Esafluoruro di xeno: differenze tra le versioni

Esafluoruro di xeno
Nome IUPAC
	esafluoruro di xeno
Nomi alternativi
	fluoruro di xenon(VI)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	XeF6
Massa molecolare (u)	245,28
Aspetto	cristalli incolori
Numero CAS	13693-09-9
PubChem	139546
SMILES	F[Xe](F)(F)(F)(F)F
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)	3,56
Solubilità in acqua	reagisce
Temperatura di fusione	49,25 °C (322,40 K)
Temperatura di ebollizione	75,6 °C (348,8 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)	−338,2
ΔfG0 (kJ·mol−1)	−169,0
S0m(J·K−1mol−1)	210,38
C0p,m(J·K−1mol−1)	171,59
Indicazioni di sicurezza
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L'esafluoruro di xenon, di formula XeF₆, è l'ultimo composto binario dello xenon con in fluoro e viene dopo i fluoruri inferiori XeF₂ e XeF₄; in esso lo xenon raggiunge l'esavalenza e lo stato di ossidazione +6. La sua insolita e complessa struttura molecolare e il ruolo della coppia solitaria dello xenon in questa molecola hanno destato interesse nella comunità accademica.^[1]

A temperatura ambiente XeF₆ è un solido cristallino incolore, bassofondente (T_fus = 49,25 °C) e facilmente volatile e sublimabile. Allo stato liquido e gassoso è di colore giallo tendente al verde.^[2] Ha fortissime proprietà ossidanti e fluoruranti, ed è più reattivo dei due fluoruri inferiori XeF₄ e XeF₂, ma non è un composto di uso comune. Si decompone rapidamente a contatto con l'acqua.^[3]

Proprietà, struttura molecolare e configurazione elettronica

L'esafluoruro di xenon, come accade pure per gli altri due fluoruri inferiori, è un composto parecchio stabile termodinamicamente, allo stato solido ΔH_ƒ° = -294 kJ/mol.^[4]

In fase gassosa

A differenza di XeF₂ e XeF₄, la struttura di XeF₆ è stata chiarita, per quanto possibile nella sua complessità, solo dopo vari anni dalla prima sintesi, che avvenne nel 1963.^[5] In fase gassosa il composto è monomerico. Si è visto che veniva esclusa una geometria perfettamente ottaedrica, che sottintende una coppia «inerte» di elettroni 5s² di Xe, cioè una coppia stereochimicamente inattiva^[6] nella molecola stessa. All'altro estremo, con una coppia pienamente attiva dal punto di vista stereochimico in una molecola come questa (tipo AX₆E), il modello VSEPR prevedrebbe una struttura piramidale a base pentagonale, per la presenza di sei coppie elettroniche di legame e di una coppia di elettroni non condivisa. Studi di diffrazione elettronica in fase gassosa mostrano che la lunghezza del legame Xe−F è di 189,0 pm,^[7] un valore un po' minore di quello per XeF₄ (195,3 pm^[8]) e di quello per XeF₂ (197,73 pm^[9]), con un progressivo lieve accorciamento che va in parallelo al crescere dello stato di ossidazione dello Xe centrale.

Gli stessi studi, combinati con calcoli teorici, indicano che allo stato fondamentale la simmetria molecolare è però C_3v, mentre una struttura con simmetria O_h è situata a un'energia di pochissimo superiore, suggerendo come il minimo della superficie di energia potenziale della molecola sia piuttosto piatto e una molecola molto probabilmente flussionale. Secondo Konrad Seppelt, specialista di chimica dei gas nobili e del fluoro, "la miglior descrizione della struttura è quella di una coppia di elettroni mobile che si sposta su facce e spigoli dell'ottaedro e lo distorce in modo dinamico."^[10]

In stati condensati

In soluzione, studi di spettroscopia RMN ¹²⁹Xe e ¹⁹F indicano che il composto assume una struttura tetramera, con quattro atomi equivalenti di xenon disposti ai vertici di un tetraedro, attorniati da 24 atomi di fluoro che si scambiano continuamente di posizione.^[11] XeF₆ è ben solubile in acido fluoridrico, a 30 °C si raggiunge una concentrazione di ≈ 30% in moli e la soluzione mostra una certa conducibilità elettrica; come possibile spiegazione, viene ipotizzata la presenza in soluzione di ioni [XeF₅]⁺ e [HF₂]⁻.^[12]

Allo stato solido XeF₆ è polimorfo e cristallizza in 6 possibili modificazioni,^[13] alcune delle quali sono schematizzabili come contenenti ioni XeF₅⁺ e ioni F⁻ a ponte.^[14]

Sintesi

XeF₆ veniva originariamente preparato mantenendo per lungo tempo una miscela di Xe/F₂ 1:20 ad alta temperatura (250-300 °C) e sotto pressione (6 MPa, ≈ 60 atm) in un recipiente di nichel.^[15] Si è poi trovato che usando NiF₂ come catalizzatore la reazione si può condurre anche a 120 °C, con un rapporto Xe/F₂ molto più basso, 1:5.^[16]

