Sauerstoffdifluorid ist eine chemische Verbindung mit der Formel OF₂ . Gemäß der VSEPR-Theorie weist das Molekül eine gewinkelte Geometrie auf . Es ist ein starkes Oxidationsmittel und hat daher in der Raketentechnik Beachtung gefunden. [ 5 ] Mit einem Siedepunkt von −144,75 °C ist OF₂ die flüchtigste (isolierbarste) dreiatomige Verbindung. [ 6 ] Die Verbindung ist eines von vielen bekannten Sauerstofffluoriden .

Vorbereitung

Sauerstoffdifluorid wurde erstmals 1929 beschrieben; es wurde durch Elektrolyse von geschmolzenem Kaliumfluorid und Fluorwasserstoffsäure, die geringe Mengen Wasser enthielt, gewonnen . [ 7 ] [ 8 ] Die moderne Herstellungsmethode beinhaltet die Reaktion von Fluor mit einer verdünnten wässrigen Natriumhydroxidlösung , wobei Natriumfluorid als Nebenprodukt entsteht.

2 F 2 + 2 NaOH → OF 2 + 2 NaF + H 2 O

Struktur und Bindung

Es handelt sich um ein kovalent gebundenes Molekül mit gewinkelter Molekülgeometrie und einem FOF-Bindungswinkel von 103 Grad. Seine stark oxidierenden Eigenschaften lassen sich durch die Oxidationszahl +2 des Sauerstoffatoms anstelle der üblichen −2 erkennen.

Reaktionen

Bei Temperaturen über 200 °C zersetzt sich OF 2 durch einen radikalischen Mechanismus in Sauerstoff und Fluor .

2 OF 2 → O 2 + 2 F 2

OF₂ reagiert mit vielen Metallen zu Oxiden und Fluoriden . Auch Nichtmetalle reagieren : Phosphor reagiert mit OF₂ zu PF₅ und POF₃ ; Schwefel liefert SO₂ und SF₄ ; und ungewöhnlicherweise für ein Edelgas reagiert Xenon ( bei erhöhten Temperaturen ) zu XeF₄ und Xenonoxyfluoriden .

Reaktionen von Sauerstoffdifluorid mit Halogenwasserstoffen oder Halogenidsalzen erzeugen das freie Halogen. Zum Beispiel:

4 HCl + OF₂ → 2 HF + H₂O + 2 Cl₂

Sauerstoffdifluorid reagiert mit Wasser zu Fluorwasserstoffsäure :

OF₂ + H₂O → 2 HF + O₂

Es kann Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid und elementarem Fluor oxidieren :

OF 2 + SO 2 → SO 3 + F 2

Bei Einwirkung von UV - Strahlung entstehen jedoch Sulfurylfluorid ( SO₂F₂ ) und Pyrosulfurylfluorid ( S₂O₅F₂ ) :​

OF 2 + 2 SO 2 → S 2 O 5 F 2

Sicherheit

Sauerstoffdifluorid gilt aufgrund seiner oxidierenden Eigenschaften als gefährliches Gas. Es reagiert explosiv mit Wasser, Schwefelwasserstoff , Diboran und Stickoxiden . [ 9 ] Die bei der Hydrolyse von OF₂ mit Wasser entstehende Fluorwasserstoffsäure ist stark ätzend und giftig. Sie kann unter anderem Nekrosen verursachen , Kalzium aus den Knochen lösen und Herz-Kreislauf-Schäden hervorrufen. Weitere akute Vergiftungserscheinungen sind Lungenödeme , Lungenblutungen, Kopfschmerzen usw. [ 10 ] Chronische Exposition gegenüber Sauerstoffdifluorid kann, wie auch gegenüber anderen Chemikalien, die Fluoridionen freisetzen, zu Fluorose und anderen Symptomen einer chronischen Fluoridvergiftung führen . Sauerstoffdifluorid kann Nierenschäden verursachen. [ 10 ] Der maximale Arbeitsplatzgrenzwert beträgt 0,05 ppm. [ 11 ] [ 10 ]

In Robert L. Forwards Science -Fiction- Roman „Camelot 30K“ wurde Sauerstoffdifluorid von fiktiven Lebensformen im Kuipergürtel des Sonnensystems als biochemisches Lösungsmittel verwendet . Obwohl OF₂ bei 30 K fest wäre , wurden die fiktiven außerirdischen Lebensformen als endotherm beschrieben . Sie hielten ihre erhöhten Körpertemperaturen und ihr flüssiges OF₂- Blut durch radiothermische Erwärmung aufrecht.  

Anmerkungen

  1. ^ Dies ist seine kritische Temperatur , die unterhalb der normalen Raumtemperatur liegt .

Referenzen

  1. ^ „Difluormonoxid; Sauerstoffdifluorid, physikalische Eigenschaften, Lieferanten, CAS, Sicherheitsdatenblatt, Struktur, Summenformel, Molekulargewicht, Löslichkeit, Siedepunkt, Schmelzpunkt“ . www.chemyq.com . Archiviert vom Original am 14.07.2014 . Abgerufen am 01.01.2013 .
  2. ^ a b c NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. "#0475" . National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
  3. ^ „Sauerstoffdifluorid“ . Unmittelbar lebens- oder gesundheitsgefährdende Konzentrationen . Nationales Institut für Arbeitssicherheit und Gesundheitsschutz .
  4. ^ GHS: GESTIS 570242
  5. ^ Forbes, Forrest S.; Van Splinter, Peter A. (2003). „Flüssige Raketentreibstoffe“. Enzyklopädie der physikalischen Wissenschaften und Technologien . S.  741–777 . doi : 10.1016/B0-12-227410-5/00385-9 . ISBN 978-0-12-227410-7Die
  6. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. Aufl.). Butterworth-Heinemann. S. 819. doi : 10.1016/C2009-0-30414-6 . ISBN 978-0-08-037941-8Die
  7. ^ Lebeau, P. ; Damiens, A. (1929). „Sur un nouveau mode de préparation du fluorure d'oxygène“ [Eine neue Methode zur Herstellung von Sauerstofffluorid]. Comptes rendus hebdomadaires des séances de l'Académie des Sciences (auf Französisch). 188 : 1253–1255 .​ Abgerufen am 21. Februar 2013 .
  8. ^ Lebeau, P. ; Damiens, A. (1927). „Sur l'existence d'un composé oxygéné du fluor“ [Die Existenz einer Sauerstoffverbindung von Fluor]. Comptes rendus hebdomadaires des séances de l'Académie des Sciences (auf Französisch). 185 : 652–654 . Archiviert vom Original am 14. April 2020 . Abgerufen am 21. Februar 2013 .
  9. ^ „Sauerstoffdifluorid | CAMEO Chemicals | NOAA“ . cameochemicals.noaa.gov . Abgerufen am 14.05.2024 .
  10. ^ a b c "1449" . www.kdocs.cn . Abgerufen am 14.05.2024 .
  11. ^ „CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards – Oxygen difluoride“ . www.cdc.gov . Abgerufen am 14.05.2024 .