Tetrafluorid síry - Sulfur tetrafluoride
![]() | |||
| |||
Jména | |||
---|---|---|---|
Název IUPAC Fluorid sírový | |||
Ostatní jména Tetrafluorid síry | |||
Identifikátory | |||
3D model (JSmol ) | |||
ChEBI | |||
ChemSpider | |||
Informační karta ECHA | 100.029.103 ![]() | ||
PubChem CID | |||
Číslo RTECS |
| ||
UNII | |||
UN číslo | 2418 | ||
Řídicí panel CompTox (EPA) | |||
| |||
| |||
Vlastnosti | |||
SF4 | |||
Molární hmotnost | 108,07 g / mol | ||
Vzhled | bezbarvý plyn | ||
Hustota | 1,95 g / cm3, -78 ° C | ||
Bod tání | -121,0 ° C | ||
Bod varu | -38 ° C | ||
reaguje | |||
Tlak páry | 10,5 atm (22 ° C)[1] | ||
Struktura | |||
Houpačka (C2proti) | |||
0.632 D[2] | |||
Nebezpečí | |||
Hlavní nebezpečí | vysoce toxický korozívní | ||
Bezpečnostní list | ICSC 1456 | ||
NFPA 704 (ohnivý diamant) | |||
NIOSH (Limity expozice USA pro zdraví): | |||
PEL (Dovolený) | žádný[1] | ||
REL (Doporučeno) | C 0,1 ppm (0,4 mg / m3)[1] | ||
IDLH (Okamžité nebezpečí) | N.D.[1] | ||
Související sloučeniny | |||
jiný anionty | Chlorid sírový Dibromid siřičitý Fluorid sírový | ||
jiný kationty | Difluorid kyslíku Tetrafluorid seleničitý Tellurium tetrafluorid | ||
Související fluoridy síry | Difluorid siřičitý Difluorid síry Disulfur dekafluorid Hexafluorid síry | ||
Související sloučeniny | Thionylfluorid | ||
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
![]() ![]() ![]() | |||
Reference Infoboxu | |||
Tetrafluorid síry je chemická sloučenina se vzorcem SF4. Je to bezbarvý korozivní plyn, který uvolňuje nebezpečné látky HF při vystavení vodě nebo vlhkosti. Přes tyto nevítané vlastnosti je tato sloučenina užitečná činidlo pro přípravu organofluorové sloučeniny,[3] z nichž některé jsou důležité ve farmaceutickém a speciální chemikálie průmyslová odvětví.
Struktura
Síra v SF4 je ve formálním +4 oxidační stav. Ze síry celkem šest valenční elektrony, dva tvoří a osamělý pár. Struktura SF4 lze tedy předpokládat s využitím principů Teorie VSEPR: je to houpačka tvar, s S ve středu. Jedna ze tří rovníkových pozic je obsazena nevázáním osamělý pár elektronů. V důsledku toho má molekula dva odlišné typy F ligandů, dva axiální a dva rovníkový. Příslušné vzdálenosti dluhopisů jsou S – Fsekera = 164,3 pm a S – Fekv = 154,2 hodin. Je to typické pro axiální ligandy v hypervalentní molekuly, které mají být vázány méně silně. Na rozdíl od SF4, příbuzná molekula SF6 má síru ve stavu 6+, žádné valenční elektrony nezůstávají nevázané na síru, a proto molekula přijímá vysoce symetrickou oktaedrickou strukturu. Dále kontrastuje se SF4, SF6 je chemicky mimořádně inertní.
The 19F NMR spektrum SF4 odhaluje pouze jeden signál, který naznačuje, že axiální a rovníkové polohy atomů F se rychle interkonvertují prostřednictvím pseudorotace.[4]

Syntéza a výroba
SF4 se vyrábí reakcí SCl2 a NaF v acetonitril:[5]
- 3 SCl2 + 4 NaF → SF4 + S.2Cl2 + 4 NaCl
SF4 se také vyrábí v nepřítomnosti rozpouštědla při zvýšených teplotách.[6][7]
Alternativně SF4 při vysokém výtěžku se vyrábí za použití síra (S), NaF a chlor (Cl2) v nepřítomnosti reakčního média, také při méně žádoucích zvýšených reakčních teplotách (např. 225–450 ° C).[6][7]
Nízkoteplotní (např. 20–86 ° C) způsob výroby SF4 při vysokém výtěžku, bez požadavku na reakční médium, bylo prokázáno využití brom (Br2) namísto chlor (Cl2), S a KF:[8]
- S + (2 + X) Br2 + 4 KF → SF4↑ + X Br2 + 4 KBr
Použití SF4 pro syntézu fluorovaných uhlovodíků
v organická syntéza, SF4 se používá k převodu COH a C = O skupin na CF a CF2 skupiny.[9] Určitý alkoholy snadno dejte odpovídající fluorouhlík. Ketony a aldehydy dát geminální difluoridy. Přítomnost protonů alfa v karbonylu vede k vedlejším reakcím a sníženému (30-40%) výtěžku. Také dioly mohou poskytovat cyklické estery siřičitanu, (RO)2TAK. Karboxylové kyseliny se převádějí na trifluormethylové deriváty. Například zpracování kyseliny heptanové pomocí SF4 při 100–130 ° C vzniká 1,1,1-trifluorheptan. Hexafluoro-2-butin lze obdobně vyrobit z kyselina acetylenedikarboxylová. Koprodukty z těchto fluorací, včetně nezreagovaného SF4 společně se SOF2 a SO2jsou toxické, ale lze je neutralizovat působením vodného KOH.
