Chloormonofluoride

Chloormonofluoride
Structuurformule en molecuulmodel
Algemeen
Molecuulformule      (uitleg)	ClF
Molmassa	54.45 g/mol
CAS-nummer	7790-89-8
Vergelijkbaar met	Dichloor
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Omgang	niet inademen, contact en blootstelling vermijden
Fysische eigenschappen
Dichtheid	(liq, −100 °C) 1.62 g/cm³
Smeltpunt	−155.6 °C
Kookpunt	−100.1 °C
Oplosbaarheid in water	Hydrolyse g/L
Geometrie en kristalstructuur
Dipoolmoment	0.881 D (2.94 × 10−30 C m) 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    Scheikunde

Chloormonofluoride is een gasvormige interhalogene verbinding met de chemische formule ClF. Bij kamertemperatuur is het een kleurloos gas dat ook bij hogere temperaturen nog stabiel is. Afgekoeld tot −100 °C condenseert ClF tot een lichtgele vloeistof. Veel eigenschappen ervan liggen tussen die van de beide halogenen in waaruit het is opgebouwd: Cl₂ en F₂.

Bereidingswijze

Een bereidingswijze stamt van Domange en Heudorffer. In deze methode wordt in een koperen vat een 1 op 1 mengsel van de gassen chloor en fluor tot reageren gebracht bij 220-230°С:

Cl₂ + F₂ → 2ClF

Het is echter ook mogelijk ClF te verkrijgen uit chloortrifluoride en dichloor. Aangezien nu het trifluoride op industriële schaal vervaardigd wordt geniet deze methode grotere populariteit:

ClF₃ + Cl₂ → 3 ClF

Chemische eigenschappen

Chloormonofluoride is een veelzijdige fluoridator die metalen en niet-metalen omzet in hun fluoriden onder vrijkomen van chloor, Cl₂:

W + 6ClF → WF₆ + 3Cl₂

Se + 4ClF → SeF₄ + 2Cl₂

ClF is ook in staat verbindingen te chlorofluorideren, ofwel door additie over een meervoudige covalente binding of via oxidatie:

CO + ClF →

Aangezien het chlooratoom in ClF zich in de oxidatietoestand +1 bevindt is het een sterke oxidator.

• Het reageert met water onder vrijkomen van zuurstof, chloor en waterstoffluoride:

4ClF + 2H₂O → 2Cl₂ + O₂ + 4HF

• Bij verhitting reageert het heftig met waterstof. Bij de reactie komen zowel waterstoffluoride and waterstofchloride (zoutzuurgas) vrij:

ClF + H₂ → HCl + HF

• ClF reageert met metaalchloriden onder vorming van fluoriden en chloor:

NaCl + ClF → NaF + Cl₂

• Met elementen vormen zich in de regel fluoriden:

Br₂ + 6ClF → 2BrF₃ + 3Cl₂

Si + 4ClF → 2SiF₄ + 2Cl₂

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

CsF + ClF → CsClF₂

• Ongewone polymere verbindingen van fluor, chloor en zuurstof met een violette kleur en een samenstelling (F₃ClO₂)_n werden verkregen bij de reactie van ClF en O₂F₂:

nClF + nO₂F₂ → (F₃ClO₂)_n

Toepassingen

• Er zijn toepassingen als fluorideringsmiddel in de organische synthese en ook als chloreringsmiddel.
• Een veelbelovende toepassing is in de verwerking van uraan via het hexafluoride. :

4ClF + UO₂F₂ → O₂ + 2Cl₂ + UF₆

1. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A.. Chemistry of the Elements, 2nd Edition, Butterworth-Heinemann, Oxford, 1997 ISBN 0-7506-3365-4.

Externe links

• National Pollutant Inventory - Fluoride and compounds fact sheet
• WebBook page for ClF

Bronnen, noten en/of referenties