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Hexafluoruro

Un hexafluoruro es un compuesto químico con la fórmula general QX n F 6 , QX n F 6 m− , o QX n F 6 m+ . Muchas moléculas se ajustan a esta fórmula. Un hexafluoruro importante es...

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Un hexafluoruro es un compuesto químico con la fórmula general QX n F 6 , QX n F 6 m− , o QX n F 6 m+ . Muchas moléculas se ajustan a esta fórmula. Un hexafluoruro importante es el ácido hexafluorosilícico (H 2 SiF 6 ), que es un subproducto de la extracción de roca fosfática . En la industria nuclear , el hexafluoruro de uranio (UF 6 ) es un intermediario importante en la purificación de este elemento.

Cationes de hexafluoruro

Existen hexafluoruros catiónicos , pero son menos comunes que los hexafluoruros neutros o aniónicos. Ejemplos de ello son los cationes hexafluorocloro (ClF₆⁺ ) y hexafluorobromo ( BrF₆⁺ ) . [ 1 ]

aniones hexafluoruro

Estructura del anión hexafluorofosfato , PF 6 − .

Muchos elementos forman hexafluoruros aniónicos. Algunos ejemplos de interés comercial son el hexafluorofosfato (PF 6 − ) y el hexafluorosilicato (SiF 6 2− ).

Muchos metales de transición forman aniones hexafluoruro. A menudo , los monoaniones se generan por reducción de los hexafluoruros neutros. Por ejemplo, el PtF₆⁻ surge por reducción del PtF₆ con O₂ . Debido a su naturaleza altamente básica y su resistencia a la oxidación, el ligando fluoruro estabiliza algunos metales en estados de oxidación altos que de otro modo serían raros, como el hexafluorocuprato(IV) , CuF₂⁻₆ , y el hexafluoroniquelato(IV) , NiF₂⁻₆ .

Hexafluoruros binarios

Elementos formadores de hexafluoruro
Estructura octaédrica del SF6

Se sabe que diecisiete elementos forman hexafluoruros binarios. [ 2 ] Nueve de estos elementos son metales de transición , tres son actínidos , cuatro son calcógenos y uno es un gas noble . La mayoría de los hexafluoruros son compuestos moleculares con bajos puntos de fusión y ebullición . Cuatro hexafluoruros (S, Se, Te y W) son gases a temperatura ambiente (25  °C) y una presión de 1 atm , dos son líquidos (Re, Mo) y los demás son sólidos volátiles. Los hexafluoruros del grupo 6 , los calcógenos y los gases nobles son incoloros, pero los demás hexafluoruros tienen colores que van del blanco, pasando por el amarillo, naranja, rojo, marrón y gris, hasta el negro.

La geometría molecular de los hexafluoruros binarios es generalmente octaédrica , aunque algunos derivados presentan distorsiones respecto a la simetría O h . En el caso de los hexafluoruros del grupo principal, la distorsión es pronunciada para los derivados de gases nobles de 14 electrones. Las distorsiones en el XeF 6 gaseoso se deben a su par de electrones no enlazantes , según la teoría VSEPR . En estado sólido, adopta una estructura compleja que involucra tetrámeros y hexámeros. Según cálculos de química cuántica , el ReF 6 y el RuF 6 deberían tener estructuras tetragonalmente distorsionadas (donde los dos enlaces a lo largo de un eje son más largos o más cortos que los otros cuatro), pero esto no se ha verificado experimentalmente. [ 3 ]

El hexafluoruro de polonio es conocido, pero no ha sido estudiado en profundidad. No se pudo obtener a partir de 210Po , pero al usar el isótopo de mayor vida media 208Po y hacerlo reaccionar con flúor, se obtuvo un producto volátil que casi con certeza es PoF6 . [ 2 ] El punto de ebullición citado en la tabla a continuación es una predicción.

Hexafluoruros binarios de los calcógenos

Hexafluoruros binarios de los gases nobles

Hexafluoruros binarios de metales de transición

Hexafluoruros binarios de los actínidos

Propiedades químicas de los hexafluoruros binarios

Los hexafluoruros presentan una amplia gama de reactividad química. El hexafluoruro de azufre es prácticamente inerte y no tóxico debido al impedimento estérico (los seis átomos de flúor se disponen tan estrechamente alrededor del átomo de azufre que resulta extremadamente difícil atacar los enlaces entre ambos). Tiene diversas aplicaciones debido a su estabilidad, propiedades dieléctricas y alta densidad. El hexafluoruro de selenio es casi tan poco reactivo como el SF₆ , pero el hexafluoruro de telurio no es muy estable y puede hidrolizarse con agua en un día. Además, tanto el hexafluoruro de selenio como el de telurio son tóxicos, mientras que el hexafluoruro de azufre no lo es. Por el contrario, los hexafluoruros metálicos son corrosivos, se hidrolizan fácilmente y pueden reaccionar violentamente con el agua. Algunos de ellos pueden utilizarse como agentes fluorantes . Los hexafluoruros metálicos poseen una alta afinidad electrónica , lo que los convierte en potentes agentes oxidantes. [ 8 ] El hexafluoruro de platino en particular es notable por su capacidad de oxidar la molécula de dioxígeno , O 2 , para formar hexafluoroplatinato de dioxigenilo , y por ser el primer compuesto que se observó que reaccionaba con el xenón (véase hexafluoroplatinato de xenón ).

