Trifluoruro di bromo
| Trifluoruro di bromo | |
|---|---|
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| Nomi alternativi | |
| Fluoruro di bromo(III) | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | BrF3 |
| Massa molecolare (u) | 136,90 |
| Aspetto | liquido incolore o giallo paglierino |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-132-1 |
| PubChem | 24594 |
| SMILES | FBr(F)F |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 2,803 |
| Solubilità in acqua | reazione violenta |
| Temperatura di fusione | 8,77 °C (281,92 K) |
| Temperatura di ebollizione | 125,72 °C (398,9 K) |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
  
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| Frasi R | 2,8, 23, 24, 25, 35 |
Il trifluoruro di bromo, o fluoruro di bromo(III), è il composto inorganico interalogenico del bromo trivalente con il fluoro, avente formula molecolare BrF3. È stato ottenuto per la prima volta nel 1906 dal chimico francese Paul Lebeau.[1]
In condizioni normali è un liquido moderatamente volatile, incolore se puro, ma spesso di colore giallo paglierino, che fuma all'aria e dall'odore pungente.[2] Ha forti proprietà fluoruranti, anche se meno di ClF3. Viene usato per produrre esafluoruro di uranio, UF6, nella lavorazione e riprocessamento dei combustibili nucleari. BrF3 è un composto pericoloso, tossico e corrosivo, che esplode a contatto con acqua o composti organici.
Proprietà e struttura
[modifica | modifica wikitesto]Il trifluoruro di bromo è un composto termodinamicamente molto stabile, la sua formazione dagli elementi è parecchio esotermica: ΔHƒ° = -256 kJ/mol.[3]
BrF3 è un composto molecolare, liquido a temperatura ambiente; la sua molecola ha forma a T,[4] con simmetria C2v,[5] analogamente alle specie ClF3 (gassoso) e IF3 (solido instabile). La molecola è polare, il suo momento di dipolo è μ = 1,00 D.[6]
Da un'indagine di spettroscopia rotazionale nella regione delle microonde è stato possibile ricavare la geometria molecolare di BrF3, con lunghezze ed angoli di legame.[7] L'atomo di bromo è al centro di una bipiramide trigonale distorta in cui due atomi di fluoro (Fax) occupano i due vertici assiali, mentre uno dei tre vertici equatoriali è occupato dal terzo fluoro (Feq) e gli altri due vertici equatoriali ospitano preferenzialmente le due coppie solitarie, come previsto dal modello VSEPR.[8]
La distanza tra l'atomo di bromo e gli atomi di fluoro assiali è di 181,0 pm, mentre il fluoro equatoriale dista meno, 172,1 pm.[7] Per confronto, il legame Br-F nel monofluoruro di bromo è intermedio, pari a 175,9 pm.[9] L'angolo che si osserva sull'atomo di bromo tra Fax e Feq è di 86,2°, un po' minore dei 90° teorici per una bipiramide trigonale indistorta; questo avviene a causa della maggiore repulsione esercitata dalle due coppie non condivise sulle coppie di legame, come previsto dal modello VSEPR.[10][11]
La struttura è in accordo con un'ibridazione sp3d dell'atomo di bromo, con cinque orbitali ibridi diretti ai vertici di una bipiramide trigonale in cui si sistemano le tre coppie di legame e le due coppie solitarie.[12]
Sintesi
[modifica | modifica wikitesto]BrF3 fu descritto per la prima volta nel 1906 da Paul Lebeau, che lo ottenne facendo reagire bromo e fluoro a 20 °C:[1]
![{\displaystyle {\mathrm {Br} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}3\,\mathrm {F} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/51a7a9e52fa8ff887d4f66ef35d9d26bbe6331bf)
BrF3 si può ottenere anche per disproporzione di BrF:[13]
![{\displaystyle {3\,\mathrm {BrF} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {Br} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/722dae3ad111200377e3a18bdefaed1c586581b4)
Reattività
[modifica | modifica wikitesto]BrF3 è un agente fluorurante energico, anche se meno forte di ClF3. Allo stato liquido BrF3 è un solvente aprotico ionizzante e può essere usato per preparare fluoruri binari a partire da metalli e ossidi. Ad esempio:[14]
![{\displaystyle {\mathrm {B} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}2\,\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {BF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {Br} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}{\mathchoice {\textstyle {\frac {3}{2}}}{\frac {3}{2}}{\frac {3}{2}}{\frac {3}{2}}}\,\mathrm {O} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c01e0d9b0bf37d63ee4b5415567b10f9aca5bcc2)
