Přeskočit na obsah

Polyhalogenové ionty

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie

Polyhalogenové ionty jsou skupinou vícejaderných kationtů a aniontů obsahujících pouze halogenové ionty. Polyhalogenové ionty lze rozdělit do dvou tříd: na isopolyhalogenové ionty, které obsahují pouze jeden typ halogenu a na heteropolyhalogenové ionty, součástí kterých je více typů halogenů.

Bylo objeveno mnoho polyhalogenových iontů, jejichž soli byly izolovány v pevném stavu a byla charakterizována jejich struktura. Následující tabulky shrnují některé známé polyhalogenové ionty:[1][2][3][4][5][6]

Isopolyhalogenové kationty
počet atomů v kationtu kationty
2 [Cl2]+[pozn. 1], [Br2]+, [I2]+
3 [Cl3]+, [Br3]+, [I3]+
4 [Cl4]+, [I4]2+
5 [Br5]+, [I5]+
7 [I7]+[pozn. 2]
více [I15]3+
Heteropolyhalogenové kationty
počet atomů v kationtu kationty
3 [ClF2]+, [Cl2F]+, [BrF2]+, [IF2]+, [ICl2]+, [IBrCl]+, [IBr2]+, [I2Cl]+, [I2Br]+
5 [ClF4]+, [BrF4]+, [IF4]+, [I3Cl2]+
7 [ClF6]+, [BrF6]+, [IF6]+
Isopolyhalogenové anionty
počet atomů v aniontu anionty
3 [Cl3], [Br3], [I3]
4 [Br4]2−, [I4]2−
5 [I5]
7 [I7]
8 [Br8]2−, [I8]2−
více [I9], [I10]2−, [I10]4−, [I11], [I12]2−, [I13]3−, [I16]2−, [I22]4−, [I26]3−, [I26]4−, [I28]4−, [I29]3−
Heteropolyhalogenové anionty
počet atomů v aniontu anionty
3 [ClF2], [BrF2], [BrCl2], [IF2], [ICl2], [IBrF], [IBrCl], [IBr2], [I2Cl], [I2Br], [AtBrCl], [AtBr2], [AtICl], [AtIBr], [AtI2]
5 [ClF4], [BrF4], [IF4], [ICl3F], [ICl4], [IBrCl3], [I2Cl3], [I2BrCl2], [I2Br2Cl], [I2Br3], [I4Cl], [I4Br]
6 [IF5]2−
7 [ClF6], [BrF6], [IF6], [I3Br4]
9 [IF8]
Struktura některých isopolyhalogenových kationtů
Struktura polyhalogenových iontů [BrF2]+, [ClF2]+, [ICl2]+ v jejich pevných [SbF6] solích.
Struktura [I3Cl2]+ v pevném skupenství v [I3Cl2]+[AsCl6].
Struktura dimeru [I2F12]2− přítomném v [Me4N]+[IF6].

Většina strukturních údajů o polyhalogenových iontech bylo zjištěno pomocí infračervené spektroskopie, ramanovy spektroskopie a rentgenové krystalografie. Polyhalogenové ionty mají vždy nejtěžší a nejméně elektronegativní iont jako centrální atom, což způsobuje v některých případech nesymetričnost iontu. Například [Cl2F]+ má strukturu [Cl−Cl−F]+ nikoli [Cl−F−Cl]+.

Obecně jsou struktury heteropolyhalogenových iontů a nižších isopolyhalogenových iontů v souladu s teorií VSEPR. Avšak existují výjimečné případy například, když je centrální atom těžký a má sedm osamocených párů, jako [BrF6] a [IF6], které mají pravidelné oktaedrické uspořádání fluoridových ligandů, na rozdíl od nepravidelného, kvůli přítomnosti stereochemicky inertních osamocených párů. V strukturách v pevném skupenství bylo zjištěno více odchylek od ideálního modelu VSEPR, kvůli silným interakcím mezi kationtem a aniontem, což také komplikuje interpretaci dat z vibrační spektroskopie. Ve všech známých strukturách solí polyhalogenových aniontů mají anionty blízký kontakt s kationty díky halogenovým můstkům.[4] Například v pevném skupenství není [IF6] pravidelně oktaedrický, protože struktura [(CH3)4N]+[IF6] v pevném stavu odhaluje volně vázané dimery [I2F11]2−. Významnou interakci mezi kationty a anionty lze také najit v [BrF2]+[SbF6], [ClF2]+[SbF6] a [BrF4]+[Sb6F11].[2]

