[go: up one dir, main page]
More Web Proxy on the site http://driver.im/Vai al contenuto

Pentafluoruro di arsenico

Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.
Pentafluoruro di arsenico
Nome IUPAC
pentafluoruro di arsenico
Nomi alternativi
fluoruro di arsenico(V)
pentafluoro-λ5-arsano
pentafluoro-arsorano
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareAsF5
Massa molecolare (u)169,91
Aspettogas incolore
Numero CAS7784-36-3
Numero EINECS232-061-6
PubChem82223
SMILES
F[As](F)(F)(F)F
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)2,138 (liquido, -52,8 °C)
Solubilità in acquareazione violenta
Temperatura di fusione−79,8 °C (194,3 K)
Temperatura di ebollizione−52,8 ˚C (220,4 K)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
tossicità acuta pericoloso per l'ambiente
pericolo
Frasi H331 - 301 - 410
Consigli P--- [1]
Modifica dati su Wikidata · Manuale

Il pentafluoruro di arsenico o fluoruro di arsenico(V) è il composto chimico binario dell'arsenico pentavalente con il fluoro, avente formula molecolare AsF5.[2] Formalmente, è una molecola ipervalente che mostra proprietà che sono per lo più intermedie tra quelle di PF5 e quelle di SbF5, cioè quelle dei pentafluoruri dell'elemento precedente e seguente nello stesso gruppo dell'azoto.[3] Questo pentaalogenuro è notevole in quanto a temperatura ambiente è l'unico stabile per l'arsenico (vide infra).[3]

In questo composto l'arsenico è nello stato di ossidazione +5 e questo gli conferisce importanti proprietà ossidanti, anche più spiccate di altri composti di As(V).[3][4]

È anche un forte acido di Lewis, il secondo in questo tra i pentafluoruri del gruppo dell'azoto, con una forza che è poco distante da quella di SbF5.[5] In quanto tale, cattura facilmente ioni fluoruro generando l'anione molto stabile AsF6−, che è presente in svariati esafluoroarseniati metallici; quello di litio, LiAsF6, è un importante elettrolita nella ricerca sulle batterie agli ioni di litio.[6]

In condizioni normali AsF5 è un gas incolore di odore pungente che fuma all'aria umida, sensibile all'idrolisi, non infiammabile, circa 6 volte più pesante dell'aria, che può essere condensato (-53,2 °C) in un liquido;[7] è irritante e fortemente tossico.[7] Viene usato come impurezza (dopante) per rendere elettricamente conduttivi adatti polimeri.[7]

Proprietà e struttura molecolare

[modifica | modifica wikitesto]

Il pentafluoruro di arsenico è un composto termodinamicamente molto stabile: ΔHƒ° = -1.069,43 kJ/mol;[8] tuttavia, è parecchio meno stabile di PF5 (ΔHƒ° = -1.594,41)[9] ed anche meno stabile di SbF5 (ΔHƒ° = -1.327,95 kJ/mol).[10]

Molto sensibile all'idrolisi, fuma copiosamente all'aria umida e in acqua si secompone istantaneamente; è solubile in benzene, in etere e in trifluoruro di bromo.[11][12]

AsF5 è un composto molecolare in fase gassosa, in soluzione ed anche allo stato solido, come pure accade per il pentafluoruro di fosforo, ma è l'ultimo pentafluoruro nel gruppo ad essere monomero anche allo stato solido: quello di antimonio (SbF5) è tetramero e quello di bismuto (BiF5) è polimero.[13]

La natura covalente e molecolare del composto, specialmente allo stato solido, non era scontata in vista della notevole differenza di elettronegatività tra F e As, pari a 1,80 sulla scala Pauling,[14] che è un valore vicino alla soglia per avere legami ionici (Δχ > 1,8).[15]

Struttura in fase gassosa

[modifica | modifica wikitesto]

Da un'indagine di diffrazione elettronica in fase gassosa (scala temporale 10−20 s[16]) risulta che la molecola ha la forma di bipiramide trigonale con l'atomo di fosforo al centro, il quale forma cinque legami con i cinque atomi di fluoro posti ai vertici,[17] con simmetria molecolare D3h.[18]Questa struttura è in accordo sia con le previsioni dell'ibridazione sp3d dell'atomo centrale di arsenico,[19] che con il modello VSEPR per una molecola del tipo AX5.

