Difluorek ksenonu

Na podstawie analizy widm oscylacyjnych wysokiej rozdzielczości ustalono, że XeF
2 tworzy liniowe cząsteczki o długości wiązań 1,9773 ± 0,0015 Å w fazie gazowej^[6], natomiast w wyniku badań wykorzystujących dyfrakcję neutronów oceniono długość wiązania Xe−F w fazie stałej na 2 Å^[7]. W strukturze krystalicznej, obok dwóch atomów fluoru związanych chemicznie, ksenon ma w swoim otoczeniu 8 atomów fluoru w odległości obliczonej na 3,64 Å^[7] lub 3,42 Å^[8]. Każdy atom fluoru ma jednego bliźniaczego sąsiada w odległości 3,02 Å oraz 4 atomy fluoru odległe o 3,08 Å^[7]. Upakowanie atomów w stałym XeF
2 jest takie, że ligandy fluorowe sąsiednich cząsteczek unikają strefy równikowej atomu ksenonu ponieważ w cząsteczce XeF
2 trzy niewiążące elektrony efektywnie maskują dodatni ładunek^[1]. Występowanie silnych oddziaływań elektrostatycznych pomiędzy cząsteczkami w tak uporządkowanej sieci krystalicznej difluorku ksenonu jest zgodne z jego dość wysoką entalpią sublimacji, która wynosi 55,71 kJ/mol^[1][9].

Opublikowane zostały doniesienia, że pod ciśnieniem 50 GPa (ok. 500 tys. atm) XeF
2 ulega przemianie i nabiera właściwości półprzewodzących, a jego niemolekularna już wówczas struktura złożona z dwuwymiarowych warstw zawierających jednostki XeF
4 jest podobna do struktury grafitu. Z przedstawionych rezultatów badań wynika również, że pod wpływem jeszcze wyższego ciśnienia (powyżej 70 GPa) difluorek ksenonu nabiera własności metalicznych, zmieniając swoją strukturę na trójwymiarową, złożoną z elementów XeF
8^[10]. Jednakże przedstawione później wyniki prac teoretycznych podważają rezultaty tych prac doświadczalnych – wynika z nich, że tetragonalna struktura przestrzenna I4/mmm upakowania cząsteczek XeF
2 powinna być stabilna aż do ciśnienia 105 GPa, a następnie ulec przemianie do struktury molekularnej odznaczającej się rombową symetrią przestrzenną Pnma, w której długości obu wiązań Xe−F przestają być jednakowe. Dalsza kompresja do 200 GPa będzie według teoretyków skutkowała autodysocjacją do jonowego ciała stałego o przykładowej budowie typu [XeF]+
F−
^[11].

Jest to jeden z pierwszych otrzymanych związków chemicznych ksenonu. Jego uzyskanie było efektem wzmożonych prac nad związkami tego gazu szlachetnego po udanej syntezie heksafluoroplatynianu ksenonu^[12]. Został on otrzymany latem 1962 roku przez grupę Rudolfa Hoppego z Uniwersytetu w Münster w wyniku reakcji gazowego fluoru z ksenonem pod wpływem wyładowań elektrycznych, a publikacja na temat tego odkrycia ukazała się w listopadzie tego samego roku^[13][14]. Praktycznie jednocześnie, w sierpniu 1962 roku, badacze amerykańscy uzyskali niezależnie i opisali inny związek ksenonu i fluoru, tetrafluorek ksenonu, XeF
4. Powstał on w wyniku ogrzewania lub naświetlania promieniowaniem ultrafioletowym mieszaniny ksenonu i fluoru w fazie gazowej. Podczas badań nad XeF
4 zarejestrowano dane spektralne świadczące o powstawaniu trwałego difluorku ksenonu^[14][15][16].

XeF
2 można otrzymać bezpośrednio z pierwiastków w fazie gazowej, pod wpływem promieniowania ultrafioletowego^[1][17] (również wykorzystując w tym celu światło słoneczne), skoncentrowanego promieniowania γ, elektronów pochodzących z akceleratora van de Graffa, protonów o energii 10 MeV, ciepła^[1] oraz wyładowań elektrycznych^[1][17]:

Xe + F
2 → XeF
2↓

Powstający związek wydziela się w postaci stałej, co pozwala na prowadzenie procesu w trybie ciągłym i uzyskiwanie związku w skali kilogramowej. W celu uniknięcia powstawania XeF
4, reakcję prowadzi się przy pewnym nadmiarze ksenonu (jest to istotne z punktu widzenia bezpieczeństwa, gdyż podczas pracy z wykorzystaniem XeF
2 zanieczyszczonego nawet małymi ilościami XeF
4, w wyniku hydrolizy tego ostatniego powstaje wybuchowy XeO
3)^[17].

Związek jest także dostępny komercyjnie^[17].

Difluorek ksenonu jest ciałem stałym. Tworzy bezbarwne kryształy tetraedryczne o gęstości 4,32 g/cm³^[2]. Pod ciśnieniem atmosferycznym sublimuje w temperaturze 114,35 °C^[2] (ze względu na łatwość sublimacji praca z tym związkiem wymaga ostrożności)^[17]. Temperatura topnienia wynosi ok. 129 °C^[3] (w punkcie potrójnym jest to 129,03 °C)^[2]. Ma ostry zapach zbliżony do chloru. Jest silnie reaktywny^[17]. Ulega rozkładowi pod wpływem światła oraz powolnej hydrolizie w kontakcie z wilgocią^[18].

XeF
2 jest silnym czynnikiem fluorującym i utleniającym^[19][20]. Ze względu na stały stan skupienia jest wygodniejszy i bezpieczniejszy w pracy niż fluor pierwiastkowy; w większości zastosowań można go używać w aparaturze szklanej (niszczonej przez F
2)^[17]. Pośród istotnych zastosowań można wymienić:

• Reakcje utleniającego fluorowania:

  Ph
  3TeF + XeF
  2 → Ph
  3TeF
  3 + Xe

• Reakcje redukcyjnego fluorowania:

  2CrO
  2F
  2 + XeF
  2 → 2CrOF
  3 + Xe + O
  2

• Reakcje fluorowania związków aromatycznych:

  

  

• Reakcje fluorowania alkenów:

  

• Suche trawienie mikroukładów krzemowych^[21], np. do wytwarzania mikroukładów elektromechanicznych^[22][23]. Technika została zaprezentowana w 1995 roku^[24], a następnie skomercjalizowana^[25]. Proces polega na trawieniu krzemu za pomocą XeF
  2 w fazie gazowej. Reakcję prowadzi się w temperaturze pokojowej pod obniżonym ciśnieniem^[21]:

  2XeF
  2 + Si → 2 Xe↑ + SiF
  4↑