Trifluoreto de cloro
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| Trifluoreto de cloro | |
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| Identificadores | |
| Número CAS | |
| Propriedades | |
| Fórmula molecular | ClF3 |
| Massa molar | 92.45 g/mol |
| Ponto de fusão |
-76.3 °C |
| Ponto de ebulição |
11.75 °C |
| Solubilidade em outros solventes | Hidrólise |
| Termoquímica | |
| Entalpia padrão de formação ΔfH |
-158.87 kJ/mol |
| Entropia molar padrão S |
281.59 J.K–1.mol–1 |
| Riscos associados | |
| Principais riscos associados | Tóxico, corrosivo, oxidante. |
| NFPA 704 |
4
3
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| Compostos relacionados | |
| Compostos relacionados | ClF5 ClF BrF3 |
| Excepto onde denotado, os dados referem-se a materiais sob condições PTN Referências e avisos gerais sobre esta caixa |
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Trifluoreto de cloro é o composto químico com a fórmula ClF3. 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]
Índice |
[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-Faxial 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.
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.
[editar] Ligações externas
- National Pollutant Inventory - Fluoride and compounds fact sheet (en)
- NIST Standard Reference Database (en)
- WebElements (en)
- Safetygram #39 chemical profile (en)
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