, SO₂Cl₂, maar de chemische eigenschappen van deze S(IV)- en S(VI)-stoffen zijn zeer verschillend.

Inhoud 1 Eigenschappen en structuur 2 Industrieel gebruik 3 Gebruik in organische chemie 3.1 Diverse reacties 4 Synthese van thionylchloride 5 Veiligheid 6 Referenties

[bewerk] Eigenschappen en structuur

Het molucuul SOCl₂ is pyramidaal, wat aangeeft dat er een vrij elektronenpaar op het zwavelcentrum zit. Het vergelijkbare molecuul COCl₂ (fosgeen) is vlak.

SOCl₂ reageert met water om zo waterstofchloride en zwaveldioxide te vormen.

H₂O + O=SCl₂ → SO₂ + 2 HCl

Vanwege de hoge reactiviteit met water wordt SOCl₂ niet aangetroffen in de natuur.

[bewerk] Industrieel gebruik

Thionylchloride wordt gebruikt in lithium-thionylchloride-batterijen als het positieve materiaal met lithium als het negatieve materiaal. Het wordt ook gebruikt als reagens in de productie van diverse chemische stoffen.

Thionylchloride wordt gebruikt als grondstof voor zenuwgassen uit de G-serie (Tabun, Sarin en Soman).

[bewerk] Gebruik in organische chemie

Thionylchloride wordt veel gebruikt om carbonzuren^[1][2] en alcoholen^[3][4] om te zetten in de bijbehorende acylchlorides en alkylchlorides respectievelijk. Het wordt verkozen boven andere reagentia zoals fosforpentachloride omdat de producten van de thionylchloridereacties, HCl en SO₂, gassen zijn, wat het zuiveren van het product vereenvoudigd. Een overmaat aan thionylchloride kan verwijderd worden door middel van destillatie.

RC(O)OH + O=SCl₂ → RC(O)Cl + SO₂ + HCl

R-OH + O=SCl₂ → R-Cl + SO₂ + HCl

Sulfonzuren reageren met thionylchloride om zo sulfonylchlorides te produceren.^[5][6]

[bewerk] Diverse reacties

Thionylchloride reageert met primaire formamides om zo isocyanides te vormen.^[7]

Amides reageren met thionylchloride om zo imidoylchlorides te vormen. Primaire amides reageren onder verhitting door met thionylchloride om nitrilen te vormen.^[8]

[bewerk] Synthese van thionylchloride

De grootschalige industriële synthese is de reactie van zwaveltrioxide met zwaveldichloride:^[9]

SO₃ + SCl₂ → SOCl₂ + SO₂

Andere methoden zijn:

SO₂ + PCl₅ → SOCl₂ + POCl₃

SO₂ + Cl₂ + SCl₂ → 2 SOCl₂

SO₃ + Cl₂ + 2 SCl₂ → 3 SOCl₂

De eerste van de drie bovenstaande reacties levert ook fosforoxychloride op, wat in vele reacties op thionylchloride lijkt.

[bewerk] Veiligheid

SOCl₂ is giftig en corrosief. Het heeft daarnaast een zeer stekende geur.

[bewerk] Referenties

1. ^  Allen, C. F. H.; Byers, Jr., J. R.; Humphlett, W. J. Org. Syn., Coll. Vol. 4, p.739 (1963); Vol. 37, p.66 (1957). (Artikel)
2. ^  Rutenberg, M. W.; Horning, E. C. Org. Syn., Coll. Vol. 4, p.620 (1963); Vol. 30, p.62 (1950). (Artikel)
3. ^  Weinreb, S. M.; Chase, C. E.; Wipf, P.; Venkatraman, S. Org. Syn., Coll. Vol. 10, p.707 (2004); Vol. 75, p.161 (1998). (Artikel)
4. ^  Hazen, G. G.; Bollinger, F. W.; Roberts, F. E.; Russ, W. K.; Seman, J. J.; Staskiewicz, S. Org. Syn., Coll. Vol. 9, p.400 (1998); Vol. 73, p.144 (1996). (Article)
5. ^  Hulce, M.; Mallomo, J. P.; Frye, L. L.; Kogan, T. P.; Posner, G. H. Org. Syn., Coll. Vol. 7, p.495 (1990); Vol. 64, p.196 (1986). (Artikel)
6. ^  Kurzer, F. Org. Syn., Coll. Vol. 4, p.937 (1963); Vol. 34, p.93 (1954). (Artikel)
7. ^  Mondanaro, K. R.; Dailey, W. P. Org. Syn., Coll. Vol. 10, p.212 (2004); Vol. 75, p.89 (1998). (Artikel)
8. ^  Krakowiak, K. E.; Bradshaw, J. S. Org. Syn., Coll. Vol. 9, p.34 (1998); Vol. 70, p.129 (1992). (Artikel)
9. ^  Niznik, G. E.; Morrison, III, W. H.; Walborsky, H. M. Org. Syn., Coll. Vol. 6, p.751 (1988); Vol. 51, p.31 (1971). (Artikel)
10. ^  Krynitsky, J. A.; Carhart, H. W. Org. Syn., Coll. Vol. 4, p.436 (1963); Vol. 32, p.65 (1952). (Artikel)
11. ^  N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, 1984.