Дифторид кислорода — Вики

Получение

• Получение фторида кислорода(II) до сих пор проводят по так называемому «щелочному» способу пропусканием газообразного фтора в 2 % (0,5 нормальный) водный раствор гидроксида натрия (NaOH). Помимо фторида кислорода(II) в реакции происходит образование перекиси водорода и озона:

2F2 2NaOH = OF2 2NaF H2O

• Возможно также получение фторида кислорода(II) электролизом водного раствора HF.
• При горении воды в атмосфере фтора также частично образуется дифторид кислорода и пероксид водорода. Это происходит за счёт протекания радикальных реакций:

F2 H2O → 2HF O· — инициация свободных радикалов2O· → O2 — доминирующий процессO· H2O → H2O2O· F2 → OF2

Большая советская энциклопедия (фт) | страница 4 | онлайн-библиотека

  Получить Ф. можно взаимодействием фтора с элементами, действием фтористого водорода на металлы и другими способами.

  Широкое применение находят фтористый водород, фториды кислорода, фториды азота. Ф.

хлора ClF3 и ClF5 — окислители ракетных топлив; кроме того, ClF3 служит фторирующим агентом для получения гексафторида урана UF6, применяемого в атомной промышленности для изотопов разделения урана; летучие Ф.

металлов используются для нанесения металлических покрытий. Ф. лития, магния, кальция, стронция, бария и др. металллов применяют в качестве сырья для производства оптических стёкол. См. также Криолит.

  Лит. см. при ст. Фтор.

  А. В. Пакратов.

Василиса явикс — интеллектуальная поисковая система. завтра уже здесь!

Фторид кислорода(II), дифторид кислорода, OF2. При нормальных условиях представляет собой бесцветный ядовитый газ, конденсирующийся при охлаждении в светло-жёлтую (в толстых слоях золотисто-жёлтую) жидкость. Фторид кислорода(II) имеет раздражающий запах, несколько отличающийся от запаха фтора (смесь запаха хлорной извести и озона).

Взаимодействие с металлами

На меди, платине, золоте, серебре фторид кислорода(II) образует лишь тончайшие защитные плёнки фторидов, что позволяет использовать эти металлы в контакте с фторидом кислорода(II) при комнатной температуре.

При повышении температур до 250°C происходит дальнейшее окисление металлов. Наиболее подходящими металлами для работы с дифторидом кислорода являются алюминий и магний. Нержавеющие стали, никель, монель-металл, магниевомедный сплав (92/8), латунь и медь также мало изменяются в весе при воздействии фторида кислорода(II) в течение 1-1,5 недели при 100 °C.

Из воды фтор вытесняет кислород, образуя фтористый водород, причем кислород отчасти выделяется в форме озона.получают of2 взаимодействием фтора с холодным разбавленным раствором щелочи, иногда реакцией na2o с фтором или воды с фтором в присутствии фторидов щелочных металлов. образуется of2 также при электролизе kh2f3, содержащих воду.

O2F2 

Диоксидифторид O2F2 – оранжевый ядовитый газ, т. пл.   -1540С, т. кип.  –570С (с разложением),  ∆Нобр0 =  19,2 кДж/моль.

O2F2 сильный окислитель и фторирующий реагент.

Литература

Открытие

Получение

Получение дифтордиоксида производится пропусканием электрических искр через эквимолярную смесь фтора и кислорода при низкой температуре (температура жидкого воздуха)

Тетраоксидифторид — O4F2, димер диоксигенилфторида O2F. Красно-коричневое твёрдое вещество, диссоциирующее при нагревании выше −191 °C.

