Fluorură de xenon (II).

Proprietate	Sens
Entalpia standard de formare (298 K, stare solidă)	−176 kJ/mol
Entalpia standard de formare (298 K, fază gazoasă)	−107,5 kJ/mol
Entalpia de fuziune	16,8 kJ/mol
Entalpia de sublimare	50,6 kJ/mol
Entropia de formare (298 K, în fază gazoasă)	259,403 J/(mol K)
Capacitate termică (298 K, în fază gazoasă)	54,108 J/(mol K)

Solubilitate

Solvent	Sens
Amoniac lichid	Nu este solubil
Acetonitril	Solubil
Apă (la 0 °C)	2,5 g/100 ml
dioxid de sulf	Solubil
Pentafluorura de iod	153,8 g/100 ml
Trifluorura de brom	Solubil
Fluorura de hidrogen	Solubil

Clădire

Molecula de difluorura de xenon este liniară. Lungimile legăturii Xe-F sunt de 0,198 nm.

Obținerea

Prima sinteză a XeF 2 a fost realizată de Cervik Weeks în 1962 .

Sinteza se realizează din substanțe simple prin încălzire, iradiere ultravioletă sau acțiunea unei descărcări electrice:

{\mathsf {Xe+F_{2}\rightarrow XeF_{2)))

Produsul este condensat la -30 °C. Purificarea se realizează prin distilare fracţionată .

Mecanismul acestei reacții este destul de interesant și, aparent, moleculele de fluorură de hidrogen, care de obicei poluează fluorul gazos, sunt într-un fel implicate în ea . Acest lucru a fost descoperit de Shmark și Luthar, care au folosit fluor nepurificat din hidrogen pentru sinteza, iar viteza de reacție a crescut de 4 ori comparativ cu utilizarea fluorului pur.

Există, de asemenea, o metodă pentru obținerea difluorurii de xenon din fluorura de oxigen (II) și xenon. Pentru a face acest lucru, un amestec de gaze este plasat într-un vas de nichel și încălzit la 300 °C sub presiune:

{\displaystyle {\mathsf {2Xe+2OF_{2}\rightarrow 2XeF_{2}+O_{2))))

În Rusia, producția de difluorură de xenon a fost lansată la Combinatul Chimic Siberian.

Difluorura de xenon se formează și prin reacția xenonului cu dioxidifluorura la -120 °C.

Proprietăți chimice

La sublimare, difluorura de xenon se disproportioneaza in xenon liber si tetrafluorura de xenon :

{\mathsf {2XeF_{2}\rightarrow Xe+XeF_{4)))

În apa rece acidulată, se descompune destul de lent, dar într-un mediu alcalin, descompunerea are loc rapid:

{\mathsf {2XeF_{2}+4NaOH\rightarrow 2Xe\uparrow +4NaF+2H_{2}O+O_{2}\uparrow }}

Agent oxidant mai puțin activ decât fluorul molecular.

Formarea compușilor de coordonare

XeF2 poate acționa ca un ligand în compuși complecși . De exemplu, într-o soluție de fluorură de hidrogen, este posibilă următoarea reacție:

{\mathsf {Mg[AsF_{6}]_{2}+4XeF_{2}\rightarrow [Mg(XeF_{2})_{4}][AsF_{6}]_{2))}

Analiza cristalografică arată că atomul de magneziu este coordonat de 6 atomi de fluor, dintre care 4 sunt punți între atomii de magneziu și xenon.

Există multe astfel de reacții cu produși de tipul [M x (XeF 2 ) n ](AF 6 ) x , în care Ca , Sr , Ba , Pb , Ag , La sau Nd pot acționa ca atom de M și As poate fi atomul A , Sb sau P.

Astfel de reacții necesită un exces mare de difluorură de xenon.

Într-un sistem în fază solidă în prezența fluorurii de cesiu, unele metale (Ce, Pr, Nd, Tb, Dy, Tu) pot forma compuși complecși de tip Cs 3 [CeF 7 ].

Cu pentafluorura de arsen se formează hexafluoroarsenat de trifluorodixenonă, în care ionul molecular Xe 2 F 3 + acționează ca un cation . De asemenea, sunt cunoscuți compuși unde cationul este Xe2 + .

{\mathsf {AsF_{5}+2XeF_{2}\rightarrow Xe_{2}F_{3}[AsF_{6}]}}

Reacții de fluorurare cu substanțe simple

XeF 2 fluorizează Mn , W , Nb , Sb , Sn , Ti , S , P , Te , Ge , Si la fluoruri mai mari în intervalul de temperatură de la -10 la +30 °C. Încălzirea amestecului de reacție la 50 °C duce la interacțiunea difluorurii de xenon cu oxizii și sărurile multor metale .

