| Klór-trifluorid
|
![]()
A klór-trifluorid molekulaszerkezete |
A klór-trifluorid kalottamodellje
|
| Szabályos név |
trifluoro-λ3-klorán[1] (szubsztitúciós)
|
| Kémiai azonosítók
|
| CAS-szám |
7790-91-2
|
| PubChem |
24637
|
| ChemSpider |
23039
|
| EINECS-szám |
232-230-4
|
| MeSH |
chlorine+trifluoride
|
| ChEBI |
30123
|
| RTECS szám |
FO2800000
|
|
|
|
|
| InChIKey |
JOHWNGGYGAVMGU-UHFFFAOYSA-N
|
| Gmelin |
1439
|
| Kémiai és fizikai tulajdonságok
|
| Kémiai képlet |
ClF3
|
| Moláris tömeg |
92,45 g/mol
|
| Megjelenés |
színtelen gáz
|
| Szag |
édeskés, szúrós, irritáló[2]
|
| Sűrűség |
4 mg cm−3
|
| Olvadáspont |
−76,34 °C
|
| Forráspont |
11,75 °C
|
| Oldhatóság (vízben) |
hevesen reagál[3]
|
| Oldhatóság |
Hevesen reagál benzollal, toluollal, éterrel, alkohollal, ecetsavval, szelén-tetrafluoriddal, salétromsavval, kénsavval, lúgokkal, hexánnal.[3] CCl4-gyel ütésre érzékeny robbanásveszélyes oldatot képez.
|
| Viszkozitás |
91,82 μPa s
|
| Gőznyomás |
175 kPa
|
| Kristályszerkezet
|
| Molekulaforma |
T-alakú
|
| Termokémia
|
Std. képződési
entalpia ΔfHo298 |
−158,87 kJ mol−1[4]
|
Standard moláris
entrópia So298 |
281,59 J K−1mol−1[4]
|
| Veszélyek
|
| MSDS |
natlex.ilo.ch
|
| EU osztályozás |
oxidálószer (O)
rendkívül mérgező (T+)
környezetre veszélyes (N)
korrozív (C)
|
| NFPA 704 |
|
| R mondatok |
R8, R14, R39/26/27/28, R35, R49, R46, R60, R61
|
| S mondatok |
(S1/2), S17, S30, S38, S45, S53, S60, S61
|
| Rokon vegyületek
|
| Rokon vegyületek |
klór-pentafluorid
klór-monofluorid
bróm-trifluorid
jód-trifluorid
|
| Ha másként nem jelöljük, az adatok az anyag standardállapotára (100 kPa) és 25 °C-os hőmérsékletre vonatkoznak.
|
A klór-trifluorid szervetlen vegyület, két halogén (a fluor és a klór) egymással alkotott vegyülete (interhalogén). Színtelen, mérgező, korrozív és nagyon reakcióképes gáz, a legkülönfélébb anyagokkal reagál. Szobahőmérsékleten nyomás alatt halvány sárgászöld folyadékká kondenzálódik, jellemzően ilyen formában kerül kereskedelmi forgalomba.
A második világháború gyújtóbombáinak egyik alkotója.[5] Elsősorban rakéták hajtóanyagának alkotórészeként, a félvezetőiparban tisztító- és maratószerként,[6][7] a kiégett fűtőelemek újrahasznosításában[8] és más ipari műveletekben[9] használják.
Felfedezése
Elsőként Ruff és Krug számolt be róla 1930-ban, klór fluorozásával állították elő, a reakció során ClF is keletkezett, a keveréket desztillációval választották szét.[10]
- 3 F2 + Cl2 → 2 ClF3
Tulajdonságai
Szobahőmérsékleten a ClF3 színtelen gáz (forráspontja 11,75 °C), egyesek szerint édeskés, de fullasztó. Már 0,1 ppm hígításban is mérgező[forrás?], a bőrre maró hatású, gőzei megtámadják az orr, a torok és a szem nyálkahártyáját. A szemekben maradandó károsodást okoz, a bőrön égési sebeket, fekélyeket hoz létre. Különösen alattomos tulajdonsága, hogy a fájdalom nem azonnal jelentkezik.[forrás?] A fenti hatások azzal magyarázhatók, hogy a levegő vízgőztartalma hidrolizálja és így HF és ClO2 keletkezik.[forrás?]
Előállítása
Előállítása fluor és klór elegyének melegítésével 280 °C-on egy korrózióálló, nikkelből (vagy Ni-Cu 67%-30% ötvözetből) készült edényben történik.
Cl2 + 3 F2 = 2 ClF3
Reakciói
Szinte minden anyaggal képes reakcióba lépni. Kitűnő fluorozó szer, robbanásszerűen reagál vízzel, lángra lobbantja a fémpor alakban levő platinafémeket, nemfémes- és szerves anyagokat, meggyújtja a ruhát, a fát, a hajat, még az azbesztet is. A xenonnal és a radonnal is reagál: fluorid keletkezik.
Számos fémmel kloridok és fluoridok keletkezése közben reagál, foszforral reagálva foszfor-trikloridot (PCl3) és foszfor-pentafluoridot (PF5), míg kénnel kén-dikloridot (SCl2) és kén-tetrafluoridot (SF4) képez. Vízzel is robbanásszerű hevességgel reagál, a vizet oxigénné vagy oxigén-difluoriddá (OF2), valamint hidrogén-fluoriddá és hidrogén-kloriddá oxidálja. A fém-oxidokkal fém-halogenideket és oxigént vagy oxigén-difluoridot képez. Csak a fent említett ellenálló fémedényekben tárolható.