Non essendo la bipiramide trigonale un poliedro regolare, i legami dell'arsenico centrale con i fluori e gli stessi atomi di fluoro non possono essere tutti equivalenti. I tre atomi ai vertici del triangolo di base della bipiramide sono tra loro equivalenti e sono detti equatoriali (Feq), come pure sono tra loro equivalenti i due F ai due vertici della bipiramide, che sono detti assiali (Fax), ma questi due gruppi di legami e di atomi sono tra loro differenti. Le lunghezze di legame (r) risultano le seguenti:

r(As–Fax) = 171,1 pm; r(As–Feq) = 165,6 pm.[17]

Queste distanze sono naturalmente un po' maggiori delle analoghe in PF5 (157,7 pm e 153,4 pm),[20] dato il maggiore raggio covalente di As rispetto a P (119 pm vs. 107 pm);[21] inoltre, queste distanze di legame risultano comunque inferiori alla somma dei rispettivi raggi covalenti di As e F (176 pm)[21] e, a maggior ragione, a quella dei raggi ionici (179 pm).[22] L'accorciamento è dovuto, almeno in parte significativa, alla notevole differenza di elettronegatività che induce forte polarità nei legami.[23]


Nel caso del fluoruro di arsenico trivalente AsF3, i tre legami As-F sono tutti uguali e hanno una lunghezza di 170,9 pm, che è maggiore (~5 pm) dei legami As-F equatoriali in AsF5 e quasi uguale a quelli assiali. Questa differenza è in accordo con le minori dimensioni di As(V) rispetto ad As(III), come si vede dalla differenza dei rispettivi raggi ionici (60 pm contro 72 pm).[22]

Struttura in soluzione

[modifica | modifica wikitesto]

Nello spettro di risonanza magnetica del nuclide 19F di AsF5 in soluzione di fluoruro di solforile (SO2F2) a basse temperature, fino a -140 °C, è visibile un solo segnale largo,[24] i due tipi di atomi F, assiali ed equatoriali, non si riescono a distinguere. È d'altra parte noto che per molecole a bipiramide trigonale come questa esiste un meccanismo di scambio, la cosiddetta pseudorotazione di Berry, che fa passare un F assiale ad uno equatoriale e viceversa, per tutti e 5 gli atomi F.[25] Evidentemente, lo scambio di Fax/Feq è molto più rapido della scala temporale della RMN (millisecondi), dando così luogo ad un unico picco mediato.[26] Da questa indagine si vede anche che il solvente SO2F2, che è una base di Lewis molto debole, non forma addotti con AsF5, a differenza di altre basi leggermente migliori come SO2FCl, CH3SO2F, fluoruro di tionile (SOF2) e anidride solforosa (SO2).[24]

Struttura nello stato cristallino

[modifica | modifica wikitesto]

Da un'indagine cristallografica ai raggi X (scala temporale 10−18 s[16]) condotta nel cristallo a -89 °C i due tipi di atomi F si distinguono bene; risulta che il gruppo spaziale è P63/mmc e che ci sono 2 molecole di AsF5 nella cella elementare. La struttura cristallina è del tutto analoga a quella di PF5. Le distanze di legame As–F assiali sono di 171,9 pm e sono più lunghe di quelle equatoriali, che sono di 166,8 pm.[27][28] Il cristallo ha band gap di 4,60 eV.[29]

Chimica ionica in fase gassosa

[modifica | modifica wikitesto]

La molecola AsF5 ha un potenziale di ionizzazione di 15,53 eV (valore verticale[30]),[31] un valore molto alto, quasi uguale al corrispondente valore di PF5 (15,54 eV)[32] e vicino al potenziale normale (adiabatico) della molecola F2 (15,697 eV).[33] Per confronto, in AsF3, dove è presente As(III) e due fluori in meno, il valore è decisamente inferiore, pari a 12,3 eV.[34]

L'affinità elettronica di AsF5 sembra non nota ma non è irragionevole pensare che sia positiva, piccola e compresa in prima approssimazione tra quella di PF5 (0,75 ± 0,15 eV)[35] e quella di SbF5 (1,30 ± 0,20 eV).[36]

