- Гексафторид ксенона
-
Гексафторид ксенона Общие Систематическое наименование Фторид ксенона (VI) Химическая формула XeF6 Отн. молек. масса 245 а. е. м. Физические свойства Плотность вещества 3,56 г/см³ Состояние (ст. усл.) бледно-жёлтый газ Термические свойства Температура плавления 49,25 °C Температура кипения 75,6 °C Классификация номер CAS 13693-09-9 Гексафтори́д ксено́на — соединение ксенона с фтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветные кристаллы. Обладает чрезвычайно высокой химической активностью, агрессивностью.
Содержание
Физико-химические свойства
Свойство Значение[1] Диэлектрическая проницаемость (при 55°С) 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:
- 3XeF2 → 2Xe + XeF6
- Однако, известный советский учёный, академик Легасов, впервые в мире осуществил каталитический синтез гексафторида ксенона из простых веществ:
- Xe + 3F2 → XeF6
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 обагощенного соединения 129Xe19F6 методом 19F-ЯМР-спектроскопии было установленно, что при стандартных условиях, четыре атома ксенона находятся в одинаковом электронном окружении из 24 атомов фтора.[2]
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[3] Химические свойства
Водой гидролизуется до триоксида ксенона и плавиковой кислоты в три этапа. Все промежуточные продукты гидролиза выделены в индивидуальном состоянии:
- XeF6 + H2O → XeOF4 + 2HF
- XeOF4 + H2O → XeO2F2 + 2HF
- XeO2F2 + H2O → XeO3 + 2 HF
При растворении в жидком фтороводороде происходи частичная диссоциация:
- XeF6 + HF → XeF5+ + HF2-.
Гексафторид ксенона является достаточно сильной кислотой Льюиса. В присутствии фторид-ионов возможно протекание следующих реакций:
- XeF6 + F− → XeF7−
- XeF7− + F− → XeF82−
Например, вещество легко реагирует с фторидами щелочных металлов (кроме LiF):
- XeF6 + RbF → RbXeF7.
Однако при нагревании таких солей выше 50°С, происходит разложение:
- 2RbXeF7 → XeF6 + Rb2XeF8.
Соединения состава M2XeF8 достаточно устойчивы, например, натриевое производное устойчиво до 100°С, а цезиевое — до 400°С.
С фторидами менне активных элементов, гексафторид ксенона образует двойные соли[4], которые впервые получили еще в 1967 году. Например, были получены 4XeF6·GeF4, 2XeF6·GeF4 and 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 соотношение 1:1. При этом образуются белые устойчивые кристаллы, слаболетучие при комнатное температуре (давление паров составляет около 1 мм.рт.ст). XeF6·BF3 плавится при 80°С с образованием жёлтой вязкой жидкости.[5]
Также были сообщения о получении высшего фторида XeF8 из XeF6 и F2, однако такие данные не подтвердились.
Применение
- Гексафторид ксенона — мощный фторирующий агент.
- Возможно применение в качестве окислителя ракетного топлива.
- Перспективным является применение гексафторида ксенона как взрывчатого вещества, так как вещество является достаточно бризантным, а по силе детонации схоже с тротилом.
Примечания
- ↑ Физико-химические данные о соединении
- ↑ The structure of xenon hexafluoride in the solid state. Journal of Fluorine Chemistry Volume 127, Issue 10, Pages 1415-1422
- ↑ Xenon Hexafluoride: Structural Crystallography of Tetrameric Phases R.D. Burbank, G. R. Jones. Science Vol. 171. №. 3970, pp. 485 - 487
- ↑ Изучение системы XeF6-GeF4 и XeF6-SiF4
- ↑ Xenon Hexafluoride Complexes. Science. Vol. 144. no. 3618, p. 537
См. также
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-ух томах., М:Химия, 1973 г.
Wikimedia Foundation. 2010.