Difluorek ditlenu

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacja, szukaj
Difluorek ditlenu
Difluorek ditlenu Difluorek ditlenu
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny F2O2
Inne wzory O2F2, FOOF
Masa molowa 70,00 g/mol
Wygląd pomarańczowe ciało stałe (poniżej −163 °C)
Identyfikacja
Numer CAS 7783-44-0
PubChem 123257[2]
Podobne związki
Podobne związki S
2
Cl
2
, H
2
O
2
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)

Difluorek ditlenu, O
2
F
2
nieorganiczny związek chemiczny, występuje pod postacią pomarańczowego ciała stałego, które w temperaturze −163 °C topi się, tworząc ciecz czerwonej barwy[4]. Jest silnym utleniaczem i rozkłada się do OF
2
i tlenu już w temperaturze −160 °C (4% na dzień)[5].

Otrzymywanie[edytuj]

Difluorek ditlenu może być otrzymany poprzez poddanie mieszaniny gazowego fluoru i tlenu w stosunku 1:1 przy niskim ciśnieniu (17 mmHg jest optymalne) wyładowaniom elektrycznym (25–30 mA, 2,1–2,4 kV). Jest to w zasadzie metoda pierwszej syntezy związku, dokonanej w 1933 roku przez Otto Ruffa[6]. Inna synteza wymaga zmieszania O
2
i F
2
w naczyniu ze stali nierdzewnej schłodzonym do temperatury −196 °C, a następnie wystawienie pierwiastków na kilkugodzinne promieniowanie hamowania o energii 3 MeV.

O
2
+ F
2
→ O
2
F
2

Budowa[edytuj]

W F
2
O
2
tlen posiada nietypowy dla niego +1 stopień utlenienia. W większości związków tlen posiada −2 stopień utlenienia.

Dioxygen difluoride 2D.svg

Struktura difluorku ditlenu przypomina strukturę nadtlenku wodoru, H
2
O
2
, w której kąt dwuścienny zbliża się do wartości 90°. Geometria ta jest zgodna z przewidywaniami teorii VSEPR. Długość wiązania O–O jest zbliżona do 120,7 pm, która jest długością wiązania O=O w cząsteczkowym tlenie, O
2
[7].

Reaktywność[edytuj]

Nadrzędną właściwością tego niestabilnego związku jest jego siła utleniająca, pomimo faktu, że wszystkie reakcje muszą przebiegać w temperaturze bliskiej −100 °C[8]. Z BF
3
i PF
5
daje odpowiednie sole dioksygenylowe[9][5]:

2O
2
F
2
+ 2PF
5
→ 2[O
2
]+
[PF
6
]
+ F
2

Reakcja taka może przekształcać tlenki uranu, plutonu i neptunu w odpowiednie heksafluorki[3].

Przypisy[edytuj]

  1. a b c publikacja w otwartym dostępie – możesz ją przeczytać Neil G. Connelly, Ture Damhus, Richard M. Hartshorn, Alan T. Hutton: Nomenclature of Inorganic Chemistry – IUPAC Recommendations 2005 (Red Book). RSC Publishing, International Union of Pure and Applied Chemistry, 2005, s. 321. ISBN 9780854044382.
  2. Difluorek ditlenu – podsumowanie (ang.). PubChem Public Chemical Database.
  3. a b c Encyclopedia of inorganic chemistry. Chichester: Wiley, 2005. ISBN 9780470860786. (ang.)
  4. A.D. Kirshenbaum, A.V. Grosse. Ozone Fluoride or Trioxygen Difluoride, O3F2. „Journal of the American Chemical Society”. 81 (6), s. 1277, 1959. DOI: 10.1021/ja01515a003 (ang.). 
  5. a b Egon. Wiberg, Nils. Wiberg, A. F. (Arnold Frederick) Holleman: Inorganic chemistr. San Diego: Academic Press, 2001. ISBN 0123526515. (ang.)
  6. O. Ruff, W. Mensel. Neue Sauerstofffluoride: O2F2 und OF. „Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie”. 211 (1–2), s. 204–208, 1933. DOI: 10.1002/zaac.19332110122 (ang.). 
  7. A.J. Bridgeman, J. Rothery. Bonding in mixed halogen and hydrogen peroxides. „Journal of the Chemical Society, Dalton Transactions”. 1999 (22), s. 4077–4082, 1999. DOI: 10.1039/a904968a (ang.). 
  8. A.G. Streng. The Chemical Properties of Dioxygen Difluoride. „Journal of the American Chemical Society”. 85 (10), s. 1380–1385, 1963. DOI: 10.1021/ja00893a004 (ang.). 
  9. I.J. Solomon, et al.. New Dioxygenyl Compounds. „Inorganic Chemistry”. 3 (3), s. 457, 1964. DOI: 10.1021/ic50013a036 (ang.).