Pentafluoruro di antimonio
| Pentafluoruro di antimonio | |
|---|---|
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| 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 | |
| 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 | |
  
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| pericolo | |
| Frasi H | 301+311+331 - 314 - 411 - EUH014 |
| Consigli P | 260 - 264 - 273 - 280 - 305+351+338 - 310 [1] |
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 che fuma all'aria, molto viscoso, 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: ΔHƒ° = -887 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, è ipervalente ed ha struttura a bipiramide trigonale, con simmetria D3h; questo è in accordo sia con una ibridazione sp3d di Sb che con le previsioni del modello VSEPR.
Allo stato liquido (che è molto viscoso, a volte descritto come sciropposo[12]) 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 [SbF3(μ-F)]4. 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 formato da molecole discrete ed è seguito 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
[modifica | modifica wikitesto]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]
Si può preparare anche da trifluoruro di antimonio e fluoro:[17]
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]Il pentafluoruro di antimonio è un composto estremamente reattivo, forte acido di Lewis ed energico fluorurante e ossidante.
Come acido di Lewis
[modifica | modifica wikitesto]Il pentafluoruro di antimonio è un accettore particolarmente forte di ioni fluoruro, formando l'anione esafluoroantimoniato, [SbF6]−, molto stabile. Si possono formare anche anioni dinucleari e trinucleari, dato che [SbF6]− può ulteriormente reagire da base di Lewis con il pentafluoruro di antimonio formando [Sb2F11]− (cioè: [F5Sb–F–SbF5]–)[18] e questo ancora con un'altra molecola di SbF5 dando [Sb3F16]−. Ad esempio:[19]
![{\displaystyle {\ce {SbF5 \ + [SbF6]^{-}-> [Sb2F11]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9dcc52d626b34b2019db7e0c60d862df34b3fc6a)
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, il più forte superacido noto, in grado di protonare anche basi estremamente deboli come gli idrocarburi:[19]
![{\displaystyle {\ce {SbF5\ +\ 2HF\leftrightarrows [SbF6]^{-}\ +\ [H2F]^{+}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/12cf4c24e248cf81f5c17c21ccc8e8f945978a29)
Un altro superacido, noto come acido magico, si ottiene con miscele di pentafluoruro di antimonio e acido fluorosolforico:[19]
![{\displaystyle {\ce {SbF5\ +\ 2HSO3F\leftrightarrows [H2SO3F]^{+}\ +\ [F5SbOSO2F]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4aa29bd73192d0d3bc32e1004522848aae2e273b)
Altre reazioni che evidenziano la tendenza ad accettare ioni fluoruro sono:[19]
![{\displaystyle {\ce {SbF5\ +\ NF3\ +\ F2->\ [NF4]^{+}[SbF6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4225de26cc1b723386e4648c6d9b07a59fff7585)
![{\displaystyle {\ce {SbF5\ +\ AsF3->\ [AsF2]^{+}[SbF6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e8ec38bb33d9827d01e7ce7a05f01038adf3e2ac)
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:[20][21]
La specie MnF4 che si forma come intermedio dopo la perdita da K2MnF6 di due ioni fluoruro, presi dal pentafluoruro di antimonio, è troppo instabile e si decompone espellendo fluoro molecolare.[22]
Come fluorurante e ossidante
[modifica | modifica wikitesto]Nella formazione di superacidi, l'acidità di Lewis del pentafluoruro di antimonio serve ad aumentare l'acidità di Brønsted dell'acido fluoridrico e acido fluorosolforico (HSO3F). Analogamente, il pentafluoruro di antimonio può servire ad aumentare il potere ossidante del fluoro per arrivare ad ossidare l'ossigeno:[23]
![{\displaystyle {\ce {2SbF5\ +\ F2\ +\ 2O2->2[O2]^{+}[SbF6]^{-}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/07a722a8485a7e56d2a95443704e2a026117e1f9)
Anche lo zolfo può essere ossidato con pentafluoruro di antimonio usando un solvente inerte come l'anidride solforosa (SO2):[13]
![{\displaystyle {\ce {S8\ +\ 3SbF5->\ [S8^{2+}][SbF6^{-}]2\ +\ SbF3}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3db4943bb085d66ffae10023706d2092ddf0bc2e)
Come fluorurante, il pentafluoruro di antimonio è spesso usato in miscela col pentacloruro di antimonio (SbCl5), principalmente per diminuirne sensibilmente l'alta viscosità;[24] 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.[13]
Sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]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.[25]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ scheda del composto su GESTIS [1]
- ^ a b (EN) PubChem, Antimony pentafluoride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 7 novembre 2024.
