Ksenonheksafluoridi
Ksenonheksafluoridi (XeF6) on ksenonin ja fluorin muodostama epäorgaaninen molekyyliyhdiste ja yksi jalokaasuyhdisteistä.
| Ksenonheksafluoridi | |
|---|---|
 |
|
 |
|
| Tunnisteet | |
| CAS-numero | |
| PubChem CID | |
| Ominaisuudet | |
| Molekyylikaava | XeF6 |
| Moolimassa | 245,29 g/mol |
| Ulkomuoto | Värittömiä kiteitä[1] |
| Sulamispiste | 49,48 °C[1] |
| Kiehumispiste | 75,57 °C[2] |
| Tiheys | 3,56 g/cm3[1] |
| Liukoisuus veteen | Reagoi veden kanssa |
Ominaisuudet muokkaa
Huoneenlämpötilassa ksenonheksafluoridi on värittöminä kiteinä. Nesteenä se on keltaista ja kaasuna väriltään kellanvihreää. Yhdiste reagoi erittäin voimakkaasti veden kanssa hydrolysoituen ensin ksenon(VI)oksifluoridiksi ja edelleen ksenontrioksidiksi. Ksenonheksafluoridi liukenee vetyfluoridiin keltaiseksi liuokseksi. Kiteisellä ksenonheksafluoridilla on useita kidemuotoja, muun muassa kaksi alkeiskopiltaan kuutiollista ja yksi monokliininen muoto. Molekyyligeometrialtaan se on VSEPR-teorian mukaisesti vääristynyt oktaedri. Ksenonheksafluoridi on erittäin voimakas hapetin ja kykenee esimerkiksi hapettamaan kulta(III)suolat hapetusluvulle +V. Se on sekä Lewis-happo että Lewis-emäs. Lewis-happojen kanssa se reagoi muodostaen XeF5+-ioneja ja Lewis-emästen kuten alkalimetallifluoridien kanssa se reagoi muodostaen heptafluoriksenaatti-ioneja sisältäviä (XeF7-) yhdisteitä. Piidioksidi reagoi yhdisteen kanssa piitetrafluoridiksi.[1][2][3][4][5]
Valmistus ja käyttö muokkaa
Ksenonheksafluoridia voidaan valmistaa ksenonin ja fluorin välisellä reaktiolla. Reaktiossa käytetään huomattavaa fluoriylimäärää, ksenonin ja fluorin moolisuhde on noin 1:20. Reaktio tapahtuu nikkelistä tai Monel-metallista valmistetussa reaktorissa 400–700 °C:n lämpötilassa 20 barin paineessa.[1][3][4][5]
- Xe + 3 F2 → XeF6
Ksenonheksafluoridia voidaan käyttää syntetisoitaessa fluorideja, joissa metalli on hyvin korkealla hapetusluvulla.[1]
Lähteet muokkaa
- ↑ a b c d e f Gary J. Schrobilgen, David S. Brock & Hélène P.A. Mercier: Noble-Gas Compounds, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2012. Viitattu 15.3.2016
- ↑ a b Thomas Scott, Mary Eagleson: Concise encyclopedia chemistry, s. 1182–1183. Walter de Gruyter, 1994. ISBN 978-3110114515. (englanniksi)
- ↑ a b Peter Häussinger, Reinhard Glatthaar, Wilhelm Rhode, Helmut Kick, Christian Benkmann, Josef Weber, Hans-Jörg Wunschel, Viktor Stenke, Edith Leicht & Hermann Stenger: Noble Gases, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2001. Viitattu 15.3.2016
- ↑ a b Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic chemistry, s. 397. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 15.3.2016). (englanniksi)
- ↑ a b Geoff Rayner-Canham & Tina Overton: Descriptive Inorganic Chemistry, s. 513. 5th Edition. W. H. Freeman and Company, 2014. ISBN 978-1-4641-2557-0. (englanniksi)