Heksafluoroirydan fluoroksenonu
| |||||||||||||
| Ogólne informacje | |||||||||||||
| Wzór sumaryczny |
XeIrF | ||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Inne wzory |
[XeF]+ | ||||||||||||
| Masa molowa |
456,50 g/mol | ||||||||||||
| Wygląd |
żółte kryształy | ||||||||||||
| |||||||||||||
| |||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | |||||||||||||
Heksafluoroirydan ksenonu, [XeF]+
[IrF
6]−
– nieorganiczny związek chemiczny irydu, fluoru i ksenonu, otrzymany przez Neila Bartletta w 1969 roku[2].
Otrzymywanie[edytuj | edytuj kod]
Heksafluoroirydan fluoroksenonu otrzymano po raz pierwszy w wyniku reakcji difluorku ksenonu z fluorkiem irydu(V) w roztworze pentafluorku bromu[1][2]. W podobnej reakcji udało się otrzymać również inne związki tego typu – XeRhF
6[3] oraz [XeF]+
[RuF
6]−
[4].
Początkowo sądzono, że metoda bezpośredniej syntezy (analogiczna do syntezy pierwszego związku gazu szlachetnego – heksafluoroplatynianu ksenonu[5]) nie jest możliwa do przeprowadzenia ze względu na to, że fluorek irydu(VI) jest zbyt słabym utleniaczem[6]. Później dopracowano metodykę i okazało się, że bezpośrednia synteza jest możliwa, choć proces syntezy należy przeprowadzić staranniej. W kwarcowej rurze chłodzonej ciekłym azotem kondensuje się IrF
6 i ksenon, następnie rurę hermetyzuje się i ogrzewa do temperatury pokojowej, co powoduje powstanie ciemnoniebieskiego, niemal czarnego roztworu. Po ogrzaniu do 45 °C rurę ponownie chłodzi się do −196 °C i podłącza do układu próżniowego, po czym stopniowo podnosi się do temperatury pokojowej – lotne substancje (głównie nadmiar ksenonu) odparowują, pozostawiając drobnokrystaliczny osad [XeF]+
[IrF
6]−
[6].
Właściwości[edytuj | edytuj kod]
Heksafluoirydan fluoroksenonu topi się w zakresie temperatury 152–153 °C[7], świeżo otrzymany ma postać drobnokrystalicznego żółtego proszku, który w wyniku krystalizacji z bezwodnego, ciekłego fluorowodoru można przekształcić w duże, sześcienne, żółte kryształy[6]. Otrzymywany przy innym stosunku molowym reagentów [XeF]+
[Ir
2F
11]−
ma barwę pomarańczowożółtą i zakres temperatury topnienia 69–70 °C[7]
Przypisy[edytuj | edytuj kod]
- ↑ a b Neil Bartlett: The Oxidation of Oxygen and Related Chemistry: Selected Papers of Neil Bartlett. Singapur: 2001, s. 238. ISBN 981-02-2775-2.
- ↑ a b F.O. Sladky, P.A. Bulliner, Neil Bartlett. Xenon difluoride as a fluoride ion donor. Evidence for the salts [Xe
2F
3]+
[MF
6]−
, [XeF]+
[MF
6]−
and [XeF]+
[M
2F
11]−
. „Journal of the Chemical Society A: Inorganic, Physical, Theoretical”, s. 2179–2188, 1969. DOI: 10.1039/J19690002179. - ↑ H.H. Hyman: Noble Gas Compounds. Chicago: Chicago University Press, 1963, s. 23–30.
- ↑ C.L. Chernick i inni, Fluorine Compounds of Xenon and Radon, „Science”, 3537, 138, 1962, s. 136–138, DOI: 10.1126/science.138.3537.136.
- ↑ N. Bartlett. Xenon hexafluoroplatinate(V) Xe+
[PtF
6]−
. „Proceedings of the Chemical Society”. 6, s. 218, 1962. DOI: 10.1039/PS9620000197. - ↑ a b c Farhad Tamadon, Stefan Seidel, Konrad Seppelt. Reactions of Xenon with Iridiumand Osmiumhexafluoride. „Acta Chimica Slovenica”. 60, s. 491–494, 2013. ISSN 1318-0207.
- ↑ a b Hans-Georg Horn, Hiltrud Hein, Karl-Christian Buschbeck, Walter Lippert, Adolf Slawisch: Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie. T. 1: Edelgasverbindungen. Berlin, Heidelberg: Springer-Verlag, 1970, s. 79. DOI: 10.1007/978-3-662-11600-5. ISBN 978-3-662-11601-2. LCCN Agr 25-1383.