Un'altra possibilità consiste nell'eseguire la fluorurazione dello xenon in presenza di NaF a 50 °C per un giorno: si ottiene Na₂XeF₈, il quale viene poi decomposto termicamente a 120 °C, dando l'esafluoruro:^[12]

Na₂XeF₈ → 2 NaF + XeF₆

Reattività

In generale XeF₆ è più reattivo di XeF₂ e XeF₄, ed è caratterizzato da forti proprietà ossidanti e fluoruranti. XeF₆ è un composto stabile che si può conservare per tempo illimitato in recipienti di nichel. Non si può conservare in recipienti di vetro o quarzo, dato che reagisce con la silice fino a formare XeO₃, che è pericolosamente esplosivo:

2 XeF₆ + SiO₂ → 2 XeOF₄ + SiF₄

2 XeOF₄ + SiO₂ → 2 XeO₂F₂ + SiF₄

2 XeO₂F₂ + SiO₂ → 2 XeO₃ + SiF₄

Idrolisi

Anche a contatto con l'acqua XeF₆ reagisce rapidamente e vigorosamente formando, per stadi successivi, l'ossitetrafluoruro XeOF₄, il diossidifluoruro XeO₂F₂, che però non è facilmente isolabile dalla miscela, e in fine il triossido XeO₃:^[17]

XeF₆ + H₂O → XeOF₄ + 2 HF

XeOF₄ + H₂O → XeO₂F₂ + 2 HF

XeO₂F₂ + H₂O → XeO₃ + 2 HF

In soluzione fortemente alcalina il decorso della reazione di idrolisi è diverso, si ha disproporzione dello xenon e formazione dello ione perxenato, dove lo xenon raggiunge lo stato di ossidazione +8:^[17]

2 XeF₆ + 16 OH⁻ → XeO₆⁴⁻ + Xe + O₂ + 12 F⁻ + 8 H₂O

Come donatore di ioni fluoruro

In queste reazioni si formano cationi fluorurati dello xenon. XeF₆ reagisce con vari pentafluoruri come ad esempio RuF₅^[18], AsF₅, SbF₅, VF₅ e PtF₅. Si ha la formazione del catione XeF₅⁺, isoelettronico e isostrutturale con IF₅:

XeF₆ + RuF₅ → [XeF₅]⁺[RuF₆]⁻

È noto anche il catione [Xe₂F₁₁]⁺.^[14]

Come accettore di ioni fluoruro

In queste reazioni si formano anioni fluorurati dello xenon. La capacità di accettare ioni fluoruro è caratteristica di XeF₆, mentre in XeF₂ questo tipo di reattività è assente, e in XeF₄ sono noti solo pochi casi. Con i fluoruri di sodio e potassio XeF₆ reagisce per formare direttamente lo ione ottafluoroxenato(VI), XeF₈²⁻:^[19]

2 NaF + XeF₆ → Na₂XeF₈

2 KF + XeF₆ → K₂XeF₈

Lo ione XeF₈^2- ha la struttura di un antiprisma quadrato, come si deduce dall'analisi diffrattometrica dei raggi X su un monocristallo dell'ottafluoroxenato di nitrosonio [N≡O⁺]₂[XeF₈]²⁻.^[20] Questi sali di Na e K sono meno stabili degli analoghi composti di cesio e rubidio, che formano dapprima gli eptafluoroxenati:

CsF + XeF₆ → CsXeF₇

RbF + XeF₆ → RbXeF₇

questi ultimi per pirolisi, rispettivamente a 50 °C e 20 °C, formano gli ottafluoroxenati^[19]^[21]^[22] di colore giallo:^[23]

2 CsXeF₇ → Cs₂XeF₈ + XeF₆

2 RbXeF₇ → Rb₂XeF₈ + XeF₆

La stabilità di questi ottafluoroxenati alcalini aumenta all'aumentare del numero atomico del metallo;^[24] i sali Cs₂XeF₈ e Rb₂XeF₈ sono i più stabili composti di xenon sinora conosciuti, e si decompongono solo per riscaldamento oltre 400 °C.^[19]^[21]^[22] In presenza di acqua, questi sali si decompongono formando vari prodotti contenenti xenon e ossigeno.^[19]

