Dischwefeldioxid
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| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Dischwefeldioxid | |||||||||
| Andere Namen |
Dischwefel(II)-oxid | |||||||||
| Summenformel | S2O2 | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 96,13 g·mol−1 | |||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||
Dischwefeldioxid (S2O2) ist ein instabiles[2] Schwefeloxid, welches aus zwei Schwefelatomen und zwei Sauerstoffatomen besteht.[3]
Struktur
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Dischwefeldioxid nimmt eine cis-planare Struktur mit C2v-Symmetrie an. Die Bindungslänge zwischen Schwefel und Sauerstoff im Molekül beträgt 145,8 pm, kürzer als die in Schwefelmonoxid. Der Abstand zwischen den zwei Schwefelatomen im Molekül beträgt hingegen 202,45 pm.[4][5][6]
Bildung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Schwefelmonoxid kann sich spontan und reversibel in Dischwefeldioxid umwandeln.[4] Der Stoff kann also durch Methoden erzeugt werden, bei denen Schwefelmonoxid entsteht.[6]
Eine weitere Methode ist, Sauerstoffatome mit Carbonylsulfid und Kohlenstoffdisulfid zur Reaktion zu bringen.[7] Dischwefeldioxid entsteht auch bei einer Mikrowellenentladung in in Helium verdünntem Schwefeldioxid.[8] Bei einem Druck von 13 Pa sind 5 % des resultierenden Stoffes Dischwefeldioxid.[9]
Dischwefeldioxid entsteht vorübergehend, wenn Schwefelwasserstoff und Sauerstoff einer Blitzphotolyse unterliegen.[10]
Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Die Ionisierungsenergie von Dischwefeldioxid ist 9,93 ± 0,02 eV.[7]
Dischwefeldioxid absorbiert bei 320–400 nm, wie in der Venusatmosphäre beobachtet, und es wird angenommen, dass es zum Treibhauseffekt auf dem Planeten beigetragen hat.[11][12] Es kommt in der Erdatmosphäre nicht in nennenswerten Mengen vor.
Obwohl Schwefeldioxid mit Schwefelmonoxid im Gleichgewicht steht, reagiert es auch mit Schwefelmonoxid zu Schwefeldioxid und Schwefelmonoxid.[8][13]
Die Zersetzung von S2O2 erfolgt durch folgende Disproportionierungsreaktion:
Weblinks
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Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ Biological Interactions Of Sulfur Compounds. Taylor & Francis, 2003, ISBN 978-0-203-36252-5 (englisch).
- ↑ Holleman-Wiberg inorganic chemistry. Academic, San Diego, Calif. London 2001, ISBN 978-0-12-352651-9.
- ↑ a b F. J. Lovas, E. Tiemann, D. R. Johnson: Spectroscopic studies of the SO2 discharge system. II. Microwave spectrum of the SO dimer. In: The Journal of Chemical Physics. Band 60, Nr. 12, 15. Juni 1974, S. 5005–5010, doi:10.1063/1.1681015.
- ↑ J. Vogt: 836 O2S2 Disulfur dioxide. In: Asymmetric Top Molecules. Part 3. 29D3. Springer Berlin Heidelberg, Berlin, Heidelberg 2011, ISBN 978-3-642-14144-7, S. 492–492, doi:10.1007/978-3-642-14145-4_258 (springer.com [abgerufen am 1. Juli 2024]).
- ↑ a b S. Thorwirth, P. Theulé, C.A. Gottlieb, H.S.P. Müller, M.C. McCarthy, P. Thaddeus: Rotational spectroscopy of S2O: Vibrational satellites, 33S isotopomers, and the sub-millimeter-wave spectrum. In: Journal of Molecular Structure. Band 795, Nr. 1-3, August 2006, S. 219–229, doi:10.1016/j.molstruc.2006.02.055 (elsevier.com [abgerufen am 1. Juli 2024]).
- ↑ a b Bing-Ming Cheng, Wen-Ching Hung: Photoionization efficiency spectrum and ionization energy of S2O2. In: The Journal of Chemical Physics. Band 110, Nr. 1, 1. Januar 1999, S. 188–191, doi:10.1063/1.478094.
- ↑ a b T A Field, A E Slattery, D J Adams, D D Morrison: Experimental observation of dissociative electron attachment to S2O and S2O2 with a new spectrometer for unstable molecules. In: Journal of Physics B: Atomic, Molecular and Optical Physics. Band 38, Nr. 3, 14. Februar 2005, S. 255–264, doi:10.1088/0953-4075/38/3/009.
- ↑ Balaram Sahoo, Nayak Nimai Charan, Samantaray Asutosh, Pujapanda Prafulla Kumar: Inorganic Chemistry. PHI Learning, 2012, ISBN 978-81-203-4308-5 (englisch).
- ↑ Reactions of Non-Metallic Inorganic Compounds. Elsevier Science, 2014, ISBN 978-0-08-086801-1 (englisch).
- ↑ Benjamin N. Frandsen, Paul O. Wennberg, Henrik G. Kjaergaard: Identification of OSSO as a near‐UV absorber in the Venusian atmosphere. In: Geophysical Research Letters. Band 43, Nr. 21, 16. November 2016, doi:10.1002/2016GL070916.
- ↑ Rare molecule on Venus may help explain planet's weather. In: CBC. 9. Oktober 2016, abgerufen am 1. Juli 2024 (englisch).
- ↑ John T. Herron, Robert E. Huie: Rate constants at 298 k for the reactions SO+SO+M→(SO)2+M AND SO+(SO)2→SO2+S2O. In: Chemical Physics Letters. Band 76, Nr. 2, Dezember 1980, S. 322–324, doi:10.1016/0009-2614(80)87032-1.