Trifluoruro di antimonio

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Trifluoruro di antimonio
Schema di struttura del trifluoruro di antimonio
Struttura cristallina del trifluoruro di antimonio
Nome IUPAC
trifluoruro di antimonio
Nomi alternativi
fluoruro di antimonio(III), reattivo di Swarts
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare SbF3
Massa molecolare (u) 178,75
Aspetto solido cristallino incolore
Numero CAS [7783-56-4]
Numero EINECS 232-009-2
PubChem 24554
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 4,379
Solubilità in acqua 4430 g/L (20 °C)
Temperatura di fusione 292 °C (565 K)
Temperatura di ebollizione 376 °C (649 K)
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1) –915,5
Proprietà tossicologiche
LD50 (mg/kg) 804 (ratto, orale)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
tossicità acuta pericoloso per l'ambiente
Frasi H 301, 311, 331, 411
Consigli P 273, 280, 303+361+353, 305+351+338, 310, 404

Il trifluoruro di antimonio è il composto inorganico di formula SbF3. In condizioni normali è un solido incolore o grigio chiaro di odore pungente. In questo composto l'antimonio è nello stato di ossidazione +3. Ha proprietà fluoruranti, e viene usato per inserire il fluoro al posto di altri alogeni in composti organici e inorganici.

Cenni storici[modifica | modifica sorgente]

Il trifluoruro di antimonio fu ottenuto per la prima volta da Berzelius nel 1824, facendo reagire acido fluoridrico e ossido di antimonio. Poco dopo, nel 1826 Dumas lo ottenne da polvere di antimonio e fluoruro di mercurio.[1]

Caratteristiche strutturali e fisiche[modifica | modifica sorgente]

Allo stato solido SbF3 appare costituito da singole molecole piramidali SbF3 con distanze di legame Sb–F di 192 pm, legate tra loro con legami a ponte fluoro, con distanze Sb ••• F più lunghe, pari a 261 pm. Attorno ai centri Sb esiste quindi una geometria ottaedrica distorta.[2] L'interazione allo stato solido tra le varie unità SbF3 rende questo composto meno volatile degli altri trialogenuri di antimonio.[3]

Sintesi[modifica | modifica sorgente]

SbF3 si prepara trattando Sb2O3 con fluoruro di idrogeno:[4]

Sb2O3 + 6HF → 2SbF3 + 3H2O

Reattività[modifica | modifica sorgente]

SbF3 è molto solubile in acqua, dove idrolizza lentamente liberando acido fluoridrico. Lo stesso avviene esponendo il solido all'umidità atmosferica.[2]

Il composto è un acido di Lewis forte e con donatori di ioni fluoruro forma le specie SbF4 e SbF52–. Queste possono formare anioni più complessi come Sb2F11, Sb3F16 e altri.[2]

SbF3 è un tipico fluorurante, usato per ottenere fluoruri da cloruri non metallici. Ad esempio converte B2Cl4 in B2F4, SiCl4 in SiF4.[5]

In particolare è importante come fluorurante per la sintesi di composti organici fluorurati (reazione di Swarts).[3] Questa applicazione deve il suo nome al chimico belga Frédéric Swarts, che la introdusse nel 1892, ed era usata per la produzione industriale di freon.[5]

SbF3 è usato per la sintesi di pentafluoruro di antimonio:[5]

SbF3 + F2 → SbF5

Usi[modifica | modifica sorgente]

Oltre agli usi chimici indicati in precedenza, SbF3 viene usato nella produzione di ceramiche e porcellane. KSbF4 è usato come mordente nelle tinture.[2]

Indicazioni di sicurezza[modifica | modifica sorgente]

SbF3 è disponibile in commercio. Il composto è tossico per inalazione, per ingestione e per contatto con la pelle. Provoca ustioni a pelle, mucose e occhi. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene. Viene considerato molto pericoloso per le acque; è tossico per i pesci.[6]

Note[modifica | modifica sorgente]

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

  • G. Brauer (a cura di), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, vol. 1, 2ª ed., New York, Academic Press, 1963.
  • H. J. Breunig, Antimony: inorganic chemistry in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2005, DOI:10.1002/0470862106.ia011, ISBN 9780470862100.
  • N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  • C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
  • H. Moissan (a cura di), Traité de Chimie Minérale, Tome II, Métalloides, Parigi, Masson, 1905.
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