Oxigén(II)-fluorid

Az oldal jelenlegi verzióját még nem ellenőrizték tapasztalt közreműködők, és jelentősen eltérhet a 2021. május 18-án felülvizsgált verziótól ; az ellenőrzésekhez 10 szerkesztés szükséges .

Oxigén-fluorid (II).

Tábornok

Szisztematikus
név

Oxigén-fluorid (II).

Chem. képlet

F2O _ _

Patkány. képlet

OF 2

Fizikai tulajdonságok

halványsárga gáz

54 g/ mol

1,59 g/cm³

13,11 ± 0,01 eV [1]

Termikus tulajdonságok

Hőfok

• olvadás

-224 °C

• forralás

-145 °C

• bomlás

200 °C felett

Kritikus pont

-58 °C, 49 bar

Entalpia

• oktatás

-25,2 kJ/mol

Gőznyomás

1 ± 1 atm [1]

Osztályozás

231-996-7

InChI=1S/F2O/c1-3-2UJMWVICAENGCRF-UHFFFAOYSA-N

RTECS

RS2100000

CHEBI

Biztonság

LC50: 1-2 mg/m3*1 óra (patkányok, belélegzés)

Toxicitás

Rendkívül mérgező, SDYAV

EKB ikonok

NFPA 704

0 négy 3 ÖKÖR

Az adatok standard körülményeken (25 °C, 100 kPa) alapulnak, hacsak nincs másképp jelezve.

Médiafájlok a Wikimedia Commons oldalon

Oxigén(II)-fluorid , oxigén-difluorid , OF 2 . Normál körülmények között színtelen mérgező gáz , amely lehűlve világossárga (vastag rétegekben aranysárga) folyadékká kondenzálódik . Az oxigén(II)-fluorid irritáló szagú , némileg eltér a fluor ( fehérítő és ózon keveréke ) szagától.

Felfedezés

Az oxigén-difluoridot először Paul Lebeau és Augustine Damien fedezte fel 1929 -ben , majd egy idő után Ruff és Menzel részletesen tanulmányozta.

Szisztematikus név

Az irodalomban ezt a vegyületet néha fluor-oxidnak (F 2 O) nevezik. Ez azonban nem igaz, mivel a fluoratom elektronegatívabb , mint az oxigén, és az IUPAC szabályai szerint ezt a vegyületet oxigénfluoridnak (OF 2 ) kell nevezni . Bár a közös elektronpár gyakorlatilag nem tolódik el az oxigénatomról a fluoratom felé .

Fizikai tulajdonságok

A folyékony oxigén-fluorid végtelenül elegyedik folyékony ózonnal , fluorral és oxigénnel . Hideg vízben rosszul oldódik (körülbelül 7:100 térfogatarányban). Ugyanakkor jól oldja a levegőt .

A molekula gyenge dipólusmomentuma 0,3 D.

Getting

Az oxigén(II)-fluorid előállítása továbbra is az úgynevezett "lúgos" módszerrel történik, 2%-os (0,5 N) vizes nátrium -hidroxid-oldatban (NaOH) gáznemű fluor átvezetésével. Az oxigén(II)-fluorid mellett párhuzamosan hidrogén-peroxid és ózon képződik :

{\mathsf {2F_{2}+2NaOH\rightarrow OF_{2}\uparrow +2NaF+H_{2}O))

{\mathsf {24F_{2}+18NaOH\rightarrow 9OF_{2}\uparrow +12HF+18NaF+3H_{2}O_{2}+O_{3}\uparrow ))

Lehetőség van oxigén(II)-fluorid előállítására HF vizes oldatának elektrolízisével is .
Amikor a víz fluor atmoszférában ég , részben oxigén-difluorid és hidrogén-peroxid is képződik . Ennek oka a radikális reakciók előfordulása:

{\mathsf {F_{2}+H_{2}O\rightarrow 2HF\uparrow +O:))

- szabad gyökök beindítása az O diradikális képződésével:

\mathsf{2O: \rightarrow O_2}

- domináns folyamat

\mathsf{O: + H_2O \jobbra H_2O_2}

{\mathsf {O:+F_{2}\rightarrow OF_{2}\uparrow }}

Ahhoz, hogy tiszta oxigén-fluoridot kapjunk víz és fluor kölcsönhatásából , ezt a reakciót -40 °C-on kell végrehajtani. A reakció a gyöklánc mechanizmus szerint megy végbe:

${\mathsf {H_{2}O+2F_{2}\xrightarrow {-40^{o}C} \ OF_{2}\uparrow +2HF))$

Oxigén és fluor kölcsönhatása ultraibolya vagy elektromos kisülés hatására . Az oxigén még ultraibolya sugárzás hatására is szabad gyökökké bomlik :

${\mathsf {O_{2}+2F_{2}\xrightarrow {UV} \ 2OF_{2}\uparrow }}$

Kémiai tulajdonságok

Az oxigén-difluorid nagyon energikus oxidálószer , és ebben a tekintetben a szabad fluorhoz , az oxidációs mechanizmusát tekintve az ózonhoz hasonlít , de az oxigén (II)-fluoriddal végbemenő reakciók nagyobb aktiválási energiát igényelnek , mivel atomi oxigén képződik a első szakasz (as és ózon ). Az oxigén(II)-fluorid hőbomlása egy monomolekuláris reakció, amelynek aktiválási energiája 41 kcal/mol, és csak 200 °C feletti hőmérsékleten indul be.

