Pentafluoruro di antimonio

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) fluoruro antimonico
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
PubChem	24557 e 90479450
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
	pericolo
Frasi H	301+311+331 - 314 - 411 - EUH014
Consigli P	260 - 264 - 273 - 280 - 305+351+338 - 310
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Il pentafluoruro di antimonio è il composto inorganico binario dell'antimonio pentavalente con il fluoro, avente formula molecolare SbF₅.

In condizioni ambiente è un liquido incolore molto viscoso, che fuma all'aria, igroscopico, sensibile all'umidità dell'aria e facilmente idrolizzabile.^[2]

In questo composto l'antimonio è al suo massimo stato di ossidazione, +5. È noto soprattutto per le sue caratteristiche di forte acido di Lewis^[3] che può unirsi a specie neutre dando addotti,^[4]^[5] o catturare anioni a dare complessi anionici molto stabili: con lo ione fluoruro (F⁻) produce l'altrettanto importante ione esafluoroantimoniato SbF₆⁻, uno degli anioni complessi meno coordinanti e, in quanto tale, apprezzato in chimica organometallica e inorganica in genere.^[6]

Per la sua forza come acido di Lewis viene inoltre utilizzato, in soluzione di acido fluoridrico, per la preparazione del cosiddetto acido fluoroantimonico, un mezzo che è un superacido di Brønsted tra i più forti che si conoscano. Parimenti, in soluzione di acido fluorosolforico (FSO₃H), forma il cosiddetto "acido magico", un altro mezzo superacido che permise la formazione in soluzione di carbocationi stabili e il loro studio.^[7]^[8] SbF₅ è però anche un ossidante e un fluorurante (vide infra).

Proprietà e struttura molecolare

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Il pentafluoruro di antimonio è un composto termodinamicamente molto stabile: ΔH_ƒ° = -(1.327,95 ± 0,93) kJ/mol.^[9] SbF₅ è un composto molecolare nonostante che la differenza di elettronegatività tra F e Sb sia notevole, pari a 1,93 sulla scala Pauling,^[10] che è un valore appena superiore alla soglia per la ionicità del legame (Δχ > 1,8).^[11]

La molecola, presente come tale essenzialmente solo nella fase vapore (insieme a dimeri, trimeri e oligomeri), è ipervalente ed ha struttura a bipiramide trigonale, con simmetria D_3h;^[12] questo è in accordo sia con una ibridazione sp³d di Sb che con le previsioni del modello VSEPR per una molecola del tipo AX₅.

Allo stato liquido (che è molto viscoso, a volte descritto come sciropposo^[13]) le molecole SbF₅ si associano a formare specie oligomere nelle quali sono presenti ottaedri SbF₆, con due fluori a ponte che collegano due centri Sb vicini.^[13]

Allo stato cristallino si formano tetrameri ciclici di formula (SbF₅)₄ e formula di struttura [SbF₄(μ-F)]₄.^[14] Le distanze Sb–F con i fluori a ponte nell'anello a otto termini Sb₄F₄ sono circa 202 pm; per gli altri fluori non condivisi la distanza Sb–F è più corta, circa 182 pm.^[14]

Da notare che SbF₅ è il primo dei pentaalogenuri del gruppo dell'azoto che negli stati condensati non è monomero ed è seguíto in questo da quello del bismuto. Infatti, le specie pentafluoruro di fosforo (PF₅) e pentafluoruro di arsenico (AsF₅) sono monomeriche anche allo stato liquido e solido, probabilmente perché, essendo l'atomo centrale più piccolo, un aumento del numero di coordinazione da 5 a 6 comporterebbe eccessive repulsioni tra i fluori nella sfera di coordinazione. Il pentafluoruro di bismuto (BiF₅) in condizioni ambiente è un solido polimerico lineare, -[F-(BiF₄)-]_n.^[15]

Sintesi

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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:^[16]

{\ce {SbCl5 \ + \ 5HF -> SbF5 \ + \ 5HCl}}

Si può preparare anche da trifluoruro di antimonio e fluoro:^[17]

{\ce {SbF3\ +\ F2->SbF5}}

Reattività

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

Come acido di Lewis

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Il pentafluoruro di antimonio è un acido di Lewis molto potente, più potente di AsF₅, e questo più di PF₅; in particolare, è un forte accettore di ioni fluoruro, formando l'anione molto stabile esafluoroantimoniato, [SbF₆]⁻, del quale si conoscono svariati sali con cationi metallici semplici, ma anche cationi molecolari, come [O₂]⁺, [XeF]⁺, [Br₂]⁺, [ClF₂]⁺ e [NF₄]⁺.^[18]

Da SbF₅ si possono formare specie anioniche anche più complesse: dato che l'anione [SbF₆]⁻ è comunque una base di Lewis, sebbene molto debole, esso può ulteriormente reagire con SbF₅ formando [Sb₂F₁₁]⁻ (cioè: [F₅Sb–F–SbF₅]^–):^[19]

{\ce {SbF5 \ + [SbF6]^{-}-> [Sb2F11]^{-}}}

Questo può reagire ancora con un'altra molecola di SbF₅ dando [Sb₃F₁₆]⁻. In tal modo si producono anioni meno basici e meno coordinanti rispetto all'esafluoroantimoniato.^[20] Di questi ulteriori anioni si conoscono, ad esempio, i «sali» [BrF₄]⁺[Sb₂F₁₁]⁻ e [IF₆]⁺[Sb₃F₁₆]⁻.^[21]

