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composto chimico Da Wikipedia, l'enciclopedia libera
Il tetrafluoruro di silicio o tetrafluorosilano o fluoruro di silicio(IV) è il composto binario di silicio e fluoro, di formula molecolare SiF4. In condizioni normali è un gas incolore, non infiammabile, di odore pungente che in aria umida si idrolizza rapidamente divenendo corrosivo e svolgendo fumi bianchi di biossido di silicio e vapori di acido fluoridrico.[3][4]
| Tetrafluoruro di silicio | |
|---|---|
| |
 | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | SiF4 |
| Massa molecolare (u) | 104,0791 |
| Aspetto | gas incolore di odore pungente[1] |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-015-5 |
| PubChem | 24556 |
| SMILES | F[Si](F)(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 1,66 g/mL[1] |
| Densità (kg·m−3, in c.s.) | 4,68 g/L[1] |
| Solubilità in acqua | reagisce[1] |
| Temperatura di fusione | −86,8 °C (186 K)[1] |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | -1614,94[2] |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | -1572,65[2] |
| S0m(J·K−1mol−1) | 282,49[2] |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 73,64[2] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
  
| |
| pericolo | |
| Frasi H | 330 - 314 - 280 |
| Consigli P | 260 - 280 - 304+340 - 303+361+353 - 305+351+338 - 315 - 405 - 403 |
Il tetrafluoruro di silicio venne preparato per la prima volta nel 1771 da Carl W. Scheele che fece sciogliere la silice in acido fluoridrico.[5] Più tardi, fu sintetizzato da John Davy, fratello del più noto chimico inglese Humphry Davy, nel 1812.[6]
Il tetrafluoruro di silicio è analogo al tetrafluoruro di carbonio, con il quale è isoelettronico di valenza. Come quest'ultimo, è un composto molecolare, con legami Si-F covalenti polari, più polari di quelli C-F in CF4, data la minore elettronegatività di Si rispetto a C (1,90 contro 2,55). È del tutto analogo al tetrafluoruro di germanio, composto anch'esso isoelettronico di valenza e gas incolore a temperatura ambiente.[7]
Termodinamicamente SiF4 è un composto stabilissimo, ΔHƒ° = -1.615,0 kJ/mol.[8]
La struttura della molecola allo stato gassoso è stata indagata con la spettroscopia vibrazionale infrarossa combinata con la spettroscopia rotazionale nella regione delle microonde.[9][10] Dall'analisi dei dati è stato possibile ricavare, tra l'altro,che la molecola è tetraedrica con simmetria molecolare Td, con il conseguente momento dipolare nullo (molecola apolare). Questo è in accordo con l'ibridazione sp3 dell'atomo di silicio centrale:[11] si trovano infatti angoli FSiF di 109,5°, mentre le distanze Si-F ammontano a 155,4 pm.[9][10]
La struttura del composto è stata indagata anche allo stato cristallino a -145 °C.[12] Anche allo stato solido sono presenti molecole discrete e la distanza Si-F ricavata è di 156 ± 1 pm.[12] La struttura cristallina di GeF4 è analoga e in essa i legami Ge-F sono lunghi 167 ± 3 pm.[13]
In entrambi i casi le distanze Si-F risultano leggermente più corte del valore standard di 157 pm[14] e decisamente più corte rispetto alla somma dei raggi covalenti di Si e F, cioè 168 pm;[15] Questo accorciamento viene attribuito alla percentuale di carattere ionico nel legame covalente a causa della notevole differenza di elettronegatività tra i due atomi legati,[16][17] che qui arriva a 2,08 unità. Questo accorciamento è meno pronunciato nel caso del tetracloruro di silicio e ancora meno ne tetraalogenuri successivi, per i quali la differenza di elettronegatività diviene via via minore.[17]
Il potenziale di ionizzazione di SiF4 è parecchio alto e ammonta a 15,24 ± 0,14 eV,[18] un valore un po' maggiore di quello di CF4, 14,7 ± 0,3 eV[19], ma leggermente minore di quello di GeF4 (15,5 eV),[20] dove quest'ultimo rimane appena un po' sotto a quello della molecola di fluoro F2 (15,697 ± 0,003 eV).[21]
L'affinità protonica di SiF4, una misura della sua basicità intrinseca, come è normale attendersi è molto bassa, 502,9 kJ/mol.[22]
La sua affinità elettronica, essendo una molecola con gusci elettronici completi, è prevedibile che sia molto piccola o anche negativa; calcoli teorici forniscono in effetti il valore di -0,22 eV ma, per il suo radicale SiF3·, con ottetto incompleto per il Si, danno il valore di +2,50 eV.[23] Per confronto, nel caso di CF4 l'affinità elettronica calcolata è anche più negativa (-0,7 eV).[24]
Il tetrafluoruro di silicio è un forte acido di Lewis, anche in fase gassosa, dove la cattura di uno ione F– è fortemente esotermica:
SiF4 + F– → [SiF5]– [ ΔHr° = -285 ± 21 kJ/mol ][25]
Il tetrafluoruro di silicio si ottiene solitamente come sottoprodotto della lavorazione di minerali contenenti fluoro come fluorite e apatite.[2] In laboratorio ci sono varie metodiche per preparare SiF4. Si può agire semplicemente per sintesi diretta a partire dagli elementi[26][27]
ma il fluoro è un reattivo alquanto pericoloso da maneggiare. Alternativamente si può trattare con acido solforico una miscela di fluoruro di calcio e quarzo polverizzati. Per riscaldamento hanno luogo le reazioni
Il tetrafluoruro di silicio così prodotto va purificato per rimuovere possibili impurezze (HF).[28]
Un'altra possibilità è decomporre acido fluorosilicico per aggiunta di acido solforico[28]
o decomporre BaSiF6 per riscaldamento[29]
Ancora, si può far reagire tetracloruro di silicio con fluoruro di calcio a 450-500 °C[30]
Il tetrafluoruro di silicio è un composto termicamente molto stabile; per riscaldamento si decompone solo oltre 800 °C. Tuttavia è molto reattivo in presenza di acqua.[2] In fase gassosa si idrolizza formando fumi di silice e acido fluoridrico,
mentre in fase liquida la reazione porta a silice e acido fluorosilicico
In presenza di un eccesso di base l'idrolisi porta a silice e a fluoruro:
SiF4 ha usi limitati. La sua reazione di idrolisi è sfruttata per produrre silice pirogenica con alta area superficiale. È stato usato per proteggere dalla corrosione calcestruzzo e cemento. Viene impiegato nella sintesi di silano, di silicio per usi elettronici e di composti organici fluorurati.[2][31]
SiF4 è un gas non infiammabile, ma a contatto con l'umidità atmosferica libera sostanze tossiche (acido fluoridrico e acido fluorosilicico). Risulta quindi fortemente irritante per gli occhi, le vie respiratorie, i polmoni, la pelle e in genere per tutti i tessuti biologici. Non ci sono dati che indichino proprietà cancerogene.[1]
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