El difluoruro de dioxígeno es un compuesto de flúor y oxígeno con la fórmula molecular O 2 F 2 . Puede existir como un sólido de color naranja que se funde en un líquido rojo a -163 ° C (110 K). Es un oxidante extremadamente fuerte y se descompone en oxígeno y flúor incluso a -160 ° C (113 K) a una tasa del 4% por día: su vida útil a temperatura ambiente es, por lo tanto, extremadamente corta. [1] El difluoruro de dioxígeno reacciona vigorosamente con casi todas las sustancias químicas que encuentra, incluso con el hielo común , lo que lleva a su apodo onomatopéyico " FOOF"(un juego sobre su estructura química y sus tendencias explosivas).
Nombres | |||
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Nombre IUPAC preferido Difluoruro de dioxígeno | |||
Nombre IUPAC sistemático Hipofluorito de fluorooxi | |||
Otros nombres
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Identificadores | |||
Modelo 3D ( JSmol ) | |||
Abreviaturas | FOOF | ||
CHEBI | |||
ChemSpider | |||
1570 | |||
PubChem CID | |||
UNII | |||
Tablero CompTox ( EPA ) | |||
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Propiedades | |||
O 2F 2 | |||
Masa molar | 69,996 g · mol −1 | ||
Apariencia | naranja como un sólido rojo como un líquido | ||
Densidad | 1,45 g / cm 3 (en pb) | ||
Punto de fusion | −154 ° C (−245 ° F; 119 K) | ||
Punto de ebullición | −57 ° C (−71 ° F; 216 K) extrapolado | ||
Solubilidad en otros disolventes. | se descompone | ||
Termoquímica | |||
Capacidad calorífica ( C ) | 62,1 J / (mol · K) | ||
Entropía molar estándar ( S | 277,2 J / (mol · K) | ||
19,2 kJ / mol | |||
Energía libre de Gibbs (Δ f G ˚) | 58,2 kJ / mol | ||
Compuestos relacionados | |||
Compuestos relacionados | |||
Peligros | |||
T + O C N | |||
NFPA 704 (diamante de fuego) | 4 0 4 BUEY | ||
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
verificar ( ¿qué es ?) | |||
Referencias de Infobox | |||
Preparación
El difluoruro de dioxígeno se puede obtener sometiendo una mezcla 1: 1 de flúor gaseoso y oxígeno a baja presión (7–17 mmHg (0,9–2,3 kPa ) es lo óptimo) a una descarga eléctrica de 25–30 mA a 2,1–2,4 kV . [2] Otto Ruff utilizó un método similar para la primera síntesis en 1933. [3] Otra síntesis implica mezclar O
2y F
2en un recipiente de acero inoxidable enfriado a -196 ° C (77,1 K), seguido de la exposición de los elementos a Bremsstrahlung de 3 MeV durante varias horas. Un tercer método requiere calentar una mezcla de flúor y oxígeno a 700 ° C (1292 ° F) y luego enfriarla rápidamente con oxígeno líquido . [4] Todos estos métodos implican síntesis de acuerdo con la ecuación
- O
2+ F
2→ O
2F
2
También surge de la descomposición térmica del difluoruro de ozono : [5]
- O
3F
2→ O
2F
2+ 1 ⁄ 2 O
2
o
- 2 O
3F
2→ 2 O
2F
2+ O
2
Estructura y propiedades
En O
2F
2, al oxígeno se le asigna el estado de oxidación inusual de +1. En la mayoría de sus otros compuestos, el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2.
La estructura del difluoruro de dioxígeno se asemeja a la del peróxido de hidrógeno , H
2O
2, en su gran ángulo diedro , que se acerca a 90 ° y simetría C 2 . Esta geometría se ajusta a las predicciones de la teoría VSEPR .
