Difluoroammina
| Difluoroammina | |
|---|---|
 | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | F2HN |
| Aspetto | gas incolore |
| Numero CAS | |
| PubChem | 25242 |
| SMILES | N(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 1,424[1] |
| Temperatura di fusione | −116,4 °C (157 K)[2] |
| Temperatura di ebollizione | −23,6 °C (250 K)[2] |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | -67[2] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Frasi H | --[3] |
La difluoroammina è il composto inorganico con formula NHF2.[4] Deriva dall'ammoniaca (NH3) per sostituzione formale di due dei tre atomi di idrogeno con altrettanti atomi di fluoro, molto più elettronegativi; in questo senso, è il composto intermedio tra NH2F (fluoroammina, gas molto instabile) e NF3 (trifluoruro di azoto, gas molto stabile).[5] Un composto analogo con il cloro è la diclorammina (NHCl2).
Notevole è la sua polarità: il suo momento dipolare è pari a 1,92 D (più dell'acqua, 1,86 D) ed è molto maggiore di quello di NF3 (0,24 D).[6]
In condizioni normali è un gas incolore fortemente reattivo. È un composto instabile che può esplodere facilmente.[2][7]
Storia
Una sostanza ritenuta difluoroammina fu descritta da Ruff e Staub nel 1931,[8] ma i tentativi successivi di riprodurre la sintesi fallirono, e le proprietà fisiche riportate da Ruff non sono in accordo con quelle attuali.[1] La difluoroammina fu sintetizzata e caratterizzata con certezza per la prima volta nel 1959 da Al Kennedy e Charles B. Colburn,[9] isolandola in piccola quantità come sottoprodotto dalla reazione a 250-300 °C tra trifluoruro di azoto e arsenico.
Sintesi
La difluoroammina si può sintetizzare con una resa del 74% scaldando sotto vuoto una miscela di tetrafluoroidrazina e tiofenolo, con successiva distillazione sotto vuoto. La reazione complessiva risulta:[10]
![{\displaystyle {\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{}+{}2\,\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}\mathrm {SH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {HNF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {C} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}\mathrm {SSC} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}}}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/b798988fe9fecf9214a0bdd4ca3aa5ef8e5c1de4.svg)
Alternativamente si può fluorurare l'urea e idrolizzare il difluoruro di urea formato:[11]
![{\displaystyle {\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}2\,\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}2\,\mathrm {HF} }}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/60fbcd5c32d964f2a091c4c8935a403bca118dc5.svg)
![{\displaystyle {\mathrm {CH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}2\,\mathrm {HF} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NHF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {F} \,{\cdot }\,\mathrm {HF} }}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/7fddbed52f42291df8d9c9dd788be081d131bac1.svg)
La difluoroammina si decompone termicamente formando N2F2 in presenza di KF (che assorbe HF rilasciato):
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NHF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\xrightarrow {(\mathrm {KF} )} } {}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {HF} }}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/207e0fc8c5d543d1040cd1fe90f2b9f57fc3dffa.svg)
La reazione a bassa temperatura con ClF produce clorodifluoroammina:
![{\displaystyle {\mathrm {NHF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {ClF} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NClF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {HF} }}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/ac2598cc65adc3af3c1553445231bb7053e5e8a6.svg)
NHF2 è una base debole e può formare addotti reagendo a -80 °C con acidi di Lewis come BF3, PF5 e SO2; aumentando la temperatura questi addotti si decompongono prima di arrivare a temperatura ambiente. Sotto i -80 °C reagisce con AsF5 in HF anidro formando NH2F+2 e AsF−6.
La difluoroammina può reagire anche come acido:
![{\displaystyle {\mathrm {NHF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}\mathrm {NF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{-}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}^{+}}}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/433eacbb7a77e3bfc4830d0028e84b3d2888e7f1.svg)
se non ci sono basi disponibili, l'anione NF−2 reagisce formando N2F2:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{-}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {F} {\vphantom {A}}^{-}}}](./_assets_/eb734a37dd21ce173a46342d1cc64c92/dc7707182ab53ebf1684f43d3bd396edd8b7190d.svg)
In chimica organica la difluoroammina viene talvolta usata per ottenere difluoroammino derivati di composti organici.
Note
- 1 2 Lawton e Weber 1959
- 1 2 3 4 5 Holleman e Wiberg 2007
- ↑ Questa sostanza non è stata ancora classificata in termini di pericolosità o non è stata ancora trovata una fonte affidabile e citabile.
- ↑ (EN) Difluoramine, su www.chemspider.com. URL consultato l'11 maggio 2026.
- ↑ J. E. House e Kathleen Ann House, Descriptive inorganic chemistry, 3ª ed., Elsevier/AP, Academic Press is an imprint of Elsevier, 2016, ISBN 978-0-12-804697-5.
- ↑ Catherine E. Housecroft e Alan G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Pearson Prentice Hall, 2008, p. 456, ISBN 978-0-13-175553-6.
- 1 2 Hammerl e Klapötke 2006
- ↑ Ruff e Staub 1931
- ↑ Kennedy e Colburn 1959
- ↑ Freeman et al. 1960
- ↑ Parker et al. 1970
Bibliografia
- (EN) J. P. Freeman, A. Kennedy e C. B. Colburn, The Direct Synthesis of Difluoramine, in J. Am. Chem. Soc., vol. 82, n. 20, 1960, pp. 5304-5305, DOI:10.1021/ja01505a009.
- (EN) A. Hammerl e T. M. Klapötke, Nitrogen: Inorganic Chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2006, DOI:10.1002/0470862106.ia157, ISBN 9780470862100.
- (DE) A. F. Holleman e N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
- (EN) A. Kennedy e C. B. Colburn, Difluoroamine, in J. Am. Chem. Soc., vol. 81, n. 11, 1959, pp. 2906-2907, DOI:10.1021/ja01520a072.
- (EN) E. A. Lawton e J. Q. Weber, The direct fluorination of urea: the synthesis and properties of difluoramine, in J. Am. Chem. Soc., vol. 81, n. 17, 1959, p. 4755, DOI:10.1021/ja01526a087.
- (EN) C. O. Parker, J. P. Freman, W. Graham e M. Lustig, 1,1‐Difluorourea Solutions and Difluoroamine–Extra‐Hazardous Materials, in Inorg. Synth., vol. 12, 1970, pp. 307-312, DOI:10.1002/9780470132432.ch55.
- (DE) O. Ruff e L. Staub, Stickstofffluoride und ihre Bildungsbedingungen, in Z. anorg. allgem. Chem., vol. 198, n. 1, 1931, pp. 32-38, DOI:10.1002/zaac.19311980103.