Chloormonofluoride

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Naar navigatie springen Naar zoeken springen
Chloormonofluoride
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van chloormonofluoride
Ruimteijk model van ClF
met chloor links en fluor rechts
Algemeen
Molecuulformule 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
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 | brontekst bewerken]

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

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

Eigenschappen en reacties[bewerken | brontekst 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:

Chloormonofluoride reageert met metaalchloriden onder vorming van fluoriden en chloorgas:

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

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

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

Oxiderende eigenschappen[bewerken | brontekst 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:

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

Polymerisatie[bewerken | brontekst bewerken]

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

Toepassingen[bewerken | brontekst 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]

Externe links[bewerken | brontekst bewerken]