Difluorek ksenonu
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
 Sieć krystaliczna XeF 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny | XeF 2 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Masa molowa | 169,29 g/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Wygląd | bezbarwne kryształy | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Numer CAS | 13709-36-9 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Podobne związki | XeF 4, XeF 6 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Difluorek ksenonu, XeF
2 – nieorganiczny związek chemiczny z grupy fluorków, w którym ksenon występuje na II stopniu utlenienia.
Budowa
Na podstawie analizy widm oscylacyjnych wysokiej rozdzielczości ustalono, że XeF
2 tworzy liniowe cząsteczki o długości wiązań 1,9773 ± 0,0015 Å w fazie gazowej[6], natomiast w wyniku badań wykorzystujących dyfrakcję neutronów oceniono długość wiązania Xe−F w fazie stałej na 2 Å[7]. W strukturze krystalicznej, obok dwóch atomów fluoru związanych chemicznie, ksenon ma w swoim otoczeniu 8 atomów fluoru w odległości obliczonej na 3,64 Å[7] lub 3,42 Å[8]. Każdy atom fluoru ma jednego bliźniaczego sąsiada w odległości 3,02 Å oraz 4 atomy fluoru odległe o 3,08 Å[7]. Upakowanie atomów w stałym XeF
2 jest takie, że ligandy fluorowe sąsiednich cząsteczek unikają strefy równikowej atomu ksenonu ponieważ w cząsteczce XeF
2 trzy niewiążące elektrony efektywnie maskują dodatni ładunek[1]. Występowanie silnych oddziaływań elektrostatycznych pomiędzy cząsteczkami w tak uporządkowanej sieci krystalicznej difluorku ksenonu jest zgodne z jego dość wysoką entalpią sublimacji, która wynosi 55,71 kJ/mol[1][9].
Opublikowane zostały doniesienia, że pod ciśnieniem 50 GPa (ok. 500 tys. atm) XeF
2 ulega przemianie i nabiera właściwości półprzewodzących, a jego niemolekularna już wówczas struktura złożona z dwuwymiarowych warstw zawierających jednostki XeF
4 jest podobna do struktury grafitu. Z przedstawionych rezultatów badań wynika również, że pod wpływem jeszcze wyższego ciśnienia (powyżej 70 GPa) difluorek ksenonu nabiera własności metalicznych, zmieniając swoją strukturę na trójwymiarową, złożoną z elementów XeF
8[10]. Jednakże przedstawione później wyniki prac teoretycznych podważają rezultaty tych prac doświadczalnych – wynika z nich, że tetragonalna struktura przestrzenna I4/mmm upakowania cząsteczek XeF
2 powinna być stabilna aż do ciśnienia 105 GPa, a następnie ulec przemianie do struktury molekularnej odznaczającej się rombową symetrią przestrzenną Pnma, w której długości obu wiązań Xe−F przestają być jednakowe. Dalsza kompresja do 200 GPa będzie według teoretyków skutkowała autodysocjacją do jonowego ciała stałego o przykładowej budowie typu [XeF]+
F−
[11].
Otrzymywanie
Jest to jeden z pierwszych otrzymanych związków chemicznych ksenonu. Jego uzyskanie było efektem wzmożonych prac nad związkami tego gazu szlachetnego po udanej syntezie heksafluoroplatynianu ksenonu[12]. Został on otrzymany latem 1962 roku przez grupę Rudolfa Hoppego z Uniwersytetu w Münster w wyniku reakcji gazowego fluoru z ksenonem pod wpływem wyładowań elektrycznych, a publikacja na temat tego odkrycia ukazała się w listopadzie tego samego roku[13][14]. Praktycznie jednocześnie, w sierpniu 1962 roku, badacze amerykańscy uzyskali niezależnie i opisali inny związek ksenonu i fluoru, tetrafluorek ksenonu, XeF
4. Powstał on w wyniku ogrzewania lub naświetlania promieniowaniem ultrafioletowym mieszaniny ksenonu i fluoru w fazie gazowej. Podczas badań nad XeF
4 zarejestrowano dane spektralne świadczące o powstawaniu trwałego difluorku ksenonu[14][15][16].