Aplicaciones de los hexafluoruros binarios

Algunos hexafluoruros metálicos encuentran aplicaciones debido a su volatilidad. El hexafluoruro de uranio se utiliza en el proceso de enriquecimiento de uranio para producir combustible para reactores nucleares . La volatilidad del fluoruro también puede aprovecharse para el reprocesamiento de combustible nuclear . El hexafluoruro de tungsteno se utiliza en la producción de semiconductores mediante el proceso de deposición química de vapor . [ 9 ]

Hexafluoruros binarios predichos

hexafluoruro de radón

hexafluoruro de radón ( RnF6 ), el homólogo más pesado delhexafluoruro de xenón, ha sido estudiado teóricamente, [ 10 ] pero su síntesis aún no ha sido confirmada.Es posible que se hayan observadoradónhexafluoruro de xenón, y tal vez en la producción de trióxido de radón: estos podrían haber sido RnF4, RnF6, o ambos. [ 11 ] Es probable que la dificultad para identificar fluoruros superiores de radón provenga de que el radón está cinéticamente impedido de oxidarse más allá del estado divalente. Esto se debe a la fuerte ionicidad deRnF2y a la alta carga positiva en Rn en RnF+. La separación espacial de las moléculas de RnF2puede ser necesaria para identificar claramente los fluoruros superiores del radón, de los cuales se espera que el RnF4sea más estable que el RnF6debido alespín-órbitade la capa 6p del radón (el RnIVtendría una capa cerrada 6s 2configuración 6p 2 1/2 ). [ 12 ] La ionicidad del enlace Rn–F también puede dar lugar a una estructura fuertemente unida por flúor en el sólido, de modo que los fluoruros de radón pueden no ser volátiles. [ 2 ] Siguiendo la tendencia, el hexafluoruro de oganesón, más pesado , debería estar libre. [ 2 ]

Otros

Hexafluoruro de kriptón ( KrF6 ) se ha predicho que es estable, pero no se ha sintetizado debido a la extrema dificultad de oxidarel criptónmás allá del Kr(II). [ 13 ] La síntesis dehexafluoruro de americio(AmF6 ) mediante lafluoracióndeamericio(IV)(AmF4 ) se intentó en 1990, [ 14 ] pero no tuvo éxito; también ha habido posibles identificaciones termocromatográficas de este ydel hexafluoruro de curio(CmF6), pero se debate si estas son concluyentes. [ 2 ] Hexafluoruro de paladio(PdF6 ), el homólogo más ligero delhexafluoruro de platino, se ha calculado que es estable, [ 15 ] pero aún no se ha producido;también se ha discutidohexafluorurosde plata(AgF6) y(AuF6 ). [ 2 ] Hexafluoruro de cromo(CrFSe informó sobre el 6 ), el homólogo más ligero delhexafluoruro de molibdenoydel hexafluoruro de tungsteno, pero se ha demostrado que es una identificación errónea delpentafluoruro(CrF5 ). [ 16 ] Se predice que CrF6, MnF6y FeF6existen a 300 GPa. [ 17 ]

Hexafluoruro de radio ( RaF6 ), conradioen un estado de oxidación inusual +6, se predice que existirá a una presión de 111 GPa. [ 18 ]

Literatura

  • Galkin, NP; Tumanov, Yu. N. (1971). "Reactividad y estabilidad térmica de los hexafluoruros" . Russian Chemical Reviews . 40 (2): 154– 164. Bibcode : 1971RuCRv..40..154G . doi : 10.1070/RC1971v040n02ABEH001902 . S2CID 250901336. Archivado del original el 30-11-2015 . Recuperado el 12-05-2012 . 

