Dischwefeldioxid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Dischwefeldioxid
Andere Namen	Dischwefel(II)-oxid
Summenformel	S2O2
Externe Identifikatoren/Datenbanken
PubChem	145835224
Wikidata	Q15410955
Eigenschaften
Molare Masse	96,13 g·mol−1
Sicherheitshinweise
	GHS-Gefahrstoffkennzeichnung; keine Einstufung verfügbar
	GHS-Gefahrstoffkennzeichnung; keine Einstufung verfügbar
	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

Dischwefeldioxid nimmt eine cis-planare Struktur mit C_2v-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

Schwefelmonoxid kann sich spontan und reversibel in Dischwefeldioxid umwandeln.^[4] Der Stoff kann also durch Methoden erzeugt werden, bei denen Schwefelmonoxid entsteht.^[6]

{\ce {2 SO <=> S2O2}}

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

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:

{\ce {S2O2 -> SO2 + S}}

Weblinks

Commons: Dischwefeldioxid – Sammlung von Bildern

Einzelnachweise

↑ 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.

[NV-1] Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.

[2] Biological Interactions Of Sulfur Compounds. Taylor & Francis, 2003, ISBN 978-0-203-36252-5 (englisch).

[3] Holleman-Wiberg inorganic chemistry. Academic, San Diego, Calif. London 2001, ISBN 978-0-12-352651-9.

[:0-4] 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.

[5] 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]).

[:1-6] 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]).

[:2-7] 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.

[:3-8] 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.

[9] Balaram Sahoo, Nayak Nimai Charan, Samantaray Asutosh, Pujapanda Prafulla Kumar: Inorganic Chemistry. PHI Learning, 2012, ISBN 978-81-203-4308-5 (englisch).

[10] Reactions of Non-Metallic Inorganic Compounds. Elsevier Science, 2014, ISBN 978-0-08-086801-1 (englisch).

[11] 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.

[12] Rare molecule on Venus may help explain planet's weather. In: CBC. 9. Oktober 2016, abgerufen am 1. Juli 2024 (englisch).

[13] 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.

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