Tetrafluoruro di zolfo

Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.
Tetrafluoruro di zolfo
modello molecolare del tetrafluoruro di zolfo
modello molecolare del tetrafluoruro di zolfo
Nome IUPAC
tetrafluoruro di zolfo
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare SF4
Massa molecolare (u) 108,07
Aspetto gas incolore
Numero CAS [7783-60-0]
Numero EINECS 232-013-4
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 1,919 a -73 °C
Temperatura di fusione -40,4 °C
Temperatura di ebollizione -121 °C
Punto critico 90,9 °C
Tensione di vapore (Pa) a 20 °C K 10 bar
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1) -763,2
ΔfG0 (kJ·mol−1) -722,0
S0m(J·K−1mol−1) 299,6
C0p,m(J·K−1mol−1) 77,6
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
tossicità acuta corrosivo gas compresso

pericolo

Frasi H 280 - 330 - 314 - EUH071
Consigli P ---[1]

Il tetrafluoruro di zolfo è il composto chimico di formula SF4. In condizioni standard è un gas tossico e corrosivo. A contatto con acqua o umidità rilascia HF, anch'esso pericoloso. Questo composto è un reagente utile per la sintesi di alcuni composti organici fluorurati, importanti nell'industria chimica e farmaceutica.[2]

Struttura della molecola SF4[modifica | modifica wikitesto]

Meccanismo di scambio tra atomi equatoriali ed assiali in SF4.

In SF4 lo zolfo ha numero di ossidazione +4. Lo zolfo ha un totale di sei elettroni di valenza, e due formano una coppia non condivisa (lone pair). Usando i principi della teoria VSEPR, si può prevedere che la forma della molecola sia ad altalena, con S al centro. La coppia di elettroni non condivisa occupa una posizione equatoriale. Nella molecola sono presenti due tipi diversi di leganti F: due F sono assiali e due sono equatoriali. Le distanze di legame sono S–Fax = 164.3 pm e S–Feq= 154.2 pm. Come succede in genere, i leganti in posizione assiale sono legati più debolmente. A differenza di SF4, nella molecola SF6 lo zolfo ha numero di ossidazione +6, senza coppie elettroniche non condivise. Di conseguenza, la molecola SF6 ha struttura molecolare ottaedrica, molto simmetrica. Inoltre, a differenza di SF4, la molecola SF6 è di straordinaria inerzia chimica. Lo spettro RMN al 19F di SF4 presenta un solo segnale, indicando che le posizioni degli atomi di fluoro equatoriali e assiali si interconvertono rapidamente con un meccanismo di pseudorotazione.[3]

Sintesi e reattività[modifica | modifica wikitesto]

Il modo più pratico per produrre SF4 è facendo reagire SCl2 e NaF in un solvente aprotico come l'acetonitrile:

3SCl2 + 4 NaF → SF4 + S2Cl2 + 4 NaCl

SF4 a temperatura ambiente è stabile come gas incolore, tossico e corrosivo. Diventa instabile in presenza di umidità, e reagisce istantaneamente con acqua decomponendosi:

SF4 + 2H2O → 4HF + SO2

È un agente fluorurante molto energico e selettivo. Ad esempio:[4]

I2O5 + 5SF4 → 2IF5 + 5OSF2
4BCl3 + 3SF4 → 4BF3 + 3SCl2 + 3Cl2

Uso di SF4 nella sintesi di fluorocarburi[modifica | modifica wikitesto]

SF4 è usato in chimica organica per convertire i gruppi COH e C=O in CF e CF2.[5] Alcuni alcoli formano direttamente il corrispondente fluorocarburo. Aldeidi e chetoni danno difluoruri geminali. La presenza di protoni in alfa al carbonile induce reazioni secondarie e porta a rese minori (30-40%). Gli acidi carbossilici sono convertiti in trifluorometil derivati. Ad esempio la reazione tra acido eptanoico e SF4 a 100-130 °C forma 1,1,1-trifluoroeptano. I prodotti secondari di queste fluorurazioni, che comprendono SF4 non reagito, SOF2 e SO2, sono tossici ma si possono neutralizzare per trattamento con KOH acquoso. Recentemente si sta abbandonando l'uso di SF4 in favore del trifluoruro di dietilamminozolfo, Et2NSF3, dove Et = CH3CH2.[6] Questo reagente ha il vantaggio di essere liquido e si prepara a partire da SF4:[7]

SF4 + Me3SiNEt2 → Et2NSF3 + Me3SiF

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Scheda del composto su IFA-GESTIS consultata il 20.08.2014
  2. ^ C.-L. J. Wang, Fluorination by sulfur tetrafluoride in Organic Reactions, vol. 34, New York, J. Wiley & Sons, 1985.
  3. ^ A. F. Holleman, E. Wiberg, Inorganic Chemistry, San Diego, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
  4. ^ N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  5. ^ W.R. Hasek, 1,1,1-Trifluoroheptane. in Org. Synth., vol. 41, 1961, p. 104. URL consultato il 21 maggio 2010.
  6. ^ M. Hudlický, Fluorination with diethylaminosulfur trifluoride and related aminofluorosulfuranes in Organic Reactions, vol. 35, New York, J. Wiley & Sons, 1988.
  7. ^ W.J. Middleton, E.M. Bingham, N,N-Diethylaminosulfur Trifluoride. in Org. Synth., vol. 57, 1977, p. 50. URL consultato il 21 maggio 2010.
chimica Portale Chimica: il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia