Hexafluoride

Elemente, die Hexafluoride bilden

Die Hexafluoride sind eine Gruppe chemischer Verbindungen mit der Summenformel XF₆. Von 16 Elementen sind stabile Hexafluoride bekannt. 9 dieser Elemente gehören zu den Übergangsmetallen, 3 zu den Actinoiden, und 4 sind Nichtmetalle.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Die meisten Hexafluoride sind kovalente Verbindungen mit niedrigen Schmelz- und Siedepunkten. 4 Hexafluoride (S, Se, Te, W) sind bei Raumtemperatur (25 °C) und Normaldruck (1013 mbar) gasförmig, 2 sind flüssig (Re, Mo), die anderen sind flüchtige Feststoffe. 4 Hexafluoride (S, Se, Te, U) gehen beim Erwärmen durch Sublimation direkt in den gasförmigen Zustand über. Die Hexafluoride der Hauptgruppe (S, Se, Te, Xe) und der 6. Nebengruppe (Mo, W) sind farblos, die Farben der anderen Hexafluoride bewegen sich in Bereichen von gelb nach orange, rot, braun und schwarz.

Verbindung	Smp. (°C)	Sdp. (°C)	Sublp. (°C)	Aggregatzustand	Molare Masse (g·mol⁻¹)	Dichte (g·cm⁻³)	Bindungslänge (pm)	Farbe
Schwefelhexafluorid<ref name="GESTIS_SF6"/>			−63,8	gasförmig	146,05	6,63 kg·m⁻³	156,4	farblos
Selenhexafluorid<ref name="GESTIS_SeF6"/>			−46,6	gasförmig	192,95	8,69 kg·m⁻³	167–170	farblos
Tellurhexafluorid<ref name="GESTIS_TeF6"/>			−38,9	gasförmig	241,59	3,16 (−40 °C)<ref name="GMELIN_TE">Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 11, Tellur, Teil B 2, S. 26.</ref>	184	farblos
Xenonhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_XeF6"/>	49,48	75,6		fest	245,28	3,56		farblos
Molybdänhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_MoF6"/>	17,5	34,0		flüssig	209,94	3,50 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	181,7<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	farblos
Technetiumhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_TcF6"/>	37,4	55,3		fest	212 (⁹⁸Tc)	3,58 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	181,2<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	gelb
Rutheniumhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_RuF6"/>	54			fest	215,07	3,68 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	181,8<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	dunkelbraun
Rhodiumhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_RhF6"/>	≈ 70			fest	216,91	3,71 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	182,4<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	schwarz
Wolframhexafluorid<ref name="GESTIS_WF6"/>	2,3	17,1		gasförmig	297,84	4,86 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	182,6<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	farblos
Rheniumhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_ReF6"/>	18,5	33,7		flüssig	300,20	4,94 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	182,6<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	gelb
Osmiumhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_OsF6"/>	33,4	47,5		fest	304,22	5,09 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	182,9<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	gelb
Iridiumhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_IrF6"/>	44	53,6		fest	306,21	5,11 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	183,4<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	gelb
Platinhexafluorid<ref name="CRC_HANDBOOK_PtF6"/>	61,3	69,1		fest	309,07	5,21 (−140 °C)<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	184,8<ref name="D_BLOCK_XF6"/>	tiefrot
Uranhexafluorid			56,5<ref name="GESTIS_UF6"/>	fest	351,99 (²³⁸U)	5,09<ref name="GMELIN_97">Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 55, Uran, Teil C 8, S. 97.</ref>	199,6<ref name="EL_DIFFRAC"/>	farblos
Neptuniumhexafluorid<ref name="CHEM_NP">C. Keller: „Die Chemie des Neptuniums“, in: Fortschr. chem. Forsch., 1969/70, 13/1, S. 1–124, hier: S. 71–75 ({{#invoke:Vorlage:Handle\|f\|scheme=doi\|class=plainlinks\|parProblem=Problem\|errCat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Parameter:DOI\|errClasses=error editoronly\|errHide=1\|errNS=0 4 10 100}}).</ref>	54,4	55,18		fest	351,04 (²³⁷Np)		198,1<ref name="EL_DIFFRAC"/>	orange
Plutoniumhexafluorid<ref name="GMELIN_108_114">Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 71, Transurane, Teil C, S. 108–114.</ref>	52	62		fest	358,06 (²⁴⁴Pu)	5,08<ref name="CRC">Vorlage:CRC Handbook</ref>	197,1<ref name="EL_DIFFRAC"/>	braun

