El difluoruro de dioxígeno es un compuesto de flúor y oxígeno con la fórmula molecular O 2 F 2 . Puede existir como un sólido de color naranja que se funde en un líquido rojo a -163 °C (110 K). Es un oxidante extremadamente fuerte y se descompone en oxígeno y flúor incluso a -160 °C (113 K) a un ritmo del 4 % por día ; por lo tanto, su vida útil a temperatura ambiente es extremadamente corta. [1] El difluoruro de dioxígeno reacciona vigorosamente con casi todas las sustancias químicas que encuentra (incluido el hielo ordinario ), lo que le lleva a su apodo onomatopéyico FOOF (un juego de palabras con su estructura química y sus tendencias explosivas). [2]
El difluoruro de dioxígeno se puede obtener sometiendo una mezcla 1:1 de flúor gaseoso y oxígeno a baja presión (7 a 17 mmHg (0,9 a 2,3 kPa ) es óptimo) a una descarga eléctrica de 25 a 30 mA a 2,1 a 2,4 kV . [3] Otto Ruff
utilizó un método similar para la primera síntesis en 1933. [4] Otra síntesis implica mezclar O
2y f
2en un recipiente de acero inoxidable enfriado a -196 °C (77,1 K), seguido de la exposición de los elementos a Bremsstrahlung de 3 MeV durante varias horas. Un tercer método requiere calentar una mezcla de flúor y oxígeno a 700 °C (1292 °F) y luego enfriarla rápidamente con oxígeno líquido . [5] Todos estos métodos implican síntesis según la ecuación
También surge de la descomposición térmica del difluoruro de ozono : [6]
en o
2F
2, al oxígeno se le asigna el inusual estado de oxidación de +1. En la mayoría de sus otros compuestos, el oxígeno tiene un estado de oxidación de -2.
La estructura del difluoruro de dioxígeno se parece a la del peróxido de hidrógeno , H
2oh
2, en su gran ángulo diédrico , que se acerca a los 90° y simetría C2 . Esta geometría se ajusta a las predicciones de la teoría VSEPR .
El enlace dentro del difluoruro de dioxígeno ha sido objeto de considerable especulación, particularmente debido a la muy corta distancia O-O y las largas distancias O-F. La longitud del enlace O−O está dentro de las 2 pm de la distancia de 120,7 pm para el doble enlace O=O en la molécula de dioxígeno , O
2. Se han propuesto varios sistemas de enlace para explicar esto, incluido un triple enlace O-O con enlaces simples O-F desestabilizados y alargados por la repulsión entre los pares libres de los átomos de flúor y los orbitales π del enlace O-O. [7] La repulsión que involucra a los pares solitarios de flúor también es responsable del enlace covalente largo y débil en la molécula de flúor . La química computacional indica que el difluoruro de dioxígeno tiene una barrera a la rotación extremadamente alta de 81,17 kJ/mol alrededor del enlace O-O (en el peróxido de hidrógeno la barrera es de 29,45 kJ/mol); esto está cerca de la energía de disociación del enlace O-F de 81,59 kJ/mol. [8]
El desplazamiento químico 19 F NMR del difluoruro de dioxígeno es de 865 ppm, que es, con diferencia, el desplazamiento químico más alto registrado para un núcleo de flúor, lo que subraya las extraordinarias propiedades electrónicas de este compuesto. A pesar de su inestabilidad, los datos termoquímicos de O
2F
2han sido compilados. [9]
El compuesto se descompone fácilmente en oxígeno y flúor. Incluso a una temperatura de -160 °C (113 K), el 4% se descompone cada día [1] mediante este proceso:
La otra propiedad principal de este compuesto inestable es su poder oxidante , aunque la mayoría de las reacciones experimentales se han realizado cerca de -100 °C (173 K). [10] Varios experimentos con el compuesto resultaron en una serie de incendios y explosiones. Algunos de los compuestos que produjeron reacciones violentas con el O
2F
2Entre ellos se incluyen el alcohol etílico , el metano , el amoníaco e incluso agua helada . [10]
con novio
3y FP5, da las correspondientes sales de dioxigenilo : [1] [11]
El compuesto actualmente no tiene aplicaciones prácticas, pero ha sido de interés teórico. Un laboratorio lo utilizó para sintetizar hexafluoruro de plutonio a temperaturas sin precedentes, lo cual fue significativo porque los métodos de preparación anteriores necesitaban temperaturas tan altas que el hexafluoruro de plutonio creado se descompondría rápidamente. [12]