Affinità per lo ione fluoruro

[modifica | modifica wikitesto]

Il pentafluoruro di arsenico in fase gassosa può catturare uno ione fluoruro esotermicamente, agendo da acido di Lewis, per dare lo ione esafluoroarseniato, dove As(V) è esacoordinato e ottaedrico (simmetria Oh), isoelettronico all'esafluoruro di selenio (SeF6):

AsF5 + F –   →    AsF6–

La variazione di entalpia standard cambiata di segno per reazioni come questa è nota come «affinità per lo ione fluoruro» (fluoride ion affinity, FIA)[37][38][39] e quantifica la forza dell'acido di Lewis (Lewis acidity) nei confronti dello ione fluoruro, il quale ione in fase gassosa costituisce una importante base di riferimento.[40][5]

Per AsF5 questa affinità è grande, -ΔHr° = 439 kJ/mol, superiore a quella di BF3 (346 kJ/mol) e superiore a quella di PF5 (384 kJ/mol), ma inferiore a quella diSbF5 (496 kJ/mol),[5] mentre quella di BiF5 è stimata essere intermedia tra AsF5 e SbF5.[41] Risulta anche di valore più che doppio rispetto alla corrispondente affinità per F – di AsF3 (202 ± 8,4kJ/mol)[42], dove la molecola con ottetti completi deve passare a ione molecolare ipervalente per poter formare AsF4–.

Sintesi

[modifica | modifica wikitesto]

AsF5 fu ottenuto per la prima volta nel 1891 da Henri Moissan, facendo reagire trifluoruro di arsenico e fluoro:[43]

AsF3 + F2   →   AsF5

Si può preparare anche per reazione diretta tra arsenico e fluoro:[28]

2 As + 5 F2   →   2 AsF5

Una sintesi alternativa consiste nel fluorurare il trifluoruro di arsenico con pentafluoruro di antimonio in presenza di bromo:[44]

AsF3 + 2 SbF5 + Br2   →   AsF5 + 2 SbBrF4

Reattività

[modifica | modifica wikitesto]

AsF5 è l'unico pentaalogenuro di arsenico che sia stabile almeno fino a temperatura ambiente; il pentacloruro AsCl5, nonostante sia PCl5 che SbCl5 siano stabili, è molto instabile ed è stato per lungo tempo creduto inesistente[45] e solo recentemente (1976) è stato preparato,[3] ma si decompone sopra a -50 °C.[46] Anche AsBr5 e AsI5 sono sconosciuti.[2] Oltre che per l'azoto, questa instabilità del pentacloruro si ripete nel gruppo per BiCl5, che non è noto.[47] Come già notato sopra, AsF5 è molto meno stabile termodinamicamente di PF5 e l'arsenico riesce a raggiungere la massima valenza solo legandosi con F oppure con O, come ad esempio in AsOF3, ma non con Cl, che è meno elettronegativo (anche AsOCl3 si decompone sopra a - 25 °C)[48] e altrettanto si verifica sostanzialmente per la chimica del bismuto.

Entrambi i comportamenti vanno nella stessa direzione contraria a quanto di solito accade scendendo lungo un gruppo della tavola periodica ed entrambi sono in linea con la «riluttanza ad assumere la massima valenza»[49] da parte degli elementi del 4° periodo che vengono dopo la prima serie di transizione,[49][50] ma sono invece in linea con il concetto affine di coppia inerte che si osserva per gli elementi del 6° periodo che vengono dopo la terza serie di transizione.[49][50]

Acidità di Lewis e di Brønsted

[modifica | modifica wikitesto]

Questo pentafluoruro è ben noto anche per le sue caratteristiche di forte acido di Lewis, alquanto più spiccate di PF5, ma un po' minori di SbF5. Questo è in linea con la sequenza in fase gassosa delle affinità per F− (SbF5 > AsF5 > PF5) vista sopra. In quanto tale, cattura avidamente uno ione fluoruro per formare lo ione complesso [AsF6]−, un anione stabile, pochissimo basico e controione pochissimo coordinante[51] verso i cationi metallici. Si conoscono svariati sali metallici con l'anione [AsF6]−, per esempio l'esafluoroarseniato di litio,[52] interessante come elettrolita per le batterie.[53]