Obecné struktury vybraných heteropolyhalogenových iontů
Tvar Ionty
lineární [ClF2], [BrF2], [BrCl2], [IF2], [ICl2], [IBr2], [I2Cl], [I2Br]
lomená [ClF2]+, [Cl2F]+, [BrF2]+, [IF2]+, [ICl2]+, [I2Cl]+, [IBr2]+, [I2Br]+, [IBrCl]+
čtverec [ClF4], [BrF4], [IF4], [ICl4]
houpačka [ClF4]+, [BrF4]+, [IF4]+
pětiúhelník [IF5]2−[pozn. 3]
oktaedr [ClF6]+, [BrF6]+, [IF6]+, [ClF6][pozn. 4], [BrF6], [IF6]
tetragonální antiprizma [IF8]

Ionty [I3Cl2]+ a [I3Br2]+ mají strukturu typu trans-Z, analogickou ke struktuře [I5]+.

Struktura [BrF4]+ v pevném stavu v [BrF4]+[Sb2F11].
14členné kruhové pole atomů jódu v [([16]anS4)PdIPd([16]anS4)][I11]

Vyšší polyjodidy

[editovat | editovat zdroj]
Podrobnější informace naleznete v článku Polyjodidy.

Polyjodidové ionty mají mnohem komplikovanější strukturu. Jednotlivé polyjodidy mají většinou lineární sekvence atomů a iontů jodu, které lze popsat asociací mezi jednotkami I2, I and [I3], které odráží původ polyjodidu. V pevném skupenství mohou polyjodidy vzájemně interagovat a vytvářet řetězce, kruhy nebo komplikované dvourozměrné a trojrozměrné sítě.

Vazby v polyhalogenových iontech využívají převážně p-orbitaly. Významná účast d-orbitalů ve vazbě je nepravděpodobná, protože by bylo potřeba mnoho propagační energie, zatímco v iontech obsahujících jod se očekává malá účast s-orbitalu, kvůli efektu inertního páru, což naznačují data z Mössbauerovy spektroskopie. Žádný vazebný model však dosud nebyl schopen reprodukovat tak široký rozsah délek a úhlů vazeb, který byl dosud pozorován.[3]

Jak lze předpokládat ze skutečnosti, že při ionizaci X2 na [X2]+ je z antivazebného orbitalu odebrán elektron, pořadí a síla vazby v [X2]+ se zvýší ,a proto jsou meziatomové vzdálenosti v iontu menší než v X2.

Lineární nebo téměř lineární trojatomové polyhalogenidy mají slabší a delší vazby ve srovnání s dvouatomárními interhalogenidy nebo halogenidy, což odpovídá dodatečnému odpuzování mezi atomy při přidání halogenidového iontu k neutrální molekule. Existuje i další model zahrnující použití rezonanční teorie, například [ICl2] lze považovat za rezonanční hybrid následujících kánonických forem:

Důkazem podporujícím tuto teorii jsou délky vazeb (255 pm v [ICl2] a 232 pm v ICl(g)) a vlnové délky protahování vazeb (267 a 222 cm−1 pro symetrické a asymetrické protahování v [ICl2] oproti 384 cm−1 v ICl), což naznačuje řád vazeb přibližně 0,5 pro každou vazbu I-Cl v [ICl2], což je v souladu s interpretací pomocí rezonanční teorie. Podobně lze interpretovat i další trojatomové ionty [XY2].[2]

Přestože mají redukované uspořádání vazeb, jsou všechny tři atomy halogenů pevně vázány. Vazba F-F v trifluoridu s vazebným řádem 0,5 má sílu 30 kcal/mol, což je jen o 8 kcal/mol méně než u vazby F-F v difluoridu, jehož vazebný řád je 1.[7]

Příprava

[editovat | editovat zdroj]

Na přípravu polyhalogenových iontů lze pohlížet jako na samodisociaci původních interhalogenů nebo halogenů:

  • 2 XYn ⇌ [XYn−1]+ + [XYn+1]
  • 3 X2 ⇌ [X3]+ + [X3]
  • 4 X2 ⇌ [X5]+ + [X3]
  • 5 X2 ⇌ 2 [X2]+ + 2 [X3]

Polyhalogenové kationty

[editovat | editovat zdroj]