Note

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Bibliografia

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Voci correlate

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-A differenza di [[Difluoruro di xeno|XeF<sub>2</sub>]] e [[Tetrafluoruro di xeno|XeF<sub>4</sub>]], la struttura di XeF<sub>6</sub> è stata chiarita solo dopo vari anni dalla prima sintesi, che avvenne nel 1963. In fase gassosa il composto è [[Monomero|monomerico]]. La teoria [[VSEPR]] prevedrebbe una struttura piramidale a base pentagonale (AX<sub>6</sub>E), a causa della presenza di sei leganti fluoruro e di una coppia di elettroni non condivisa. Studi di diffrazione elettronica accoppiati a calcoli teorici indicano che allo stato fondamentale la simmetria del composto è C<sub>3v</sub>, mentre una struttura con simmetria O<sub>h</sub> richiede un'energia di pochissimo superiore, suggerendo che il minimo della superficie di energia è ben poco profondo. Secondo Konrad Seppelt, specialista di chimica dei gas nobili e del fluoro, "''la miglior descrizione della struttura è quella di una coppia di elettroni mobile che si sposta su facce e spigoli dell'ottaedro e lo distorce in modo dinamico''."<ref>{{cita pubblicazione |cognome= K. Seppelt|nome= |data= |anno=1979 |titolo=Recent developments in the chemistry of some electronegative elements |rivista= Acc. Chem. Res. |volume=12 |numero=6 |pagine=211–216 |doi=10.1021/ar50138a004 |accesso= 29 settembre 2010}}</ref>
+== Proprietà, struttura molecolare e configurazione elettronica ==
-In soluzione, studi di spettroscopia [[Risonanza magnetica nucleare|NMR]] <sup>129</sup>Xe e <sup>19</sup>F indicano che il composto assume una struttura tetramerica, con quattro atomi equivalenti di xeno disposti ai vertici di un [[tetraedro]], attorniati da 24 atomi di fluoro che si scambiano continuamente di posizione.<ref>{{cita pubblicazione |cognome=M. Gerken e G.J. Schrobilgen|nome= |data= |anno=2000 |titolo=The impact of multi-NMR spectroscopy on the development of noble-gas chemistry  |rivista=Coord. Chem. Rev. |volume=197 |pagine=335-395 |doi=10.1016/S0010-8545(99)00188-5 |accesso= 29 settembre 2010}}</ref>
+L'esafluoruro di xenon, come accade pure per gli altri due fluoruri inferiori, è un composto parecchio stabile [[Termodinamica|termodinamicamente]], allo stato solido [[Entalpia standard di formazione|Δ''H<sub>ƒ</sub>''°]] = -294&nbsp;k[[Joule|J]]/[[Mole|mol]].<ref>{{Cita libro|nome=Michael|cognome=Binnewies|nome2=Maik|cognome2=Finze|nome3=Manfred|cognome3=Jäckel|titolo=Allgemeine und anorganische Chemie|accesso=2024-05-30|edizione=3., vollständig überarbeitete Auflage|collana=Lehrbuch|data=2016|editore=Springer Spektrum|p=924|ISBN=978-3-662-45066-6}}</ref>
+===In fase gassosa===
-Allo stato solido XeF<sub>6</sub> cristallizza in 6 possibili modificazioni,<ref>{{cita pubblicazione |cognome=S. Hoyer, T. Emmler e K. Seppelt|nome= |data= |anno=2006 |titolo=The structure of xenon hexafluoride in the solid state  |rivista=J. Fluorine Chem.  |volume=127 |numero=10 |pagine=1415-1422 |doi=10.1016/j.jfluchem.2006.04.014 |accesso= 29 settembre 2010}}</ref> alcune delle quali contengono ioni XeF<sub>5</sub><sup>+</sup> e ponti di ioni F<sup>-</sup>.<ref name=Housecroft>{{cita libro|cognome= Housecroft |nome=C. E. |coautori= A. G. Sharpe |titolo=Inorganic chemistry |ed=2 |anno=2005 |editore=Pearson Education Limited |città=Harlow (England) |ISBN=0-13-039913-2 |id=. }}</ref>