XeF
2 można otrzymać bezpośrednio z pierwiastków w fazie gazowej, pod wpływem promieniowania ultrafioletowego[1][17] (również wykorzystując w tym celu światło słoneczne), skoncentrowanego promieniowania γ, elektronów pochodzących z akceleratora van de Graffa, protonów o energii 10 MeV, ciepła[1] oraz wyładowań elektrycznych[1][17]:
- Xe + F
2 → XeF
2↓
Powstający związek wydziela się w postaci stałej, co pozwala na prowadzenie procesu w trybie ciągłym i uzyskiwanie związku w skali kilogramowej. W celu uniknięcia powstawania XeF
4, reakcję prowadzi się przy pewnym nadmiarze ksenonu (jest to istotne z punktu widzenia bezpieczeństwa, gdyż podczas pracy z wykorzystaniem XeF
2 zanieczyszczonego nawet małymi ilościami XeF
4, w wyniku hydrolizy tego ostatniego powstaje wybuchowy XeO
3)[17].
Związek jest także dostępny komercyjnie[17].
Właściwości
Difluorek ksenonu jest ciałem stałym. Tworzy bezbarwne kryształy tetraedryczne o gęstości 4,32 g/cm³[2]. Pod ciśnieniem atmosferycznym sublimuje w temperaturze 114,35 °C[2] (ze względu na łatwość sublimacji praca z tym związkiem wymaga ostrożności)[17]. Temperatura topnienia wynosi ok. 129 °C[3] (w punkcie potrójnym jest to 129,03 °C)[2]. Ma ostry zapach zbliżony do chloru. Jest silnie reaktywny[17]. Ulega rozkładowi pod wpływem światła oraz powolnej hydrolizie w kontakcie z wilgocią[18].
Zastosowanie
XeF
2 jest silnym czynnikiem fluorującym i utleniającym[19][20]. Ze względu na stały stan skupienia jest wygodniejszy i bezpieczniejszy w pracy niż fluor pierwiastkowy; w większości zastosowań można go używać w aparaturze szklanej (niszczonej przez F
2)[17]. Pośród istotnych zastosowań można wymienić:
- Reakcje utleniającego fluorowania:
- Ph
3TeF + XeF
2 → Ph
3TeF
3 + Xe
- Ph
- Reakcje redukcyjnego fluorowania:
- 2CrO
2F
2 + XeF
2 → 2CrOF
3 + Xe + O
2
- 2CrO
- Reakcje fluorowania związków aromatycznych:
- Reakcje fluorowania alkenów:
- Suche trawienie mikroukładów krzemowych[21], np. do wytwarzania mikroukładów elektromechanicznych[22][23]. Technika została zaprezentowana w 1995 roku[24], a następnie skomercjalizowana[25]. Proces polega na trawieniu krzemu za pomocą XeF
2 w fazie gazowej. Reakcję prowadzi się w temperaturze pokojowej pod obniżonym ciśnieniem[21]:- 2XeF
2 + Si → 2 Xe↑ + SiF
4↑
- 2XeF
Przypisy
- ↑ a b c d e f g Melita Tramšek, Boris Žemva. Synthesis, Properties and Chemistry of Xenon(II) Fluoride. „Acta Chimica Slovenica”. 53 (2), s. 105–116, 2006. DOI: 10.1002/chin.200721209.
- ↑ a b c d e CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 88, Boca Raton: CRC Press, 2007, s. 4-98, ISBN 978-0-8493-0488-0 (ang.).
- ↑ a b D.K. Hindermann, W.E. Falconer. Magnetic Shielding of 19
F in XeF
2. „Journal of Chemical Physics”. 50 (3), 1969. DOI: 10.1063/1.1671178. Bibcode: 1969JChPh..50.1203H. - ↑ a b c Difluorek ksenonu (nr 394505) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Polski. [dostęp 2016-08-23]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
- ↑ Difluorek ksenonu (nr 394505) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2016-08-23]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
- ↑ Sandor Reichman. Gas-Phase Structure of XeF
2. „Journal of Chemical Physics”. 51 (6), s. 2355–2359, 1969. DOI: 10.1063/1.1672351. - ↑ a b c Henri A. Levy, P.A. Agron. The Crystal and Molecular Structure of Xenon Difluoride by Neutron Diffraction. „Journal of the American Chemical Society”. 85 (2), s. 241–242, 1963. DOI: 10.1021/ja00885a037.
- ↑ P.A. Agron i inni, Xenon Difluoride and the Nature of the Xenon-Fluorine Bond, „Science”, 3557, 139, 1963, s. 842–844, DOI: 10.1126/science.139.3557.842.c?
