Difluorure de dioxygène

Le difluorure de dioxygène est le composé du fluor de formule . Sous sa forme solide, il est de couleur orange et fond à en un liquide rouge. C'est un puissant oxydant qui se décompose en difluorure d'oxygène et oxygène même à (4 % par jour). Le difluorure de dioxygène peut être obtenu un injectant un mélange 1:1 de fluor gazeux et d'oxygène à basse pression ( est optimal) avec une décharge électrique de à . C'est la réaction utilisée lors de la première synthèse de difluorure de dioxygène par Otto Ruff en 1933. Une autre synthèse est un mélange d'oxygène et de fluor dans un récipient en acier inoxydable refroidit à , suivi par une exposition à rayonnement continu de freinage de pendant plusieurs heures. Dans , l'état d'oxydation de l'oxygène, de +1, est inhabituel. Dans la plupart des autres composés, l’état d'oxydation de l'oxygène est de -2. La structure du difluorure de dioxygène ressemble à celle du peroxyde d'hydrogène , dans son angle dièdre, qui approche 90°. Cette géométrie est conforme aux prédictions de la théorie VSEPR. redresse=1.25|centré|frameless|Structure du difluorure de dioxygène Les liaisons dans le difluorure de dioxygène ont fait l'objet de nombreuses spéculations au cours des années, en particulier à cause de la très courte longueur de la liaison O–O et des longues liaisons O–F. Bridgeman a proposé une structure dans laquelle O–O a une liaison triple et O–F une liaison simple qui est déstabilisée et allongée par la répulsion entre les doublets non liants des atomes de fluor et la liaison π O–O. Cette répulsion est aussi la cause de la longueur et de la faiblesse du . Le déplacement chimique RMN F du difluorure de dioxygène est de 865 ppm, ce qui est de loin le plus grand déplacement chimique enregistré pour un atome de fluor, soulignant ainsi les extraordinaires propriétés électroniques de ce composé. La propriété fondamentale de ce composé instable est son pouvoir d'oxydation, malgré le fait que toutes les réactions doivent être effectuées à environ .