Wikipedija

Dižveplov dioksid

Dižveplov dioksid, dimerni žveplov monoksid ali SO dimer[2] je anorganska spojina s formulo S2O2. Molekula je nestabilna z življenjsko dobo samo nekaj sekund.[3] Ima asimetričen vrh[1] in cis-planarno zgradbo s simetrijo C2v z dvema povezanima žveplovima atomoma.[4] Oblika molekule je enaka molekuli tetražvepla S4.[4] Vez S=O je dolga 145,8 pm in je krajša od vezi S=O v monomeru. Vez S-S je dolga 202,45 pm. Kot med atomi O-S-S meri 112,7°. Dipolni moment S2O2 je 3,17 D.[5]

Dižveplov dioksid
Struktura S2O2
Model molekule S2O2
Imena
Druga imena
dižveplov(II) oksid,
SO dimer
Identifikatorji
3D model (JSmol)
  • InChI=1/O2S2/c1-3-4-2
    Key: AXYLJRYHRATPSG-UHFFFAOYNA-N
  • O=[S][S]=O
Lastnosti
S2O2
Molska masa 96,1299 g/mol
Videz plin
Struktura
Koordinacijska
geometrija 		upognjena
Nevarnosti
Glavne nevarnosti strupen
Sorodne snovi
Sorodne snovi tetražveplo,
žveplov monoksid,
dižveplov monoksid,
trižveplov monoksid
Če ni navedeno drugače, podatki veljajo za material v standardnem stanju pri 25 °C, 100 kPa).
Sklici infopolja

Sinteza uredi

Žveplov monoksid (SO) se spontano in reverzibilno pretvarja v dižveplov dioksid.[5] To pomeni, da so za njegovo sintezo uporabne vse reakcije za sintezo žveplovega monoksida. Pripravi se lahko tudi z razelektritvami v žveplovem dioksidu.[4] Ena od laboratorijskih metod je reakcija kisika z ogljikovim oksisulfidom ali parami ogljikovega disulfida. [6]

Elementarno žveplo in žveplov dioksid se ne spajata, nekatere eksotične vrste atomarnega žvepla pa so izjemno reaktivne in se spontano spajajo z žveplovim dioksidom in tvorijo žveplov monoksid. Vmesni produkt je dižveplov dioksid:[7]

S + SO2 → S2O2
S2O2 ⇌ 2SO

Dižveplov dioksid nastaja tudi po mikrovalovnem praznjenju v žveplovem dioksidu, razredčenim s helijem.[8] Pri tlaku 0,1 mmHg je 5 % produkta S2O2.[9]

S2O2 je tudi prehodni produkt bliskovne fotolize zmesi vodikovega sulfida in kisika.[10] V preteklosti so na osnovi ultravijoličnega spektra domnevali, da nastaja tudi med gorenjem žvepla.[11]

Lastnosti uredi

Ionizacijska energija dižveplovega dioksida je 9,93±0,02  eV.[6]

Reakcije uredi

Četudi obstaja S2O2 v ravnotežju z žveplovim monoksidom, z njim tudi reagira in tvori žveplov dioksid in dižveplov monoksid S2O.[8][12]

Kompleksne spojine uredi

S2O2 je lahko ligand prehodnih kovin. Veže se na η2-S,S' položaj z obema žveplovima atomoma vezanima na atom kovine,[13] kar so prvič dokazali leta 2003. Bis-(trimetilfosfin) tiiran S-oksidni kompleks platine pri segrevanju v toluenu pri 110 °C odcepi eten in tvori kompleks (Ph3P)2PtS2O2.[14] Iridijevi atomi lahko tvorijo kompleks [(dppe)2IrS2O], ki se pretvori v [(dppe)2IrS2O2], v katerem je dppe 1,2-bis(difenilfosfino)etan.[15][16] Kompleks ima S2O2 na cis položaju. Pri enakih pogojih lahko nastane tudi trans kompleks, vendar ta vsebuje dva ločena SO radikala. Iridijev kompleks se lahko razgradi s trifenil fosfinom, pri čemer nastaneta trifenil fosfin oksid in trifenil fosfin sulfid.[15]

Makro obroč S2O2 nima nobene zveze z molekulo S2O2. Obroč žveplovih in kisikovih atomov je lahko ligand za kovinske ione, na primer v 5,8-dioksa-2,11-ditia-[12]-o-ciklofanu.[17]

Anion uredi

Anion S
2O−
2 lahko nastane v plinski fazi. Ion ima verjetno trikotno obliko z žveplovim atomom, vezanim na dva kisikova atoma in drugi žveplov atom. [18]