Reazioni con basi anioniche

[modifica | modifica wikitesto]

AsF5 non solo è in grado di catturare uno ione F− (ottima base di Lewis) dando [AsF6]−, riesce a farlo anche con quest'ultimo anione, che è una base di Lewis di gran lunga più debole di F−; lo ione [AsF6]− così formato in primo tempo può infatti fungere da base per un'altra molecola di AsF5, dando As2F11−, anione simile all'analogo Sb2F11−, che è ancora meno basico e meno coordinante di AsF6−; nella sua struttura è presente uno ione fluoruro a ponte tra due «molecole» di AsF5: [F5As−F−AsF5]−.[54]

Reazioni con basi neutre

[modifica | modifica wikitesto]

Oltre che con basi anioniche, AsF5 forma facilmente addotti con basi di Lewis neutre, come ammine terziarie ed eteri, del tipo R3N→AsF5 e R2O→AsF5, nei quali l'atomo al quale si coordina (N o O) è ibridato sp3,[3][55] ma riesce a coordinarsi anche con l'ossigeno sp2 di SO2 e SOCl2,[24] ed anche con l'azoto sp dell'acido cianidrico dando HC≡N→AsF5.[56]

Formazione di superacido in soluzione di HF

[modifica | modifica wikitesto]

In soluzione di acido fluoridrico si ha la formazione di un mezzo superacido, formulato di solito come HAsF6, che è uno tra i più forti acidi di Brønsted (ma l'analogo HSbF6 è un po' più forte):

AsF5 + HF   ⇄   HAsF6
HAsF6 + HF   ⇄   AsF6− + H2F+

Ad esempio, per soluzioni di pentafluoruri MF5 in HF liquido a concentrazione di 0,50 mol%, si hanno questi valori della funzione di acidità di Hammett H0: -12,02 per M = P, -19,49 M = As e -20,87 per M = Sb; a concentrazioni maggiori, in alcuni casi non realizzabili per tutti gli MF5, la sequenza vista si mantiene.[57] Anche questa sequenza di acidità di Brønsted in soluzione rispecchia qualitativamente quella di Lewis in fase gassosa basata sull'affinità per lo ione fluoruro vista sopra.

Altre reazioni di AsF5

[modifica | modifica wikitesto]

Con l'acqua AsF5 reagisce idrolizzandosi violentemente, formando acido arsenico e acido fluoridrico:[58]

AsF5 + 4 H2O   →   H3AsO4 + 5 HF

A differenza di PF5 e come altri composti di As(V), AsF5 è anche decisamente ossidante, ma anche fluorurante, non dissimile in questo da SbF5.[28] In questo senso, ma anche più in generale, lo si usa sciolto in SO2 liquida o in AsF3;[59] quest'ultimo è già liquido a temperatura ambiente ed è un solvente aprotico notevolmente polare, μ = 2,59 D,[60] con discreta costante dielettrica relativa (εr = 17,5).[61]

Ossidazione diretta di metalli

[modifica | modifica wikitesto]

Diversi metalli di transizione reagiscono con una soluzione di AsF5 in AsF3 per dare MF2, con M = Cr, Mn, Fe, Co, Ni e Cu:[4]

M(s) + AsF5 (in AsF3 liq.)   →   MF2 + AsF3

In SO2 liquida ossida il bismuto allo ione metallico pentaatomico [Bi5]3+:[62]

10 Bi + 9 AsF5 (in SO2 liq)   →   2 Bi5(AsF6)3·2 SO2 + 3 AsF3

Altre reazioni come acido di Lewis

[modifica | modifica wikitesto]

Come acido di Lewis è un accettore particolarmente forte di ioni fluoruro, formando l'anione esafluoroarseniato, [AsF6]−, molto stabile, con struttura ottaedrica. Ad esempio:[44][63]

AsF5 + N2F4   →   [N2F3]+ [AsF6]−
AsF5 + FNO   →   [NO]+ [AsF6]−
AsF5 + SF4   →   [SF3]+ [AsF6]−

Anche con l'eptafluoruro di iodio reagisce sottraendogli un fluoruro, dando luogo così ad un «sale» composto da due ioni ottaedrici, tra loro isoelettronici di valenza:[64]

