Chloortrifluoride

Chloortrifluoride
Structuurformule en molecuulmodel
	Structuurformule van chloortrifluoride
	Molecuulmodel van chloortrifluoride
Algemeen
Molecuulformule	ClF3
IUPAC-naam	chloortrifluoride
Molmassa	92,45 g/mol
SMILES	FCl(F)F
InChI	1S/ClF3/c2-1(3)4
CAS-nummer	7790-91-2
Wikidata	Q411305
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
H-zinnen	H330 - H270 - H314 - H280
EUH-zinnen	EUH071
P-zinnen	P260 - P280-P244-P220- P304+P340 - P303+P361+P353- P305+P351+P338-P370+P376- P405-P403
Omgang	Niet inademen, contact en blootstelling vermijden.
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand	gasvormig
Kleur	kleurloos
Smeltpunt	−76,3 °C
Kookpunt	11,75 °C
Thermodynamische eigenschappen
ΔfHog	−164,60 kJ/mol
ΔfHol	−189,5 kJ/mol
Sog, 1 bar	282,15 J/mol·K
Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal	Scheikunde

Chloortrifluoride is een interhalogeenverbinding met als brutoformule ClF₃. Dit kleurloze, giftige, corrosieve en uiterst reactieve gas condenseert tot een lichtgeelgroene vloeistof. Het is in de laatste vorm dat de verbinding meestal verhandeld wordt (onder druk bij kamertemperatuur).

De verbinding is vooral van belang als de oxiderende component van raketbrandstof en als een industrieel schoonmaak- en etsmiddel in de halfgeleiderindustrie,^[1]^[2] de verwerking van kernbrandstoffen^[3] en andere industriële toepassingen.^[4]

Synthese bewerken

De stof werd voor het eerst vermeld door Ruff en Krug die het bereidden door de fluoridisering van chloor. Deze reactie geeft ook chloormonofluoride (ClF) als bijproduct. Het mengsel werd gescheiden door middel van destillatie.^[5]

{\ce {3F2 + Cl2 -> 2ClF3}}

Structuur en eigenschappen bewerken

Chloortrifluoride heeft bij benadering de vorm van een T. Deze structuur wordt voorspeld door de VSEPR-theorie. Er zijn naast de drie fluoratomen nog twee vrije elektronenparen. De vijf ladingsgebieden rond het centrale atoom vormen een trigonale bipiramide. De verbinding is hypervalent in de zin dat er meer valentie-elektronen te vinden zijn rond chloor, dan de verwachte acht elektronen bij een edelgasconfiguratie. De vrij lange axiale Cl-F-bindingen passen ook in dat beeld.

Zuiver chloortrifluoride is stabiel tot 180 °C in glas, maar bij hogere temperaturen ontleedt het via een radicaalmechanisme in chloor- en fluorradicalen. Chloortrifluoride wordt vooral gebruikt om uraniumhexafluoride (UF₆) te bereiden, als onderdeel van de bereiding van atomaire reactorbrandstoffen:

{\ce {3ClF3 + U -> UF6 + 3ClF}}

Gevaren bewerken

Chloortrifluoride is een zeer sterke oxidator en werkt sterk fluoridiserend. De stof reageert uiterst reactief met de meeste anorganische en organische verbindingen. Contact ermee leidt tot spontane ontbranding van veel stoffen. Zulke reacties zijn vaak heftig (exotherm) en leiden in sommige gevallen zelfs tot ontploffingen. Met een aantal metalen worden chloriden en fluoriden gevormd. Fosfor geeft fosfortrichloride (PCl₃) en fosforpentafluoride (PF₅), zwavel geeft zwaveldichloride (SCl₂) en zwaveltetrafluoride (SF₄).

Chloortrifluoride reageert ook heftig met water: onder hydrolyse vormt het een aantal stoffen, waaronder waterstoffluoride. Waterstofsulfide (H₂S) reageert explosief wanneer het bij kamertemperatuur gemengd wordt met ClF₃.

