Sulfuryl clorua là một hợp chất vô cơcông thức hóa học SO2Cl2. Ở nhiệt độ phòng, nó là chất lỏng không màu có mùi hăng. Sulfuryl clorua không có trong tự nhiên, vì nó thủy phân nhanh chóng.

Sulfuryl clorua
Sulfuryl-chloride-2D-dimensions.png
Cấu trúc và kích thước của sulfuryl clorua
Sulfuryl-chloride-3D-vdW.png
Mô hình bóng và gậy của sulfuryl clorua
Sulphuryl chloride 25ml.jpg
Danh pháp IUPACSulfuryl chloride
Tên khácSulfonyl chloride
Sulfuric chloride
Sulfur dichloride dioxide
Nhận dạng
Số CAS7791-25-5
PubChem24648
Số EINECS232-245-6
ChEBI29291
Ảnh Jmol-3Dảnh
SMILES
InChI
Thuộc tính
Công thức phân tửSO2Cl2
Khối lượng mol134,9698 g mol−1
Bề ngoàiChất lỏng không màu có mùi hăng. Ngả vàng khi để lâu.
Khối lượng riêng1,67 g cm−3 (20 °C)
Điểm nóng chảy −54,1 °C (219,1 K; −65,4 °F)
Điểm sôi 69,4 °C (342,5 K; 156,9 °F)
Độ hòa tan trong nướcThủy phân
Độ hòa tanTrộn lẫn với benzen, toluen, chloroform, CCl4, axit axetic băng.
Chiết suất (nD)1,4437 (20 °C)[1]
Các nguy hiểm
Phân loại của EUĂn mòn (C)
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
3
2
 
Chỉ dẫn RR14, R34, R37
Chỉ dẫn S(S1/2), S26, Bản mẫu:S30, S45
Điểm bắt lửaKhông bắt lửa
Các hợp chất liên quan
Nhóm chức liên quanSulfuryl florua
Hợp chất liên quanThionyl clorua
Axit chlorosulfonic
axit sulfuric
Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa).
☑Y kiểm chứng (cái gì ☑YKhôngN ?)

Sulfuryl clorua thường bị nhầm lẫn với thionyl clorua, SOCl2. Tính chất của hai lưu huỳnh oxychlorua này khá khác nhau: sulfuryl clorua là một nguồn clo trong khi thionyl clorua là nguồn ion clorua. Tên IUPAC khác của nó là sulfuroyl dichloride.

Cấu trúcSửa đổi

Các nguyên tử lưu huỳnh kết nối tứ diện trong SO2Cl2, gắn vào hai nguyên tử oxy bằng liên kết đôi phân cực (mà không dùng đến orbital d[2]) và gắn vào hai nguyên tử clo bằng liên kết đơn phân cực. Trạng thái ôxy hóa của nguyên tử lưu huỳnh là +6, giống như ở axit sulfuric.

Tổng hợpSửa đổi

SO2Cl2 được tổng hợp bằng phản ứng giữa lưu huỳnh điôxitclo với xúc tác, như than hoạt tính.

SO2 + Cl2 → SO2Cl2

Sản phẩm thô có thể được tinh chế bằng cách chưng cất phân đoạn. Người ta ít khi tổng hợp SO2Cl2 trong phòng thí nghiệm vì nó có bán sẵn ngoài thị trường. Sulfuryl clorua cũng có thể được coi là dẫn xuất của axit sulfuric.[3]

Sulfuryl clorua lần đầu tiên được nhà hóa học người Pháp Henri Victor Regnault điều chế vào năm 1838.[4]

Phản ứngSửa đổi

Sulfuryl clorua phản ứng với nước, tạo ra khí hyđrô cloruaaxit sulfuric:

2 H2O + SO2Cl2 → 2 HCl + H2SO4

SO2Cl2 cũng sẽ phân hủy khi bị nung nóng tới nhiệt độ 100 °C, 30 °C trên nhiệt độ sôi của nó.

Khi để lâu SO2Cl2 phân hủy thành lưu huỳnh điôxitclo, khiến cho khí cũ ngả sang màu hơi vàng.

Sử dụngSửa đổi

Sulfuryl clorua thường được sử dụng làm nguồn cung cấp khí clo Cl2. Do là chất lỏng có thể rót được nên người ta coi nó là thuận tiện hơn Cl2 khi đo đạc, lưu giữ và pha chế. SO2Cl2 được sử dụng rộng rãi làm chất phản ứng trong chuyển hóa C−H thành C−Cl gần các thành phần hoạt tính như các cacbonyl và sulfoxit. Nó cũng clo hóa các alkan, alken, alkyn, hợp chất thơm, ete (như tetrahydrofuran) và epoxit. Các phản ứng như vậy diễn ra trong các điều kiện gốc tự do sử dụng một chất mồi như AIBN. Nó cũng được sử dụng để chuyển hóa các thiol hay disulfua thành các sulfenyl clorua tương ứng của chúng, mặc dù các sulfinyl clorua được tạo ra từ thiol trong một số trường hợp.[5] SO2Cl2 cũng có thể chuyển hóa các alcohol thành alkyl clorua. Trong công nghiệp, sulfuryl clorua được sử dụng chủ yếu trong sản xuất thuốc trừ sâu.

SO2Cl2 cũng có thể dùng trong xử lý len để ngăn co rút.

An toànSửa đổi

SO2Cl2 có độc tính, gây ăn mòn, và có thể dùng làm chất xịt hơi cay. Nó có thể tạo thành hỗn hợp bốc khói với nước, cũng như các dung môi donor như dimêtyl sunfoxitdimethylformamide.

Sách tham khảoSửa đổi

  • “Sulfuryl chloride CAS No.: 7791-25-5” (pdf). OECD SIDS. UNEP Publications. 2004.
  • Maynard, G. D. (2001). “Sulfuryl Chloride”. Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. John Wiley & Sons. doi:10.1002/047084289X.rs140.

Đọc thêmSửa đổi

Tham khảoSửa đổi

  1. ^ Patnaik, P. (2002). Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill. ISBN 0-07-049439-8.[cần số trang]
  2. ^ Cunningham, T. P.; Cooper, D. L.; Gerratt, J.; Karadakov, P. B.; Raimondi, M. (1997). “Chemical bonding in oxofluorides of hypercoordinate sulfur”. Journal of the Chemical Society, Faraday Transactions. 93 (13): 2247–2254. doi:10.1039/A700708F.
  3. ^ Hogan, C. M. (2011). “Sulfur”. Trong Jorgensen, A.; Cleveland, C. J. (biên tập). Encyclopedia of Earth. Washington, DC: National Council for Science and the Environment.
  4. ^ Regnault, Victor (1838). “Sur l'acide chlorosulfurique et la sulfamide” [On sulfuryl chloride and sulfamide]. Annales de chimie et de physique, séries 2 (bằng tiếng Pháp). 69: 170–184.Quản lý CS1: ngôn ngữ không rõ (liên kết)
  5. ^ Page, P. C. B.; Wilkes, R. D.; Reynolds, D. (1995). “Alkyl Chalcogenides: Sulfur-based Functional Groups”. Trong Ley, Steven V. (biên tập). Synthesis: Carbon with One Heteroatom Attached by a Single Bond. Comprehensive Organic Functional Group Transformations. Elsevier. tr. 113–276. ISBN 9780080423234. Đã bỏ qua tham số không rõ |editorlink= (gợi ý |editor-link=) (trợ giúp)