- ^ 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.
- ^ (EN) Karl O. Christe e Wolfgang Sawodny, Halogen pentafluoride Lewis acid adducts, in Inorganic Chemistry, vol. 12, n. 12, 1973-12, pp. 2879–2885, DOI:10.1021/ic50130a027. URL consultato il 7 novembre 2024.
- ^ (EN) Frederick A. Hohorst, Lawrence. Stein e Elizabeth. Gebert, Hexafluoroiodine(VII) hexafluoroantimonate(V), (IF6+SbF6-), in Inorganic Chemistry, vol. 14, n. 9, 1º settembre 1975, pp. 2233–2236, DOI:10.1021/ic50151a041. URL consultato il 7 novembre 2024.
- ^ (EN) Wolfgang Beck e Karlheinz Suenkel, Metal complexes of weakly coordinating anions. Precursors of strong cationic organometallic Lewis acids, in Chemical Reviews, vol. 88, n. 7, 1º novembre 1988, pp. 1405–1421, DOI:10.1021/cr00089a017. URL consultato il 7 novembre 2024.
- ^ (EN) George A. Olah, Stable carbocations. CXVIII. General concept and structure of carbocations based on differentiation of trivalent (classical) carbenium ions from three-center bound penta- of tetracoordinated (nonclassical) carbonium ions. Role of carbocations in electrophilic reactions, in Journal of the American Chemical Society, vol. 94, n. 3, 1972-02, pp. 808–820, DOI:10.1021/ja00758a020. URL consultato il 7 novembre 2024.
- ^ Michael Binnewies, Maik Finze e Manfred Jäckel, Allgemeine und anorganische Chemie, collana Lehrbuch, 3., vollständig überarbeitete Auflage, Springer Spektrum, 2016, p. 273, ISBN 978-3-662-45066-6.
- ^ Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold Frederik Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 952, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ (EN) A.L. Allred, Electronegativity values from thermochemical data, in Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, vol. 17, n. 3-4, 1961-06, pp. 215–221, DOI:10.1016/0022-1902(61)80142-5. URL consultato il 20 luglio 2023.
- ^ (EN) 6.1: Electronegativity and Polarity, su Chemistry LibreTexts, 12 novembre 2018. URL consultato il 20 luglio 2023.
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 562, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ a b c (EN) Greenwood, N.N. e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ (EN) A.J. Edwards e P. Taylor, Crystal structure of antimony pentafluoride, in J. Chem. Soc. D, Chem. Commun., 1971, pp. 1376-1377, DOI:10.1039/C29710001376. URL consultato il 9 aprile 2011.
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- ^ (EN) G. Brauer (a cura di), Handbook of preparative inorganic chemistry, 2ª ed., New York, Academic Press, 1963, p. 200.
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- ^ J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, 2ª ed., Piccin, 1999, p. 851, ISBN 88-299-1470-3.
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- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 564, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ Alfa Aesar, Scheda dati di sicurezza di SbF5 (PDF), su alfa.com:. URL consultato l'11 aprile 2011.
Voci correlate
[modifica | modifica wikitesto]- Acido di Lewis
- Pentafluoruro di fosforo
- Pentafluoruro di arsenico
- Pentafluoruro di bismuto
- Pentacloruro di antimonio
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