Referencias

  1. ↑ Wiberg, Wiberg y Holleman 2001 , pág. 436.
  2. 1 2 3 4 5 6 Seppelt, Konrad (2015). "Hexafluoruros moleculares". Chemical Reviews . 115 (2): 1296– 1306. doi : 10.1021/cr5001783 . PMID 25418862 . 
  3. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 Drews, T.; Supeł, J .; Hagenbach, A.; Seppelt, K. (2006). "Estructuras moleculares en estado sólido de hexafluoruros de metales de transición". Química Inorgánica . 45 (9): 3782– 3788. doi : 10.1021/ic052029f . PMID 16634614 . 
  4. ↑ Wilhelm Klemm y Paul Henkel "Über einige physikalische Eigenschaften von SF 6 , SeF 6 , TeF 6 und CF 4 " Z. anorg. toda gema. Química. 1932, vol. 207, páginas 73–86. doi : 10.1002/zaac.19322070107
  5. ↑ "4. Constantes físicas de compuestos inorgánicos". Manual CRC de Química y Física (90.ª ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. 2009. págs. 4–95 . ISBN   978-1-4200-9084-0.
  6. ↑ CAS #35473-38-2
  7. 1 2 Holleman, Arnold Frederik; Wiberg, Egon (2001), Wiberg, Nils (ed.), Química inorgánica , traducido por Eagleson, Mary; Brewer, William, San Diego/Berlín: Academic Press/De Gruyter, pág. 594, ISBN  0-12-352651-5
  8. ↑ Bartlett, N. (1968). "Las propiedades oxidantes de los hexafluoruros de la tercera serie de transición y compuestos relacionados". Angewandte Chemie International Edition . 7 (6): 433– 439. doi : 10.1002/anie.196804331 .
  9. ↑ "Deposición química en fase vapor de tungsteno y siliciuro de tungsteno" . TimeDomain CVD, Inc. Archivado del original el 8 de febrero de 2014. Consultado el 21 de mayo de 2010 .
  10. ↑ Filatov, M.; Cremer, D. (2003). "Enlace en hexafluoruro de radón: un problema relativista inusual". Physical Chemistry Chemical Physics . 2003 (5): 1103– 1105. Bibcode : 2003PCCP....5.1103F . doi : 10.1039/b212460m .
  11. ↑ Stein, L. (1970). "Solución iónica de radón". Science . 168 (3929): 362– 4. Bibcode : 1970Sci...168..362S . doi : 10.1126/science.168.3929.362 . PMID 17809133 . S2CID 31959268 .  
  12. ↑ Liebman, Joel F. (1975). "Problemas conceptuales en la química de gases nobles y flúor, II: La inexistencia del tetrafluoruro de radón". Inorg. Nucl. Chem. Lett . 11 (10): 683– 685. doi : 10.1016/0020-1650(75)80185-1 .
  13. ↑ Dixon, DA; Wang, TH; Grant, DJ; Peterson, KA; Christe, KO; Schrobilgen, GJ (2007). "Calores de formación de fluoruros de kriptón y predicciones de estabilidad para KrF 4 y KrF 6 a partir de cálculos de estructura electrónica de alto nivel". Química inorgánica . 46 (23): 10016– 10021. doi : 10.1021/ic701313h . PMID 17941630 . 
  14. ↑ Malm, JG; Weinstock, B.; Weaver, EE (1958). "La preparación y propiedades del NpF 6 ; una comparación con el PuF 6 ". The Journal of Physical Chemistry . 62 (12): 1506– 1508. doi : 10.1021/j150570a009 .
  15. ↑ Aullón, G.; Alvarez, S. (2007). "Sobre la existencia de compuestos moleculares de paladio(VI): hexafluoruro de paladio". Química Inorgánica . 46 (7): 2700– 2703. doi : 10.1021/ic0623819 . PMID 17326630 . 
  16. ↑ Riedel, S.; Kaupp, M. (2009). "Los estados de oxidación más altos de los elementos de metales de transición". Coordination Chemistry Reviews . 253 ( 5– 6): 606– 624. doi : 10.1016/j.ccr.2008.07.014 .
  17. ^ Jianyan Lin; Qiuping Yang; Xing Li; Xiaohua Zhang; Fei Li; Guochun Yang (2022). "Hexafluoruros estabilizados por presión de metales de transición de primera fila". Química Física Física Química . 24 : 1736–1742 . doi : 10.1039/D1CP04446J .
  18. ↑ Yihong Bai; Zhen Liu; Ling-Jun He; Fernando Ortega; Rafeed Khleif; Yuanzheng Chen; Yuanhui Sun; Dadong Yan; Maosheng Miao (2022). "Predicción de la reactividad de los electrones centrales y los altos estados de oxidación en el radio bajo alta presión" . The Journal of Physical Chemistry C. 126 ( 30). doi : 10.1021/acs.jpcc.2c04097 .

Fuentes

  • Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; Holleman, Arnold Frederick (2001). Química inorgánica . Academic Press. ISBN 978-0-12-352651-9Consultado el 3 de marzo de 2011 .
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