+A differenza di [[Difluoruro di xeno|XeF<sub>2</sub>]] e [[Tetrafluoruro di xeno|XeF<sub>4</sub>]], la struttura di XeF<sub>6</sub> è stata chiarita, per quanto possibile nella sua complessità, solo dopo vari anni dalla prima sintesi, che avvenne nel 1963.<ref>{{Cita pubblicazione|nome=J. G.|cognome=Malm|nome2=I.|cognome2=Sheft|nome3=C. L.|cognome3=Chernick|data=1963-01|titolo=Xenon Hexafluoride|rivista=Journal of the American Chemical Society|volume=85|numero=1|pp=110–111|lingua=en|accesso=2024-05-30|doi=10.1021/ja00884a024|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ja00884a024}}</ref> In fase gassosa il composto è [[Monomero|monomerico]]. Si è visto che veniva esclusa una geometria perfettamente ottaedrica, che sottintende una coppia «inerte» di elettroni 5''s''<sup>2</sup> di Xe, cioè una coppia stereochimicamente inattiva<ref name=":12">{{Cita libro|autore=J. E. Huheey|autore2=E. A. Keiter|autore3=R. L. Keiter|titolo=Chimica Inorganica|edizione=Seconda edizione italiana, sulla quarta edizione inglese|anno=1999|editore=Piccin Nuova Libraria, Padova|pp=863-864|ISBN=88-299-1470-3}}</ref> nella molecola stessa. All'altro estremo, con una coppia pienamente attiva dal punto di vista stereochimico in una molecola come questa (tipo AX<sub>6</sub>E), il modello [[VSEPR]] prevedrebbe una struttura piramidale a base pentagonale, per la presenza di sei coppie elettroniche di legame e di una coppia di elettroni non condivisa. Studi di diffrazione elettronica in fase gassosa mostrano che la lunghezza del legame Xe−F è di 189,0 pm,<ref>{{Cita libro|titolo=CRC Handbook of Chemistry and Physics|url=https://www.taylorfrancis.com/books/mono/10.1201/9781315380476/crc-handbook-chemistry-physics-william-haynes|accesso=2024-05-24|edizione=97|data=2016-07-31|editore=CRC Press|p=9-30|ISBN=978-1-315-38047-6|DOI=10.1201/9781315380476}}</ref> un valore un po' minore di quello per XeF<sub>4</sub> (195,3&nbsp;pm<ref>{{cita pubblicazione|nome=|cognome=J. H. Burns, P. A. Agron e H. A. Levy|data=|anno=1963|titolo=Xenon Tetrafluoride Molecule and Its Thermal Motion: A Neutron Diffraction Study|rivista=Science|volume=139|numero=3560|doi=10.1126/science.139.3560.1208|pagine=1208-1209}}</ref>) e di quello per XeF<sub>2</sub> (197,73&nbsp;[[Picometro|pm]]<ref>{{Cita pubblicazione|autore=Sandor Reichman|autore2=Felix Schreiner|data=15 settembre 1969|titolo=Gas‐Phase Structure of XeF2|rivista=J. Chem. Phys.|volume=51|pp=2355-2358|doi=10.1063/1.1672351|url=https://pubs.aip.org/aip/jcp/article-abstract/51/6/2355/213438/Gas-Phase-Structure-of-XeF2?redirectedFrom=fulltext}}</ref>), con un progressivo lieve accorciamento che va in parallelo al crescere dello stato di ossidazione dello Xe centrale.
+Gli stessi studi, combinati con calcoli teorici, indicano che allo stato fondamentale la simmetria molecolare è però ''C''<sub>3v</sub>, mentre una struttura con simmetria ''O''<sub>h</sub> è situata a un'energia di pochissimo superiore, suggerendo come il minimo della superficie di [[energia potenziale]] della molecola sia piuttosto piatto e una molecola molto probabilmente flussionale. Secondo Konrad Seppelt, specialista di chimica dei gas nobili e del fluoro, "''la miglior descrizione della struttura è quella di una coppia di elettroni mobile che si sposta su facce e spigoli dell'ottaedro e lo distorce in modo dinamico''."<ref>{{cita pubblicazione |cognome= K. Seppelt|nome= |data= |anno=1979 |titolo=Recent developments in the chemistry of some electronegative elements |rivista= Acc. Chem. Res. |volume=12 |numero=6 |pagine=211–216 |doi=10.1021/ar50138a004 |accesso= 29 settembre 2010}}</ref>
+===In stati condensati===
+In soluzione, studi di spettroscopia [[Risonanza magnetica nucleare|RMN]] <sup>129</sup>Xe e <sup>19</sup>F indicano che il composto assume una struttura tetramera, con quattro atomi equivalenti di xenon disposti ai vertici di un [[tetraedro]], attorniati da 24 atomi di fluoro che si scambiano continuamente di posizione.<ref>{{cita pubblicazione |cognome=M. Gerken e G.J. Schrobilgen|nome= |data= |anno=2000 |titolo=The impact of multi-NMR spectroscopy on the development of noble-gas chemistry  |rivista=Coord. Chem. Rev. |volume=197 |pagine=335-395 |doi=10.1016/S0010-8545(99)00188-5 |accesso= 29 settembre 2010}}</ref>  XeF<sub>6</sub> è ben solubile in acido fluoridrico, a 30 °C si raggiunge una concentrazione di ≈&nbsp;30% in moli e la soluzione mostra una certa [[conducibilità elettrica]]; come possibile spiegazione, viene ipotizzata la presenza in soluzione di ioni [XeF<sub>5</sub>]<sup>+</sup> e [HF<sub>2</sub>]<sup>−</sup>.<ref name=":0">{{Cita libro|nome=Nils|cognome=Wiberg|nome2=Egon|cognome2=Wiberg|nome3=Arnold Frederik|cognome3=Holleman|titolo=Anorganische Chemie|edizione=103. Auflage|data=2017|editore=De Gruyter|pp=467-468|ISBN=978-3-11-026932-1}}</ref>
