Sesium fluorida
Sesium fluorida adalah senyawa anorganik berbentuk padatan putih higroskopis. Ini digunakan dalam sintesis organik sebagai sumber anion fluorida. Sesium memiliki elektropositivitas tertinggi di antara unsur-unsur non radioaktif dan fluor memiliki elektronegativitas tertinggi di antara seluruh unsur.
Sintesis dan sifat-sifat
Sesium fluorida dapat disiapkan dari reaksi antara sesium hidroksida (CsOH) dengan asam fluorida (HF). Garam yang dihasilkan kemudian dapat dimurnikan dengan cara rekristalisasi. Reaksi yang terjadi adalah:
Cara lain membuat sesium fluorida adalah dengan mereaksikan sesium karbonat () dengan asam fluorida. Garam yang dihasilkan kemudian dapat dimurnikan dengan cara rekristalisasi. Reaksi yang terjadi adalah:
Sebagai tambahan, unsur fluor dan sesium dapat juga digunakan untuk membentuk sesium fluorida, tetapi tekniknya sangat tidak praktis karena berbiaya tinggi.[1] Sementara hal ini bukanlah jalur normal untuk preparasi CsF, logam sesium bereaksi hebat dengan seluruh halogen membentuk sesium halida. Oleh karena itu, Cs terbakar dengan gas fluor, , membentuk sesium fluorida, CsF menurut reaksi berikut:
CsF lebih mudah larut daripada natrium fluorida atau kalium fluorida. Zat ini tersedia dalam bentuk anhidrat, dan jika telah menyerap air mudah dikeringkan dengan memanaskan pada 100 °C selama dua jam in vacuo.[2] CsF mencapai tekanan uap 1 kPa pada temperatur 825 °C, 10 kPa pada 999 °C, dan 100 kPa pada 1249 °C.[3]
Rantai CsF dengan ketebalan satu atau dua atom saja dapat tumbuh di dalam karbon nanotube.[4]
Struktur
Sesium fluorida mempunyai struktur halit, yang artinya bahwa dan terkemas dalam deret cubic closest packed seperti dan dalam natrium klorida.[5][6]
Aplikasi dalam sintesis organik
Mendisosiasikan zat ini dengan sempurnya merupakan sumber alternatif fluorida yang lebih baik daripada garam-garam lainnya. CsF kurang higroskopis dibandingkan dengan tetra-n-butilamonium fluorida (TBAF) dan TAS-fluorida (TASF) ketika diperlukan ion fluorida anhidrat "telanjang".
Sebagai basa
Seperti fluorida yang dapat larut lainnya, CsF memiliki kebasaan sedang, karena HF adalah asam lemah. Kenukleofilan fluorida yang rendah menjadikannya basa yang berguna dalam kimia organik.[7] CsF memberikan hasil yang lebih tinggi dalam reaksi kondensasi Knoevenagel daripada KF atau NaF.[8]
Pembentukan ikatan C–F
Sesium fluorida juga merupakan sumber yang populer dalam kimia organofluor. Sebagai contoh, CsF bereaksi dengan heksafluoroaseton membentuk garam sesium perfluoroalkoksida, yang stabil hingga 60 °C, tidak seperti garam natrium atau kaliumnya. Ia akan mengubah aril klorida yang kekurangan elektron menjadi aril fluorida (reaksi haleks).[9]
Pengawaperlindungan (deprotecting agent)
Oleh karena kekuatan ikatan Si–F, ion fluorida berguna dalam reaksi desilasi (penghilangan gugus Si) dalam kimia organik; sesium fluorida merupakan sumber fluorida anhidrat yang sangat baik untuk reaksi semacam ini. Penghilangan gugus silikon (desilasi) merupakan aplikasi utama CsF dalam laboratorium, karena sifat anhidratnya memungkinkan dalam pembentukan yang sempurna intermediat yang peka air. Larutan sesium fluorida dalam THF atau DMF menyerang beragam senyawa organosilikon menghasilkan organosilikon fluorida dan karbanion, yang kemudian dapat bereaksi dengan elektrofil,[10] misalnya:[11]
Desilasi juga berguna untuk menghilangkan gugus perlindungan silil.[12]
Penggunaan lain
Kristal tungal garam ini berbentuk transparan terhadap inframerah dalam. Sehubungan dengan alasan tersebut, CsF kadang-kadang digunakan sebagai jendela sel yang digunakan dalam spektroskopi inframerah.
Kewaspadaan
Seperti fluorida dapat larut lainnya, CsF bersifat racun sedang.[13] Kontak dengan asam harus dihindari, karena pembentukan asam hidrofluorida yang sangat beracun/korosif. Ion sesium () dan sesium klorida umumnya dianggap tidak beracun.[14]
Pranala luar
Referensi
- ↑ Reacting Fluorine with Caesium. Youtube
- ↑ Friestad, G. K.; Branchaud, B. P. Handbook of Reagents for Organic Synthesis: Acidic and Basic Reagents. Wiley. 1999. hlm. 99–103.
- ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC Press. 2005. hlm. 6.63. ISBN 0-8493-0486-5.
- ↑ Ryosuke Senga. Single-atom electron energy loss spectroscopy of light elements. Nature Communications. 2015. Vol. 6. hlm. 7943. doi:10.1038/ncomms8943. (Supplementary information)
- ↑ Greenwood, N.N.; Earnshaw, A. (1984) Chemistry of the Elements, Pergamon Press, Oxford, UK.
- ↑ sumber pada Wikipedia bahasa Indonesia
- ↑ Greenwood, N.N.; Earnshaw, A. (1984) Chemistry of the Elements, Pergamon Press, Oxford, UK.
- ↑ Fiorenza, M. Fluoride ion induced reactions of organosilanes: the preparation of mono and dicarbonyl compounds from β-ketosilanes. Tetrahedron Letters. 1985. Vol. 26 (6). hlm. 787–788. doi:10.1016/S0040-4039(00)89137-6.
- ↑ Evans, F. W.; Litt, M. H.; Weidler-Kubanek, A. M. and Avonda, F. P. Reactions Catalyzed by Potassium Fluoride. 111. The Knoevenagel Reaction. Journal of Organic Chemistry. 1968. Vol. 33 (5). hlm. 1837–1839. doi:10.1021/jo01269a028.
- ↑ sumber pada Wikipedia bahasa Indonesia
- ↑ Fiorenza, M. Fluoride ion induced reactions of organosilanes: the preparation of mono and dicarbonyl compounds from β-ketosilanes. Tetrahedron Letters. 1985. Vol. 26 (6). hlm. 787–788. doi:10.1016/S0040-4039(00)89137-6.
- ↑ sumber pada Wikipedia bahasa Indonesia
- ↑ MSDS Listing for cesium fluoride. www.hazard.com . MSDS Date: April 27, 1993. Retrieved on September 7, 2007.
- ↑ "MSDS Listing for cesium chloride." www.jtbaker.com. MSDS Date: January 16, 2006. Retrieved on September 7, 2007.
Sumber dan atribusi
Konten artikel ini diadaptasi dari Wikipedia bahasa Indonesia, revisi 25365881 (2024-02-25T12:48:34Z), yang tersedia berdasarkan lisensi Creative Commons Atribusi-BerbagiSerupa (CC BY-SA). Gambar pada artikel ini bersumber dari Wikimedia Commons dan mengikuti ketentuan lisensi masing-masing berkas. Mohon gunakan konten dan media secara bijak serta sesuai dengan ketentuan lisensi yang berlaku.