Тетрафторид углерода

Тетрафторид углерода
Тетрафторид углерода
Общие
Систематическое; наименование	фторид углерода(IV), тетрафторид углерода
Сокращения	R14
Традиционные названия	тетрафторметан, тетрафторуглерод, перфторметан, "метфоран", углерод четырехфтористый, углерода тетрафторид, фреон 14, хладон 14
Хим. формула	CF4
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ без запаха
Молярная масса	88,0043 г/моль
Плотность	газ 3,72 г/л;; жидкость 1,96 кг/л при -184 °C
Термические свойства
	Температура
• плавления	−183,6 °C
• кипения	−127,8 °C
Критическая точка	температура: −45,65 °C давление: 3,745 МПа плотность: 0,625 г/см³
	Энтальпия
• образования	−933 кДж/моль
Химические свойства
	Растворимость
• в воде	0,005 % при 20 °C
• в остальных веществах	смешивается с этанолом, эфиром, бензолом
Оптические свойства
Показатель преломления	1,113
Структура
Дипольный момент	0,461 Д
Классификация
Рег. номер CAS	75-73-0
PubChem	6393
Рег. номер EINECS	200-896-5
SMILES	C(F)(F)(F)F
InChI	InChI=1S/CF4/c2-1(3,4)5 TXEYQDLBPFQVAA-UHFFFAOYSA-N
RTECS	FG4920000
ChEBI	38825
ChemSpider	6153
Безопасность
Предельная концентрация	3000 мг/м³
Токсичность	Нетоксичен. Не обладает канцерогенными и тератогенными свойствами.
NFPA 704	0 1 0
	Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
	Медиафайлы на Викискладе

Тетрафтормета́н (четырёхфтористый углерод, тетрафторид углерода, C F₄) — бинарное химическое соединение. Коммерческие названия соединения при использовании в качестве хладагента: фреон-14, хладон-14.

Тетрафторметан является самым простым из перфторуглеродов. По сравнению с другими тетрагалогенидами углерода обладает более высокой химической стойкостью. Из-за большого количества связей углерод-фтор и высокой электроотрицательности фтора атом углерода в этом соединении имеет значительный положительный заряд, что укрепляет и укорачивает связь углерод-фтор.

Практически нетоксичен.

Тетрафторметан является сильнейшим парниковым газом^[1].

Физические свойства править

При комнатной температуре представляет собой химически инертный, бесцветный газ без запаха и вкуса, примерно в 3 раза тяжелее воздуха. Его температура плавления −184 °С и температура кипения −128 °С.

Очень плохо растворим в воде (20 мг/кг при 20 °С^[2]), в этаноле (около 80 мг/кг при 25 °С^[3]) и бензоле (около 64 мг/кг при 25 °C^[4]).

Из 4 фторпроизводных метана, — фторметана, дифторметана, трифторметана и тетрафторметана, связь между атомами фтора и углерода в тетрафторметане является самой прочной. Это обусловлено высокой электроотрицательностью атомов фтора, оттягивающих электронное облако от атома углерода на себя, в результате чего атом углерода оказывается заряжен положительно: +0,76 элементарного заряда и это усиливает кулоновские силы между положительно заряженным атомом углерода и отрицательно заряженными атомами фтора.

Химические свойства править

Тетрафторметан, как и другие перфторуглероды весьма устойчив благодаря прочности связи фтор—углерод и является одним из самых стабильных соединений среди всех органических веществ. Энергия связи в этом соединении равна 515 кДж/моль. Поэтому он инертен по отношению к кислотам и основаниям.

При высоких температурах в присутствии кислорода или на воздухе он разлагается с образованием карбонилфторида и оксида углерода (II).

Реагирует с некоторыми активными металлами, и с щелочными металлами:

{\mathsf {CF_{4}+4Li\rightarrow C+4LiF}};

{\mathsf {3CF_{4}+4Al\ {\xrightarrow {T}}\ 3C+4AlF_{3}}}.

При контакте тетрафторметана с пламенем в избытке кислорода получаются токсичные газы (карбонилфторид и окись углерода); в присутствии воды образуется фтороводород.

Получение править

Чистый тетрафторметан был впервые синтезирован в 1926 году^[5].

Тетрафторметан может быть получен в лабораторных условиях при реакции карбида кремния с фтором:

{\mathsf {SiC+4F_{2}\rightarrow CF_{4}\uparrow +SiF_{4}\uparrow }}.

Он также может быть получен фторированием диоксида углерода, окиси углерода или фосгена с помощью тетрафторида серы:

{\mathsf {CO_{2}+SF_{4}\rightarrow CF_{4}\uparrow +SO_{2}\uparrow }}.

При температуре в 350—375 °C углерод в форме графита реагирует с трифторидом азота:

{\mathsf {4NF_{3}+C\xrightarrow {350-375^{o}C} 2N_{2}F_{4}+CF_{4}\uparrow }}.

