El ácido fluoroantimónico es una mezcla de fluoruro de hidrógeno y pentafluoruro de antimonio , que contiene varios cationes y aniones (el más simple es H
2F+
y Sb F-
6). Esta sustancia es un superácido , que puede ser mil millones de veces más fuerte que el ácido sulfúrico 100% puro , dependiendo de la proporción de sus ingredientes. Se ha demostrado que protona incluso hidrocarburos para producir carbocationes pentacoordinados ( iones carbonio ). [1] Se debe tener extrema precaución al manipular ácido fluoroantimónico. Es excepcionalmente corrosivo, pero puede almacenarse en contenedores revestidos con PTFE (Teflón).
Identificadores | |
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Modelo 3D ( JSmol ) | |
ChemSpider | |
Tarjeta de información ECHA | 100.037.279 |
Número CE |
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PubChem CID |
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Tablero CompTox ( EPA ) | |
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Propiedades | |
Apariencia | Líquido incoloro |
Densidad | 2,885 g / cm 3 |
Solubilidad | SO 2 ClF , SO 2 |
Peligros | |
Principales peligros | Extremadamente corrosivo, hidrólisis violenta |
Pictogramas GHS | |
Palabra de señal GHS | Peligro |
H300 , H310 , H314 , H330 , H411 | |
P260 , P264 , P273 , P280 , P284 , P301 + 310 | |
NFPA 704 (diamante de fuego) | |
Compuestos relacionados | |
Ácidos relacionados | Pentafluoruro de antimonio Fluoruro de hidrógeno Ácido mágico |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
verificar ( ¿qué es ?) | |
Referencias de Infobox | |
Composición química
La reacción para producir ácido fluoroantimónico da como resultado la formación del ión fluoronio como una de las principales especies en equilibrio:
- SbF 5 + 2 HF ⇄ SbF-
6+ H 2 F +
Sin embargo, la especiación del "ácido fluoroantimónico" es compleja y consiste en una mezcla de protones solvatados con HF, [ (HF)
norteH]+
(por ejemplo, H 3 F 2 + ) y SbF 5 -aductos de fluoruro (por ejemplo, Sb 4 F 21 - ). Por tanto, la fórmula "[H 2 F] + SbF 6 - " es una aproximación conveniente pero simplificada de la composición real. [2] Sin embargo, la acidez extrema de esta mezcla es evidente por la capacidad excepcionalmente pobre de aceptar protones de las especies presentes en solución. El fluoruro de hidrógeno, un ácido débil en solución acuosa que normalmente no se cree que tenga una basicidad de Brønsted apreciable en absoluto, es de hecho la base de Brønsted más fuerte en la mezcla, protonando a H 2 F + de la misma manera que el agua protona a H 3 O + en ácido acuoso. Como resultado, a menudo se dice que el ácido contiene " protones desnudos ", aunque los protones "libres", de hecho, siempre están unidos a moléculas de fluoruro de hidrógeno . [3] Es el ion fluoronio el que explica la extrema acidez del ácido fluoroantimónico. Los protones migran fácilmente a través de la solución, pasando de H 2 F + a HF, cuando están presentes, mediante el mecanismo de Grotthuss .
Dos productos relacionados se han cristalizado a partir de HF-SbF 5 mezclas, y ambos han sido analizados por un solo cristal de rayos X cristalografía . Estas sales tienen las fórmulas [H
2F+
] [Sb
2F-
11] y [H
3F+
2] [Sb
2F-
11] . En ambas sales, el anión es Sb
2F-
11. [4] Como se mencionó anteriormente, SbF-
6es débilmente básico; el anión más grande Sb
2F-
11 se espera que sea aún más débil.
Acidez
El ácido fluoroantimónico es el superácido más fuerte según el valor medido de su función de acidez de Hammett ( H 0 ), que se ha determinado para diferentes proporciones de HF: SbF 5 . Mientras que el H 0 del HF puro es -15, la adición de solo 1% en moles de SbF 5 lo reduce a alrededor de -20. Sin embargo, la adición adicional de SbF 5 da como resultado rendimientos rápidamente decrecientes, con el H 0 alcanzando -21 al 10% en moles. El uso de una base extremadamente débil como indicador muestra que el H 0 más bajo alcanzable , incluso con> 50% en moles de SbF 5 , está entre -21 y -23. [5] [6] [7] Los siguientes valores de H 0 muestran que el ácido fluoroantimónico es mucho más fuerte que otros superácidos. [8] El aumento de la acidez se indica mediante valores más pequeños (en este caso, más negativos) de H 0 .