IF7 + AsF5   →   [IF6]+ [AsF6]−

Altre reazioni come ossidante e acido di Lewis

[modifica | modifica wikitesto]

AsF5 può funzionare simultaneamente come accettore di ioni fluoruro e come ossidante. Ad esempio, usando SO2 liquida come solvente:[44]

S8 + 3 AsF5   →   [S8]++ ([AsF6] –)2 + AsF3
5 I2 + 3 AsF5   →   2 [I5]++ ([AsF6] –)2 + AsF3

Sicurezza

[modifica | modifica wikitesto]

AsF5 è un composto chimico molto pericoloso ed è tossico per inalazione, ingestione e contatto. È fortemente corrosivo per la pelle e gli occhi. Con l'acqua reagisce violentemente formando acido arsenico e acido fluoridrico, anch'essi tossici. È classificato come cancerogeno. L'ecotossicità non è nota, ma si suppone simile a quelli di altri composti arsenicali.[58]

Note

[modifica | modifica wikitesto]
  1. ^ Scheda del composto su IFA-GESTIS (archiviato dall'url originale il 16 ottobre 2019). consultata il 16.01.2015
  2. ^ a b (DE) Erwin Riedel e Christoph Janiak, 4.6 Gruppe 15, in Anorganische Chemie, 10ª ed., De Gruyter, 2020, p. 548, ISBN 978-3-11-069604-2.
  3. ^ a b c d e N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, pp. 561-563, ISBN 0-7506-3365-4.
  4. ^ a b K. Lutar, H. Borrmann e A. J. Zemva, OXIDATION OF FIRST ROW TRANSITION ELEMENTS WITH AsF5 IN AsF3 AT AMBIENT TEMPERATURE: SYNTHESES AND STRUCTURES OF M(AsF6)2·2AsF3, M = Fe, Co, Ni (PDF), in Acta chimica slovenica, vol. 46, n. 2, pp. 213-228.
  5. ^ a b c (EN) Philipp Erdmann, Jonas Leitner e Julia Schwarz, An Extensive Set of Accurate Fluoride Ion Affinities for p ‐Block Element Lewis Acids and Basic Design Principles for Strong Fluoride Ion Acceptors, in ChemPhysChem, vol. 21, n. 10, 18 maggio 2020, pp. 987–994, DOI:10.1002/cphc.202000244. URL consultato il 21 luglio 2023.
  6. ^ Supramaniam Srinivasan, Fuel Cells: From Fundamentals to Applications, collana Chemistry and Materials Science (Springer-11644; ZDB-2-CMS), Springer Science+Business Media, LLC Springer e-books, 2006, p. 165, ISBN 978-0-387-35402-6.
  7. ^ a b c Dale L. Perry, Handbook of Inorganic Compounds, 2ª ed., CRC Press, 25 maggio 2011, 311, DOI:10.1201/b10908, ISBN 978-0-429-13036-6. URL consultato il 22 luglio 2023.
  8. ^ Carl L. Yaws, Chemical properties handbook: physical, thermodynamic, environmental, transport, and health related properties for organic and inorganic chemicals, collana Chemical engineering books, McGraw-Hill, 1999, p. 309, ISBN 978-0-07-073401-2.
  9. ^ M. W. Chase, NIST-JANAF Themochemical Tables, Fourth Edition, 1998, pp. 1–1951. URL consultato il 20 luglio 2023.
  10. ^ Gerald K Johnson, G. N Papatheodorou e Carl E Johnson, The enthalpies of formation of SbF5(l) and Sb2S3(c) and the high-temperature thermodynamic functions of Sb2S3(c) and Sb2S3(l), in The Journal of Chemical Thermodynamics, vol. 13, n. 8, 1º agosto 1981, pp. 745–754, DOI:10.1016/0021-9614(81)90063-X. URL consultato il 20 novembre 2024.
  11. ^ (EN) PubChem, Arsenic pentafluoride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 21 novembre 2024.
  12. ^ arsenic(V) fluoride, su chemister.ru. URL consultato il 21 novembre 2024.
  13. ^ (DE) Arnold F. Holleman, Egon Wiberg e Nils Wiberg, XIV. Die Stickstoffgruppe (Pentele), in Anorganische Chemie, 103ª ed., De Gruyter, 2017, p. 953, ISBN 978-3-11-026932-1.
