Kulstoftetrafluorid
Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 2. december 2019; checks kræver 12 redigeringer .| kulstoftetrafluorid | |||
|---|---|---|---|
| | |||
| Generel | |||
| Systematisk navn |
kulstoffluorid(IV), carbontetrafluorid | ||
| Forkortelser | R14 | ||
| Traditionelle navne | tetrafluormethan, tetrafluorcarbon, perfluormethan, metforan, carbontetrafluorid, carbontetrafluorid, freon 14, freon 14 | ||
| Chem. formel | CF4 _ | ||
| Fysiske egenskaber | |||
| Stat | farveløs, lugtfri gas | ||
| Molar masse | 88,0043 g/ mol | ||
| Massefylde |
gas 3,72 g/l; væske 1,96 kg/l ved -184 °C |
||
| Termiske egenskaber | |||
| Temperatur | |||
| • smeltning | -183,6°C | ||
| • kogning | -127,8°C | ||
| Kritisk punkt |
temperatur: -45,65 °C tryk: 3.745 MPa massefylde: 0,625 g/cm³ |
||
| Entalpi | |||
| • uddannelse | -933 kJ/mol | ||
| Kemiske egenskaber | |||
| Opløselighed | |||
| • i vand | 0,005 % ved 20°C | ||
| • i andre stoffer | blandbar med ethanol , ether , benzen | ||
| Optiske egenskaber | |||
| Brydningsindeks | 1,113 | ||
| Struktur | |||
| Dipol moment | 0,461 D | ||
| Klassifikation | |||
| Reg. CAS nummer | 75-73-0 | ||
| PubChem | 6393 | ||
| Reg. EINECS nummer | 200-896-5 | ||
| SMIL | C(F)(F)(F)F | ||
| InChI | InChI=1S/CF4/c2-1(3,4)5TXEYQDLBPFQVAA-UHFFFAOYSA-N | ||
| RTECS | FG4920000 | ||
| CHEBI | 38825 | ||
| ChemSpider | 6153 | ||
| Sikkerhed | |||
| Begræns koncentrationen | 3000 mg/m³ | ||
| Toksicitet | Ikke giftig. Har ikke kræftfremkaldende og teratogene egenskaber. | ||
| NFPA 704 |
0
en
0 |
||
| Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet. | |||
| Mediefiler på Wikimedia Commons | |||
Tetrafluormethan ( kulstoftetrafluorid, kulstoftetrafluorid, CF 4 ) er en binær kemisk forbindelse . Kommercielle navne på forbindelsen, når den bruges som kølemiddel : freon-14, freon-14.
Tetrafluormethan er den enkleste af perfluorcarbonerne . Sammenlignet med andre carbontetrahalogenider har det en højere kemisk resistens. På grund af det store antal carbon - fluor-bindinger og den høje elektronegativitet af fluor har carbonatomet i denne forbindelse en betydelig positiv ladning, som styrker og forkorter carbon-fluor-bindingen.
Stort set ugiftigt.
Tetrafluormethan er den stærkeste drivhusgas [ 1] .
Fysiske egenskaber
Ved stuetemperatur er det en kemisk inert, farveløs, lugtfri og smagløs gas , cirka 3 gange tungere end luft. Dens smeltepunkt er -184°C og dens kogepunkt er -128°C.
Meget dårligt opløseligt i vand (20 mg/kg ved 20°C [2] ), i ethanol (ca. 80 mg/kg ved 25°C [3] ) og benzen (ca. 64 mg/kg ved 25°C [4] ).
Af de 4 fluorderivater af methan- fluormethan , difluormethan , trifluormethan og tetrafluormethan er bindingen mellem fluor- og kulstofatomerne i tetrafluormethan den stærkeste. Dette skyldes den høje elektronegativitet af fluoratomer, som trækker elektronskyen fra kulstofatomet mod sig selv, hvorved kulstofatomet er positivt ladet: +0,76 af den elementære ladning , og dette forstærker Coulomb-kræfterne mellem positivt ladede kulstofatomer og negativt ladede fluoratomer.
Kemiske egenskaber
Tetrafluormethan er ligesom andre perfluorcarboner meget stabil på grund af styrken af fluor-carbon-bindingen og er en af de mest stabile forbindelser blandt alle organiske stoffer . Bindingsenergien i denne forbindelse er 515 kJ/mol. Derfor er det inert over for syrer og baser .
Ved høje temperaturer, i nærværelse af ilt eller i luft, nedbrydes det til carbonylfluorid og carbonmonoxid (II) .
Reagerer med nogle aktive metaller og med alkalimetaller :
Kontakt af tetrafluormethan med en flamme ud over oxygen producerer giftige gasser ( carbonylfluorid og kulilte ); i nærværelse af vand dannes hydrogenfluorid .
Henter
Ren tetrafluormethan blev først syntetiseret i 1926 [5] .
