Difluorek ditlenu
| |||||||||||||
 | |||||||||||||
| |||||||||||||
| Ogólne informacje | |||||||||||||
| Charakterystyka fizyczna | |||||||||||||
| pomarańczowe ciało stałe (poniżej −163 °C) | |||||||||||||
| Wzór Hilla |
F2O2 | ||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Inne wzory |
O2F2, FOOF | ||||||||||||
| Masa molowa |
70,00 g/mol | ||||||||||||
| Identyfikacja | |||||||||||||
| Numer CAS | |||||||||||||
| PubChem | |||||||||||||
| |||||||||||||
| |||||||||||||
| |||||||||||||
| |||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | |||||||||||||
Difluorek ditlenu, O2F2 – nieorganiczny związek chemiczny występujący w postaci pomarańczowego ciała stałego, które w temperaturze −163 °C topi się, tworząc czerwoną ciecz[3]. Jest silnym utleniaczem i rozkłada się do OF2 i tlenu już w temperaturze −160 °C (4% na dzień)[4].
Otrzymywanie
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[5]. Inna metoda syntezy wymaga zmieszania O2 i F2 w naczyniu ze stali nierdzewnej schłodzonym do temperatury −196 °C, a następnie wystawienie pierwiastków na kilkugodzinne promieniowanie hamowania o energii 3 MeV.
Budowa
W F2O2 tlen występuje na nietypowym dla niego I stopień utlenienia, w przeciwieństwie do większości związków, w których występuje na −II stopiniu utlenienia.
Struktura difluorku ditlenu przypomina strukturę nadtlenku wodoru, H2O2, 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, O2[6].
Reaktywność
Nadrzędną właściwością tego niestabilnego związku jest jego siła utleniająca, pomimo faktu, że wszystkie reakcje muszą przebiegać w temperaturze bliskiej −100 °C[7]. Z BF3 i PF5 daje odpowiednie sole dioksygenylowe[8][4]:
Reakcja taka może przekształcać tlenki uranu, plutonu i neptunu w odpowiednie heksafluorki[2].
Przypisy
- 1 2 3 Neil G. Connelly, Ture Damhus, Richard M. Hartshorn, Alan T. Hutton, Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005 (Red Book), International Union of Pure and Applied Chemistry, RSC Publishing, 2005, s. 321, ISBN 978-0-85404-438-2 (ang.).
- 1 2 3 Encyclopedia of Inorganic Chemistry, Chichester: Wiley, 2005, ISBN 978-0-470-86078-6 (ang.).
- ↑ A.D. Kirshenbaum, A.V. Grosse, Ozone Fluoride or Trioxygen Difluoride, O3F2, „Journal of the American Chemical Society”, 81 (6), 1959, s. 1277, DOI: 10.1021/ja01515a003 (ang.).
- 1 2 Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman, Inorganic chemistr, San Diego: Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5 (ang.).
- ↑ O. Ruff, W. Mensel, Neue Sauerstofffluoride: O2F2 und OF, „Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie”, 211 (1–2), 1933, s. 204–208, DOI: 10.1002/zaac.19332110122 (ang.).
- ↑ A.J. Bridgeman, J. Rothery, Bonding in mixed halogen and hydrogen peroxides, „Journal of the Chemical Society, Dalton Transactions”, 1999 (22), 1999, s. 4077–4082, DOI: 10.1039/a904968a (ang.).
- ↑ A.G. Streng, The Chemical Properties of Dioxygen Difluoride, „Journal of the American Chemical Society”, 85 (10), 1963, s. 1380–1385, DOI: 10.1021/ja00893a004 (ang.).
- ↑ Irvine J. Solomon, Robert I. Brabets, Roy K. Uenishi, James N. Keith, John M. McDonough, New Dioxygenyl Compounds, „Inorganic Chemistry”, 3 (3), 1964, s. 457, DOI: 10.1021/ic50013a036 (ang.).