- ↑ Joshua. Jortner, E. Guy. Wilson, Stuart A. Rice. The Heats of Sublimation of XeF
2 and XeF
4 and a Conjecture on Bonding in The Solids. „Journal of the American Chemical Society”. 85 (6), s. 814–815, 1963. DOI: 10.1021/ja00889a034. - ↑ Minseob Kim, Mathew Debessai, Choong-Shik Yoo. Two- and three-dimensional extended solids and metallization of compressed XeF. „Nature Chemistry”. 2 (9), s. 784–788, 2010. DOI: 10.1038/nchem.724.
- ↑ Dominik Kurzydłowski, Patryk Zaleski-Ejgierd, Wojciech Grochala, Roald Hoffmann. Freezing in Resonance Structures for Better Packing: XeF
2 Becomes (XeF+
)(F−
) at Large Compression. „Inorganic Chemistry”. 50 (8), s. 3832–3840, 2011. DOI: 10.1021/ic200371a. - ↑ N. Bartlett. Xenon hexafluoroplatinate(V) Xe+
[PtF
6]−
. „Proceedings of the Chemical Society”. 6, s. 218, 1962. DOI: 10.1039/PS9620000197. - ↑ R. Hoppe, W. Daehne, H. Mattauch, K Roedder. Fluorination of Xenon. „Angewandte Chemie International Edition in English”. 1 (11), s. 599, 1962. DOI: 10.1002/anie.196205992.
- ↑ a b R. Hoppe. Valence Compounds of the Inert Gases. „Angewandte Chemie International Edition in English”. 3 (8), s. 538–545, 1964. DOI: 10.1002/anie.196405381.
- ↑ Howard H. Claassen, Henry Selig, John G. Malm. Xenon Tetrafluoride. „Journal of the American Chemical Society”. 84 (18), s. 3593–3593, 1962. DOI: 10.1021/ja00877a042.
- ↑ 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.c?
- ↑ a b c d e f g Marcus A. Tius. Xenon difluoride in synthesis. „Tetrahedron”. 51 (24), s. 6605–6634, 1995. DOI: 10.1016/0040-4020(95)00362-C.
- ↑ James L. Weeks, Max S. Matheson. Xenon Difluoride. „Inorganic Syntheses”. 8. s. 260–264. DOI: 10.1002/9780470132395.ch69.
- ↑ D.F. Halpem: Xenon(II) Fluoride. W: Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. L. Paquette (red.). New York: John Wiley & Sons, 2004. DOI: 10.1002/047084289X.rx001.
- ↑ S. Taylor, C. Kotoris, G. Hum. Recent Advances in Electrophilic Fluorination. „Tetrahedron”. 55 (43), s. 12431–12477, 1999. DOI: 10.1016/S0040-4020(99)00748-6.
- ↑ a b J.D. Brazzle, M.R. Dokmeci, C.H Mastrangelo. Modeling and characterization of sacrificial polysilicon etching using vapor-phase xenon difluoride. „Materiały 17th IEEE International Conference on MEMS”, s. 737–740, 2004. DOI: 10.1109/MEMS.2004.1290690.
- ↑ XERIC™ Silicon Etch (ang.). memsstar Limited. [dostęp 2015-08-11].
- ↑ XactiX Xenon Difluoride Etcher (ang.). Maryland NanoCenter, University of Maryland. [dostęp 2015-08-11].
- ↑ Floy I. Chang, Richard Yeh, Gisela Lin, Patrick B. Chu i inni. Gas-phase silicon micromachining with xenon difluoride. „SPIE Proceedings”. 2641, s. 117–128, 1995. DOI: 10.1117/12.220933.
- ↑ P. Chu i inni, Controlled Pulse-Etching with Xenon Difluoride, „International Conference on Solid State Sensors and Actuators, TRANSDUCERS '97”, Chicago 1997, s. 665–668, DOI: 10.1109/SENSOR.1997.613739.
Media użyte na tej stronie
Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS) pictogram for toxic substances
The "fire diamond" as defined by NFPA 704. It is a blank template, so as to facilitate populating it using CSS.
Autor: Andif1, Licencja: CC BY-SA 3.0
Crystals of xenon difluoride on a silicon sample holder
Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS) pictogram for oxidizing substances
Globally Harmonized System of Classification and Labelling of Chemicals (GHS) pictogram for corrosive substances
I made this with chemdraw
Autor: CCoil (talk), Licencja: CC BY 3.0
Ball-and-stick model of part of the crystal structure of xenon difluoride, XeF2.
X-ray crystallographic data from Journal of the American Chemical Society (1963) 85, p240-p240.
I made this with chemdraw
I made this with chemdraw