NF3

Strukturformel
Allgemeines
Name	Stickstofftrifluorid
Andere Namen	Stickstoff(III)-fluorid Stickstofffluorid Trifluoramin Trifluorammoniak
Summenformel	NF3
CAS-Nummer	7783-54-2
PubChem	24553
Kurzbeschreibung	farbloses, reaktionsträges Gas mit modrigem Geruch
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
Gefahrstoffkennzeichnung [1] Brand- fördernd Gesundheits- schädlich (O) (Xn) R- und S-Sätze R: 8-20 S: 9-17-23
GWP	17200 (bezogen auf 100 Jahre) [2]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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]

$\mathrm{4 \ NH_3 + 3 \ F_2 \xrightarrow{Cu-Kat.} NF_3 + 3 \ NH_4F}$

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Stickstofftrifluorid ist pyramidal aufgebaut, bei dem das Stickstoffatom an der Spitze steht.^[6] Die Bindungslängen sowie -winkel sind im Bild dargestellt.

Chemische Eigenschaften

Stickstofftrifluorid reagiert bei Raumtemperatur nicht mit Wasser und besitzt im Gegensatz zu Ammoniak nahezu keine basischen Eigenschaften. Es ist ein starkes Oxidationsmittel. Mit Aluminiumchlorid reagiert es zu Aluminiumfluorid:^[7]

$\mathrm{2\ NF_3 + 2\ AlCl_3 \rightarrow\ N_2 + 3\ Cl_2 + 2\ AlF_3}$

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.^[8]

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^[9]), als Oxidator von einigen Raketentreibstoffen, als Zusatz zu Glühlampen-Gasfüllungen^[7] 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.^[10]

Produktion

Insgesamt werden 2008 ungefähr 4000 Tonnen Stickstofftrifluorid produziert, was ungefähr 67 Mio. Tonnen CO₂-Äquivalent entsprichen würde, falls eine solche Menge in die Erdatmosphäre gelangen würde.^[11]

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

1. ↑ ^{a b c d e} Eintrag zu CAS-Nr. 7783-54-2 in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 18.8.2007 (JavaScript erforderlich)
2. ↑ ^{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)
3. ↑ Patent für Electrolytic anode and method for electrolytically synthesizing fluorine containing substance using the electrolytic anode
4. ↑ Vortrag für die Gruppe der Deutschen Fluorchemiker
5. ↑ H.P. Latscha, H.A. Klein : Anorganische Chemie, 2002, S.312ff, Springer, ISBN 3540429387
6. ↑ Nils Wiberg, Egon Wiberg und Arnold Fr. Holleman: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Gruyter Verlag; 102., stark umgearb. u. verb. Auflage 2007; ISBN 978-3-11-017770-1; S. 695
7. ↑ ^{a b} N. Wiberg a. a. O.; S. 697
8. ↑ 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
9. ↑ en:Hydrogen_fluoride_laser
10. ↑ Ute Kehse: Das vergessene Treibhausgas, in wissenschaft.de vom 03. Juli 2008.
11. ↑ 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 0-12-126601-X S. 181-3