Caesiumfluorid

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Kristallstruktur
Struktur von Caesiumfluorid
__ Cs+     __ F
Kristallsystem

kubisch

Raumgruppe

Fm\bar{3}m

Koordinationszahlen

Cs[6], F[6]

Allgemeines
Name Caesiumfluorid
Verhältnisformel CsF
CAS-Nummer 13400-13-0
PubChem 25953
Kurzbeschreibung

farbloser, kristalliner Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 151,90 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

4,12 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

682 °C[1]

Siedepunkt

1251 °C[1]

Löslichkeit

löslich in Wasser (3670 g·l−1 bei 18 °C)[1]

Brechungsindex

1,477[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3]
05 – Ätzend 06 – Giftig oder sehr giftig

Gefahr

H- und P-Sätze H: 301​‐​311​‐​314​‐​331
P: 261​‐​280​‐​301+310​‐​305+351+338​‐​310 [3]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [4][3]
Giftig
Giftig
(T)
R- und S-Sätze R: 23/24/25​‐​34
S: 26​‐​36/37/39​‐​45
MAK

2,5 mg·m−3 (als Fluorid)[1]

Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−555 kJ/mol[5]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Caesiumfluorid (CsF) ist das Caesiumsalz der Fluorwasserstoffsäure. Es ist ein farbloser, hygroskopischer, kristalliner Feststoff, der sich gut in polaren Lösungsmitteln löst. Es dient in der Chemie neben Tetraalkylammoniumfluoriden (wie Tetrabutylammoniumfluorid TBAF) als Lieferant „nackter“ Fluoridionen und milde Base. Außerdem besitzt es einen stark ausgeprägten ionischen Charakter und ist neben dem instabilen und seltenen Franciumfluorid die Verbindung der beiden Elemente mit dem größtmöglichen Unterschied der Elektronegativitäten.

Darstellung[Bearbeiten]

Caesiumfluorid lässt sich durch Reaktion von Fluorwasserstoff mit Caesiumcarbonat oder Caesiumhydroxid und anschließende Trocknung erhalten.

\mathrm{Cs_2CO_3 + 2 HF \longrightarrow \ 2 CsF + CO_2 + H_2O}
\mathrm{CsOH + HF \longrightarrow \ CsF + H_2O}

Eigenschaften[Bearbeiten]

Uhrglasschale mit einer Caesiumfluorid-Probe

Aufgrund der guten Löslichkeit und einfachen Verfügbarkeit lässt sich Caesiumfluorid als Fluoridionen-Donator einsetzen. Es ist löslicher als seine Verwandten mit den kleineren Alkalimetallen Natrium und Kalium.

Wegen der nur gering ausgeprägten Nucleophilie der Fluoridionen wird Caesiumfluorid in der Organischen Chemie als milde Base eingesetzt, so z. B. bei der Knoevenagel-Reaktion. Des Weiteren dient es zur Desilylierung, d. h. zur Entfernung von Silyl-Schutzgruppen, da wegen der hohen Bindungsenergie der Si-F-Bindung eine starke Tendenz zur Ausbildung selbiger besteht. Außerdem lässt sich Caesiumfluorid problemlos entwässern, so dass es auch bei säure- und wasserempfindlichen Substraten einsetzbar ist.

Sicherheitshinweise[Bearbeiten]

Die Reaktion mit Säuren führt zur Bildung von toxischem Fluorwasserstoff.

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b c d e f Datenblatt Caesiumfluorid bei AlfaAesar, abgerufen am 3. Februar 2010 (JavaScript erforderlich)..
  2. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Index of Refraction of Inorganic Crystals, S. 10-246.
  3. a b c Datenblatt Caesiumfluorid bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 15. März 2011 (PDF).
  4. Seit 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.
  5. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie 1995, 101. Auflage, de Gruyter. ISBN 3-11-012641-9, S. 1170.

Literatur[Bearbeiten]

  • G. K. Friestad, B. P. Branchaud, in: Handbook of Reagents for Organic Synthesis: Acidic and Basic Reagents, (H. J. Reich, J. H. Rigby, eds.), S. 99–103, Wiley, New York, 1999.
  • L. Rand, J. V. Swisher, C. J. Cronin, Journal of Organic Chemistry, 27, S. 3505 (1962).
  • M. Fiorenza, A. Mordini, S. Papaleo, S. Pastorelli, A. Ricci, Tetrahedron Letters, 26, S. 787 (1985).
  • F. W. Evans, M. H. Litt, A. M. Weidler-Kubanek, F. P. Avonda, Journal of Organic Chemistry, 33, S. 1837–1839 (1968).