Nitrylfluorid - Nitryl fluoride
| |||
| Identifikátory | |||
|---|---|---|---|
3D model (JSmol ) | |||
| ChemSpider | |||
| Informační karta ECHA | 100.030.007  | ||
| Číslo ES |
| ||
PubChem CID | |||
| UNII | |||
Řídicí panel CompTox (EPA) | |||
| |||
| |||
| Vlastnosti | |||
| NÓ2F | |||
| Molární hmotnost | 65,0039 g / mol | ||
| Bod tání | -166 ° C (-267 ° F; 107 K) | ||
| Bod varu | -72 ° C (201 K) | ||
| Související sloučeniny | |||
jiný anionty | nitrylchlorid, nitrylbromid | ||
jiný kationty | nitrosylfluorid, sulfurylfluorid | ||
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
 ověřit (co je   ?) | |||
| Reference Infoboxu | |||
Nitrylfluorid, NE2F je bezbarvý plyn a silné oxidační činidlo, které se používá jako fluorační činidlo[1] a byl navržen jako oxidační činidlo v raketová paliva (i když nikdy neletěl).
Je to molekulární druh, který není iontový a odpovídá jeho nízké hodnotě bod varu. Struktura obsahuje rovinný dusík s krátkou délkou vazby N-F 135 odpoledne.[2]
Příprava
Henri Moissan a Lebeau zaznamenal přípravu nitrylfluoridu v roce 1905 fluorace z oxid dusičitý. Tato reakce je vysoce exotermická, což vede ke kontaminovaným produktům. Nejjednodušší metoda se vyhýbá plynnému fluoru, ale používá se kobaltnatý (III) fluorid:[3]
- NE2 + CoF3 → NE2F + CoF2
CoF2 lze regenerovat na CoF3. Byly popsány další metody.[4]
Termodynamické vlastnosti
Termodynamické vlastnosti tohoto plynu byly stanoveny IR a Ramanovou spektroskopií[5] Standardní teplo tvorby FNO2 je -19 ± 2 kcal / mol
- Rovnováha unimolekulárního rozkladu FNO2 leží na straně reaktantů nejméně o šest řádů při 500 kelvinech a o dva řády při 1000 kelvinech.[5]
- Homogenní tepelný rozklad nelze studovat při teplotách pod 1200 kelvinů.[5]
- Rovnováha se s rostoucí teplotou posouvá směrem k reaktantům.[5]
- Disociační energie 46,0 kcal vazby N-F v nitrylfluoridu je asi o 18 kcal nižší než normální energie jednoduché vazby N-F. To lze připsat „reorganizační energii“ NO2 radikální; tj. NE2 radikál ve FNO2 je méně stabilní než volný NO2 molekula. Kvalitativně řečeno, lichý elektron „spotřebovaný“ ve vazbě N-F tvoří rezonující tří elektronovou vazbu ve volném NO2, čímž stabilizuje molekulu se ziskem 18 kcal.[5]
Reakce
Nitrylfluorid lze použít k přípravě organických látek nitrosloučeniny a estery dusičnanů.
Viz také
Reference
- ^ Merck Index, 13. vydání (2001), s. 1193
- ^ F. A. Bavlna a G. Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry, 5. vydání (1988), Wiley, str. 333.
- ^ Davis, Ralph A .; Rausch, Douglas A. (1963). "Příprava nitrylfluoridu". Anorganická chemie. 2 (6): 1300–1301. doi:10.1021 / ic50010a048.
- ^ Faloon, Albert V .; Kenna, William B. (1951). „Příprava nitrosylfluoridu a nitrylfluoridu1“. Journal of the American Chemical Society. 73 (6): 2937–2938. doi:10.1021 / ja01150a505. hdl:2027 / mdp. 39015095101013. ISSN 0002-7863.
- ^ A b C d E Tschuikow-Roux, E. (1962). "TERMODYNAMICKÉ VLASTNOSTI NITRYLU FLUORIDU". Journal of Physical Chemistry. 66 (9): 1636–1639. doi:10.1021 / j100815a017.