Difluoruro di kripton

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Difluoruro di kripton
modello molecolare
modello molecolare
formula di struttura
formula di struttura
Nome IUPAC
Difluoruro di kripton
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareKrF2
Peso formula (u)121,7968
Aspettosolido incolore[1]
Numero CAS13773-81-4
PubChem83721
SMILES
F[Kr]F
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)3,24[1]
Indicazioni di sicurezza
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Il difluoruro di kripton è un composto chimico binario del kripton(II) con il fluoro, avente formula chimica KrF2. È un composto isoelettronico di valenza al più noto difluoruro di xenon, ma molto meno stabile di quest'ultimo ed è uno dei più forti ossidanti che si conoscano.[2]

È stato il primo composto del kripton ad essere stato scoperto.[3] Si presenta come un un solido cristallino incolore e volatile. Reagisce con forti acidi di Lewis per formare complessi dei cationi molecolari KrF+ e Kr2F+3.[4]

Proprietà e struttura

Il difluoruro di kripton, diversamente dal difluoruro di xenon (ΔHƒ° = -164 kJ/mol), è un composto endotermico, ΔHƒ° = +60 kJ/mol ed anche alquanto meno stabile cineticamente, tendendo a decomporsi sopra a 0°C.[5] Lo si può ottenere sottoponendo a scariche elettriche una miscela di kripton e fluoro a -183 °C.[6]

Il difluoruro di kripton allo stato solido è dimorfico, con una fase alfa, più stabile alle temperature più basse, e una fase beta, più stabile a quelle più alte, indicativamente sopra a circa -80 °C.[7] In quest'ultima la cella elementare è tetragonale a corpo centrato. La molecola KrF2 risulta essere lineare, come atteso dal modello VSEPR, e la distanza Kr−F è di 188,9 pm,[7] sensibilmente più corta di quella Xe–F (197,73 pm).[8]

Reazioni

Il difluoruro di kripton è un potentissimo ossidante e fluorurante, portando gli elementi a stati di ossidazione non comuni. È risaputo come una soluzione di HCl e HNO3 (detta Acqua regia) riesca ad ossidare l'oro da Au0 ad Au3+; a contatto con un forte eccesso di KrF2 l'oro passa da stato di ossidazione (0) a (5+) secondo la seguente reazione:

2 Au + 7 KrF 2 ⟶ 5 Kr + 2 [ KrF ] + [ AuF 6 ] − {\textstyle {\ce {2 Au + 7 KrF2 -> 5 Kr + 2[KrF]+[AuF6]-}}}

Portando il sale ottenuto ad una temperatura compresa tra i 60 e i 65 °C, si ha la sua decomposizione, che in tal modo fornisce il potente acido di Lewis pentafluoruro aurico AuF5:[6][9]

[ KrF ] + [ AuF 6 ] − → c a l o r e AuF 5 + Kr + F 2 {\textstyle {\ce {[KrF]+[AuF6]- ->[calore] AuF5 + Kr + F2}}}

può anche essere usato per ossidare/fluorurare lo xenon fino al suo esafluoruro:[10]

3 KrF2 + Xe   →   XeF6 + 3 Kr

La reazione di KrF2 con il pentafluoruro di antimonio fornisce il sale [KrF]+[SbF6]−:[4]

KrF2 + SbF5   →   [KrF]+[SbF6]−

In questa forma il catione KrF+ riesce ad ossidare/fluorurare gli alogeni centrali in BrF5 e in ClF5 allo stato di ossidazione +7, dando rispettivamente [BrF6]+[SbF6]− e [ClF6]+[SbF6]−.[2][11]

KrF2 può ossidare/fluorurare l'argento metallico non solo a Ag(II) dando AgF2,[6] ma anche fino a Ag(III) dando il trifluoruro AgF3.[12][13]

Note

  1. ^ a b Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, McGraw-Hill Professional, 2003, pp. 442–443, ISBN 0-07-049439-8.
  2. ^ a b Abhik Ghosh e Steffen Berg, Arrow pushing in inorganic chemistry: a logical approach to the chemistry of the main group elements, Wiley, 2014, pp. 314-316, ISBN 978-1-118-17398-5.
  3. ^ (EN) A.V. Grosse, A.D. Kirshenbaum, A.G. Streng e L.V. Streng, Krypton Tetrafluoride: Preparation and Some Properties, in Science, 139 (3559), 1963, pp. 1047–104, DOI:10.1126/science.139.3559.1047.
  4. ^ a b (EN) J.F. Lehmann, D.A. Dixon e G.J. Schrobilgen, X-ray Crystal Structures of α-KrF2, [KrF][MF6] (M = As, Sb, Bi), [Kr2F3][SbF6]·KrF2, [Kr2F3]2[SbF6]2·KrF2, and [Kr2F3][AsF6]·[KrF][AsF6]; Synthesis and Characterization of [Kr2F3][PF6]·nKrF2; and Theoretical Studies of KrF2, KrF+, Kr2F+3, and the [KrF][MF6] (M = P, As, Sb, Bi) Ion Pairs, in Inorganic Chemistry, 40 (13), American Chemical Society, 2001, pp. 3002–3017, DOI:10.1021/ic001167w.
  5. ^ Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold Frederik Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 465, ISBN 978-3-11-026932-1.
  6. ^ a b c Erwin Riedel e Christoph Janiak, Anorganische Chemie, collana De Gruyter Studium, 10. Auflage, De Gruyter, 2022, pp. 424-425, ISBN 978-3-11-069604-2.
  7. ^ a b John F. Lehmann, Hélène P. A. Mercier e Gary J. Schrobilgen, The chemistry of krypton, in Coordination Chemistry Reviews, vol. 233-234, 1º novembre 2002, pp. 1–39, DOI:10.1016/S0010-8545(02)00202-3. URL consultato il 31 maggio 2024.
  8. ^ Sandor Reichman e Felix Schreiner, Gas‐Phase Structure of XeF2, in J. Chem. Phys., vol. 51, 15 settembre 1969, pp. 2355-2358, DOI:10.1063/1.1672351.
  9. ^ Charlie Harding, David Arthur Johnson e Rob Janes, Elements of the p block, collana The molecular world, Royal Society of Chemistry, 2002, p. 94, ISBN 978-0-85404-690-4, OCLC ocm50054226. URL consultato il 31 maggio 2024.
  10. ^ William Henderson, Main group chemistry, collana Tutorial chemistry texts, RSC, 2000, p. 149, ISBN 978-0-85404-617-1.
  11. ^ John H. Holloway e Eric G. Hope, Advances in inorganic chemistry. 46, a cura di A. G. Sykes, 1999, p. 60, ISBN 978-0-12-023646-6.
  12. ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 903, ISBN 0-7506-3365-4.
  13. ^ (EN) Roland Bougon, Bui Huy Tue e M. Lance, Synthesis and properties of silver trifluoride AgF3, in Inorganic Chemistry, vol. 23, n. 22, 1984-10, pp. 3667–3668, DOI:10.1021/ic00190a049. URL consultato il 31 maggio 2024.

Bibliografia

  • (EN) Norman Neil Greenwood e Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0080379419.
  • J.E. Huheey, E.A. Keiter, R.L. Keiter, Chimica Inorganica, Piccin, 1993, ISBN 88-299-1470-3.

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Collegamenti esterni

  • (EN) NIST Chemistry WebBook: krypton difluoride, su webbook.nist.gov.
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