Főmenü megnyitása
Klór-trifluorid
Chlorine-trifluoride.png
A klór-trifluorid molekulaszerkezete
Chlorine-trifluoride-3D-vdW.png
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
SMILES
F[Cl](F)F
InChI
1/ClF3/c2-1(3)4
StdInChIKey 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
NFPA 704.svg
0
4
3
 
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.

FelfedezéseSzerkesztés

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

TulajdonságaiSzerkesztés

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 keletkezik.[forrás?] A fenti hatások azzal magyarázhatók, hogy a levegő vízgőztartalma hidrolizálja és így HF és ClO2 keletkezik.[forrás?]

ElőállításaSzerkesztés

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

ReakcióiSzerkesztés

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

SzerkezeteSzerkesztés

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 vegyértékelektron-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.

FelhasználásaSzerkesztés

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 alkalmazásokSzerkesztés

Nem sokkal a II. világháború kezdete előtt a Harmadik 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]

JegyzetekSzerkesztés

  1. Chlorine trifluoride - Compound Summary. PubChem Compound. National Center for Biotechnology Information, 2004. szeptember 16. (Hozzáférés: 2011. október 9.)
  2. ClF3/Hydrazine at the Encyclopedia Astronautica.
  3. a b Chlorine fluoride (ClF3) Archiválva 2013. október 29-i dátummal a Wayback Machine-ben at Guidechem Chemical Network
  4. a b Chlorine trifluoride. NIST Chemistry WebBook. National Institute of Standards and Technology. (Hozzáférés: 2011. október 9.)
  5. a b c d http://www.vilaglex.hu/Kemia/Html/KlorTrif.htm
  6. 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.  
  7. United States Patent 5849092 "Process for chlorine trifluoride chamber cleaning". [2007. szeptember 26-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2007. szeptember 26.)
  8. 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 
  9. United States Patent 6034016 "Method for regenerating halogenated Lewis acid catalysts". [2007. szeptember 26-i dátummal az eredetiből archiválva]. (Hozzáférés: 2007. szeptember 26.)
  10. 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.  
  11. (1953) „The Microwave Spectrum and Structure of Chlorine Trifluoride”. The Journal of Chemical Physics 21 (4), 609–614. o. DOI:10.1063/1.1698976.  
  12. "Bunker Tours" report on Falkenhagen

ForrásSzerkesztés

  • N. N. Greenwood – A. Earnshaw: Az elemek kémiája. Nemzeti Tankönyvkiadó, 2004., 1126–1130. oldal. ISBN 963-19-5255-X

FordításSzerkesztés

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.