Химические свойства

Тетраоксидифторид представляет собой димер радикала диоксигенилфторида FO2·, в температурном диапазоне от −175 до −185 °C радикал и его димер сосуществуют в виде равновесной смеси:

2FO2· ↔ F2O4

Диоксигенилфторид изостеричен озонид-аниону, однако геометрия молекулы ближе к диоксидифториду: связи F-O-O образуют тупой угол, связь O=O диоксигенилфторида (и тетраоксидифторида) значительно короче и прочнее (энергия диссоциации — 463 КДж/моль, длина — 1.217 Å)

И тетраоксидифторид, и диоксигенилфторид реагируют с кислотами Льюиса — акцепторами фторид-аниона, образуя соли диоксигенил-аниона:

O2F BF3  O2 BF4−

Тетраоксидифторид является более сильным окислителем и фторирующим агентом, чем диоксидифторид F2O2[1].

Применение

Систематическое название

См. также

• Дифторид дикислорода
• Соединения фтора в ракетной технике

Токсичность

Упоминания в литературе

Физические свойства

Фторид кислорода(ii)

Введение
• 1 Открытие
• 2 Систематическое название
• 3 Физические свойства
• 4 Получение
• 5 Химические свойства
  • 5.1 Взаимодействие с металлами
• 6 Применение
• 7 Токсичность
• 8 Упоминания в литературе

Литература

Фторид кислорода(II), дифторид кислорода, OF2.

Часто используется название оксид фтора и формула F2O, что не совсем верно, так как фтор является окислителем кислорода, а не наоборот. Представляет собой бесцветный газ, конденсирующийся при охлаждении в светло-жёлтую (в толстых слоях золотисто-жёлтую) жидкость.

Фторид кислорода(II) имеет раздражающий запах, несколько отличающийся от запаха фтора (смесь запаха хлорной извести и озона).

Фторид кислорода, химические свойства, получение

Фториды азота

Фтори’ды азо’та, неорганические соединения, содержащие связь N—F, например трифторид азота NF3, тетрафторгидразин N2F4, дифторамин NF2H, фтористый нитрозил FNO и др. Ф. а. — бесцветные газы со специфическим запахом.

При нагревании разлагаются на элементы или трифторид азота и азот (за исключением NF3 и FNO). Проявляют свойства сильных окислителей. С органическими соединениями некоторые Ф. а. образуют многочисленные органические вещества, содержащие группы —NF2 и —NONF. Особенность Ф. а.

состоит в том, что при взаимодействии с сильными льюисовскими кислотами (см. Кислоты и основания) они образуют соли с фторазотными катионами , , , F2NO .

Трифторид азота, NF3 — газ; tпл — 208,5°С, tkип — 129,1°С. Окислительная способность проявляется при высоких температурах. Превращается в тетрафторгидразин при повышенных температурах и в присутствии меди, железа, ртути или угля. Получается электролизом расплава дифторида аммония или фторированием азотсодержащих веществ. Применяется в производстве тетрафторгидразина.

  Тетрафторгидразин, N2F4 — газ; tпл — 161,5°С, tkип — 74,2°С. Способен к диссоциации: N2F4 Û 2NF2. При 150°С и давлении 0,1 Мн/м2 (1 кгс/см2) степень диссоциации 0,2. Диссоциация N2F4 обусловливает его дифтораминирующее действие, которое проявляется, например, в присоединении к олефинам:

. Тетрафторгидразин получается конверсией трифторида азота над углём (промышленный метод), разложением NF2H или окислением его растворов. Применяется для синтеза органических дифтораминосоединений.

  Дифторамин, NF2H — газ; tпл — 116°С, tkип — 23°С. Взрывается при ударе (особенно в жидком и твёрдом состояниях). Проявляет амфотерные свойства. В реакциях действует как дифтораминирующий агент.

Получается действием серной кислоты на дифтораминомочевину (продукт фторирования мочевины) или на трифенилметил дифторамин, синтезируемый из N2F4 и трифенилметилхлорида в присутствии ртути.

Применяется для синтеза органических дифтораминосоединений.

  Лит.: Панкратов А. В., Химия фторидов азота, М., 1973.

  А. В. Панкратов.

