Difluoruro di diossigeno

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Difluoruro di diossigeno
Fluorine dioxide.svg
Dioxygen-difluoride-3D-vdW.png
Nome IUPAC
Difluoruro di diossigeno
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare O2F2
Massa molecolare (u) 69,996
Numero CAS [7783-44-0]
PubChem 123257
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 1,45 a 216 K
Solubilità in acqua decomposizione
Temperatura di fusione −163 °C (110 K)
Temperatura di ebollizione −57 °C (216 K) estrapolata

Il difluoruro di diossigeno è il composto chimico di formula O2F2. È un solido arancione che fonde a −163 °C formando un liquido rosso.[1][2] O2F2 è molto meno stabile dell'altro principale fluoruro di ossigeno, OF2. Ha forti proprietà ossidanti e si decompone a OF2 e ossigeno già a −160 °C (circa il 4% al giorno).

Struttura molecolare[modifica | modifica sorgente]

Il difluoruro di diossigeno è un composto molecolare. In O2F2 l'ossigeno assume l'inusuale stato di ossidazione +1, mentre nella maggior parte dei suoi composti l'ossigeno ha stato di ossidazione −2. La struttura della molecola assomiglia a quella del perossido di idrogeno, H2O2, con un angolo diedro vicino a 90°. La distanza O−O è tuttavia molto più corta, ed è molto simile a quella che si riscontra per il legame O=O nell'ossigeno gassoso (120,7 pm). Questa geometria è in accordo con la teoria VSEPR.

Dioxygen difluoride's structure

Nel corso degli anni ci sono state molte speculazioni per razionalizzare i motivi di una distanza O−O molto corta e di una distanza O−F molto lunga. Nel 1999 è stato proposto uno schema che prevede un legame O−O praticamente triplo e un legame O−F singolo ma destabilizzato e allungato a causa delle repulsioni tra i doppietti (lone pair) non condivisi sugli atomi di fluoro e gli orbitali π del legame O−O.[3]

Sintesi[modifica | modifica sorgente]

Il difluoruro di diossigeno si può ottenere facendo passare una scarica elettrica di 25−30 mA a 2,1−2,4 kV attraverso una miscela di ossigeno e fluoro gassosi a bassa pressione (7−17 mmHg). Questa è sostanzialmente la procedura seguita nel 1933 da Otto Ruff, che fu il primo a sintetizzare O2F2.[1] Un'altra procedura è quella di irradiare per alcune ore con una bremsstrahlung di 3 MeV una miscela di ossigeno e fluoro liquidi a −196 °C in un recipiente di acciaio inossidabile.

O2 + F2 → O2F2

Reattività[modifica | modifica sorgente]

La proprietà principale di questo composto instabile è la sua fortissima capacità ossidante, che si manifesta in modo violento e spesso esplosivo anche alle temperature molto basse a cui è necessario operare (sotto −100 °C). Ad esempio esplode a contatto di acqua, alcol etilico, cloro e zolfo a temperature vicino al suo punto di fusione.[4] O2F2 converte ClF in ClF3, BrF3 in BrF5 e SF4 in SF6. Con BF3 e PF5 si ottengono anche i corrispondenti sali di diossigenile:[5][6]

2O2F2 + 2PF5 → 2[O2]+[PF6] + F2

Converte inoltre gli ossidi di uranio e plutonio nei corrispondenti esafluoruri.[7]

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ a b O. Ruff e W. Menzel, Neue Sauerstofffluoride: O2F2 und OF in Z. anorg. allg. Chem., vol. 211, 1-2, 1933, pp. 204-208, DOI:10.1002/zaac.19332110122.
  2. ^ A. D. Kirshenbaum e A. V. Grosse, Ozone fluoride or trioxygen difluoride, O3F2 in J. Am. Chem. Soc., vol. 81, nº 6, 1959, pp. 1277-1279, DOI:10.1021/ja01515a003.
  3. ^ A. J. Bridgeman e J. Rothery, Bonding in mixed halogen and hydrogen peroxides in J. Chem. Soc., Dalton Trans., 1999, pp. 4077-4082, DOI:10.1039/A904968A.
  4. ^ A. G. Streng, The chemical properties of dioxygen difluoride in J. Am. Chem. Soc., vol. 85, nº 10, 1963, pp. 1380–1385, DOI:10.1021/ja00893a004.
  5. ^ I. J. Solomon, R. I. Brabets, R. K. Uenishi, J. N. Keith, e J. M. McDonough, New dioxygenyl compounds in Inorg. Chem., vol. 3, nº 3, 1964, p. 457, DOI:10.1021/ic50013a036.
  6. ^ A. F. Holleman e A. F. Wiberg, Inorganic Chemistry, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
  7. ^ D. A. Atwood, Fluorine: Inorganic chemistry. In Encyclopedia of Inorganic Chemistry, John Wiley & Sons, 2006, DOI:10.1002/0470862106.ia076.

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
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