Фторид кислорода(II)

Фторид кислорода​(II)​
Общие
Систематическое наименование	Фторид кислорода​(II)​
Хим. формула	F2O
Рац. формула	OF2
Физические свойства
Состояние	бледно-жёлтый газ
Молярная масса	54 г/моль
Плотность	1,59 г/см³
Энергия ионизации	13,11 ± 0,01 эВ[1][2]
Термические свойства
Температура
• плавления	−224 °C
• кипения	−145 °C
• разложения	выше 200 °C
Критическая точка	-58 °C, 49 атм
Энтальпия
• образования	—25,2 кДж/моль
Давление пара	1 ± 1 атм[1]
Структура
Дипольный момент	9,9E−31 Кл·м[2]
Классификация
Рег. номер CAS	7783-41-7
PubChem	24547
Рег. номер EINECS	231-996-7
SMILES	O(F)F
InChI	InChI=1S/F2O/c1-3-2 UJMWVICAENGCRF-UHFFFAOYSA-N
RTECS	RS2100000
ChEBI	30494
ChemSpider	22953
Безопасность
ЛД50	LD50: 1—2 мг/(м3·час) (крысы, ингаляция)
Токсичность	Чрезвычайно ядовит, СДЯВ
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 4 3 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Фтори́д кислоро́да(II) (дифтори́д кислоро́да) — бинарное неорганическое соединение кислорода и фтора с формулой 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).

Дифторид кислорода был открыт впервые в 1929 году Полем Лебо и Августином Дамьеном, а спустя некоторое время подробно изучен Руффом и Менцелем.

В литературе иногда это соединение называют оксидом фтора (F₂O). Однако это неверно, так как

Жидкий фторид кислорода неограниченно смешивается с жидкими озоном, фтором, кислородом. Плохо растворяется в холодной воде (примерно 7:100 по объёму). При этом достаточно хорошо растворяет воздух.

• Получение фторида кислорода(II) до сих пор проводят по так называемому «щелочному» способу пропусканием газообразного фтора в 2 % (0,5 н.) водный раствор гидроксида натрия (NaOH). Помимо фторида кислорода(II) параллельно образуются пероксид водорода и озон:

${\displaystyle {\mathsf {2F_{2}+2NaOH\rightarrow OF_{2}\uparrow +2NaF+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {6F_{2}+6NaOH\rightarrow OF_{2}\uparrow +4HF+6NaF+H_{2}O_{2}+O_{3}\uparrow }}}$

• 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:

${\displaystyle {\mathsf {F_{2}+H_{2}O\rightarrow 2HF\uparrow +O:}}}$ — инициация свободных радикалов с образованием бирадикала O:

${\displaystyle {\mathsf {2O:\rightarrow O_{2}}}}$ — доминирующий процесс

${\displaystyle {\mathsf {O:+H_{2}O\rightarrow H_{2}O_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {O:+F_{2}\rightarrow OF_{2}\uparrow }}}$

Чтобы получить чистый фторид кислорода взаимодействием воды со фтором, нужно проводить эту реакцию при −40 °C. Реакция идёт по радикально-цепному механизму:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+2F_{2}\xrightarrow {-40^{o}C} \ OF_{2}\uparrow +2HF}}}$

• Взаимодействие кислорода со фтором под действием
  ультрафиолета или электрического разряда. Кислород под действием ультрафиолета разлагается на свободные радикалы
  :

Дифторид кислорода — весьма энергичный окислитель, и в этом отношении напоминает по силе свободный фтор, а по механизму окисления — озон, но реакции с участием фторида кислорода(II) требуют более высокой энергии активации, так как на первой стадии происходит образование атомарного кислорода (как и у озона). Термическое разложение фторида кислорода(II) представляет собой мономолекулярную реакцию с энергией активации 41 ккал/моль и начинается только при температуре выше 200 °C.

При растворении в горячей воде подвергается гидролизу. При этом образуется фтороводород и обычный кислород. В щелочной среде разложение протекает достаточно быстро.

Смесь паров дифторида кислорода и воды взрывоопасна:

${\displaystyle {\mathsf {OF_{2}+H_{2}O\rightarrow 2HF\uparrow +O_{2}\uparrow }}}$

Фторид кислорода(II) не действует на сухое стекло и кварц, но действует (интенсивно) на металлическую ртуть, что исключает применение ртути в приборах с фторидом кислорода(II). На смазку для газовых кранов фторид кислорода(II) действует очень медленно.

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 температуры 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.

Благодаря высокой энергии активации разложения фторида кислорода(II), это соединение можно сравнительно безопасно смешивать с многими

Фторид кислорода(II) OF₂ (дифторид кислорода) чрезвычайно токсичен (степень токсичности сопоставима с таковой фосгена COCl₂), гораздо более ядовит, чем элементарный фтор, так как вызывает сильнейшее раздражение тканей организма, очень глубоко проникает и растворяется в них (глубже чем фтор), затрудняет дыхание. По токсикологии NFPA 704 ему присвоена высшая токсичность. Класс токсичности – 1.

Смертельная доза (LC50) — 1—2 мг/(м³·час) (даже меньше, чем у синильной кислоты).

Дифторид кислорода опасен для окружающей среды.

В фантастической новелле Роберта Л. Форварда «Камелот 30К» дифторид кислорода был использован как биохимический растворитель для живых форм, живущих в поясе Койпера Солнечной системы. Хотя при 30 К фторид кислорода будет твёрдым, вымышленные инопланетные организмы являются эндотермическими и благодаря радиотермическому нагреву могут использовать жидкий фторид кислорода в качестве крови.

• Диоксидифторид
• Соединения фтора в ракетной технике

• Сарнер С. Химия ракетных топлив (рус.). — М.: Мир, 1969.
• Schmidt E. W., Harper J. T. Handling and Use of Fluoride and Fluorine-Oxygen Mixtures in Rocket Systems (NASA SP-3037) (англ.). — Cleveland, Ohio: Lewis Research Center, 1967.