Difluorid dikyslíku

Fluorid dioxygenylu
Obecné
Systematický název Fluorid dioxygenylu
Anglický název Dioxygen difluoride
Německý název Disauerstoffdifluorid
Sumární vzorec O2F2
Vzhled oranžová pevná látka nebo červená kapalina
Identifikace
Registrační číslo CAS 7783-44-0
PubChem 123257
SMILES FOOF
InChI InChI=1S/F2O2/c1-3-4-2 Key: REAOZOPEJGPVCB-UHFFFAOYSA-N
Vlastnosti
Molární hmotnost 69,996 g/mol
Teplota tání −154 °C (−245 °F; 119 K)
Teplota varu −57 °C (−71 °F; 216 K)
Hustota 1.45 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 teplo 62,1 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) 

Zdroj