+Allo stato solido XeF<sub>6</sub> è [[Polimorfismo (chimica)|polimorfo]] e cristallizza in 6 possibili modificazioni,<ref>{{cita pubblicazione |cognome=S. Hoyer, T. Emmler e K. Seppelt|nome= |data= |anno=2006 |titolo=The structure of xenon hexafluoride in the solid state  |rivista=J. Fluorine Chem.  |volume=127 |numero=10 |pagine=1415-1422 |doi=10.1016/j.jfluchem.2006.04.014 |accesso= 29 settembre 2010}}</ref> alcune delle quali sono schematizzabili come contenenti ioni XeF<sub>5</sub><sup>+</sup> e ioni F<sup>−</sup> a ponte.<ref name="Housecroft">{{cita libro|cognome= Housecroft |nome=C. E. |coautori= A. G. Sharpe |titolo=Inorganic chemistry |ed=2 |anno=2005 |editore=Pearson Education Limited |città=Harlow (England) |ISBN=0-13-039913-2 |id=. }}</ref>
 == Sintesi ==
-XeF<sub>6</sub> originariamente era preparato mantenendo una miscela di Xe/F<sub>2</sub> 1:20 in un recipiente di [[nichel]] sotto pressione (6 M[[Pascal (unità di misura)|Pa]]), scaldando ad alta temperatura (250-300&nbsp;°C) per lungo tempo.<ref>{{cita pubblicazione |cognome=J. G. Malm, H. Selig, J. Jortner e S. A. Rice|nome= |data= |anno=1965 |titolo= The chemistry of xenon |rivista=Chem. Rev. |volume=65 |numero=2 |pagine=199-236 |doi=10.1021/cr60234a003 |accesso= 22 giugno 2010}}</ref> Usando NiF<sub>2</sub> come catalizzatore la reazione si può condurre anche a 120&nbsp;°C con un rapporto Xe/F<sub>2</sub> molto più basso, 1:5.<ref name= tramsek>{{cita pubblicazione |cognome=M. Tramšek e B. Žemva |nome= |data= |anno=2006 |mese=dicembre |giorno=5 |titolo=Synthesis, Properties and Chemistry of Xenon(II) Fluoride |rivista=Acta Chim. Slov. |volume=53 |numero=2 |pagine=105–116 |url=http://acta.chem-soc.si/53/53-2-105.pdf |accesso=15 luglio 2010 |dataarchivio=12 maggio 2013 |urlarchivio=https://web.archive.org/web/20130512234432/http://acta.chem-soc.si/53/53-2-105.pdf |urlmorto=sì }}</ref>
+XeF<sub>6</sub> veniva originariamente preparato mantenendo per lungo tempo una miscela di Xe/F<sub>2</sub> 1:20 ad alta temperatura (250-300&nbsp;°C) e sotto pressione (6&nbsp;M[[Pascal (unità di misura)|Pa]], ≈ 60&nbsp;atm) in un recipiente di [[nichel]].<ref>{{cita pubblicazione |cognome=J. G. Malm, H. Selig, J. Jortner e S. A. Rice|nome= |data= |anno=1965 |titolo= The chemistry of xenon |rivista=Chem. Rev. |volume=65 |numero=2 |pagine=199-236 |doi=10.1021/cr60234a003 |accesso= 22 giugno 2010}}</ref> Si è poi trovato che usando [[Fluoruro di nichel|NiF<sub>2</sub>]] come catalizzatore la reazione si può condurre anche a 120&nbsp;°C, con un rapporto Xe/F<sub>2</sub> molto più basso, 1:5.<ref name= tramsek>{{cita pubblicazione |cognome=M. Tramšek e B. Žemva |nome= |data= |anno=2006 |mese=dicembre |giorno=5 |titolo=Synthesis, Properties and Chemistry of Xenon(II) Fluoride |rivista=Acta Chim. Slov. |volume=53 |numero=2 |pagine=105–116 |url=http://acta.chem-soc.si/53/53-2-105.pdf |accesso=15 luglio 2010 |dataarchivio=12 maggio 2013 |urlarchivio=https://web.archive.org/web/20130512234432/http://acta.chem-soc.si/53/53-2-105.pdf |urlmorto=sì }}</ref>
+Un'altra possibilità consiste nell'eseguire la fluorurazione dello xenon in presenza di [[Fluoruro di sodio|NaF]] a 50&nbsp;°C per un giorno: si ottiene Na<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>, il quale viene poi decomposto termicamente a 120&nbsp;°C, dando l'esafluoruro:<ref name=":0" />
+:Na<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub> &nbsp;&nbsp;→&nbsp;&nbsp; 2 NaF + XeF<sub>6</sub>
 == Reattività ==
