Fluoruro di cesio
| Fluoruro di cesio | |
|---|---|
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| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | CsF |
| Massa molecolare (u) | 151,90 |
| Aspetto | solido cristallino bianco |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 236-487-3 |
| PubChem | 25953 |
| SMILES | [F-].[Cs+] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 4,115 |
| Solubilità in acqua | 367 g/100 mL (18 °C) |
| Temperatura di fusione | 682 °C (955 K) |
| Temperatura di ebollizione | 1251 °C (1524 K) |
| Sistema cristallino | cubico, cF8 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Punto di fiamma | non infiammabile |
| Simboli di rischio chimico | |
  
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| pericolo | |
| Frasi H | 301 - 311 - 315 - 318 - 331 - 361f |
| Consigli P | 201 - 202 - 260 - 261 - 264 - 270 - 271 - 280 - 281 - 301+310 - 301+330+331 - 302+352 - 303+361+353 - 304+340 |
Il fluoruro di cesio è il composto chimico di formula CsF. È un composto ionico; all'aspetto è un solido bianco igroscopico. È più solubile del fluoruro di sodio e del fluoruro di potassio. Come tutti i fluoruri solubili è un composto leggermente basico. Sono da evitare i contatti con sostanze acide, perché si forma acido fluoridrico, un composto molto tossico e corrosivo. CsF trova applicazioni nella sintesi di composti organici.
Struttura
[modifica | modifica wikitesto]Il fluoruro di cesio è un composto ionico, e nel cristallo ha una struttura tipo NaCl inversa, dato che i cationi Cs+ sono più grandi degli anioni F-. Negli alogenuri di litio, sodio, potassio e rubidio invece il catione è più piccolo dell'anione. Gli ioni Cs+ hanno un arrangiamento cubico a faccia centrata e gli ioni F- occupano gli interstizi ottaedrici.[1]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]Il fluoruro di cesio viene preparato neutralizzando l'idrossido di cesio con acido fluoridrico; successivamente l'acqua viene rimossa per riscaldamento.
- CsOH + HF → CsF + H2O
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]In generale CsF reagisce come fonte di ioni fluoruro, F-. Le sue reazioni sono quindi analoghe alle usuali reazioni dei fluoruri solubili come il fluoruro di potassio. Ad esempio:[2]
- 2 CsF (aq) + CaCl2 (aq) → 2 CsCl (aq) + CaF2 (s)
Oltre che in acqua, CsF può dissociarsi anche in solventi anidri, rilasciando ioni fluoruro, che possono reagire con cloruri arilici elettron-deficienti per formare fluoruri arilici (Reazione di Finkelstein). Dato che il legame Si-F è molto forte, lo ione fluoruro è utile in chimica organica per reazioni di desililazione (rimozione di gruppi contenenti silicio); il CsF è molto adatto a questo scopo (vedi oltre). Come tutti i fluoruri solubili, CsF è moderatamente basico, dato che HF è un acido debole. Lo ione fluoruro è poco nucleofilo ed è quindi una base utile in chimica organica.[2]
CsF è disponibile in forma anidra; se ha assorbito acqua è facile seccarlo per riscaldamento a 100 °C per due ore sotto vuoto.[3] Quando serve una fonte di ioni fluoruro anidri "nudi", CsF è quindi una utile alternativa al tetra-n-butilammonio fluoruro (TBAF), che è più igroscopico.
CsF è spesso considerato il composto più ionico possibile, dato che il fluoro è l'elemento più elettronegativo, e il cesio è l'elemento meno elettronegativo (escludendo il francio, elemento molto raro, instabile e radioattivo).
Usi
[modifica | modifica wikitesto]Il fluoruro di cesio è una base utile in reazioni di chimica organica, dato che lo ione fluoruro agisce difficilmente da nucleofilo. È noto che nella reazione di condensazione di Knoevenagel CsF dà rese migliori rispetto a KF o NaF.[4] CsF è anche utile come base in reazioni di condensazione di Suzuki.[5][6]
Un'altra applicazione importante del CsF in laboratorio è la rimozione di gruppi contenenti silicio (desililazione). In soluzione di DMF o THF il fluoruro di cesio può attaccare vari composti organo silicici formando il fluoruro corrispondente e un carbanione, che può successivamente reagire con elettrofili.[1] Ad esempio:[4]
Reazioni di desililazione sono utili anche per rimuovere gruppi protettivi silici.
CsF è usato comunemente come fonte di fluoruri per sintetizzare composti organici fluorurati. Ad esempio, CsF reagisce con esafluoroacetone formando il sale perfluoroalcossido di cesio che è stabile fino a 60 °C, a differenza dei corrispondenti sali di sodio e potassio.[7]
Cristalli singoli di CsF sono trasparenti nel lontano infrarosso. Per questo motivo CsF è spesso usato per costruire finestre di celle per spettroscopia infrarossa.
Indicazioni di sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]Come altri fluoruri solubili, il CsF è moderatamente tossico.[8] Contatti con acidi vanno evitati perché si forma acido fluoridrico, fortemente tossico e corrosivo. Il catione Cs+ in sé non è considerato tossico, al pari del cloruro di cesio.[9]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b Handbook of Chemistry and Physics, 71ª ed., Ann Arbor, Michigan, CRC Press, 1990, ISBN xxx.
- ^ a b N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ G. K. Friestad e B. P. Branchaud, Handbook of reagents for organic synthesis: acidic and basic reagents, a cura di H. J. Reich e J. H. Rigby, New York, Wiley, 1999, pp. 99-103., ISBN 978-0-471-97925-8.
- ^ a b M. Fiorenza, A. Mordini, S. Papaleo, S. Pastorelli e A. Ricci, Fluoride ion induced reactions of organosilanes: the preparation of mono and dicarbonyl compounds from β-ketosilanes, in Tetrahedron Letters, vol. 26, n. 6, 1985, pp. 787-788, DOI:10.1016/S0040-4039(00)89137-6. URL consultato il 14 ottobre 2010.
- ^ L. Hong, W. Yangjie e Y. Weibo, An efficient catalyst for the synthesis of ortho-substituted biaryls by the Suzuki cross-coupling: triphenylphosphine adduct of cyclopalladated ferrocenylimine, in J. Organomet. Chem., vol. 691, n. 26, 2006, pp. 5688-5696, DOI:10.1016/j.jorganchem.2006.09.023. URL consultato il 14 ottobre 2010.
- ^ L. Bartali, A. Guarna, P. Larini e E. G. Occhiato, Carbonylative Suzuki–Miyaura coupling reaction of lactam-, lactone-, and thiolactone-derived enol triflates for the synthesis of unsymmetrical dienones, in Eur. J. Org. Chem., vol. 2007, n. 13, 2007, pp. 2152-2163, DOI:10.1002/ejoc.200601089. URL consultato il 14 ottobre 2010.
- ^ F. W. Evans, M. H. Litt, A. M. Weider-Kubanek e F. P. Avonda, Formation of adducts between fluorinated ketones and metal fluorides, in J. Org. Chem., vol. 33, n. 5, 1968, pp. 1837-1839, DOI:10.1021/jo01269a028. URL consultato il 14 ottobre 2010.
- ^ Scheda MSDS del fluoruro di cesio, su hazard.com. URL consultato il 14 ottobre 2010 (archiviato dall'url originale il 9 febbraio 2012).
- ^ Scheda MSDS del cloruro di cesio
Bibliografia
[modifica | modifica wikitesto]- C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 2ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2005, ISBN 0-13-039913-2.
- N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
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