Tetrafluorometano

Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.
(Reindirizzamento da Tetrafluoruro di carbonio)
Vai alla navigazione Vai alla ricerca
Tetrafluorometano
Nome IUPAC
tetrafluorometano
Nomi alternativi
tetrafluoruro di carbonio
perfluorometano
Freon 14
Halon 14
R14
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareCF4
Peso formula (u)88,0043[1]
Aspettogas incolore
Numero CAS75-73-0
Numero EINECS200-896-5
PubChem6393
SMILES
C(F)(F)(F)F
Proprietà chimico-fisiche
Temperatura di fusione89 K
Temperatura di ebollizione145,1 ± 0,2 K
ΔebH0 (kJ·mol−1)11,814 kJ/mol @ 145,12 K
ΔebS0 (J·K−1mol−1)81,41 J/mol/K @ 145,12 K
Punto triplo89,4 ± 0,8 K
Punto critico37,45 bar @ 227,5 K
Proprietà termochimiche
ΔfH0 (kJ·mol−1)−930 ± 20 kJ/mol
S0m(J·K−1mol−1)261,41 J/(mol·K)
C0p,m(J·K−1mol−1)80,08 J/(mol·K) @ 145 K (fase liquida)
Indicazioni di sicurezza
TLV (ppm)non definito[2]
Simboli di rischio chimico
gas compresso
attenzione
Frasi H280
Consigli P410+403 [3]
Modifica dati su Wikidata · Manuale

Il tetrafluoruro di carbonio,[4][5] noto in chimica organica anche con il nome tetrafluorometano in quanto membro degli alometani tetrasostituiti, è un composto chimico binario del carbonio con il fluoro, avente formula molecolare CF4.[6] In questa molecola l'atomo centrale di carbonio si lega covalentemente a quattro atomi di fluoro, raggiungendo così il suo massimo stato di ossidazione (+4), come in CO2, oltre al suo massimo numero di coordinazione.

Il tetrafluoruro di carbonio è anche il primo dei perfluorocarburi, ossia degli idrocarburi in cui tutti gli idrogeni sono sostituiti da altrettanti atomi di fluoro. Come fluido refrigerante è noto anche con la sigla R 14 in ambito commerciale. È anche un potente gas serra,[7] GWP = 6630.[8]

A temperatura ambiente si presenta come un gas incolore e inodore, non infiammabile, né combustibile, e praticamente inerte nella maggior parte delle situazioni.

Struttura molecolare e proprietà[modifica | modifica wikitesto]

Il tetrafluoruro di carbonio è un composto stabilissimo, ΔHƒ° = -930±20 kJ/mol,[9] molto più esotermico dell'anidride carbonica (ΔHƒ° = -393,51±0,13 kJ/mol),[10] a dimostrazione della grande stabilità dei legami carbonio-fluoro.

A temperatura ambiente si presenta come un gas incolore (Teb ≈ -128 °C, Tcr = -45,6 °C) più denso dell'aria (~ 3 volte), pochissimo solubile in acqua,[11] ma solubile in benzene e in cloroformio.[12]

La molecola CF4 è esattamente tetraedrica e ha perciò simmetria Td,[13] con l'atomo di carbonio centrale ibridato sp3.[14] Il suo momento dipolare è di conseguenza nullo. Il fluoro è l'elemento più elettronegativo e i legami C–F sono i più forti legami semplici del carbonio[15] e anche i legami semplici più polari: la carica parziale sul carbonio di CF4 è stimata in +0,72 e.[16] Inoltre, la loro energia di legame aumenta all'aumentare del numero di fluori legati allo stesso C (fluori geminali) e quindi, tra i fluorometani, è massima in CF4, stimata in ~ 545 kJ/mol,[16] contro un valor medio per il legame C–F di 485 kJ/mol.[17]

Questo effetto tipico legato alla presenza di atomi o leganti uguali in posizione geminale fu inserito da Christian K. Jørgensen nel concetto generale di simbiosi.[18] In ogni caso, il rafforzamento dei legami e l'alta elettronegatività del fluoro, che determina una notevole carica parziale su C, contribuiscono a rendere la molecola praticamente inerte all'azione di ossidanti, agli acidi e agli idrossidi alcalini.[19] Nondimeno, il CF4 subisce l'azione di riducenti molto forti ed è incompatibile con metalli molto reattivi, a contatto con i quali può reagire vigorosamente.[20]