Využití SF4 je v posledních letech nahrazen pohodlnější manipulací diethylaminosulfur trifluorid, Et2NSF3„DAST“, kde Et = CH3CH2.[10] Toto činidlo je připraveno ze SF4:[11]
- SF4 + Já3SiNEt2 → Et2NSF3 + Já3SiF
Další reakce
Chlorid sírový pentafluorid (SF
5Cl), užitečný zdroj SF5 skupina, je připravena ze SF4.[12]
Hydrolýza SF4 dává oxid siřičitý:[13]
- SF4 + 2 H2O → SO2 + 4 HF
Tato reakce probíhá prostřednictvím prostředníka thionylfluorid, což obvykle nezasahuje do používání SF4 jako činidlo.[5]
Toxicita
SF
4 reaguje uvnitř plic s vlhkostí a vytváří se oxid siřičitý a fluorovodík:[14]
- SF4 + 2 H2O → SO2 + 4 HF
Reference
- ^ A b C d NIOSH Kapesní průvodce chemickými nebezpečími. "#0580". Národní institut pro bezpečnost a ochranu zdraví při práci (NIOSH).
- ^ Tolles, W. M .; W. M. Gwinn, W. D. (1962). "Struktura a dipólový moment pro SF4". J. Chem. Phys. 36 (5): 1119–1121. doi:10.1063/1.1732702.
- ^ Wang, C.-L. J. (2004). „Tetrafluorid síry“. V Paquette, L. (ed.). Encyklopedie činidel pro organickou syntézu. New York: J. Wiley & Sons. doi:10.1002 / 047084289X.
- ^ Holleman, A. F .; Wiberg, E. (2001). Anorganická chemie. San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5.
- ^ A b Fawcett, F. S .; Tullock, C. W. (1963). „Fluorid sírový: (Tetrafluorid síry)“. Anorganické syntézy. 7: 119–124. doi:10.1002 / 9780470132388.ch33.
- ^ A b Tullock, C. W .; Fawcett, F. S .; Smith, W. C .; Coffman, D. D. (1960). „The Chemistry of Sulphur Tetrafluoride. I. The Syntéza of Sulphur Tetrafluoride“. J. Am. Chem. Soc. 82 (3): 539–542. doi:10.1021 / ja01488a011.
- ^ A b USA 2992073 „Tullock, C.W.,„ Synthesis of Sulphur Tetrafluoride “, vydaný v roce 1961
- ^ Winter, R.W .; Cook P.W. (2010). „Zjednodušený a efektivní SF s brómem4- způsob přípravy ". J. Fluorine Chem. 131: 780-783. doi:10.1016 / j.jfluchem.2010.03.016
- ^ Hašek, W. R. „1,1,1-Trifluorheptan“. Organické syntézy.; Kolektivní objem, 5, str. 1082
- ^ Fauq, A. H. (2004). "N,N-Diethylaminosulfur Trifluoride ". In Paquette, L. (ed.). Encyklopedie činidel pro organickou syntézu. New York: J. Wiley & Sons. doi:10.1002 / 047084289X..
- ^ W. J. Middleton; E. M. Bingham. "Diethylaminosulfur Trifluoride". Organické syntézy.; Kolektivní objem, 6, str. 440
- ^ Nyman, F .; Roberts, H.L .; Seaton, T. (1966). "Pentafluorid chloridu siřičitého". Anorganické syntézy. McGraw-Hill. 8: 160. doi:10.1002 / 9780470132395.ch42.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Johnston, H. (2003). Most není napaden: Civilní výzkum chemické války během druhé světové války. World Scientific. str. 33–36. ISBN 981-238-153-8.