Zuurstofdifluoride

Zuurstofdifluoride
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van zuurstofdifluoride
Algemeen
Molecuulformule	OF2
IUPAC-naam	zuurstofdifluoride
Andere namen	zuurstoffluoride, difluoroxide, zuurstofhypofluoriet
Molmassa	53,996206 g/mol
SMILES	O(F)F
InChI	1S/F2O/c1-3-2
CAS-nummer	7783-41-7
EG-nummer	231-996-7
PubChem	24547
Wikidata	Q411301
Beschrijving	Kleurloos giftig gas
Vergelijkbaar met	dizuurstofdifluoride, difluoramine
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
LD50 (ratten)	2,6 mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand	gasvormig
Kleur	kleurloos
Dichtheid	1,9 g/cm³
Smeltpunt	−223,8 °C
Kookpunt	−144,8 °C
Dampdruk	> 101.325 Pa
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal    Scheikunde

Zuurstofdifluoride (ook wel zuurstofhypofluoriet genoemd) is een anorganische verbinding met als brutoformule OF₂. Zoals voorspeld door de VSEPR-theorie neemt de molecule een gebogen geometrie aan, vergelijkbaar met water. Zuurstofdifluoride komt voor als een kleurloos gas en is een sterke oxidator.

Zuurstofdifluoride werd voor het eerst gemeld in 1929 en werd verkregen door de elektrolyse van gesmolten kaliumfluortantalaat en waterstoffluoride met kleine hoeveelheden water.

Tegenwoordig wordt de stof bereid door reactie van difluor met een verdunde waterige oplossing van natriumhydroxide, waarbij natriumfluoride als nevenproduct wordt gevormd:

${\displaystyle {\ce {2F2 + 2NaOH -> OF2 + 2NaF + H2O}}}$

De krachtige oxiderende eigenschappen van zuurstofdifluoride zijn toe te schrijven aan het oxidatiegetal +II voor het zuurstofatoom. Dit is immers hoogst ongebruikelijk: normaal neemt zuurstof oxidatiegetal -II aan. De reden hiervoor ligt in het feit dat fluor veel elektronegatiever is dan zuurstof en bijgevolg de elektronenwolk rond zuurstof ingrijpend polariseert.

Boven 200°C ontleedt zuurstofdifluoride in elementair zuurstof en difluor via een radicalair mechanisme.

Zuurstofdifluoride reageert met vele metalen, waarbij oxiden en fluoriden gevormd worden. Niet-metalen en xenon kunnen er ook mee reageren:

• fosfor reageert tot fosforpentafluoride en fosforylfluoride (POF₃)
• zwavel reageert tot zwaveldioxide en zwaveltetrafluoride
• xenon reageert tot xenontetrafluoride

Zuurstofdifluoride reageert zeer traag met water tot waterstoffluoride:

${\displaystyle {\ce {OF2 + H2O -> 2HF + O2}}}$

Zuurstofdifluoride oxideert zwaveldioxide tot zwaveltrioxide:

${\displaystyle {\ce {OF2 + SO2 -> SO3 + F2}}}$

Echter, in de aanwezigheid van UV-straling worden sulfurylfluoride (SO₂F₂) en pyrosulfurylfluoride (S₂O₅F₂) gevormd:

${\displaystyle {\ce {OF2 + 2SO2 -> S2O5F2}}}$

Zuurstofdifluoride is een gevaarlijke stof, zoals ieder sterk oxiderend gas. Het is zeer toxisch bij inhalatie en corrosief voor huid en ogen. Contact met het gas kan roodheid, jeuk, brandwonden en ademhalingsproblemen veroorzaken. Het kan exploderen indien het in contact met water komt.

• Lijst van toxische gassen

•  zuurstofdifluoride - International Chemical Safety Card