Одним из способов получения является реакция при температуре выше 900 °C углерода с фтором:

{\mathsf {C+2F_{2}\xrightarrow {>900^{o}C} CF_{4}\uparrow }}.

В промышленности, из-за трудности получения элементарного фтора и его дороговизны тетрафторметан получают из дифтордихлорметана или хлортрифторметана воздействием фтороводорода:

{\mathsf {CCl_{2}F_{2}+2HF\ \xrightarrow {\ } CF_{4}\uparrow +2HCl\uparrow }}.

В качестве побочного продукта тетрафторметан в промышленности образуется при фторировании любых органических соединений и при получении алюминия электролитическим способом, в ходе электролиза фторидов металлов, входящих в состав криолита с помощью угольного электрода.

Использование править

Тетрафторметан иногда применяют в качестве низкотемпературного хладагента (коммерческие названия фреон-14, хладон-14).
В микроэлектронике, отдельно, или в сочетании с кислородом в процессах плазменного травления кремния, диоксида кремния или нитрида кремния.
Компонент дыхательных смесей при глубоководных погружениях.
В системах автоматического пожаротушения.
Стабилизатор разложения озона.
Разбавитель смесей газов при проведении химических реакций.
Реагент для получения фторорганических соединений.

Воздействие на окружающую среду править

Тетрафторметан является газом, вызывающим сильный парниковый эффект. Потенциал глобального потепления (ПГП) тетрафторметана на временном интервале 100 лет составляет 7390 единиц, для сравнения, ПГП основного парникового газа — углекислого газа (CO₂) принимается равным 1. Но этот газ не вносит пока существенный вклад в парниковый эффект, так как его концентрация в атмосфере очень низка. Тетрафторметан очень стабильное соединение, время его полураспада в атмосфере составляет примерно 50 000 лет и поэтому происходит его постепенное техногенное накопление в атмосфере.

Тетрафторметан схож по строению с хлорфторметанами, но в отличие от них тетрафторметан не разрушает озоновый слой. Это происходит потому, что озон разрушают атомы хлора, образующиеся при фотодиссоциации хлорфторуглеродов под воздействием ультрафиолетового излучения Солнца.

Опасность использования править

Тетрафторметан нетоксичен, но при длительном вдыхании воздуха с низкими концентрациями возможен наркотический эффект^[6].

При вдыхании воздуха с бо́льшими концентрациями возможно кислородное голодание и развитие симптомов, сходных с высотной болезнью — сопровождающиеся головной болью, помутнением сознания, тошнотой, головокружением.

При контакте с кожей сжиженного тетрафторметана возможно обморожение.

Тетрафторметан тяжелее воздуха в три раза, поэтому может скапливаться в нижней части недостаточно проветриваемых помещений, технических колодцев, подвалов, снижая концентрацию кислорода в воздухе . При попадании человека в такую атмосферу возможна его быстрая гибель от удушья.

См. также править

Примечания править

↑ P. Forster, P., V. Ramaswamy et al.: Changes in Atmospheric Constituents and in Radiative Forcing. In: Climate Change 2007: The Physical Science Basis. Contribution of Working Group I to the Fourth Assessment Report of the Intergovernmental Panel on Climate Change. Cambridge University Press, Cambridge und New York 2007, S. 212 (PDF Архивная копия от 15 декабря 2007 на Wayback Machine).
↑ 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.
↑ 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-C_IH_2I+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.
↑ Graham Archer, Joel H. Hildebrand: The Solubility and Entropy of Solution of Carbon Tetrafluoride and Sulfur Hexafluoride in Nonpolar Solvents. In: The Journal of Physical Chemistry Band 67, Nr. 9, 1963, S. 1830—1833; doi:10.1021/j100803a021.
↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. (1997), Chemistry of the Elements (2nd ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann, ISBN 0-08-037941-9
↑ Datenblatt Tetrafluoromethane bei Air Liquide.

[IPCC-1] P. Forster, P., V. Ramaswamy et al.: Changes in Atmospheric Constituents and in Radiative Forcing. In: Climate Change 2007: The Physical Science Basis. Contribution of Working Group I to the Fourth Assessment Report of the Intergovernmental Panel on Climate Change. Cambridge University Press, Cambridge und New York 2007, S. 212 (PDF Архивная копия от 15 декабря 2007 на Wayback Machine).

[CF4_H2O-2] 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.

[3] 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-C_IH_2I+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.

[4] Graham Archer, Joel H. Hildebrand: The Solubility and Entropy of Solution of Carbon Tetrafluoride and Sulfur Hexafluoride in Nonpolar Solvents. In: The Journal of Physical Chemistry Band 67, Nr. 9, 1963, S. 1830—1833; doi:10.1021/j100803a021.

[5] Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. (1997), Chemistry of the Elements (2nd ed.), Oxford: Butterworth-Heinemann, ISBN 0-08-037941-9

[airliquide-6] Datenblatt Tetrafluoromethane bei Air Liquide.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]