Phosphoroxidfluorid
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| Allgemeines | |||||||||||||||||||
| Name | Phosphoroxidfluorid | ||||||||||||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | POF3 | ||||||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
farbloses, stechend riechendes Gas[1] | ||||||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||||||||||||
| Molare Masse | 103,97 g·mol−1 | ||||||||||||||||||
| Aggregatzustand |
gasförmig[1] | ||||||||||||||||||
| Dichte |
4,562 kg·m−3[2] | ||||||||||||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||||||||||||
| Siedepunkt |
−39,1 °C[2] | ||||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||||||||||||||
Phosphoroxidfluorid ist eine anorganische chemische Verbindung des Phosphors aus der Gruppe der Fluoride.
Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
Phosphoroxidfluorid kann durch Reaktion von Phosphoroxychlorid mit Fluorwasserstoff bei 65 °C und Antimon(V)-chlorid als Katalysator gewonnen werden.[1]
Als Fluorierungsmittel können auch Zink(II)-fluorid, Blei(II)-fluorid oder Silber(I)-fluorid verwendet werden.[4]
Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
Phosphoroxidfluorid ist ein farbloses, stechend riechendes Gas, das an der Luft nur schwach raucht. Seine kritische Temperatur liegt bei 73,3 °C und der kritische Druck bei 43 bar.[1] Es greift Glas an.[4]
Beim Brand von Lithium-Ionen-Akkumulatoren kann Phosphoroxidfluorid in gefährlichen Mengen durch thermische Zersetzung des in den Batteriezellen enthaltenen Lithiumhexafluorophosphats entstehen.[5] Das hochreaktive Phosphoroxidfluorid reagiert mit Wasser oder biologischem Material schnell zu Fluorwasserstoff, welches es an Toxizität vermutlich noch übertrifft.[6]
Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]
- ↑ a b c d Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band I, Ferdinand Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 211.
- ↑ a b c Dale L. Perry: Handbook of Inorganic Compounds, Second Edition. Taylor & Francis US, 2011, ISBN 978-1-4398-1462-8, S. 311 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ a b A. F. Holleman, N. Wiberg: Anorganische Chemie. 103. Auflage. 1. Band: Grundlagen und Hauptgruppenelemente. Walter de Gruyter, Berlin / Boston 2016, ISBN 978-3-11-049585-0, S. 916–917 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Aurélie Guéguen, Daniel Streich, Minglong He, Manuel Mendez, Frederick F. Chesneau, Petr Novák, Erik J. Berg: Decomposition of LiPF6 in High Energy Lithium-Ion Batteries Studied with Online Electrochemical Mass Spectrometry. In: Journal of The Electrochemical Society. Band 163, Nr. 6, 2016, A1095, doi:10.1149/2.0981606jes (englisch).
- ↑ Fredrik Larsson, Petra Andersson, Per Blomqvist, Bengt-Erik Mellander: Toxic fluoride gas emissions from lithium-ion battery fires. In: Scientific Reports. Band 7, 2017, 10018, doi:10.1038/s41598-017-09784-z (englisch): “POF3 is a reactive intermediate that will either react with other organic materials or with water finally generating HF. Judging from its chlorine analogy POCl3/HCl, POF3 may even be more toxic than HF.”