Cäsiumfluorid – Wikipedia

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Cäsiumfluorid
Cäsiumfluorid
Cäsiumfluorid
Namen
IUPAC-Name

Cäsiumfluorid
Andere Namen

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Cäsiumfluorid
Kennungen
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.033.156 Bearbeiten Sie dies bei Wikidata
EG-Nummer
RTECS-Nummer
UNII
Eigenschaften
CsF
Molmasse 151,903 g / mol[1]
Aussehen weißer kristalliner Feststoff
Dichte 4,64 g / cm3[1]
Schmelzpunkt 703 ° C (1,297 ° F; 976 K) [1]
Siedepunkt 1.251 ° C (2.284 ° F; 1.524 K)
573,0 g / 100 ml (25 ° C)[1]
Löslichkeit Unlöslich in Aceton, Diethylether, Pyridin und Ethanol
191 g / 100 ml in Methanol.
-44,5 · 10−6 cm3/ mol[2]
1,477
Struktur
kubisch, cF8
Fm3m, Nr. 225[3]
0,2169 nm3[3]
4
Oktaeder
7.9 D.
Thermochemie
51,1 J / mol · K.[4]
92,8 J / mol · K.[4]
-553,5 kJ / mol[4]
-525,5 kJ / mol[4]
Gefahren
Hauptgefahren giftig
Sicherheitsdatenblatt Externes Sicherheitsdatenblatt
GHS-Piktogramme GHS05: ÄtzendGHS06: GiftigGHS08: Gesundheitsgefahr
GHS Signalwort Achtung
H301, H311, H315, H318, H331, H361f
P201, P202, P260, P261, P264, P270, P271, P280, P281, P301 + 310, P301 + 330 + 331, P302 + 352, P303 + 361 + 353, P304 + 340, P305 + 351 + 338, P308 + 313, P310, P311, P312, P321, P322, P330, P332 + 313, P361, P362
NFPA 704 (Feuerdiamant)
Flammability code 0: Will not burn. E.g. water Health code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g. chlorine gas Reactivity code 0: Normally stable, even under fire exposure conditions, and is not reactive with water. E.g. liquid nitrogen Special hazards (white): no code

NFPA 704 vierfarbiger Diamant
Flammpunkt Nicht brennbar
Verwandte Verbindungen
Cäsiumchlorid
Cäsiumbromid
Cäsiumiodid
Cäsiumastatid
Lithiumfluorid
Natriumfluorid
Kaliumfluorid
Rubidiumfluorid
Franciumfluorid
Sofern nicht anders angegeben, werden Daten für Materialien in ihrem Standardzustand (bei 25 ° C) angegeben [77 °F]100 kPa).
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Infobox-Referenzen

Cäsiumfluorid oder Cäsiumfluorid ist eine anorganische Verbindung mit der Formel CsF und es ist ein hygroskopischer weißer Feststoff. Cäsiumfluorid kann in der organischen Synthese als Quelle des Fluoridanions verwendet werden. Cäsium hat auch die höchste Elektropositivität aller nicht radioaktiven Elemente und Fluor hat die höchste Elektronegativität aller Elemente.

Synthese und Eigenschaften[edit]

Cäsiumfluorid kann durch Umsetzung von Cäsiumhydroxid (CsOH) mit Flusssäure (HF) hergestellt werden und das resultierende Salz kann dann durch Umkristallisation gereinigt werden. Die Reaktion ist unten gezeigt:

CsOH + HF → CsF + H.2Ö

Unter Verwendung der gleichen Reaktion besteht eine andere Möglichkeit zur Herstellung von Cäsiumfluorid darin, Cäsiumcarbonat (Cs) zu behandeln2CO3) mit Flusssäure und wieder kann das resultierende Salz dann durch Umkristallisation gereinigt werden. Die Reaktion ist unten gezeigt:

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Cs2CO3 + 2 HF → 2 CsF + H.2O + CO2

CsF ist in organischen Lösungsmitteln löslicher als Natriumfluorid oder Kaliumfluorid. Es ist in wasserfreier Form erhältlich. Wenn Wasser absorbiert wurde, kann es leicht getrocknet werden, indem es zwei Stunden lang auf 100 ° C erhitzt wird im Vakuum.[6] CsF erreicht einen Dampfdruck von 1 Kilopascal bei 825 ° C, 10 kPa bei 999 ° C und 100 kPa bei 1249 ° C.[7]

CsF-Ketten mit einer Dicke von nur einem oder zwei Atomen können in Kohlenstoffnanoröhren gezüchtet werden.[5]

Struktur[edit]

Cäsiumfluorid hat die Halitstruktur, was bedeutet, dass das Cs+ und F.– – Packen Sie in einem kubisch am nächsten gepackten Array wie Na+ und Cl– – in Natriumchlorid.[3]

Anwendungen in der organischen Synthese[edit]

CsF ist stark dissoziiert und eine reaktivere Fluoridquelle als verwandte Salze. CsF ist eine Alternative zu Tetra-n-butylammoniumfluorid (TBAF) und TAS-Fluorid (TASF).