-In generale XeF<sub>6</sub> è più reattivo di XeF<sub>2</sub> e XeF<sub>4</sub>, ed è caratterizzato da forti proprietà ossidanti e fluoruranti. XeF<sub>6</sub> è un composto stabile che si può conservare per tempo illimitato in recipienti di nichel. Non si può conservare in recipienti di vetro o quarzo, dato che reagisce con la [[silice]] fino a formare [[Triossido di xeno|XeO<sub>3</sub>]], che è pericolosamente esplosivo:
+In generale XeF<sub>6</sub> è più reattivo di XeF<sub>2</sub> e XeF<sub>4</sub>, ed è caratterizzato da forti proprietà ossidanti e fluoruranti. XeF<sub>6</sub> è un composto stabile che si può conservare per tempo illimitato in recipienti di nichel. Non si può conservare in recipienti di vetro o [[quarzo]], dato che reagisce con la [[silice]] fino a formare [[Triossido di xeno|XeO<sub>3</sub>]], che è pericolosamente esplosivo:
-:2XeF<sub>6</sub> + SiO<sub>2</sub> → 2XeOF<sub>4</sub> + SiF<sub>4</sub>
+:2 XeF<sub>6</sub> + SiO<sub>2</sub> → 2 XeOF<sub>4</sub> + SiF<sub>4</sub>
-:2XeOF<sub>4</sub> + SiO<sub>2</sub> → 2XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub> + SiF<sub>4</sub>
+:2 XeOF<sub>4</sub> + SiO<sub>2</sub> → 2 XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub> + SiF<sub>4</sub>
-:2XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub> + SiO<sub>2</sub> → 2XeO<sub>3</sub> + SiF<sub>4</sub>
+:2 XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub> + SiO<sub>2</sub> → 2 XeO<sub>3</sub> + SiF<sub>4</sub>
 ===Idrolisi===
-Anche a contatto con l'acqua XeF<sub>6</sub> reagisce rapidamente formando XeO<sub>3</sub>:<ref name=Appelman>{{cita pubblicazione |cognome=E. H. Appelman e J. G. Malm|nome= |data= |anno=1964 |titolo=Hydrolysis of xenon hexafluoride and the aqueous solution chemistry of xenon  |rivista= J. Am. Chem. Soc.|volume=86 |numero=11 |pagine=2141–2148 |doi=10.1021/ja01065a009 |accesso= 5 ottobre 2010}}</ref>
+Anche a contatto con l'acqua XeF<sub>6</sub> reagisce rapidamente e vigorosamente formando, per stadi successivi, l'ossitetrafluoruro XeOF<sub>4</sub>, il diossidifluoruro XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub>, che però non è facilmente isolabile dalla miscela, e in fine il triossido XeO<sub>3</sub>:<ref name=Appelman>{{cita pubblicazione |cognome=E. H. Appelman e J. G. Malm|nome= |data= |anno=1964 |titolo=Hydrolysis of xenon hexafluoride and the aqueous solution chemistry of xenon  |rivista= J. Am. Chem. Soc.|volume=86 |numero=11 |pagine=2141–2148 |doi=10.1021/ja01065a009 |accesso= 5 ottobre 2010}}</ref>
-:XeF<sub>6</sub> + H<sub>2</sub>O → XeOF<sub>4</sub> + 2HF
+:XeF<sub>6</sub> + H<sub>2</sub>O → XeOF<sub>4</sub> + 2 HF
-:XeOF<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O → XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub> + 2HF
+:XeOF<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O → XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub> + 2 HF
-:XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O → XeO<sub>3</sub> + 2HF
+:XeO<sub>2</sub>F<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O → XeO<sub>3</sub> + 2 HF
-In soluzione fortemente alcalina il decorso della reazione di idrolisi è diverso, con disproporzione dello xeno e formazione dello ione perxenato, dove lo xeno ha numero di ossidazione +8:<ref name=Appelman />
+In soluzione fortemente alcalina il decorso della reazione di idrolisi è diverso, si ha disproporzione dello xenon e formazione dello ione perxenato, dove lo xenon raggiunge lo stato di ossidazione +8:<ref name=Appelman />
-:2XeF<sub>6</sub> + 16OH → XeO<sub>6</sub><sup>4-</sup> + Xe + O<sub>2</sub> + 12F<sup>-</sup> + 8H<sub>2</sub>O
+:2 XeF<sub>6</sub> + 16 OH<sup>−</sup> → XeO<sub>6</sub><sup>4−</sup> + Xe + O<sub>2</sub> + 12 F<sup>−</sup> + 8 H<sub>2</sub>O
 ===Come donatore di ioni fluoruro===
