Difluoruro di kripton - Wikipedia
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| Difluoruro di kripton | |
|---|---|
 | |
 | |
| Nome IUPAC | |
| Difluoruro di kripton | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | KrF2 |
| Peso formula (u) | 121,7968 |
| Aspetto | solido incolore[1] |
| Numero CAS | 13773-81-4 |
| PubChem | 83721 |
| SMILES |
|
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 3,24[1] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Modifica dati su Wikidata · Manuale |
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 solido cristallino incolore e volatile. Reagisce con forti acidi di Lewis per formare complessi dei cationi molecolari KrF+ e Kr2F+3.[4]
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]
Il difluoruro di kripton è un potentissimo ossidante e fluorurante, portando gli elementi a stati di ossidazione non comuni. È risaputo come una soluzione acquosa concentrata di HCl e HNO3 (≈ 3:1, 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:
![{\textstyle {\ce {2 Au + 7 KrF2 -> 5 Kr + 2[KrF]+[AuF6]-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8145c1c0f61ddcd3cb3e2c468f75bc30b508ba0e)
Portando il sale ottenuto ad una temperatura compresa tra i 60 e i 65 °C, esso si decompone e in tal modo fornisce il potente acido di Lewis pentafluoruro aurico AuF5:[6][9]
![{\textstyle {\ce {[KrF]+[AuF6]- ->[calore] AuF5 + Kr + F2}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/5e50a5333dae16503a146c56aaab965b80b3a882)
Questo 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]
- ^ a b Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, McGraw-Hill Professional, 2003, pp. 442–443, ISBN 0-07-049439-8.
- ^ 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.
- ^ (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.
- ^ 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.
- ^ Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold Frederik Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 465, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ 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.
- ^ William Henderson, Main group chemistry, collana Tutorial chemistry texts, RSC, 2000, p. 149, ISBN 978-0-85404-617-1.
- ^ 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.
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 903, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ (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.
- (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.
Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su Difluoruro di kripton
- (EN) NIST Chemistry WebBook: krypton difluoride, su webbook.nist.gov.
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