Difluorure de dioxygène
Modèle:Infobox Chimie Le difluorure de dioxygène est le composé du fluor de formule Modèle:Fchim. Sous sa forme solide, il est de couleur orange et fond à Modèle:Tmp en un liquide rouge[1]. C'est un puissant oxydant qui se décompose en difluorure d'oxygène Modèle:Fchim et oxygène Modèle:Fchim même à Modèle:Tmp (4 % par jour)[2].
Préparation
Le difluorure de dioxygène peut être obtenu un injectant un mélange 1:1 de fluor gazeux et d'oxygène à basse pression (Modèle:Unité est optimal) avec une décharge électrique de Modèle:Unité à Modèle:Unité. C'est la réaction utilisée lors de la première synthèse de difluorure de dioxygène par Otto Ruff en 1933[3]. Une autre synthèse est un mélange d'oxygène Modèle:Fchim et de fluor Modèle:Fchim dans un récipient en acier inoxydable refroidit à Modèle:Tmp, suivi par une exposition à rayonnement continu de freinage de Modèle:Unité/2 pendant plusieurs heures.
Structure
Dans Modèle:Fchim, l'état d'oxydation de l'oxygène, de +1, est inhabituel. Dans la plupart des autres composés, l’état d'oxydation de l'oxygène est de -2.
La structure du difluorure de dioxygène ressemble à celle du peroxyde d'hydrogène Modèle:Fchim, dans son angle dièdre, qui approche 90°. Cette géométrie est conforme aux prédictions de la théorie VSEPR.
Les liaisons dans le difluorure de dioxygène ont fait l'objet de nombreuses spéculations au cours des années, en particulier à cause de la très courte longueur de la liaison O–O et des longues liaisons O–F. Bridgeman a proposé une structure dans laquelle O–O a une liaison triple et O–F une liaison simple qui est déstabilisée et allongée par la répulsion entre les doublets non liants des atomes de fluor et la liaison π O–O[4]. Cette répulsion est aussi la cause de la longueur et de la faiblesse du Modèle:Lien. Le déplacement chimique [[RMN du fluor 19|RMN Modèle:ExpF]] du difluorure de dioxygène est de 865 ppm, ce qui est de loin le plus grand déplacement chimique enregistré pour un atome de fluor, soulignant ainsi les extraordinaires propriétés électroniques de ce composé.
Réactivité
La propriété fondamentale de ce composé instable est son pouvoir d'oxydation, malgré le fait que toutes les réactions doivent être effectuées à environ Modèle:Tmp[5]. Avec le trifluorure de bore Modèle:Fchim et le pentafluorure de phosphore Modèle:Fchim, il donne les sels de dioxygényle OModèle:Indexp correspondant[6] :
- 2 Modèle:Fchim + 2 [[Pentafluorure de phosphore|Modèle:Fchim]] → 2 [[Dioxygényle|OModèle:Indexp]]Modèle:FchimModèle:Exp + [[Difluor|Modèle:Fchim]].
Il convertit les oxydes d'uranium et de plutonium en hexafluorure d'uranium Modèle:Fchim et hexafluorure de plutonium Modèle:Fchim[7].
Notes et références
Modèle:Références Modèle:Traduction/Référence