Sulfurylfluorid

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Strukturformel
Struktur von Sulfurylfluorid
Keile zur Verdeutlichung der räumlichen Struktur
Allgemeines
Name Sulfurylfluorid
Andere Namen

Sulfuryldifluorid

Summenformel SO2F2
CAS-Nummer 2699-79-8
PubChem 17607
Kurzbeschreibung

farbloses, geruchloses, giftiges Gas[1]

Eigenschaften
Molare Masse 102,06 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte

4,63 kg·m−3[1]

Schmelzpunkt

−135,8 °C[1]

Siedepunkt

−55,4 °C[1]

Dampfdruck
  • 1,55 MPa (20 °C)[1]
  • 3,2 MPa (50 °C)[1]
Löslichkeit

wenig löslich[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
04 – Gasflasche 06 – Giftig oder sehr giftig 08 – Gesundheitsgefährdend 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 331​‐​373​‐​400
P: 261​‐​273​‐​311 [3]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [2]
Giftig Umweltgefährlich
Giftig Umwelt-
gefährlich
(T) (N)
R- und S-Sätze R: 23​‐​48/20​‐​50
S: (1/2)​‐​45​‐​63​‐​60​‐​61
MAK

21 mg·m−3[5]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Sulfurylfluorid ist ein farb- und geruchloses Gas, das überwiegend zur Bekämpfung von Holzschädlingen in Gegenständen, Räumen oder Gebäuden dient.

Geschichte[Bearbeiten]

Sulfurylfluorid wurde Anfang der 1950er-Jahre als Begasungsmittel zur Vernichtung von Holzschädlingen entwickelt und wird seit 1961 in den USA vertrieben.

Mit der Verabschiedung des Montreal-Protokolls im Jahr 1987 wurde der Einsatz des Schädlingsbekämpfungsmittels Methylbromid eingeschränkt, da es die Ozonschicht schädigt. Dadurch erweiterte sich der Einsatzbereich von Sulfurylfluorid, das keine Wirkung auf die Ozonschicht hat.[6] Nach neueren atmosphärischen Messungen wird jedoch ein berechnetes Treibhauspotential von 4780 vermutet.[7]

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten]

Sulfurylfluorid kann durch Umsetzung von Schwefeldioxid und Fluor erhalten werden:[8]

\mathrm{SO_2 \ + \ F_2 \ \longrightarrow\ \ SO_2F_2}

Alternativ kann es über das Bariumsalz der Fluorsulfonsäure dargestellt werden:[8]

\mathrm{Ba(SO_3F)_2 \ \ \xrightarrow{\Delta} \ BaSO_4 \ + \ SO_2F_2}

Ebenso gelingt die Metathese von Sulfurylchlorid mit Natriumfluorid:

\mathrm{SO_2Cl_2 \ + \ 2 \ NaF \ \longrightarrow\ \ SO_2F_2 + \ 2 \ NaCl}

Gewinnung aus Bariumchlorid und Fluorsulfonsäure:

\mathrm{BaCl_2 \ + \ HSO_3F \longrightarrow\ BaSO_3F \longrightarrow\ SO_2F_2 \ + \ BaSO_4}

Eigenschaften[Bearbeiten]

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten]

Sulfurylfluorid ist bisphänoid (verzerrt tetraedisch) aufgebaut, das Schwefelatom sitzt hierbei in der Tetraedermitte.[9] Die Bindungslängen der Atombindungen sind im Bild dargestellt.

Sulfurylfluorid

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Im Vergleich zu Sulfurylchlorid ist Sulfurylfluorid deutlich reaktionsträger und thermisch stabiler. In Wasser bei Raumtemperatur hydrolysiert es je nach pH-Wert gar nicht oder nur langsam zu HF und Schwefelsäure.

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b c d e f g Eintrag zu CAS-Nr. 2699-79-8 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 7. Oktober 2007 (JavaScript erforderlich).
  2. a b Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 2699-79-8 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  3. guidechem: Sulfuryl fluoride (cas 2699-79-8) msds - Guidechem.com - 2699-79-8.pdf
  4. Seit 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.
  5. BMWA Österreich: Stoffliste der MAK- und TRK-Werte, Anhang I/2007.
  6. Arbeitsgemeinschaft Getreideforschung e.V.: Neue Begasungsmittel (Version vom 2. Februar 2010 im Internet Archive).
  7. V. C. Papadimitriou et. al.: Experimental and Theoretical Study of the Atmospheric Chemistry and Global Warming Potential of SO2F2. In: J. Phys. Chem. A, 2008, 112, S. 12657–12666, doi:10.1021/jp806368u.
  8. a b Nils Wiberg, Egon Wiberg und Arnold Fr. Holleman: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Gruyter Verlag; 102., stark umgearb. u. verb. Auflage 2007; ISBN 978-3-11-017770-1; S. 592.
  9. Nils Wiberg, Egon Wiberg und Arnold Fr. Holleman: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Gruyter Verlag; 102., stark umgearb. u. verb. Auflage 2007; ISBN 978-3-11-017770-1; S. 590.

Weblinks[Bearbeiten]