| Strukturformel | ||||||||||
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| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Stickstofftrifluorid | |||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | NF3 | |||||||||
| Kurzbeschreibung |
farbloses, reaktionsträges Gas mit modrigem Geruch | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 71,0 g/mol | |||||||||
| Aggregatzustand |
gasförmig | |||||||||
| Dichte |
1,537 g/cm3 (−129 °C)[1] | |||||||||
| Schmelzpunkt |
-206,6 °C[1] | |||||||||
| Siedepunkt |
-128,8 °C[1] | |||||||||
| Löslichkeit |
sehr schlecht in Wasser (61 mg·l-1, bei 20 °C)[1] | |||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Treibhauspotential |
17200 (bezogen auf 100 Jahre) [2] | |||||||||
| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||
Stickstofftrifluorid ist eine chemische Verbindung die zur Gruppe der Stickstoffhalogenide gehört.
Geschichte
Stickstofftrifluorid wurde 1928 von Otto Ruff (1871-1939) erstmals durch Elektrolyse von wasserfreiem Ammoniumhydrogenfluorid (NH4HF2) dargestellt[3]. Im Jahre 1957 gelang es Peter Sartori das Verfahren wesentlich sicherer zu machen, indem er die als Nebenprodukte entstehenden instabilen und explosiven Fluoramin NH2F und Difluoramin NHF2 durch bei der Reaktion eingebrachtes Braunstein eliminierte[4].
Gewinnung und Darstellung
Es kann durch Umsetzung von Fluor mit Ammoniak oder durch Elektrolyse geschmolzenen Ammoniumhydrogenfluorids hergestellt werden:[5]
Eigenschaften
Chemische Eigenschaften
Stickstofftrifluorid reagiert bei Raumtemperatur nicht mit Wasser und besitzt im Gegensatz zu Ammoniak nahezu keine basischen Eigenschaften. Es ist ein starkes Oxidationsmittel.
Umwelteigenschaften und Vorkommen
Stickstofftrifluorid wirkt als Treibhausgas 17.200-mal so stark wie Kohlendioxid und hat eine atmosphärische Halbwertszeit von 740 Jahren, wird aber nicht vom Kyoto-Protokoll erfasst.[2] Die Erdatmosphäre soll nach neuesten Forschungen inzwischen (2008) 5400 Tonnen Stickstofftrifluorid enthalten.[6]
Verwendung
Stickstofftrifluorid wird in der Halbleiter-Industrie zum Plasmaätzen, zum Ätzen von Silicium und Siliciumnitrid, Wolfram-Silicium-Verbindungen und Wolfram-Schichten sowie zum Reinigen von CVD-Kammern verwendet. Weiterhin wird es als Brennstoff in chemisch getriebenen Fluorwasserstoff-Lasern (z. B. MIRACL[7]), als Oxidator von einigen Raketentreibstoffen und zur Herstellung von Tetrafluorhydrazin (N2F4) eingesetzt.
Darüber hinaus wird es bei der Produktion von Flachbildschirmen und Solarzellen verwendet, da man es benötigt, um Rückstände bei der Bedampfung zu entfernen.[8]
Produktion
Insgesamt werden 2008 ungefähr 4000 Tonnen Stickstofftrifluorid produziert, was ungefähr 67 Mio. Tonnen CO2-Äquivalent entspricht.[9]
Sicherheitshinweise
Stickstofftrifluorid ist nach EG-Richtlinien als brandfördernd und gesundheitsschädlich klassifiziert. Es zersetzt sich beim Erhitzen und reagiert heftig mit einigen organischen Verbindungen (z. B. brennbaren Stoffen).
Quellen
- ↑ a b c d e Eintrag zu CAS-Nr. 7783-54-2 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
- ↑ a b 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)
- ↑ Patent für Electrolytic anode and method for electrolytically synthesizing fluorine containing substance using the electrolytic anode
- ↑ Vortrag für die Gruppe der Deutschen Fluorchemiker
- ↑ H.P. Latscha, H.A. Klein : Anorganische Chemie, 2002, S.312ff, Springer, ISBN 3540429387
- ↑ Bild der Wissenschaft: Unterschätztes Treibhausgas
Weiss, R. F., J. Mühle, P. K. Salameh, and C. M. Harth (2008): Nitrogen trifluoride in the global atmosphere. Geophysical Research Letters, Band 35, L20821, doi:10.1029/2008GL035913 - ↑ en:Hydrogen_fluoride_laser
- ↑ Ute Kehse: Das vergessene Treibhausgas, in wissenschaft.de vom 03. Juli 2008.
- ↑ NF3, the greenhouse gas missing from Kyoto
Literatur
- O. Ruff, F. Luft und J. Fischer, Z. anorg. allg. Chem. 172/-/1928 S. 417 ff.
- O. Ruff, Z. anorg. allg. Chem. 197/-/1931 S. 273 ff.
- O. Ruff und L. Staub, Z. anorg. allg. Chem. 198/-/1932 S. 32 ff.
- G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, ISBN 012126601X S. 181-3