Obecně existují dvě strategie pro přípravu polyhalogenových kationtů:

  • Reakcí vhodného interhalogenu s Lewisovou kyselinou (jako například halogenidy boru, hliníku, fosforu, arsenu, nebo antimonu) buď v inertním nebo oxidačním rozpouštědle (jako například bezvodý fluorovodík) nebo i bez rozpouštědla, za vzniku polyhalogenového kationtu:
XYn + MYm → [XYn−1]+ + [MYm+1]
  • Oxidativním procesem, ve kterém halogen nebo interhalogen reaguje s oxidačním činidlem nebo Lewisovou kyselinou za vzniku kationtu:
Cl2 + ClF + AsF5 → [Cl3]+[AsF6]
  • V některých případech Lewisova kyselina (akceptor fluoridů) funguje jako oxidační činidlo:
3 I2 + 3 SbF5 → 2 [I3]+[SbF6] + SbF3

První metoda se obvykle používá pro přípravu heteropolyhalogenových kationtů, druhá je použitelná pro obě metody. Oxidativní proces he užitečný k přípravě kationtů [IBr2]+, [ClF6]+, [BrF6]+, protože jejich mateřské interhalogeny IBr3, ClF7 a BrF7 nebyly nikdy izolovány:

Br2 + IOSO2F → [IBr2]+[SO3F]
2 ClF5 + 2 PtF6 → [ClF6]+[PtF6] + [ClF4]+[PtF6]
BrF5 + [KrF]+[AsF6] → [BrF6]+[AsF6] + Kr

Příprava některých polyhalogenových kationtů je shrnuta v tabulce níže:[1][2][3][4]

Syntéza některých polyhalogenových kationtů
Kationt Chemická rovnice Další podmínky
[Cl2]+ (jako [Cl2O2]+) Cl2 + [O2]+[SbF6] → [Cl2O2]+[SbF6] v bezvodém fluorovodíku při nízkých teplotách
[Br2]+ Br2 (v BrSO3F) + 3 SbF5 → [Br2]+[Sb3F16] (nevyčíslená) při pokojové teplotě
[I2]+ 2 I2 + S2O6F2 → 2 [I2]+[SO3F] v kyselině fluorosírové
[Cl3]+ Cl2 + ClF + AsF5 → [Cl3]+[AsF6] při teplotě −78 °C (195 K)
[Br3]+ 3 Br2 + 2 [O2]+[AsF6] → 2 [Br3]+[AsF6] + 2 O2
[I3]+ 3 I2 + S2O6F2 → 2 [I3]+[SO3F]
[Cl4]+ 2 Cl2 + IrF6 → [Cl4]+[IrF6] v bezvodém fluorovodíku při teplotách pod −80 °C (193 K)
[I4]2+ 2 I2 + 3 AsF5 → [I4]2+[AsF6]−2 + AsF3 v kapalném oxidu siřičitém
[Br5]+ 8 Br2 + 3 [XeF]+[AsF6] → 3 [Br5]+[AsF6] + 3 Xe + BrF3
[I5]+ 2 I2 + ICl + AlCl3 → [I5]+[AlCl4]
[I7]+ 7 I2 + S2O6F2 → 2 I7SO3F
[ClF2]+ ClF3 + AsF5 → [ClF2]+[AsF6]
[Cl2F]+ 2 ClF + AsF5 → [Cl2F]+[AsF6] při teplotách pod −76 °C (197 K)
[BrF2]+ 5 BrF3 + 2 Au → 3 BrF + 2 [BrF2]+[AuF4] s přebytkem fluoridu bromitého
[IF2]+ IF3 + AsF5 → [IF2]+[AsF6]
[ICl2]+ ICl3 + SbCl5 → [ICl2]+[SbCl6]
[IBr2]+ Br2 + IOSO2F → [IBr2]+[SO3F]
[ClF4]+ ClF5 + SbF5 → [ClF4]+[SbF6]
[BrF4]+ BrF5 + AsF5 → [BrF4]+[AsF6]
[IF4]+ IF5 + 2 SbF5 → [IF4]+[Sb2F11]
[ClF6]+ Cs2[NiF6][pozn. 5] + 5 AsF5 + ClF5 → [ClF6]+[AsF6] + Ni[AsF6]2 + 2 Cs[AsF6]
[BrF6]+ [KrF]+[AsF6] + BrF5 → [BrF6]+[AsF6] + Kr
[IF6]+ IF7 + BrF3 → [IF6]+[BrF4][pozn. 6]

