Pentafluoruro di antimonio
| Pentafluoruro di antimonio | |
|---|---|
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 | |
| Nome IUPAC | |
| pentafluoruro di antimonio | |
| Nomi alternativi | |
| fluoruro di antimonio(V)
fluoruro antimonico | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | SbF5 |
| Massa molecolare (u) | 216,74 |
| Aspetto | liquido incolore oleoso igroscopico |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-021-8 |
| PubChem | 24557 |
| SMILES | F[Sb](F)(F)(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,99 |
| Solubilità in acqua | reazione violenta |
| Temperatura di fusione | 281,4 (8,3 °C) |
| Temperatura di ebollizione | 422,7 (149,5 °C) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
  
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| pericolo | |
| Frasi H | 301+311+331 - 314 - 411 - EUH014 |
| Consigli P | 260 - 264 - 273 - 280 - 305+351+338 - 310 [1] |
Il pentafluoruro di antimonio è il composto chimico con formula SbF5, dove l'antimonio ha numero di ossidazione +5. In condizioni standard è un liquido incolore viscoso. È noto soprattutto per le sue caratteristiche di acido di Lewis, ma anche come ossidante e fluorurante. Viene utilizzato per la preparazione dell'acido fluoroantimonico, un superacido che è il più potente acido conosciuto.
Struttura[modifica | modifica wikitesto]
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Il pentafluoruro di antimonio è un composto molecolare. Allo stato gassoso la molecola ha struttura a bipiramide trigonale, con simmetria D3h, in accordo con la teoria VSEPR. Allo stato liquido è molto viscoso, ed è formato da catene polimeriche di ottaedri SbF6 dove due dei fluoruri collegano due centri Sb vicini.[2] Allo stato cristallino si formano tetrameri di formula [SbF3(μ-F)]4. Le distanze Sb–F nell'anello a otto termini Sb4F4 sono circa 202 pm; per gli altri fluoruri diretti all'esterno la distanza Sb–F è più corta, circa 182 pm.[3] Negli altri elementi dello stesso gruppo, le specie pentafluoruro di fosforo (PF5) e pentafluoruro di arsenico (AsF5) sono monomeriche anche allo stato liquido e solido, probabilmente perché l'atomo centrale è più piccolo impedendo un aumento del numero di coordinazione. Il pentafluoruro di bismuto (BiF5) è un polimero.[4]
Sintesi[modifica | modifica wikitesto]
Il pentafluoruro di antimonio fu preparato per la prima volta da Otto Ruff e Wilhelm Plato nel 1904, facendo reagire pentacloruro di antimonio con acido fluoridrico anidro:[5]
Si può preparare anche da trifluoruro di antimonio e fluoro:[6]
Reattività[modifica | modifica wikitesto]
Il pentafluoruro di antimonio è un composto estremamente reattivo, forte acido di Lewis ed energico fluorurante e ossidante.
Come acido di Lewis[modifica | modifica wikitesto]
Il pentafluoruro di antimonio è un accettore particolarmente forte di ioni fluoruro, formando l'anione esafluoroantimoniato, [SbF6]−, molto stabile. Si possono formare anche anioni di maggiori dimensioni, dato che [SbF6]− può ulteriormente reagire con il pentafluoruro di antimonio formando [Sb2F11]− e [Sb3F16]−.[7] Ad esempio:
![{\displaystyle {\ce {SbF5 \ + [SbF6]^{-}-> [Sb2F11]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9dcc52d626b34b2019db7e0c60d862df34b3fc6a)
La formazione e la stabilità di [SbF6]− è alla base dell'utilizzo delpentafluoruro di antimonio per la generazione di superacidi. Miscele di perntafluoruro di antimonio e acido fluoridrico sono note come acido fluoroantimonico, il più forte superacido noto, in grado di protonare anche basi estremamente deboli come gli idrocarburi:[7]
![{\displaystyle {\ce {SbF5\ +\ 2HF\leftrightarrows [SbF6]^{-}\ +\ [H2F]^{+}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/12cf4c24e248cf81f5c17c21ccc8e8f945978a29)
Un altro superacido, noto come acido magico, si ottiene con miscele di pentafluoruro di antimonio e acido fluorosulfonico:[7]