De stof heeft een oxiderend vermogen dat dat van zuurstofgas overtreft en dit zorgt voor corrosie van vele materialen die gewoonlijk als onbrandbaar beschouwd worden. In een industrieel ongeval vrat een gemorste hoeveelheid van 900 kilogram chloortrifluoride zich door 30 cm beton en de laag van 90 cm grind die zich daaronder bevond.^[6] Alle werktuigen die met de stof in aanraking kunnen komen moeten zorgvuldig gekozen worden en na blootstelling even zorgvuldig schoongemaakt worden, omdat besmetting ermee tot ernstige brandwonden kan leiden bij aanraking.

Blootstelling aan aanzienlijke hoeveelheden chloortrifluoride is namelijk in staat om biologisch weefsel tot ontbranding te brengen. De hydrolysereactie met het vochtrijke weefsel is heftig en veroorzaakt brandwonden. Bovendien is het reactieproduct, waaronder waterstoffluoride, ook gevaarlijk voor het weefsel. Waterstoffluoride wordt door de huid heen opgenomen en valt selectief het botweefsel aan. Het remt ook de pijnprikkel in de zenuwen en kan een dodelijke vergiftiging veroorzaken.

Toepassing als chemisch wapen bewerken

Onder de code N-stoff is chloortrifluoride vóór uitbreken van de Tweede Wereldoorlog onderzocht als strijdgas door de nazi's. Het is echter nooit ingezet omdat de productie te duur was (ongeveer 100 Reichsmark per kilogram)^[bron?] en omdat het zó gevaarlijk was (als wapen) dat ermee omgaan gewoon al levensgevaarlijk was zonder de huidige beschermende technologiën.

Raketvoortdrijving bewerken

Chloortrifluoride is onderzocht als een oxidatorcomponent voor de voortdrijving van raketten. De stof bleek te moeilijk om mee om te gaan. John D. Clark vatte de moeilijkheden als volgt samen:^[7]^[8]

It is - of course - extremely toxic, but that's the least of the problem. It is hypergolic with every known fuel, and so rapidly hypergolic that no ignition delay has ever been measured. It is also hypergolic with such things as cloth, wood, and test engineers, not to mention asbestos, sand, and water—with which it reacts explosively.

Vertaling:^[9]^[10]^[11]^[12]^[13]^[14]^[15]

Het is - uiteraard - uiterst giftig, maar dat is het minst ernstige probleem. Het is immers hypergolisch met elke bekende brandstof, en wel zo sterk dat er nooit een vlamvertraging gemeten werd. Het is ook hypergolisch met materialen als kleding, hout, ingenieurs die de test uitvoeren, en niet te vergeten met asbest, zand en water. Met dat laatste reageert het explosief.

