Difluorid kyslíku

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Difluorid kyslíku
Vzorec 3D vzorec
Obecné
Systematický název Difluorid kyslíku
Anglický název Oxygen difluoride
Německý název Sauerstoffdifluorid
Sumární vzorec OF2
Vzhled Světle žlutý plyn
Identifikace
Vlastnosti
Molární hmotnost 53,996 g/mol
Teplota tání -223,8 °C
Teplota varu -144,8 °C
Hustota 1,91 g/cm³ (kapalina)
Kritická teplota Tk -58 °C
Kritický tlak pk 4 950 kPa
Kritická hustota 0,553 g/cm3
Rozpustnost ve vodě rozklad
Ionizační energie 13,6 eV
Struktura
Tvar molekuly Lomený
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° 23 kJ/mol
Entalpie varu ΔHv 205,4 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 cp 0,802 J K-1 g-1
Bezpečnost
Oxidující
Oxidující (O)
Vysoce toxický
Vysoce toxický (T+)
R-věty  ?
S-věty  ?
NFPA 704
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

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.[1] 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[editovat | editovat zdroj]

Poprvé byl připraven v roce 1929 elektrolýzou taveniny fluoridu draselného a kyseliny fluorovodíkové v přítomnosti malého množství vody.[2][3] 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[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

Jeho potenciální praktické uplatnění spočívá v raketové technice jako palivo.

Bezpečnost[editovat | editovat zdroj]

OF2 je díky svým silným oxidačním vlastnostem velmi nebezpečná látka.

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. Greenwood N.N., Earnshaw A.: Chemie prvků, Praha: Informatorium 1993, ISBN 80-85427-38-9
  2. Lebeau, P.; Damiens, A. "A New Method for the Preparation of the Fluorine Oxide” Compt. rend. 1929, volume 188, 1253-5.
  3. Lebeau, P.; Damiens, A. „The Existence of an Oxygen Compound of Fluorine“ Compt. rend. 1927, volume 185, pages 652–4.

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.  
Logo Wikimedia Commons
Wikimedia Commons nabízí obrázky, zvuky či videa k tématu