Schwefeltetrafluorid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Schwefeltetrafluorid
Andere Namen	Schwefel(IV)-fluorid
Summenformel	SF4
Kurzbeschreibung	farbloses Gas mit stechendem Geruch[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
EG-Nummer	232-013-4
ECHA-InfoCard	100.029.103
PubChem	24555
Wikidata	Q414732
Eigenschaften
Molare Masse	108,05 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	1,919 g·cm−3 (flüssig bei −73 °C)[2]
Schmelzpunkt	−121 °C[2]
Siedepunkt	−40,4 °C[2]
Dampfdruck	10 bar (20 °C)[2]
Löslichkeit	Zersetzt sich in Wasser mit heftiger Reaktion[2]
Sicherheitshinweise
H- und P-Sätze	H: 280‐330‐314
	EUH: 071
	P: 260‐280‐303+361+353+315‐304+340+315‐305+351+338+315‐403‐405 [2]
MAK	Schweiz: 0,1 ml·m−3 bzw. 0,4 mg·m−3[3]
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Schwefeltetrafluorid ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der anorganischen Schwefelverbindungen und Fluoride.

Geschichte

Schwefeltetrafluorid wurde 1929 von Joseph Fischer und Werner Jaenckner entdeckt. Die Darstellung gelang aus Cobalt(III)-fluorid und Schwefel, wobei der Reaktionsmischung zur Herabsetzung der Reaktivität Flussspat zugesetzt wurde. Das entstandene Schwefeltetrafluorid kondensierten sie in flüssiger Luft.[4]

Gewinnung und Darstellung

Schwefeltetrafluorid wird durch direkte Fluorierung von Schwefel mit Fluor in einem schmalen Temperaturbereich hergestellt.[1] Die Fluorierung kann auch bei −78 °C in Trichlorfluormethan erfolgen.[5]

\mathrm {S+2\ F_{2}\longrightarrow SF_{4}}

Im Labor kann es auch durch Reaktion von Schwefeldichlorid mit Natriumfluorid (bzw. zusätzlich mit Chlor) hergestellt werden.[1]

\mathrm {3\ SCl_{2}+4\ NaF\longrightarrow SF_{4}+4\ NaCl+S_{2}Cl_{2}}

\mathrm {SCl_{2}+4\ NaF+Cl_{2}\longrightarrow SF_{4}+4\ NaCl}

oder nach einer neueren Reaktion aus Brom, Schwefel und Kaliumfluorid:

Eigenschaften

Schwefeltetrafluorid ist ein farbloses, nicht brennbares Gas mit stechendem Geruch. Es zersetzt sich in Wasser mit heftiger Reaktion sowie bei Erhitzung, wobei Fluorwasserstoff und Schwefeldioxid entstehen[6]. Es besitzt eine kritische Temperatur von 91 °C, der Tripelpunkt liegt bei einer Temperatur von −121 °C und einem Druck von 1,7 mbar.[2] Es wirkt als schwache Lewis-Säure und bildet zum Beispiel 1:1-Addukte mit organischen Basen wie Pyridin und Triethylamin.

Struktur

Bindungslängen und Winkel im Schwefeltetrafluorid-Molekül

Schwefeltetrafluorid besitzt neben seinen Fluorsubstituenten ein nicht bindendes Elektronenpaar und bildet somit insgesamt eine – auf die axialen Positionen bezogene – verzerrte trigonale Bipyramide. Das freie Elektronenpaar besetzt hierbei eine der drei äquatorialen Position und zwei Fluorsubstituenten die beiden anderen. Im ¹⁹F-NMR-Spektrum wird bei Raumtemperatur jedoch nur ein einziges F-Signal beobachtet, da alle Fluoratome schnell ihre Plätze tauschen.[7]

Verwendung

Schwefeltetrafluorid wird als Fluorierungsmittel anorganischer Oxide, Sulfide oder Carbonyle[8] bzw. besonders der Ketogruppe >C=O zu >CF₂ verwendet.[2]

Einzelnachweise

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. 183–184.
Eintrag zu Schwefeltetrafluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)
Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 7783-60-0 bzw. Schwefeltetrafluorid), abgerufen am 2. November 2015.
Joseph Fischer, Werner Jaenckner: Eine neue Fluor-Schwefelverbindung, das Schwefel-4-fluorid (vorläufige Mitteilung). In: Zeitschrift für Angewandte Chemie. Band 42, Nr. 31, 3. August 1929, S. 810–811, doi:10.1002/ange.19290423105.
D. Naumann 1, Dr. (Mrs.) D. K. Padma: Die Darstellung von Schwefeltetrafluorid aus den Elementen bei tiefer Temperatur in einem inerten Lösungsmittel. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 1973, 401, 1, S. 53–56, doi:10.1002/zaac.19734010108.
Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan: Chemistry of the Elements. Band 2. Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-08-037941-9.
M. Pavone, V. Barone, I. Ciofini, C. Adamo: First-principle molecular dynamics of the Berry pseudorotation: insights on 19F NMR in SF4. In: The Journal of chemical physics. Band 120, Nummer 19, Mai 2004, S. 9167–9174, doi:10.1063/1.1707012, PMID 15267853.
A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 564.

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[brauer-1] 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. 183–184.

[GESTIS-2] Eintrag zu Schwefeltetrafluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)

[3] Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 7783-60-0 bzw. Schwefeltetrafluorid), abgerufen am 2. November 2015.

[DOI10.1002/ange.19290423105-4] Joseph Fischer, Werner Jaenckner: Eine neue Fluor-Schwefelverbindung, das Schwefel-4-fluorid (vorläufige Mitteilung). In: Zeitschrift für Angewandte Chemie. Band 42, Nr. 31, 3. August 1929, S. 810–811, doi:10.1002/ange.19290423105.

[5] D. Naumann 1, Dr. (Mrs.) D. K. Padma: Die Darstellung von Schwefeltetrafluorid aus den Elementen bei tiefer Temperatur in einem inerten Lösungsmittel. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 1973, 401, 1, S. 53–56, doi:10.1002/zaac.19734010108.

[6] Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan: Chemistry of the Elements. Band 2. Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-08-037941-9.

[7] M. Pavone, V. Barone, I. Ciofini, C. Adamo: First-principle molecular dynamics of the Berry pseudorotation: insights on 19F NMR in SF4. In: The Journal of chemical physics. Band 120, Nummer 19, Mai 2004, S. 9167–9174, doi:10.1063/1.1707012, PMID 15267853.

[8] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 564.