El decafluoruro de disulfuro es un compuesto químico con la fórmula S 2 F 10 . Fue descubierto en 1934 por Denbigh y Whytlaw-Gray. [4] Cada átomo de azufre de la molécula S 2 F 10 es octaédrico y está rodeado por cinco átomos de flúor [5] y un átomo de azufre. Los dos átomos de azufre están conectados por un enlace simple. En la molécula S 2 F 10 , el estado de oxidación de cada átomo de azufre es +5, pero su valencia es 6 (son hexavalentes ). El S 2 F 10 es altamente tóxico , con una toxicidad cuatro veces mayor que la del fosgeno .
Es un líquido incoloro con olor a fósforo quemado similar al dióxido de azufre . [1]
El decafluoruro de disulfuro se produce por fotólisis de SF 5 Br : [6]
El decafluoruro de disulfuro surge de la descomposición del hexafluoruro de azufre . Se produce por la descomposición eléctrica del hexafluoruro de azufre ( SF6 ), un aislante esencialmente inerte que se utiliza en sistemas de alta tensión , como líneas de transmisión , subestaciones y cuadros eléctricos . Durante la producción de SF6 también se produce S2F10 .
La energía de disociación del enlace SS es 305 ± 21 kJ/mol, aproximadamente 80 kJ/mol más fuerte que el enlace SS en difenildisulfuro .
A temperaturas superiores a 150 °C, S
2F
10se descompone lentamente ( desproporción ) en SF
6y SF
4:
S
2F
10reacciona con N2F4dar SF
5NF
2Reacciona con SO
2Para formar SF
5OSO
2F en presencia de radiación ultravioleta.
En presencia de exceso de gas cloro , S
2F
10reacciona para formar pentafluoruro de cloruro de azufre ( SF
5Cl ):
La reacción análoga con bromo es reversible y produce SF
5Br . [7] La reversibilidad de esta reacción se puede utilizar para sintetizar S
2F
10De SF
5Br . [8]
El amoniaco se oxida por S
2F
10En la NSF
3. [9]
S
2F
10Se consideró un posible agente químico de guerra pulmonar en la Segunda Guerra Mundial porque no produce lagrimeo ni irritación cutánea, por lo que proporciona poca advertencia de exposición. El decafluoruro de disulfuro es un gas o líquido incoloro con un olor similar al del SO 2 . [10] Es aproximadamente cuatro veces más venenoso que el fosgeno. Se cree que su toxicidad se debe a su desproporción en los pulmones en SF
6, que es inerte, y SF
4, que reacciona con la humedad para formar ácido sulfuroso y ácido fluorhídrico . [11]