- Ácido fluoroantimónico (−23 < H 0 <−21)
- Ácido mágico ( H 0 = −19,2)
- Ácido carborano ( H 0 <−18)
- Ácido fluorosulfúrico ( H 0 = −15,1)
- Ácido tríflico ( H 0 = −14,9)
De los anteriores, solo los ácidos carborano , cuyo H 0 no pudo determinarse directamente debido a sus altos puntos de fusión, pueden ser ácidos más fuertes que el ácido fluoroantimónico. [8] [9]
Las fuentes a menudo confunden el valor H 0 del ácido fluoroantimónico con su p K a . [ cita requerida ] El valor H 0 mide la capacidad de protonación de la masa, ácido líquido, y este valor se ha determinado o estimado directamente para varias composiciones de la mezcla. El p K a, por otro lado, mide el equilibrio de la disociación de protones de una especie química discreta cuando se disuelve en un solvente particular. Dado que el ácido fluoroantimónico no es una sola especie química, su valor de p K a no está bien definido. [ cita requerida ]
La acidez en fase gaseosa (GPA) de las especies individuales presentes en la mezcla se ha calculado utilizando métodos de la teoría funcional de la densidad. [2] (en fase de solución p K a s de estas especies puede, en principio, ser estimado teniendo en cuenta las energías de solvatación, pero no parecen ser reportados en la literatura como de 2019.) Por ejemplo, el par iónico [H 2 F] + • SbF 6 - se estimó que tenía un GPA de 254 kcal / mol. A modo de comparación, el ácido tríflico superácido comúnmente encontrado , TfOH, es un ácido sustancialmente más débil en esta medida, con un GPA de 299 kcal / mol. [10] Sin embargo, ciertos superácidos de carborano tienen GPA más bajos que los de [H 2 F] + • SbF 6 - . Por ejemplo, el H (CHB 11 Cl 11 ) tiene un GPA determinado experimentalmente de 241 kcal / mol. [11]
Reacciones
El ácido fluoroantimónico se descompone térmicamente cuando se calienta, generando gas de fluoruro de hidrógeno libre y pentafluoruro de antimonio líquido. A temperaturas tan bajas como 40 ° C, el ácido fluoroantimónico liberará HF en la fase gaseosa. El pentafluoruro de antimonio líquido se puede recuperar del ácido fluoroantimónico calentando y liberando HF en la fase gaseosa. [12]
Aplicaciones
Este ácido extraordinariamente fuerte protona casi todos los compuestos orgánicos , a menudo provocando deshidrogenación o deshidratación. En 1967, Bickel y Hogeveen demostraron que 2HF · SbF 5 eliminará el H 2 del isobutano y el metano del neopentano para formar iones carbenio : [13] [14]
- (CH 3 ) 3 CH + H + → (CH 3 ) 3 C + + H 2
- (CH 3 ) 4 C + H + → (CH 3 ) 3 C + + CH 4
También se utiliza en la fabricación de compuestos de oro tetraxenón .
Los materiales compatibles con el ácido fluoroantimónico como disolvente incluyen SO 2 ClF y dióxido de azufre ; también se han utilizado algunos clorofluorocarbonos . Los contenedores para HF-SbF 5 están hechos de PTFE .
Seguridad
HF-SbF 5 es una sustancia extremadamente corrosiva y tóxica que es sensible a la humedad. [9] Como ocurre con la mayoría de los ácidos fuertes, el ácido fluoroantimónico puede reaccionar violentamente con el agua debido a la hidratación exotérmica . Calentar ácido fluoroantimónico también es peligroso, ya que se descompone en gas flúor tóxico . [15] El principal método de contención implica el almacenamiento en un recipiente de PTFE , ya que el vidrio se disuelve al entrar en contacto. [15] Se debe usar equipo de seguridad en todo momento al manipular o acercarse a esta sustancia corrosiva, ya que el ácido fluoroantimónico puede comer la carne expuesta hasta el hueso mientras reacciona violentamente con el agua presente en las células humanas. [15]
Ver también
- Ácido fluorobórico
- Ácido fluorosulfúrico
- Ácido hexafluorofosfórico
Referencias
- ^ Olah, GA (2001). Una vida de química mágica: reflexiones autobiográficas de un ganador del premio Nobel . John Wiley e hijos . págs. 100–101. ISBN 978-0-471-15743-4.
