Sulfurylfluorid

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 1 januari 2020; kontroller kräver 5 redigeringar .

Sulfurylfluorid

Allmän

Systematiskt
namn

Sulfurylfluorid

Traditionella namn

Svavelfluorid

Chem. formel

SO 2 F 2

Fysikaliska egenskaper

färglös gas

102,06 g/ mol

vid 0°C 1,623 g/cm³

13,04 ± 0,01 eV [1]

Termiska egenskaper

Temperatur

• smältning

-135,7°C

• kokande

-55,2°C

• nedbrytning

400°C

Ångtryck

15,8 ± 0,1 atm [1]

Kemiska egenskaper

Löslighet

• i vatten

4,5 ml/100 ml, ??

• i H 2 SO 4

0 g/100 ml

Klassificering

220-281-5

O=S(=O)(F)F

InChI=1S/F2O2S/cl-5(2,3)4OBTWBSRJZRCYQV-UHFFFAOYSA-N

RTECS

WT5075000

CHEBI

Säkerhet

hög

0 3 ett

Data baseras på standardförhållanden (25 °C, 100 kPa) om inget annat anges.

Mediafiler på Wikimedia Commons

Sulfurylfluorid är en oorganisk förening av svavel (VI), syre och fluor med formeln SO 2 F 2 (kan betraktas som svaveloxofluorid). Färglös gas (under normala förhållanden) luktfri. Sulfurylfluoridmolekylen har en förvrängd tetraederkonfiguration , med en sexvalent svavelatom placerad i mitten .

Reaktivitet

Sulfurylfluorid är svavelsyradifluoranhydrid, men den är mycket mindre reaktiv mot nukleofiler än sulfurylklorid , och liknar svavelhexafluorid i sin tröghet .

Sulfurylfluorid är löslig i vatten (4,5 ml per 100 ml vid 16,5 °C), men dess hydrolys i neutrala och sura lösningar är långsam, och den kan destilleras bort från sådana lösningar under reducerat tryck. Vid temperaturer över +150°C hydrolyseras den snabbt med överskott av vatten till vätefluorid och svavelsyra . Vid brist på vatten bildas fluorsulfonsyra :

${\mathsf {SO_{2}F_{2}+H_{2}O\xrightarrow {>+150^{o}C} \ HSO_{3}F+HF\uparrow }}$

${\mathsf {SO_{2}F_{2}+2H_{2}O\xrightarrow {>+150^{o}C} \ H_{2}SO_{4}+2HF\uparrow ))$

Sulfurylfluorid är en elektrofil och hydrolyserar snabbt i alkaliska lösningar till fluorsulfonat:

{\mathsf {SO_{2}F_{2}+2OH^{-}\rightarrow FSO_{3}^{-}+F^{-}+H_{2}O))

Reaktionen fortskrider genom mekanismen för nukleofil substitution. I vattenhaltiga cyanidlösningar hydrolyserar sulfurylfluorid snabbt till sulfat.

Sulfurylfluorid reagerar också snabbt med vattenhaltiga lösningar av nukleofiler: till exempel med ammoniak bildar den sulfurylamid :

{\mathsf {SO_{2}F_{2}+4NH_{3}\högerpil SO_{2}(NH_{2})_{2}+2NH_{4}F))

och med natriumfenolat :

{\mathsf {SO_{2}F_{2}+C_{6}H_{5}ONa\högerpil C_{6}H_{5}OSO_{2}F+NaF))

Syntes

För första gången erhölls sulfurylfluorid av Moissan och Lebo genom fluorering av svaveldioxid , uppvärmd platina användes som katalysator , eftersom när man blandar gasformig fluor med svaveldioxid vid rumstemperatur ledde det ofta till explosioner:

{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+F_{2}\rightarrow SO_{2}F_{2))))

I laboratoriepraxis kommer syntesen av sulfurylklorid vanligtvis från kaliumfluorsulfinat , erhållet genom växelverkan mellan kaliumfluorid och svaveldioxid [2] :

{\mathsf {SO_{2}+KF\rightarrow KSO_{2}F}}

Kaliumfluorsulfinat kan sedan fluoreras med en 1:1 blandning av fluor och luft, som förs genom ett nickelrör fyllt med salt vid temperaturer upp till 60-70°, utbytet är nästan kvantitativt:

{\mathsf {KSO_{2}F+F_{2}\rightarrow SO_{2}F_{2}+KF))

Sulfurylfluorid kan också framställas av natriumfluorsulfinat genom den "fluorfria" metoden, i vilket fall natriumfluorsulfinat först kloreras för att bilda fluorklorsulfinyl :

{\mathsf {NaSO_{2}F+Cl_{2}\rightarrow SO_{2}ClF+NaCl))

som reageras vidare med kaliumfluorsulfinat vid 180 °C [3] :

{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}ClF+KSO_{2}F\högerpil SO_{2}F_{2}+KCl+SO_{2))))

Sulfurylfluorid med ett utbyte på 95-98% kan erhållas genom fluorering av svaveldioxid med silver(II)fluorid vid 180°:

{\mathsf {SO_{2}+2AgF_{2}\rightarrow SO_{2}F_{2}+2AgF))

Sulfurylfluorid kan också erhållas genom termisk nedbrytning av fluorsulfonater av tvåvärda metaller (barium, strontium och zink, i fallet med kalciumfluorosulfonat vid en nedbrytningstemperatur på 500 ° bildas endast spårmängder av sulfurylfluorid):

{\displaystyle {\mathsf {Ba(OSO_{2}F)_{2}\rightarrow BaSO_{4}+SO_{2}F_{2))))

Applikation

Används inom jordbruket för insektsbekämpning och även för gasning av byggnader. På grund av sin större densitet än luft är sulfurylfluorid mycket effektiv mot marklevande insekter som myror och termiter .

Eftersom sulfurylfluorid absorberas intensivt i det infraröda området och långsamt sönderfaller i atmosfären, är det potentiellt en växthusgas (4000-5000 gånger starkare än koldioxid ), men på grund av den lilla skalan av produktionen bidrar den inte till någon betydande andel till växthuseffekten [4] .

Se även

Sulfurylklorid

Anteckningar

↑ 1 2 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0581.html
↑ Seel, F. "Potassium Fluorosulfite" Inorganic Syntheses 1967, IX, sid 113-115. doi : 10.1002/9780470132401.ch29 .
↑ Seel, F. "Sulfuryl Chloride Fluoride and Sulfuryl Fluoride" Inorganic Syntheses 1967, IX, sidorna 111-113. doi : 10.1002/9780470132401.ch28
↑ David Chandler . Ny växthusgas identifierad // [[MIT|MIT]] Nyheter, 11 mars 2009 . Hämtad 12 mars 2009. Arkiverad från originalet 13 mars 2009. (obestämd)

Litteratur

Synteser av oorganiska föreningar, red. W. Jolly, volym 3. M .: Mir, 1970
George H Cady . Fluorhaltiga föreningar av svavel // Emeleus, HJ; A. G. Sharpe. Framsteg inom oorganisk kemi (obestämd) . - Academic Press , 1960. - ISBN 9780120236022 .
Chemical Encyclopedia / Red.: Knunyants I.L. och andra - M . : Soviet Encyclopedia, 1995. - T. 4 (Pol-Three). — 639 sid. — ISBN 5-82270-092-4 .