Difluoruro di diazoto

Difluoruro di diazoto
cis-Difluoruro di diazoto (a sinistra) e trans-difluoruro di diazoto (a destra)
cis-Difluoruro di diazoto (a sinistra) e trans-difluoruro di diazoto (a destra)
Nome IUPAC
cis- o trans- difluoruro di diazoto
Nomi alternativi
cis- o trans-difluorodiazene
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareN2F2
Aspettogas incolore[1]
Numero CAS13812-43-6
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)2,698[2]
Temperatura di fusionecis: <−195 °C (78 K)[3]
trans: −172 °C (101 K)[3]
Temperatura di ebollizionecis: −105,7 °C (167 K)[3]
trans: −111,4 °C (162 K)[3]
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)cis: 69,5[3]
trans: 82,0[3]
Indicazioni di sicurezza
Frasi H--[4]
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Il difluoruro di diazoto, o difluorodiazene, è un nome cumulativo di due isomeri geometrici (cis e trans) del composto inorganico binario dell'azoto trivalente con il fluoro, avente formula formula N2F2, o anche F–N=N–F, dove però l'azoto è nello stato di ossidazione +1. Entrambi questi alogenuri di azoto in condizioni normali sono gas incolori fortemente reattivi.[3][5]

Struttura molecolare

La molecola N2F2 può esistere nelle due forme isomere cis e trans. La forma cis ha simmetria C2v e risulta polare (0,16 D). Le lunghezze di legame N-N e N-F sono rispettivamente 121 pm e 141 pm; l'angolo N-N-F è 114°. La forma trans ha simmetria C2h ed è apolare. Le lunghezze di legame N-N e N-F risultano rispettivamente 122 pm e 140 pm; l'angolo N-N-F è 106°. I due isomeri sono interconvertibili ma si possono separare tramite distillazione frazionata a bassa temperatura. L'isomero cis è termodinamicamente favorito per 12,5 KJ/mol.[3][5]

Sintesi

Il difluoruro di diazoto fu ottenuto per la prima volta da J. F. Haller nel 1942 per decomposizione termica del fluoruro di triazoto (impropriamente chiamato anche azoturo di fluoro).[1][6]

2 N 3 F ⟶ 2 N 2 + N 2 F 2 {\displaystyle {\ce {2N3F -> 2N2 + N2F2}}}

La reazione è potenzialmente esplosiva; per evitare problemi il metodo di sintesi più conveniente è passare difluoroammina su fluoruro di potassio:

NHF 2 + KF → ( 193 K ) NHF 2 ⋅ KF → ( 293 K ) 1 2 N 2 F 2 + KHF 2 {\displaystyle {\ce {NHF2 + KF ->[{\ce {(193K)}}] NHF2.KF ->[{\ce {(293K)}}] 1/2N2F2 + KHF2}}}

Sintesi alternative utilizzano la fluorurazione dell'azoturo di sodio o la reazione della N-N-difluorourea con idrossido di potassio.[3][5][6]

Tutte queste procedure portano ad una miscela dei due isomeri, che possono poi essere separati per distillazione frazionata a bassa temperatura. Altrimenti esistono procedure per sintetizzare il singolo isomero. L'isomero trans si ottiene facendo reagire tetrafluoroidrazina con cloruro d'alluminio:

2 N 2 F 4 + 2 AlCl 3 ⟶ trans − N 2 F 2 + 3 Cl 2 + 2 AlF 3 + N 2 {\displaystyle {\ce {2N2F4{}+2AlCl3->{\mathit {trans}}-N2F2{}+3Cl2{}+2AlF3{}+N2}}}

L'isomero cis si ottiene facendo reagire una miscela degli isomeri con AsF5. Solo l'isomero cis reagisce formando N2F+ e AsF−6; la successiva reazione di N2F+ con NaF e HF produce solo cis-N2F2:[3][5][6]

cis − N 2 F 2 + AsF 5 ⟶ N 2 F + ⋅ AsF 6 − {\displaystyle {\ce {{\mathit {cis}}-N2F2{}+AsF5->N2F+.AsF6^{-}}}}

Reattività

I due isomeri di N2F2 hanno reattività differenti. L'isomero trans è termodinamicamente meno stabile del cis, ma si può conservare in recipienti di vetro. L'isomero cis, pur essendo termodinamicamente più stabile, è più reattivo e reagisce lentamente col vetro formando tetrafluoruro di silicio e ossido di diazoto:

2 N 2 F 2 + SiO 2 ⟶ SiF 4 + 2 N 2 O {\displaystyle {\ce {2N2F2 + SiO2 -> SiF4 + 2N2O}}}

Entrambi gli isomeri per riscaldamento si decompongono formando fluoro e azoto elementari.[3][5]

Note

  1. ^ a b Holleman e Wiberg 2007
  2. ^ Lide 2005
  3. ^ a b c d e f g h i j k Greenwood e Earnshaw 1997
  4. ^ Questa sostanza non è stata ancora classificata in termini di pericolosità o non è stata ancora trovata una fonte affidabile e citabile.
  5. ^ a b c d e Hammerl e Klapötke 2006
  6. ^ a b c Ruff 1967

Bibliografia

  • (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  • (EN) A. Hammerl e T. M. Klapötke, Nitrogen: Inorganic Chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2006, DOI:10.1002/0470862106.ia157, ISBN 9780470862100.
  • (DE) A. F. Holleman e N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
  • D. R. Lide (Editor), CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005, su hbcponline.com, CRC Press, Boca Raton, 2005. URL consultato il 9 dicembre 2017.
  • (EN) J. K. Ruff, Derivatives of Nitrogen Fluorides, in Chem. Rev., vol. 67, n. 6, 1967, pp. 665-680, DOI:10.1021/cr60250a004.

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