-In queste reazioni si formano [[cationi]] fluorurati dello xeno. XeF<sub>6</sub> reagisce con vari pentafluoruri come ad esempio RuF<sub>5</sub><ref name=House>{{cita libro|cognome=J. E. House |nome= |titolo=Inorganic Chemistry |url=https://archive.org/details/inorganicchemist0000hous |anno=2008 |editore=Academic Press |città=|ISBN=0-12-356786-6}}</ref>, [[AsF5|AsF<sub>5</sub>]], [[SbF5|SbF<sub>5</sub>]], VF<sub>5</sub> e PtF<sub>5</sub>.  Si ha la formazione del catione XeF<sub>5</sub><sup>+</sup>, [[isoelettronico]] e isostrutturale con [[Pentafluoruro di iodio|IF<sub>5</sub>]]:
+In queste reazioni si formano [[cationi]] fluorurati dello xenon. XeF<sub>6</sub> reagisce con vari pentafluoruri come ad esempio RuF<sub>5</sub><ref name=House>{{cita libro|cognome=J. E. House |nome= |titolo=Inorganic Chemistry |url=https://archive.org/details/inorganicchemist0000hous |anno=2008 |editore=Academic Press |città=|ISBN=0-12-356786-6}}</ref>, [[AsF5|AsF<sub>5</sub>]], [[SbF5|SbF<sub>5</sub>]], VF<sub>5</sub> e PtF<sub>5</sub>.  Si ha la formazione del catione XeF<sub>5</sub><sup>+</sup>, [[isoelettronico]] e isostrutturale con [[Pentafluoruro di iodio|IF<sub>5</sub>]]:
-:XeF<sub>6</sub> + RuF<sub>5</sub> → [XeF<sub>5</sub>]<sup>+</sup>[RuF<sub>6</sub>]<sup>-</sup>
+:XeF<sub>6</sub> + RuF<sub>5</sub> → [XeF<sub>5</sub>]<sup>+</sup>[RuF<sub>6</sub>]<sup>−</sup>
 È noto anche il catione [Xe<sub>2</sub>F<sub>11</sub>]<sup>+</sup>.<ref name= Housecroft />
 ===Come accettore di ioni fluoruro===
-In queste reazioni si formano [[anioni]] fluorurati dello xeno. La capacità di accettare ioni fluoruro è caratteristica di XeF<sub>6</sub>, mentre in XeF<sub>2</sub> questo tipo di reattività è assente, e in XeF<sub>4</sub> sono noti solo pochi casi. Con i fluoruri di sodio e potassio XeF<sub>6</sub> reagisce per formare direttamente lo ione octafluoroxenato(VI), XeF<sub>8</sub><sup>2-</sup>:<ref name=Chandra>{{cita libro|cognome=S. Chandra |nome= |titolo= Comprehensive Inorganic Chemistry|anno=2004 |editore=New Age International |città=|ISBN=81-224-1512-1}}</ref>
+In queste reazioni si formano [[anioni]] fluorurati dello xenon. La capacità di accettare ioni fluoruro è caratteristica di XeF<sub>6</sub>, mentre in XeF<sub>2</sub> questo tipo di reattività è assente, e in XeF<sub>4</sub> sono noti solo pochi casi. Con i fluoruri di sodio e potassio XeF<sub>6</sub> reagisce per formare direttamente lo ione ottafluoroxenato(VI), XeF<sub>8</sub><sup>2−</sup>:<ref name=Chandra>{{cita libro|cognome=S. Chandra |nome= |titolo= Comprehensive Inorganic Chemistry|anno=2004 |editore=New Age International |città=|ISBN=81-224-1512-1}}</ref>
-:2[[Fluoruro di sodio|NaF]] + XeF<sub>6</sub> → Na<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>
+:2 [[Fluoruro di sodio|NaF]] + XeF<sub>6</sub> → Na<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>
-:2[[Fluoruro di potassio|KF]] + XeF<sub>6</sub> → K<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>
+:2 [[Fluoruro di potassio|KF]] + XeF<sub>6</sub> → K<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>
-Lo ione XeF<sub>8</sub><sup>2-</sup> ha una struttura di [[antiprisma]] a base quadrata, come osservato dall'analisi a raggi X su singolo cristallo del composto (NO)<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>.<ref>{{cita pubblicazione |cognome= S. W. Peterson, J. H. Holloway, B. A. Coyle e J. M. Williams|nome= |data= |anno=1971 |titolo=Antiprismatic coordination about xenon: the structure of nitrosonium octafluoroxenate(VI) |rivista=Science |volume=173 |numero=4003 |pagine=1238–1239 |doi=10.1126/science.173.4003.1238 |accesso= 5 ottobre 2010}}</ref> Questi sali sono meno stabili degli analoghi composti di cesio e rubidio, che formano dapprima gli eptafluoroxenati:
