Tetrasauerstoffdifluorid
chemische Verbindung
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Tetrasauerstoffdifluorid ist eine anorganische chemische Verbindung des Sauerstoffs aus der Gruppe der Sauerstofffluoride. Sie besteht aus zwei über eine schwache OO-Bindung verbundenen O2F-Molekülhälften. Es ist das Dimer des O2F-Radikals.[1]
| Strukturformel | |||||||
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| Allgemeines | |||||||
| Name | Tetrasauerstoffdifluorid | ||||||
| Andere Namen |
Difluortetraoxid | ||||||
| Summenformel | O4F2 | ||||||
| Kurzbeschreibung |
rotbrauner Feststoff (T < −191 °C)[1] | ||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||
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| Eigenschaften | |||||||
| Molare Masse | 102,00 g·mol−1 | ||||||
| Schmelzpunkt | |||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||
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| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | |||||||
Gewinnung und Darstellung
Tetrasauerstoffdifluorid kann in zwei Schritten gewonnen werden. Im ersten Schritt werden hier photochemisch erzeugte Fluor-Atome mit Sauerstoff zur Reaktion gebracht, um Disauerstoffmonofluorid-Radikale zu erzeugen:[4]
![{\displaystyle \mathrm {2\ O_{2}+2\ F^{\cdot }\longrightarrow 2\ [O_{2}F]^{\cdot }} }](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/247428faaaecaedf80b90953394fb7695f94d21e)
Die dann anschließend in einer Gleichgewichtsreaktion zu Tetrasauerstoffdifluorid dimerisieren, dies geschieht bei Temperaturen unterhalb von −175 °C:[1][4]
![{\displaystyle \mathrm {2\ [O_{2}F]^{\cdot }\rightleftharpoons O_{4}F_{2}} }](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/49ca4fe6d5c22c09e8484a939d879c00c799c7ce)
Parallel zersetzen sich die Disauerstoffmonofluorid-Radikale zu Disauerstoffdifluorid und Sauerstoff, wodurch sich das obige Gleichgewicht autonom auf die linke Seite verschiebt:[4]
![{\displaystyle \mathrm {2\ [O_{2}F]^{\cdot }\longrightarrow O_{2}+O_{2}F_{2}} }](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/892b21f9c125dce9e48c75f7fe918f1058ae9d7a)
Eigenschaften
Tetrasauerstoffdifluorid ist als Feststoff dunkelrotbraun und besitzt einen Schmelzpunkt von −191 °C.[1]
Es ist ein starkes Fluorierungs- und Oxidationsmittel, stärker noch als Disauerstoffdifluorid[1], so vermag es z. B. Ag(II) zu Ag(III), oder Au(III) zu Au(V) zu oxidieren. Dieser Prozess bringt die entsprechenden Fluorid-Anionen bzw. hervor.[1] Mit unedleren Stoffen führt die Oxidation selbst bei niedrigsten Temperaturen zu einer Explosion, z. B. wird elementarer Schwefel selbst bei −180 °C explosionsartig in Schwefelhexafluorid überführt.[1]
![{\displaystyle {\mathrm {AgF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d73517afb4eb6dc4f6dc16f1b10a21555e91f7f5)
![{\displaystyle {\mathrm {AuF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}{\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ca2bf3d4260815141e005d5af4e375a6f9ed339e)
Tetrasauerstoffdifluorid neigt ähnlich wie oder dazu, mit Fluoridion-Akzeptoren wie Bortrifluorid () zu Salzen mit dem Oxygenyl-Ion () zu reagieren.[1] Im Falle von führt das zur Bildung von nach der Reaktionsgleichung:[1]
![{\displaystyle {[\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {F} ]{\vphantom {A}}^{*}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/97f887ad0b5776509f5e8ac01b0038c887ec5c4f)
![{\displaystyle {\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1c114dba2b4db5887b7423494733f1592abfde57)
![{\displaystyle {\mathrm {BF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c44745f53b932ab7af159598b5a3a85d3357427a)
![{\displaystyle {\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{+}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c21e55c6bd306c7eb5f9e65497878f275301546b)
![{\displaystyle {\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{+}\mathrm {BF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/806665828562120a633b6e640a040f1c41519d25)
![{\displaystyle {\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {BF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{+}\mathrm {BF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a719dde64bea8b0351e4ac7110d6a6a6418dac8f)
Auch mit Arsenpentafluorid zeigt sich dieses Verhalten, hier führt es zu .[1]
![{\displaystyle {\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{\vphantom {A}}^{+}\mathrm {AsF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}{\vphantom {A}}^{-}}}](http://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c82575f2e6852c118c9cf32bbd6595e73f6758c9)