Chlortrifluorid

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Strukturformel
Struktur von Chlortrifluorid
Allgemeines
Name Chlortrifluorid
Andere Namen

Chlor(III)-fluorid

Summenformel ClF3
CAS-Nummer 7790-91-2
PubChem 24637
Kurzbeschreibung

farbloses bis hellgelbes Gas mit süßlichem Geruch; als Flüssigkeit gelbgrün; als Feststoff farblos[1]

Eigenschaften
Molare Masse 92,45 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte

3,57 kg·m−3 (Gasdichte bei 0 °C)[1]

Schmelzpunkt

−76,31 °C[1]

Siedepunkt

11,8 °C[1]

Dampfdruck

1,42 kPa (20 °C)[1]

Löslichkeit

hydrolysiert in Wasser[1]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
03 – Brandfördernd 04 – Gasflasche 06 – Giftig oder sehr giftig
05 – Ätzend 08 – Gesundheitsgefährdend 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 270​‐​280​‐​330​‐​314​‐​370​‐​372​‐​400
P: ?
MAK

Schweiz: 0,1 ml·m−3 bzw. 0,4 mg·m−3[2]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
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Chlortrifluorid ist eine Interhalogenverbindung. Es handelt sich um ein farbloses, giftiges, stechend riechendes, ätzendes Gas, das in feuchter Luft weiße Nebel entwickelt. Es ist wie alle Interhalogenverbindungen sehr reaktionsfreudig.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Chlortrifluorid kann aus den Elementen Chlor und Fluor bei 400 °C hergestellt werden.[3]

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Geometrie des Chlortrifluorid-Moleküls

Chlortrifluorid ist ein farbloses bis hellgelbes Gas, das bei ca. 12 °C in den flüssigen Zustand übergeht und bei −76,3 °C erstarrt. Das Gas hat in verdünnter Form einen süßlichen, in höherer Konzentration stark reizenden Geruch. Mit Wasser reagiert Chlortrifluorid explosionsartig unter Sauerstofffreisetzung. Chemisch verhält sich Chlortrifluorid wie ein starkes Oxidationsmittel, es greift Metalle unter Fluoridbildung an. Die weitere Reaktion mit Metallen hängt davon ab, ob die gebildete Fluoridschicht stabil ist; bei Kupfer ist dies der Fall, so dass die Herstellung in Kupfergefäßen erfolgt. Nichtmetalle bilden keine Schutzschicht, sondern werden in Brand gesetzt. Glas zerstört es sofort, in Gegenwart von Feuchtigkeitsspuren Quarz ebenfalls. Organische Stoffe reagieren meist unter Feuererscheinung.[3]

Chlortrifluorid greift auch die Füllstoffe der Atemschutzfilter (Aktivkohle) an.

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Chlortrifluorid kann zur Fluorierung verwendet werden.[4] Aufgrund der leichteren Handhabung im Vergleich mit Fluor wird es als Fluorierungsmittel in der Uranhexafluorid-Herstellung eingesetzt.[4] Darüber hinaus wird es bei der Herstellung von Mikroelektronik und Sensoren verwendet.[5] Zur Erhöhung der Verbrennungstemperatur wird es Schweißgasen zugesetzt.

Im Zweiten Weltkrieg wurde es unter der Deckbezeichnung „N-Stoff“ in Deutschland produziert, wobei die Verwendung als Kampfstoff oder als brandstiftendes Mittel in Erwägung gezogen wurde. Der hohe Energiegehalt der Verbindung und ihr Siedepunkt legen den Einsatz als lagerfähiger, hochenergetischer Oxidator in der Raketentechnik nahe, jedoch kam diese Anwendung aufgrund von Handhabungsproblemen nie über das Versuchsstadium heraus.[6]

Toxikologie[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Als Inhalationsgift wirkt es auf den gesamten Atemtrakt. Die Folgen sind Aufblähungen und Schwellungen der Lunge, Verätzungen der oberen Atemwege bis hin zur eitrigen Bronchitis. Hohe Konzentrationen führen zu starkem Reizhusten und schwersten Lungenschädigungen. Gasförmiges Chlor(III)-fluorid greift die Augen sehr stark an; die Schädigungen führen zur Hornhauttrübung.

Siehe auch[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f g h Eintrag zu Chlortrifluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 10. Januar 2017 (JavaScript erforderlich).
  2. Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (SUVA): Grenzwerte am Arbeitsplatz 2015 – MAK-Werte, BAT-Werte, Grenzwerte für physikalische Einwirkungen, abgerufen am 2. November 2015.
  3. a b Georg Brauer: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearb. Auflage. Band I. Enke, Stuttgart 1975, ISBN 3-432-02328-6, S. 168.
  4. a b Eintrag zu Chlorfluoride. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 26. Mai 2014.
  5. Patent EP 1902456 A1 (auf Google Patents)
  6. John D. Clark: Ignition! An Informal History of Liquid Rocket Propellants. Rutgers University Press, Piscataway, NJ, 1972, S. 214ff.