Hexafluorantimonsäure

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Strukturformel
Hexafluoroantionation Proton
Allgemeines
Name Hexafluorantimonsäure
Andere Namen
  • Fluor-Antimonsäure
  • Hexafluoroantimonsäure
Summenformel H[SbF6]
CAS-Nummer 16950-06-4
PubChem 6337100
Kurzbeschreibung

farblose Flüssigkeit[1]

Eigenschaften
Molare Masse 236,8 g·mol−1
Aggregatzustand

flüssig

Dichte

2,89 g·cm−3[1]

Dampfdruck

19 hPa (18 °C)[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
05 – Ätzend 06 – Giftig oder sehr giftig 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 300+310+330​‐​314​‐​411
P: 260​‐​264​‐​273​‐​280​‐​284​‐​301+310 [1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Hexafluorantimonsäure, die zu den Supersäuren gezählt wird, ist eine der stärksten bekannten Säuren. Sie ist eine Mischung der sehr starken Lewis-Säure Antimon(V)-fluorid und der mittelstarken Brønsted-Säure Fluorwasserstoff in unterschiedlichen Anteilen. Da man die Säurestärke nicht mehr direkt messen kann, wird sie über die Hammettsche Aciditätsfunktion bestimmt. Dabei hat eine Mischung, bei der SbF5 und HF im Verhältnis 1:200 vorliegen, einen H0-Wert von etwa −21.[2] Bei größeren Mengen an SbF5 sinkt der H0-Wert weiter bis hin zum Minimalwert von −31,3, der bei einem Mischungsverhältnis von 1:1 vorliegt. (Reine Schwefelsäure besitzt einen H0-Wert von −11,9 und ist damit mehrere Trillionen Mal schwächer sauer.)

Auf Grund ihrer Stärke kann Hexafluorantimonsäure wie die ähnliche magische Säure sehr viele Stoffe, insbesondere Kohlenwasserstoffe, protonieren. Dadurch werden sie in kleinere Moleküle gespalten und sind dann in vielen organischen Lösungsmitteln löslich.

Fluorantimonsäure Darstellung.svg
Reaktion von Fluorwasserstoff und Antimon(V)-fluorid zur Fluor-Antimonsäure

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f Datenblatt Fluoroantimonic acid bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 1. April 2011 (PDF).
  2. E. Riedel: Moderne Anorganische Chemie, de Gruyter, Berlin, 1999.