- ^ a b Esteves, Pierre M .; Ramírez-Solís, Alejandro; Mota, Claudio JA (marzo de 2002). "La naturaleza de las especies electrofílicas superácidas en HF / SbF5: un estudio de teoría funcional de densidad". Revista de la Sociedad Química Estadounidense . 124 (11): 2672–2677. doi : 10.1021 / ja011151k . ISSN 0002-7863 . PMID 11890818 .
- ^ Klein, Michael L. (25 de octubre de 2000). "Dar el salto a los superácidos" (PDF) . Centro de Supercomputación de Pittsburgh (PSC). Archivado desde el original (PDF) el 31 de mayo de 2012 . Consultado el 15 de abril de 2012 .
- ^ Mootz, Dietrich; Bartmann, Klemens (marzo de 1988). "Los iones de fluoronio H 2 F + y H
3F+
2: Caracterización por análisis de estructura cristalina ". Angewandte Chemie International Edition . 27 (3): 391–392. Doi : 10.1002 / anie.198803911 . - ^ Química superácida . Olah, George A. (George Andrew), 1927–2017., Olah, George A. (George Andrew), 1927–2017. (2ª ed.). Hoboken, Nueva Jersey: Wiley. 2009. ISBN 9780470421543. OCLC 391334955 .CS1 maint: otros ( enlace )
- ^ Olah, GA (2005). "Cruzando las fronteras convencionales en medio siglo de investigación". Revista de Química Orgánica . 70 (7): 2413–2429. doi : 10.1021 / jo040285o . PMID 15787527 .
- ^ En ref. 2 (2005), Olah estima que HF-SbF 5 puede alcanzarvalores de H 0 tan bajos como –28. Por otro lado, en la ref. 1 (2009), Olah cita un método que estimóvalores H 0 hasta –27 para FSO 3 H-SbF 5 al 90% SbF 5 , pero indica que las constantes de equilibrio determinadas experimentalmente más confiables no apoyanvalores H 0 inferiores a aproximadamente - 24 para ácido mágico o ácido fluoroantimónico.
- ^ a b Gillespie, RJ; Peel, TE (1 de agosto de 1973). "Función de acidez de Hammett para algunos sistemas superácidos. II. Sistemas ácido sulfúrico- [fsa], fluorosulfato de potasio- [fsa], [fsa] -trióxido de azufre, [fsa] -pentafluoruro arsénico, [sfa] -pentafluoruro de antimonio y [fsa] -pentafluoruro de antimonio-trióxido de azufre ". Revista de la Sociedad Química Estadounidense . 95 (16): 5173–5178. doi : 10.1021 / ja00797a013 . ISSN 0002-7863 .
- ^ a b Olah, GA ; Prakash, GK Surya; Wang, Qi; Li, Xing-ya (15 de abril de 2001). "Fluoruro de hidrógeno - Fluoruro de antimonio (V)" . Enciclopedia de reactivos para síntesis orgánica . Nueva York: John Wiley and Sons . doi : 10.1002 / 047084289X.rh037m . ISBN 9780470842898.
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- ^ Oelderik, Jan (diciembre de 1966). "Werkwijze ter bereiding van halogeenverbindingen van vijfwaardig antimoon". Solicitud de patente holandesa . NL 6508096 A.
- ^ Bickel, AF; Gaasbeek, CJ; Hogeveen, H .; Oelderik, JM; Platteeuw, JC (1967). "Química y espectroscopia en soluciones fuertemente ácidas: reacción reversible entre iones de carbonio alifático e hidrógeno". Comunicaciones químicas . 1967 (13): 634–635. doi : 10.1039 / C19670000634 .
- ^ Hogeveen, H .; Bickel, AF (1967). "Química y espectroscopia en soluciones fuertemente ácidas: sustitución electrofílica en alcano-carbono por protones". Comunicaciones químicas . 1967 (13): 635–636. doi : 10.1039 / C19670000635 .
- ^ a b c Anne Marie Helmenstine, Ph.D. "Los 4 ácidos más peligrosos del mundo" . ThoughtCo . Consultado el 13 de julio de 2020 .