Belerang tetrafluorida

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Jump to navigation Jump to search
Belerang tetrafluorida
Rumus struktur belerang tetrafluorida, menunjukkan dimernsi
Model bola-dan-pasak belerang tetrafluorida
Model ruang terisi belerang tetrafluorida
Nama
Nama IUPAC
Belerang(IV) fluorida
Nama lain
Belerang tetrafluorida
Penanda
Model 3D (JSmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.029.103
Nomor RTECS WT4800000
Nomor UN 2418
Sifat
SF4
Massa molar 108.07 g/mol
Penampilan gas tak berwarna
Densitas 1.95 g/cm3, −78 °C
Titik lebur −121.0 °C
Titik didih −38 °C
bereaksi
Tekanan uap 10.5 atm (22 °C)[1]
Struktur
Jungkat-jungkit (C2v)
0.632 D[2]
Bahaya
Bahaya utama sangat beracun
korosif
Lembar data keselamatan ICSC 1456
Batas imbas kesehatan AS (NIOSH):
PEL (yang diperbolehkan)
tidak ada[1]
REL (yang direkomendasikan)
C 0.1 ppm (0.4 mg/m3)[1]
IDLH (langsung berbahaya)
N.D.[1]
Senyawa terkait
Anion lain
Belernag diklorida
Disulfur dibromida
Belerang trifluorida
Kation lainnya
Oksigen difluorida
Selenium tetrafluorida
Telurium tetrafluorida
Polonium tetrafluorida
belerang fluorida terkait
Disulfur difluorida
Belerang difluorida
Disulfur dekafluorida
Belerang heksafluorida
Senyawa terkait
Tionil fluorida
Kecuali dinyatakan lain, data di atas berlaku pada temperatur dan tekanan standar (25 °C [77 °F], 100 kPa).
YaY verify (what is YaYN ?)
Sangkalan dan referensi

Belerang tetrafluorida adalah senyawa kimia dengan rumus SF4. Spesi ini hadir sebagai gas pada kondisi standar. Senyawa ini adalah spesi korosif yang melepaskan asam HF yang berbahaya saat terpapar air atau uap air. Terlepas dari karakteristik yang tidak diinginkan ini, senyawa ini merupakan pereaksi kimia berguna untuk pembuatan senyawa organofluorin,[3] beberapa di antaranya penting dalam industri farmasi dan industri kimia.

Struktur[sunting | sunting sumber]

Belerang dalam SF4 berada dalam keadaan oksidasi formal +4. Dari total enam elektron valensi pada belerang, dua membentuk pasangan elektron sunyi. Struktur SF4 oleh karena itu, dapat diantisipasi dengan menggunakan prinsip teori VSEPR: molekul berbentuk jungkat-jungkit, dengan S di tengahnya. Salah satu dari tiga posisi ekuatorial ditempati oleh sepasang elektron ikatan. Akibatnya, molekul tersebut memiliki dua jenis ligan F yang berbeda, dua aksial dan dua ekuatorial. Jarak ikatan yang relevan adalah S–Fax = 164.3 pm dan S–Feq = 154.2 pm. Hal ini tipikal bagi ligan aksial dalam molekul hipervalensi untuk terikat kurang kuat. Berlawanan dengan SF4, molekul terkait SF6 memiliki belerang dalam keadaan +6, tidak ada elektron valensi yang tetap tidak terikat pada belerang, oleh karena itu molekul tersebut mengadopsi struktur oktahedral yang sangat simetris. Lebih jauh kontras dengan SF4, SF6 sangat inert secara kimia.

Spektrum 19F NMR dari SF4 hanya menunjukkan satu sinyal, yang mengindikasikan bahwa posisi atom F aksial dan ekuatorial dengan cepat saling dipertukarkan melalui pseudorotasi.[4]

Kesetimbangan dinamis intramolekuler SF4.

