Tetrafluoruro di zolfo
| Tetrafluoruro di zolfo | |
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| Nome IUPAC | |
| tetrafluoruro di zolfo | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | SF4 |
| Massa molecolare (u) | 108,07 |
| Aspetto | gas incolore |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-013-4 |
| PubChem | 24555 |
| SMILES | FS(F)(F)F |
| 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 | |
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pericolo |
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| 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]
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]
- ^ Scheda del composto su IFA-GESTIS consultata il 20.08.2014
- ^ C.-L. J. Wang, Fluorination by sulfur tetrafluoride, in Organic Reactions, vol. 34, New York, J. Wiley & Sons, 1985.
- ^ A. F. Holleman, E. Wiberg, Inorganic Chemistry, San Diego, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
- ^ N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ W.R. Hasek, 1,1,1-Trifluoroheptane., in Org. Synth., vol. 41, 1961, p. 104. URL consultato il 21 maggio 2010.
- ^ M. Hudlický, Fluorination with diethylaminosulfur trifluoride and related aminofluorosulfuranes, in Organic Reactions, vol. 35, New York, J. Wiley & Sons, 1988.
- ^ W.J. Middleton, E.M. Bingham, N,N-Diethylaminosulfur Trifluoride., in Org. Synth., vol. 57, 1977, p. 50. URL consultato il 21 maggio 2010.
