Fluorid dioxygenylu

Fluorid dioxygenylu
Obecné
Systematický názevFluorid dioxygenylu
Anglický názevDioxygen difluoride
Německý názevDisauerstoffdifluorid
Sumární vzorecO2F2
Vzhledoranžová pevná látka nebo červená kapalina
Identifikace
Registrační číslo CAS7783-44-0
PubChem123257
SMILESFOOF
InChIInChI=1S/F2O2/c1-3-4-2 Key: REAOZOPEJGPVCB-UHFFFAOYSA-N
Vlastnosti
Molární hmotnost69,996 g/mol
Teplota tání−154 °C (−245 °F; 119 K)
Teplota varu−57 °C (−71 °F; 216 K)
Hustota1.45 g/cm3 (při teplotě varu)
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°19,2 kJ/mol
Standardní molární entropie S°277,2 J/(mol·K)
Měrné teplo62,1 J/(mol·K)
Bezpečnost
GHS03 – oxidační látky
GHS03
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
GHS06 – toxické látky
GHS06
GHS09 – látky nebezpečné pro životní prostředí
GHS09
NFPA 704
0
4
4
OX
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Fluorid dioxygenylu je anorganická sloučenina s chemickým vzorcem O2F2. Fluorid dioxygenylu je oranžově zbarvená pevná látka, která při −163 °C taje na červenou kapalinu. Fluorid dioxygenylu je extrémně silné oxidační činidlo. Při teplotě −160 °C se rozkládá na kyslík a fluor rychlostí 4 % za den – jeho životnost při laboratorní teplotě je tedy extrémně krátká.[1] Fluorid dioxygenylu prudce reaguje s téměř každou chemikálií se kterou se setká včetně například ledu.[2]

Příprava

Fluorid dioxygenylu lze získat vystavením směsi plynného kyslíku a fluoru v poměru 1:1 při nízkém tlaku (ideálně 7–17 mmHg (0,9–2,3 kPa)) elektrickému výboji o 25–30 mA při napětím 2,1–2,4 kV.[3] Podobnou metodu použit Otto Ruff při první syntéze v roce 1933.[4] Jiná metoda přípravy fluoridu dioxygenylu spočívá na smíchání kyslíku a fluoru v nerezové nádobě ochlazené na −196 °C a následnému několikahodinovému působení 3 MeV brzdného záření. Třetí metoda přípravy vyžaduje zahřátí směsi fluoru a kyslíku na 700 °C a následné rychlé ochlazení pomocí kapalného kyslíku.[5] Všechny tyto metody zahrnují syntézu podle rovnice:

O2 + F2 → O2F2

Fluorid dioxygenylu vzniká také rozkladem ozonidu fluoru:[6]

2 O3F2 → 2 O2F2 + O2

Struktura

Ve fluoridu dioxygenylu má kyslík neobvyklé oxidační číslo +1. Struktura fluoridu dioxygenylu je podobná struktuře peroxidu vodíku, velkým úhlem, který se blíží 90°.

Struktura fluoridu dioxygenylu

Reaktivita

Fluorid dioxygenylu se snadno rozkládá na kyslík a fluor. I při teplotě −160 °C se tímto procesem každý den rozloží 4 % látky:[1]

O2F2 → O2 + F2

Další vlastností této nestabilní sloučeniny je její oxidační schopnost, ačkoli většina experimentálních reakcí probíhala při teplotě blízké −100 °C. Několik pokusů s touto sloučeninou vedlo k požárům a výbuchům. Některé ze sloučenin, které vyvolaly prudké reakce s fluoridem dioxygenylu zahrnují: ethanol, methan, amoniak a dokonce i led.[7]

S fluoridem boritým a fluoridem fosforečným tvoří dioxygenylové soli.[1][8]

Využití

Fluorid dioxygenylu nemá v současné době žádné průmyslové využití. Fluorid dioxygenylu byl použit k syntéze fluoridu plutoniového při nebývale nízkých teplotách. Do té doby používané metody přípravy vyžadovaly tak vysoké teploty, že výsledný fluorid plutoniový se rychle rozkládal.[9]

Odkazy

Externí odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Dioxygen difluoride na anglické Wikipedii.

  1. ↑ a b c Holleman-Wiberg inorganic chemistry. Příprava vydání A. F. Holleman, Egon Wiberg, Nils Wiberg, Mary Eagleson, William Brewer, Bernhard J. Aylett. San Diego, Calif. London: Academic 1884 s. ISBN 978-0-12-352651-9. 
  2. ↑ LOWE, Derek. Things I Won't Work With: Dioxygen Difluoride. www.science.org [online]. [cit. 2023-06-14]. Dostupné online. (anglicky) 
  3. ↑ Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. dx.doi.org. 1963. Dostupné online [cit. 2023-06-14]. DOI 10.1016/b978-0-12-395590-6.x5001-7. 
  4. ↑ RUFF, Otto; MENZEL, Walter. Neue Sauerstofffluoride: O2F2 und OF. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 1933-03-18, roč. 211, čís. 1–2, s. 204–208. Dostupné online [cit. 2023-06-14]. ISSN 0863-1786. DOI 10.1002/zaac.19332110122. (německy) 
  5. ↑ MILLS, Thomas R. Direct synthesis of liquid-phase dioxygen difluoride. Journal of Fluorine Chemistry. 1991-05, roč. 52, čís. 3, s. 267–276. Dostupné online [cit. 2023-06-14]. DOI 10.1016/S0022-1139(00)80341-3. (anglicky) 
  6. ↑ KIRSHENBAUM, A. D.; GROSSE, A. V. Ozone Fluoride or Trioxygen Difluoride, O 3 F 2 1. Journal of the American Chemical Society. 1959-03, roč. 81, čís. 6, s. 1277–1279. Dostupné online [cit. 2023-06-14]. ISSN 0002-7863. DOI 10.1021/ja01515a003. (anglicky) 
  7. ↑ STRENG, A. G. The Chemical Properties of Dioxygen Difluoride. Journal of the American Chemical Society. 1963-05, roč. 85, čís. 10, s. 1380–1385. Dostupné online [cit. 2023-06-15]. ISSN 0002-7863. DOI 10.1021/ja00893a004. (anglicky) 
  8. ↑ SOLOMON, Irvine J.; BRABETS, Robert I.; UENISHI, Roy K. New Dioxygenyl Compounds. Inorganic Chemistry. 1964-03, roč. 3, čís. 3, s. 457–457. Dostupné online [cit. 2023-06-15]. ISSN 0020-1669. DOI 10.1021/ic50013a036. (anglicky) 
  9. ↑ MALM, J. G.; ELLER, P. G.; ASPREY, L. B. Low temperature synthesis of plutonium hexafluoride using dioxygen difluoride. Journal of the American Chemical Society. 1984-05, roč. 106, čís. 9, s. 2726–2727. Dostupné online [cit. 2023-06-14]. ISSN 0002-7863. DOI 10.1021/ja00321a056. (anglicky) 
Fluoridy s prvkem v oxidačním čísle I.