Trifluorură de brom
| Trifluorură de brom | |
 | |
 | |
| Identificare | |
|---|---|
| PubChem CID | 24594 |
| Informații generale | |
| Formulă chimică | BrF3 |
| Aspect | lichid gălbui |
| Masă molară | 135,914 u.a.m.[1]  |
| Proprietăți | |
| Starea de agregare | lichidă |
| Punct de topire | 8.77 °C |
| Punct de fierbere | 125.72°C |
| NFPA 704 | |
0
4
3
OX
| |
| Sunt folosite unitățile SI și condițiile de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel. | |
Modifică date / text  | |
Trifluorura de brom este un compus interhalogen cu formula chimică BrF3 de o culoare lichidă gălbuie cu un miros înțepător. Este solubilă în acid sulfuric, dar reacționează violent cu apa și compușii organici. Acesta este un puternic agent de halogenare și un solvent ionizant anorganic. Acesta este utilizat pentru a produce hexafluorura de uraniu (UF6) în procesul de prelucrare și de retratare a combustibilului nuclear.[2]
Sinteză
modificareTrifluorura de brom a fost descrisă pentru prima dată de Paul Lebeau în 1906, care a obținut materialul prin reacția dintre brom cu fluor la 20 °C:[3]
- Br2 + 3 F2 → 2 BrF3
La disproporționarea monofluorurii de brom ia naștere bromul și trifluorura de brom:[4]
- 3 BrF→ BrF3 + Br2
Structură
modificareCa și formulele ClF3 și IF3, molecula BrF3 este în formă de T și plane. În formalismul VSEPR, bromul este atribuit în două perechi de electroni. Distanța de la brom între fluor axial este de 1.81 Å, iar la fluor ecuatorial este de 1.72 Å. Unghiul dintr-un fluor axial și cel ecuatorial este puțin mai mic decât unghiul de 90°. Iar unghiul de 86.2° observat se datorează repulsiei generate de perechi de electroni fiind mai mare decât legăturile dintre Br și F.[5][6]
Proprietăți chimice
modificareBrF3 este un agent de fluorurare, dar mai puțin reactiv decât ClF3. Lichidul este conducător, datorită auto-ionizației
- 2 BrF3 ⇌ BrF2+ + BrF4−
Multe fluoruri ionice se dizolvă ușor în BrF3 formând fluoroanioni:
- KF + BrF3 → KBrF4
Referințe
modificare- ^ a b „Trifluorură de brom”, BROMINE TRIFLUORIDE (în engleză), PubChem, accesat în
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (). Chemistry of the Elements (ed. 2nd). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
- ^ Lebeau P. (). „The effect of fluorine on chloride and on bromine”. Annales de Chimie et de Physique. 9: 241–263.
- ^ Simons JH (). „Bromine (III) Fluoride - Bromine Trifluoride”. Inorganic Syntheses. Inorganic Syntheses. 3: 184–186. doi:10.1002/9780470132340.ch48. ISBN 978-0-470-13234-0. Mai multe valori specificate pentru
|ISBN=și|isbn=(ajutor); Mai multe valori specificate pentru|DOI=și|doi=(ajutor)Mai multe valori specificate pentru|ISBN=și|isbn=(ajutor); Mai multe valori specificate pentru|DOI=și|doi=(ajutor) - ^ Gutmann V (). „Die Chemie in Bromitrifluorid”. Angewandte Chemie. 62 (13–14): 312–315. doi:10.1002/ange.19500621305. Mai multe valori specificate pentru
|DOI=și|doi=(ajutor)Mai multe valori specificate pentru|DOI=și|doi=(ajutor) - ^ Meinert H (). „Interhalogenverbindungen”. Zeitschrift für Chemie. 7: 41.