Pour les articles homonymes, voir CSF.

Fluorure de césium
fluorure de césium
Identification
Nom UICPA	fluorure de césium
No CAS	13400-13-0
No ECHA	100.033.156
No CE	236-487-3
PubChem	25953
SMILES	[Cs+].[F-] PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1/Cs.FH/h;1H/q+1;/p-1 InChIKey : XJHCXCQVJFPJIK-REWHXWOFAY Std. InChI : vue 3D InChI=1S/Cs.FH/h;1H/q+1;/p-1 Std. InChIKey : XJHCXCQVJFPJIK-UHFFFAOYSA-M
Apparence	Poudre blanche
Propriétés chimiques
Formule	CsF  [Isomères]CsF
Masse molaire[1]	151,903 855 1 ± 7,0E−7 g/mol Cs 87,49 %, F 12,51 %, 151.90
Moment dipolaire	7,9 D
Propriétés physiques
T° fusion	682 °C
T° ébullition	1 251 °C
Solubilité	3 670 g·l-1 (eau, 18 °C)
Masse volumique	4,155 g·cm-3 (25 °C)
Cristallographie
Système cristallin	Cubique
Réseau de Bravais	cF
Symbole de Pearson	${\displaystyle cF8\,}$
Classe cristalline ou groupe d’espace	Fm3m (n°225)
Structure type	NaCl[2]
Composés apparentés
Autres cations	Fluorure de lithium Fluorure de sodium Fluorure de potassium Fluorure de rubidium
Autres anions	Chlorure de césium Bromure de césium Iodure de césium
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
modifier

Le fluorure de césium (CsF) est un composé ionique qui se présente généralement sous la forme d'un solide blanc hygroscopique. Il est plus soluble et se dissocie plus facilement que le fluorure de sodium ou le fluorure de potassium. Il peut se trouver sous sa forme anhydre, et s'il se présente sous forme hydratée il peut être séché facilement par chauffage à 100 °C durant deux heures sous vide ^[3]. Étant moins hygroscopique que le fluorure de tétra-n-butylammonium (TBAF) ou que le TASF (difluorotrimethylsilicate de tris(diméthylamino) sulfonium), il leur constitue une alternative utile en cas de besoin d'ions fluorures "nus" à l'état anhydre.

Comme tous les fluorures solubles, c'est une base faible. Il faut donc éviter de le mettre en contact avec des acides pour éviter de former de l'acide fluorhydrique.

Le fluorure de césium agit généralement comme une source d'ions fluorures F⁻. Il peut donc subir toutes les réactions usuelles mettant en jeu des ions fluorures en solution, comme ^[4]:

2 CsF (aq) + CaCl₂ (aq) → 2 CsCl (aq) + CaF₂ (s)

Étant facilement dissocié, il est relativement réactif en tant que source d'ions fluorures également en conditions anhydre, et il réagit par exemple avec les chlorures d'aryle, déficitaires en électrons, pour former des fluorures d'aryle (réaction de Finkelstein). Du fait de la force élevée de la liaison silicium-fluor, les ions fluorures sont utiles pour des réactions de désilylation (qui permettent d'éliminer des groupements Si) en chimie organique, et le fluorure de césium constitue donc une excellente source d'ions fluorures pour ces réactions en milieu anhydre.

Comme les autres fluorures solubles, CsF est une base faible (l'acide conjugué, HF, est un acide faible). La faible nucléophilie des ions fluorures en font une base utile en chimie organique ^[4].

Le fluorure de césium est l'un des composés possédant la liaison la plus ionique. En effet, le césium est l'élément le plus électropositif de la classification périodique (hormis le francium, un élément radioactif extrêmement rare), tandis que le fluor possède l'électronégativité la plus élevée.

Le fluorure de césium cristallise dans une structure de type NaCl, avec ceci de particulier que les ions césium sont plus gros que les ions fluorures. Les ions césium forment un réseau cubique à faces centrées, et les ions fluorures sont situés dans les sites octaédriques ^[4],[5].

Le fluorure de césium peut être préparé par réaction de l'acide fluorhydrique et de l'hydroxyde de césium ou du carbonate de césium, suivi d'une déshydratation.

Le fluorure de césium est une base utile en chimie organique, du fait de la faible nucléophilie des ions fluorures. Il permet d'obtenir de meilleurs rendements que le fluorure de potassium ou le fluorure de sodium au cours d'une condensation de Knoevenagel ^[6].

Une des applications principales du fluorure de césium en laboratoire est la désilylation, sa forme anhydre permettant la formation d'intermédiaires sensibles à l'eau. Dans le THF ou le DMS, il peut attaquer une grande variété de composés organosiliciés en produisant un fluorure et un carbanion, qui peut ensuite réagir avec un électrophile ^[5], comme ^[6]:

Il permet également d'éliminer des groupements protecteurs silyls.

CsF est également une source populaire d'ions fluorures en chimie des organofluorés. Par exemple, il réagit avec l'hexafluoroacétone pour former un sel de perfluoroalkoxide de césium stable jusqu'à 60 °C, contrairement au sel de sodium ou de potassium correspondant ^[7].

Sous forme monocristalline, il est transparent dans le domaine des infrarouges lointains. De ce fait, il est souvent utilisé pour les fenêtres des cellules de spectroscopie infrarouge.

Comme les autres fluorures solubles, CsF possède une toxicité modérée ^[8]. Il ne doit pas être mis en contact avec des acides pour éviter la formation d'acide fluorhydrique. Les ions césium Cs⁺ ne sont généralement pas considérés comme toxiques ^[9].

• Portail de la chimie