La unión dentro del difluoruro de dioxígeno ha sido objeto de considerable especulación, particularmente debido a la muy corta distancia O − O y las largas distancias O − F. La longitud del enlace O − O está dentro de las 2 pm de la distancia de 120.7 pm para el doble enlace O = O en la molécula de dioxígeno , O
2. Se han propuesto varios sistemas de enlace para explicar esto, incluido un triple enlace O − O con enlaces simples O − F desestabilizados y alargados por repulsión entre los pares solitarios en los átomos de flúor y los orbitales π del enlace O − O. [6] La repulsión que involucra a los pares solitarios de flúor también es responsable del enlace covalente largo y débil en la molécula de flúor . La química computacional indica que el difluoruro de dioxígeno tiene una barrera extremadamente alta a la rotación de 81,17 kJ / mol alrededor del enlace O − O (en el peróxido de hidrógeno la barrera es 29,45 kJ / mol), esto está cerca de la energía de disociación del enlace O − F de 81,59 kJ / mol. [7]
El cambio químico de 19 F NMR del difluoruro de dioxígeno es de 865 ppm, que es con mucho el cambio químico más alto registrado para un núcleo de flúor, lo que subraya las extraordinarias propiedades electrónicas de este compuesto. A pesar de su inestabilidad, los datos termoquímicos de O
2F
2han sido compilados. [8]
Reactividad
El compuesto se descompone fácilmente en oxígeno y flúor. Incluso a una temperatura de -160 ° C (113 K), el 4% se descompone cada día [1] mediante este proceso:
- O
2F
2→ O
2+ F
2
La otra propiedad principal de este compuesto inestable es su poder oxidante , aunque la mayoría de las reacciones experimentales se han realizado cerca de -100 ° C (173 K). [9] Varios experimentos con el compuesto dieron como resultado una serie de incendios y explosiones. Algunos de los compuestos que produjeron reacciones violentas con O
2F
2incluyen alcohol etílico , metano , amoníaco e incluso agua helada . [9]
Con BF3y PF5, da las correspondientes sales de dioxigenilo : [1] [10]
- 2 O
2F
2+ 2 FP
5→ 2 [O
2]+
[PF
6]-
+ F
2
Usos
El compuesto actualmente no tiene aplicaciones prácticas, pero ha sido de interés teórico. Un laboratorio lo usó para sintetizar hexafluoruro de plutonio a temperaturas bajas sin precedentes, lo cual fue significativo porque los métodos anteriores de preparación necesitaban temperaturas tan altas que el hexafluoruro de plutonio creado se descompondría rápidamente. [11]
Ver también
- Trifluoruro de cloro
- Fuerza AG
Referencias
- ^ a b c Holleman, AF; Wiberg, E. (2001). Química inorgánica . Prensa académica . ISBN 978-0-12-352651-9.
- ^ Kwasnik, W. (1963). "Difluoruro de dioxígeno". En Brauer, G. (ed.). Manual de química inorgánica preparativa . 1 (2ª ed.). Nueva York: Academic Press. pag. 162.
- ^ Ruff, O .; Mensel, W. (1933). "Neue Sauerstoffluoride: O
2F
2und OF ". Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie . 211 (1-2): 204-208. doi : 10.1002 / zaac.19332110122 . - ^ Mills, Thomas (1991). "Síntesis directa de difluoruro de dioxígeno en fase líquida" . Revista de química del flúor . 52 (3): 267–276. doi : 10.1016 / S0022-1139 (00) 80341-3 .
- ^ Kirshenbaum, AD; Grosse, AV (1959). "Fluoruro de ozono o difluoruro de trioxígeno, O
3F
2". Revista de la Sociedad Química Estadounidense . 81 (6): 1277. doi : 10.1021 / ja01515a003 . - ^ Bridgeman, AJ; Rothery, J. (1999). "Unión en mezcla de peróxidos de hidrógeno y halógeno". Revista de la Sociedad Química, Dalton Transactions . 1999 (22): 4077–4082. doi : 10.1039 / a904968a .
- ^ Kraka, Elfi; Él, Yuan; Cremer, Dieter (2001). "Descripciones químicas cuánticas de FOOF: el problema no resuelto de predecir su geometría de equilibrio". El Journal of Physical Chemistry A . 105 (13): 3269–3276. Código bibliográfico : 2001JPCA..105.3269K . doi : 10.1021 / jp002852r .
- ^ Lyman, John L. (1989). "Propiedades termodinámicas del difluoruro de dioxígeno (O 2 F 2 ) y fluoruro de dioxígeno (O 2 F)" (PDF) . Sociedad Química Estadounidense y el Instituto Estadounidense de Física para el Instituto Nacional de Estándares y Tecnología . Consultado el 5 de agosto de 2013 . Cite journal requiere
|journal=
( ayuda ) - ^ a b Fuerza, AG (1963). "Las propiedades químicas del difluoruro de dioxígeno". Revista de la Sociedad Química Estadounidense . 85 (10): 1380-1385. doi : 10.1021 / ja00893a004 .
- ^ Solomon, Irvine J .; Brabets, Robert I .; Uenishi, Roy K .; Keith, James N .; McDonough, John M. (1964). "Nuevos compuestos de dioxigenilo". Química inorgánica . 3 (3): 457. doi : 10.1021 / ic50013a036 .
- ^ Malm, JG; Eller, PG; Asprey, LB (1984). "Síntesis a baja temperatura de hexafluoruro de plutonio utilizando difluoruro de dioxígeno". Revista de la Sociedad Química Estadounidense . 106 (9): 2726–2727. doi : 10.1021 / ja00321a056 .
enlaces externos
- Perfluoroperoxide en Linstrom, Peter J .; Mallard, William G. (eds.); NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69 , National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg (MD), http://webbook.nist.gov
- D. Lowe. "Cosas con las que no trabajaré: difluoruro de dioxígeno" . En el Pipeline .