Chloormonofluoride

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
Wikidata	Q417146
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    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

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

${\displaystyle {\ce {Cl2 + F2 -> 2ClF}}}$

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

${\displaystyle {\ce {ClF3 + Cl2 -> 3ClF}}}$

Eigenschappen en reacties

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:

${\displaystyle {\ce {W + 6ClF -> WF6 + 3Cl2}}}$

${\displaystyle {\ce {Se + 4ClF -> SeF4 + 2Cl2}}}$

Chloormonofluoride reageert met metaalchloriden onder vorming van fluoriden en chloorgas:

${\displaystyle {\ce {NaCl + ClF -> NaF + Cl2}}}$

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

${\displaystyle {\ce {Br2 + 6ClF -> 2BrF3 + 3Cl2}}}$

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

${\displaystyle {\ce {CO + ClF -> O=CClF}}}$

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

${\displaystyle {\ce {CsF + ClF -> CsClF2}}}$

Oxiderende eigenschappen

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:

${\displaystyle {\ce {4ClF + 2H2O -> O2 + 2Cl2 + 4HF}}}$

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

${\displaystyle {\ce {ClF + H2 -> HF + HCl}}}$

Polymerisatie

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

${\displaystyle {\ce {nClF + nO2F2 -> (F3ClO2)n}}}$

Toepassingen

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]

${\displaystyle {\ce {UO2F2 + 4ClF -> UF6 + O2 + 2Cl2}}}$

Externe links

• (en) MSDS van chloormonofluoride
• (en) WebBook page for ClF