Fluorid siřičitý

Fluorid siřičitý
Strukturní vzorec SF4
Strukturní vzorec SF4
Model molekuly SF4
Model molekuly SF4
Obecné
Systematický názevFluorid siřičitý
Anglický názevSulfur tetrafluoride
Německý názevSchwefeltetrafluorid
Sumární vzorecSF4
Vzhledbezbarvý plyn
Identifikace
Registrační číslo CAS7783-60-0
SMILESFS(F)(F)F
InChI1S/F4S/c1-5(2,3)4
Vlastnosti
Molární hmotnost108,07 g/mol
Teplota tání−121 °C
Teplota varu−38 °C
Hustota1,95 g.cm−3
Rozpustnost ve voděhydrolyzuje
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Fluorid siřičitý je chemická sloučenina s vzorcem SF4. Jedná se o bezbarvý žíravý plyn, který při styku se vzdušnou vlhkostí uvolňuje fluorovodík a oxid siřičitý. I přes tyto vlastnosti jde o důležitou sloučeninu při přípravě perfluorovaných uhlovodíků, z nichž některé nacházejí využití ve farmacii a chemickém průmyslu.[1]

Výroba

SF4 se vyrábí reakcí SCl2 s fluoridem sodným v acetonitrilu:[2]

3 SCl2 + 4 NaF → SF4 + S2Cl2 + 4 NaCl

Vysokého výtěžku lze dosáhnout i reakcí síry, fluoridu sodného a chloru za teploty 225–450 °C.[2]

S + 2 Cl2 + 4 NaF → SF4 + 4 NaCl

Za nižších teplot (20–86 °C) lze SF4 připravit oxidací bromem místo chloru:[3]

S + 2 Br2 + 4 KF → SF4↑ + 4 KBr

Reakce

Hydrolýzou vzniká oxid siřičitý:[1]

SF4 + 2 H2O → SO2 + 4 HF

Meziproduktem této reakce je thionylfluorid, SOF2, což ale zpravidla nebrání využití SF4 jako reaktantu.[4]

Struktura

Síra má oxidační číslo +4, takže fluorid siřičitý nese jeden nevazebný elektronový pár. Strukturu SF4 lze odvodit pomocí teorie VSEPR, výchozím tvarem je trigonální bipyramida, jedna z ekvatoriálních pozic je obsazena nevazebným elektronovým párem. Molekula má tedy tvar houpačky, úhel F-S-F v ekvatoriální rovině se zmenší ze 120° na 101,6°. V molekule se vyskytují dvě rozdílné vazebné délky S-F: S-Fax = 164,3 pm a S-Feq = 154,2 pm. 19F NMR spektrum obsahuje pouze jeden signál, to ukazuje na přítomnost pseudorotace, která zaměňuje axiální a ekvatoriální fluoridové ligandy.[1]

Pseudorotace molekuly SF4

Využití

V organické syntéze se využívá k přeměně skupin COH a C=O na skupiny CF a CF2.[5][6] Alkoholy jsou převáděny na fluorouhlovodíky, ketony a aldehydy poskytují geminální difluoridy.

Toxicita

SF4 reaguje se vzdušnou vlhkostí v plicích za vzniku prudce toxických látek:[7]

SF4 + 2 H2O → SO2 + 4 HF

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Sulfur tetrafluoride na anglické Wikipedii.

  1. ↑ a b c GREENWOOD, Norman Neill. Chemie prvků. Sv. 2.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium 793 s., 1 příl s. Dostupné online. ISBN 80-85427-38-9, ISBN 978-80-85427-38-7. OCLC 320245801 S. 840–847. 
  2. ↑ a b TULLOCK, C. W.; FAWCETT, F. S.; SMITH, W. C. The Chemistry of Sulfur Tetrafluoride. I. The Synthesis of Sulfur Tetrafluoride. Journal of the American Chemical Society. 1960-02, roč. 82, čís. 3, s. 539–542. Dostupné online [cit. 2022-08-19]. ISSN 0002-7863. DOI 10.1021/ja01488a011. (anglicky) 
  3. ↑ WINTER, Rolf; COOK, Paul W. A simplified and efficient bromine-facilitated SF4-preparation method. Journal of Fluorine Chemistry. Roč. 131, čís. 7, s. 780–783. DOI 10.1016/j.jfluchem.2010.03.016. (anglicky) 
  4. ↑ FAWCETT, F. S.; TULLOCK, C. W.; MERRILL, Claude I. Sulfur(IV) Fluoride. Příprava vydání Jacob Kleinberg. Hoboken, NJ, USA: John Wiley & Sons, Inc. Dostupné online. ISBN 978-0-470-13238-8, ISBN 978-0-470-13166-4. DOI 10.1002/9780470132388.ch33. S. 119–124. DOI: 10.1002/9780470132388.ch33. 
  5. ↑ 1,1,1-TRIFLUOROHEPTANE. Organic Syntheses. 1961, roč. 41, s. 104. Dostupné online [cit. 2022-08-20]. DOI 10.15227/orgsyn.041.0104. 
  6. ↑ WANG, Chia-Lin J. Fluorination by Sulfur Tetrafluoride. Příprava vydání John Wiley & Sons, Inc.. Hoboken, NJ, USA: John Wiley & Sons, Inc. Dostupné online. ISBN 978-0-471-26418-7. DOI 10.1002/0471264180.or034.02. S. 319–400. (anglicky) DOI: 10.1002/0471264180.or034.02. 
  7. ↑ Sulfur tetrafluoride [online]. [cit. 2022-08-19]. Dostupné online. 

Externí odkazy

Média použitá na této stránce