Tetrafluormethan

Strukturformel
Strukturformel von Tetrafluormethan
Keile zur Verdeutlichung der Geometrie
Allgemeines
Name Tetrafluormethan
Andere Namen
  • Tetrafluorkohlenstoff
  • Kohlenstofftetrafluorid
  • Perfluormethan
  • Freon 14
  • Halon 14
  • R 14
Summenformel CF4
Kurzbeschreibung

geruch- und farbloses Gas[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 75-73-0
EG-Nummer 200-896-5
ECHA-InfoCard 100.000.815
PubChem 6393
Wikidata Q423055
Eigenschaften
Molare Masse 88,01 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte

3,72 kg·m−3 (15 °C, 1013 mbar)[2]

Schmelzpunkt

−184 °C[1][2]

Siedepunkt

−128 °C[1][2]

Löslichkeit

schwer in Wasser (20 mg·l−1 bei 20 °C)[3]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[1]
Gefahrensymbol

Achtung

H- und P-Sätze H: 280
P: 403[1]
Treibhauspotential

7349 (bezogen auf 100 Jahre)[4]

Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−933,6 kJ/mol[5]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Tetrafluormethan (auch Tetrafluorkohlenstoff) ist eine chemische Verbindung aus der Reihe der Fluorkohlenwasserstoffe. Bei ihm sind alle Wasserstoffatome des Methans durch Fluoratome substituiert. Beide Bezeichnungen sind nach der IUPAC-Nomenklatur korrekt, abhängig davon, ob die Verbindung als organische (Tetrafluormethan) oder anorganische (Tetrafluorkohlenstoff) Verbindung angesehen wird.

Geschichte

Die Verbindung wurde erstmals im Jahr 1926 von den französischen Chemikern Paul Lebeau und Augustin Damiens hergestellt[6] und 1930 charakterisiert.[7][8]

Vorkommen

Tetrafluormethan entsteht in der Atmosphäre bei der UV-Photolyse von Trifluoracetylfluorid, das wiederum ein Abbauprodukt von in der Atmosphäre vorhandener Halogenkohlenwasserstoffe ist.[9]

Große Mengen Tetrafluormethan werden bei der Aluminiumerzeugung freigesetzt. Dies ist darauf zurückzuführen, dass beim Hall-Héroult-Prozess Graphit-Elektroden und Kryolith als Flussmittel (eutektische Schmelzpunkterniedrigung) zum Einsatz kommen – durch Reaktion des Fluors im Kryolith mit dem Kohlenstoff der Elektroden entsteht Tetrafluormethan.[10]

Darstellung

Tetrafluormethan kann einerseits durch Verbrennung von Kohlenstoff in Fluor, andererseits durch elektrische Entladung in einem Kohlenstoffmonoxid-Fluorgemisch dargestellt werden:[11]

Eine weitere Methode ist die Umsetzung von Siliciumcarbid mit Fluor zu Tetrafluormethan und Siliciumtetrafluorid:[12]

Die Umsetzung ist nahezu quantitativ, und die gasförmige Siliciumverbindung kann aus dem Gasgemisch durch Waschen mit einer Natriumhydroxidlösung (Hydrolyse) entfernt werden.

Eigenschaften

Tetrafluormethan hat eine Bindungslänge von 132,3 pm

Physikalische Eigenschaften

Tetrafluormethan ist ein farb- und geruchloses Gas mit einem Schmelzpunkt von −184 °C und einem Siedepunkt von −128 °C. Tetrafluormethan ist in Wasser sehr schlecht (20 mg pro kg Wasser bei 20 °C[3]) löslich, in Ethanol (ca. 80 mg pro kg Ethanol bei 25 °C[13]) und Benzol (ca. 64 mg pro kg Benzol bei 25 °C[14]) etwas besser.

Chemische Eigenschaften

Tetrafluormethan ist sehr reaktionsträge und wird von Säuren und Laugen nicht angegriffen. Lediglich siedende Alkalimetalle und heiße Alkalimetalldämpfe vermögen es langsam anzugreifen.[12] Durch thermische Zersetzung mit (Luft-)Sauerstoff oberhalb 1000 °C entstehen giftige Stoffe (Carbonylfluorid, Kohlenstoffmonoxid), in Gegenwart von Wasser auch der aggressive Fluorwasserstoff.

Es besitzt ein Treibhauspotenzial von 7349[4] und ist damit ein extrem starkes Treibhausgas.

