Hexafluorure de platine

hexafluorure de platine
Général
Synonymes	fluorure de platine(VI)
No CAS	13693-05-5
PubChem	16195397
InChI	InChI : Vue 3D InChI=1/6FH.Pt/h6*1H;/q;;;;;;+6/p-6/f6F.Pt/h6*1h;/q6*-1;m/rF6Pt/c1-7(2,3,4,5)6
Apparence	solide volatil rouge foncé, gaz rouge
Propriétés chimiques
Formule brute	F6PtPtF6
Masse molaire[1]	309,074 ± 0,009 g·mol-1 F 36,88 %, Pt 63,12 %,
Propriétés physiques
T° fusion	61,3 °C[2]
T° ébullition	69,1 °C[2]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Oxydant puissant
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

L'hexafluorure de platine est un composé chimique moléculaire de formule brute PtF₆. C'est un solide rouge foncé, volatil qui forme un gaz rouge. Ces molécules contiennent du platine dans un état d'oxydation +6 et sont le seul exemple hexa-halogénure de la triade nickel, palladium, platine. Avec quatre électrons d, elles sont paramagnétiques avec un état fondamental triplet de spin (S=1).

PtF₆ est un des plus puissants agents oxydants^[3] -et aussi un puissant agent de fluoration- qui est bien connu pour sa réaction avec le xénon qui forme XePtF₆, l'hexafluoroplatinate de xénon qui fut le premier composé d'un gaz rare synthétisé en 1962 par Neil Bartlett. Celui-ci avait auparavant observé que PtF₆ est capable de réagir avec l'oxygéne, O₂ en l'oxydant pour former l'hexafluoroplatinate de dioxygényle, (PtF₆)^-O₂⁺.

Synthèse

PtF₆ a été préparé pour la première fois en 1957 par réaction du fluor sur le platine métal^[4]. Cette voie de synthèse reste une méthode de choix^[5].

Pt + 3 F₂ → PtF₆

PtF₆ peut aussi être préparé par dismutation de PtF₅. Ce dernier peut être obtenu par fluorination de PtCl₂.

PtCl₂ + 2.5 F₂ → PtF₅ + Cl₂

2 PtF₅ → PtF₆ + PtF₄

Autres composés hexafluorures

Article principal : hexafluorure.

Les hexafluorures neutres d'autres éléments sont aussi volatils. Ce sont les composés d'osmium, iridium, rhodium, ruthénium, rhénium, tungstène, technétium et uranium. Tous sont des oxydants très agressifs. L'hexafluorure d'uranium et l'hexafluorure de tungstène sont utilisés dans les industries nucléaire et microélectronique, respectivement. Dans le groupe des non-métaux, le soufre, le xénon, le sélénium et le tellure forment des hexafluorures stables. L'hexafluorure de soufre est même si stable, ceci étant peut-être dû à des effets stériques, qu'il est utilisé comme liquide inerte dans des transformateurs électriques. Les analogues hexafluorure de sélénium et hexafluorure de tellure sont cependant extrêmement réactifs.

Comme les hexafluorures de Mo, Tc, Ru, Rh, W, Re, Os et Ir, PtF₆ est octaédrique aussi bien à l'état solide qu'à l'état gazeux. Les liaisons Pt-F font 185 pm^[5].

Notes

• (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Platinum hexafluoride » (voir la liste des auteurs)

1. ↑ Masse molaire calculée d’après Atomic weights of the elements 2007 sur www.chem.qmul.ac.uk.
2. ↑ ^{a et b} Perry, Dale L. and Sidney L. Phillips. Handbook of Inorganic Compounds. CRC Press, 1995. ISBN 0849386713. Google Book Search Result
3. ↑ Grennwood, N. N.; Earnshaw, A.; Chemistry of the elements; Pregamon Press, Edition 1994, pp 1333-1340. (ISBN 0-08-022056-8)
4. ↑ Platinum Hexafluoride, Weinstock, B.; Claassen, H. H.; Malm, J. G.; Journal of the American Chemical Society, 1957, volume 79, pp 5832 - 5832. DOI:10.1021/ja01578a073
5. ↑ ^{a et b} Solid State Molecular Structures of Transition Metal Hexafluorides, Drews, T.; Supel, J.; Hagenbach, A.; Seppelt, K.; Inorganic Chemistry, 2006, volume 45, pp 3782-3788.DOI:10.1021/ic052029f