  14. ^ (EN) A.L. Allred, Electronegativity values from thermochemical data, in Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, vol. 17, n. 3-4, 1961-06, pp. 215–221, DOI:10.1016/0022-1902(61)80142-5. URL consultato il 20 luglio 2023.
  15. ^ (EN) 6.1: Electronegativity and Polarity, su Chemistry LibreTexts, 12 novembre 2018. URL consultato il 20 luglio 2023.
  16. ^ a b J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, 2ª ed., Piccin, 1999, p. 755, ISBN 88-299-1470-3.
  17. ^ a b (EN) F. B. Clippard e L. S. Bartell, Molecular structures of arsenic trifluoride and arsenic pentafluoride as determined by electron diffraction, in Inorganic Chemistry, vol. 9, n. 4, 1970-04, pp. 805–811, DOI:10.1021/ic50086a022. URL consultato il 22 luglio 2023.
  18. ^ CCCBDB Experimental Data page 1, su cccbdb.nist.gov. URL consultato il 20 luglio 2023.
  19. ^ (EN) Priyanka, AsF5 Lewis Structure, Molecular Structure, Hybridization, Bond Angle, and Shape, su Geometry of Molecules, 30 agosto 2022. URL consultato il 22 luglio 2023.
  20. ^ (EN) Kathryn W. Hansen e L. S. Bartell, Electron Diffraction Study of the Structure of PF 5, in Inorganic Chemistry, vol. 4, n. 12, 1965-12, pp. 1775–1776, DOI:10.1021/ic50034a023. URL consultato il 20 luglio 2023.
  21. ^ a b (EN) Beatriz Cordero, Verónica Gómez e Ana E. Platero-Prats, Covalent radii revisited, in Dalton Transactions, n. 21, 14 maggio 2008, pp. 2832–2838, DOI:10.1039/B801115J. URL consultato il 22 luglio 2023.
  22. ^ a b (EN) R. D. Shannon, Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides, in Acta Crystallographica Section A: Crystal Physics, Diffraction, Theoretical and General Crystallography, vol. 32, n. 5, 1º settembre 1976, pp. 751–767, DOI:10.1107/S0567739476001551. URL consultato il 22 luglio 2023.
  23. ^ J.E. Huheey, E.A. Keiter e R.L. Keiter, 8 - Forze chimiche, in Chimica Inorganica, Seconda edizione italiana, sulla quarta edizione inglese, Piccin Nuova Libraria, Padova, 1999, pp. 301-304, ISBN 88-299-1470-3.
  24. ^ a b c (EN) M. Brownstein e Ronald J. Gillespie, Nuclear magnetic resonance investigation of complexes formed by arsenic pentafluoride and some very weak bases, in Journal of the American Chemical Society, vol. 92, n. 9, 1970-05, pp. 2718–2721, DOI:10.1021/ja00712a022. URL consultato il 22 luglio 2023.
  25. ^ J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, 6 - La struttura e la reattività delle molecole, in Chimica Inorganica, Seconda edizione italiana, sulla quarta edizione inglese, Piccin Nuova Libraria, Padova, 1999, pp. 248-250, ISBN 88-299-1470-3.
  26. ^ H. S. Gutowsky, D. W. McCall e C. P. Slichter, Nuclear Magnetic Resonance Multiplets in Liquids, in The Journal of Chemical Physics, vol. 21, n. 2, 1º febbraio 1953, pp. 279–292, DOI:10.1063/1.1698874. URL consultato il 20 luglio 2023.
  27. ^ (EN) J. Koehler, A. Simon e R. Hoppe, ChemInform Abstract: Crystal Structure of AsF5., in ChemInform, vol. 20, n. 47, 21 novembre 1989, DOI:10.1002/chin.198947006. URL consultato il 22 luglio 2023.
  28. ^ a b c N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  29. ^ Materials Project, su Materials Project. URL consultato il 21 novembre 2024.
  30. ^ Valore riguardante lo ione formatosi senza rilassamento al suo stato fondamentale.
  31. ^ (EN) Phosphorus pentafluoride, su webbook.nist.gov. URL consultato il 21 luglio 2023.