Parametri strutturali[modifica | modifica wikitesto]

Da indagini spettroscopiche roto-vibrazionali (microonde, infrarosso e Raman) è stato possibile ricavare la struttura geometrica della molecola:[13][21] la lunghezza del legame C–F risulta essere 131,51 pm e questa è più corta della lunghezza media dei legami C–F (135 pm[17]) ed è la più corta nella serie dei fluorometani: 132,84 pm[22] in CHF3, 135,08 pm[23] in CH2F2 e 138,3 pm[24] in CH3F.

Le reciproche distanze tra gli atomi di fluoro (F…F) sono di 214,75 pm,[13] mentre la distanza attesa per interazioni di non legame tra due atomi fluoro sarebbe 2 rvdW, cioè un valore nell'intervallo 300-320 pm;[25] qualitativamente questo fenomeno si riscontra anche negli altri fluorometani.

Chimica ionica in fase gassosa[modifica | modifica wikitesto]

Il potenziale di ionizzazione del tetrafluoruro di carbonio è elevato, pari a 14,7±0,3 eV,[26] ed è il massimo nella serie dei fluorometani, diminuendo al diminuire del numero dei fluori. Per quanto riguarda l'affinità elettronica, lo ione CF4– non è stato riscontrato in fase gassosa; diversi calcoli teorici stimano valori negativi per la sua affinità elettronica (-0,7 eV),[27] a differenza di quanto accade nel caso del tetracloruro di carbonio, per il quale l'affinità elettronica è nota e positiva, sebbene piccola, valutata in 0,80±0,34 eV.[28]

Il tetrafluoruro di carbonio è una base di Brønsted-Lowry in fase gassosa estremamente debole: la sua affinità protonica è 529,3 kJ/mol;[29] questo è il valore minimo tra i fluorometani, che sono un po' più basici: 619,5 kJ/mol: per CHF3,[30] 620,5 kJ/mol perCH2F2,[31] e 598,9 kJ/mol per CH3F.[32] Tra questi, il CF4 è anche l'unico ad essere meno basico del CH4 (543,5 kJ/mol[33]). Il tetrafluoruro di carbonio è anche meno basico dell'anidride carbonica (540,5 kJ/mol).[34]

Produzione[modifica | modifica wikitesto]

Il tetrafluoruro di carbonio può essere preparato in laboratorio a partire da carburo di silicio e fluoro:

La miscela gassosa viene fatta passare attraverso una soluzione acquosa di NaOH che idrolizza il tetrafluoruro di silicio formatosi, bloccandolo nella soluzione come silice variamente idratata e fluoruro di sodio, mentre CF4 non reagisce.[4] Alternativamente, si può far reagire il fluoro con l'anidride carbonica, il monossido di carbonio, o il fluorofosgene:

Un'altra reazione adatta a un laboratorio, fattibile a temperatura ambiente e più facilmente controllabile, parte da calcio cianammide (non inquinata da carbonio) in presenza di quantità catalitiche di fluoruro di cesio:[35]

CaNCN + 3 F2 → CF4 + CaF2 + N2

È altresì possibile ricavare il tetrafluorometano dalla combustione del carbone in presenza di fluoro.

Commercialmente viene preparato mediante fluorurazione di diclorodifluorometano o clorotrifluorometano.

Il tetrafluorometano è una molecola estremamente stabile per via dell'elevata forza del legame C-F. Di conseguenza non è infiammabile e reagisce con estrema difficoltà. È inerte nei confronti di acidi, basi e ossidanti. Tuttavia, come tutti i perfluorocarburi il CF4 reagisce in presenza di metalli alcalini.

