Trifluoreto de cloro
| Trifluoreto de cloro Alerta sobre risco à saúde | |
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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 |
 0
4
3
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| Compostos relacionados | |
| Compostos relacionados | ClF5 ClF BrF3 |
| Página de dados suplementares | |
| Estrutura e propriedades | n, εr, etc. |
| Dados termodinâmicos | Phase behaviour Solid, liquid, gas |
| Dados espectrais | UV, IV, RMN, EM |
| Exceto onde denotado, os dados referem-se a materiais sob condições normais de temperatura e pressão Referências e avisos gerais sobre esta caixa. Alerta sobre risco à saúde. | |
Trifluoreto de cloro é o composto químico com a fórmula ClF3. Este gás incolor, venenoso, corrosivo e muito reativo condensa-se a um líquido amarelo 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]
Preparação, estrutura, e propriedades editar
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 texto 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
Perigos e cuidados editar
ClF3 é um agente oxidante e fluorante muito forte. ClF3 é extremamente reativo com a maioria dos compostos orgânicos e inorgânicos e irá iniciar a combustão de muitos materiais 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 hidrolisa 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 frequentemente considerados como não combustíveis. Em um incidente industrial, um derramamento de 900 kg de trifluoreto de cloro corroeu uma camada de 30 cm de concreto e 90 cm de cascalho abaixo desta.[6] Qualquer equipamento que entre em contato com trifluoreto de cloro deve ser cuidadosamente selecionado e limpo, porque qualquer contaminação pode provocar ignição ao contato.
Exposição de grandes quantidades 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 a 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.
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». Arquivado do original em 26 de setembro de 2007
- ↑ Board on Environmental Studies and Toxicology, (BEST) (2006). Acute Exposure Guideline Levels for Selected Airborne Chemicals: Volume 5. Washington D.C.: National Academies Press. p. 40. ISBN 0-309-10358-4
- ↑ «United States Patent 6034016 "Method for regenerating halogenated Lewis acid catalysts"». Arquivado do original em 26 de setembro de 2007
- ↑ 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 Arquivado em 18 de março de 2006, no Wayback Machine.
- 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. pp. 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 páginas
Ligações externas editar
- «National Pollutant Inventory - Fluoride and compounds fact sheet» (em inglês)
- «NIST Standard Reference Database» (em inglês)
- «WebElements» (em inglês)
- «Safetygram #39 chemical profile» (PDF) (em inglês) Arquivado em 18 de março de 2006, no Wayback Machine.
- «Chlorine fluoride(ClF3)-Guidechem.com» (em inglês)
