Antimon(V)-fluorid

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Strukturformel
Struktur von Antimon(V)-fluorid
Allgemeines
Name Antimon(V)-fluorid
Andere Namen

Antimonpentafluorid

Summenformel SbF5
CAS-Nummer 7783-70-2
PubChem 24557
Kurzbeschreibung

farblose, ölige Flüssigkeit mit stechendem Geruch[1]

Eigenschaften
Molare Masse 216,74 g·mol−1
Aggregatzustand

flüssig

Dichte

2,99 g·cm−3 (20 °C)[1]

Schmelzpunkt

7 °C[1]

Siedepunkt

149,5 °C[1]

Dampfdruck

13 hPa (25 °C)[1]

Löslichkeit

heftige Reaktion mit Wasser[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
05 – Ätzend 07 – Achtung 09 – Umweltgefährlich

Achtung

H- und P-Sätze H: 302+312​‐​314​‐​411
EUH: 014
P: 273​‐​280​‐​301+330+331​‐​305+351+338​‐​309+310 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [2][1]
Ätzend Umweltgefährlich
Ätzend Umwelt-
gefährlich
(C) (N)
R- und S-Sätze R: 14​‐​20/22​‐​34​‐​51/53
S: keine S-Sätze
MAK

aufgehoben, da cancerogen[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Antimonpentafluorid ist ein farbloses Öl bestehend aus den Elementen Antimon und Fluor. Es besitzt die chemische Formel SbF5.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten]

Antimonpentafluorid wird durch Reaktion von Antimon(III)-fluorid mit Fluor hergestellt.

\mathrm{SbF_3 + \ F_2 \longrightarrow \ SbF_5}

Eigenschaften[Bearbeiten]

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten]

In der Gasphase liegen die Moleküle einzeln in trigonal-bipyramidaler Struktur vor. In der flüssigen Phase liegt das Antimonpentafluorid jedoch als Kettenpolymer mit der Summenformel (SbF5)n (n meist zwischen 5 und 10) vor.

Antimony(V)fluroide liquid phase.svg

Bis zu einer Temperatur von 152 °C liegt Antimonpentafluorid als Trimer vor, bis 252 °C als Dimer, darüber als Monomer.

In der festen Phase bildet Antimonpentafluorid cyclische Tetramere.

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Antimonpentafluorid ist eine sehr starke Lewis-Säure und ein starker F-Akzeptor. Infolgedessen existieren diverse Addukte (zum Beispiel SbF5·SO2, SbF5·NO2) und Komplexe (Beispielsweise MF·SbF5 = M+SbF6).

Antimonpentafluorid ist in der Lage, die Oxidationskraft von Fluor zu verstärken, so dass dieses in der Lage ist, Sauerstoff zu oxidieren.[3]

\mathrm{2 \ SbF_5 + \ F_2 + 2 \ O_2 \longrightarrow 2 \ [O_2](SbF_6)}

Antimon(V)-fluorid greift Glas an, verhält sich gegen Kupfer und Blei aber nur leicht korrosiv. Quarz, Platin und Aluminium werden nicht angegriffen.[4]

Verwendung[Bearbeiten]

Aufgrund seiner starken Lewis-Acidität lassen sich aus Antimonpentafluorid in Kombination mit starken Brønsted-Säuren sogenannte Supersäuren herstellen. Bekannt ist die „Magische Säure“ (Magic Acid), welche aus Antimonpentafluorid und Fluorsulfonsäure besteht. Das sauerste, bisher bekannte Gemisch beider Stoffe besteht aus Fluorsulfonsäure mit 25 mol% Antimonpentafluorid und erreicht einen H0-Wert von −21,5. Es ist somit rund 1010 mal stärker als reine Schwefelsäure. Sie ist in der Lage, Paraffine zu zersetzen und sehr schwache Basen, wie beispielsweise CH4 zu CH5+, zu protonieren. Ebenso vermag dies die Fluor-Antimonsäure, ein Gemisch aus Antimonpentafluorid und Fluorwasserstoff im Mischungsverhältnis 1:1. Sie hat einen H0-Wert von −31,3 und ist somit rund 2×1019 mal stärker als reine Schwefelsäure.

Sicherheitshinweise[Bearbeiten]

Aufgrund der hohen Reaktivität sollte Antimonpentafluorid sehr sorgfältig gehandhabt werden. Ungewollter Kontakt mit anderen Stoffen, besonders mit Feuchtigkeit, sollte in jedem Fall vermieden werden. Als Zersetzungsprodukte können Fluorwasserstoff und Stiban entstehen.

Der LD50-Wert (Maus, inhalativ) liegt bei 270 mg/m3.

Literatur[Bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b c d e f g h i j Eintrag zu Antimon(V)-fluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 10. November 2012 (JavaScript erforderlich).
  2. Seit dem 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  3. J. Shamir, J. Binenboym: Dioxygenyl Salts. In: Inorganic Syntheses. XIV, 1973, ISBN 0-07-071320-0, S. 109–122.
  4. G. Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 2. Auflage. Band 1, Academic Press, 1963, S. 200.