Applicazioni[modifica | modifica wikitesto]

Il tetrafluorometano viene usato come fluido refrigerante per applicazioni a bassissima temperatura, viene usato nelle applicazioni di plasma etching o come gas inerte in alcune particolari applicazioni. Ha infatti una temperatura di ebollizione un po' superiore a quella dell'azoto liquido. Tuttavia, il tetrafluorometano presenta alcune problematiche notevoli che solitamente ne scoraggiano l'impiego pratico a favore dell'azoto liquido.

Precauzioni[modifica | modifica wikitesto]

Il tetrafluorometano:

  • è narcotico in alte concentrazioni
  • può essere asfissiante: se si accumula in aree non adeguatamente ventilate, dato che è più denso dell'aria. L'inalazione può causare mal di testa, nausea e se prolungata può provocare danni al sistema cardiovascolare.
  • ha un elevato potenziale di riscaldamento globale (7390), e ha una vita nell'atmosfera stimata in 50.000 anni.

La sua decomposizione termica in presenza di ossigeno e acqua produce gas tossici, fra i quali l'acido fluoridrico, il fluorofosgene e il monossido di carbonio.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ Welcome to the NIST WebBook
  2. ^ Copia archiviata, su cdc.gov. URL consultato il 4 ottobre 2009 (archiviato dall'url originale l'8 ottobre 2009).
  3. ^ Sigma Aldrich; rev. del 05.12.2012
  4. ^ a b F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo e Manfred Bochmann, Advanced Inorganic Chemistry, 6ª ed., Wiley Interscience, 1999, p. 222, ISBN 0-471-19957-5.
  5. ^ I. L. Finar, ORGANIC CHEMISTRY The fundamental principles, Fourth Edition, Longmans, 1963, p. 67.
  6. ^ F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo e Manfred Bochmann, Advanced Inorganic Chemistry, 6ª ed., Wiley Interscience, 1999, pp. 222-223, ISBN 0-471-19957-5.
  7. ^ (EN) Günter Siegemund, Werner Schwertfeger e Andrew Feiring, Fluorine Compounds, Organic, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, 15 giugno 2000, pp. a11_349, DOI:10.1002/14356007.a11_349, ISBN 978-3-527-30673-2. URL consultato il 2 agosto 2022.
  8. ^ Global Warming Potential Values (PDF), su ghgprotocol.org.
  9. ^ M. W. Chase, NIST-JANAF Themochemical Tables, Fourth Edition, 1998, pp. 1–1951. URL consultato l'11 marzo 2023.
  10. ^ (EN) NIST Office of Data and Informatics, Carbon dioxide, su webbook.nist.gov. URL consultato il 4 aprile 2024.
  11. ^ GESTIS-Stoffdatenbank, su gestis.dguv.de. URL consultato l'11 marzo 2023.
  12. ^ (EN) PubChem, Carbon tetrafluoride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato l'11 marzo 2023.
  13. ^ a b c CCCBDB Experimental Data page 1, su cccbdb.nist.gov. URL consultato l'11 marzo 2023.
  14. ^ (EN) William A. Bernett, Hybridization effects in fluorocarbons, in The Journal of Organic Chemistry, vol. 34, n. 6, 1969-06, pp. 1772–1776, DOI:10.1021/jo01258a054. URL consultato il 4 aprile 2024.
  15. ^ (EN) David O'Hagan, Understanding organofluorine chemistry. An introduction to the C–F bond, in Chemical Society Reviews, vol. 37, n. 2, 7 gennaio 2008, pp. 308–319, DOI:10.1039/B711844A. URL consultato l'11 marzo 2023.
  16. ^ a b (EN) David M. Lemal, Perspective on Fluorocarbon Chemistry, in The Journal of Organic Chemistry, vol. 69, n. 1, 1º gennaio 2004, pp. 1–11, DOI:10.1021/jo0302556. URL consultato il 12 marzo 2023.
  17. ^ a b J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, Piccin, 1999, pp. A-25 - A-33, ISBN 88-299-1470-3.
