ΘΕΙΟΑΚΕΤΟΝΗ

  (CH₃) ₂C = S

Η θειοακετόνη είναι μια ένωση οργανικού θείου με τον χημικό τύπο (CH₃) ₂CS.

Είναι μια ασταθής πορτοκαλί ή καφέ ουσία που μπορεί να απομονωθεί μόνο σε χαμηλές θερμοκρασίες. ^[2]  

Πάνω από -20 ° C (-4 ° F), η θειοακετόνη μετατρέπεται εύκολα σε ένα πολυμερές και ένα τριμερές τριθειοακετόνη. ^[3]

 Έχει μια εξαιρετικά ισχυρή, δυσάρεστη οσμή.

Properties
Chemical formula	C3H6S
Molar mass	74.14 g·mol−1
Appearance	Brown liquid
Odor	Extremely unpleasant, putrid odor
Melting point	−55 °C[1]
Boiling point	70 °C[1]

Παρασκευή

Η θειοακετόνη ελήφθη για πρώτη φορά το 1889 από τους Baumann και Fromm, ως μικρή πρόσμειξη στη σύνθεση της τριθειοακετόνης. ^[1]

Η θειοακετόνη συνήθως λαμβάνεται με πυρόλυση της κυκλικής τριμερούς τριαιθοακετόνης [(CH₃) ₂CS] ³.

 Το τριμερές παρασκευάζεται με πυρόλυση αλλυλο ισοπροπυλ σουλφιδίου ή με κατεργασία ακετόνης με υδρόθειο παρουσία ενός οξέος Lewis ^{[4] [5]}

Η τριμερής ρωγμή στους 500-600 ° C (932-1,112 ° F) για να δώσει τη θειόνη. ^{[2] [6] [1]}

Πολυμερισμός

Η θειοακετόνη πολυμερίζεται αυθόρμητα ακόμη και σε πολύ χαμηλές θερμοκρασίες, καθαρή ή διαλελυμένη σε αιθέρα ή αιθυλενοξείδιο, αποδίδοντας ένα λευκό στερεό που είναι ένα μεταβαλλόμενο μίγμα γραμμικού πολυμερούς [C (CH₃)₂-S-]n- ··· και η κυκλική τριμερής τριθειοακετόνη.

Το μέσο μοριακό βάρος του πολυμερούς κυμαίνεται από 2000 έως 14000 ανάλογα με τη μέθοδο παρασκευής, τη θερμοκρασία και την παρουσία του ταυτομερούς  θειοενόλης. Το πολυμερές τήκεται στην περιοχή ή περίπου 70 ° C έως 125 ° C. Ο πολυμερισμός προωθείται από τις ελεύθερες ρίζες και το φως. ^[1]

Το κυκλικό τριμερές της θειοακετόνης (τριθειοακετόνη) είναι μια λευκή ή άχρωμη ένωση με σημείο τήξης 24 ° C (75 ° F), κοντά στη θερμοκρασία δωματίου. Έχει επίσης μια δυσάρεστη οσμή. ⁽³⁾

Οσμή

Η θειοακετόνη έχει έντονα άσχημη οσμή. Όπως και πολλές ενώσεις οργανικού θείου χαμηλού μοριακού βάρους, η μυρωδιά είναι ισχυρή και μπορεί να ανιχνευθεί ακόμη και όταν είναι πολύ αραιωμένη ^[7]. Το 1889 μια προσπάθεια απόσταξης της χημικής ουσίας στη γερμανική πόλη Freiburg ακολουθήθηκε από περιπτώσεις εμέτου, ναυτίας και απώλειας συνειδητοποίησης σε μια περιοχή με ακτίνα 0,75 χιλιομέτρων γύρω από το εργαστήριο λόγω της οσμής ^[8]. Οι Βρετανοί χημικοί στο Whitehall Soap Works στο Λιντς σημείωσαν σε έκθεση του 1890 ότι η αραίωση φαινόταν να καταστήσει τη μυρωδιά χειρότερη και περιέγραψε τη μυρωδιά ως "φόβος" ^[9].

Η θειοακετόνη θεωρείται επικίνδυνη χημική ουσία λόγω της εξαιρετικά άσχημης οσμής και της ικανότητάς της να καθιστά τους ανθρώπους ασυνείδητους, να προκαλεί εμετό και να ανιχνεύεται σε μεγάλες αποστάσεις.

Το 1967, οι ερευνητές της Esso επανέλαβαν το πείραμα της θραύσης θειοακετόνης, σε εργαστήριο νότια της Οξφόρδης, .

