Fluoruro di argento(II)
| Fluoruro di argento(II) | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| Fluoruro d'argento(II), difluoruro d'argento | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | AgF2 |
| Massa molecolare (u) | 145,865 |
| Aspetto | solido bianco-grigio |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-037-5 |
| PubChem | 82221 e 11542804 |
| SMILES | [F-].[F-].[Ag] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 4,57[1] |
| Solubilità in acqua | decomposizione violenta |
| Temperatura di fusione | 690 °C (963 K)[2] |
| Temperatura di ebollizione | 700 °C (973 K) (dec) |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | –360,0[2] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
  
| |
| pericolo | |
| Frasi H | 272 - 301+311+331 - 314 [1] |
| Consigli P | 210 - 280 - 301+330+331+310 - 303+361+353 - 304+340+310 - 305+351+338 [1] |
Il fluoruro d'argento(II) o difluoruro d'argento è il composto binario dell'argento bivalente con il fluoro, avente formula AgF2. È un raro caso di composto dove l'argento ha numero di ossidazione +2, anziché l'usuale +1. AgF2 è stabile a temperatura ambiente e molto oltre e trova utilizzo nei laboratori chimici come agente fluorurante, specie per gli idrocarburi.[3] anche perché è uno dei non molti fluoruranti termicamente stabili.[4]
Proprietà
[modifica | modifica wikitesto]AgF2 puro è un solido bianco, fotosensibile e molto igroscopico;[5] eventuali colorazioni più o meno grigio/brune sono dovute a impurezze.[5] Nella maggior parte dei campioni il rapporto F/Ag è minore di due, in genere vicino a 1,75 a causa di contaminazioni di argento, ossigeno e carbonio.[6] Il composto è antiferromagnetico (Tc= 163 K), con un momento magnetico più basso di quello prevedibile per un elettrone spaiato.[7][8] Nel solido la coordinazione di Ag è ottaedrica ma, dato che Ag(II) ha configurazione elettronica d 9, l'ottaedro risulta distorto per effetto Jahn-Teller, con distanze Ag–F di 207 e 259 pm.[9]
In passato si era dubitato che lo stato di ossidazione dell'argento fosse +2, pensando ad una formulazione del tipo AgI[AgIIIF4], simile a quella nota per l'ossido di formula empirica AgO, che è invece l'ossido misto di argento(I,III).[10] Studi di diffrazione neutronica sul cristallo di AgF2 hanno però confermato la descrizione come genuino composto di argento(II). Si è trovato che AgI[AgIIIF4] si forma ad alta temperatura, ma è instabile rispetto a AgF2.[11]
Il difluoruro di argento, pur essendo un composto termodinamicamente stabile, ΔHƒ° = -360,0 kJ/mol,[12] è però un forte ossidante, E°(Ag2+ / Ag+) = +1,98 V), un valore questo che è compreso tra quello del perbromato (1,85 V) e quello del perossidisolfato (2,010 V) e non distante da quello dell'ozono (2,075 V);[13] infatti, reagisce violentemente con l'acqua ossidandola (4 AgF2 + 4 H2O → 2 Ag2O + 8 HF + O2) e, se in ambiente acido, dalla reazione viene in effetti prodotto anche ozono[5][14] e ossida a O2 anche l'acqua ossigenata.[15]
In quanto a potere ossidante somiglia da vicino ad altri fluoruri di metalli che si trovano in stati di ossidazione più alti di quelli più usuali, come CoF3, MnF3, CeF4 e PbF4.[16] Oltre che in AgF2, o ione Ag2+ è noto anche nel bis(fluorosolfato) di argento Ag(OSO2F)2; Ag2+ è anche in grado di ossidare lo ione Mn2+ a permanganato MnO4− e lo ione Cr3+ a cromato CrO42−.[15]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]AgF2 venne sintetizzato per la prima volta nel 1934 da Otto Ruff.[17] Si può preparare facendo reagire fluoro gassoso con argento in polvere. La reazione è fortemente esotermica. Alternativamente, si può ottenere facendo passare fluoro gassoso su AgCl a 250 °C.[18]
- Ag + F2 → AgF2
- 2 AgCl + F2 → 2 AgF2 + Cl2
Partendo da AgF, la fluorurazione ossidativa ad AgF2 può essere effettuata in maniera pulita con il difluoruro di kripton:[19]
- KrF2 + 2 AgF → 2 AgF2 + Kr
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]AgF2 è termicamente stabile fino a circa 690 °C.[20] Il composto ha forti capacità fluoruranti e ossidanti. Deve essere conservato in recipienti di Teflon o in contenitori metallici passivati. È sensibile alla luce. A contatto con acqua viene istantaneamente idrolizzato.[18]
Con anioni fluoruro, che da esso non sono ossidabili,[20] si comporta da acido di Lewis formando ioni complessi come AgF3–, AgF42– e AgF64–.[8][21][22]
La reazione di AgF2 con monossido di carbonio porta a fluorofosgene:[23]
- 2 AgF2 + CO → 2 AgF + COF2
AgF2 catalizza in modo esplosivo la reazione tra xeno e fluoro.[24]
Usi
[modifica | modifica wikitesto]AgF2 è un agente fluorurante più semplice da utilizzare del fluoro gassoso.[21] È stato usato nella sintesi di composti organici perfluorurati.[25] Questo tipo di reazione può avvenire in tre modi differenti (Z simboleggia qualsiasi elemento o gruppo legato al carbonio, X è un alogeno):
- Z3C−H + 2 AgF2 → Z3C−F + HF + 2 AgF (sostituzione di idrogeno)
- Z3C−X + 2 AgF2 → Z3C−F + X2 + 2 AgF (sostituzione di alogeno)
- Z2C=CZ2 + 2 AgF2 → Z2CF−CFZ2 + 2 AgF (addizione di fluoro)
Anche altri fluoruri di metalli in alto stato di ossidazione come CoF3, MnF3, CeF4 e PbF4 reagiscono in modo analogo.
AgF2 è usato anche per fluorurare composti aromatici, anche se è difficile effettuare monofluorurazioni:[26]
- C6H6 + 2 AgF2 → C6H5F + 2 AgF + HF
Tuttavia è possibile fluorurare selettivamente la piridina in posizione orto in condizioni blande.[27]
Tossicità / Indicazioni di sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]AgF2 è disponibile in commercio. Il composto è tossico per ingestione, inalazione o contatto cutaneo. Provoca gravi ustioni alla pelle e agli occhi. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene.[1]
Note
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- ^ a b Lide 2005
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- ^ J. Theo Kloprogge, Concepcion P. Ponce e Tom A. Loomis, 6, in The periodic table, nature's building blocks: an introduction to the naturally occurring elements, their origins and their uses, Elsevier, 2020, p. 559, ISBN 978-0-12-821538-8.
- ^ a b c Dale L. Perry, Handbook of Inorganic Compounds, 2ª ed., CRC Press, 25 maggio 2011, p. 367, DOI:10.1201/b10908, ISBN 978-0-429-13036-6. URL consultato l'8 luglio 2023.
- ^ Wolan e Hoflund 1998
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- ^ Housecroft e Sharpe 2008
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Bibliografia
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