Фториды галогенов

Фтори’ды галоге’нов, соединения фтора с др. галогенами. Известны следующие Ф. г.: CIF, CIF3, CIF5, BrF, BrF3, BrF5, IF, IF5 и IF7. Подробно см. в ст. Межгалогенные соединения.

Фториды природные

Фтори’ды приро’дные, класс минералов, природные соединения элементов Na, К, Ca, Mg, Al, редкоземельных элементов (TR), реже Cs, Sr, Pb, Bi, В с фтором. Известно около 35 Ф. п. Различают простые Ф. п.

: группа виллиомита — NaF, флюорита — CaF2, селлаита — MgF2, флюоцерита — (Ce, La) F3, и комплексные, в которых комплексообразователями являются В, Al, Mg, TR, Si, а роль адденда выполняет фтор: группа авогадрита — (К, CS)[BF4], криолита — Na3[AlF6], гагаринита — NaCa [TRF6], нейборита — Na [MgF6], веберита — Na2[MgAlF7], томсенолита — NaCa [AlF6]·H2O, малладрита — Na2SiF6] и др. Наиболее распространён в природе флюорит.

Ф. п. бесцветны или окрашены в светлые тона, прозрачные или просвечивающие, со стеклянным блеском, низкой твёрдостью (2—5 по минералогической шкале), плотностью (2000—3180 кг/м3 исключение составляют фториды редких земель) и весьма низкими показателями преломления (1,30—1,50; у флюоцерита 1,61).

  Ф. п. возникают в возгонах вулканов (ферручит, авогадрит, криптогалит, малладрит и др.), встречаются как акцессорные минералы гранитов, щелочных пород и их эффузивных аналогов (флюорит).

Они характерны для поздних стадий развития карбонатитов (флюорит), гранитных пегматитов, грейзенов и гидротермальных образований (флюорит), щелочных гранитов и связанных с ними метасоматитов (криолит, флюоцерит, гагаринит), а также луявритов, фойяитов и уртитов (виллиомит).

Многие алюмофториды возникают при гидротермальном изменении криолита (томсенолит, ральстонит, пахнолит, веберит, хиолит и другие). В зоне окисления по эндогенным Ф. п. часто развиваются гипергенные: геарксутит, кридит, флюеллит, для осадочных толщ характерен флюорит (ратовкит). Практическое значение имеют флюорит и криолит.

  Лит.: Минералы. Справочник, т. 2, в. 1, М., 1963.

  А. И. Гинзбург.

Фтористоводородная кислота

Фтористоводоро’дная кислота’, плавиковая кислота, водный раствор фтористого водорода HF; фтористый водород смешивается с водой в любых соотношениях. Азеотропная смесь содержит 38,26% HF, tkип 112°С (750 мм рт. ст.), плотность 1,138 г/см3. Ф. к.

реагирует с окислами с образованием фторидов. Растворяет фториды, образуя с ними комплексные соединения; интенсивно реагирует с силикатными материалами (в частности, со стеклом). Применяется как растворитель, служит для травления стекла, а также реагентом для получения фторидов.

  Лит. см. при ст. Фтор.

Фтористый водород

Фто’ристый водоро’д, HF, соединение фтора с водородом. Плотность 0,98 г/см3 (12°С), tпл — 83,37°С, tkип 19,43°С.

Выше 19,43°С — бесцветный газ с резким запахом, раздражающим дыхательные пути, ниже этой температуры — бесцветная легкоподвижная жидкость; tkpит 230,2°С, ркрит 9,45 Мн/м2 (94,5 кгс/см2), энтальпия образования — 271 кдж/моль (—64,8 ккал/моль). Молекулы Ф. в.

https://www.youtube.com/watch?v=IIjRJ1ecyys

ассоциированы, степень ассоциации зависит от агрегатного состояния, температуры и давления. В газообразном Ф. в. ассоциаты включают три или четыре молекулы HF. ф. в. смешивается с водой в любых соотношениях. Водный раствор Ф. в. — фтористоводородная кислота.

Химические свойства