Magnesiumiodid
| Kristallstruktur | |||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
 | |||||||||||||||||||
| _ Mg2+ _ I− | |||||||||||||||||||
| Allgemeines | |||||||||||||||||||
| Name | Magnesiumiodid | ||||||||||||||||||
| Andere Namen |
| ||||||||||||||||||
| Verhältnisformel | MgI2 | ||||||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
weißer, geruchloser Feststoff[1] | ||||||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||
| Eigenschaften | |||||||||||||||||||
| Molare Masse | 278,11 g·mol−1 | ||||||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||||||||||||||
| Dichte |
4,43 g·cm−3[2] | ||||||||||||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||||||||||||
| Löslichkeit |
sehr gut in Wasser (1480 g·l−1 bei 18 °C)[1], schwer löslich in Alkoholen, Ethern und Ammoniak[3] | ||||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||
| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | |||||||||||||||||||
Magnesiumiodid (MgI2) ist eine chemische Verbindung, das Magnesiumsalz der Iodwasserstoffsäure. Sie tritt, außer als wasserfreies Anhydrat, auch in mehreren Hydratformen MgI2·(H2O)x, so als Hexa- und Octahydrat, auf.
Gewinnung und Darstellung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Magnesiumiodid kann direkt aus den Elementen Magnesium und Iod unter Erhitzen und Ausschluss von Luft bzw. Sauerstoff gewonnen werden[5]:
Möglich ist auch die Herstellung durch Reaktion von Magnesium mit Quecksilber(II)-iodid.[5]
Hydrate kristallisieren aus Magnesiumiodid-Lösungen aus, wobei sich bei Raumtemperatur das Octahydrat bildet, bei Temperaturen unter 0 °C das Nonahydrat.[6]
Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Magnesiumiodid ist eine farblose, geruchlose, sehr gut wasserlösliche, trigonal-kristalline Festsubstanz, die wegen ihrer Hygroskopie und Empfindlichkeit gegenüber Luft unter trockenem Schutzgas (meist Argon) aufbewahrt werden muss.[1] Mit Wasser bildet es verschiedene Hydrate (MgI2 · 6 H2O, MgI2 · 8 H2O, MgI2 · 9 H2O). An der Luft zersetzt es sich allmählich unter Braunfärbung zu elementarem Iod, Magnesiumhydroxid und Wasser.[5]
Magnesiumiodid gehört wie viele andere Halogenide und Hydroxide zweiwertiger Metalle oder Sulfide und Telluride vierwertiger Metalle zum Polytyp 2H der CdI2-Struktur. Es kristallisiert in einer trigonalen Kristallstruktur mit der Raumgruppe P3m1 (Raumgruppen-Nr. 164) mit den Gitterparametern a =4,15 Å und c = 6,86 Å. Die Ionen bilden dabei Schichten aus leicht verzerrten, eckenverknüpften MgI6-Oktaededern mit Mg-I-Abständen von 2,92 Å. Die I-I-Abstände zwischen den Schichten betragen 4,27 Å.[7]
In den Hydraten kristallisieren oktaedrische Magnesium-Aquakomplexe mit der Zusammensetzung Mg(H2O)62+ aus. Im Nonahydrat bildet sich eine monokline Struktur (Raumgruppe P21/c (Raumgruppen-Nr. 14)), im Octahydrat eine orthorhombische (Raumgruppe Cmce[8] (Raumgruppen-Nr. 64)).[6]
Das Octahydrat schmilzt bei 47 °C in seinem eigenen Kristallwasser, zwischen 120 und 230 °C wird stufenweise das Kristallwasser abgegeben, wobei sich zunächst das Hexahydrat, dann das Dihydrat bilden. Dieses zersetzt sich zwischen 230 und 275 °C unter Abgabe von Wasser und Iodwasserstoff zu einem Magnesiumhydroxid-Iodid Mg(OH)1,44I0,56. Bei 340–400 °C erfolgt schließlich die vollständige Zersetzung zu Magnesiumoxid. Eine Gewinnung von wasserfreiem Magnesiumhydrid aus den Hydraten ist daher nicht möglich.[9]
Verwendung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Magnesiumiodid findet vielfältige Anwendung in der organischen Synthese. Dabei wird es vor allem als Diethylether-Komplex eingesetzt und dementsprechend meist aus den Elementen in siedendem Diethylether hergestellt. Dabei wirkt es vor allem als Lewis-Säure und wird als Katalysator eingesetzt. Zu den Reaktionen, in denen es genutzt wird, zählen Diels-Alder-Reaktionen, nukleophile Additionen wie die Mukaiyama-Aldolreaktion oder die Morita-Baylis-Hillman-Reaktion, Ringerweiterungen, die Clauson-Kaas-Reaktion und die Paal-Knorr-Synthese. Häufig bietet Magnesiumiodid eine bessere oder entgegengesetzte Stereo- oder Regioselektivität im Vergleich zu Magnesiumbromid, -chlorid oder anderen Lewis-Säuren wie Bortrifluoriddiethyletherat. Auch als Iodierungsreagenz durch Öffnung von Epoxiden und Cyclopropylcarbinolen kann Magnesiumiodid genutzt werden.[3]
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- 1 2 3 Datenblatt Magnesiumiodid bei Alfa Aesar, abgerufen am 26. Dezember 2019 (Seite nicht mehr abrufbar).
- 1 2 Eintrag Magnesium diiodide auf Webelements, abgerufen am 17. November 2022.
- 1 2 Sanjay R. Chemburkar, Yu-Hao Huang, Hai-Hua Lu: Magnesium Iodide. In: Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. Wiley, 2026, doi:10.1002/047084289X.rm007.pub2.
- 1 2 Eintrag zu Magnesiumiodid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 17. November 2022. (JavaScript erforderlich)
- 1 2 3 Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 906.
- 1 2 E. Hennings, H. Schmidt, W. Voigt: Crystal structures of hydrates of simple inorganic salts. I. Water-rich magnesium halide hydrates MgCl2·8H2O, MgCl2·12H2O, MgBr2·6H2O, MgBr2·9H2O, MgI2·8H2O and MgI2·9H2O. In: Acta Cryst. C. Band 69, 2013, S. 1292–1300, doi:10.1107/S0108270113028138.
- ↑ Michael A. Brogan, Alexander J. Blake, Claire Wilson, Duncan H. Gregory: Magnesium diiodide, MgI2. In: Acta Crystallographica Section C. Band 59, Nr. 12, 2003, S. i136-i138, doi:10.1107/S0108270103025769.
- ↑ Die ehemalige Bezeichnung dieser Raumgruppe lautete Ccma.
- ↑ Violeta Koleva, Viktor Stefov, Metodija Najdoski, Zlatko Ilievski, Adnan Cahil: Spectral and thermal studies of MgI2·8H2O. In: Journal of Molecular Structure. Band 1146, 2017, S. 744–749, doi:10.1016/j.molstruc.2017.06.010.