Molekülstruktur

Datei:Sulfur-hexafluoride-3D-balls.png

Oktaedrische Struktur von SF₆

Die Molekulargeometrie ist im Regelfall oktaedrisch, eine Ausnahme ist Xenonhexafluorid. Die Verbindung ist quadratisch-bipyramidal (verzerrt oktaedrisch) aufgebaut. Die Struktur bildet gemäß VSEPR-Theorie auf Grund des noch vorhandenen freien Elektronenpaares ein pentagonal-pyramidales Molekül. Aufgrund quantenchemischer Berechnungen sollten ReF₆ und RuF₆ tetragonal verzerrte Strukturen besitzen (bei denen zwei der Bindungen einer Achse länger oder kürzer sind als die der anderen vier), dies konnte jedoch bisher nicht beobachtet werden.<ref name="D_BLOCK_XF6"/>

Chemische Eigenschaften

Die Hexafluoride bieten ein breites Spektrum chemischer Reaktivität. Schwefelhexafluorid ist nahezu inert und ungiftig. Aufgrund seiner Stabilität, der dielektrischen Eigenschaften und der hohen Dichte findet es zahlreiche Anwendungen. Selenhexafluorid ist nahezu so unreaktiv wie SF₆, dagegen ist Tellurhexafluorid giftig, nicht sehr stabil und kann durch Wasser innerhalb eines Tages hydrolysiert werden. Im Gegensatz dazu sind die Metallhexafluoride ätzend, leicht hydrolysierbar und können heftig mit Wasser reagieren. Einige von ihnen können als Fluorierungsmittel verwendet werden. Die Metallhexafluoride besitzen eine hohe Elektronenaffinität, die sie zu starken Oxidationsmitteln macht.<ref>N. Bartlett: „The Oxidizing Properties of the Third Transition Series Hexafluorides and Related Compounds“, in: Angewandte Chemie International Edition in English, 1968, 7 (6), S. 433–439 ({{#invoke:Vorlage:Handle|f|scheme=doi|class=plainlinks|parProblem=Problem|errCat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Parameter:DOI|errClasses=error editoronly|errHide=1|errNS=0 4 10 100}}).</ref> Platinhexafluorid zeichnet sich durch seine Fähigkeit aus, das Sauerstoff-Molekül (O₂) zu oxidieren. Daher war es die erste Verbindung, die mit Xenon zur Reaktion gebracht wurde (siehe Xenonhexafluoroplatinat).

Verwendung

Einige der Metallhexafluoride finden aufgrund ihrer Flüchtigkeit praktische Anwendungen. Uranhexafluorid wird für die Uran-Anreicherung eingesetzt, um so Brennstoff für Kernreaktoren zu gewinnen. Die Fluoridflüchtigkeit wird ebenso für die Wiederaufarbeitung von Kernbrennstoffen genutzt. Wolframhexafluorid wird im Prozess der Chemischen Gasphasenabscheidung in der Herstellung von Halbleitern eingesetzt.<ref>„Tungsten and Tungsten Silicide Chemical Vapor Deposition“.</ref> In einer Recherche des MDR wird dargelegt, dass das Schwefelhexafluorid das in Schaltanlagen von Windkraftanlagen eingesetzt wird in seiner klimaschädigenden Wirkung dem jährlichen Flugverkehr entspräche, wenn es freigesetzt würde. Ersatz sei möglich, verteuere aber die Stromproduktion.<ref>{{#if:|{{#iferror: {{#iferror:{{#invoke:Vorlage:FormatDate|Execute}}|Vorlage:FormatDate/Wartung/Error}}| |}}}}{{#if:|{{{autor}}}: }}{{#if:|{{#if:Warum ein "Klimakiller" zur Energiewende beitragen soll|[{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|archivURL|1={{#invoke:URLutil|getNormalized|1={{{archiv-url}}}}}}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel=Warum ein "Klimakiller" zur Energiewende beitragen soll}}]{{#if:| ({{{format}}})}}{{#if:| {{{titelerg}}}{{#invoke:Vorlage:Internetquelle|Endpunkt|titel={{{titelerg}}}}}}}}}|{{#if:https://www.youtube.com/watch?v=fT-dYQeKs3k%7C{{#if:{{#invoke:TemplUtl%7Cfaculty%7C}}%7C{{#invoke:Vorlage:Internetquelle%7CTitelFormat%7Ctitel={{#invoke:WLink%7CgetEscapedTitle%7C1=Warum ein "Klimakiller" zur Energiewende beitragen soll}}}}|[{{#invoke:URLutil|getNormalized|1=https://www.youtube.com/watch?v=fT-dYQeKs3k}} {{#invoke:Vorlage:Internetquelle|TitelFormat|titel={{#invoke:WLink|getEscapedTitle|1=Warum ein "Klimakiller" zur Energiewende beitragen soll}}}}]}}{{#if:| ({{{format}}}{{#if:{{#if: 2022-09-06 | {{#if:{{#invoke:TemplUtl|faculty|}}||1}}}}