Polyhalogenové anionty

[editovat | editovat zdroj]

Pro přípravu polyhalogenových aniontů existují také dvě hlavní strategie:

  • Reakcí interhalogenu nebo halogenů s Lewisovou kyselinou, nejčastěji fluoridem
[(CH3CH2)4N]+Y + XYn → [(CH3CH2)4N]+[XYn+1]
X2 + X → [X3]
  • Oxidací jednoduchých halogenidů:
KI + Cl2 → K+[ICl2]

Příprava některých polyhalogenových aniontů je shrnuta v tabulce níže:[1][2][3][4]

Syntéza některých polyhalogenových aniontů
Aniont Chemická rovnice Další podmínky
[Cl3], [Br3], [I3] X2 + X → [X3] (X = Cl, Br, I)
[Br3] Br2 + [(CH3CH2CH2CH2)4N]+Br → [(CH3CH2CH2CH2)4N]+[Br3] V 1,2-dichlorethanu nebo kapalném oxidu siřičitém. [Br3] neexistuje v roztocích a vzniká pouze když sůl krystalizuje.
[Br5] 2 Br2 + [(CH3CH2CH2CH2)4N]+Br → [(CH3CH2CH2CH2)4N]+[Br5] V 1,2-dichlorethanu nebo kapalném oxidu siřičitém s přebytkem bromu.
[ClF2] ClF + CsF → Cs+[ClF2]
[BrCl2][8] Br2 + Cl2 + 2 CsCl → 2 Cs+[BrCl2]
[ICl2][8] KI + Cl2 → K+[ICl2]
[IBr2][8] CsI + Br2 → Cs+[IBr2]
[AtBr2], [AtICl], [AtIBr], [AtI2] AtY + X → [AtXY] (X = I, Br, Cl; Y = I, Br)
[ClF4] NOF + ClF3 → [NO]+[ClF4]
[BrF4] 6 KCl + 8 BrF3 → 6 K+[BrF4] + 3 Cl2 + Br2 S přebytkem fluoridu bromitého.
[IF4] 2 XeF2 + [(CH3)4N]+I → [(CH3)4N]+[IF4] + 2 Xe Reaktanty byly smíchány při −31 °C (242 K) a poté zahřáty na 24,85 °C (298 K), aby reakce pokračovala.
[ICl4][8] KI + ICl3 → K+[ICl4]
[IF5]2− IF3 + 2 [(CH3)4N]+F → [(CH3)4N+]2[IF5]2−
[IF6] IF5 + CsF → Cs+[IF6]
[I3Br4] [Ph4P]+Br + 3 IBr → [Ph4P]+[I3Br4]
[IF8] IF7 + [(CH3)4N]+F → [(CH3)4N]+[IF8] V acetonitrilu.

Vyšší polyjodidy vznikají při krystalizaci roztoků o různé koncentrace I a I2. Například monohydrát K+[I3] krystalizuje po ochlazení nasyceného roztoku obsahujícího příslušné množství I2 a KI.[8]

Vlastnosti

[editovat | editovat zdroj]

Obecně platí, že velký kationt nebo aniont, proti (jako Cs+ nebo [SbF6]−) může pomoct stabilizovat polyhalogenové ionty v pevném stavu.

Polyhalogenové kationty jsou silná oxidační činidla, jak naznačuje skutečnost, že je lze připravit pouze v oxidativních kapalinách jako rozpouštědlech, jako oleum. Nejvíce oxidační a nejvíce nestabilní jsou kationty [X2]+ a [XF6]+ (X = Cl, Br), následované [X3]+ a [IF6]+.

Soli [X2]+ (X = Br, I) jsou termodynamicky poměrně stabilní. Avšak jejich stabilita záleží na superkyselinových rozpouštědlech. Například [I2]+ je stabilní v kyselině fluoroantimoničné (HF s 0,2 N SbF5, H0 = −20,65), avšak disproporcionuje na [I3]+, [I5]+ a I2, když jsou přidány slabší fluoridové akceptory jako NbF5, TaF5 nebo NaF na rozdíl od SbF5.[4]

14 [I2]+ + 5 F → 9 [I3]+ + IF5

Z polyhalogenových aniontů se stejným kationtem jsou více stabilní ty, jejichž centrální halogen je těžší, symetrické ionty jsou také více stabilní než asymetrické, proto stabilita aniontů se snižuje v pořadí:

[I3] → [IBr2] → [ICl2] > [I2Br] > [Br3] > [BrCl2] > [Br2Cl]

Heteropolyhalogenové ionty s koordinačním číslem vyšším nebo rovným čtyřem mohou pouze existovat s fluoridovými ligandy.

