Fluoruro di Nitrile
Template:Composto chimico Il fluoruro di nitroile[1][2][3] (formula NO2F) è un gas incolore altamente ossidante, che viene utilizzato come agente fluorurante o nitrante[4][5].
La sua sintesi è stata descritta per la prima volta nel 1905 da Henri Moissan e Paul Lebeau.
È una specie molecolare, non ionica, come confermato dal suo basso punto di ebollizione. La struttura presenta un azoto planare con una lunghezza del legame N-F di 135 pm.[6]
Sintesi
Henri Moissan e Lebeau documentarono la preparazione del fluoruro di nitrile nel 1905 mediante fluorurazione del biossido di azoto[7]. Questa reazione è altamente esotermica e difficile da controllare.
Altri metodi di sintesi, con apparecchiature più moderne hanno dato risultati più soddisfacenti.[8]
Un'altra via di sintesi del fluoruro di nitrile consiste nel far reagire un nitrito con fluoro a temperatura ambiente[9].
Esistono metodi per preparare il fluoruro di nitrile senza l'utilizzo di Fluoro. È possibile utilizzare come reagente il fluoruro di cobalto(III):[10]
Il CoF2 può essere poi ritrasformato in CoF3 mediante reazione con F2. Al posto del cobalto è possibile utilizzare cerio, manganese e argento.
Una variante di questa via di sintesi consiste nell'utilizzo di Pentossido di diazoto e sodio fluoruro[11].
Un altro metodo di sintesi del fluoruro di nitrile consiste nella decomposizione controllata di un suo sale in presenza di un fluoruro alcalino[9].
X= BF4 ; SiF6 ; ClO4 ; PF6
Caratteristiche termodinamiche
Le proprietà termodinamiche di questo gas sono state determinate mediante spettroscopia IR e Raman:[12]
- L'equilibrio della decomposizione unimolecolare di FNO2 è favorevole ai reagenti di almeno sei ordini di grandezza a 500 K e di due ordini di grandezza a 1000 K.[12]
- La decomposizione termica omogenea non può essere studiata a temperature inferiori a 1200 K.[12]
- L'equilibrio si sposta verso i reagenti con l'aumentare della temperatura.[12]
- L'energia di dissociazione di 46,0 kcal/mol del legame N-F nel fluoruro di nitrile è di circa 18 kcal/mol inferiore alla normale energia del legame singolo N-F. Ciò può essere attribuito all '“energia di riorganizzazione” del radicale NO2∗; il radicale NO2∗ in FNO2 è infatti meno stabile della molecola di NO2 libera. Qualitativamente parlando, l'elettrone dispari nel legame N-F forma un legame risonante a tre elettroni nell'NO2 libero, stabilizzando così la molecola con un guadagno di 18 kcal/mol.[12]
Reazioni
Il fluoruro di nitrile può essere utilizzato per preparare nitrocomposti organici e nitroesteri. In queste reazioni, ove agisce come elettrofilo, viene convertito nella sua forma attiva: lo ione nitronio NO2+.
Indicazioni di sicurezza
Per via della sua elevata reattività deve essere maneggiato in apparecchi di quarzo, PTFE o leghe di nickel. È estremamente tossico, a contatto con l'umidità libera vapori di acido fluoridrico e ossidi di azoto.
Note
- ↑ Template:Cita web
- ↑ Template:Cita libro
- ↑ Template:Cita pubblicazione
- ↑ Merck Index, 13th edition (2001), p.1193
- ↑ Aitken, R. A., & Aitken, K. M. (2010). Product Class 1: Nitroalkanes. In Banert & Shinkai (Eds.), Category 5, Compounds with One Saturated Carbon Heteroatom Bond. Stuttgart: Georg Thieme Verlag. https://doi.org/10.1055/sos-SD-041-00002
- ↑ F. A. Cotton and G.Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry, 5th edition (1988), Wiley, p.333.
- ↑ Ruff, O., Menzel, W., & Neumann, W. (1932). Das NOF und NO2F. Zeitschrift fur Anorganische Und Allgemeine Chemie, 208(3), 293–303. https://doi.org/10.1002/zaac.19322080309
- ↑ Template:Cita pubblicazione
- ↑ 9,0 9,1 Schmutzler, R. (1968). Nitrogen Oxide Fluorides. Angewandte Chemie International Edition in English, 7(6), 440–455. https://doi.org/10.1002/anie.196804401
- ↑ Template:Cita pubblicazione
- ↑ Ogg, R. A., & Ray, J. D. (1956). Nitryl Fluoride: A New Method of Preparation, Nuclear Magnetic Spectrum and Structure. The Journal of Chemical Physics, 25(4), 797–798. https://doi.org/10.1063/1.1743081
- ↑ 12,0 12,1 12,2 12,3 12,4 Template:Cita pubblicazione