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Weitere Hexafluoride

Die Synthese von Poloniumhexafluorid (PoF₆) wurde 1945 versucht, führte aber zu keinen eindeutigen Ergebnissen, der Siedepunkt wurde auf −40 °C geschätzt.<ref>Summary of work to date on volatile neutron source, Monsanto Chemical Company, Unit 3 abstracts of progress reports, August 16–31, 1945 (Abstract; PDF).</ref> Ab-initio- und Dirac-Hartree-Fock-Berechnungen beschreiben einige Eigenschaften des noch nicht synthetisierten Radonhexafluorids (RnF₆).<ref>Michael Filatov, Dieter Cremer: „Bonding in Radon Hexafluoride: An Unusual Relativistic Problem?“, in: Phys. Chem. Chem. Phys., 2003, 5, S. 1103–1105 ({{#invoke:Vorlage:Handle|f|scheme=doi|class=plainlinks|parProblem=Problem|errCat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Parameter:DOI|errClasses=error editoronly|errHide=1|errNS=0 4 10 100}}).</ref> Americiumhexafluorid (AmF₆) konnte durch direkte Fluorierung vom Americium(IV)-fluorid nicht dargestellt werden;<ref name="NPF6_PREPARATION">John G. Malm, Bernard Weinstock, E. Eugene Weaver: „The Preparation and Properties of NpF₆; a Comparison with PuF₆“, in: J. Phys. Chem., 1958, 62 (12), S. 1506–1508 ({{#invoke:Vorlage:Handle|f|scheme=doi|class=plainlinks|parProblem=Problem|errCat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Parameter:DOI|errClasses=error editoronly|errHide=1|errNS=0 4 10 100}}).</ref> auch im Jahr 1990 ist die Synthese noch nicht erfolgt.<ref>K. C. Kim, R. N. Mulford: „Vibrational Properties of Actinide (U, Np, Pu, Am) Hexafluoride Molecules“, in: Journal of Molecular Structure: THEOCHEM, 1990, 207 (3–4), S. 293–299 ({{#invoke:Vorlage:Handle|f|scheme=doi|class=plainlinks|parProblem=Problem|errCat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Parameter:DOI|errClasses=error editoronly|errHide=1|errNS=0 4 10 100}}).</ref>

Literatur

N. P. Galkin, Yu N. Tumanov: „Reactivity and Thermal Stability of Hexafluorides“, in: Russ. Chem. Rev., 1971, 40 (2), S. 154–164 (Abstract; {{#invoke:Vorlage:Handle|f|scheme=doi|class=plainlinks|parProblem=Problem|errCat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Parameter:DOI|errClasses=error editoronly|errHide=1|errNS=0 4 10 100}}).

Einzelnachweise

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Drews, J. Supeł, A. Hagenbach, K. Seppelt: „Solid State Molecular Structures of Transition Metal Hexafluorides“, in: Inorganic Chemistry, 2006, 45 (9), S. 3782–3788 ({{#invoke:Vorlage:Handle|f|scheme=doi|class=plainlinks|parProblem=Problem|errCat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Parameter:DOI|errClasses=error editoronly|errHide=1|errNS=0 4 10 100}}; PMID 16634614).</ref> <ref name="EL_DIFFRAC">Masao Kimura, Werner Schomaker, Darwin W. Smith, Bernard Weinstock: „Electron-Diffraction Investigation of the Hexafluorides of Tungsten, Osmium, Iridium, Uranium, Neptunium, and Plutonium“, in: J. Chem. Phys., 1968, 48 (8), S. 4001–4012 ({{#invoke:Vorlage:Handle|f|scheme=doi|class=plainlinks|parProblem=Problem|errCat=Wikipedia:Vorlagenfehler/Parameter:DOI|errClasses=error editoronly|errHide=1|errNS=0 4 10 100}}).</ref> </references>

Weblinks

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