Většina polyhalogenových iontů je intenzivně zbarvena a jejich barva se prohlubuje s rostoucí atomovou hmotností prvků, které je tvoří. Známy komplex škrobu a jodu má sytě modrou barvu díky lineárním iontům[I5], které jsou přítomny ve šroubovici amylózy.[4] Některé barvy běžných polyhalogenových iontů jsou uvedeny níže:[3]

  • fluorkationty bývají bezbarvé nebo světle žluté, ostatní heteropolyhalogenové ionty jsou oranžové, červené nebo tmavě fialové[4]
  • sloučeniny [ICl2]+ jsou vínově červené až jasně oranžové, zatímco sloučeniny [I2Cl]+ jsou tmavě hnědé až purpurově černé
  • [Cl3]+ je žlutý
  • [Cl4]+ je modrý
  • [Br2]+ je třešňově červený
  • [Br3]+ je hnědý
  • [Br5]+ je tmavě hnědý
  • [I2]+ je jasně modrý
  • [I3]+ je tmavě hnědý až černý
  • [I4]2+ je červený až hnědý
  • [I5]+ je zelený až černý, sůl [I5]+[AlCl4] existuje jako zelenočerné jehličky, ale v tenkých řezech se jeví jako hnědočervený
  • [I7]+ je černý, pokud byla jeho existence ve sloučenině [I7]+[SO3F] prokázána
  • [I15]3+ je černý[5]
  • [ICl2] je šarlatově červený
  • [ICl4] je zlatožlutý
  • polyjodidy mají velmi tmavé barvy, buď tmavě hnědé nebo tmavě modré

Chemické vlastnosti

[editovat | editovat zdroj]

Heteropolyhalogenové kationty jsou výbušné reaktivní oxidanty a kationty mají většinou vyšší reaktivitu než jejich mateřské interhalogeny a rozkládají se reduktivně. Jak lze očekávat z nejvyššího oxidačního čísla +7 v [ClF6]+, [BrF6]+ a [IF6]+, jsou tyto látky extrémně silnými oxidačními činidly, což dokazují níže uvedené reakce:

2 O2 + 2 [BrF6]+[AsF6] → 2 [O2]+[AsF6] + 2 BrF5 + F2
Rn + [IF6]+[SbF6] → [RnF]+[SbF6] + IF5

Polyhalogenové kationty s nižšími oxidačními stavy mají tendenci disproporcionovat. Například [Cl2F]+ je v roztoku nestabilní a ve směsi HF/SbF5 zcela disproporcionuje i při −76 °C (197 K):

2 [Cl2F]+ → [ClF2]+ + [Cl3]+

[I2]+ se vratně dimeruje při teplotě −80 °C (193 K), což se projevuje tím, že modrá barva paramagnetického [I2]+ se dramaticky mění na červenohnědou barvu diamagnetického [I2]+ a při ochlazení roztoku na teplotu pod −80 °C dojde k poklesu magnetické susceptibility a elektrické vodivosti:[2]

2 [I2]+ ⇌ [I4]2+

Dimerizaci lze přičíst překrýváním polovyplněných π* orbitalů ve dvou [I2]+.

[Cl4]+ v [Cl4]+[IrF6] je strukturně analogický k [I4]2+, ale rozkládá se při −74 °C (195 K) za vzniku Cl2 a soli [Cl3]+ na rozdíl od [Cl2]+.[2]

Pokusy připravit ClF7 a BrF7 fluorací [ClF6]+ a [BrF6]+ za použití fluoridu nitrosylu nebyly úspěšné, kvůli tomu že se dějí následující reakce:

[ClF6]+[PtF6] + NOF → [NO]+[PtF6] + ClF5 + F2
[BrF6]+[AsF6] + 2 NOF → [NO]+[AsF6] + [NO]+[BrF6] + F2

