Thionylchloride

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Thionylchloride
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van thionylchloride
Structuurformule van thionylchloride
Molecuulmodel van thionylchloride
Molecuulmodel van thionylchloride
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
SOCl2
Molmassa 118,97 g/mol
CAS-nummer 7719-09-7
EG-nummer 231-748-8
Beschrijving Gele vloeistof
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Corrosief Schadelijk
Gevaar[1]
H-zinnen H314 - H302 - H332[1]
EUH-zinnen EUH014 - EUH029
P-zinnen P280 - P305+P351+P338 - P310[1]
Hygroscopisch? reageert met water
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand vloeibaar
Kleur geel
Dichtheid 1,638 g/cm³
Smeltpunt -104,5 °C
Kookpunt 75,3 °C
Viscositeit 0,06 Pa·s
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

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

Eigenschappen en structuur[bewerken]

Thionylchloride is piramidaal qua structuur, wat aangeeft dat er een vrij elektronenpaar op het zwavelcentrum zit. Het vergelijkbare molecuul COCl2 (fosgeen) is vlak.

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

H2O + O=SCl2 → SO2 + 2 HCl

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

Industrieel gebruik[bewerken]

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).

Gebruik in organische chemie[bewerken]

Thionylchloride wordt veel gebruikt om carbonzuren[2][3] en alcoholen[4][5] om te zetten in de bijbehorende acylchloriden en alkylchloriden 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 vereenvoudigt. Een overmaat aan thionylchloride kan verwijderd worden door middel van destillatie.

RC(O)OH + O=SCl2RC(O)Cl + SO2 + HCl
R-OH + O=SCl2R-Cl + SO2 + HCl

Sulfonzuren reageren met thionylchloride om zo sulfonylchlorides te produceren.[6][7]

Diverse reacties[bewerken]

Thionylchloride reageert met primaire formamides om zo isocyaniden te vormen.[8]

Amiden reageren met thionylchloride om zo imidoylchloriden te vormen. Primaire amiden reageren onder verhitting door met thionylchloride om nitrilen te vormen.[9]

Synthese van thionylchloride[bewerken]

De grootschalige industriële synthese is de reactie van zwaveltrioxide met zwaveldichloride:[10]

SO3 + SCl2SOCl2 + SO2

Andere methoden zijn:

SO2 + PCl5SOCl2 + 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.

Veiligheid[bewerken]

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

Zie ook[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. a b c MSDS Sigma Aldrich, Versie 4.0, Herzieningsdatum 12-3-2010
  2. 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)
  3. Rutenberg, M. W.; Horning, E. C. Org. Syn., Coll. Vol. 4, p.620 (1963); Vol. 30, p.62 (1950). (Artikel)
  4. Mondanaro, K. R.; Dailey, W. P. Org. Syn., Coll. Vol. 10, p.212 (2004); Vol. 75, p.89 (1998). (Artikel)
  5. Krakowiak, K. E.; Bradshaw, J. S. Org. Syn., Coll. Vol. 9, p.34 (1998); Vol. 70, p.129 (1992). (Artikel)
  6. Weinreb, S. M.; Chase, C. E.; Wipf, P.; Venkatraman, S. Org. Syn., Coll. Vol. 10, p.707 (2004); Vol. 75, p.161 (1998). (Artikel)
  7. 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)
  8. Niznik, G. E.; Morrison, III, W. H.; Walborsky, H. M. Org. Syn., Coll. Vol. 6, p.751 (1988); Vol. 51, p.31 (1971). (Artikel)
  9. Krynitsky, J. A.; Carhart, H. W. Org. Syn., Coll. Vol. 4, p.436 (1963); Vol. 32, p.65 (1952). (Artikel)
  10. N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, Pergamon Press, 1984.