Difluorid kyslíku

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Difluorid kyslíku
Vzorec
Vzorec
3D vzorec
3D vzorec
Obecné
Systematický název Difluorid kyslíku
Anglický název Oxygen difluoride
Německý název Sauerstoffdifluorid
Sumární vzorec OF2
Vzhled Světle žlutý plyn
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
Tvar molekuly Lomený
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
Oxidující
Oxidující (O)
Vysoce toxický
Vysoce toxický (T+)
R-věty  ?
S-věty  ?
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 Obrázky, zvuky či videa k tématu Difluorid kyslíku ve Wikimedia Commons