Sulfurylchloridfluorid
| Strukturformel | |||||||||||||
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| Keile zur Verdeutlichung der räumlichen Struktur | |||||||||||||
| Allgemeines | |||||||||||||
| Name | Sulfurylchloridfluorid | ||||||||||||
| Andere Namen |
Sulfurylfluoridchlorid | ||||||||||||
| Summenformel | ClFO2S | ||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
farbloses, stechend riechendes Gas[1] | ||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||||||
| Molare Masse | 118,52 g·mol−1 | ||||||||||||
| Aggregatzustand |
gasförmig[2] | ||||||||||||
| Dichte |
1,623 g·cm−3 (0 °C)[3] | ||||||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||||||
| Siedepunkt |
7,1 °C[3] | ||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||||||||
Sulfurylchloridfluorid ist eine anorganische chemische Verbindung aus der Gruppe der Säurechloride und Säurefluoride.
Gewinnung und Darstellung
Sulfurylchloridfluorid kann durch Reaktion von Sulfurylchlorid mit Antimon(III)-fluorid und Antimon(V)-chlorid als Katalysator bei 300 °C und Überdruck gewonnen werden.[1]
Ebenfalls möglich ist die Darstellung durch Reaktion von Sulfurylchlorid mit Natriumfluorid bei 80 °C.[1]
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Eigenschaften
Sulfurylchloridfluorid ist ein farbloses, stechend riechendes Gas. An Luft raucht es nicht und reagiert mit Wasser und Alkalilauge rasch. Es greift Glas, Quecksilber und Messing nicht an.[2]
Verwendung
Sulfurylchloridfluorid wird bei der Herstellung von neuartigen fluorierten Alkansulfonyloxaziridinen und bei der Alkoxylierung von Fullerenen verwendet.[2] Es wird auch als Lösungsmittel verwendet.[4]
Einzelnachweise
- ↑ a b c Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band I, Ferdinand Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 191.
- ↑ a b c d e Datenblatt Sulfuryl chloride fluoride, technical grade, ≥90% bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 20. September 2013 (PDF).
- ↑ a b c Richard J. Lewis, Sr.: Hazardous Chemicals Desk Reference. John Wiley & Sons, 2008, ISBN 0-470-33445-2, S. 1295 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Jeffrey W. Schubert: The Structure of Bromonium, Chloronium, and Oxonium Ions. ProQuest, 2008, ISBN 0-549-46764-5, S. 22 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
