Ksenondifluoridi

Kohteesta Wikipedia
Siirry navigaatioon Siirry hakuun
Ksenondifluoridi
XeF2 kristalle.png
Xenon-difluoride-with-lone-pairs-2D.png
Tunnisteet
CAS-numero 13709-36-9
Ominaisuudet
Molekyylikaava XeF2
Moolimassa 169,29 g/mol
Ulkomuoto Värittömiä kiteitä[1]
Sulamispiste 129,03 °C[1]
Tiheys 4,32 g/cm3[1]
Liukoisuus veteen 25 g/l (0 °C)[2]

Ksenondifluoridi (XeF2) on ksenonin ja fluorin muodostama epäorgaaninen molekyyliyhdiste ja yksi jalokaasuyhdisteistä. Yhdistettä voidaan käyttää fluoraavana reagenssina orgaanisen kemian synteeseissä.

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Huoneenlämpötilassa ksenondifluoridi on stabiileja värittömiä kiteitä. Rakenteeltaan yhdiste on molekyyli ja geometrialtaan VSEPR-teorian mukaisesti lineaarinen. Yhdiste liukenee useisiin orgaanisiin liuottimiin, esimerkiksi halogenoituihin hiilivetyihin. Se liukenee myös veteen ja laimeisiin happoliuoksiin, mutta hydrolysoituu hitaasti ksenoniksi, hapeksi ja vetyfluoridiksi. Emäksisissä liuoksissa hydrolyysi on nopea reaktio. Ksenondifluoridi ja sen liuokset ovat vahvoja hapettimia. Se on myös voimakas fluoraava reagenssi ja kykenee esimerkiksi luovuttamaan fluoriatomin Lewis-hapoille, jolloin muodostuu XeF+-kationi. Yhdiste muodostaa komplekseja muun muassa hopea-, lyijy- ja magnesiumionien kanssa. Eräiden oksoniumsuolojen kanssa reagoidessa muodostuu voimakkaan magentanpunainen FXeOXeFXeF+-ioni.[1][3][4][5][6]

Valmistus ja käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ksenondifluoridia voidaan valmistaa ksenonin ja fluorin välisellä reaktiolla 250–400 °C:n lämpötilassa ja kahden baarin paineessa Pyrex-lasista tai nikkelistä valmistetussa reaktorissa. Reaktio saadaan myös käynnistymään kohdistamalla reaktoriin UV-säteilyä.[1][3][4][6]

Xe + F2 → XeF2

Ksenondifluoridi on suhteellisen mieto ja turvallinen fluorausreagenssi, jota käytetään hyvin yleisesti orgaanisen kemian synteeseissä. Sitä on myös kaupallisesti saatavissa. Alkeenit reagoivat sen kanssa muodostaen fluorialkaaneja, aromaattiset yhdisteet fluorautuvat joko renkaasta tai eräissä tapauksissa alkyylisivuketjusta. Myös eräät toisiintumiset ova mahdollisia: esimerkiksi aromaattisista aldehydeistä muodostuu difluorimetaanieettereitä, ja Hunsdiecker-reaktion kaltainen dekarboksylaatioreaktio on mahdollinen karboksyylihapoille.[1][2][3][6][7]

Fluor2.png

Elektroniikkateollisuudessa ksenondifluoridia käytetään etsatessa piitä, germaniumia ja molybdeeniä.[1]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c d e f g 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 14.3.2016
  2. a b Donald F. Halpern: Xenon(II) Fluoride, e-EROS Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis, John Wiley & Sons, New York, 2001. Teoksen verkkoversio Viitattu 14.3.2016
  3. a b c 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 14.3.2016
  4. a b Thomas Scott, Mary Eagleson: Concise encyclopedia chemistry, s. 1182-1183. Walter de Gruyter, 1994. ISBN 978-3110114515. (englanniksi)
  5. Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic chemistry, s. 395-396. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 14.3.2016). (englanniksi)
  6. a b c 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)
  7. Peer Kirsch: Modern Fluoroorganic Chemistry, s. 73. John Wiley & Sons, 2006. ISBN 978-3-527-60419-7. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 14.3.2016). (englanniksi)