Xenonhexafluorid
| Strukturformel | |||||||||||||
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| Allgemeines | |||||||||||||
| Name | Xenonhexafluorid | ||||||||||||
| Andere Namen |
Xenon(VI)-fluorid | ||||||||||||
| Summenformel | XeF6 | ||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
farbloser Feststoff[1] | ||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||||||
| Molare Masse | 245,28 g·mol−1 | ||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||||||||
| Dichte |
3,56 g·cm−3[2] | ||||||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||||||
| Siedepunkt |
75,6 °C[3] | ||||||||||||
| Dampfdruck | |||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | |||||||||||||
Xenonhexafluorid ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Edelgasverbindungen. Es ist ein farbloser Feststoff.
Herstellung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Alle Xenonfluoride werden durch thermische oder photochemische Aktivierung von Xenon/Fluor-Gemischen hergestellt. Welches Produkt entsteht, hängt vom Stoffmengenverhältnis sowie den Reaktionsbedingungen ab (Druck, Temperatur). So kann Xenonhexafluorid durch langandauerndes Erhitzen von Xenon mit starken Fluor-Überschuss (1:20) bei 300 °C und einem Druck von 200 – 300 bar gewonnen werden[1].
Die Aufreinigung kann durch Zersetzung von Dinatriumfluoroxenat(VI) bei 120 °C erfolgen.
Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Physikalische Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Das Molekül ist in der Gasphase verzerrt oktaedrisch aufgebaut, wobei der Xenon-Fluor-Abstand im gasförmigen Zustand 189 pm beträgt.[3] Im festen Zustand besteht Xenon(VI)-fluorid aus - und -Ionen, welche zu tetrameren oder hexameren Ringen verbrücken. Bei tiefen Temperaturen bildet die Verbindung in nicht-ionisierenden Medien gelöst ebenfalls Tetramere aus. Die gelbgrüne Schmelze der Verbindung setzt sich neben den Tetrameren auch aus Monomeren zusammen und besitzt eine geringe Eigenleitfähigkeit.[5] Die eintretende Gelbfärbung während der Erhitzung ist reversibel, sodass der Festkörper nach dem Erkalten der Schmelze wieder farblos ist.[1]
![{\displaystyle {\ce {[XeF5]+}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/078645cc171c2a4bc465d1264b8b4bbb2d6eea35)
Chemische Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Xenonhexafluorid ist von allen Xenonfluoriden die am stärksten oxidierende Verbindung und konnte bisher nicht weiter oxidiert werden. Es reagiert sowohl als Fluorid-Akzeptor als auch -Donator. Im Allgemeinen reagiert die Verbindung mit Metallfluoriden des Typ wie Antimonpentafluorid als Donator.
![{\displaystyle {\ce {XeF6 + MF_{J}-> [XeF5][MF_{J + 1}]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/65edfa3d22182612343fc894210355438bc8b71c)
Mit Alkalimetallfluoriden reagiert Xenon(VI)-fluorid dagegen als Akzeptor zu sechswertigen Fluoroxenaten, von denen die Salze der höheren Homologe mit dem zweifach negativen Anion die höchste Stabilität besitzen.[5]
![{\displaystyle {\ce {XeF6 + MF -> M[XeF7]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6538dd2416d014ca1e012225baea2bf48de8c8e4)
![{\displaystyle {\ce {XeF6 + 2MF -> M2[XeF8]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8ad0f33b3c33c4633c70ace0c1d977c005810a22)
Xenonhexafluorid hydrolysiert schrittweise unter Bildung von Xenontrioxid.
Verwendung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Durch Hydrolyse kann Xenonoxytetrafluorid hergestellt werden.[6]
Siehe auch
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- Xenondifluorid XeF2
- Xenontetrafluorid XeF4
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ a b c d C. L. Chernick and J. G. Malm: Xenon hexafluoride. In: Henry F. Holtzclaw, Jr. (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 8. McGraw-Hill Book Company, Inc., 1966, S. 258–260 (englisch).
- ↑ Datenblatt bei Webelements.
- ↑ a b c Eintrag zu Xenon-Verbindungen. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 3. Januar 2018.
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ a b Arnold F. Hollemann, Nils E. Wiberg: Anorganische Chemie. Band 1. de Gruyter, Berlin 2017, ISBN 978-3-11-026932-1, S. 467–468.
- ↑ S. K. Jain, Shailesh K. Jain: Conceptual Chemistry Volume-I For Class XII. S. Chand Publishing, ISBN 81-219-1623-2, S. 7–127.