Fluoruro di tantalio(V)
| Fluoruro di tantalio(V) | |
|---|---|
_fluoride.png) | |
| Nomi alternativi | |
| pentafluoruro di tantalio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | TaF5 |
| Massa molecolare (u) | 275,95 |
| Aspetto | solido bianco |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-022-3 |
| PubChem | 82218 e 9860379 |
| SMILES | F[Ta](F)(F)(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 4,74 |
| Solubilità in acqua | si decompone |
| Temperatura di fusione | 96,8 °C (370,0 K) |
| Temperatura di ebollizione | 229,5 °C (502,7 K) |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | -1905[1] |
| S0m(J·K−1mol−1) | 378[1] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
 
| |
| Frasi H | 314, 302, 312, 332 |
| Consigli P | 260, 303+361+353, 305+351+338, 301+330+331, 405, 501 |
Il fluoruro di tantalio(V) o pentafluoruro di tantalio è il composto inorganico di formula TaF5. In condizioni normali è un solido cristallino bianco, che si idrolizza rapidamente a contatto con l'acqua rilasciando acido fluoridrico. In questo composto il tantalio è nello stato di ossidazione +5.
Struttura
[modifica | modifica wikitesto]Allo stato solido e allo stato fuso il composto consiste di tetrameri, costituiti da quattro unità TaF4 connesse da atomi di fluoro a ponte. Allo stato gassoso TaF5 è monomerico, con struttura di bipiramide trigonale e simmetria molecolare D3h.[2]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]TaF5 si prepara trattando il tantalio metallico con fluoro gassoso, o per reazione tra TaCl5 e acido fluoridrico:[3][4]
- TaCl5 + 5HF → TaF5 + 5HCl
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]TaF5 è un composto stabile, ma bisogna evitare il contatto con acqua e umidità, che ne provocano la decomposizione con rilascio di acido fluoridrico. La tendenza di TaF5 a formare tetrameri allo stato solido indica che il monomero si comporta da acido di Lewis. Analogamente, TaF5 reagisce con donatori di ioni fluoruro per formare gli anioni [TaF6]–, [TaF7]2– e [TaF8]3–, a seconda della natura del controione e della concentrazione di HF.[5] Con basi di Lewis neutre come etere dietilico forma addotti.
Uso
[modifica | modifica wikitesto]TaF5 è usato assieme a HF come catalizzatore superacido per l'alchilazione di alcani e alcheni e per la protonazione di composti aromatici.[4] Il sistema TaF5/HF è stabile in ambiente riducente, a differenza del sistema SbF5/HF.[6]
Nel processo Marignac per separare niobio e tantalio si sfrutta la cristallizzazione frazionata di K2TaF7 da soluzioni di acido fluoridrico. In queste condizioni il niobio forma K2NbOF5 che è più solubile di K2TaF7. Riducendo K2TaF7 con sodio si ottiene tantalio metallico.[7]
Indicazioni di sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]TaF5 è disponibile in commercio. Il composto è nocivo se ingerito o inalato. Per contatto provoca gravi ustioni cutanee e gravi lesioni agli occhi. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene. Viene considerato poco pericoloso per le acque e l'ambiente.[8]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b Canterford e Colton 1968
- ^ Holleman e Wiberg 2001
- ^ Brauer 1965, p. 255.
- ^ a b Hubert-Pfalzgraf 2006
- ^ Agulyanski 2004
- ^ Molnar et al. 2009
- ^ Andersson et al. 2002
- ^ Alfa Aesar, scheda di dati di sicurezza di TaF5.
Bibliografia
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) A. Agulyanski, The chemistry of tantalum and niobium fluoride compounds, Elsevier, 2004, ISBN 0-444-51604-2.
- (EN) K. Andersson, K. Reichert e R. Wolf, Tantalum and Tantalum Compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, 2002, DOI:10.1002/14356007.a26_071, ISBN.
- (EN) G. Brauer (a cura di), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, vol. 1, New York, Academic Press, 1965.
- (EN) J. H. Canterford e R. Colton, Chapter 4, in Halides of the second and third row transition metals, Londra, Wiley, 1968.
- (EN) A. F. Holleman e E. Wiberg, Inorganic chemistry, San Diego, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
- (EN) L. G. Hubert-Pfalzgraf, Niobium & Tantalum: Inorganic & Coordination Chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2006, DOI:10.1002/0470862106.ia153, ISBN 978-0-470-86210-0.
- (EN) A. Molnar, G. K. Surya Prakash e J. Sommer, Superacid Chemistry, 2ª ed., Wiley-Interscience, 2009, ISBN 0-471-59668-X.
