Pentafluoruro de fósforo
Nombre IUPAC
Pentafluoruro de fósforo
General
Fórmula molecular	PF5
Identificadores
Número CAS	7647-19-0[1]​
InChI InChI=InChI=1S/F5P/c1-6(2,3,4)5 Key: OBCUTHMOOONNBS-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Apariencia	incoloro
Densidad	5527 kg/m³; 5,527 g/cm³
Masa molar	125,966 g/mol
Punto de fusión	−93,78 °C (179 K)
Punto de ebullición	−84,6 °C (189 K)
Peligrosidad
Frases R	R26 R35
Frases S	S9 S26 S36/37/39 S45
Valores en el SI y en condiciones estándar (25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
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El pentafluoruro de fósforo o fluoruro de fósforo (V) es un compuesto químico inorgánico. Formado por los elementos fósforo y flúor de fórmula PF₅ y pertenece a la clase de compuestos de los haluros de fósforo. En condiciones normales es un gas incoloro, altamente tóxico y no inflamable con un olor acre. En aire húmedo o disuelto en agua, reacciona violentamente con la formación de fluoruro de hidrógeno HF y ácido fosfórico H₃PO₄. Se utiliza como catalizador en reacciones de polimerización de iones.^[2]​

El pentafluoruro de fósforo fue descubierto y descrito por primera vez en 1876 por el químico británico Thomas Edward Thorpe (1845-1925).^[3]​

El pentafluoruro de fósforo puede fluoración de pentacloruro de fósforo PCl₅ con la ayuda de trifluoruro de arsénico AsF₃ con formación de tricloruro de arsénico AsCl₃ según la reacción.

${\displaystyle \mathrm {3\ PCl_{5}\ +\ 5\ AsF_{3}\ \longrightarrow \ 3\ PF_{5}\ \uparrow \ +\ 5\ AsCl_{3}} }$

El pentafluoruro de fósforo se libera como gas fumante, mientras que el tricloruro de arsénico se mantiene líquido.

O mediante fluoración directa del fósforo rojo a baja temperatura:

${\displaystyle {\mathsf {P\ {\xrightarrow[{-60^{o}C}]{F_{2}(gas)}}\ PF_{5},PF_{3}}}}$

PF 5 se pueden preparar por fluoración de la pentacloruro de fósforo PCl 5 con trifluoruro de arsénico ASF 3: 3PCl 5 + 5AsF 3 → 3PF 5 + 5AsCl 3

Alternativamente PF 5 se puede obtener por descomposición térmica de NaPF₆ o Ba(PF₆)₂.^[4]​^[5]​

La moléculas de pentafluoruro de fósforo poseen forma bipiramidal trigonal, con el átomo de fósforo en el centro y los covalentemente unidos los átomos de flúor en la base triangular (posición ecuatorial) y en los dos vértices (posiciones axial o apical) de la bipirámide. Los enlace F−P−F forman ángulos de 120 ° en la zona durante los dos enlaces a átomos de flúor apicales perpendiculares a la base. Los estudios de monocristales con rayos X de indican que la molécula PF₅ tiene dos tipos distintos de enlaces P−F (axial y ecuatorial): la longitud axial del enlace P-F es 158,0 pm y la longitud del ecuatorial P-F es 152,2 pm. El análisis en fase gaseosa mediante difracción de electrones da valores similares: los enlaces axiales F P 158 pm y los ecuatoriales F P-153 pm.^[4]​

Aunque la geometría bipirámide trigonal debe distinguirse dos tipos de átomos de flúor, en las mediciones con RMN espectroscopia en vez de la esperada dos señales solamente aparece una sola señal para los átomos de flúor. Incluso a temperaturas tan bajas como -100 °C, no puede distinguir el flúor axial del ecuatoriales.Esto es debido a la baja barrera para pseudorrotación a través del mecanismo de Berry, los átomos de flúor están cambiando constantemente sus posiciones dentro de la molécula. Este cambio tiene lugar más rápidamente que el medidor puede capturarlo y en los espectros se representa una estructura promediada en el tiempo con aparentemente cinco átomos de flúor iguales. La equivalencia aparente de los centros F en PF₅ la observó por primera vez por Gutowsky.^[6]​ La explicación fue descrita por primera vez por R. Stephen Berry, por lo que recibe el nombre de mecanismo de Berry. La pseudorotation de Berry influye en el espectro de RMN del ¹⁹F del PF₅ puesto que la espectroscopía de RMN opera en una escala de tiempo del milisegundo. La difracción de electrones y la cristalografía de rayos X no detectan este efecto como sus escalas de tiempo son significativamente más corto.

En pentafluoruro de fósforo condición estándar es un gas incoloro y es alrededor de 4,5 veces más pesado que el aire.

Debajo del punto de fusión de -93,8 °C el pentafluoruro fósforo cristaliza en el sistema cristalino hexagonal en el grupo espacial P6₃/mmc con parámetros de red una = 556 pm y c = 618 pm ( c / a = 1,11) y dos unidades de fórmula por celda unidad.^[7]​

Se descompone cuando se calienta:

${\displaystyle {\mathsf {PF_{5}\ {\xrightarrow {400^{o}C}}\ PF_{3}+F_{2}}}}$

Es extremadamente susceptible a la hidrólisis. En aire húmedo, o en general cuando está en contacto con el agua se descompone espontáneamente en una reacción violenta con la formación de fluoruro de hidrógeno HF y ácido fosfórico H₃PO₄.

${\displaystyle \mathrm {PF_{5}\ +\ 4\ H_{2}O\ \longrightarrow \ 5\ HF\ +\ H_{3}PO_{4}} }$

Por la formación de HF en contacto con el agua, el pentafluoruro de fósforo puede grabar superficies de vidrio.

Pero la reacción con el vapor de agua es diferente:^[2]​

${\displaystyle {\mathsf {PF_{5}+H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ POF_{3}+2HF}}}$

En caliente, reacciona con el óxido de silicio:

${\displaystyle {\mathsf {2PF_{5}+SiO_{2}\ {\xrightarrow {}}\ 2POF_{3}+SiF_{4}}}}$

De pentafluoruro de fósforo existen derivados en forma de fluorofosfato HPF₄, H₂PF₃ y H₃PF₂, en el que los átomos de hidrógeno sustituyen átomos de flúor en las posiciones ecuatoriales. Reacciona con álcalis:

${\displaystyle {\mathsf {PF_{5}+8NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{3}PO_{4}+5NaF+4H_{2}O}}}$

Ya que en soluciones con altas prediones de fósforo de ion fluoruro el pentafluoruro de fósforo reacciona como un ácido de Lewis para el hexafluorofosfato de (V) anión PF₆ ⁻, isoeléctrico del hexafluoruro de azufre SF₆ y anión hexafluorosilicato (IV) SiF₆²⁻. El subyacente hexafluorofosfórico HPF₆ puede ser análogo al ácido fluosilícico H₂SiF₆, pero no aislado en forma pura porque en la deshidratación se descompone con eliminación de HF a su vez PF₅.

Con fluoruro de metal (Na, K, Rb, Cs, Tl, Ag) forma hexafluorofosfato:

${\displaystyle {\mathsf {PF_{5}+NaF\ {\xrightarrow {T}}\ Na[PF_{6}]}}}$

El PF₅ está disponible comercialmente. Es un gas muy tóxico, que provoca graves quemaduras en la piel, ojos y membranas mucosas. Reacciona violentamente con el agua con liberación de fluoruro de hidrógeno (tóxicos y corrosivos). No hay datos que sugieran propiedades cancerígenas. No existen datos sobre los efectos ecológicos.^[8]​