Trifluoreto de cloro

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Identificadores

Propriedades

ClF₃

92.45 g/mol

-76.3 °C

11.75 °C

Solubilidade em outros solventes

Hidrólise

Termoquímica

Entalpia padrão
de formação Δ_fH^o₂₉₈

-158.87 kJ/mol

Entropia molar
padrão S^o₂₉₈

281.59 J.K^–1.mol^–1

Riscos associados

Principais riscos associados

Tóxico, corrosivo, oxidante.

NFPA 704

Compostos relacionados

ClF₅
ClF
BrF₃

Excepto onde denotado, os dados referem-se a
materiais sob condições PTN
Referências e avisos gerais sobre esta caixa

Trifluoreto de cloro é o composto químico com a fórmula Cl F₃. Este gás incolor, venenoso, corrosivo e muito reativo consensa-se a um líquido amerelo esverdeado pálido, a forma na qual é frequentemente vendido (pressurizado a temperatura ambiente). O composto é primariamente de interesse como um componente em combustíveis de foguetes, em limpeza industrial e gravação primariamente na indústria de semicondutores^[1] ^[2], processamento de combustível nuclear^[3] e outras operações industriais.^[4]

[editar] Preparação, estrutura, e propriedades

Foi primeiro descrito por Ruff e Krug que o prepararam pela fluoração de cloro; isto também produz ClF e a mistura foi separada por destilação.^[5]

3 F₂ + Cl₂ → 2 ClF₃

ClF₃ é aproximadamente em forma de T. Esta estrutura é explicada no ontexto da teoria VSEPR, a qual considera também pares solitários de elétrons ocupando duas posições equatoriais de uma hipotética bipirâmide trigonal. A ligações alongadas Cl-F_axial são consistentes com ligação hipervalente.

ClF₃ puro é estável a 180° em vasos de vidro, mas acima desta temperatura se decompõe por um mecanismo de radical livre aos seus elementos constituintes.

O principal uso do ClF₃ é na produção de hexafluoreto de urânio, UF₆ como parte do processamento de combustível nuclear, pela reação:

U + 3ClF₃ →UF₆ + 3ClF

[editar] Perigos e cuidados

ClF₃ é um agente oxidante e fluorante muito forte. ClF₃ é extremament reativo com a maioria dos compostos orgânicos e inorgânicos e irá iniciar a combustão de muitos mateirias sem uma fonte de ignição e estas reações são frequentemente violentas e em alguns casos podem resultar em explosão. Alguns metais resultam em cloretos e fluoretos, fósforo rende PCl₃ mais PF₅, enxofre SCl₂ maios SF₄. ClF₃ é também violentamente reativo com água a qual o hidroliza a uma variedade de substâncias perigosas tais como o ácido fluorídrico. H₂S explode ao ser misturado com ClF₃ a temperatura ambiente.

A capacidade de superar o poder oxidante do próprio oxigênio leva a corrosividade sobre materiais contendo óxidos a frequentemente tratá-lo como incombustível. Em um incidente industrial, um derramamento de 900 kg de trifluoreto de cloro queimou através de 30 cm de concreto e 90 cm de castalho abaixo.^[6] Qualquer equipamento que entre em contato com trifluoreto de cloro deve ser cuidadosamente selecionado e limpo, poque qualque contaminação pode entrar em ignição ao contato.

Exposição de grandes quantidade de trifluoreto de cloro, como um líquido ou como gás, incendeia tecidos vivos. A reação de eletrólise com água é violenta e a exposição resulta em queimadura térmica. O produto sa hidrólise é ácido fluorídrico, o qual é corrosivo a tecidos vivos, absorvível pela pele, ataca seletivamente ossos e estimula fortes dores ao atacar os nervos, e causa um envenenamento potencialmente letal.

[editar] Aplicações militares

[editar] Propelente de foguetes

[editar] Referências

↑
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.
↑ United States 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). Washington D.C.: National Academies Press. ISBN 0-309-10358-4.
↑ United States 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. http://www.airproducts.com/nr/rdonlyres/8479ed55-2170-4651-a3d4-223b2957a9f3/0/safetygram39.pdf

Groehler, Olaf (1989). Der lautlose Tod. Einsatz und Entwicklung deutscher Giftgase von 1914 bis 1945. Reinbek bei Hamburg: Rowohlt. ISBN 3-499-18738-8.
Ebbinghaus, Angelika (1999). Krieg und Wirtschaft: Studien zur deutschen Wirtschaftsgeschichte 1939–1945. Berlin: Metropol, 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.

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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.