Als Basis[edit]

Wie bei anderen löslichen Fluoriden ist CsF mäßig basisch, da HF eine schwache Säure ist. Die geringe Nucleophilie von Fluorid bedeutet, dass es eine nützliche Base in der organischen Chemie sein kann.[8] CsF liefert bei Knoevenagel-Kondensationsreaktionen höhere Ausbeuten als KF oder NaF.[9]

Bildung von CF-Bindungen[edit]

Cäsiumfluorid dient als Fluoridquelle in der Organofluorchemie. Ähnlich wie Kaliumfluorid reagiert CsF mit Hexafluoraceton unter Bildung eines stabilen Perfluoralkoxidsalzes.[10] Es wandelt elektronenarme Arylchloride in Arylfluoride um (Halex-Verfahren), obwohl Kaliumfluorid häufiger verwendet wird.

Entschützungsmittel[edit]

Aufgrund der Stärke der Si-F-Bindung eignet sich Fluorid für Desilylierungsreaktionen, dh die Spaltung von Si-O-Bindungen in der organischen Synthese.[11] CsF wird üblicherweise für solche Reaktionen verwendet. Lösungen von Cäsiumfluorid in THF oder DMF greifen eine Vielzahl von Organosiliciumverbindungen an, um ein Organosiliciumfluorid und ein Carbanion herzustellen, die dann mit Elektrophilen reagieren können, zum Beispiel:[9]

CsF desilylation.png

Vorsichtsmaßnahmen[edit]

Wie andere lösliche Fluoride ist CsF mäßig toxisch.[12] Kontakt mit Säure sollte vermieden werden, da dies hochgiftige / ätzende Flusssäure bildet. Das Cäsiumion (Cs+) und Cäsiumchlorid gelten im Allgemeinen nicht als toxisch.[13]

Verweise[edit]

  1. ^ ein b c d Haynes, William M., Hrsg. (2011). CRC Handbuch für Chemie und Physik (92. Aufl.). Boca Raton, FL: CRC-Presse. p. 4.57. ISBN 1439855110.
  2. ^ Haynes, William M., Hrsg. (2011). CRC Handbuch für Chemie und Physik (92. Aufl.). Boca Raton, FL: CRC-Presse. p. 4.132. ISBN 1439855110.
  3. ^ ein b c d Davey, Wheeler P. (1923). “Präzisionsmessungen von Kristallen der Alkalihalogenide”. Körperliche Überprüfung. 21 (2): 143–161. Bibcode:1923PhRv … 21..143D. doi:10.1103 / PhysRev.21.143.
  4. ^ ein b c d Haynes, William M., Hrsg. (2011). CRC Handbuch für Chemie und Physik (92. Aufl.). Boca Raton, FL: CRC-Presse. p. 5.10. ISBN 1439855110.
  5. ^ ein b Senga, Ryosuke; Suenaga, Kazu (2015). “Einzelatom-Elektronenenergieverlustspektroskopie von Lichtelementen”. Naturkommunikation. 6: 7943. Bibcode:2015NatCo … 6.7943S. doi:10.1038 / ncomms8943. PMC 4532884. PMID 26228378. (Zusatzinformationen)
  6. ^ Friestad, GK; Branchaud, BP (1999). Reich, HJ; Rigby, JH (Hrsg.). Handbuch der Reagenzien für die organische Synthese: saure und basische Reagenzien. New York: Wiley. S. 99–103. ISBN 978-0-471-97925-8.
  7. ^ Lide, DR, hrsg. (2005). “Dampfdruck” (PDF). CRC Handbuch für Chemie und Physik (86. Ausgabe). Boca Raton (FL): CRC-Presse. p. 6.63. ISBN 0-8493-0486-5.
  8. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Chemie der Elemente. Oxford: Pergamonpresse. S. 82–83. ISBN 978-0-08-022057-4.
  9. ^ ein b Fiorenza, M; Mordini, A; Papaleo, S; Pastorelli, S; Ricci, A (1985). “Fluoridionen-induzierte Reaktionen von Organosilanen: Herstellung von Mono- und Dicarbonylverbindungen aus β-Ketosilanen”. Tetraeder-Buchstaben. 26 (6): 787–788. doi:10.1016 / S0040-4039 (00) 89137-6.
  10. ^ Evans, FW; Litt, MH; Weidler-Kubanek, AM; Avonda, FP (1968). “Bildung von Addukten zwischen fluorierten Ketonen und Metallfluoriden”. Zeitschrift für Organische Chemie. 33 (5): 1837–1839. doi:10.1021 / jo01269a028.
  11. ^ Smith, Adam P.; Lamba, Jaydeep JS; Fraser, Cassandra L. (2002). Effiziente Synthese von Halogenmethyl-2,2′-bipyridinen: 4,4′-Bis (chlormethyl) -2,2′-bipyridin. Organische Synthesen. 78: 82.;; Gesamtvolumen, 10, p. 107
  12. ^ Sicherheitsdatenblatt für Cäsiumfluorid Archiviert 2012-02-09 an der Wayback-Maschine. www.hazard.com Archiviert 05.06.2013 an der Wayback-Maschine. Sicherheitsdatenblatt Datum: 27. April 1993. Abgerufen am 7. September 2007.
  13. ^ “”Sicherheitsdatenblatt für Cäsiumchlorid Archiviert 2012-03-13 an der Wayback-Maschine. ” www.jtbaker.com. Sicherheitsdatenblatt Datum: 16. Januar 2006. Abgerufen am 7. September 2007.


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