Klooritrifluoridi
| Klooritrifluoridi | |
|---|---|
 |
|
 |
|
| Tunnisteet | |
| CAS-numero | |
| PubChem CID | |
| Ominaisuudet | |
| Molekyylikaava | ClF3 |
| Moolimassa | 92,45 |
| Ulkomuoto | Väritön kaasu tai kellertävä tai vihertävä neste[1] |
| Sulamispiste | −76,3 °C[1] |
| Kiehumispiste | 11,8 °C[1] |
| Tiheys | 1,825 g/cm3 (25 °C, neste)[2] |
| Liukoisuus veteen | Reagoi kiivaasti veden kanssa.[3] |
Klooritrifluoridi (ClF3) on kloorin ja fluorin muodostama epäorgaaninen molekyyliyhdiste. Aine on äärimmäisen reaktiivinen ja sitä käytetään fluoraavana reagenssina, ydintekniikassa ja rakettien polttoaineseoksissa.
Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Huoneenlämpötilassa klooritrifluoridi on olomuodoltaan väritöntä kaasua. Yhdiste on helposti nesteytettävissä väriltään kellertäväksi tai vihertäväksi nesteeksi. Klooritrifluoridi on yksi reaktiivisimmistä tunnetuista yhdisteistä ja erittäin vahva hapetin. Reaktiivisuudeltaan ja hapetuskyvyltään se on fluorin luokkaa ja reagoi lähes kaikkien, myös jalojen, metallien, metallioksidien ja epämetallien kanssa jo huoneenlämpötilassa muodostaen fluorideja. Se reagoi jopa radonin kanssa ja kuumennettaessa ksenonin kanssa muodostuu ksenontetrafluoridia. Yhdiste voi toimia sekä Lewis-happona että -emäksenä ja sekä luovuttaa että vastaanottaa fluoridi-ionin.
Aine syövyttää useita muoveja ja kumeja ja reagoi puun ja asbestin kanssa. Veden ja orgaanisten liuottimien kanssa klooritrifluoridi reagoi erittäin voimakkaasti, jopa räjähtäen. Yhdisteelle resistenttejä materiaaleja ovat perfluoratut polymeerit, huoneenlämpötilassa teräs ja korkeammissa lämpötiloissa kupari ja erityisesti nikkeli ja Monel-metalli. Metallien resistenttisyys syntyy niiden pinnalle syntyvästä metallifluoridista. Klooritrifluoridin joukossa on usein epäpuhtautena vetyfluoridia, joten se syövyttää myös lasia.[1][2][3][4][5][6]
Valmistus ja käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Klooritrifluoridia valmistetaan nikkelistä valmistetuissa reaktoreissa kuumentamalla kloorin ja fluorin seosta noin 290 °C:n lämpötilaan. Reaktio on kiivas ja vaatii lämpötilan seuraamista, koska korkeammissa lämpötiloissa klooritrifluoridi hajoaa kloorifluoridiksi ja reaktiossa käytetään fluoriylimäärää.[1][2][4][5] Yhdiste puhdistetaan reaktiolla kaliumfluoridin kanssa, jolloin muodostuu kaliumklooritetrafluoridia. Tämä yhdiste hajoaa kuumennettaessa klooritrifluoridiksi[5]. Yhdisteen vuosittainen tuotanto on useita satojatuhansia tonneja vuodessa[1][2][4].
Klooritrifluoridin tärkein käyttökohde on polttoainekäyttöön tarkoitetun uraanin puhdistus. Uraani reagoi yhdisteen kanssa muodostaen helposti haihtuvaa uraaniheksafluoridia, joka voidaan rikastaa polttoainekäyttöön. Yhdistettä voidaan käyttää myös uraanin puhdistamiseen esimerkiksi plutoniumista, koska plutoniumin fluoridi ei ole helposti haihtuva. Yhdistettä voidaan käyttää myös puolijohdeteollisuudessa matalassa lämpötilassa tapahtuvaan piin etsaukseen ja hapettimena ammoniakkia ja hydratsiinia tai metyylihydratsiinia sisältävissä rakettien polttoaineissa. Toisessa maailmansodassa Natsi-Saksa käytti klooritrifluoridia palopommeissa.[1][2][4][5][6]
Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
- ↑ a b c d e f g N.N. Greenwood & A. Earnshaw: Chemistry of the Elements, s. 828–830. 2nd Edition. Butterworth Heinemann, 1997. ISBN 0-7506-3365-4. (englanniksi)
- ↑ a b c d e Webb I. Bailey & Andrew J. Woytek: Halogen Fluorides, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2004. Viitattu 21.7.2014
- ↑ a b Klooritrifluoridin kansainvälinen kemikaalikortti. Viitattu 21.7.2014
- ↑ a b c d Jean Aigueperse, Paul Mollard, Didier Devilliers, Marous Chemla, Robert Faron & René Romano, Jean Pierre Cuer: Fluorine Compounds, Inorganic, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2000. Viitattu 21.7.2014
- ↑ a b c d Thomas Scott, Mary Eagleson: Concise encyclopedia chemistry, s. 215. Walter de Gruyter, 1994. ISBN 978-3110114515. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 21.7.2014). (englanniksi)
- ↑ a b Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic chemistry, s. 436–437. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 21.7.2014). (englanniksi)