Zuurstofdifluoride

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Zuurstofdifluoride
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van zuurstofdifluoride
Structuurformule van zuurstofdifluoride
Molecuulmodel van zuurstofdifluoride
Molecuulmodel van zuurstofdifluoride
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
OF2
IUPAC-naam zuurstofdifluoride
Andere namen zuurstoffluoride, zuurstofhypofluoriet
Molmassa 53,996206 g/mol
SMILES
O(F)F
InChI
1S/F2O/c1-3-2
CAS-nummer 7783-41-7
EG-nummer 231-996-7
PubChem 24547
Beschrijving Kleurloos giftig gas
Vergelijkbaar met O2F2, NHF2, NF3, SCl2
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Toxisch Oxiderend Corrosief
LD50 (ratten) 2,6 mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand gasvormig
Kleur kleurloos
Dichtheid 1,9 g/cm3 g/cm³
Smeltpunt −223,8 °C °C
Kookpunt −144,8 °C °C
Dampdruk > 101.325 Pa
Oplosbaarheid in water 0,02 % g/L
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Zuurstofdifluoride (ook wel zuurstofhypofluoriet genoemd) is een chemische verbinding met de formule OF2. Zoals voorspeld door de VSEPR-theorie neemt de molecule een V-vormige structuur aan, vergelijkbaar met H2O, maar het heeft heel andere eigenschappen. Zuurstofdifluoride komt voor als een kleurloos gas en is een sterke oxidator.

Synthese[bewerken]

Zuurstofdifluoride werd voor het eerst gemeld in 1929 en werd verkregen door de elektrolyse van gesmolten kaliumfluortantalaat en waterstoffluoride met kleine hoeveelheden water.

De huidige bereiding is de reactie van difluor met een verdunde waterige oplossing van natriumhydroxide, waarbij natriumfluoride als nevenproduct wordt gevormd:

2 F2 + 2 NaOH → OF2 + 2 NaF + H2O

Reacties[bewerken]

Zijn krachtige oxiderende eigenschappen worden bekomen door het oxidatiegetal van +II voor het zuurstofatoom, wat hoogst ongebruikelijk is (normaal neemt zuurstof oxidatiegetal -II aan). De reden hiervoor ligt in het feit dat fluor veel elektronegatiever is dan zuurstof en bijgevolg de elektronenwolk rond zuurstof naar zich toetrekt. Boven 200 °C ontleedt zuurstofdifluoride in elementair zuurstof en difluor via een radicalair mechanisme.

Zuurstofdifluoride reageert met vele metalen, waarbij oxiden en fluoriden gevormd worden. Niet-metalen en xenon kunnen er ook mee reageren:

Zuurstofdifluoride reageert zeer traag met water tot waterstoffluoride:

OF2 (aq) + H2O (aq) → 2 HF (aq) + O2 (g)

Zuurstofdifluoride oxideert zwaveldioxide tot zwaveltrioxide:

OF2 + SO2 → SO3 + F2

Echter, in de aanwezigheid van uv-straling van de producten worden sulfurylfluoride (SO2F2) en pyrosulfurylfluoride (S2O5F2) gevormd:

OF2 + 2 SO2 → S2O5F2

Veiligheid[bewerken]

OF2 is een gevaarlijke chemische stof, zoals ieder sterk oxiderende gas. Het is zeer toxisch bij inhalatie en corrosief voor huid en ogen. Het kan exploderen indien het in contact met water komt.

Zie ook[bewerken]

Externe links[bewerken]