Дифторид ксенона XeF ₂ — твёрдое плотное кристаллическое соединение белого цвета, образованное атомами фтора и ксенона . Одно из самых устойчивых соединений ксенона.

Физико-химические свойства

Обладает характерным тошнотворным запахом.

В инфракрасных спектрах наблюдается чёткий дублет полос поглощения с волновыми числами 550 и 556 см ⁻¹ .

Термодинамические величины

Свойство	Значение
Стандартная энтальпия образования (298 К, в твёрдой фазе)	−176 кДж/моль
Стандартная энтальпия образования (298 К, в газовой фазе)	−107,5 кДж/моль
Энтальпия плавления	16,8 кДж/моль
Энтальпия возгонки	50,6 кДж/моль
(298 К, в газовой фазе)	259,403 Дж/(моль·К)
Теплоёмкость (298 К, в газовой фазе)	54,108 Дж/(моль·К)

Растворимость

Растворитель	Значение
Жидкий аммиак	Не растворим
Ацетонитрил	Растворим
Вода (при 0 °C)	2,5 г/100 мл
Диоксид серы	Растворим
Пентафторид иода	153,8 г/100 мл
Трифторид брома	Растворим
Фтороводород	Растворим

Строение

Молекула дифторида ксенона линейная. Длины связей Xe—F равны 0,198 нм.

Получение

Впервые синтез XeF ₂ провёл Червик Виикс в 1962 году .

Синтез проводят из простых веществ при нагревании, ультрафиолетовом облучении или действии электрического разряда:

${\displaystyle {\mathsf {Xe+F_{2}\rightarrow XeF_{2}}}}$

Продукт конденсируют при −30 °C. Очистку проводят методом фракционной дистилляции .

Механизм данной реакции достаточно интересный, и, по-видимому, в нём как-то участвуют молекулы фтороводорода , которыми обычно загрязнён газообразный фтор. Это обнаружили Шмарк и Лютар, которые для синтеза использовали неочищенный от водорода фтор, и при этом скорость реакции выросла в 4 раза по сравнению с использованием чистого фтора.

Также существует метод получения дифторида ксенона из фторида кислорода(II) и ксенона. Для этого смесь газов помещают в никелевый сосуд и нагревают до 300 °C под давлением:

${\displaystyle {\mathsf {2Xe+2OF_{2}\rightarrow 2XeF_{2}+O_{2}}}}$

В России налажено производство дифторида ксенона на Сибирском химическом комбинате.

Дифторид ксенона образуется также при реакции ксенона с диоксидифторидом при −120 °C.

Химические свойства

При возгонке дифторид ксенона диспропорционирует на свободный ксенон и тетрафторид ксенона :

${\displaystyle {\mathsf {2XeF_{2}\rightarrow Xe+XeF_{4}}}}$

В холодной подкисленной воде разлагается достаточно медленно, зато в щелочной среде разложение идёт быстро:

${\displaystyle {\mathsf {2XeF_{2}+4NaOH\rightarrow 2Xe\uparrow +4NaF+2H_{2}O+O_{2}\uparrow }}}$

Менее активный окислитель, чем молекулярный фтор.

Образование координационных соединений

XeF ₂ может выступать в качестве лиганда в комплексных соединениях . Например, во фтороводородном растворе возможна следующая реакция:

${\displaystyle {\mathsf {Mg[AsF_{6}]_{2}+4XeF_{2}\rightarrow [Mg(XeF_{2})_{4}][AsF_{6}]_{2}}}}$

Кристаллографический анализ показывает, что атом магния координирован 6 атомами фтора, 4 из которых являются мостиками между атомами магния и ксенона.

Известно множество таких реакций с продуктами типа [M ^x (XeF ₂ ) _n ](AF ₆ ) _x , в которых в качестве атома M могут выступать Ca , Sr , Ba , Pb , Ag , La или Nd , а атомом A могут быть As , Sb или P .

Такие реакции требуют большого избытка дифторида ксенона.

В твердофазной системе в присутствии фторида цезия некоторые металлы (Ce, Pr, Nd, Tb, Dy, Tu) могут образовывать комплексные соединения типа Cs ₃ [CeF ₇ ].

С пентафторидом мышьяка образуется гексафторарсенат трифтордиксенона, в котором в качестве катиона выступает молекулярный ион Xe ₂ F ₃ ⁺ . Также известны соединения, где катионом является Xe ₂ ⁺ .

${\displaystyle {\mathsf {AsF_{5}+2XeF_{2}\rightarrow Xe_{2}F_{3}[AsF_{6}]}}}$

Реакции фторирования с простыми веществами

XeF ₂ фторирует Mn , W , Nb , Sb , Sn , Ti , S , P , Te , Ge , Si до высших фторидов в интервале температур от −10 до +30 °C. Нагревание реакционной смеси до 50 °C приводит к взаимодействию дифторида ксенона с оксидами и солями многих металлов .

В твердофазной системе при нагревании окисляет Ce , Pr и Tb до тетрафторидов.

Реакции окисления

Водный раствор дифторида окисляет броматы до :

${\displaystyle {\mathsf {KBrO_{3}+XeF_{2}+H_{2}O\rightarrow KBrO_{4}+Xe\uparrow +2HF}}}$

Окислительное фторирование

Пример окислительного фторирования для теллур-органического соединения (тут атом теллура меняет степень окисления от +4 до +6):

${\displaystyle {\mathsf {Ph_{3}TeF+XeF_{2}\rightarrow Ph_{3}TeF_{3}+Xe\uparrow }}}$

Восстановительное фторирование

Пример восстановительного фторирования (тут атом хрома меняет степень окисления от +6 до +5):

${\displaystyle {\mathsf {2CrO_{2}F_{2}+XeF_{2}\rightarrow 2CrOF_{3}+Xe+O_{2}}}}$

Фторирование ароматических соединений

Фторирование ароматических соединений идёт по механизму электрофильного замещения:

При этом возможно и восстановительное фторирование (за счет растворителя):

Фторирование непредельных соединений

Достаточно селективно можно проводить фторирование диеновых производных в 1,2-положения: .

Фторирующее декарбоксилирование

Дифторид ксенона декарбоксилирует карбоновые кислоты , при этом образуются соответствующие фторалканы :

${\displaystyle {\mathsf {RCOOH+XeF_{2}\rightarrow RF+CO_{2}+Xe+HF}}}$

Применение

• Один из самых мощных фторирующих агентов.
• Применяют для получения высокотемпературных сверхпроводников на основе сложных слоистых оксофторидов меди
• Является достаточно перспективным для дезинфекции труднодоступных мест
• Дифторид ксенона используется для травления кремния в микроэлектромеханических системах :

${\displaystyle {\mathsf {2XeF_{2}+Si\rightarrow SiF_{4}+2Xe}}}$

Примечания

См. также

• Тетрафторид ксенона
• Гексафторид ксенона

Литература

• Джолли У. И. Синтезы неорганических соединений. М.: Мир, 440 с. — 1967 г.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. В 2-х томах, М.:Химия, 1973 г.
• Tius, M. A., Tetrahedron , Volume 51, Issue 24, 12 June 1995, Pages 6605-6634.
• Weeks, J., Matheson, M. Xenon Difluoride. Inorganic Syntheses. № 8, 1966.
• Williamson, S. Xenon Difluoride. Inorganic Syntheses № 11, 1968.
• Šmalc,A., Lutar, K. Xenon Difluoride (Modification). Inorganic Syntheses № 29, 1992.
• D.F. Halpem. «Xenon(II) Fluoride» in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis. 2004, J.Wiley & Sons, New York.