Tetrafluoroamonium - Tetrafluoroammonium

2D model tetrafluoramonného iontu

The tetrafluoroamonium kation (také známý jako perfluoramonium) je kladně nabitý polyatomový iont s chemický vzorec NF+
4. Je to ekvivalent k amonný ion kde vodík atomy obklopující střed dusík atom byly nahrazeny fluor.[1] Tetrafluoramonný iont je izoelektronický s tetrafluormethan CF
4, trifluoramin oxid ONF
3 a tetrafluorborát BF−
4 anion.

Vytvoří se tetrafluoramonný ion soli s velkým množstvím aniontů nesoucích fluor. Mezi ně patří bifluorid anion (HF−
2), tetrafluorbromát (BrF−
4), pentafluoridy kovů (MF−
5 kde M je Ge, Sn nebo Ti ), hexafluoridy (MF−
6 kde M je P, Tak jako, Sb, Bi nebo Pt ), heptafluoridy (MF−
7 kde M je Ž, U nebo Xe ), oktafluoridy (XeF2−
8),[2] různé oxyfluoridy (MF
5Ó−
 kde M je W nebo U; FSO−
3, BrF
4Ó−
), a chloristan (ClO−
4).[3] Pokusy o dusičnan sůl, NF
4NE
3, byly neúspěšné kvůli rychlé fluoraci: NF+
4 + NE−
3 → NF
3 + FONO
2.[4]

Struktura

Geometrie tetrafluoramoniového iontu je čtyřboká s odhadovanou délkou vazby dusík-fluor 124odpoledne. Všechny atomy fluoru jsou na ekvivalentních pozicích.[5]

Syntéza

Tetrafluoramonné soli se připravují oxidací fluorid dusitý s fluor v přítomnosti silného Lewisova kyselina který funguje jako fluorid akceptor iontů. Originální syntéza Tolberga, Rewicka, Stringhama a Hilla v roce 1966 zaměstnává pentafluorid antimonitý jako Lewisova kyselina:[5]

NF
3 + F
2 + SbF
5 → NF
4SbF
6

Sůl hexafluorosenátu byla také připravena podobnou reakcí s pentafluorid arzenitý při 120 ° C:[5]

NF
3 + F
2 + AsF
5 → NF
4AsF
6

Reakce fluoridu dusitého s fluorem a fluorid boritý při 800 ° C se získá tetrafluorboritanová sůl:[6]

NF
3 + F
2 + BF
3 → NF
4BF
4

NF+
4 soli lze také připravit fluorací NF
3 s krypton difluorid (KrF
2) a fluoridy formy MF
n, kde M je Sb, Nb, Pt, Ti nebo B. Například reakce NF
3 s KrF
2 a TiF
4 výnosy [NF+
4]
2TiF2−
6.[7]

Mnoho tetrafluoramonných solí lze připravit s reakce metateze.

Reakce

Tetrafluoramonné soli jsou extrémně vysoké hygroskopický. The NF+
4 iont je snadno hydrolyzovaný na fluorid dusitý, H
2F+
, a kyslík plyn:

2 NF+
4 + 2 H
2Ó → 2 NF
3 + 2 H
2F+
 + Ó
2

Nějaký peroxid vodíku (H
2Ó
2) se také tvoří během tohoto procesu.[5]

Reakce NF+
4SbF−
6 s alkalický kov výnosy dusičnanů dusičnan fluoru, FONO
2.[4]

Vlastnosti

Protože tetrafluoramonné soli jsou zničeny vodou, nelze vodu použít jako rozpouštědlo. Místo toho bezvodý fluorovodík nebo pentafluorid bromitý mohou být použity jako rozpouštědlo k rozpuštění těchto solí.[8]

Tetrafluoramonné soli obvykle nemají žádnou barvu. Některé jsou však zbarveny kvůli jiným prvkům v nich. Červené soli zahrnují (NF+
4)
2CrF2−
6, (NF+
4)
2NiF2−
6 a (NF+
4)
2PtF2−
6. (NF+
4)
2MnF2−
6, NF+
4UF−
7, NF+
4UOF−
5 a NF+
4XeF−
7 jsou žluté.[8]

Aplikace

NF+
4 soli jsou důležité pro tuhé palivo NF
3-F
2 plynové generátory. Používají se také jako činidla pro elektrofilní fluorace aromatických sloučenin v organická chemie.[5] Jeho soli jsou také dostatečně silná fluorační činidla, aby reagovala s methanem.[9]

Viz také

Reference

  1. ^ Nikitin, I. V .; Rosolovskii, V. Y. (1985). "Tetrafluoramonné soli". Ruské chemické recenze. 54 (5): 426. Bibcode:1985RuCRv..54..426N. doi:10.1070 / RC1985v054n05ABEH003068.
  2. ^ Christe, K. O .; Wilson, W. W. (1982). „Perfluoramonium a soli alkalických kovů heptafluoroxenonu (VI) a oktafluoroxenonu (VI) anionty“. Anorganická chemie. 21 (12): 4113–4117. doi:10.1021 / ic00142a001.
  3. ^ Christe, K. O .; Wilson, W. W. (1986). „Syntéza a charakterizace tetrafluoramonium (1+) tetrafluorobromátu (1-) a tetrafluoramonium (1+) tetrafluorooxobromátu (1-)“. Anorganická chemie. 25 (11): 1904–1906. doi:10.1021 / ic00231a038.
  4. ^ A b Hoge, B .; Christe, K. O. (2001). „O stabilitě NF+
    4    NE−
    3     a nová syntéza dusičnanu fluoru “. Journal of Fluorine Chemistry. 110 (2): 87–88. doi:10.1016 / S0022-1139 (01) 00415-8.
  5. ^ A b C d E Sykes, A. G. (1989). Pokroky v anorganické chemii. Akademický tisk. ISBN  0-12-023633-8.
  6. ^ Patnaik, Pradyot (2002). Příručka anorganických chemikálií. McGraw-Hill Professional. ISBN  0-07-049439-8.
  7. ^ John H. Holloway; Eric G. Hope (1998). A. G. Sykes (ed.). Pokroky v anorganické chemii. Akademický tisk. str.60 –61. ISBN  0-12-023646-X.
  8. ^ A b Sykes, A. G. (1989-07-17). Pokroky v anorganické chemii. Akademický tisk. p. 154. ISBN  9780080578828. Citováno 22. června 2014.
  9. ^ Olah, George A .; Hartz, Nikolai; Rasul, Golam; Wang, Qi; Prakash, G. K. Surya; Casanova, Joseph; Christe, Karl O. (01.06.1994). „Elektrofilní fluorace metanu s„ F + “ekvivalentními solemi N2F + a NF4 +“. Journal of the American Chemical Society. 116 (13): 5671–5673. doi:10.1021 / ja00092a018. ISSN  0002-7863.