Русская Википедия:Фторид ксенона(VI)
Гексафтори́д ксено́на — XeFШаблон:Sub, бинарное неорганическое химическое соединение ксенона с фтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветные кристаллы. Формально является высшим фторидом ксенона. Обладает чрезвычайно высокой химической активностью, агрессивностью.
Физико-химические свойства
| 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
- Обычно гексафторид получают длительным нагревом дифторида ксенона (XeF2) при 300°C под давлением 60 атм( в качестве катализатора используется фторид никеля):
- <math>\mathsf{3XeF_2 \rightarrow 2Xe + XeF_6}</math>
- Однако известный советский учёный академик Легасов впервые в мире осуществил каталитический синтез гексафторида ксенона из простых веществ:
- <math>\mathsf{Xe + 3F_2 \rightarrow XeF_6}</math>
Строение
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
Водой бурно гидролизуется до триоксида ксенона и плавиковой кислоты в три этапа. Все промежуточные продукты гидролиза выделены в индивидуальном состоянии:
- <math>\mathsf{XeF_6 + H_2O \rightarrow XeOF_4 + 2HF}</math>
- <math>\mathsf{XeOF_4 + H_2O \rightarrow XeO_2F_2 + 2HF}</math>
- <math>\mathsf{XeO_2F_2 + H_2O \rightarrow XeO_3 + 2HF}</math>
При растворении в жидком фтороводороде происходит частичная диссоциация:
- <math>\mathsf{XeF_6 + HF \rightleftarrows XeF_5^+ + HF_2^-}</math>
Гексафторид ксенона является достаточно сильной кислотой Льюиса. В присутствии фторид-ионов возможно протекание следующих реакций:
- <math>\mathsf{XeF_6 + F^- \rightarrow [XeF_7]^-}</math>
- <math>\mathsf{[XeF_7]^- + F^- \rightarrow [XeF_8]^{2-}}</math>
Например, вещество легко реагирует с фторидами щелочных металлов (кроме LiF):
- <math>\mathsf{XeF_6 + RbF \rightarrow Rb[XeF_7]}</math>
Однако при нагревании таких солей выше 50 °C происходит разложение:
- <math>\mathsf{2RbXeF_7 \rightarrow XeF_6 + Rb_2[XeF_8]}</math>
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 ещё 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. Существование октафторида ксенона не возможно из-за размера атома ксенона: атомы фтора были бы очень близко расположены относительно друг друга, и сила отталкивания одноименных зарядов была бы больше энергии связи Xe-F.
Применение
- Гексафторид ксенона — мощный фторирующий агент.
- Возможно применение в качестве окислителя ракетного топлива.
Биологическая роль и токсичность
Фторид ксенона (VI) XeFШаблон:Sub (гексафторид ксенона) очень ядовит, сильный окислитель. Предельно допустимая концентрация фторида ксенона (VI) составляет не более 0,05 мг/м³.
Примечания
Литература
- 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.
- ↑ The structure of xenon hexafluoride in the solid state. Journal of Fluorine Chemistry Volume 127, Issue 10, Pages 1415—1422Шаблон:Недоступная ссылка
- ↑ Xenon Hexafluoride: Structural Crystallography of Tetrameric Phases R.D. Burbank, G. R. Jones. Science Vol. 171. №. 3970, pp. 485—487
- ↑ Шаблон:Cite web
- ↑ Xenon Hexafluoride Complexes. Science. Vol. 144. no. 3618, p. 537