Sklici uredi

  1. ↑ 1,0 1,1 J. Demaison, J. Vogt (2011). 836 O2S2 Disulfur dioxide. Asymmetric Top Molecules, Part 3 (PDF). Landolt-Börnstein - Group II Molecules and Radicals 29D3. Springer. str. 492. doi: 10.1007/978-3-642-14145-4_258. ISBN 978-3-642-14145-4.
  2. ↑ A.F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, urednik (2001). Oxides of sulfur. Inorganic Chemistry. Academic Press. Str. 530.
  3. ↑ S.C. Mitchell (2004). Biological Interactions Of Sulfur Compounds. CRC Press. Str. 7. ISBN 0203362527.
  4. ↑ 4,0 4,1 4,2 S. Thorwirth, P. Theulé, C. A. Gottlieb, H.S.P. Müller, M.C. McCarthy, P. Thaddeus (23. februar 2006). Rotational spectroscopy of S2O: vibrational satellites, 33S isotopomers, and the submillimeter-wave spectrum (PDF). Journal of Molecular Structure 795: 219–229. doi: 10.1016/j.molstruc.2006.02.055.
  5. ↑ 5,0 5,1 F.J. Lovas, E. Tiemann, D.R. Johnson (1974). Spectroscopic studies of the SO2 discharge system. II. Microwave spectrum of the SO dimer. The Journal of Chemical Physics 60 (12): 5005-5010. doi: 10.1063/1.1681015.
  6. ↑ 6,0 6,1 Cheng, Bing-Ming; Wen-Ching Hung (1999). Photoionization efficiency spectrum and ionization energy of S2O2. The Journal of Chemical Physics 110 (1): 188. doi: 10.1063/1.478094. ISSN 0021-9606.
  7. ↑ Murakami, Yoshinori; Shouichi Onishi, Takaomi Kobayashi, Nobuyuki Fujii, Nobuyasu Isshiki, Kentaro Tsuchiya, Atsumu Tezaki, Hiroyuki Matsui (2003). High Temperature Reaction of S + SO2 → SO + SO: Implication of S2O2 Intermediate Complex Formation. The Journal of Physical Chemistry A 107 (50): 10996–11000. doi: 10.1021/jp030471i. ISSN 1089-5639.
  8. ↑ 8,0 8,1 T.A. Field, A.E. Slattery, D.J. Adams, D.D. Morrison (2005). Experimental observation of dissociative electron attachment to S2O and S2O2 with a new spectrometer for unstable molecules (PDF). Journal of Physics B: Atomic, Molecular and Optical Physics 38 (3): 255–264. doi: 10.1088/0953-4075/38/3/009. ISSN 0953-4075.
  9. ↑ B.S. Pujapanda, N.C. Nayak, A. Samantaray, K. Prafulla, S. Balaram, N.N. Charan, A. Samantaray, P. Kumar. Inorganic Chemistry. PHI Learning Pvt. Ltd. str. 461. ISBN 9788120343085. Pridobljeno 16. maja 2013.
  10. ↑ R. G. Compton, C.H. Bamford, C.F.H. Tipper (1972). Oxidation of H2S. Reactions of Non-Metallic Inorganic Compounds. Comprehensive Chemical Kinetics. Elsevier. str. 50. ISBN 0080868010.
  11. ↑ A.R. Vashudeva Murthy (1952). Studies in the chemical behaviour of some compounds of sulphur. Springer. Pridobljeno 16. maja 2013.
  12. ↑ J.T. Herron, R.E. Huie (1980). Rate constants at 298 K for the reactions sulfur monoxide + sulfur monoxide + M -> dimeric sulfur monoxi de + M and sulfur monoxide + dimeric sulfur monoxide -> sulfur dioxide + sulfur oxide (S2O). Chemical Physics Letters 76 (2): 322–324. doi: 10.1016/0009-2614(80)87032-1.
  13. ↑ M.A. Halcrow, J.C. Huffman, G. Christou (1994). Synthesis, Characterization, and Molecular Structure of the New S2O Complex Mo(S2O)(S2CNEt2)3.cntdot.1/2Et2O (PDF). Inorganic Chemistry 33 (17): 3639–3644. doi: 10.1021/ic00095a005. ISSN 0020-1669.
  14. ↑ I.P. Lorenz, J. Kull (1986). Complex Stabilization of Disulfur Dioxide in the Fragmentation of ThiiraneS-Oxide on Bis(triphenylphosphane)platinum(0). Angewandte Chemie International Edition in English 25 (3): 261–262. doi: 10.1002/anie.198602611.ISSN 0570-0833.
  15. ↑ 15,0 15,1 G. Schmid, G. Ritter, T. Debaerdemaeker (1975). Die Komplexchemie niederer Schwefeloxide, II. Schwefelmonoxid und Dischwefeldioxid als Komplexliganden. Chemische Berichte 108 (9): 3008–3013. doi: 10.1002/cber.19751080921. ISSN 0009-2940.
  16. ↑ K. Nagata, N. Takeda; N. Tokitoh (2003). Unusual Oxidation of Dichalcogenido Complexes of Platinum. Chemical Letters 32 (2): 170–171. doi: 10.1246/cl.2003.170. ISSN 0366-7022.
  17. ↑ Yoon, Il; Ki-Min Park, Jong Hwa Jung, Jineun Kim, Sung Bae Park, Shim Sung Lee (februar 2002). Synthesis and Crystal Structures of S2O2 Macrocycle L, and its Silver(I) and Platinum(II) Complexes (Where L = 5,8-dioxa-2,11-dithia-[12]-o-cyclophane). Journal of Inclusion Phenomena and Macrocyclic Chemistry 42 (1/2): 45–50. doi: 10.1023/A:1014558814416. ISSN 0923-0750.
  18. ↑ T.G. Clements, H.-J. Deyerl, R.E. Continetti (2002). Dissociative Photodetachment Dynamics of S2O2- (PDF). The Journal of Physical Chemistry A 106 (2): 279–284. doi: 10.1021/jp013329v. ISSN 1089-5639. Pridobljeno 13. maja 2013.
Pridobljeno iz »https://sl.wikipedia.org/w/index.php?title=Dižveplov_dioksid&oldid=6059767«