Fluorid fosforečný - Phosphorus trifluoride
| |||
| Jména | |||
|---|---|---|---|
| Názvy IUPAC Fluorid fosforečný Fluorid fosforečný Trifluorfosfan Trifluoridofosfor Perfluorofosfan | |||
| Ostatní jména Trifluorfosfin Fluorid fosforečný | |||
| Identifikátory | |||
3D model (JSmol ) | |||
| ChEBI | |||
| ChemSpider | |||
| Informační karta ECHA | 100.029.098  | ||
PubChem CID | |||
| Číslo RTECS |
| ||
| UNII | |||
Řídicí panel CompTox (EPA) | |||
| |||
| |||
| Vlastnosti | |||
| PF3 | |||
| Molární hmotnost | 87,968971 g / mol | ||
| Vzhled | bezbarvý plyn | ||
| Hustota | 3,91 g / l, plyn | ||
| Bod tání | −151,5 ° C (−240,7 ° F; 121,6 K) | ||
| Bod varu | -101,8 ° C (-151,2 ° F; 171,3 K) | ||
| pomalá hydrolýza | |||
| Struktura | |||
| Trigonální pyramidální | |||
| 1.03 D | |||
| Nebezpečí | |||
| Bezpečnostní list | Vidět: datová stránka | ||
| NFPA 704 (ohnivý diamant) | |||
| Bod vzplanutí | Nehořlavé | ||
| Související sloučeniny | |||
jiný anionty | Chlorid fosforečný Tribromid fosforitý Jodid fosforečný Fosfan | ||
jiný kationty | Dusíkatý fluorid Trifluorid arsenitý Antimon trifluorid Fluorid bismutitý | ||
Příbuzný ligandy | Kysličník uhelnatý | ||
Související sloučeniny | Pentafluorid fosforečný | ||
| Stránka s doplňkovými údaji | |||
| Index lomu (n), Dielektrická konstanta (εr), atd. | |||
Termodynamické data | Fázové chování pevná látka - kapalina - plyn | ||
| UV, IR, NMR, SLEČNA | |||
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
 ověřit (co je   ?) | |||
| Reference Infoboxu | |||
Fluorid fosforečný (vzorec PF3), je bezbarvý a bez zápachu plyn. Je vysoce toxický a pomalu reaguje s vodou. Jeho hlavní použití je jako ligand v kovové komplexy. Jako ligand se vyrovná kysličník uhelnatý v kovové karbonyly,[1] a jeho toxicita je skutečně způsobena jeho vazbou na žehlička v krvi hemoglobin podobným způsobem jako oxid uhelnatý.
Fyzikální vlastnosti
Fluorid fosforečný má úhel vazby F-P-F přibližně 96,3 °. Plynný PF3 má standardní entalpie formace -945 kJ / mol (-226kcal /mol ). Atom fosforu má a nukleární magnetická rezonance chemický posun 97 ppm (směrem dolů H3PO4 ).
Vlastnosti
Fluorid fosforečný hydrolyzuje zejména v vysoké pH, ale je méně hydrolyticky citlivý než chlorid fosforitý. Neútočí na sklo, s výjimkou vysokých teplot a bezvodého hydroxid draselný lze použít k sušení s malými ztrátami. S horkým kovy, vznikají fosfidy a fluoridy. S Lewisovy základny jako amoniak vznikají adiční produkty (adukty) a PF3 je oxidován oxidační činidla jako bróm nebo manganistan draselný.
Jako ligand pro přechodné kovy, PF3 je silný π-akceptor.[2]Tvoří celou řadu kovové komplexy s kovy nízko oxidační stavy. PF3 tvoří několik komplexů, pro které jsou odpovídající deriváty CO (viz kovový karbonyl ) jsou nestabilní nebo neexistující. Pd (PF3)4 je známo, ale Pd (CO)4 není.[3][4][5] Takové komplexy se obvykle připravují přímo ze souvisejících kovový karbonyl sloučenina, se ztrátou CO. Nicméně, Nikl kov reaguje přímo s PF3 při 100 ° C pod 35 MPa tlak za vzniku Ni (PF3)4, který je analogický k Ni (CO)4. Cr (PF3)6, analog z Cr (CO)6, lze připravit z dibenzenechrom:
- Cr (C.6H6)2 + 6 PF3 → Cr (PF3)6 + 2 C6H6
 |  |
Příprava
Fluorid fosforečný se obvykle připravuje z chlorid fosforitý prostřednictvím halogenové výměny pomocí různých fluoridy jako fluorovodík, fluorid vápenatý, trifluorid arsenitý, fluorid antimonitý nebo fluorid zinečnatý:[6][7][8]
Biologická aktivita
Fluorid fosforečný je podobný kysličník uhelnatý v tom, že se jedná o plyn, na který se silně váže žehlička v hemoglobin, zabraňující krvi absorbovat kyslík.
Opatření
PF3 je velmi toxický, srovnatelné s fosgen.[9]
Reference
- ^ Chatt, J. (1950). „Koordinovaný článek v chemii“. Příroda. 165 (4199): 637–638. doi:10.1038 / 165637a0. PMID 15416738.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. str. 494. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Nicholls, D. (1973). Komplexy a přechodové prvky první řady. London: Macmillan Press.
- ^ Kruck, T. (1967). „Trifluorphosphin-Komplexe von Übergangsmetallen“. Angewandte Chemie. 79 (1): 27–43. doi:10,1002 / ange.19670790104.
- ^ Clark, R. J .; Busch, M. A. (1973). „Stereochemické studie komplexů fluoridu kovu s karbonyl-fosforem“. Účty chemického výzkumu. 6 (7): 246–252. doi:10.1021 / ar50067a005.
- ^ Williams, A. A .; Parry, R. W .; Dess, H. (1957). „Fluorid fosforečný“. Anorganické syntézy. 5: 95–97. doi:10.1002 / 9780470132364.ch26.
- ^ Dubrisay, R. (1956). Pascal, P. (ed.). Azote-fosfor. Nouveau Traité de Chimie Minérale. 10. Paříž, Francie: Masson. ISBN 978-2-225-57123-7.
- ^ Clark, R. J .; Belefant, H .; Williamson, S. M. (1990). „Fluorid fosforitý“. Anorganické syntézy. 28: 310–315. doi:10.1002 / 9780470132593.ch77. ISBN 978-0-470-13259-3.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
Další čtení
- Toy, A. D. F. (1973). Chemie fosforu. Oxford, Velká Británie: Pergamon Press.
- Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
- Lide, D. R., ed. (1990). Příručka chemie a fyziky (71. vydání). Ann Arbor, MI: CRC Press. ISBN 978-0-8493-0471-2.
- March, J. (1992). Pokročilá organická chemie (4. vydání). New York: Wiley. str. 723. ISBN 978-0-471-60180-7.
- Stecher, P. G., ed. (1960). Index Merck (7. vydání). Rahway, NJ, USA: Merck & Co.
- Holmes, R. R. (1960). „Zkoumání základní povahy trihalogenidů fosforu, arsenu a antimonu“. Journal of Anorganic and Nuclear Chemistry. 12 (3–4): 266–275. doi:10.1016/0022-1902(60)80372-7.