- ClF3 + 2H2O → 3HF + HCl + O2
- ClF3 + H2O → HF + HCl + OF2
A ClF3 fő felhasználását az urán-hexafluorid (UF6) gyártása jelenti, mely a nukleáris fűtőanyagok feldolgozásának és újrafeldolgozásának fontos lépése:
- U + 3 ClF3 → UF6 + 3 ClF
Szerkezete
A ClF3 molekulája nem síkháromszöges, hanem közelítőleg T alakú. Az egyik kötés valamivel rövidebb (159,8 pm), mint a másik kettő (169,8 pm).[11] Ez a szerkezet összhangban van a vegyértékelektronpár-taszítási elmélet által jósolttal, mely szerint a klóratomnak mindössze 3 elektronja vesz részt kötésben (3 F atommal), így marad még 2 nagy térigényű nemkötő elektronpár. Emiatt a molekula AB3E2 típusú és a lehető legszimmetrikusabb elrendezés a T alak. Ezt a T alakot picit torzítja a nemkötő elektronpárok taszítása, így az ideális 90° helyett a kötésszög 87,5°. A megnyúlt Cl−F axiális kötés összhangban van a kötés hipervalens voltával.
Felhasználása
Gyújtó hatását a második világháborús bombákban is felhasználták. Rendkívül exoterm a reakciója hidrazinnal, ezért már az 1950-es évektől használták rakéták hajtóanyagént. A reakció során nagy mennyiségű gáz keletkezik.[5]
3 N2H4 + 4 ClF3 = 3 N2 + 12 HF + 2 Cl2
A nukleáris reaktorok kiégett fűtőelemei uránt, plutóniumot, jódizotópot és lantanoidákat tartalmaznak. A ClF3 50-80 °C-on reakcióba lép ezekkel az anyagokkal. A reakciók eredményeképpen illékony UF6 (urán-hexafluorid) keletkezik.
U + 3 ClF3 = UF6 + 3 ClF
A keletkező PuF4 és a lantanoidák fluoridjai nem illékonyak, ezért könnyen elválaszthatók az UF6-tól. Így az urán újrahasznosítható.[5]
Az utóbbi évtizedekben a félvezetőipar nagyot növekedett. A félvezető gyártásban alkalmazott eszközök legjobb tisztítóanyaga a klór-trifluorid, mert nem igényel plazma aktivációt. Reakciókészsége miatt nem üvegházgáz, és nem károsítja az ózonpajzsot.[5]
Katonai alkalmazások
Nem sokkal a II. világháború kezdete előtt a nemzetiszocialista Német Birodalomban N-stoff („N-anyag”) kódnévvel a Kaiser Wilhelm Institute vizsgálta lehetséges katonai felhasználását. A Maginot-vonal erődítményeinek makettjét felhasználva úgy találták, hogy hatásos kombinált gyújtófegyver és harci gáz. 1938-ban kezdtek el építeni egy részben bunkerekben, részben föld alatt elhelyezkedő 31,76 km2-os hadiipari komplexumot Falkenhagen mellett, ahol havonta 50 tonna N-stoff előállítását, valamint szarin gyártását is tervezték. 1944-ig azonban, amikor az előretörő Vörös Hadsereg elfoglalta a területet, csak 30–50 tonnát állítottak elő, kilogrammonként több mint 100 birodalmi márka költséggel. Az N-stoffot sosem használták háborúban.[12]
Jegyzetek
- ↑ Chlorine trifluoride - Compound Summary. PubChem Compound. National Center for Biotechnology Information, 2004. szeptember 16. (Hozzáférés: 2011. október 9.)
- ↑ ClF3/Hydrazine at the Encyclopedia Astronautica.
- ↑ a b Chlorine fluoride (ClF3) Archiválva 2013. október 29-i dátummal a Wayback Machine-ben at Guidechem Chemical Network
- ↑ a b Chlorine trifluoride. NIST Chemistry WebBook. National Institute of Standards and Technology. (Hozzáférés: 2011. október 9.)
- ↑ a b c d http://www.vilaglex.hu/Kemia/Html/KlorTrif.htm
- ↑ Hitoshi Habuka, Takahiro Sukenobu, Hideyuki Koda, Takashi Takeuchi, and Masahiko Aihara (2004). „Silicon Etch Rate Using Chlorine Trifluoride”. Journal of the Electrochemical Society 151 (11), G783–G787. o. DOI:10.1149/1.1806391.
- ↑ United States Patent 5849092 "Process for chlorine trifluoride chamber cleaning". [2007. szeptember 26-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2007. szeptember 26.)
- ↑ Board on Environmental Studies and Toxicology, (BEST). Acute Exposure Guideline Levels for Selected Airborne Chemicals: Volume 5 (citation at the National Academies Press). Washington D.C.: National Academies Press, 40. o. (2006). ISBN 0-309-10358-4
- ↑ United States Patent 6034016 "Method for regenerating halogenated Lewis acid catalysts". [2007. szeptember 26-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2007. szeptember 26.)
- ↑ Otto Ruff, H. Krug (1930). „Über ein neues Chlorfluorid-CIF3”. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie 190 (1), 270–276. o. DOI:10.1002/zaac.19301900127.
- ↑ (1953) „The Microwave Spectrum and Structure of Chlorine Trifluoride”. The Journal of Chemical Physics 21 (4), 609–614. o. DOI:10.1063/1.1698976.
- ↑ "Bunker Tours" report on Falkenhagen
Források
- N. N. Greenwood – A. Earnshaw: Az elemek kémiája. Nemzeti Tankönyvkiadó, 2004., 1126–1130. oldal. ISBN 963-19-5255-X
Fordítás
Ez a szócikk részben vagy egészben a Chlorine trifluoride című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.
