Difluorid kyslíku

Difluorid kyslíku
Vzorec
Vzorec
3D vzorec
3D vzorec
Obecné
Systematický názevDifluorid kyslíku
Anglický názevOxygen difluoride
Německý názevSauerstoffdifluorid
Sumární vzorecOF2
VzhledSvětle žlutý plyn
Identifikace
Registrační číslo CAS7783-41-7
Vlastnosti
Molární hmotnost53,996 g/mol
Teplota tání−223,8 °C
Teplota varu−144,75 °C
Hustota1,91 g/cm³ (kapalina)
Kritická teplota Tk−58 °C
Kritický tlak pk4 950 kPa
Kritická hustota0,553 g/cm3
Rozpustnost ve voděrozklad
Ionizační energie13,6 eV
Struktura
Tvar molekulyLomený
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf°23 kJ/mol
Entalpie varu ΔHv205,4 J/g
Standardní molární entropie S°−59,5 J K−1 mol−1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf°40,6 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp0,802 J K−1 g−1
Bezpečnost
GHS03 – oxidační látky
GHS03
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
GHS06 – toxické látky
GHS06
[1]
Nebezpečí[1]
R-věty?
S-věty?
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Difluorid kyslíku OF2 je vysoce toxická plynná látka světle žluté barvy, která obsahuje kyslík v oxidačním čísle +2. Název oxid fluorný není správný, protože fluor má větší elektronegativitu než kyslík.

Čistý je stálý, ve skleněných nádobách ho lze uchovávat až do 200 °C.[2] S vodou reaguje pomalu za vzniku kyseliny fluorovodíkové, reakce s vodní parou však probíhá explozivně. Při inicializaci jiskrou však výbušně reaguje s vodíkem nebo plynnými uhlovodíky, v přítomnosti dalších halogenů exploduje i bez inicializace.

Příprava

Poprvé byl připraven v roce 1929 elektrolýzou taveniny fluoridu draselného a kyseliny fluorovodíkové v přítomnosti malého množství vody.[3][4] V současnosti se připravuje zaváděním plynného fluoru do 2% roztoku hydroxidu sodného nebo elektrolýzou vodného roztoku kyselého fluoridu draselného KHF2.

2 F2 + 2 NaOH → OF2 + 2 NaF + H2O

Reaktivita

Difluorid kyslíku je silné oxidační činidlo díky kyslíku v oxidačním stavu +2. Při teplotách nad 200 °C se radikálově rozkládá na prvky.

Reaguje s mnoha kovy za vzniku oxidů a fluoridů. Při reakci s fosforem poskytuje směs PF5 a POF3. Také reaguje s xenonem za vzniku XeF4 a oxid-fluoridů xenonu.

S vodou reaguje pomalu za vzniku kyseliny fluorovodíkové:

OF2(aq) + H2O(aq) → 2 HF(aq) + O2(g)

Využití

Jeho potenciální praktické uplatnění spočívá v raketové technice jako okysličovadlo.

Bezpečnost

OF2 je kvůli svým silným oxidačním vlastnostem velmi nebezpečná látka.

Reference

  1. ↑ a b Oxygen difluoride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky) 
  2. ↑ Greenwood N.N., Earnshaw A.: Chemie prvků, Praha: Informatorium 1993, ISBN 80-85427-38-9
  3. ↑ Lebeau, P.; Damiens, A. "A New Method for the Preparation of the Fluorine Oxide” Compt. rend. 1929, volume 188, 1253-5.
  4. ↑ Lebeau, P.; Damiens, A. „The Existence of an Oxygen Compound of Fluorine“ Compt. rend. 1927, volume 185, pages 652–4.

Literatura

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5. 


Externí odkazy

Média použitá na této stránce