Difluoreto de oxigénio

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Oxygen difluoride
Alerta sobre risco à saúde
Oxygen-difluoride-2D.png
Oxygen-difluoride-3D-vdW.png
Outros nomes oxygen fluoride
hypofluorous anhydride
Identificadores
Número CAS 7783-41-7
PubChem 24547
Número EINECS 231-996-7
ChemSpider 22953
ChEBI 30494
Número RTECS RS2100000
SMILES
InChI 1/F2O/c1-3-2
Propriedades
Fórmula molecular OF2
Massa molar 53.9962 g/mol
Aparência Gás incolor, condenssado é um líquido de cor pálida amarelada.
Odor peculiar, desagradável
Densidade 1.90 g/cm3 (-224° C, líquido),
1.719 g/cm3 (-183° C, líquido), 1.521 g/cm3 (liquid at −145 °C), 1.88 g/l (gás a temperatura ambiente)
Ponto de fusão

−223.8 °C, 49 K, -371 °F

Ponto de ebulição

−144.75 °C, 128 K, -229 °F

Solubilidade em água hydrolyzes[1]
Pressão de vapor >1 atm (20°C)[2]
Termoquímica
Entalpia padrão
de formação
ΔfHo298
24.5 kJ mol−1
Entropia molar
padrão
So298
246.98 J/mol K
Capacidade calorífica
molar
Cp 298
43.3 J/mol K
Riscos associados
EUA Limite de exposição
permissível (PEL)
TWA 0.05 ppm (0.1 mg/m3)[2]
Compostos relacionados
Compostos relacionados HFO
O2F2
NHF2
NF3
SCl2
Exceto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições normais de temperatura e pressão

Referências e avisos gerais sobre esta caixa.
Alerta sobre risco à saúde.

O difluoreto de oxigénio é um composto químico de fórmula OF2. A molécula apresenta uma forma "curva", conforme previsto pela teoria VSEPR. É um gás muito tóxico, um forte oxidante, mas não é de uso comum.

Sintese[editar | editar código-fonte]

O difuoreto de oxigénio foi pela primeira vez descrito por Lebeau e Damiens, em 1929; foi obtido por electrólise de uma mistura fundida de fluoreto de potássio e fluoreto de hidrogénio na presença de uma pequena quantidade de água.[3][4] Actualmente, a síntese ocorre por reação de flúor gasoso com uma solução diluída de hidróxido de sódio; é formado também fluoreto de sódio como produto secundário:

2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O

Reactividade[editar | editar código-fonte]

O difluoreto de oxigénio é um forte oxidante, tal como é sugerido pelo fato de que neste composto o número de oxidação do átomo de oxigénio é +2, ao invés de -2. O OF2 é o mais estável dos fluoretos de oxigénio. Quando é puro, é estável, mesmo em 200 °C; acima desta temperatura decompõe-se em oxigénio e flúor com um mecanismo radical.

O OF2 reage com muitos metais formando óxidos e fluoretos. Também os não-metais reagem: por exemplo, o fósforo reage com OF2 , formando PF5 e POF3; o enxofre forma SO2 e SF4; o xénon, por ser um gás nobre reage formando XeF4 e oxifluoretos de xénon como XeOF2 e XeOF4.

O difuoreto de oxigénio reage muito lentamente com água, formando ácido fluorídrico:

OF2(aq) + H2O(aq) → 2HF(aq) + O2(g)

Utilização[editar | editar código-fonte]

Sendo um forte oxidante, o fluorento de oxigénio foi no passado estudado como um possível combustível para foguetes.[5] Actualmente não é utilizado em nenhum processo de síntese industrial.</ref>

Referências

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  • Greenwood, N. N.; A. Earnshaw. Chemistry of the elements. 2 ed. Oxford: Butterworth-Heinemann, 1997. ISBN 0-7506-3365-4
  • A. G. Streng. (1963). "The oxygen fluorides" 63 p. 607-624.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]