Platin(VI)-fluorid

Platin(VI)-fluorid oder Platinhexafluorid (PtF₆) ist eine chemische Verbindung der Elemente Platin und Fluor. Es handelt sich um ein extrem starkes Oxidationsmittel, das in der Lage ist, molekularen Sauerstoff oder Xenon zu oxidieren. Dabei wird Platin(VI) selbst zu Platin(V) reduziert. So hat es in der Stoffchemie der Edelgase in den 1960er Jahren eine bedeutende Rolle gespielt, da es mit PtF₆ erstmals gelang, eine Edelgasverbindung darzustellen. Dem amerikanischen Chemiker Neil Bartlett gelang es 1962 mit PtF₆, das Disauerstoff-Molekül O₂ zu oxidieren:

\mathrm {PtF_{6}+O_{2}\longrightarrow O_{2}^{+}(PtF_{6}^{-})}

Er stellte fest, dass die erste Ionisierungsenergie von O₂ der des Xenon ähnlich ist und dass das Dioxygenyl-Kation (O₂)⁺ in etwa die gleiche Größe wie das Xe⁺-ion hat. So kam er zur Erkenntnis, dass sich auch Xe oxidieren lassen müsse:

\mathrm {PtF_{6}+Xe\longrightarrow Xe^{+}(PtF_{6}^{-})}

So wurde die erste Edelgasverbindung synthetisiert und die Annahme widerlegt, Edelgase gingen keine Verbindungen ein.

Darstellung

Reaktion von Platin mit F₂ bei 300 °C in einer Messing-Apparatur:^[5]

\mathrm {Pt+3\ F_{2}\longrightarrow PtF_{6}}

Disproportionierung von PtF₅ ab 130 °C:^[5]

\mathrm {2\ PtF_{5}\longrightarrow PtF_{6}+PtF_{4}}

Eigenschaften

Platinhexafluorid ist ein dunkelroter kristalliner Feststoff, der bei 61,3 °C schmilzt und bei 69,1 °C siedet.^[1] Es kristallisiert im orthorhombischen Kristallsystem (gemessen bei −140 °C) in der Raumgruppe Pnma mit den Gitterparametern a = 937,4 pm, b = 852,7 pm und c = 493,3 pm und vier Formeleinheiten pro Elementarzelle mit einer berechneten Dichte von 5,21 g·cm⁻³.^[2]

Einzelnachweise

↑ ^1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 4, Physical Constants of Inorganic Compounds, p. 4-81.
↑ ^2,0 ^2,1 T. Drews, J. Supeł, A. Hagenbach, K. Seppelt: "Solid State Molecular Structures of Transition Metal Hexafluorides", in: Inorganic Chemistry, 2006, 45 (9), S. 3782–3788; doi:10.1021/ic052029f; PMID 16634614.
↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, S. 1728.
↑ Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
↑ ^5,0 ^5,1 Georg Brauer: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie Band I, Ferdinand Enke Verlag Stuttgart 1954, ISBN 3-432-02328-6.

Literatur

Janiak, Klapötke, Meyer: Moderne Anorganische Chemie, de Gruyter, Berlin New York 1999, S. 40–41.
B. Weinstock, H. H. Claassen, J. G. Malm: Platinum Hexafluoride, in: Journal of the American Chemical Society, 1957, 79, S. 5832–5832; doi:10.1021/ja01578a073.

[CRC_HANDBOOK_PtF6-1] 1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 4, Physical Constants of Inorganic Compounds, p. 4-81.

[D_BLOCK_XF6-2] 2,0 ^2,1 T. Drews, J. Supeł, A. Hagenbach, K. Seppelt: "Solid State Molecular Structures of Transition Metal Hexafluorides", in: Inorganic Chemistry, 2006, 45 (9), S. 3782–3788; doi:10.1021/ic052029f; PMID 16634614.

[3] Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, S. 1728.

[NV-4] Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.

[Brauer-1-5] 5,0 ^5,1 Georg Brauer: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie Band I, Ferdinand Enke Verlag Stuttgart 1954, ISBN 3-432-02328-6.

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