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 | |||||||||||||
| PubChem | |||||||||||||
| |||||||||||||
| |||||||||||||
| |||||||||||||
| |||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | |||||||||||||
Difluorek ditlenu, O
2F
2 – nieorganiczny związek chemiczny, występuje pod postacią pomarańczowego ciała stałego, które w temperaturze −163 °C topi się, tworząc ciecz czerwonej barwy[3]. Jest silnym utleniaczem i rozkłada się do OF
2 i tlenu już w temperaturze −160 °C (4% na dzień)[4].
Otrzymywanie
[edytuj | edytuj kod]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 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
2F
2
Budowa
[edytuj | edytuj kod]W F
2O
2 tlen posiada nietypowy dla niego 1 stopień utlenienia. W większości związków tlen posiada −2 stopień utlenienia.
Struktura difluorku ditlenu przypomina strukturę nadtlenku wodoru, H
2O
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[6].
Reaktywność
[edytuj | edytuj kod]Nadrzędną właściwością tego niestabilnego związku jest jego siła utleniająca, pomimo faktu, że wszystkie reakcje muszą przebiegać w temperaturze bliskiej −100 °C[7]. Z BF
3 i PF
5 daje odpowiednie sole dioksygenylowe[8][4]:
- 2O
2F
2 2PF
5 → 2[O
2]
[PF
6]−
F
2
Reakcja taka może przekształcać tlenki uranu, plutonu i neptunu w odpowiednie heksafluorki[2].
Przypisy
[edytuj | edytuj kod]- ↑ a b c Neil G. Connelly i inni, 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.).
- ↑ a b c 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.).
- ↑ a b 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 i inni, New Dioxygenyl Compounds, „Inorganic Chemistry”, 3 (3), 1964, s. 457, DOI: 10.1021/ic50013a036 (ang.).