Trifluoruro di bromo

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.

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. 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

Il trifluoruro di bromo è un composto termodinamicamente molto stabile, la sua formazione dagli elementi è parecchio esotermica: ΔH_ƒ° = -256 kJ/mol.

BrF₃ è un composto molecolare, liquido a temperatura ambiente; la sua molecola ha forma a T, con simmetria C_2v, analogamente alle specie ClF₃ (gassoso) e IF₃ (solido instabile). La molecola è polare, il suo momento di dipolo è μ = 1,00 D.

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. L'atomo di bromo è al centro di una bipiramide trigonale distorta in cui due atomi di fluoro (F_ax) occupano i due vertici assiali, mentre uno dei tre vertici equatoriali è occupato dal terzo fluoro (F_eq) e gli altri due vertici equatoriali ospitano preferenzialmente le due coppie solitarie, come previsto dal modello VSEPR.

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. Per confronto, il legame Br-F nel monofluoruro di bromo è intermedio, pari a 175,9 pm. L'angolo che si osserva sull'atomo di bromo tra F_ax e F_eq 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.

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.

Sintesi

BrF₃ fu descritto per la prima volta nel 1906 da Paul Lebeau, che lo ottenne facendo reagire bromo e fluoro a 20 °C:

$\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2+3\mathrm{F}{\phantom{A}}_2⟶2\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3$

BrF₃ si può ottenere anche per disproporzione di BrF:

$3\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}⟶\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3+\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2$

Reattività

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:

$\mathrm{B}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+2\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3⟶2\mathrm{B}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3+\mathrm{B}\mathrm{r}{\phantom{A}}_2+\frac{3}{2}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2$

Il liquido conduce elettricità, dato che dà autoionizzazione:

$2\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}[\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_2](\mathrm{s}\mathrm{o}\mathrm{l}\mathrm{v}){\phantom{A}}^{+}+[\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_4](\mathrm{s}\mathrm{o}\mathrm{l}\mathrm{v}){\phantom{A}}^{-}$

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).

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:

$\mathrm{K}\mathrm{F}+\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3⟶\mathrm{K}{\phantom{A}}^{+}+[\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_4]{\phantom{A}}^{-}$

Con fluoruri molecolari accettori di ioni F^– più forti di BrF₃ si ha invece la formazione di sali contenenti [BrF₂]⁺. Ad esempio:

$\mathrm{S}\mathrm{b}\mathrm{F}{\phantom{A}}_5+\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_3⟶[\mathrm{B}\mathrm{r}\mathrm{F}{\phantom{A}}_2]{\phantom{A}}^{+}+[\mathrm{S}\mathrm{b}\mathrm{F}{\phantom{A}}_6]{\phantom{A}}^{-}$

Sicurezza

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.