Фторид ксенона(VI)

Фторид ксенона​(VI)​
Изображение химической структуры Изображение молекулярной модели
Общие
Систематическое
наименование
Фторид ксенона​(VI)​
Традиционные названия Гексафторид ксенона
Хим. формула XeF6
Рац. формула XeF6
Физические свойства
Состояние бесцветные кристаллы
Молярная масса 245 г/моль
Плотность 3,56 г/см³
Термические свойства
Температура
 • плавления 49,25 °C
 • кипения 75,6 °C
Классификация
Рег. номер CAS 13693-09-9
PubChem
SMILES
InChI
ChemSpider
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе

Гексафтори́д ксено́на — XeF6, бинарное неорганическое химическое соединение ксенона с фтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветные кристаллы. Формально является высшим фторидом ксенона. Обладает чрезвычайно высокой химической активностью и 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):
  • Однако известный советский учёный академик Легасов впервые в мире осуществил каталитический синтез гексафторида ксенона из простых веществ:

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:

При растворении в жидком фтороводороде происходит частичная диссоциация:

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

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

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

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) XeF6 (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.