Sauerstoffdifluorid

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Strukturformel
Strukturformel von Sauerstoffdifluorid
Allgemeines
Name Sauerstoffdifluorid
Andere Namen

Difluoroxid

Summenformel OF2
CAS-Nummer 7783-41-7
PubChem 24547
Kurzbeschreibung

farbloses Gas mit widerlichem Geruch[1]

Eigenschaften
Molare Masse 54,00 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte

2,42 g·l−1 (0 °C)[1]

Schmelzpunkt

−223,8 °C[1]

Siedepunkt

−144,8 °C[1]

Löslichkeit

schlecht in Wasser unter langsamer Zersetzung[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
keine Einstufung verfügbar
H- und P-Sätze H: siehe oben
P: siehe oben [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [2][3] [1]
Brandfördernd Sehr giftig
Brand-
fördernd
Sehr giftig
(O) (T+)
R- und S-Sätze R: 26/27/28
S: keine S-Sätze
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Sauerstoffdifluorid ist ein Fluorid des Sauerstoffs mit der Summenformel OF2. Es gehört zu den Sauerstofffluoriden und ist einer von sehr wenigen Stoffen, in dem Sauerstoff mit einer positiven Oxidationszahl auftritt. Der manchmal verwendete Name Difluoroxid für diese Verbindung ist falsch, weil Sauerstoff in Oxiden eine negative Oxidationszahl besitzt.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten]

Über Sauerstoffdifluorid wurde 1929 das erste Mal berichtet, dargestellt wurde es bei der Elektrolyse von geschmolzenem Kaliumfluorid und Fluorwasserstoff in Wasser. Heutzutage wird Sauerstoffdifluorid durch Einleiten von Fluor in Natronlauge oder Kalilauge gewonnen:[4]

 \mathrm { 2 \ F_2 + 2 \ NaOH \ \longrightarrow \ OF_2 + 2 \ NaF + H_2O }

Eigenschaften[Bearbeiten]

Sauerstoffdifluorid ist eines der stärksten bekannten Oxidationsmittel, das sogar das Edelgas Xenon zu Xenontetrafluorid (XeF4) oxidieren kann:

 \mathrm {Xe + 2\, OF_2 \ \longrightarrow \ \ XeF_4 ^{4+}  + 2O^{2-}  }

In Wasser gelöst reagiert Sauerstoffdifluorid mit Wasser zu Fluorwasserstoff und Sauerstoff (Komproportionierung):

 \mathrm { OF_2 + H_2O \ \longrightarrow \ 2 \, HF + O_2 }

Es kondensiert bei −144,8 °C zu einer orangefarbenen Flüssigkeit, die von der Struktur her an Wasser erinnert. Der Bindungswinkel, den die beiden O-F-Bindungen einschließen, beträgt 103°, die Bindungslänge der O-F-Bindungen jeweils 140,5 pm.

Strukturformel von Sauerstoffdifluorid mit Bindungslänge und Winkel


Verwendung[Bearbeiten]

Sauerstoffdifluorid wurde als Oxidationsmittel für Raketentreibstoffe[5] untersucht, da es einen hohen spezifischen Impuls liefert (z.B. zusammen mit Lithiumhydrid 4112 m/s.[6])

Sicherheitshinweise[Bearbeiten]

Aufgrund seiner extrem starken oxidierenden Wirkung ist Sauerstoffdifluorid ein für Mensch und Tier gefährlicher Stoff. Es erzeugt nach Einatmung heftige Atembeschwerden, die oft erst nach mehreren Stunden einsetzen und stundenlang anhalten.[7]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b c d e f g h Eintrag zu Sauerstoffdifluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 16. Oktober 2007 (JavaScript erforderlich).
  2. Seit dem 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  3. G. Hommel: Handbuch der gefährlichen Güter. Transport - Gefahrenklassen, Merkblatt 179, 2002, Springer-Verlag, ISBN 3540203486.
  4. Sauerstoff-Fluoride. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 14. Juli 2014.
  5. Liste von als Kriegsmaterial dienenden Stoffen der schweizerischen Eidgenossenschaft.
  6. Raketentreibstoffe bei Bernd Leitenbergers Raumfahrt Homepage.
  7.  Georg Brauer: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearb. Auflage. Band I, Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 179.

Weblinks[Bearbeiten]