Pentafluoruro de antimonio

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Pentafluoruro de antimonio
General
Fórmula estructural Imagen de la estructura
Fórmula molecular ?
Identificadores
Número CAS 7783-70-2[1]
Número RTECS CC5800000
ChemSpider 14846333 22963, 14846333
PubChem 24557
UNII 6C93R71VRF
Propiedades físicas
Masa molar 216,752 g/mol

El pentafluoruro de antimonio es un compuesto inorgánico con la fórmula SbF5 . Este líquido viscoso e incoloro es un valioso ácido de Lewis y un componente del ácido superácido fluoroantimónico, el ácido más fuerte conocido que se forma al mezclar HF líquido con SbF5 líquido en una proporción de 2:1. Es notable por su acidez de Lewis y su capacidad de reaccionar con casi todos los compuestos conocidos.[2]

Preparación[editar]

El pentafluoruro de antimonio se prepara por reacción del pentacloruro de antimonio con fluoruro de hidrógeno anhidro:[3]

SbCl5 + 5HF → SbF5 + 5HCl

También se puede preparar con trifluoruro de antimonio y flúor. [4]

Estructura y reacciones químicas.[editar]

En la fase gaseosa, SbF5 adopta una estructura bipiramidal trigonal de simetría de grupo de puntos D3h (ver imagen). El material adopta una estructura más complicada en los estados líquido y sólido. El líquido contiene polímeros en los que cada Sb es octaédrica, la estructura que se describe con la fórmula [SbF4(μ-F)2]n ((μ-F) denota el hecho de que los centros de fluoruro puente dos centros de Sb). El material cristalino es un tetrámero, lo que significa que tiene la fórmula [SbF4(μ-F)]4. Los enlaces Sb-F son 2.02Å dentro del anillo Sb4F4 de ocho miembros; las ligas de fluoruro restantes que irradian desde los cuatro centros Sb son más cortos a 1,82 Å. [5]​ Las especies relacionadas PF 5 y AsF<sub id="mwOQ">5</sub> son monoméricas en estado sólido y líquido, probablemente debido a los tamaños más pequeños del átomo central, lo que limita su número de coordinación. BiF<sub id="mwPA">5</sub> es un polímero.[6]

De la misma manera que SbF5 mejora la acidez Brønsted de HF, aumenta el poder oxidante de F2 . Este efecto está ilustrado por la oxidación del oxígeno:[7]

2SbF5 + F2 +2O2 → 2[O2 ]+[SbF6] -

El pentafluoruro de antimonio también se ha utilizado en la primera reacción química descubierta que produce gas flúor a partir de compuestos de flúor:

4 SbF
5
+ 2 K
2
MnF
6
→ 4 KSbF
6
+ 2 MnF
3
+ F
2

La fuerza impulsora de esta reacción es la alta afinidad de SbF5 por F
, que es la misma propiedad que recomienda el uso de SbF5 para generar superácidos.

Hexafluoroantimonato[editar]

SbF5 es un ácido de Lewis fuerte, excepcionalmente así hacia fuentes de F- para dar el anión muy estable [SbF6]-, llamado hexafluoroantimoniato. [SbF6]- es un anión débilmente coordinado similar a PF<sub id="mwaQ">6</sub><sup id="mwag">-</sup>. Aunque solo es débilmente básico, [SbF6]- reacciona con SbF5 adicional para dar un aducto centrosimétrico:

SbF 5 + [SbF 6 ] - → [Sb 2 F 11 ] -

Seguridad[editar]

SbF5 reacciona violentamente con muchos compuestos, a menudo liberando fluoruro de hidrógeno peligroso. Es corrosivo para la piel y los ojos.[8][9]

Referencias[editar]

  1. Número CAS
  2. Olah, G. A.; Prakash, G. K. S.; Wang, Q.; Li, X.-y."Antimony(V) Fluoride" in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. doi 10.1002/047084289.
  3. Sabina C. Grund, Kunibert Hanusch, Hans J. Breunig, Hans Uwe Wolf "Antimony and Antimony Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2006, Wiley-VCH, Weinheim. doi 10.1002/14356007.a03_055.pub2
  4. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd Ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. p. 200.
  5. Edwards, A. J.; Taylor, P. "Crystal structure of Antimony Pentafluoride" Journal of the Chemical Society, Chemical Communications 1971, pp. 1376-7.doi 10.1039/C29710001376
  6. Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  7. Shamir, J.; Binenboym, J. "Dioxygenyl Salts" Inorganic Syntheses 1973, XIV, 109-122. ISSN 0073-8077
  8. International Programme on Chemical Safety (2005). «Antimony pentafluoride». Commission of the European Communities (CEC). Consultado el 10 de mayo de 2010. 
  9. Barbalace, Kenneth (2006). «Chemical Database - Antimony Pentafluoride». Environmental Chemistry. Consultado el 10 de mayo de 2010. 

Enlaces externos[editar]