Pentafluoruro di antimonio

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Pentafluoruro di antimonio
Pentafluoruro di antimonio allo stato gassoso
Pentafluoruro di antimonio allo stato gassoso
Nome IUPAC
pentafluoruro di antimonio
Nomi alternativi
fluoruro di antimonio(V)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare SbF5
Massa molecolare (u) 216,74
Aspetto liquido incolore oleoso igroscopico
Numero CAS [7783-70-2]
Numero EINECS 232-021-8
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
Tossico Corrosivo Pericoloso in ambiente
Frasi R 14, 23/24/25, 35, 51/53
Frasi S 26, 36/37/39, 45, 61

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 sorgente]

Struttura di SbF5 allo stato liquido
Struttura di SbF5 allo stato cristallino

SbF5 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.[1] 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.[2] Negli altri elementi dello stesso gruppo, le specie PF5 e AsF5 sono monomeriche anche allo stato liquido e solido, probabilmente perché l'atomo centrale è più piccolo impedendo un aumento del numero di coordinazione. BiF5 è un polimero.[3]

Sintesi[modifica | modifica sorgente]

SbF5 fu preparato per la prima volta da Otto Ruff e Wilhelm Plato nel 1904, facendo reagire pentacloruro di antimonio con acido fluoridrico anidro:[4]

SbCl5 + 5HF → SbF5 + 5HCl

Si può preparare anche da trifluoruro di antimonio e fluoro:[5]

SbF3 + F2 → SbF5

Reattività[modifica | modifica sorgente]

SbF5 è un composto estremamente reattivo, forte acido di Lewis ed energico fluorurante e ossidante.

Come acido di Lewis[modifica | modifica sorgente]

SbF5 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 SbF5 formando [Sb2F11] e [Sb3F16].[6] Ad esempio:

SbF5 + [SbF6] → [Sb2F11]

La formazione e la stabilità di [SbF6] è alla base dell'utilizzo di SbF5 per la generazione di superacidi. Miscele di SbF5 e HF sono note come acido fluoroantimonico, il più forte superacido noto, in grado di protonare anche basi estremamente deboli come gli idrocarburi:[6]

SbF5 + 2HF ⇄ [SbF6] + [H2F]+

Un altro superacido, noto come acido magico, si ottiene con miscele di SbF5 e acido fluorosulfonico:[6]

SbF5 + 2HSO3F ⇄ [H2SO3F]+ + [F5SbOSO2F]

Altre reazioni che evidenziano la tendenza ad accettare ioni fluoruro sono:[6]

SbF5 + NF3 + F2 → [NF4]+[SbF6]
SbF5 + AsF3 → [AsF2]+[SbF6]

La grande affinità di SbF5 per lo ione fluoruro ha permesso anche di realizzare la prima reazione chimica che porta alla formazione di fluoro elementare:[7]

4SbF5 + 2K2MnF6 → 4KSbF6 + 2MnF3 + F2

Come fluorurante e ossidante[modifica | modifica sorgente]

Nella formazione di superacidi, l'acidità di Lewis di SbF5 serve ad aumentare l'acidità di Brønsted di HF e HSO3F. Analogamente, SbF5 può servire ad aumentare il potere ossidante del fluoro per arrivare ad ossidare l'ossigeno:[8]

2SbF5 + F2 + 2O2 → 2[O2]+[SbF6]

Anche lo zolfo può essere ossidato con SbF5 usando un solvente inerte come SO2:[1]

S8 + 3SbF5 → [S82+][SbF6]2 + SbF3

Come fluorurante, SbF5 è spesso usato in miscela con SbCl5; in questo modo, ad esempio, da SOCl2 e POCl3 si ottengono rispettivamente SOF2 e POFCl2.[1]

Sicurezza[modifica | modifica sorgente]

SbF5 è un composto chimico pericoloso. È tossico per inalazione, ingestione e contatto. È fortemente corrosivo per la pelle. Non è classificato come cancerogeno. È tossico per gli organismi acquatici e provoca danni a lungo termine per l'ambiente acquatico.[9]

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ a b c N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  2. ^ A. J. Edwards, P. Taylor, Crystal structure of antimony pentafluoride in J. Chem. Soc. D, Chem. Commun., 1971, pp. 1376-1377, DOI:10.1039/C29710001376.
  3. ^ A. F. Holleman, E. Wiberg, Inorganic chemistry, San Diego, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
  4. ^ (DE) O. Ruff, 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, nº 1, 1904, pp. 673-683, DOI:10.1002/cber.190403701109.
  5. ^ G. Brauer, Handbook of preparative inorganic chemistry, 2ª ed., New York, Academic Press, 1963, p. 200.
  6. ^ a b c d C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
  7. ^ K. O. Christe, Chemical synthesis of elemental fluorine in Inorg. Chem., vol. 25, nº 21, 1986, pp. 3721–3722, DOI:10.1021/ic00241a001.
  8. ^ J. Shamir, J. Binenboym, Dioxygenyl salts in Inorg. Synth., vol. 14, 1973, pp. 39-42, DOI:10.1002/9780470132456.ch8.
  9. ^ Alfa Aesar, Scheda dati di sicurezza di SbF5. URL consultato l'11-4-2011.
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