Difluorid kyslíku

Difluorid kyslíku
Vzorec
Vzorec
3D vzorec
3D vzorec
Obecné
Systematický název Difluorid kyslíku
Anglický název Oxygen difluoride
Německý název Sauerstoffdifluorid
Sumární vzorec OF2
Vzhled Světle žlutý plyn
Identifikace
Registrační číslo CAS 7783-41-7
Vlastnosti
Molární hmotnost 53,996 g/mol
Teplota tání −223,8 °C
Teplota varu −144,75 °C
Hustota 1,91 g/cm³ (kapalina)
Kritická teplota Tk −58 °C
Kritický tlak pk 4 950 kPa
Kritická hustota 0,553 g/cm3
Rozpustnost ve vodě rozklad
Ionizační energie 13,6 eV
Struktura
Tvar molekuly Lomený
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° 23 kJ/mol
Entalpie varu ΔHv 205,4 J/g
Standardní molární entropie S° −59,5 J K−1 mol−1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° 40,6 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp 0,802 J K−1 g−1
Bezpečnost
GHS03 – oxidační látky
GHS03
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
GHS06 – toxické látky
GHS06
[1]
Nebezpečí[1]
R-věty ?
S-věty ?
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Difluorid kyslíku OF2 je vysoce toxická plynná látka světle žluté barvy, která obsahuje kyslík v oxidačním čísle +2. Název oxid fluorný není správný, protože fluor má větší elektronegativitu než kyslík.

Čistý je stálý, ve skleněných nádobách ho lze uchovávat až do 200 °C.[2] S vodou reaguje pomalu za vzniku kyseliny fluorovodíkové, reakce s vodní parou však probíhá explozivně. Při inicializaci jiskrou však výbušně reaguje s vodíkem nebo plynnými uhlovodíky, v přítomnosti dalších halogenů exploduje i bez inicializace.

Příprava

Poprvé byl připraven v roce 1929 elektrolýzou taveniny fluoridu draselného a kyseliny fluorovodíkové v přítomnosti malého množství vody.[3][4] V současnosti se připravuje zaváděním plynného fluoru do 2% roztoku hydroxidu sodného nebo elektrolýzou vodného roztoku kyselého fluoridu draselného KHF2.

2 F2 + 2 NaOH → OF2 + 2 NaF + H2O

Reaktivita

Difluorid kyslíku je silné oxidační činidlo díky kyslíku v oxidačním stavu +2. Při teplotách nad 200 °C se radikálově rozkládá na prvky.

Reaguje s mnoha kovy za vzniku oxidů a fluoridů. Při reakci s fosforem poskytuje směs PF5 a POF3. Také reaguje s xenonem za vzniku XeF4 a oxid-fluoridů xenonu.

S vodou reaguje pomalu za vzniku kyseliny fluorovodíkové:

OF2(aq) + H2O(aq) → 2 HF(aq) + O2(g)

Využití

Jeho potenciální praktické uplatnění spočívá v raketové technice jako okysličovadlo.

Bezpečnost

OF2 je kvůli svým silným oxidačním vlastnostem velmi nebezpečná látka.

Reference

  1. ↑ a b Oxygen difluoride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky) 
  2. ↑ Greenwood N.N., Earnshaw A.: Chemie prvků, Praha: Informatorium 1993, ISBN 80-85427-38-9
  3. ↑ Lebeau, P.; Damiens, A. "A New Method for the Preparation of the Fluorine Oxide” Compt. rend. 1929, volume 188, 1253-5.
  4. ↑ Lebeau, P.; Damiens, A. „The Existence of an Oxygen Compound of Fluorine“ Compt. rend. 1927, volume 185, pages 652–4.

Literatura

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5. 


Externí odkazy

Zdroj