  18. ^ (EN) C. Klixbull Jorgensen, "Symbiotic" Ligands, Hard and Soft Central Atoms, in Inorganic Chemistry, vol. 3, n. 8, 1964-08, pp. 1201–1202, DOI:10.1021/ic50018a036. URL consultato il 12 marzo 2023.
  19. ^ (EN) PubChem, Carbon tetrafluoride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 12 marzo 2023.
  20. ^ carbon tetrafluoride, su www.chembk.com. URL consultato l'11 marzo 2023.
    «"Incompatible with zinc, alkaline earth metals, Group I metals, aluminium and its alloys."»
  21. ^ (EN) Structure of Free Polyatomic Molecules, DOI:10.1007/978-3-642-45748-7. URL consultato l'11 marzo 2023.
  22. ^ (EN) Yoshiyuki Kawashima e A. Peter Cox, Microwave l-type resonance transitions of the v6 = 1 state in CHF3 and CDF3: Accidental degeneracy and molecular structure, in Journal of Molecular Spectroscopy, vol. 72, n. 3, 1º settembre 1978, pp. 423–429, DOI:10.1016/0022-2852(78)90140-6. URL consultato il 30 luglio 2022.
  23. ^ CCCBDB listing of experimental data page 2, su cccbdb.nist.gov. URL consultato il 30 giugno 2022.
  24. ^ (EN) J. Demaison, J. Breidung e W. Thiel, The Equilibrium Structure of Methyl Fluoride, in Structural Chemistry, vol. 10, n. 2, 1º aprile 1999, pp. 129–133, DOI:10.1023/A:1022085314343. URL consultato il 2 agosto 2022.
  25. ^ J. E. Huheey, E. A. Keiter e R. L. Keiter, Chemical Forces, in Chimica Inorganica, Principi, Strutture, Reattività, 2ª ed., Piccin, 1999, p. 300, ISBN 88-299-1470-3.
  26. ^ (EN) Robert W. Kiser e Don L. Hobrock, The Ionization Potential of Carbon Tetrafluoride, in Journal of the American Chemical Society, vol. 87, n. 4, 1965-02, pp. 922–923, DOI:10.1021/ja01082a047. URL consultato l'11 marzo 2023.
  27. ^ L. G. Christophorou, J. K. Olthoff e M. V. V. S. Rao, Electron Interactions with CF4, in Journal of Physical and Chemical Reference Data, vol. 25, n. 5, 1º settembre 1996, pp. 1341–1388, DOI:10.1063/1.555986. URL consultato l'11 marzo 2023.
  28. ^ (EN) Carbon Tetrachloride, su webbook.nist.gov. URL consultato l'11 marzo 2023.
  29. ^ (EN) Tetrafluoromethane, su webbook.nist.gov. URL consultato l'11 marzo 2023.
  30. ^ (EN) Fluoroform, su webbook.nist.gov. URL consultato il 2 luglio 2022.
  31. ^ (EN) Edward P. L. Hunter e Sharon G. Lias, Evaluated Gas Phase Basicities and Proton Affinities of Molecules: An Update, in Journal of Physical and Chemical Reference Data, vol. 27, n. 3, 1998-05, pp. 413–656, DOI:10.1063/1.556018. URL consultato il 30 giugno 2022.
  32. ^ (EN) Methyl fluoride, su webbook.nist.gov. URL consultato il 2 agosto 2022.
  33. ^ (EN) Methane, su webbook.nist.gov. URL consultato il 30 giugno 2022.
  34. ^ Edward P. L. Hunter e Sharon G. Lias, Evaluated Gas Phase Basicities and Proton Affinities of Molecules: An Update, in Journal of Physical and Chemical Reference Data, vol. 27, n. 3, 1º maggio 1998, pp. 413–656, DOI:10.1063/1.556018. URL consultato il 4 aprile 2024.
  35. ^ Catherine E. Housecroft e Alan G. Sharpe, Inorganic Chemistry, 3ª ed., Pearson Prentice Hall, 2008, p. 404, ISBN 978-0-13-175553-6.

Voci correlate[modifica | modifica wikitesto]

Altri progetti[modifica | modifica wikitesto]

Controllo di autoritàGND (DE) 4184884-6
  Portale Chimica: il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia
Estratto da "https://it.wikipedia.org/w/index.php?title=Tetrafluorometano&oldid=138774369"