Come acido di Lewis per la formazione di superacidi di Brønsted

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La formazione e la stabilità di [SbF₆]⁻ è alla base dell'utilizzo del pentafluoruro di antimonio per la generazione di superacidi. Miscele di pentafluoruro di antimonio e acido fluoridrico sono note come acido fluoroantimonico, un mezzo superacido tra i più forti noti, in grado di protonare anche basi estremamente deboli come gli idrocarburi:^[22]

{\ce {SbF5\ +\ 2HF\leftrightarrows [SbF6]^{-}\ +\ [H2F]^{+}}}

Il valore limite della funzione acidità di Hammett per questo sistema superacido è H₀ = -28.^[23]

Un altro superacido, noto come acido magico, si ottiene con miscele di pentafluoruro di antimonio e acido fluorosolforico:^[24]

{\ce {SbF5\ +\ 2HSO3F\leftrightarrows [H2SO3F]^{+}\ +\ [F5SbOSO2F]^{-}}}

Per questo sistema si arriva ad avere H₀ = -23.^[23] L'aggiunta alla soluzione di anidride solforica fa aumentare un po' l'acidità del mezzo,^[25] che comunque anche così non raggiunge il livello ottenibile con la miscela SbF₅/HF.

Come acido di Lewis per reazioni con altre specie attive

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Altre reazioni che evidenziano la tendenza ad accettare ioni fluoruro sono:^[24]

{\ce {SbF5\ +\ NF3\ +\ F2->\ [NF4]^{+}[SbF6]^{-}}}

dove SbF₅ si comporta da acido di Lewis polarizzando la molecola F₂, e il risultato è anche una fluorurazione ossidativa di NF₃ (N⁺³ → N⁺⁵) che non si ha da NF₃ e F₂ da soli, [NF₄]⁺F⁻ non esiste.^[26]

Per confronto, nella reazione seguente si comporta solo da accettore di ioni fluoruro, As non viene ossidato:

{\ce {SbF5\ +\ AsF3->\ [AsF2]^{+}[SbF6]^{-}}}

Analogamente, il pentafluoruro di antimonio può servire ad aumentare il potere ossidante del fluoro per arrivare ad ossidare l'ossigeno (O⁰ → O^+1/2):^[27]

${\ce {2SbF5\ +\ F2\ +\ 2O2->2[O2]^{+}[SbF6]^{-}}}$

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, molto interessante da un punto di vista teorico, sebbene non dal punto di vista pratico:^[28]^[29]

{\ce {4SbF5\ +\ 2K2MnF6->4KSbF6\ +\ 2MnF3\ +\ F2}}

La specie MnF₄ che si forma come intermedio dopo la perdita di due ioni fluoruro da K₂MnF₆ , presi da SbF₅, è troppo instabile e si decompone espellendo un atomo di fluoro. Questa reazione complessiva costituisce una risposta positiva al problema chimico di poter ossidare il fluoro presente in fluoruri (F⁻¹ → F⁰) con mezzi puramente chimici, senza ricorrere a mezzi di 'forza bruta', quale può essere l'elettrolisi. Qui SbF₅, operando da acido di Lewis, serve ad ottenere un fluoruro instabile (MnF₄), dopodiché l'ossidazione di F⁻¹ in esso contenuto è ad opera dell'atomo metallico in Mn(IV) che di conseguenza si riduce a Mn(III).^[30]

Come fluorurante e ossidante

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Lo zolfo può essere ossidato con pentafluoruro di antimonio usando un solvente sufficientemente inerte come l'anidride solforosa (SO₂):^[31]

{\ce {S8\ +\ 3SbF5->\ [S8^{2+}][SbF6^{-}]2\ +\ SbF3}}

Come fluorurante, il pentafluoruro di antimonio è spesso usato in miscela col pentacloruro di antimonio (SbCl₅), principalmente per diminuirne sensibilmente l'alta viscosità;^[32] in questo modo, ad esempio, dal cloruro di tionile (O=SCl₂) e dall'ossicloruro di fosforo (O=PCl₃) si ottengono rispettivamente fluoruro di tionile (O=SF₂) e O=PFCl₂.^[33]

Sicurezza

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Il pentafluoruro di antimonio è un composto chimico pericoloso. È tossico per inalazione, ingestione e contatto. È fortemente corrosivo per la pelle e per i metalli^[2] non è classificato come cancerogeno. È tossico per gli organismi acquatici e provoca danni a lungo termine per l'ambiente acquatico.^[34]

Note

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^ scheda del composto su GESTIS
^ ^a ^b (EN) PubChem, Antimony pentafluoride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 7 novembre 2024.
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Voci correlate

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[1] scheda del composto su GESTIS

[:0-2] (EN) PubChem, Antimony pentafluoride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 7 novembre 2024.

[3] Abhik Ghosh e Steffen Berg, Arrow pushing in inorganic chemistry: a logical approach to the chemistry of the main-group elements, John Wiley & Sons, Inc, 2014, p. 193, ISBN 978-1-118-17398-5, OCLC 876287906. URL consultato il 7 novembre 2024.

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