Αναφέρθηκαν στην εμπειρία τους ως εξής:

«Πρόσφατα βρήκαμε ένα πρόβλημα οσμής πέρα ​​από τις χειρότερες προσδοκίες μας. Κατά τη διάρκεια των πρώιμων πειραμάτων, ένα πώμα πήδηξε από ένα μπουκάλι υπολειμμάτων και, αν και αντικαταστάθηκε αμέσως, είχε ως αποτέλεσμα την άμεση καταγγελία της ναυτίας και της αρρώστιας από τους συναδέλφους που εργάζονταν σε ένα κτίριο 200 μέτρα μακριά. Δύο από τους χημικούς μας, οι οποίοι δεν έκαναν τίποτε άλλο από το να διερευνήσουν τη οσμή μικρών ποσοτήτων τριθειοακετόνης, βρήκαν τον εαυτό τους αντικείμενο εχθρικών ενεργειών σε ένα εστιατόριο .»

ΠΑΡΑΠΟΜΠΕΣ:

1.    William H. Sharkey (1979): "Polymerization through the carbon-sulfur double bond". Polymerization, series Advances in Polymer Science, volume 17, pages 73-103. doi:10.1007/3-540-07111-3_2

2.    ^ Jump up to:^a b V.C.E. Burnop; K.G. Latham (1967). "Polythioacetone Polymer". Polymer. 8: 589–607. doi:10.1016/0032-3861(67)90069-9.

3.    ^ Jump up to:^a b R.D. Lipscomb; W.H. Sharkey (1970). "Characterization and polymerization of thioacetone". Journal of Polymer Science Part A: Polymer Chemistry. 8 (8): 2187–2196. doi:10.1002/pol.1970.150080826.

4.    ^ Bailey, William J.; Chu, Hilda (1965). "Synthesis of polythioacetone". ACS Polymer Preprints. 6: 145–155.

5.    ^ Bohme, Horst; Pfeifer, Hans; Schneider, Erich (1942). "Dimeric thioketones". Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft. 75B (7): 900–909. doi:10.1002/cber.19420750722. Note: This early report mistakes the trimer for the monomer

6.    ^ Kroto, H.W.; Landsberg, B.M.; Suffolk, R.J.; Vodden, A. (1974). "The photoelectron and microwave spectra of the unstable species thioacetaldehyde, CH3CHS, and thioacetone, (CH3)2CS". Chemical Physics Letters. 29 (2): 265–269. doi:10.1016/0009-2614(74)85029-3. ISSN 0009-2614.

7.    ^ Jump up to:^a b Derek Lowe (June 11, 2009). "Things I Won't Work With: Thioacetone". In The Pipeline.

8.    ^ E. Baumann & E. Fromm (1889). "Ueber Thioderivate der Ketone" (PDF). Berichte der Deutschen Chemischen Gesellschaft. 22 (2): 2592–2599. doi:10.1002/cber.188902202151.

9.    ^ Chemical News and Journal of Industrial Science. Chemical news office. 1890. p. 219.

ΔΙΜΕΘΥΛΟΚΆΔΜΙΟ

Το διμεθυλοκάδμιο είναι η ένωση οργανοκαδμίου με τον τύπο 

           Cd (CH₃) ₂.

Compound Formula	C2H6Cd
Molecular Weight	142.48
Appearance	Colourless liquid
Melting Point	-4.5 °C
Boiling Point	105.5 °C
Density	1.985 g/ml (18 °C)
Solubility in H2O	Reacts
Exact Mass	143.950308
Monoisotopic Mass	143.950308

Είναι ένα άχρωμο εξαιρετικά τοξικό υγρό που ατμίζει στον αέρα.

 Είναι ένα γραμμικό μόριο με μήκος δεσμών C-Cd  213 μμ. ^[1].   

Η ένωση βρίσκει περιορισμένη χρήση ως αντιδραστήριο σε οργανική σύνθεση και σε εναπόθεση μεταλλικών οργανικών χημικών ατμών (MOCVD).

 Έχει επίσης χρησιμοποιηθεί στη σύνθεση νανοσωματιδίων σεληνίου καδμίου, αν και έχουν καταβληθεί προσπάθειες για την αντικατάστασή του σε αυτή την ικανότητα λόγω της τοξικότητάς του ^[2].

Το διμεθυλκάδμιο παρασκευάζεται με κατεργασία διαλογονιδίων του καδμίου με αντιδραστήρια Grignard μεθυλίου ή μεθυλολίθιο ^[3]

CdBr₂ + 2CH₃MgBr → Cd (CH₃) ₂ + MgBr₂

ΤΟΞΙΚΌΤΗΤΑ:

Η πλέον τοξική ένωση που συνθέσαμε ποτέ είναι το διμεθυλοκάδμιο.

