Chloormonofluoride

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Chloormonofluoride
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van chloormonofluoride
Structuurformule van chloormonofluoride
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
ClF
IUPAC-naam chloormonofluoride
Molmassa 54,451403 g/mol
SMILES
FCl
InChI
1S/ClF/c1-2
CAS-nummer 7790-89-8
PubChem 123266
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Omgang Niet inademen; contact en blootstelling vermijden
LD50 (ratten) (oraal) 980 mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand gasvormig
Kleur kleurloos
Dichtheid 2,23 g/cm³
Smeltpunt −155,6 °C
Kookpunt −100,1 °C
Geometrie en kristalstructuur
Dipoolmoment 0,881 D
Thermodynamische eigenschappen
ΔfHog −56,5 kJ/mol
Sog, 1 bar 217,91 J/mol·K
Cop,m 33,01 J/mol·K
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Chloormonofluoride is een interhalogeenverbinding met als brutoformule ClF. Bij kamertemperatuur is het een kleurloos gas dat ook bij hogere temperaturen nog stabiel is. Afgekoeld tot −100°C condenseert chloormonofluoride tot een lichtgele vloeistof. Veel eigenschappen ervan liggen tussen die van de beide halogenen in waaruit het is opgebouwd: dichloor en difluor.[1]

Synthese[bewerken]

Chloormonofluoride kan bereid worden door de reactie tussen chloorgas en fluorgas bij 250°C, in aanwezigheid van koper:[2]

\mathrm{Cl_2\ +\ F_2\ \longrightarrow\ 2\ ClF}

Een alternatieve, industrieel toegepaste methode is de reductie van chloortrifluoride met chloorgas:

\mathrm{ClF_3\ +\ Cl_2\ \longrightarrow\ 3\ ClF}

Eigenschappen en reacties[bewerken]

Chloormonofluoride is een veelzijdige, doch zeer reactieve verbinding, die metalen en niet-metalen omzet in hun overeenkomstige fluoriden. Daarbij komt chloorgas vrij. Voorbeelden zijn de vorming van wolfraamhexafluoride en seleentetrafluoride uit de respectievelijke elementen:

\mathrm{W\ +\ 6\ ClF\ \longrightarrow\ WF_6\ +\ 3\ Cl_2}
\mathrm{Se\ +\ 4\ ClF\ \longrightarrow\ SeF_4\ +\ 2\ Cl_2}

Chloormonofluoride reageert met metaalchloriden onder vorming van fluoriden en chloorgas:

\mathrm{NaCl\ +\ ClF\ \longrightarrow\ NaF\ +\ Cl_2}

Door reactie met halogenen kunnen andere interhalogeenverbindingen gevormd worden. Zo kan dibroom omgezet worden tot broomtrifluoride:

\mathrm{Br_2\ +\ 6\ ClF\ \longrightarrow\ 2\ BrF_3\ +\ 3\ Cl_2}

De reactie met koolstofmonoxide leidt tot vorming van carbonylchloorfluoride, dat structureel verwant is met fosgeen.

\mathrm{CO\ +\ ClF\ \longrightarrow\ O{=}CClF}

Onder hoge druk en bij 200°С worden met fluoriden van cesium, rubidium en kalium fluorhypochlorieten gevormd:

\mathrm{CsF\ +\ ClF\ \longrightarrow\ CsClF_2}

Oxiderende eigenschappen[bewerken]

Aangezien het chlooratoom in chloormonofluoride zich in de oxidatietoestand +I bevindt is het een sterke oxidator. Het reageert met water onder vrijkomen van zuurstofgas, chloorgas en waterstoffluoride:

\mathrm{4\ ClF\ +\ 2\ H_2O\ \longrightarrow\ O_2\ +\ 2\ Cl_2\ +\ 4\ HF}

Bij verhitting reageert het heftig met waterstofgas. Bij deze reactie komen zowel waterstoffluoride als waterstofchloride vrij, beiden erg corrosieve en gevaarlijke stoffen:

\mathrm{ClF\ +\ H_2\ \longrightarrow\ HF\ +\ HCl}

Polymerisatie[bewerken]

Ongewone polymere verbindingen van fluor, chloor en zuurstof met een violette kleur worden verkregen bij de reactie van ClF en dizuurstofdifluoride:

n\ \mathrm{ClF\ +\ } n\ \mathrm{O_2F_2\ \longrightarrow\ (F_3ClO_2)}_n

Toepassingen[bewerken]

Chloormonofluoride vindt toepassing als fluoreringsmiddel[3] en chloreringsmiddel[4][5] in de organische synthese.

Een belangrijke industriële toepassing is in de verwerking en verrijking van uranium via het overeenkomstig hexafluoride:[6]

\mathrm{UO_2F_2\ +\ 4\ ClF\ \longrightarrow\ UF_6\ +\ O_2\ +\ 2\ Cl_2}

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. Otto Ruff, E. Ascher (1928). Über ein neues Chlorfluorid-CIF3. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie 176 (1): 258–270 . DOI:10.1002/zaac.19281760121.
  2. L. Domange & S. Heudorffer (1948) - Compt. rend., 226, p. 920
  3. Богуславская Л.С. Фториды галогенов в органическом синтезе - Успехи химии, 1984, Том 53, C.2024-2055.
  4. Symmetry of chloronium ions from ionic reaction of chlorine, chlorine monofluoride gas, and chlorine monofluoride complex with terminal alkenes Shellhamer, Peter, Heasley. Journal of Fluorine Chemistry V. 124, P. 17-20
  5. The reactions of chlorine monofluoride with unsaturated compounds and the dehydrohalogenation of some of the derivatives G. Gambaretto, M.Napoli Journal of Fluorine Chemistry V. 7, P. 569-580
  6. Chemistry of the chlorine trifluoride-uranyl fluoride reaction R. Shrewsberry, L. Williamson Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry V. 28, 1966, P. 2535-2539