+Lo ione XeF<sub>8</sub><sup>2-</sup> ha la struttura di un [[antiprisma]] quadrato, come si deduce dall'analisi [[Diffrazione dei raggi X|diffrattometrica dei raggi X]] su un [[monocristallo]] dell'ottafluoroxenato di nitrosonio [N≡O<sup>+</sup>]<sub>2</sub>[XeF<sub>8</sub>]<sup>2−</sup>.<ref>{{cita pubblicazione |cognome= S. W. Peterson, J. H. Holloway, B. A. Coyle e J. M. Williams|nome= |data= |anno=1971 |titolo=Antiprismatic coordination about xenon: the structure of nitrosonium octafluoroxenate(VI) |rivista=Science |volume=173 |numero=4003 |pagine=1238–1239 |doi=10.1126/science.173.4003.1238 |accesso= 5 ottobre 2010}}</ref> Questi sali di Na e K sono meno stabili degli analoghi composti di cesio e rubidio, che formano dapprima gli eptafluoroxenati:
 :[[Fluoruro di cesio|CsF]] + XeF<sub>6</sub> → CsXeF<sub>7</sub>
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 :[[Fluoruro di rubidio|RbF]] + XeF<sub>6</sub> → RbXeF<sub>7</sub>
-questi ultimi per pirolisi rispettivamente a 50&nbsp;°C e 20&nbsp;°C formano gli octafluoroxenati<ref name=Chandra /><ref name=Holleman>{{cita libro|cognome=A. F. Holleman e E. Wiberg|nome= |titolo=Inorganic Chemistry |anno=2001 |editore=Academic Press |città=|ISBN=0-12-352651-5}}</ref><ref name=Riedel>{{de}} {{cita libro|cognome=E. Riedel e C. Janiak|nome= |titolo=Anorganische Chemie |anno=2007 |editore=Walter de Gruyters |città=|ISBN=3-11-018903-8}}</ref> di colore giallo:<ref>"Xenon". Encyclopaedia Britannica. Encyclopaedia Britannica Inc.. 1995.</ref>
+questi ultimi per pirolisi, rispettivamente a 50&nbsp;°C e 20&nbsp;°C, formano gli ottafluoroxenati<ref name=Chandra /><ref name=Holleman>{{cita libro|cognome=A. F. Holleman e E. Wiberg|nome= |titolo=Inorganic Chemistry |anno=2001 |editore=Academic Press |città=|ISBN=0-12-352651-5}}</ref><ref name=Riedel>{{de}} {{cita libro|cognome=E. Riedel e C. Janiak|nome= |titolo=Anorganische Chemie |anno=2007 |editore=Walter de Gruyters |città=|ISBN=3-11-018903-8}}</ref> di colore giallo:<ref>"Xenon". Encyclopaedia Britannica. Encyclopaedia Britannica Inc.. 1995.</ref>
-:2CsXeF<sub>7</sub> → Cs<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub> + XeF<sub>6</sub>
+:2 CsXeF<sub>7</sub> → Cs<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub> + XeF<sub>6</sub>
-:2RbXeF<sub>7</sub> → Rb<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub> + XeF<sub>6</sub>
+:2 RbXeF<sub>7</sub> → Rb<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub> + XeF<sub>6</sub>
-I sali [[Octafluoroxenato di cesio|Cs<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>]] e [[Octafluoroxenato di rubidio|Rb<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>]] sono i più stabili composti di xeno sinora conosciuti, e si decompongono solo per riscaldamento oltre 400&nbsp;°C.<ref name=Chandra /><ref name=Holleman /><ref name=Riedel /> Questi sali si decompongono in presenza di acqua, formando vari prodotti contenenti xeno e ossigeno.<ref name=Chandra />
+La stabilità di questi ottafluoroxenati alcalini aumenta all'aumentare del [[numero atomico]] del metallo;<ref>{{Cita libro|autore=N. N. Greenwood|autore2=A. Earnshaw|titolo=Chemistry of the Elements|url=https://archive.org/details/chemistryelement00aear_346|ed=2|anno=1997|editore=Butterworth - Heinemann|p=899|ISBN=0-7506-3365-4}}</ref> i sali [[Octafluoroxenato di cesio|Cs<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>]] e [[Octafluoroxenato di rubidio|Rb<sub>2</sub>XeF<sub>8</sub>]] sono i più stabili composti di xenon sinora conosciuti, e si decompongono solo per riscaldamento oltre 400&nbsp;°C.<ref name=Chandra /><ref name=Holleman /><ref name=Riedel /> In presenza di acqua, questi sali si decompongono formando vari prodotti contenenti xenon e ossigeno.<ref name=Chandra />
 == Note ==
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 == Bibliografia ==
 * {{cita libro|cognome= Greenwood |nome=N. N. |coautori= A. Earnshaw |titolo=Chemistry of the elements |ed=2 |anno=1997 |editore=Butterworth-Heinemann |città=Oxford |ISBN=0-7506-3365-4 }}
+== Voci correlate ==
+* [[Tetrafluoruro di xeno|Tetrafluoruro di xenon]]
+* [[Difluoruro di xeno|Difluoruro di xenon]]
+* [[Triossido di xeno|Triossido di xenon]]
 == Altri progetti ==

Esafluoruro di xeno: differenze tra le versioni

Versione delle 10:32, 30 mag 2024

Indice