Nitrylfluorid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Nitrylfluorid
Summenformel	NO2F
Kurzbeschreibung	farbloses Gas mit stechendem Geruch[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 10022-50-1 EG-Nummer 233-021-0 ECHA-InfoCard 100.030.007 PubChem 66203 Wikidata Q2613976
Eigenschaften
Molare Masse	65,00 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig[1]
Dichte	1,796 g·cm−3 (−72 °C)[1] 1,924 g·cm−3 (fest)[1]
Schmelzpunkt	−166 °C[1]
Siedepunkt	−72,6 °C[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung keine Einstufung verfügbar[2]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Nitrylfluorid ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Nitrylverbindungen und Fluoride. Sie wurde 1905 zuerst von Henri Moissan synthetisiert und 1929 durch Otto Ruff erstmals untersucht.^[3]

Gewinnung und Darstellung

Nitrylfluorid kann durch eine zweistufige Reaktion gewonnen werden. Zuerst wird eine Lösung von Distickstoffpentoxid in Nitromethan mit Bortrifluorid und Fluorwasserstoff zu Nitrylfluorborat umgesetzt. Dieses reagiert bei 240 °C mit Natriumfluorid zu Nitrylfluorid.^[1]

${\displaystyle \mathrm {N_{2}O_{5}+BF_{3}+HF\longrightarrow NO_{2}[BF_{4}]+HNO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {NO_{2}[BF_{4}]+NaF\longrightarrow NO_{2}F+NaBF_{4}} }$

Auch eine direkte Reaktion von Distickstoffpentoxid mit Natriumfluorid ist möglich.^[4]

${\displaystyle \mathrm {N_{2}O_{5}+NaF\longrightarrow NO_{2}F+NaNO_{3}} }$

Ebenfalls möglich ist die Darstellung durch Reaktion von Stickstoffdioxid mit Fluor.

${\displaystyle \mathrm {2\ NO_{2}+F_{2}\longrightarrow 2\ NO_{2}F} }$

Eigenschaften

Bindungslängen und -winkel von Nitrylfluorid

Nitrylfluorid ist eine als Gas und als Flüssigkeit farblose, im festen Zustand weiße, stechend riechende Verbindung, die von Wasser hydrolysiert wird. Es reagiert mit den meisten Metallen und Nichtmetallen, sowie heftig mit Ethanol, Ether, Benzol und Chloroform.^[1]

Verwendung

Nitrylfluorid wird als Fluorierungs- und Oxidationsmittel verwendet.^[3]

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f g h} Georg Brauer, unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a. (Hrsg.): Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band I. Ferdinand Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 203. 
2. ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
3. ↑ ^{a b} A. G. Sharpe: Advances in Inorganic Chemistry. Academic Press, 1983, ISBN 0-08-057876-4, S. 163 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
4. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 719.