Το διμεθυλοκάδμιο είναι μια οργανομεταλλική ένωση, πράγμα που σημαίνει ότι υπάρχει ένα μόριο στο οποίο άτομο άνθρακα έχει συνδεθεί με ένα μέταλλο.

Στο διμεθυλοκάδμιο, το άτομο άνθρακα έχει συνδεθεί με το κάδμιο, το οποίο, από μόνο του, είναι ένα πολύ τοξικό μεταλλικό στοιχείο.

 Το διμεθυλοκάδμιο  είναι επίσης μία πολύ δραστική ένωση, αλλά η δραστικότητα (πιο συγκεκριμένα, η αναφλεξιμότητα) δεν είναι αυτό που το καθιστά επικίνδυνο.

Είναι, ανά  γραμμάριο, το πιο τοξικό χημικό στον κόσμο. Λίγα μικρογραμμάρια ανά κυβικό μέτρο αέρα είναι αρκετό για να κάνει κάποιον άρρωστο εάν εισπνευστεί. Η ένωση έχει τόσο οξείες όσο και χρόνιες επιδράσεις. εάν εισπνευστεί, η τοξικότητα της ένωσης θα είναι θανατηφόρα ή αν το άτομο κατορθώσει να απορροφήσει  το κύριο βάρος της τοξικότητας του χημικού, τότε, στο μέλλον, υπάρχει σχεδόν μια σίγουρη πιθανότητα το άτομο να έχει καρκίνο λόγω της γενετικές μεταλλάξεις που προκαλούνται από την τοξικότητα του διμεθυλοκαδμίου.

Παραπομπές:

1.    Felix Hanke; Sarah Hindley; Anthony C. Jones; Alexander Steiner (2016). "The Solid State Structures of the High and Low Temperature Phases of Dimethylcadmium". Chemical Communications. 52: 10144–10146. doi:10.1039/c6cc05851e.

2.    ^ Julia Hambrock; Alexander Birkner; Roland A. Fischer (2001). "Synthesis of CdSe nanoparticles using various organometallic cadmium precursors". Journal of Materials Chemistry. 11: 3197–3201. doi:10.1039/B104231A.

3.    ^ Jump up to:^a b Douglas F. Foster; David J. Cole-Hamilton (1997). "Electronic Grade Alkyls of Group 12 and 13 Elements". Inorganic Syntheses. 31: 21–66. doi:10.1002/9780470132623.ch7.

4.    ^ Erich Krause (1917). "Einfache Cadmiumdialkyle. (I. Mitteilung über organische Cadmium-Verbindungen.)" (PDF). Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 50 (2): 1813–1822. doi:10.1002/cber.19170500292.

Τριφθοριούχο χλώριο.

Τριφθοριούχο χλώριο.

ClF₃

         

To τριφθοριούχο χλώριο (αγγλικά chlorine trifluoride) είναι ανόργανη διατομική χημική ένωση, που περιέχει φθόριο και χλώριο, με μοριακό τύπο ClF₃. Το χημικά καθαρό τριφθοριούχο χλώριο, στις συνηθισμένες συνθήκες, δηλαδή σε θερμοκρασία 25°C και υπό πίεση 1 atm, είναι άχρωμο, δηλητηριώδες, διαβρωτικό και εξαιρετικά δραστικό αέριο, που συμπυκνώνεται (στους 11,75°C) σε ένα ανοικτοπρασινοκίτρινο υγρό, μια μορφή στην οποία συνήθως πωλείται (συμπιεσμένο στη θερμοκρασία δωματίου). Η κύρια εφαρμογή της ένωσης είναι καύσιμο πυραύλων, στις διεργασίες καθαρισμού χωρίς πλάσμα και χάραξης στη βιομηχανία ημιαγωγών^[1][2], στην επεξεργασία καυσίμων πυρηνικού αντιδραστήρα^[3], και σε άλλες βιομηχανικές διεργασίες^[4].

Πρώτη αναφορά

Το τριφθοριούχο χλώριο αναφέρθηκε για πρώτη φορά το 1930 από τους Ραφφ (Ruff) και Κραγκ (Krug), που το παρήγαγαν με αντίδραση ολικής σύνθεσης, δηλαδή από φθόριο και χλώριο. Η αντίδραση αυτή παράγει, επίσης, μονοφθοριούχο χλώριο (ClF), το οποίο (οι αναφερόμενοι ερευνητές) διαχώρησαν με απόσταξη^[5]:

