Trifluorură de brom

Trifluorură de brom


Denumiri alternative
Fluorură de brom (III)
Caracteristici generale
Formula moleculară sau brută	BrF ₃
Masa moleculară ( u )	136,90
Aspect	lichid galben pai
numar CAS	7787-71-5
Numărul EINECS	232-132-1
PubChem	24594
ZÂMBETE	`FBr(F)F`
Proprietăți fizico-chimice
Densitate (g / cm ³ , în cs )	2.803
Solubilitate în apă	reacție violentă
Temperatură de topire	8,8 ° C (281,9 K)
Temperatura de fierbere	398,9 (125,7 ° C)
Informații de siguranță
Simboluri de pericol chimic

Expresii R.	2,8, 23, 24, 25, 35
Editați datele pe Wikidata · Manual

Trifluorura Bromul este interhalogenați anorganic compus dintre brom și fluor cu formula BRF _3. În condiții normale, este un lichid volatil cu o culoare paie și un miros iritant. Are proprietăți puternice de fluorurare, deși mai puțin de CLF ₃ . Este folosit pentru a produce hexafluorură de uraniu , UF ₆ , în procesarea și reprocesarea combustibililor nucleari. BrF ₃ este un compus periculos, toxic și coroziv care explodează la contactul cu apă sau compuși organici.

Structura

BRF ₃ este un compus molecular; molecula are o formă T, cu simetrie C _2v , similar cu speciile ClF și IF ₃ . Această structură este în conformitate cu teoria VSEPR , care prezice că cele două perechi de electroni nepartajate ocupă două poziții ecuatoriale într-o schemă de bază bipiramidă trigonală. Distanța dintre atomul de brom și atomii de fluor axial este de 1,81 Å, în timp ce fluorul ecuatorial este de 1,72 Å. Unghiul dintre fluor ecuatorial și fluor axial este puțin mai mic de 90 °; unghiul observat este de 86,2 ° datorită repulsiei considerabile generate în planul ecuatorial între cele două perechi nepartajate. ^[1] ^[2]

Sinteză

BrF _{3 a} fost descris pentru prima dată în 1906 de Paul Lebeau , care l-a obținut prin reacția bromului și fluorului la 20 ° C: ^[3]

{\ce {Br2 + 3F2 -> 2BrF3}}

{\ displaystyle {\ ce {Br2 + 3F2 -> 2BrF3}}}

{\ displaystyle {\ ce {Br2 + 3F2 -> 2BrF3}}}

BrF ₃ poate fi obținut și prin BrF disproporționat : ^[4]

{\ce {3BrF -> BrF3 + Br2}}

{\ displaystyle {\ ce {3BrF -> BrF3 + Br2}}}

{\ displaystyle {\ ce {3BrF -> BrF3 + Br2}}}

Reactivitate

BRF ₃ este un agent de fluorurare energetic, deși mai puțin puternic decât CLF _3. În stare lichidă, BrF ₃ este un solvent aprotic ionizant și poate fi utilizat pentru a prepara fluoruri binare pornind de la metale și oxizi. De exemplu: ^[1]

{\ce {B2O3 + 2BrF3 -> 2BF3 + Br2 + 3/2 O2}}

{\ displaystyle {\ ce {B2O3 + 2BrF3 -> 2BF3 + Br2 + 3/2 O2}}}

{\ displaystyle {\ ce {B2O3 + 2BrF3 -> 2BF3 + Br2 + 3/2 O2}}}

Lichidul conduce electricitatea, deoarece se autoionizează:

{\ce {2BrF3 <=> [BrF2]+ + [BrF4]-}}

{\ displaystyle {\ ce {2BrF3 <=> [BrF2] + + [BrF4] -}}}

{\ displaystyle {\ ce {2BrF3 <=> [BrF2] + + [BrF4] -}}}

Cei doi ioni [BrF ₂ ] ⁺ și [BrF ₄ ] ^- sunt prezenți în solventul pur numai în cantități mici (aproximativ 0,09 M), dată fiind valoarea constantei de autoionizare (8,0 x 10 ^–3 la 8 ° C). ^[2]

Sărurile care conțin ioni [BrF ₂ ] ⁺ și [BrF ₄ ] ^- pot fi obținute prin reacție cu alte fluoruri. Cu fluoruri ionice, BrF ₃ acționează ca acid Lewis. De exemplu cu KF: ^[2]

{\ce {KF + BrF3 -> K+ + [BrF4]-}}

{\ displaystyle {\ ce {KF + BrF3 -> K + + [BrF4] -}}}

{\ displaystyle {\ ce {KF + BrF3 -> K + + [BrF4] -}}}

Cu fluorurile moleculare care acceptă ioni F ^- mai puternici decât BrF ₃ , pe de altă parte, ^se formează săruri care conțin [BrF ₂ ] ⁺ . De exemplu: ^[2]

{\ce {SbF5 + BrF3 -> [BrF2]+ + [SbF6]-}}

{\ displaystyle {\ ce {SbF5 + BrF3 -> [BrF2] + + [SbF6] -}}}

{\ displaystyle {\ ce {SbF5 + BrF3 -> [BrF2] + + [SbF6] -}}}

Siguranță

BrF ₃ este un compus foarte reactiv și periculos. Acesta explodează la contactul cu apa sau compușii organici. Provoacă arsuri ale pielii, ochilor și sistemului respirator. ^[5]

Notă

^ ^a ^b NN Greenwood, A. Earnshaw, Chimia elementelor , ediția a II-a, Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4 .
^ ^a ^b ^c ^d CE Housecroft, AG Sharpe, Chimie anorganică , ediția a 3-a, Harlow (Anglia), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6 .
^ P. Lebeau, Action du fluor sur le chlore et sur le brome. Trifluorure de brome , în Ann. Chim. Fizic. , vol. 9, 1906, pp. 241-263. Adus la 25 mai 2011 .
^ JH Simons, fluorură de brom (III): (trifluorură de brom) , în Inorg. Sintetizator. , vol. 3, 1950, pp. 184-186, DOI : 10.1002 / 9780470132340.ch48 .
^ Matheson Tri-Gas, Fișa cu date de siguranță BrF ₃ ( PDF ), la mathesongas.com . Adus la 25 mai 2011 .

Alte proiecte

Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre trifluorură de brom

Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei

[GE-1] NN Greenwood, A. Earnshaw, Chimia elementelor , ediția a II-a, Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4 .

[HS-2] CE Housecroft, AG Sharpe, Chimie anorganică , ediția a 3-a, Harlow (Anglia), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6 .

[3] P. Lebeau, Action du fluor sur le chlore et sur le brome. Trifluorure de brome , în Ann. Chim. Fizic. , vol. 9, 1906, pp. 241-263. Adus la 25 mai 2011 .

[4] JH Simons, fluorură de brom (III): (trifluorură de brom) , în Inorg. Sintetizator. , vol. 3, 1950, pp. 184-186, DOI : 10.1002 / 9780470132340.ch48 .

[5] Matheson Tri-Gas, Fișa cu date de siguranță BrF ₃ ( PDF ), la mathesongas.com . Adus la 25 mai 2011 .

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]