Sintesis dan produksi[sunting | sunting sumber]

SF4 diproduksi melalui reaksi SCl2, Cl2, dan NaF:

SCl2 + Cl2 + 4 NaF → SF4 + 4 NaCl

Perlakuan SCl2 dengan NaF juga menyediakan SF4, bukan SF2. SF2 tidak stabil, mengembun dengan sendirinya untuk membentuk SF4 dan SSF2.[5]

Reaksi[sunting | sunting sumber]

Belerang klorida pentafluorida (SF5Cl), suatu sumber berguna dari kelompok SF5, disiapkan dari SF4.[6]

Hidrolisis SF4 menghasilkan belerang dioksida:[7]

SF4 + 2 H2O → SO2 + 4 HF

Reaksi ini berlanjut melalui intermediasi tionil fluorida, yang biasanya tidak mengganggu penggunaan SF4 sebagai pereaksi.[5]

Penggunaan dalam sintesis fluorokarbon[sunting | sunting sumber]

Dalam sintesis organik, SF4 digunakan untuk mengubah gugus COH dan C=O menjadi gugus CF dan CF2, berturut-turut.[8] Alkohol tertentu dengan mudah menghasilkan fluorokarbon yang sesuai. Keton dan aldehida memberikan difluorida geminal. Kehadiran proton alfa pada karbonil menyebabkan reaksi samping dan hasil berkurang (30-40%). Juga diol dapat memberikan ester sulfit siklik, (RO)2SO. Asam karboksilat diubah menjadi turunan trifluorometil. Misalnya perlakuan asam heptanoat dengan SF4 pada suhu 100-130 °C menghasilkan 1,1,1-trifluoroheptana. Heksafluoro-2-butuna Dapat juga dihasilkan dari asam asetilendikarboksilat. Koproduk dari fluorinasi ini, termasuk SF4 yang tidak bereaksi bersama dengan SOF2 dan SO2, bersifat toksik namun dapat dinetralkan dengan perlakuannya dengan KOH berair.

Penggunaan SF4 sedang digantikan dalam beberapa tahun terakhir oleh dietilaminosulfur trifluorida yang lebih mudah ditangani, Et2NSF3, "DAST", di mana Et = CH3CH2.[9] Pereaksi ini disiapkan dari SF4:[10]

SF4 + Me3SiNEt2 → Et2NSF3 + Me3SiF

Toksisitas[sunting | sunting sumber]

SF4 bereaksi di dalam paru-paru dengan kelembaban:[11]

SF4 + 2 H2O → SO2 + 4 HF

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ a b c d "NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards #0580". National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  2. ^ Tolles, W. M.; W. M. Gwinn, W. D. (1962). "Structure and Dipole Moment for SF4". J. Chem. Phys. 36 (5): 1119–1121. doi:10.1063/1.1732702. 
  3. ^ C.-L. J. Wang, "Sulfur Tetrafluoride" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. DOI:10.1002/047084289.
  4. ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  5. ^ a b F. S. Fawcett, C. W. Tullock, "Sulfur (IV) Fluoride: (Sulfur Tetrafluoride)" Inorganic Syntheses, 1963, vol. 7, pp 119–124. doi:10.1002/9780470132388.ch33
  6. ^ Nyman, F., Roberts, H. L., Seaton, T. Inorganic Syntheses, 1966, Volume 8, p. 160 McGraw-Hill Book Company, Inc., 1966, DOI:10.1002/9780470132395.ch42
  7. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1997), Chemistry of the Elements (edisi ke-2nd), Oxford: Butterworth-Heinemann, ISBN 0-7506-3365-4 
  8. ^ Hasek, W. R.. "1,1,1-Trifluoroheptane". Org. Synth.; Coll. Vol. 5: 1082. 
  9. ^ A. H. Fauq, "N,N-Diethylaminosulfur Trifluoride" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. DOI:10.1002/047084289.
  10. ^ W. J. Middleton, E. M. Bingham. "Diethylaminosulfur Trifluoride". Org. Synth.; Coll. Vol. 6: 440. 
  11. ^ Johnston, H. (2003). A Bridge not Attacked: Chemical Warfare Civilian Research During World War II. World Scientific. hlm. 33–36. ISBN 981-238-153-8.