Hexafluoride
Die Hexafluoride sind eine Gruppe chemischer Verbindungen mit der Summenformel XF6. 16 Elemente bilden stabile Hexafluoride. 9 dieser Elemente gehören zu den Übergangsmetallen, 3 zu den Actinoiden, und 4 sind Nichtmetalle.
Eigenschaften
Physikalische Eigenschaften
Die meisten Hexafluoride sind kovalente Verbindungen mit niedrigen Schmelz- und Siedepunkten. 4 Hexafluoride (S, Se, Te, W) sind bei Raumtemperatur (25 °C) und Normaldruck (1013 mbar) gasförmig, 2 sind flüssig (Re, Mo), die anderen sind flüchtige Feststoffe. 3 Hexafluoride (S, Se, U) gehen beim Erwärmen durch Sublimation direkt in den gasförmigen Zustand über. Die Hexafluoride des p-Blocks (S, Se, Te, Xe) und der 6. Nebengruppe (Mo, W) sind farblos, die Farben der anderen Hexafluoride bewegen sich in Bereichen von gelb nach orange, rot, braun und schwarz.
Die Molekulargeometrie ist im Regelfall oktaedrisch, eine Ausnahme ist Xenonhexafluorid. Die Verbindung ist quadratisch-bipyramidal (verzerrt oktaedrisch) aufgebaut. Die Struktur bildet gemäß VSEPR-Theorie auf Grund des noch vorhandenen freien Elektronenpaares ein pentagonal-pyramidales Molekül. Aufgrund quantenchemischer Berechnungen sollten ReF6 und RuF6 tetragonal verzerrte Strukturen besitzen (bei denen zwei der Bindungen einer Achse länger oder kürzer sind als die der anderen vier), dies konnte jedoch bisher nicht beobachtet werden.
| Verbindung | Smp. (°C) | Sdp. (°C) | Sublp. (°C) | Molare Masse | Dichte (g·cm−3) | Bindungslänge (pm) | Farbe |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Schwefelhexafluorid[1] | −50,8 | 146,05 | 6,63 | 156,4 | farblos | ||
| Selenhexafluorid[2] | −46,6 | 192,95 | 8,69 | 167–170 | farblos | ||
| Tellurhexafluorid[3] | −38 | −39 | 241,59 | 3,16 (−40 °C)[4] | 184 | farblos | |
| Xenonhexafluorid[5] | 49,5 | 75,6 | 245,28 | 3,56 | farblos | ||
| Molybdänhexafluorid[6] | 17,4 | 34 | 209,94 | 3,50 (−140 °C)[7] | 181,7[7] | farblos | |
| Technetiumhexafluorid[8] | 37,4 | 55,3 | (212) | 3,58 (−140 °C)[7] | 181,2[7] | gelb | |
| Rutheniumhexafluorid[9] | 54 | 215,07 | 3,68 (−140 °C)[7] | 181,8[7] | dunkelbraun | ||
| Rhodiumhexafluorid[10] | 70 | 216,91 | 3,71 (−140 °C)[7] | 182,4[7] | schwarz | ||
| Wolframhexafluorid[11] | 2,3 | 17,1 | 297,84 | 4,86 (−140 °C)[7] | 182,6[7] | farblos | |
| Rheniumhexafluorid[12] | 18,5 | 33,7 | 300,20 | 4,94 (−140 °C)[7] | 182,6[7] | gelb | |
| Osmiumhexafluorid[13] | 34 | 304,2 | 5,09 (−140 °C)[7] | 182,9[7] | gelb | ||
| Iridiumhexafluorid[14] | 44 | 53 | 306,21 | 5,11 (−140 °C)[7] | 183,4[7] | gelb | |
| Platinhexafluorid[15] | 61,3 | 69 | 309,07 | 5,21 (−140 °C)[7] | 184,8[7] | tiefrot | |
| Uranhexafluorid | 56,5[16] | 351,99 | 5,09[17] | 199,6 | farblos | ||
| Neptuniumhexafluorid[18] | 54,4 | 55,18 | (358) | 198,1[19] | orange | ||
| Plutoniumhexafluorid[19] | 52 | 62 | (356) | 5,08[20] | 197,1[19] | braun |
Chemische Eigenschaften
