| Esafluoruro di rutenio | |
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| Nome IUPAC | |
| esafluoruro di rutenio | |
| Nomi alternativi | |
| fluoruro di rutenio(VI) | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | F6Ru |
| Peso formula (u) | 215,07 |
| Aspetto | solido bruno scuro[1] |
| Numero CAS | |
| PubChem | 21528530 e 18534459 |
| SMILES | F[Ru](F)(F)(F)(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Temperatura di fusione | 54 °C (327 K)[1] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Frasi H | -- [2] |
L'esafluoruro di rutenio è il composto inorganico con formula RuF6 In questo fluoruro il rutenio è nello stato di ossidazione +6. In condizioni normali è un solido volatile di colore bruno scuro.[1][3] È un composto poco stabile, fortissimo ossidante, pericoloso da utilizzare dato che reagisce formando fluoro e acido fluoridrico.[4][5]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]Il composto fu preparato per la prima volta nel 1961 per riscaldamento di rutenio polverizzato in atmosfera di fluoro, condensando i vapori formati di RuF6 su una superficie raffreddata con azoto liquido.[6]
- Ru + 3 F2 → RuF6
Una procedura alternativa prevede di trattare RuF6– con una miscela AgF3/SbF5 in acido fluoridrico anidro a 0 ºC. In queste condizioni il fortissimo ossidante Ag3+ riesce a ossidare RuF6–:[4][5]
- Ag3+ + RuF6– → Ag2+ + RuF6
Struttura
[modifica | modifica wikitesto]RuF6 è un composto molecolare. La forma della molecola è ottaedrica e la simmetria molecolare risulta Oh.[3] La struttura cristallina osservata a –140 ºC risulta ortorombica, gruppo spaziale Pnma, con costanti di reticolo a = 931,3 pm, b = 848,4 pm e c = 491,0 pm, quattro unità di formula per cella elementare. La distanza Ru–F è 181,8 pm. La densità risulta 3,68 g·cm−3.[7] Aumentando la temperatura, attorno a 0 ºC si ha una transizione di fase e la struttura diventa cubica.[5]
Proprietà e reattività
[modifica | modifica wikitesto]RuF6 è instabile, ma si può conservare per settimane a temperatura ambiente. È un solido volatile; allo stato vapore il composto ha un colore rossastro che ricorda quello del bromo. Riscaldato oltre 200 ºC si decompone rapidamente rilasciando fluoro:[6]
- 2 RuF6 → 2 RuF5 + F2
RuF6 attacca il vetro e si idrolizza violentemente a contatto con acqua.[1][6]
RuF6 è un ossidante e fluorurante fortissimo. Ad esempio ossida AsF3 e BiF3 rispettivamente a AsF5 e BiF5, riducendosi a RuF5 o RuF4. Reagendo con CS2 forma CF4 e SF4.[8]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b c d Greenwood e Earnshaw 1997
- ^ Questa sostanza non è stata ancora classificata in termini di pericolosità o non è stata ancora trovata una fonte affidabile e citabile.
- ^ a b Holleman e Wiberg 2007
- ^ a b Bartlett 2006
- ^ a b c Seppelt 2015
- ^ a b c Claassen et al 1961
- ^ Drews et al. 2006
- ^ Burns e O'Donnell 1980
Bibliografia
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) N. Bartlett, Low temperature preparation and uses of potent oxidizers, in J. Fluorine Chem., vol. 127, n. 10, 2006, pp. 1285-1288, DOI:10.1016/j.jfluchem.2006.05.021.
- (EN) R. C. Burns e T. A. O'Donnell, Reactivity of transition metal fluorides—XI: Oxidation-reduction reactions of ruthenium hexafluoride, in J. Inorg. Nucl. Chem., vol. 42, n. 11, 1980, pp. 1613-1619, DOI:10.1016/0022-1902(80)80325-3.
- (EN) H. H. Claassen, H. Selig, J. G. Malm, C. L. Chernick e B. Weinstock, Ruthenium hexafluoride, in J. Am. Chem. Soc., vol. 83, n. 10, 1961, pp. 2390–2391, DOI:10.1021/ja01471a039.
- (EN) T. Drews, J. Supeł, A. Hagenbach e K. Seppelt, Solid State Molecular Structures of Transition Metal Hexafluorides, in Inorg. Chem., vol. 45, n. 9, 2006, pp. 3782-3788, DOI:10.1021/ic052029f.
- (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- (DE) A. F. Holleman e N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
- (EN) K. Seppelt, Molecular Hexafluorides, in Chem. Rev., vol. 115, n. 2, 2015, pp. 1296-1306, DOI:10.1021/cr5001783.
Altri progetti
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