  32. ^ (EN) pentafluoroarsorane, su webbook.nist.gov. URL consultato il 21 luglio 2023.
  33. ^ (EN) Shakeela Jabeen, Alexander Greer e Kathleen F. Edwards, Why are the Elemental Nonmetals (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , S 8 , P 4 ) of so Many Hues or of Any Hues and Where is the Chromophore? Insight into Intera ‐X–X Bonds, in Photochemistry and Photobiology, vol. 96, n. 5, 2020-09, pp. 1140–1143, DOI:10.1111/php.13270. URL consultato il 21 luglio 2023.
  34. ^ (EN) trifluoroarsine, su webbook.nist.gov. URL consultato il 19 marzo 2023.
  35. ^ Thomas M. Miller, Amy E. Stevens Miller e A. A. Viggiano, Negative ion reactions with PF5 and the electron affinity of PF5, in The Journal of Chemical Physics, vol. 100, n. 10, 15 maggio 1994, pp. 7200–7205, DOI:10.1063/1.466918. URL consultato il 21 luglio 2023.
  36. ^ (EN) antimony pentafluoride, su webbook.nist.gov. URL consultato il 22 luglio 2023.
  37. ^ (EN) J. C. Haartz e Darl H. McDaniel, Fluoride ion affinity of some Lewis acids, in Journal of the American Chemical Society, vol. 95, n. 26, 1973-12, pp. 8562–8565, DOI:10.1021/ja00807a011. URL consultato il 21 luglio 2023.
  38. ^ (EN) Casey R. Wade, Alexander E. J. Broomsgrove e Simon Aldridge, Fluoride Ion Complexation and Sensing Using Organoboron Compounds, in Chemical Reviews, vol. 110, n. 7, 14 luglio 2010, pp. 3958–3984, DOI:10.1021/cr900401a. URL consultato il 21 luglio 2023.
  39. ^ (EN) Lutz Greb, Lewis Superacids: Classifications, Candidates, and Applications, in Chemistry – A European Journal, vol. 24, n. 68, 5 dicembre 2018, pp. 17881–17896, DOI:10.1002/chem.201802698. URL consultato il 21 luglio 2023.
  40. ^ (EN) J. W. Larson e T. B. McMahon, Trends in gas-phase fluoride ion affinities of main-group oxyfluorides and fluoride sulfides. Generation and characterization of the fluoride adducts of FAsO, FPO, FPO2, F2SiO, F4SO, FBO, F2SiS, FPS, FAsS, F2S2, and S2O by ion cyclotron resonance addition-elimination reactions, in Inorganic Chemistry, vol. 26, n. 24, 1987-12, pp. 4018–4023, DOI:10.1021/ic00271a011. URL consultato il 21 luglio 2023.
  41. ^ (EN) Sven Solyntjes, Beate Neumann e Hans‐Georg Stammler, Difluorotriorganylphosphoranes for the Synthesis of Fluorophosphonium and Bismuthonium Salts, in European Journal of Inorganic Chemistry, vol. 2016, n. 25, 2016-09, pp. 3999–4010, DOI:10.1002/ejic.201600539. URL consultato il 22 luglio 2023.
  42. ^ (EN) trifluoroarsine, su webbook.nist.gov. URL consultato il 27 luglio 2023.
  43. ^ H. Moissan, Nouvelles recherques sur le fluor, in Ann. Chim. Phys., vol. 24, 1891, pp. 224-282.
  44. ^ a b c C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
  45. ^ F. A. Cotton e G. Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry, 3ª ed., Wiley Interscience, 1972, p. 376, ISBN 0-471-17560-9.
  46. ^ (DE) Arnold F. Holleman, Egon Wiberg e Nils Wiberg, XIV. Die Stickstoffgruppe (Pentele), in Anorganische Chemie, 103ª ed., De Gruyter, 2017, p. 958, ISBN 978-3-11-026932-1.
  47. ^ (DE) Arnold F. Holleman, Egon Wiberg e Nils Wiberg, XIV. Die Stickstoffgruppe (Pentele), in Anorganische Chemie, 103ª ed., De Gruyter, 2017, p. 952, ISBN 978-3-11-026932-1.
  48. ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 571, ISBN 0-7506-3365-4.
  49. ^ a b c J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, 2ª ed., Piccin, 1999, pp. 913-921, ISBN 88-299-1470-3.
