Fluoruro di tionile
| Fluoruro di tionile | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| fluoruro di tionile | |
| Nomi alternativi | |
| difluoruro di tionile difluoro(osso)-λ4-solfano | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | F2OS |
| Aspetto | gas incolore |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 231-997-2 |
| PubChem | 24548 |
| SMILES | O=S(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 1,780 (-100 °C)[1] |
| Solubilità in acqua | reagisce |
| Temperatura di fusione | −129,5 °C (144 K)[2] |
| Temperatura di ebollizione | −43,8 °C (229 K)[2] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
 
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| Frasi H | 300 - 310 - 330 - 314 [3] |
Il fluoruro di tionile o difluoruro di tionile è un ossofluoruro dello zolfo tetravalente avente formula molecolare SOF2. Può essere considerato come derivante dall'unione del gruppo bivalente tionile (>S=O)[4] con due atomi di fluoro; questo fa sì che l'atomo centrale di zolfo raggiunga lo stato di ossidazione +4.[5]
In condizioni normali è un gas incolore di odore soffocante.[1]
Struttura
[modifica | modifica wikitesto]SOF2 è un composto molecolare, gassoso a temperatura ambiente. La forma della molecola è quella di una di piramide distorta, con simmetria Cs.[6] Le distanze S-O e S-F sono rispettivamente 142,0 pm e 158,3 pm; gli angoli O-S-F e F-S-F sono rispettivamente 106,2° and 92,8°. I corrispondenti alogenuri SOCl2 e SOBr2 hanno strutture simili, ma sono liquidi a temperatura ambiente. Sono noti anche alogenuri misti, tipo SOClF e SOBrF.[2]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]Il fluoruro di tionile fu ottenuto per la prima volta nel 1896 da Maurice Meslans (1862-1938), allievo di Henri Moissan, trattando cloruro di tionile con fluoruro di zinco.[7] In seguito furono usate altre fonti di ioni fluoruro, come il fluoruro di idrogeno[1] o il trifluoruro di antimonio:[2][8]
![{\displaystyle {\mathrm {SOCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {HF} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {SOF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {HCl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/26cdd51ddce3c8c5fc99ee8218367323c3f1c00f)
![{\displaystyle {3\,\mathrm {SOCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {SbF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}3\,\mathrm {SOF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {SbCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/22aa5414028880313e50342d52c24727e0b1073f)
Alternativamente si può fluorurare il diossido di zolfo con pentafluoruro di fosforo:[2]
![{\displaystyle {\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {PF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {SOF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {POF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/343b86cc4e68c706b42b6a50626c484e1cb17778)
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]SOF2 è un gas termicamente stabile fino al calor rosso. Al di sotto di 125 °C non attacca né il vetro né i metalli ferro, nichel, cobalto, mercurio, magnesio alluminio e zinco.[1] A contatto con acqua si idrolizza formando diossido di zolfo e acido fluoridrico:[2]
![{\displaystyle {\mathrm {SOF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {SO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {HF} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/cf289b4561991bf152ad3145e1f5b3b30cc56c66)
Reagisce con il fluoro per formare tetrafluoruro di tionile:[2]
![{\displaystyle {\mathrm {SOF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {SOF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d79e33ec282dd90f7da04efdcd1802aa52541f6e)
Chimicamente SOF2 si comporta come una base di Lewis debole, tramite il doppietto non condiviso sull'ossigeno, e anche come acido di Lewis debole, legandosi tramite lo zolfo; in questo senso reagisce con ioni F− formando l'anione [O=SF3]–.[2]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b c d Brauer 1963
- ^ a b c d e f g h Holleman e Wiberg 2007
- ^ GESTIS.
- ^ Tionile - Significato ed etimologia - Ricerca, su Treccani. URL consultato il 29 luglio 2025.
- ^ J. E. House e Kathleen Ann House, Descriptive inorganic chemistry, 3ª ed., Elsevier/AP, Academic Press is an imprint of Elsevier, 2016, p. 258, ISBN 978-0-12-804697-5.
- ^ Greenwood e Earnshaw 1997
- ^ Booth e Mericola 1940
- ^ Smith e Muetterties 1960
Bibliografia
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) H. S. Booth e F. C. Mericola, The Fluorination of Thionyl Chloride, in J. Am. Chem. Soc., vol. 62, n. 3, 1940, pp. 640-642, DOI:10.1021/ja01860a058.
- (EN) G. Brauer, Handbook of preparative inorganic chemistry, vol. 1, 2ª ed., New York, Academic Press, 1963, ISBN 0323161278.
- GESTIS, Thionyl fluoride, su gestis-en.itrust.de. URL consultato il 17 dicembre 2019. Pagina del fluoruro di tionile nel data base GESTIS.
- (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- (DE) A. F. Holleman e N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
- (EN) W. C. Smith e E. L. Muetterties, Thionyl Fluoride, in Inorg. Synth., vol. 6, 1960, pp. 162-163, DOI:10.1002/9780470132371.ch50.
Voci correlate
[modifica | modifica wikitesto]Altri progetti
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