{\displaystyle \mathrm {3F_{2}+Cl_{2}{\xrightarrow {}}2ClF_{3}} }

Δομή και σταθερότητα

Το μόριο του τριφθοριούχου χλωρίου έχει κατά προσέγγιση σχήμα Τ, με ένα βραχύτερο δεσμό (159,8 pm) και δυο (2) μακρύτερους (169,8 pm)^[6]. Αυτή η δομή συμφωνεί με την πρόβλεψη της θεωρίας σθένους - απώθησης ζευγών ηλεκτρονίων [Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) theory], που προβλέπει ότι τα (δυο υπόλοιπα) μονήρη ζεύγη ηλεκτερονίων του ατόμου του χλωρίου καταλαμβάνουν τις δυο ισημερινές θέσεις μιας νοητής τριγωνικής διπυραμίδας. Οι δυο επιμηκυσμένοι αξονικοί δεσμοί Cl-F αποτελούνται από υπερσθενική δεσμολογία. Το χημικά καθαρό τριφθοριούχο χλώριο είναι σταθερό (ως) τους 180°C σε δοχεία από χαλαζία. Πάνω από αυτήν τη θερμοκρασία διασπάται, με ένα μηχανισμό ελευθέρων ριζών, στα στοιχεία που το αποτελούν.

Αντιδράσεις του τριφθοριούχου χλωρίου

Το ClF3 θεωρείται ως μία από τις πιο δραστικές γνωστές χημικές ενώσεις. Αποτελεί ισχυρότατο οξειδωτικό μέσον, όπως και εξαιρετικό αντιδραστήριο φθορίωσης. Στην ουσία μπορεί να θεωρηθεί ως μια κάπως "πιο εύχρηστη" μορφή στοιχειακού φθορίου. Μάλιστα, σε υγρή κατάσταση (σ.ζ. 11,75 ºC) αποδεικνύεται δραστικότερο και από το υγρό φθόριο, αφού το τελευταίο θα πρέπει να βρίσκεται σε πολύ χαμηλότερη θερμοκρασία (σ.ζ. -188,12 ºC). Κατακαίει ακαριαία κάθε οργανικό υλικό, αλλά ακόμα και ανόργανα υλικά που θεωρούνται χημικώς αδρανή. 'Ετσι, προκαλεί ανάφλεξη στον αμίαντο και στο τσιμέντο.

Η δραστικότητα του ClF3 έναντι αυτών των ανόργανων υλικών, οφείλεται στην ισχυρότατη δέσμευση των μεταλλικών ιόντων (π.χ. Ca, Al) προς σχηματισμό των αντίστοιχων φθοριούχων αλάτων. Οι αντιδράσεις αυτές διαλύουν πλήρως τον σκελετό των αργιλικών αλάτων των υλικών αυτών, τα οποία έτσι κονιοποιούνται. Εξ αιτίας των μεγάλων ποσών της εκλυόμενης θερμότητας, τα κονιοποιημένα φθορίδια αφίπτανται πυρακτωμένα δίνοντας την αίσθηση πραγματικής φλόγας. Το φθόριο σχηματίζει με το πυρίτιο τη σταθερή αέρια ένωση SiF4. Αυτό βοηθά και στην αποσύνθεση των πυριτικών αλάτων, τα οποία αποτελούν τον κρυσταλλικό σκελετό του αμίαντου και αναπόφευκτα καθιστά την άμμο (SiO2) ακατάλληλη για την κατάσβεση πυρκαγιών που προκαλούνται από το ClF3.

Το ClF3 αντιδρά εκρηκτικά με οργανικές ενώσεις και ο μόνος τρόπος εισαγωγής κάποιου ελέγχου των αντιδράσεων φθορίωσης των οργανικών ενώσεων είναι η αραίωσή του ως αερίου με κάποιο αδρανές αέριο ή ως υγρού με υγρούς υπερφθοριωμένους υδρογονάνθρακες, τις μόνες οργανικές ενώσεις με τις οποίες αντιδρά δύσκολα.

Το ClF3 αντιδρά εκρηκτικά με το νερό παρέχοντας κυρίως υδροφθόριο και χλώριο (αντίδραση 1), με παράλληλο σχηματισμό -ανάλογα με τις συνθήκες- φθοριούχου χλωρίου, υδροχλωρίου, ενώσεων φθορίου-χλωρίου-οξυγόνου και οξειδίων του χλωρίου. Από την αντίδραση προκύπτει ότι όχι μόνο δεν εξουδετερώνεται η τοξικότητα και η επικινδυνότητα του αερίου από το νερό, αλλά σχηματίζονται ακόμη μεγαλύτεροι όγκοι επίσης καυστικών και τοξικών αερίων.

Αντιδρά με κάθε μεταλλικό οξείδιο και άλας, παρέχοντας φθοριούχα άλατα των μετάλλων στην ανώτερη δυνατή βαθμίδα οξείδωσής τους (αντιδράσεις 2-4). Αντιδρά με δύστηκτα οξείδια (π.χ. MgO, CaO, Al2O3, MnO2, Ta2O5, MoO3), ακόμη και με εκείνα τα οποία, μετά τη πυράκτωσή τους είναι εξαιρετικά δύσκολο να διαλυθούν σε πυκνά οξέα ή βάσεις.

