Chloormonofluoride

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.

Synthese

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

$\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+\mathrm{F}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}$

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

$\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2⟶3\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}$

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:

$\mathrm{W}+6\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}⟶\mathrm{W}\mathrm{F}{\phantom{A}}_6+3\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$

$\mathrm{S}\mathrm{e}+4\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}⟶\mathrm{S}\mathrm{e}\mathrm{F}{\phantom{A}}_4+2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$

Chloormonofluoride reageert met metaalchloriden onder vorming van fluoriden en chloorgas:

$\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}⟶\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{F}+\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$

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

$\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2+6\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}⟶2\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3+3\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$

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

$\mathrm{C}\mathrm{O}+\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}⟶\mathrm{O}=\mathrm{C}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}$

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

$\mathrm{C}\mathrm{s}\mathrm{F}+\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}⟶\mathrm{C}\mathrm{s}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}{\phantom{A}}_2$

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:

$4\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}⟶\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2+4\mathrm{H}\mathrm{F}$

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

$\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2⟶\mathrm{H}\mathrm{F}+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$

Polymerisatie

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

$n\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}+n\mathrm{O}{\phantom{A}}_2\mathrm{F}{\phantom{A}}_2⟶(\mathrm{F}{\phantom{A}}_3\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2)\mathrm{n}$

Toepassingen

Chloormonofluoride vindt toepassing als fluoreringsmiddel en chloreringsmiddel in de organische synthese.

Een belangrijke industriële toepassing is in de verwerking en verrijking van uranium via het overeenkomstig hexafluoride:

$\mathrm{U}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2\mathrm{F}{\phantom{A}}_2+4\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{F}⟶\mathrm{U}\mathrm{F}{\phantom{A}}_6+\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2$

Externe links

• Sjabloon:En MSDS van chloormonofluoride
• Sjabloon:En WebBook page for ClF