H270 : Peut provoquer ou aggraver un incendie ; comburant H280 : Contient un gaz sous pression ; peut exploser sous l'effet de la chaleur H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H330 : Mortel par inhalation H370 : Risque avéré d'effets graves pour les organes (ou indiquer tous les organes affectés, s'ils sont connus)(indiquer la voie d'exposition s'il est formellement prouvé qu'aucune autre voie d'exposition ne conduit au même danger) H372 : Risque avéré d'effets graves pour les organes (indiquer tous les organes affectés, s'ils sont connus) à la suite d'expositions répétées ou d'une exposition prolongée (indiquer la voie d'exposition s'il est formellement prouvé qu'aucune autre voie d'exposition ne conduit au même danger) H400 : Très toxique pour les organismes aquatiques
Code Kemler : 265 : gaz toxique et comburant (favorise l'incendie) Numéro ONU : 1749 : TRIFLUORURE DE CHLORE Classe : 2.3 Étiquettes : 2.3 : Gaz toxiques (correspond aux groupes désignés par un T majuscule, c'est-à-dire T, TF, TC, TO, TFC et TOC). 5.1 : Matières comburantes 8 : Matières corrosives Emballage : -
Le trifluorure de chlore est un interhalogène de formule ClF3. C'est un gaz incolore, très oxydant et extrêmement réactif, corrosif et toxique, qui se condense en un liquide jaune verdâtre. C'est sous sa forme liquide pressurisée à température ambiante qu'on le trouve le plus souvent sur le marché. On s'en sert surtout dans les phases de nettoyage et pour les gravures chimiques dans l'industrie des semiconducteurs[5],[6], et dans quelques autres processus industriels[7]. Il est notamment utilisé dans le cycle du combustible nucléaire[8], où il permet la conversion des composés fluorés d'uranium non volatils en hexafluorure d'uranium UF6, composé aux propriétés physiques intéressantes du point de vue des procédés d'enrichissement de l'uranium :
Son utilisation comme comburant pour la propulsion spatiale est aujourd'hui abandonnée compte tenu des risques réels pour le matériel et pour les équipages ; c'est en revanche la matière première pour la synthèse du pentafluorure de chlore ClF5, un ergol parfois employé, le plus souvent avec l'hydrazine, pour la propulsion de certains missiles[9].
Préparation et propriétés
Le trifluorure de chlore a été préparé pour la première fois en 1931 par deux chimistes allemands, O. Ruff et H. Kug, par réaction du fluor F2 sur le chlore Cl2, ce qui produisit également du monofluorure de chlore ClF, séparé du trifluorure par distillation[10] :
l'une des trois positions équatoriales est occupée par un atome de fluor lié au chlore par une liaison covalente
les deux autres positions équatoriales sont occupées chacune par un doublet non liant
les deux positions axiales sont occupées chacune par un atome de fluor formant, avec l'atome de chlore central, une liaison à trois centres et quatre électrons, normalement rectiligne mais ici un peu repliée sous l'effet des deux doublets non liants.
Les trois atomes de fluor sont donc liés au chlore par des liaisons de type différent, ce qui se traduit par des longueurs de liaison différentes :
~ 159,8 pm pour la liaison Cl-F équatoriale (covalente)
~ 169,8 pm pour les liaisons Cl-F axiales (qui participent à la liaison 3c-4e)
Le trifluorure de chlore pur est stable jusqu'à 180 °C, mais se décompose en F2 et Cl2 au-dessus de cette température.
Le trifluorure de chlore étant plus oxydant que l'oxygène lui-même, il est susceptible de corroder des céramiques ainsi que divers matériaux à base d'oxydes minéraux qu'on imagine souvent être incombustibles, y compris le béton. Tout ce qui est amené à entrer en contact avec du ClF3 doit être soigneusement sélectionné et nettoyé de toute impureté qui pourrait déclencher une combustion explosive.
Au contact de la peau, le trifluorure de chlore peut déclencher la combustion des tissus vivants s'il est en quantité suffisante. Il s'hydrolyse en attaquant les cellules, en une réaction très exothermique qui provoque des brûlures à la fois thermiques et chimiques, notamment par l'acide fluorhydrique libéré dans les tissus par cette hydrolyse. Cet acide est, de surcroît, toxique, de sorte que l'empoisonnement métabolique s'ajoute aux dégradations physiologiques causées par sa nature acide.
Notes et références
↑(en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, Boca Raton, CRC, , 89e éd., 2736 p. (ISBN978-1-4200-6679-1 et 1-4200-6679-X), p. 9-50.
↑ abcdefg et hEntrée « Chlorotrifluoride » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 27 mai 2018 (JavaScript nécessaire)
↑(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, , 90e éd., 2804 p., Relié (ISBN978-1-4200-9084-0).
↑(en) Hitoshi Habuka, Takahiro Sukenobu, Hideyuki Koda, Takashi Takeuchi, and Masahiko Aihara, « Silicon Etch Rate Using Chlorine Trifluoride », Journal of the Electrochemical Society, vol. 151, no 11, , G783–G787 (DOI10.1149/1.1806391).
↑(en) (BEST) Board on Environmental Studies and Toxicology, Acute Exposure Guideline Levels for Selected Airborne Chemicals : Volume 5 http : //books.nap.edu/catalog.php?record_id=11774 (citation at the National Academies Press), Washington, National Academies Press, , 267 p., poche (ISBN978-0-309-10358-9, LCCN2002275572), p. 40.
↑(en) Otto Ruff, H. Krug, « Über ein neues Chlorfluorid-CIF3 », Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, vol. 190, no 1, , p. 602–608 (DOI10.1002/zaac.19301900127).