Фторид ксенона(VI)

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Фторид ксенона(VI)
Xenonhexafluorid.svg
Фторид ксенона(VI)
Общие
Систематическое
наименование
Фторид ксенона(VI)
Хим. формула XeF6
Физические свойства
Состояние бесцветные кристаллы
Молярная масса 245 г/моль
Плотность 3,56 г/см³
Термические свойства
Т. плав. 49,25 °C
Т. кип. 75,6 °C
Классификация
Рег. номер CAS 13693-09-9
PubChem 139546
SMILES
ChemSpider 123066
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Гексафтори́д ксено́на — соединение ксенона с фтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветные кристаллы. Обладает чрезвычайно высокой химической активностью, агрессивностью.

Физико-химические свойства[править | править вики-текст]

Свойство Значение
Диэлектрическая проницаемость (при 55 °C) 4,1
Энтальпия образования (298К, в газовой фазе) −277,2 кДж/моль
Энтропия образования (298К, в газовой фазе) 387,242 Дж/(моль·К)
Теплоёмкость (298К, в газовой фазе) 131,168 Дж/(моль·К)
Энтальпия плавления 5,74 кДж/моль
Энтальпия возгонки 60,8 кДж/моль

Получение[править | править вики-текст]

  • Обычно гексафторид получают длительным нагревом дифторида ксенона (XeF2) при 300 °C под давлением 60 атм:
\mathsf{3XeF_2 \rightarrow 2Xe + XeF_6}
  • Однако известный советский учёный академик Легасов впервые в мире осуществил каталитический синтез гексафторида ксенона из простых веществ:
\mathsf{Xe + 3F_2 \rightarrow XeF_6}

Строение[править | править вики-текст]

Исследование кристаллической структуры гексафторида ксенона заняло долгие годы. Однако в результате применения современных физико-химических методов исследования удалось выявить шесть различных кристаллических модификаций. Например, при исследовании изотопно обогащённого соединения 129Xe19F6 методом 19F-ЯМР-спектроскопии было установлено, что при стандартных условиях четыре атома ксенона находятся в одинаковом электронном окружении из 24 атомов фтора.[1]

Достаточно хорошо изучены 3 кристаллические структуры вещества:

Температура перехода, °C Строение
1 >10 Моноклинная, 8 XeF6 в ячейке
2 10÷-25 Орторомбическая, 16 XeF6 в ячейке
3 −25 Моноклинная, 64 XeF6 в двойной ячейке[2]

Химические свойства[править | править вики-текст]

Водой бурно гидролизуется до триоксида ксенона и плавиковой кислоты в три этапа. Все промежуточные продукты гидролиза выделены в индивидуальном состоянии:

\mathsf{XeF_6 + H_2O \rightarrow XeOF_4 + 2HF}
\mathsf{XeOF_4 + H_2O \rightarrow XeO_2F_2 + 2HF}
\mathsf{XeO_2F_2 + H_2O \rightarrow XeO_3 + 2HF}

При растворении в жидком фтороводороде происходит частичная диссоциация:

\mathsf{XeF_6 + HF \rightleftarrows XeF_5^+ + HF_2^-}

Гексафторид ксенона является достаточно сильной кислотой Льюиса. В присутствии фторид-ионов возможно протекание следующих реакций:

\mathsf{XeF_6 + F^- \rightarrow [XeF_7]^-}
\mathsf{[XeF_7]^- + F^- \rightarrow [XeF_8]^{2-}}

Например, вещество легко реагирует с фторидами щелочных металлов (кроме LiF):

\mathsf{XeF_6 + RbF \rightarrow Rb[XeF_7]}

Однако при нагревании таких солей выше 50 °C происходит разложение:

\mathsf{2RbXeF_7 \rightarrow XeF_6 + Rb_2[XeF_8]}

Соединения состава M2XeF8 достаточно устойчивы. Например, натриевое производное устойчиво до 100 °C, а цезиевое — до 400 °C.

С фторидами менее активных элементов гексафторид ксенона образует двойные соли[3], которые впервые получили еще в 1967 году. Например, были получены 4XeF6·GeF4, 2XeF6·GeF4 и XeF6·GeF4, но получить аналогичное соединение с фторидом кремния не удалось, за счёт слабой основной функции SiF4. Вещество также взаимодействует с BF3 и AsF5 в соотношении 1:1. При этом образуются белые устойчивые кристаллы, слаболетучие при комнатной температуре (давление паров составляет около 1 мм.рт.ст). XeF6·BF3 плавится при 80 °C с образованием жёлтой вязкой жидкости.[4]

Также были сообщения о получении высшего фторида XeF8 из XeF6 и F2, однако эти данные не подтвердились.

Применение[править | править вики-текст]

  • Гексафторид ксенона — мощный фторирующий агент.
  • Возможно применение в качестве окислителя ракетного топлива.

Примечания[править | править вики-текст]

См. также[править | править вики-текст]

Литература[править | править вики-текст]

  • Holleman A.F., Wiberg E. Inorganic Chemistry. Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  • Некрасов Б. В. Основы общей химии. В 2-х томах., М.: Химия, 1973 г.