Αντιδρά ακαριαία με αμέταλλα (Β, P, S, As, Sb, S, Se, Te) σχηματίζοντας πτητικά φθορίδια και χλωρίδια. Αντιδρά με μέταλλα, είτε αυτά είναι δραστικά (Na, Mg, Al, Zn), είτε μικρότερης δ

ραστικότητας (Fe, Sn, Ag), είτε ακόμη σχεδόν αδρανή (Mo, W) ή ευγενή (Ir, Rh), εφόσον αυτά βρίσκονται σε μορφή σκόνης. Σε υψηλή θερμοκρασία αντιδρά με Pt και Αυ, ενώ διαπιστώθηκε ότι μπορεί να φθοριώσει άμεσα τα ευγενή αέρια Xe και Rn.

Το καθαρό ClF3 δεν επιδρά στην ύαλο Pyrex ή στον χαλαζία (καθαρό SiO2), παρουσία όμως ιχνών υγρασίας σχηματίζει HF, το οποίο προκαλεί μια αργή διάβρωση και στα υλικά αυτά.

Σε θερμοκρασία δωματίου, το ClF3, αν και ισχυρότατο οξειδωτικό, μπορεί να έρθει σε επαφή με συμπαγή μέταλλα, εφόσον στην επιφάνειά τους έχει προηγουμένως σχηματιστεί ένα λεπτό και συνεκτικό προστατευτικό στρώμα φθοριούχου άλατος. Αυτό επιτρέπει την αποθήκευση του ClF3 σε δοχεία και κυλίνδρους κατασκευασμένα από μαλακό χάλυβα, νικέλιο ή κράμα Monel. Γενικά, η διαδικασία σχηματισμού προστατευτικού στρώματος σε μεταλλικές επιφάνειες (εδώ από φθορίδια, σε άλλες περιπτώσεις από οξείδια) είναι γνωστή ως παθητικοποίηση (passivation). Ρήξη του προστατευτικού στρώματος των φθοριδίων σε δοχεία που περιέχουν ClF3, π.χ. από μηχανικά αίτια ή απότομες αλλαγές της θερμοκρασίας, μπορεί να οδηγήσει σε ανεξέλεγκτη αντίδρασή του με το υλικό των δοχείων.

To ClF3 μπορεί να δράσει ως δότης ιόντων φθορίου (βάση Lewis) (αντιδράσεις 5, 6), αλλά και ως δέκτης ιόντων φθορίου (οξύ Lewis) (αντιδράσεις 7, 8). Η μικρή αγωγιμότητά του υποδεικνύει ότι υπόκειται σε μια ισορροπία διάστασης (αντίδραση 9).

Εφαρμογές

Στρατιωτικές εφαρμογές[

Κάτω από την κωδική ονομασία N-stoff, το τριφθοριούχο χλώριο ερευνήθηκε για στρατιωτικές εφαρμογές από το Ίδρυμα Κάιζερ Γουιέλμος (Kaiser Wilhelm Institute) της Ναζιστικής Γερμανίας, λίγο πριν από την έναρξη του Β΄ Παγκοσμίου Πολέμου. Σε πειράματα που έγιναν εναντίον ομοιωμάτων των οχυρώσεων της Γραμμής Μαζινό (Maginot Line fortifications) βρέθηκε ότι το τριφθοριούχο χλώριο είναι ένα αποτελεσματικό χημικό όπλο, που συνδυάζει σε ένα υλικό τις ιδιότητες ενός όπλου αποτέφρωσης και ενός δηλητηριώδους αερίου. Από το 1938, άρχησε η κατασκευή σε ένα μερικώς οχυρωμένου και μερικώς υπόγειου συγκροτήματος εργοστασίων έκτασης 31,76 km³, το βιομηχανικό συγκρότημα Φάλκεναγεν (Falkenhagen industrial complex), που προβλέπονταν να παράγει 50 τόνους N-stoff το μήνα, και επιπλέον σαρίν. Ωστόσο, μέχρι την εποχή που τελικά καταλήφθηκε με την προέλαση του Κόκκινου Στρατού το 1945, το συγκρότημα είχε παραγάγει μόλις περίπου 30 - 50 τόνους του υλικού, και με κόστος άνω των 100 γερμανικών μάρκων Ράιχ ανά χιλιόγραμμο^[7]. Το N-stoff ποτέ δεν χρησιμοποιήθηκε σε πόλεμο^[8].