Forró vízben oldva hidrolízisen megy keresztül . Ez hidrogén-fluoridot és közönséges oxigént termel . Lúgos környezetben a bomlás meglehetősen gyorsan megy végbe.

Az oxigén-difluorid gőz és víz keveréke robbanásveszélyes:

{\mathsf {OF_{2}+H_{2}O\rightarrow 2HF\uparrow +O_{2}\uparrow ))

Az oxigén(II)-fluorid nem hat a száraz üvegre és kvarcra , hanem (intenzíven) a fémhiganyra , ami kizárja a higany használatát az oxigén(II)-fluoridot tartalmazó eszközökben. Az oxigén(II)-fluorid nagyon lassan hat a gázszelep-kenőanyagokra.

Kölcsönhatás fémekkel

Rézen , platinán , aranyon , ezüstön az oxigén(II)-fluorid csak a fluoridok legvékonyabb védőfóliáját képezi , ami lehetővé teszi ezeknek a fémeknek az oxigén(II)-fluoriddal való érintkezését szobahőmérsékleten. Amikor a hőmérséklet 250 °C -ra emelkedik, a fémek további oxidációja következik be . Az oxigén-difluoriddal való munkavégzéshez legalkalmasabb fémek az alumínium és a magnézium . A rozsdamentes acélok, a nikkel , a monel , a magnézium - réz ötvözet (92/8), a sárgaréz és a réz szintén keveset változtat, ha 1-1,5 hétig 100 °C-on oxigén(II)-fluorid hatásának vannak kitéve.

Alkalmazás

Az oxigén(II)-fluorid bomlásának nagy aktiválási energiája miatt ez a vegyület viszonylag biztonságosan keverhető számos szénhidrogénnel , hidrogénnel , szén-monoxiddal és más anyaggal, ami rendkívül fontos az oxigén(II)-fluorid, mint nagymértékben hasznosító gyakorlati felhasználásában. hatékony rakéta üzemanyag oxidálószer . Mivel az oxigén(II)-fluorid éghető anyagokkal keverve és (önmagában) hevítve nem robban fel, használata meglehetősen biztonságos.

Az oxigén(II)-fluorid gázdinamikus kémiai lézerekben való felhasználásával kapcsolatos kísérletek jelentős sikereket értek el. A fluornál jobb teljesítményű oxigén(II)-fluorid képes elfoglalni az őt megillető helyet a nagy teljesítményű harci lézerfegyverek alkatrészeként. .

Toxicitás

Az oxigén(II)-fluorid OF 2 (oxigén-difluorid) rendkívül mérgező (a toxicitás mértéke hasonló a foszgén COCl 2 -éhoz ), sokkal mérgezőbb , mint az elemi fluor , mivel súlyos irritációt okoz a testszövetekben , nagyon mélyen behatol és oldódik. bennük (mélyebb, mint a fluor), megnehezíti a légzést. Az NFPA 704 toxikológiai szempontból a legmagasabb toxicitást minősítette . Toxicitási osztály - 1.

Halálos dózis ( LC50 ) - 1-2 mg / m3 * 1 óra (még kevesebb, mint a hidrogén-cianid ).

Az oxigén-difluorid veszélyes a környezetre .

Említések az irodalomban

Robert L. Forward Camelot 30K című tudományos-fantasztikus regényében az oxigén-difluoridot biokémiai oldószerként használták a Naprendszer Kuiper-övében élő életformák számára . Bár az oxigén-fluorid 30 K-on szilárd lesz, a kitalált idegen organizmusok endotermek, és radiotermikus melegítés révén folyékony oxigén-fluoridot is használhatnak vérként.

Lásd még

Jegyzetek

↑ 1 2 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0475.html

Irodalom

S. Sarner. A rakétahajtóanyagok kémiája. "Mir" kiadó, Moszkva , 1969.
Schmidt EW, Harper JT, Fluorid és fluor-oxigén keverékek kezelése és használata rakétarendszerekben , Lewis Research Center, NASA SP-3037, Cleveland, Ohio, 1967.

Fluoridok

HF
DF

LiF

BeF2 _

BF 3

CF4_ _

N 2 F 2
N 2 F 4
NF 3
NH 4 F

O 4 F 2
O 2 F 2
OF 2

NaF

MgF2_ _

AlF 3

SiF 2
Si 3 F 8
Si 4 F 10
SiF 4