  50. ^ a b (DE) Arnold F. Holleman, E. Wiberg e N. Wiberg, IX. Hauptgruppenelemente, in Anorganische Chemie, 103ª ed., DE GRUYTER, 2017, pp. 332-333, ISBN 978-3-11-026932-1.
  51. ^ (EN) Ingo Krossing e Ines Raabe, Noncoordinating Anions—Fact or Fiction? A Survey of Likely Candidates, in Angewandte Chemie International Edition, vol. 43, n. 16, 13 aprile 2004, pp. 2066–2090, DOI:10.1002/anie.200300620. URL consultato il 22 luglio 2023.
  52. ^ (EN) CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97ª ed., CRC Press, 24 giugno 2016, DOI:10.1201/9781315380476, ISBN 978-1-315-38047-6. URL consultato il 20 novembre 2024.
  53. ^ (EN) John B. Goodenough e Youngsik Kim, Challenges for Rechargeable Li Batteries, in Chemistry of Materials, vol. 22, n. 3, 9 febbraio 2010, pp. 587–603, DOI:10.1021/cm901452z. URL consultato il 20 novembre 2024.
  54. ^ (EN) P. a. W. Dean, R. J. Gillespie e R. Hulme, The As2F11– ion, in Journal of the Chemical Society D: Chemical Communications, n. 17, 1º gennaio 1969, pp. 990–991, DOI:10.1039/C29690000990. URL consultato il 20 novembre 2024.
  55. ^ (EN) John B. Goodenough e Youngsik Kim, Challenges for Rechargeable Li Batteries, in Chemistry of Materials, vol. 22, n. 3, 9 febbraio 2010, pp. 587–603, DOI:10.1021/cm901452z. URL consultato il 13 agosto 2023.
  56. ^ (EN) Inis C. Tornieporth-Oetting, Thomas M. Klapötke e T. Stanley Cameron, Reactivity of Lewis acids towards nitriles; crystal structure and electron deformation density of C2N2·SbF5 and photoelectron spectrum of AsF5, in Journal of the Chemical Society, Dalton Transactions, n. 4, 1º gennaio 1992, pp. 537–543, DOI:10.1039/DT9920000537. URL consultato il 20 novembre 2024.
  57. ^ (EN) Ronald J. Gillespie e Jack. Liang, Superacid solutions in hydrogen fluoride, in Journal of the American Chemical Society, vol. 110, n. 18, 1988-08, pp. 6053–6057, DOI:10.1021/ja00226a020. URL consultato il 23 luglio 2023.
  58. ^ a b BOC Gases, MSDS di AsF5 (PDF) [collegamento interrotto], su ccinfoweb.ccohs.ca. URL consultato il 13 aprile 2011.
  59. ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, pp. 759-760, ISBN 0-7506-3365-4.
  60. ^ arsenic trifluoride, su www.stenutz.eu. URL consultato il 3 giugno 2022.
  61. ^ (EN) Harold F. Leibecki, Screening of Inorganic Compounds as Solvents, National Aeronautics and Space Administration, 1967. URL consultato il 3 giugno 2022.
  62. ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, 13 Arsenic, Antimony and Bismuth, in Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 591, ISBN 0-7506-3365-4.
  63. ^ M. Azeem, M. Brownstein, R. J. Gillespie, An investigation of the structures of the adducts of SF4 with BF3, PF5, AsF5, and SbF5 in the solid state and in solution in HF, in Can. J. Chem., vol. 47, n. 22, 1969, pp. 4159-4167,, DOI:10.1139/v69-689. URL consultato l'11 aprile 2011.
  64. ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, The Halogens: Fluorine, Chlorine, Bromine, Iodine and Astatine, in Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 835, ISBN 0-7506-3365-4.

Voci correlate

[modifica | modifica wikitesto]

Altri progetti

[modifica | modifica wikitesto]
  Portale Chimica: il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia
Estratto da "https://it.wikipedia.org/w/index.php?title=Pentafluoruro_di_arsenico&oldid=142284152"