Βιομηχανία ημιαγωγών

Στη βιομηχανία ημιαγωγών, το τριφθροριούχο χλώριο χρησιμοποιείται συχνά για να καθαρήσει τους θαλάμους χημικής απόθεσης ατμών^[9]. Έχει το πλεονέκτημα ότι μπορεί να χρησιμοποιηθεί για να απομακρύνει το ημιαγωγικό υλικό από το θάλαμο χωρίς να πρέπει να διαλυθεί ο θάλαμος^[9]. Επίσης, αντίθετα από τα περισσότερα εναλλακτικά χημικά που χρησιμοποιήθηκαν για τον ίδιο ρόλο, το τριφθοριούχο χλώριο δεν χρειάζεται να ενεργοποιηθεί με τη χρήση πλάσματος, γιατί η θερμότητα του θαλάμου είναι αρκρτή για να προκαλέσει τη διάσπαση του και την αντίδρασή του με το ημιαγωγικό υλικό^[9].

Προωθητικό πυραύλων

Το τριφθοριούχο χλώριο έχει ερευνηθεί ως ένα υψηλής απόδοσης αποθηκεύσιμο οξειδωτικό για πυραυλικά προωθητικά συστήματα. Ωστόσο, είναι προβληματισμός ο χειρισμός του. Ο Τζον Ντράρυ Κλαρκ (Τζον Ντράρυ Κλαρκ) συνώψησε ως εξής τις σχετικές δυσκολίες: «Είναι, φυσικά, εξαιρετικά τοξικό, αλλά αυτό είναι το μικρότερο από τα προβλήματα. Είναι υπεργολικό με κάθε γνωστό καύσιμο, και τόσο γρήγορο υπεργολικό που δεν υπάρχει καθόλου καθυστέριση στην ανάφλεξη, όπως έχει μετρηθεί. Είναι επίσης υπεργολικό με υλικά όπως τα υφάσματα, το ξύλο και τους μηχανικούς δοκιμής, για να μην αναφερθούν (επίσης) ο άσβστος, η άμμος και το νερό, με τα οποία επίσης αντιδρά εκρηκτικά. Μπορεί να κρατηθεί με κάποια συνηθισμένα δομικά υλικά, όπως ο χάλυβας, ο χαλκός, το αλουμίνιο, κ.τ.λ., εξαιτίας του σχηματισμού ενός λεπτού στρώματος αδιάλυτου φθοριδίου του (χρησιμοποιούμενου) μετάλλου, που προστατεύει το υπόλοιπο μέταλλο από προσβολή, ακριβώς όπως ένα αόρατο λεπτό στρώμα οξειδίου του αργιλίου προστατεύει (το μεταλλικό) αλουμίνιο από να καεί στην ατμόσφαιρα. Ωστόσο, αν αυτό το λεπτό στρώμα λυώσει η ξυθεί δεν υπάρχει πιθανότητα να ξανασχηματιστεί (και) αντιμετωπίζεται το πρόβλημα πυρκαγιάς μετάλλου - φθορίου. Για την αντιμετώπιση τέτοιας κατάστασης, πάντα θα πρότεινα ένα καλό ζευγάρι παπούτσια τρεξίματος (και όπου φύγει - φύγει...).»^[10][11][12].