Anionty jsou ve srovnání s kationty méně reaktivní a obecně jsou slabšími oxidanty než jejich mateřské interhalogeny. Jsou méně reaktivní vůči organickým sloučeninám a některé soli mají vysokou termální stabilitu. Soli obsahující polyhalogenové anionty typu M+[XmYnZp], kde m + n + p = {3, 5, 7, 9...} mají tendencí disociovat na jednoduché monohalogenidové soli mezi M+ a nejvíce elektronegativním halogenem, takže monohalogenid má nejvyšší energii mřížky. Interhalogen většinou vzniká jako další produkt. Sůl [(CH3)4N]+[ClF4] se rozkládá při cca 100 °C, a soli [ClF6] jsou termálně nestabilní a mohou explodovat dokonce při −31 °C.[4]

  1. [Cl2]+ může existovat pouze jako [Cl2O2]2+ při nízkých teplotách, což je donor-akceptorový komplex z O2 na [Cl2]+. Volný [Cl2]+ je znám pouze z jeho elektronického pásmového spektra získaného v nízkotlaké výbojce.
  2. Existence [I7]+ je možná, ale stále nejistá.
  3. [IF5]2− je jedním ze dvou známých molekul typu XYn o kterých je známá vzácná pětiúhelníková rovinná geometrie. Druhou molekulou je [XeF5].
  4. Struktura [ClF6] má tvar deformovaného oktaedru, protože stereochemický efekt inertního páru není u atomu chloru významný.
  5. V této reakci je aktivní oxidační látkou [NiF3]+, která tvoří in situ systém Cs2[NiF6]/AsF5/HF. Je to silnější oxidační a fluorační činidlo než PtF6.
  6. Podle reference z knihy Chemistry of Interhalogen Compounds ISBN 978-81-8356-243-0 odkaz na knihy google neexistuje žádná interhalogenová sloučenina, která obsahuje tři nebo více různých halogenů. Avšak produkt této reakce je interhalogenová sloučenina skládající se z tří různých halogenů.

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Polyhalogen ions na anglické Wikipedii.

  1. a b c Encyclopedia of Inorganic Chemistry. Příprava vydání R. Bruce King, Robert H. Crabtree, Charles M. Lukehart, David A. Atwood, Robert A. Scott. 1. vyd. [s.l.]: Wiley Dostupné online. ISBN 978-0-470-86078-6, ISBN 978-0-470-86210-0. DOI 10.1002/0470862106. S. 747. (anglicky) 
  2. a b c d e f g HOUSECROFT, Catherine E.; SHARPE, A. G. Inorganic Chemistry. [s.l.]: Pearson Prentice Hall 1140 s. Dostupné online. ISBN 978-0-13-175553-6. Kapitola Chapter 17: The group 17 elements, s. 547. (anglicky) 
  3. a b c d e GREENWOOD. Chemistry of the Elements. [s.l.]: Elsevier Science & Technology Books book s. Dostupné online. ISBN 978-0-08-037941-8. S. 835. (anglicky) 
  4. a b c d e f g h COTTON, F. Albert; WILKINSON, Geoffrey; MURILLO, Carlos A. Advanced Inorganic Chemistry. [s.l.]: John Wiley & Sons 1380 s. Dostupné online. ISBN 978-0-471-19957-1. (anglicky) 
  5. a b WIBERG, Egon; WIBERG, Nils. Inorganic Chemistry. [s.l.]: Academic Press 1958 s. Dostupné online. ISBN 978-0-12-352651-9. S. 419–420. (anglicky) 
  6. SONNENBERG, Karsten; MANN, Lisa; REDEKER, Frenio A. Polyhalogen and Polyinterhalogen Anions from Fluorine to Iodine. Angewandte Chemie International Edition. 2020-03-27, roč. 59, čís. 14, s. 5464–5493. Dostupné online [cit. 2023-11-28]. ISSN 1433-7851. DOI 10.1002/anie.201903197. (anglicky) 
  7. BRAÏDA, Benoît; HIBERTY, Philippe C. What Makes the Trifluoride Anion F 3 - So Special? A Breathing-Orbital Valence Bond ab Initio Study. Journal of the American Chemical Society. 2004-11-01, roč. 126, čís. 45, s. 14890–14898. Dostupné online [cit. 2023-12-02]. ISSN 0002-7863. DOI 10.1021/ja046443a. (anglicky) 
  8. a b c d e BRAUER, Georg. Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. ScienceDirect. 1963, s. 294–298. Dostupné online [cit. 2023-12-02]. DOI 10.1016/b978-0-12-395590-6.x5001-7. 

Související články

[editovat | editovat zdroj]