Tetrafluormethan kan opnås under laboratorieforhold ved at reagere siliciumcarbid med fluor :
Det kan også fremstilles ved fluorering af carbondioxid , carbonmonoxid eller phosgen med svovltetrafluorid :
Ved en temperatur på 350-375 °C reagerer kulstof i form af grafit med nitrogentrifluorid :
En måde at opnå er reaktionen ved en temperatur over 900 ° C af kulstof med fluor :
I industrien, på grund af vanskeligheden ved at opnå elementært fluor og dets høje omkostninger, opnås tetrafluormethan fra difluordichlormethan eller chlortrifluormethan ved virkningen af hydrogenfluorid :
Som et biprodukt dannes tetrafluormethan i industrien under fluorering af eventuelle organiske forbindelser og under fremstilling af aluminium ved en elektrolytisk metode under elektrolyse af metalfluorider, der udgør kryolit , ved hjælp af en kulelektrode .
Brug
- Tetrafluormethan bruges nogle gange som et lavtemperaturkølemiddel (kommercielle navne Freon -14, Freon - 14).
- I mikroelektronik, alene eller i kombination med oxygen i plasmaætsningsprocesser af silicium , siliciumdioxid eller siliciumnitrid .
- Komponent af åndedrætsblandinger til dybhavsdykning.
- I automatiske brandslukningsanlæg .
- Ozonnedbrydningsstabilisator . _ _
- Fortynder til gasblandinger under kemiske reaktioner .
- Reagens til opnåelse af organofluorforbindelser.
Miljøpåvirkning
Tetrafluormethan er en gas med en stærk drivhuseffekt . Det globale opvarmningspotentiale (GWP) af tetrafluormethan over et tidsinterval på 100 år er 7390 enheder, til sammenligning er GWP for den vigtigste drivhusgas - kuldioxid (CO 2 ) taget lig med 1. Men denne gas laver endnu ikke et væsentligt bidrag til drivhuseffekten, da dens koncentration er meget lav i atmosfæren. Tetrafluormethan er en meget stabil forbindelse, dens halveringstid i atmosfæren er cirka 50.000 år, og derfor sker dens gradvise teknogene akkumulering i atmosfæren.
Tetrafluormethan ligner i strukturen chlorfluormethaner , men i modsætning til dem nedbryder tetrafluormethan ikke ozonlaget . Dette skyldes, at ozon ødelægger de kloratomer, der dannes under fotodissociationen af chlorfluorcarboner under påvirkning af ultraviolet stråling fra Solen.
Fare ved at bruge
Tetrafluormethan er ugiftigt, men langvarig indånding af luft med lave koncentrationer kan forårsage en narkotisk effekt [6] .
Ved indånding af luft med højere koncentrationer er iltsult og udvikling af symptomer svarende til højdesyge mulig - ledsaget af hovedpine , uklarhed af bevidstheden, kvalme , svimmelhed .
Flydende tetrafluormethan kan forårsage forfrysninger ved kontakt med huden.
Tetrafluormethan er tre gange tungere end luft, derfor kan det ophobes i den nederste del af utilstrækkeligt ventilerede rum, tekniske brønde, kældre, hvilket reducerer iltkoncentrationen i luften. Hvis en person kommer ind i en sådan atmosfære, er hans hurtige død fra kvælning mulig.
Se også
Noter
- ↑ P. Forster, P., V. Ramaswamy et al.: Changes in Atmospheric Constituents and in Radiative Forcing . I: Climate Change 2007: The Physical Science Basis. Bidrag fra arbejdsgruppe I til den fjerde vurderingsrapport fra det mellemstatslige panel om klimaændringer . Cambridge University Press, Cambridge und New York 2007, S. 212 ( PDF Arkiveret 15. december 2007 på Wayback Machine ).
- ↑ BA Cosgrove, J. Walkley: Opløseligheder af gasser i H 2 O og 2 H 2 O. i: J. Chromatogr. A 216, 1981, S. 161-167; doi:10.1016/S0021-9673(00)82344-4 .
- ↑ Shiqing Bo, Rubin Battino, Emmerich Wilhelm: Opløseligheden af gasser i væsker. 19. Opløseligheden af He, Ne, Ar, Kr, Xe, CH 4 , CF 4 , SF 6 i normale 1-alkanoler nC I H 2I+1 OH (1 ≤ I ≤ 11) ved 298,15 K. I: J. Chem. Eng. Databånd 38, Nr. 4, 1993, S. 611-616; doi:10.1021/je00012a035 .
- ↑ Graham Archer, Joel H. Hildebrand: Opløseligheden og entropien af opløsning af carbontetrafluorid og svovlhexafluorid i ikke-polære opløsningsmidler. I: The Journal of Physical Chemistry Band 67, Nr. 9, 1963, S. 1830-1833; doi:10.1021/j100803a021 .
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. (1997), Chemistry of the Elements (2. udgave), Oxford: Butterworth-Heinemann, ISBN 0-08-037941-9
- ↑ Databladt Tetrafluormethane bei Air Liquide.
| Freoner (freoner) | |
|---|---|
| Fluorcarboner |
|
| Fluorcarboner |
|
| Fluorchlorcarbonhydrider |
|
| Chlorfluorcarboner |
|
| Fluorbromcarboner, fluorbromcarbonhydrider |
|
| Fluorcarboner |
|