Ασφάλεια και χειρισμός

Το τριφθοριούχο χλώριο είναι ισχυρό οξειδωτικό και φθοριωτικό μέσο. Είναι εξαιρετικά δραστικό με τα περισσότερα ανόργανα και οργανικά υλικά, συμπεριλαμβανόμενων του γυαλιού και του τεφλόν, και αρχίζει την ανάφλεξη πολλών θεωρούμενων ως άφλεκτων υλικών, χωρίς άλλη πηγή ανάφλεξης. Αυτές οι αντιδράσεις με το τριφθοριούχο χλώριο είναι συχνά βίαιες και σε κάποιες περιπτώσεις καταλήγουν σε εκρήξεις. Δοχεία κατασκευασμένα από χάλυβα, χαλκό ή νικέλιο αντιστέκονται στην προσβολή από τριφθοριούχο χλώριο, γιατί σχηματίζουν ένα λεπτό στρώμα αδιάλυτου (αντίστοιχου) φθοριδίου μετάλλου, αλλά το μολυβδαίνιο, το βολφράμιο και το τιτάνιο, που σχηματίζουν ευδιάλυτα (αντίστοιχα) φθορίδια, είναι συνεπώς ακατάλληλα υλικά για κατασκευή δοχείων για τριφθοριούχο χλώριο. Κάθε τμήμα εξοπλισμού που έρχεται σε επαφή με τριφθοριούχο χλώριο πρέπει να καθαρίζεται σχολαστικά και μετά να αδρανοποιείται, γιατί κάθε πρόσμειξη που ίσως να έμεινε θα συνεχίσει να καίει μέσω του στρώματος αδρανοποίησης ταχύτερα από ότι μπορεί να αποκατασταθεί. Η ιδιότητα του τριφθοριούχου χλωρίου να ξεπερνά σε οξειδωτική ικανότητα το οξυγόνο οδηγεί σε εξαιρετική διαβρωσιμότητα έναντι οξυγονούχων υλικών, συχνά ακόμη και αυτών που θεωρούνται ότι είναι άφλεκτα. Για το τριφθοριούχο χλώριο, και άλλα παρόμοια αέρια, έχουν αναφερθεί ότι ανέφλεξαν άμμο, άσβεστο και άλλα θεωρούμενα ως εξαιρετικἀ πυροσβεστικά υλικά. Σε ένα βιομηχανικό ατύχημα, η διαρροή 900 kg τριφθοριούχου χλωρίου έκαψε αντικείμενα διαμέσου 30 cm τσιμέντου και 90 cm χαλικιών^[13]. Πυροσβεστικά μέσα είναι ανίκανα να κατασβέοσυν αυτήν την οξείδωση, και ο μόνος τρόπος που υπάρχει είναι να ψυχθεί η γύρω περιοχή μέχρι να πάψει η οξείδωση^[14]. Το τριφθοριούχο χλώριο αντιδρά βίαια με πυροσβεστικά μέσα που περιέχουν νερό, καθώς και με οξειδωτικά απουσία ατμοσφαιρικού οξυγόνου, καθιστώντας πυροσβεστικά υλικά, όπως διοξείδιο του άνθρακα (CO₂) και αλάνθρακες, που εκτοπίζουν το ατμοσφαιρικό οξυγόνο, εντελώς αναποτελεσματικά έναντι του τριφθοριούχου χλωρίου. Το γυαλί αναφλέγεται αν έρθει σε επαφή με το τριφθοριούχο χλώριο^[15]. Η έκθεση σε μεγαλύτερες ποσότητες τριφθοριούχου χλωρίου, σε υγρή ή αέρια κατάσταση, αναφλέγει τους ιστούς που έρχονται σε επαφή με αυτό. Η αντίδραση υδρόλυσης τριφθοριούχου χλωρίου (φυσικά με νερό) είναι βίαιη ως και εκρηκτική, εξαιτίας της μεγάλης θερμότητας καύσης (που παράγει). Τα δε προϊόντα της υδρόλυση αυτής είναι κυρίως υδροφθορικό και υδροχλωρικό οξύ, που συνήθως εκλύονται με τη μορφή ατμών τους, εξαιτίας της ισχυρά εξώθερμης φύσης της αντίδρασης. Το παραγώμενο υδροφθορικό οξύ, με τη σειρά του, είναι διαβρωτικό για τους ανθρώπινους (και όχι βέβαια μόνο) ιστούς, απορροφάται από το δέρμα και προσβάλλει τα οστά, τα νεύρα και προκαλεί συχνά θανατηφόρα δηλητηρίαση από φθόριο. Το παραγώμενο υδροχλωρικό οξύ αποτελεί δευτερεύοντα κίνδυνο, αλλά είναι επίσης επικίνδυνο για τους ζωντανούς οργανισμούς, αλλά σε πολλές περιπτώσεις είναι πιο διαβρωτικό έναντι στα περισσότερα ανόργανα υλικά, σε σύγκριση με το υδροφθορικό οξύ.

Συμβατότητα με διάφορα υλικά. Το ClF3 σε συμπυκνωμένη μορφή (π.χ. ως αέριο σε υψηλές πιέσεις ή ως υγρό) προκαλεί ακαριαία ανάφλεξη σε κάθε οργανική ένωση με την οποία θα έρθει σε επαφή, όπως και αν έρθει σε επαφή με ύφασμα, δέρμα, μαλλιά και άσφαλτο. Οι μόνες οργανικές ενώσεις οι οποίες είναι κάπως συμβατές με το ClF3 είναι οι υπερφθοριωμένοι υδρογονάνθρακες και το πολυμερές Teflon. Ωστόσο, και με τις ενώσεις αυτές μπορεί να αντιδράσει κάτω από ορισμένες συνθήκες (υψηλές θερμοκρασίες και πιέσεις), προκαλώντας πλήρη διάσπαση του σκελετού άνθρακα και πλήρη φθορίωσή του (άνοιγμα των δεσμών -C-C- με σχηματισμό CF4). Οι αντιδράσεις αυτές θα μπορούσαν να γραφούν ως εξής:

