Trifluoruro di antimonio
| Trifluoruro di antimonio | |
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| Nome IUPAC | |
| trifluoruro di antimonio | |
| Nomi alternativi | |
| fluoruro di antimonio(III), reattivo di Swarts | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | SbF3 |
| Massa molecolare (u) | 178,75 |
| Aspetto | solido cristallino incolore |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-009-2 |
| PubChem | 24554 e 10176366 |
| SMILES | F[Sb](F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 4,379 |
| Solubilità in acqua | 4430 g/L (20 °C) |
| Temperatura di fusione | 292 °C (565 K) |
| Temperatura di ebollizione | 376 °C (649 K) |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | –915,5 |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 804 (ratto, orale) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
  
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| Frasi H | 301 - 311 - 331 - 314 - 411 |
| Consigli P | 260 - 280 - 301+330+331 - 303+361+353 - 304+340+310 - 305+351+338 [1] |
Il trifluoruro di antimonio è il composto inorganico di formula SbF3. In condizioni normali è un solido incolore o grigio chiaro di odore pungente. In questo composto l'antimonio è nello stato di ossidazione +3. Ha proprietà fluoruranti, e viene usato per inserire il fluoro al posto di altri alogeni in composti organici e inorganici.
Storia
[modifica | modifica wikitesto]Il trifluoruro di antimonio fu ottenuto per la prima volta da Berzelius nel 1824, facendo reagire acido fluoridrico e ossido di antimonio. Poco dopo, nel 1826 Dumas lo ottenne da polvere di antimonio e fluoruro di mercurio.[2]
Caratteristiche strutturali e fisiche
[modifica | modifica wikitesto]Allo stato solido SbF3 appare costituito da singole molecole piramidali SbF3 con distanze di legame Sb–F di 192 pm, legate tra loro con legami a ponte fluoro, con distanze Sb ••• F più lunghe, pari a 261 pm. Attorno ai centri Sb esiste quindi una geometria ottaedrica distorta.[3] L'interazione allo stato solido tra le varie unità SbF3 rende questo composto meno volatile degli altri trialogenuri di antimonio.[4]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]SbF3 si prepara trattando Sb2O3 con fluoruro di idrogeno:[5]
- Sb2O3 + 6HF → 2SbF3 + 3H2O
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]SbF3 è molto solubile in acqua, dove si idrolizza lentamente liberando acido fluoridrico. Lo stesso avviene esponendo il solido all'umidità atmosferica.[3]
Il composto è un acido di Lewis forte e con donatori di ioni fluoruro forma le specie SbF4– e SbF52–. Queste possono formare anioni più complessi come Sb2F11–, Sb3F16– e altri.[3]
SbF3 è un tipico fluorurante, usato per ottenere fluoruri da cloruri non metallici. Ad esempio converte B2Cl4 in B2F4, SiCl4 in SiF4.[6]
In particolare è importante come fluorurante per la sintesi di composti organici fluorurati (reazione di Swarts).[4] Questa applicazione deve il suo nome al chimico belga Frédéric Swarts, che la introdusse nel 1892, ed era usata per la produzione industriale di freon.[6]
SbF3 è usato per la sintesi di pentafluoruro di antimonio:[6]
- SbF3 + F2 → SbF5
Usi
[modifica | modifica wikitesto]Oltre agli usi chimici indicati in precedenza, SbF3 viene usato nella produzione di ceramiche e porcellane. KSbF4 è usato come mordente nelle tinture.[3]
Indicazioni di sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]SbF3 è disponibile in commercio. Il composto è tossico per inalazione, per ingestione e per contatto con la pelle. Provoca ustioni a pelle, mucose e occhi. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene. Viene considerato molto pericoloso per le acque; è tossico per i pesci.[7]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ scheda del composto su IFA-GESTIS
- ^ Moissan 1905, p. 23.
- ^ a b c d Breunig 2005
- ^ a b Greenwood e Earnshaw (1997)
- ^ Brauer 1963, p. 199.
- ^ a b c Housecroft e Sharpe 2008
- ^ Alfa Aesar, Scheda di dati di sicurezza del trifluoruro di antimonio (PDF) [collegamento interrotto], su alfa.com. URL consultato il 14 febbraio 2012.
Bibliografia
[modifica | modifica wikitesto]- G. Brauer (a cura di), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, vol. 1, 2ª ed., New York, Academic Press, 1963.
- H. J. Breunig, Antimony: inorganic chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2005, DOI:10.1002/0470862106.ia011, ISBN 978-0-470-86210-0.
- N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
- H. Moissan (a cura di), Traité de Chimie Minérale, Tome II, Métalloides, Parigi, Masson, 1905.
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