Verwendung

Tetrafluormethan wird als Kältemittel verwendet, jedoch wegen seines kritischen Punktes von −45,5 °C nur für sehr tiefe Temperaturen eingesetzt.[15] Es hat zwar keine abbauende Wirkung auf die Ozonschicht, aufgrund des hohen Treibhauspotenzials wird jedoch in der F-Gase-Verordnung festgelegt, dass Anlagen mit den entsprechenden Gasen möglichst geringe Leckmengen abgeben sollen.

In seltenen Fällen wird es in der Fahrzeugindustrie auch als Gas für hydropneumatische Federungen verwendet.[16]

Tetrafluormethan wird auch beim Plasmaätzverfahren von Silicium in der Elektronikindustrie eingesetzt, wobei das Gas in einer Hochfrequenzentladung bei einem Druck von 0.1–1.0 hPa teilweise in CF3−-Ionen und Fluor zersetzt wird.[17]

Toxikologie

Tetrafluormethan gilt als ungiftig. Es kann jedoch in geschlossenen Räumen durch Verdrängen der Luft zur Erstickung führen. Bei geringeren Konzentrationen ist eine narkotische Wirkung möglich.[2] Da Tetrafluormethan dichter als Luft ist, sammelt es sich am tiefsten zugänglichen Punkt entsprechender Räume an.

Siehe auch

Commons: Tetrafluormethan – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise

  1. ↑ a b c d e Eintrag zu Tetrafluormethan in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016. (JavaScript erforderlich)
  2. ↑ a b c d Datenblatt Tetrafluoromethane bei Air Liquide.
  3. ↑ a b B. A. Cosgrove, J. Walkley: Solubilities of gases in H2O and 2H2O. in: J. Chromatogr. A 216, 1981, S. 161–167; doi:10.1016/S0021-9673(00)82344-4.
  4. ↑ a b G. Myhre, D. Shindell et al.: Climate Change 2013: The Physical Science Basis. Working Group I contribution to the IPCC Fifth Assessment Report. Hrsg.: Intergovernmental Panel on Climate Change. 2013, Chapter 8: Anthropogenic and Natural Radiative Forcing, S. 24–39; Table 8.SM.16 (PDF).
  5. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-19.
  6. ↑ Rolf Werner Soukup: Chemiegeschichtliche Daten anorganischer Substanzen, Version 2020, S. 85 pdf.
  7. ↑ P. Lebeau und A. Damiens, Comt. Rend. 182 (1926) 1340.
  8. ↑ P. Lebeau und A. Damiens, Comt. Rend. 191 (1930) 939.
  9. ↑ Aaron M. Jubb, Max R. McGillen, Robert W. Portmann, John S. Daniel, James B. Burkholder: An atmospheric photochemical source of the persistent greenhouse gas CF4. In: Geophysical Research Letters. Band 42, Nr. 21, 2015, S. 9505–9511, doi:10.1002/2015GL066193.
  10. ↑ Jürgen Feßmann, Helmut Orth: Angewandte Chemie und Umwelttechnik für Ingenieure. ecomed, 2002, ISBN 978-3-609-68352-2, S. 95 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  11. ↑ G. Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 2. Auflage, Band 1, Academic Press 1963, S. 203–204.
  12. ↑ a b Homer F. Priest: Anhydrous metal fluorides. In: Ludwig F. Audrieth (Hrsg.): Inorganic Syntheses. Band 3. McGraw-Hill, Inc., 1950, S. 171–183 (englisch).
  13. ↑ Shiqing Bo, Rubin Battino, Emmerich Wilhelm: The Solubility of Gases in Liquids. 19. The Solubility of He, Ne, Ar, Kr, Xe, CH4, CF4, SF6 in Normal 1-Alkanols n-CIH2I+1OH (1 ≤ I ≤ 11) at 298.15 K. In: J. Chem. Eng. Data Band 38, Nr. 4, 1993, S. 611–616; doi:10.1021/je00012a035.
  14. ↑ Graham Archer, Joel H. Hildebrand: The Solubility and Entropy of Solution of Carbon Tetrafluoride and Sulfur Hexafluoride in Nonpolar Solvents. In: J. Phys. Chem. Band 67, Nr. 9, 1963, S. 1830–1833; doi:10.1021/j100803a021.
  15. ↑ Johann Kuprianoff, Rudolf Plank, Heinz Steinle: Die Kältemittel. Springer Berlin Heidelberg, 2013, ISBN 978-3-642-86286-1, S. 363 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  16. ↑ W. Bauer: Hydropneumatische Federungssysteme. Springer Berlin Heidelberg, 2007, ISBN 978-3-540-73641-7, S. 106 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  17. ↑ Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle. De Gruyter, 2013, ISBN 978-3-11-030797-9, S. 268 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).