Il liquido conduce elettricità, dato che dà autoionizzazione:
![{\displaystyle {2\,\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}[\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}](\mathrm {solv} ){\vphantom {A}}^{+}{}+{}[\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}](\mathrm {solv} ){\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1f3f8bd469cf658d23731588b752b7caf3fead56)
I due ioni [BrF2]+ e [BrF4]– sono presenti nel solvente puro solo in piccola quantità (circa 0,09 M), dato il valore della costante di autoionizzazione (8,0 x 10–3 a 8 °C).[15]
Sali contenenti gli ioni [BrF2]+ e [BrF4]– si possono ottenere per reazione con altri fluoruri. Con fluoruri ionici BrF3 agisce come acido di Lewis. Ad esempio con KF:[15]
![{\displaystyle {\mathrm {KF} {}+{}\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {K} {\vphantom {A}}^{+}{}+{}[\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}]{\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/af39121a107dd6e83a1b530b33ee226373ddba88)
Con fluoruri molecolari accettori di ioni F– più forti di BrF3 si ha invece la formazione di sali contenenti [BrF2]+. Ad esempio:[15]
![{\displaystyle {\mathrm {SbF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}{}+{}\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}[\mathrm {BrF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]{\vphantom {A}}^{+}{}+{}[\mathrm {SbF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{6}}]{\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e7dcc314e4c5b1530e266fa270028f0a9100fc31)
Sicurezza
[modifica | modifica wikitesto]BrF3 è un composto molto reattivo e pericoloso. Esplode a contatto con acqua o composti organici. Provoca ustioni alla pelle, agli occhi e all'apparato respiratorio.[16]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ a b P. Lebeau, Action du fluor sur le chlore et sur le brome. Trifluorure de brome, in Ann. Chim. Phys., vol. 9, 1906, pp. 241-263. URL consultato il 25 maggio 2011.
- ^ (EN) PubChem, Bromine trifluoride, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 27 febbraio 2025.
- ^ Erwin Riedel e Christoph Janiak, Anorganische chemie, collana De Gruyter Studium, 10. Auflage, De Gruyter, 2022, p. 441, ISBN 978-3-11-069604-2.
- ^ Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold Frederik Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 349, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ Nils Wiberg, Egon Wiberg e Arnold Frederik Holleman, Anorganische Chemie, 103. Auflage, De Gruyter, 2017, p. 508, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ Experimental data for BrF3 (Bromine trifluoride), su Computational Chemistry Comparison and Benchmark DataBase.
- ^ a b D. W. Magnuson, Microwave Spectrum and Molecular Structure of Bromine Trifluoride, in The Journal of Chemical Physics, vol. 27, n. 1, 1º luglio 1957, pp. 223-226, DOI:10.1063/1.1743675. URL consultato il 27 febbraio 2025.
- ^ Michael Binnewies, Maik Finze e Manfred Jäckel, Allgemeine und Anorganische Chemie, 3. Aufl. 2016, Springer Berlin Heidelberg, 2016, p. 106, ISBN 978-3-662-45066-6.
- ^ Experimental data for BrF (Bromine monofluoride), su Computational Chemistry Comparison and Benchmark DataBase.
- ^ J.E. Huheey, E.A. Keiter e R.L. Keiter, 6 - La struttura e la reattività delle molecole, in Chimica Inorganica, Seconda edizione italiana, sulla quarta edizione inglese, Piccin Nuova Libraria, Padova, 1999, pp. 209-223, ISBN 88-299-1470-3.
- ^ G. L. Miessler e D. A. Tarr, Inorganic Chemistry, 2nd, Prentice-Hall, 1999, pp. 54–62, ISBN 978-0-13-841891-5.
- ^ (EN) BrF3 Lewis Structure, Molecular Geometry, Hybridization, and MO Diagram - Techiescientist, su techiescientist.com, 15 marzo 2021. URL consultato il 27 febbraio 2025.
- ^ J. H. Simons, Bromine(III) fluoride: (bromine trifluoride), in Inorg. Synth., vol. 3, 1950, pp. 184-186, DOI:10.1002/9780470132340.ch48.
- ^ N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ a b c C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
- ^ Matheson Tri-Gas, Scheda di sicurezza di BrF3 (PDF), su mathesongas.com. URL consultato il 25 maggio 2011 (archiviato dall'url originale il 13 maggio 2012).
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