Într-un sistem în fază solidă, atunci când este încălzit, oxidează Ce , Pr și Tb la tetrafluoruri.

Reacții de oxidare

O soluție apoasă de difluorură oxidează bromații în perbromați :

{\mathsf {KBrO_{3}+XeF_{2}+H_{2}O\rightarrow KBrO_{4}+Xe\uparrow +2HF))

Fluorurare oxidativă

Un exemplu de fluorurare oxidativă pentru un compus organoteluric (aici atomul de telur își schimbă starea de oxidare de la +4 la +6):

{\mathsf {Ph_{3}TeF+XeF_{2}\rightarrow Ph_{3}TeF_{3}+Xe\uparrow ))

Fluorurare reductivă

Un exemplu de fluorurare reductivă (aici atomul de crom își schimbă starea de oxidare de la +6 la +5):

{\displaystyle {\mathsf {2CrO_{2}F_{2}+XeF_{2}\rightarrow 2CrOF_{3}+Xe+O_{2))))

Fluorurarea compușilor aromatici

Fluorurarea compușilor aromatici are loc prin mecanismul de substituție electrofilă:

În acest caz, este posibilă și fluorurarea reductivă (datorită solventului):

Fluorurarea compușilor nesaturați

Destul de selectiv, este posibil să se efectueze fluorurarea derivaților dienei în poziții 1,2: .

Decarboxilarea fluorinatoare

Difluorura de xenon decarboxilează acizii carboxilici și se formează fluoroalcanii corespunzători :

{\mathsf {RCOOH+XeF_{2}\rightarrow RF+CO_{2}+Xe+HF}}

Aplicație

Unul dintre cei mai puternici agenți de fluorurare.
Folosit pentru a obține supraconductori la temperatură înaltă pe bază de oxofluoruri de cupru stratificate complexe [1]
Este destul de promițător pentru dezinfecția locurilor greu accesibile [2]
Difluorura de xenon este utilizată pentru gravarea siliciului în sistemele microelectromecanice :

{\mathsf {2XeF_{2}+Si\rightarrow SiF_{4}+2Xe))

Note

↑ Uspekhi khimii, 2002, Volumul 71, Numărul 5, Paginile 442-460.
↑ Dezinfectare extremă - alegerea dezinfectantului . Preluat la 21 august 2008. Arhivat din original la 26 octombrie 2008. (nedefinit)

Vezi și

Literatură

Jolly W. I. Sinteze de compuși anorganici. M.: Mir, 440 p. — 1967
Nekrasov BV Fundamentele chimiei generale. În 2 volume, M.: Chimie, 1973
Tius, MA, Tetrahedron , volumul 51, numărul 24, 12 iunie 1995, paginile 6605-6634.
Weeks, J., Matheson, M. Xenon Difluoride. Sinteze anorganice. Nr. 8, 1966.
Williamson, S. Difluorura de xenon. Sinteze anorganice nr. 11, 1968.
Šmalc, A., Lutar, K. Difluorura de xenon (modificare). Sinteze anorganice nr. 29, 1992.
D.F. Halpem. „Fluorura de xenon (II)” în Enciclopedia Reactivilor pentru Sinteza Organică. 2004, J. Wiley & Sons, New York.

Compuși cu xenon

Difluorura de oxid de xenon (XeOF 2 )
Oxid de xenon-tetrafluorura (XeOF 4 )
Tetroxid de xenon ( XeO4 )
Trioxid de xenon ( XeO3 )
Fluorura de xenon(II) ( XeF2 )
Fluorura de xenon (IV) ( XeF4 )
Fluorura de xenon(VI) ( XeF6 )
Xenon hexafluorplatinat (Xe[PtF 6 ])
Perxenat de sodiu ( Na4XeO6 )
Perxenat de bariu ( Ba2XeO6 )
Difluorura de kripton - hexafluorura de xenon (1/1) ( KrF 2 XeF 6 )
Xenon (VI) oxid-tetrafluorura - pentafluorura de vanadiu (1/1) (XeOF 4 VF 5 )
Xenon(II) pentafluoroteluroxid ( Xe(OTeF5 ) 2 )
Difluorura de dioxid de xenon (XeO 2 F 2 )
Perclorat de xenon(II) ( Xe(ClO4 ) 2 )
Xenat (VI) bariu (Ba 3 XeO 6 )
Acid xenonic ( H4XeO6 ) _
Acid xenonic ( H2XeO4 ) _