![{\displaystyle {\ce {SbF5\ +\ 2HSO3F\leftrightarrows [H2SO3F]^{+}\ +\ [F5SbOSO2F]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4aa29bd73192d0d3bc32e1004522848aae2e273b)
Altre reazioni che evidenziano la tendenza ad accettare ioni fluoruro sono:[7]
![{\displaystyle {\ce {SbF5\ +\ NF3\ +\ F2->\ [NF4]^{+}[SbF6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4225de26cc1b723386e4648c6d9b07a59fff7585)
![{\displaystyle {\ce {SbF5\ +\ AsF3->\ [AsF2]^{+}[SbF6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e8ec38bb33d9827d01e7ce7a05f01038adf3e2ac)
La grande affinità del pentafluoruro di antimonio per lo ione fluoruro ha permesso anche di realizzare la prima reazione chimica che porta alla formazione di fluoro elementare:[8]
Come fluorurante e ossidante[modifica | modifica wikitesto]
Nella formazione di superacidi, l'acidità di Lewis del pentafluoruro di antimonio serve ad aumentare l'acidità di Brønsted dell'acido fluoridrico e acido fluorosolforico (HSO3F). Analogamente, il pentafluoruro di antimonio può servire ad aumentare il potere ossidante del fluoro per arrivare ad ossidare l'ossigeno:[9]
![{\displaystyle {\ce {2SbF5\ +\ F2\ +\ 2O2->2[O2]^{+}[SbF6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/07a722a8485a7e56d2a95443704e2a026117e1f9)
Anche lo zolfo può essere ossidato con pentafluoruro di antimonio usando un solvente inerte come l'anidride solforosa (SO2):[2]
![{\displaystyle {\ce {S8\ +\ 3SbF5->\ [S8^{2+}][SbF6^{-}]2\ +\ SbF3}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3db4943bb085d66ffae10023706d2092ddf0bc2e)
Come fluorurante, il pentafluoruro di antimonio è spesso usato in miscela col pentacloruro di antimonio (SbCl5); in questo modo, ad esempio, dal cloruro di tionile (SOCl2) e dall'ossicloruro di fosforo (POCl3) si ottengono rispettivamente fluoruro di tionile (SOF2) e POFCl2.[2]
Sicurezza[modifica | modifica wikitesto]
Il pentafluoruro di antimonio è un composto chimico pericoloso. È tossico per inalazione, ingestione e contatto. È fortemente corrosivo per la pelle e non è classificato come cancerogeno. È tossico per gli organismi acquatici e provoca danni a lungo termine per l'ambiente acquatico.[10]
Note[modifica | modifica wikitesto]
- ^ scheda del composto su GESTIS [1]
- ^ a b c (EN) Greenwood, N.N. e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ (EN) A.J. Edwards e P. Taylor, Crystal structure of antimony pentafluoride, in J. Chem. Soc. D, Chem. Commun., 1971, pp. 1376-1377, DOI:10.1039/C29710001376. URL consultato il 9 aprile 2011.
- ^ (EN) A.F. Holleman e E. Wiberg, Inorganic chemistry, San Diego, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
- ^ (DE) O. Ruff e W. Plato, Ueber die Darstellung und die physikalische Beschaffenheit einiger neuer Fluorverbindungen. Titantetrafluorid, Zinntetrafluorid, Antimonpentafluorid, sowie gemischte Antimon-Trifluoride und -Pentafluoride, in Ber. deutsch. chem. Ges., vol. 37, n. 1, 1904, pp. 673-683, DOI:10.1002/cber.190403701109. URL consultato l'11 aprile 2011.
- ^ (EN) G. Brauer (a cura di), Handbook of preparative inorganic chemistry, 2ª ed., New York, Academic Press, 1963, p. 200.
- ^ a b c d (EN) Housecroft, C.E. e A.G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (Inghilterra), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-01-31-75553-6.
- ^ (EN) K.O. Christe, Chemical synthesis of elemental fluorine, in Inorg. Chem., vol. 25, n. 21, 1986, pp. 3721–3722, DOI:10.1021/ic00241a001. URL consultato l'11 aprile 2011.
- ^ (EN) J. Shamir e J. Binenboym, Dioxygenyl salts, in Inorg. Synth., vol. 14, 1973, pp. 39-42, DOI:10.1002/9780470132456.ch8. URL consultato l'11 aprile 2011.
- ^ Alfa Aesar, Scheda dati di sicurezza di SbF5 (PDF), su alfa.com:. URL consultato l'11 aprile 2011.
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