Tetrafluoruro di zolfo

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Tetrafluoruro di zolfo
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Sulfur-tetrafluoride-3D-balls.png
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.) 1,95 a -78 °C
Temperatura di fusione 152
Temperatura di ebollizione 235
Punto critico 364 K
Tensione di vapore (Pa) a 298 K 2,022
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
Tossico Corrosivo
Frasi R 14-26-34-37
Frasi S 26-36/37/39-38-45

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.[1]

Struttura della molecola SF4[modifica | modifica sorgente]

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.[2]

Meccanismo di scambio tra atomi equatoriali ed assiali in SF4.


Sintesi e reattività[modifica | modifica sorgente]

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:[3]

I2O5 + 5SF4 → 2IF5 + 5OSF2

4BCl3 + 3SF4 → 4BF3 + 3SCl2 + 3Cl2

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

SF4 è usato in chimica organica per convertire i gruppi COH e C=O in CF e CF2.[4] 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.[5] Questo reagente ha il vantaggio di essere liquido e si prepara a partire da SF4:[6]

SF4 + Me3SiNEt2 → Et2NSF3 + Me3SiF

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ C.-L. J. Wang, Fluorination by sulfur tetrafluoride in Organic Reactions, vol. 34, New York, J. Wiley & Sons, 1985.
  2. ^ A. F. Holleman, E. Wiberg, Inorganic Chemistry, San Diego, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
  3. ^ N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  4. ^ W.R. Hasek, 1,1,1-Trifluoroheptane. in Org. Synth., vol. 41, 1961, p. 104. URL consultato il 2010-05-21.
  5. ^ M. Hudlický, Fluorination with diethylaminosulfur trifluoride and related aminofluorosulfuranes in Organic Reactions, vol. 35, New York, J. Wiley & Sons, 1988.
  6. ^ W.J. Middleton, E.M. Bingham, N,N-Diethylaminosulfur Trifluoride. in Org. Synth., vol. 57, 1977, p. 50. URL consultato il 2010-05-21.
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