Zie ook bewerken

Lijst van toxische gassen

Externe links bewerken

Bronnen, noten en/of referenties

↑ 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. DOI: 10.1149/1.1806391.
↑ U.S. Patent 5849092 , "Process for chlorine trifluoride chamber cleaning"
↑ Board on Environmental Studies and Toxicology, (BEST) (2006), Acute Exposure Guideline Levels for Selected Airborne Chemicals: Volume 5 (citation at the National Academies Press). National Academies Press, Washington D.C., p. 40. ISBN 0-309-10358-4.
↑ U.S. Patent 6034016 , "Method for regenerating halogenated Lewis acid catalysts"
↑ Otto Ruff, H. Krug (1931). Über ein neues Chlorfluorid-CIF₃. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie 190 (1): 602–608. DOI: 10.1002/zaac.19301900127.
↑ Air Products Safetygram. https://web.archive.org/web/20060318221608/http://www.airproducts.com/nr/rdonlyres/8479ed55-2170-4651-a3d4-223b2957a9f3/0/safetygram39.pdf
↑ Clark, John D. (2001), Ignition!. UMI Books on Demand. ISBN 0-8135-0725-1.
↑ ClF3/Hydrazine at the Encyclopedia Astronautica.
↑ Groehler, Olaf (1989), Der lautlose Tod. Einsatz und Entwicklung deutscher Giftgase von 1914 bis 1945. Rowohlt, Reinbek bei Hamburg. ISBN 3-499-18738-8.
↑ Ebbinghaus, Angelika (1999), Krieg und Wirtschaft: Studien zur deutschen Wirtschaftsgeschichte 1939–1945. Metropol, Berlin, 171–194. ISBN 3-932482-11-5.
↑ Harold Simmons Booth, John Turner Pinkston Jr. (1947). The Halogen Fluorides. Chemical Reviews 41 (3): 421–439. DOI: 10.1021/cr60130a001.
↑ Yu D Shishkov, A A Opalovskii (1960). Physicochemical Properties of Chlorine Trifluoride. Russian Chemical Reviews 29 (6): 357–364. DOI: 10.1070/RC1960v029n06ABEH001237.
↑ Robinson D. Burbank, Frank N. Bensey (1953). The Structures of the Interhalogen Compounds. I. Chlorine Trifluoride at −120 °C. The Journal of Chemical Physics 21 (4): 602–608. DOI: 10.1063/1.1698975.
↑ A. A. Banks and A. J. Rudge (1950). The determination of the liquid density of chlorine trifluoride. Journal of the Chemical Society: 191–193. DOI: 10.1039/JR9500000191.
↑ Lowdermilk, F. R.; Danehower, R. G.; Miller, H. C. (1951). Pilot plant study of fluorine and its derivatives. Journal of Chemical Education 28: 246.

[1] 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. DOI: 10.1149/1.1806391.

[2] U.S. Patent 5849092 , "Process for chlorine trifluoride chamber cleaning"

[3] Board on Environmental Studies and Toxicology, (BEST) (2006), Acute Exposure Guideline Levels for Selected Airborne Chemicals: Volume 5 (citation at the National Academies Press). National Academies Press, Washington D.C., p. 40. ISBN 0-309-10358-4.

[4] U.S. Patent 6034016 , "Method for regenerating halogenated Lewis acid catalysts"

[5] Otto Ruff, H. Krug (1931). Über ein neues Chlorfluorid-CIF₃. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie 190 (1): 602–608. DOI: 10.1002/zaac.19301900127.

[6] Air Products Safetygram. https://web.archive.org/web/20060318221608/http://www.airproducts.com/nr/rdonlyres/8479ed55-2170-4651-a3d4-223b2957a9f3/0/safetygram39.pdf

[7] Clark, John D. (2001), Ignition!. UMI Books on Demand. ISBN 0-8135-0725-1.

[8] ClF3/Hydrazine at the Encyclopedia Astronautica.

[9] Groehler, Olaf (1989), Der lautlose Tod. Einsatz und Entwicklung deutscher Giftgase von 1914 bis 1945. Rowohlt, Reinbek bei Hamburg. ISBN 3-499-18738-8.

[10] Ebbinghaus, Angelika (1999), Krieg und Wirtschaft: Studien zur deutschen Wirtschaftsgeschichte 1939–1945. Metropol, Berlin, 171–194. ISBN 3-932482-11-5.

[11] Harold Simmons Booth, John Turner Pinkston Jr. (1947). The Halogen Fluorides. Chemical Reviews 41 (3): 421–439. DOI: 10.1021/cr60130a001.

[12] Yu D Shishkov, A A Opalovskii (1960). Physicochemical Properties of Chlorine Trifluoride. Russian Chemical Reviews 29 (6): 357–364. DOI: 10.1070/RC1960v029n06ABEH001237.

[13] Robinson D. Burbank, Frank N. Bensey (1953). The Structures of the Interhalogen Compounds. I. Chlorine Trifluoride at −120 °C. The Journal of Chemical Physics 21 (4): 602–608. DOI: 10.1063/1.1698975.

[14] A. A. Banks and A. J. Rudge (1950). The determination of the liquid density of chlorine trifluoride. Journal of the Chemical Society: 191–193. DOI: 10.1039/JR9500000191.

[15] Lowdermilk, F. R.; Danehower, R. G.; Miller, H. C. (1951). Pilot plant study of fluorine and its derivatives. Journal of Chemical Education 28: 246.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]