Die Hexafluoride bieten ein breites Spektrum chemischer Reaktivität. Schwefelhexafluorid ist nahezu inert und ungiftig. Aufgrund seiner Stabilität, der dielektrischen Eigenschaften und der hohen Dichte findet es zahlreiche Anwendungen. Selenhexafluorid ist nahezu so unreaktiv wie SF6, dagegen ist Tellurhexafluorid giftig, nicht sehr stabil und kann durch Wasser innerhalb eines Tages hydrolysiert werden. Im Gegensatz dazu sind die Metallhexafluoride ätzend, leicht hydrolysierbar und können heftig mit Wasser reagieren. Einige von ihnen können als Fluorierungsmittel verwendet werden. Die Metallhexafluoride besitzen eine hohe Elektronenaffinität, die sie zu starken Oxidationsmitteln macht.[21] Platinhexafluorid zeichnet sich durch seine Fähigkeit aus, das Sauerstoff-Molekül (O2) zu oxidieren. Daher war es die erste Verbindung, die mit Xenon zur Reaktion gebracht wurde (siehe Xenonhexafluoroplatinat).
Verwendung
Einige der Metallhexafluoride finden aufgrund ihrer Flüchtigkeit praktische Anwendungen. Uranhexafluorid wird für die Uran-Anreicherung eingesetzt, um so Brennstoff für Kernreaktoren zu gewinnen. Die Fluoridflüchtigkeit wird ebenso für die Wiederaufarbeitung von Kernbrennstoffen genutzt. Wolframhexafluorid wird im Prozess der Chemischen Gasphasenabscheidung in der Herstellung von Halbleitern eingesetzt.
Einzelnachweise
- ↑ Eintrag zu Schwefelhexafluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
- ↑ Eintrag zu Selenhexafluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
- ↑ Tellur(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 11, Tellur, Teil B 2, S. 26.
- ↑ Xenon(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ Molybdän(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ a b c d e f g h i j k l m n o p q r T. Drews, J. Supeł, A. Hagenbach, K. Seppelt: "Solid State Molecular Structures of Transition Metal Hexafluorides", in: Inorganic Chemistry, 2006, 45 (9), S. 3782–3788; doi:10.1021/ic052029f; PMID 16634614.
- ↑ Technetium(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ Ruthenium(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ Rhodium(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ Eintrag zu Wolframhexafluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
- ↑ Rhenium(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1670.
- ↑ Iridium(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ Platin(VI)-fluorid bei webelements.com.
- ↑ Eintrag zu Uranhexafluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
- ↑ Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 55, Uran, Teil C 8, S. 97.
- ↑ C. Keller: "Die Chemie des Neptuniums", in: Fortschr. chem. Forsch., 1969/70, 13/1, S. 1–124, hier: S. 71–75; Erste Seite.
- ↑ a b c Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 71, Transurane, Teil C, S. 108–114.
- ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 4, Properties of the Elements and Inorganic Compounds; Physical Constants of Inorganic Compounds, p. 4-81.
- ↑ N. Bartlett: "The Oxidizing Properties of the Third Transition Series Hexafluorides and Related Compounds", in: Angewandte Chemie International Edition in English, 1968, 7 (6), S. 433–439; doi:10.1002/anie.196804331.
Literatur
- Rein U. Kirss, Lamartine Meda: "Chemical Vapor Deposition of Tungsten Oxide", in: Applied Organometallic Chemistry, 1998, 12 (3), S. 155–160; doi:10.1002/(SICI)1099-0739(199803)12:3<155::AID-AOC688>3.0.CO;2-Z.