C_nF_2n+2  +  (2n-2)/3 ClF₃     n CF₄  +  (n-1)/3 Cl₂               [-CF₂CF₂-]_n  +  4n/3 ClF₃    2n CF₄  +  2n/3 Cl₂

Αντιδρά εκρηκτικά με το νερό σχηματίζοντας κυρίως υδροφθόριο και χλώριο, αλλά και υδροχλώριο, ποικιλία ενώσεων φθορίου-χλωρίου-οξυγόνου και οξειδίων του χλωρίου. Η άμμος (SiO2) δεν μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την κατάσβεση πυρκαγιών του προφανώς λόγω της αντίδρασης της με το ClF3 προς σχηματισμό αερίου SiF4 [Αναφ. 12]. Η αντίδραση θα μπορούσε να είναι η ακόλουθη, χωρίς όμως να αποκλείεται και ο σχηματισμός σειράς άλλων προϊόντων:

3 SiO₂  +  4 ClF₃     3 SiF₄  +  2 Cl₂  +  3 Ο₂ 

Σε θερμοκρασίες μεγαλύτερες από 600 ºC το ClF3 διασπάται πλήρως στα επιμέρους στοιχεία που το αποτελούν.

Μη υπερφθοριωμένα πολυμερή δείχνουν μικρή ή καθόλου αντοχή προς το ClF3. Πολυμερή υλικά όπως νεοπρένιο, καουτσούκ, πολυαιθυλένιο και PVC δείχνουν κάποια αντοχή για σύντομες εκθέσεις, όχι όμως όταν είναι ρυπασμένα με άλλες οργανικές ενώσεις (π.χ. ορυκτέλαια), οπότε αναφλέγονται ταχύτατα. Οργανικές ακαθαρσίες ή υπολείμματα απορρυπαντικών, μετά από μια διαδικασία καθαρισμού, σε επαφή με το ClF3 θα αναφλεγούν και η ανάφλεξή τους μπορεί να επεκταθεί και σε υλικά που παρουσιάζουν κάποια αντοχή απέναντι της ένωσης αυτής

Αναφορές και παρατηρήσεις

1.    ↑ Hitoshi Habuka, Takahiro Sukenobu, Hideyuki Koda, Takashi Takeuchi, and Masahiko Aihara (2004). "Silicon Etch Rate Using Chlorine Trifluoride". Journal of the Electrochemical Society 151 (11): G783–G787. doi:10.1149/1.1806391.

2.    ↑ United States Patent 5849092 "Process for chlorine trifluoride chamber cleaning",

3.    ↑ Board on Environmental Studies and Toxicology, (BEST) (2006). Acute Exposure Guideline Levels for Selected Airborne Chemicals: Volume 5 (citation at the National Academies Press). Washington D.C.: National Academies Press. p. 40. ISBN 0-309-10358-4.

4.    ↑ United States Patent 6034016 "Method for regenerating halogenated Lewis acid catalysts"

5.    ↑ Otto Ruff, H. Krug (1930). "Über ein neues Chlorfluorid-CIF3". Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie 190 (1): 270–276. doi:10.1002/zaac.19301900127.

6.    ↑ Smith, D. F. (1953). "The Microwave Spectrum and Structure of Chlorine Trifluoride". The Journal of Chemical Physics 21 (4): 609–614. Bibcode:1953JChPh..21..609S. doi:10.1063/1.1698976. edit

7.    ↑ Using data from Economic History Services and The Inflation Calculator, we can calculate that 100 Reichsmark in 1941 is approximately equivalent to US$540 in 2006. Reichsmark exchange rate values from 1942 to 1944 are fragmentary.

8.    ↑ "Bunker Tours" report on Falkenhagen.

9.    ↑ ^{Άλμα πάνω, στο:9,0 9,1 9,2} "In Situ Cleaning of CVD Chambers". Semiconductor International. 6/1/1999.

10. ↑ ClF3/Hydrazine at the Encyclopedia Astronautica.

11. ↑ Clark, John D. (2001). Ignition!. UMI Books on Demand. ISBN 0-8135-0725-1.

12. ↑ Clark, John D. (1972). Ignition! An Informal History of Liquid Rocket Propellants. Rutgers University Press. p. 214. ISBN 0-8135-0725-1.

13. ↑ Air Products Safetygram, https://web.archive.org/web/20060318221608/http://www.airproducts.com/nr/rdonlyres/8479ed55-2170-4651-a3d4-223b2957a9f3/0/safetygram39.pdf

14. ↑ "Chlorine Trifluoride Handling Manual". Canoga Park, CA: Rocketdyne. September 1961. p. 24. Retrieved 2012-09-19.

15. ↑ Pradyot Patnaik (2007). A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances (3rd ed.). Wiley-Interscience. p. 478. ISBN 0-471-71458-5.