Trifluorométhane

Le trifluorométhane ou fluoroforme (ou R-23 ou HFC-23) est un halogénoalcane de formule CHF₃. Il appartient plus précisément à la famille des trihalogénométhanes, qui comporte notamment le chloroforme (trichlorométhane), le bromoforme (tribromométhane) et l'iodoforme (triodométhane), ainsi qu'à celle des hydrofluorocarbures (HFC).

Trifluorométhane
Identification
Nom UICPA	trifluorométhane
Synonymes	fluoroforme trifluorure de carbone R-23 HFC-23
No CAS	75-46-7
No ECHA	100.000.794
No CE	200-872-4
SMILES	FC(F)F PubChem, vue 3D
InChI	InChI : vue 3D InChI=1/CHF3/c2-1(3)4/h1H
Apparence	gaz incolore d'odeur éthérée
Propriétés chimiques
Formule	CHF3  [Isomères]
Masse molaire[1]	70,013 8 ± 0,000 9 g/mol C 17,15 %, H 1,44 %, F 81,41 %,
Propriétés physiques
T° fusion	−155,18 °C[2]
T° ébullition	−82,18 °C[2]
Solubilité	1,00 g·L-1 à 20 °C
Masse volumique	2,946 kg·m-3 (gaz, 1 bar, 15 °C[2]
T° d'auto-inflammation	Ininflammable
Pression de vapeur saturante	25,1 bar à 0 °C 32,6 bar à 10 °C 41,842 bar à 20 °C
Point critique	26,0 °C 48,3 bar 0,516 kg·L-1
Point triple	−155,18 °C 0,61 mbar
Thermochimie
Cp	équation[3] : ${\displaystyle C_{P}=(23.287)+(9.5385E-2)\times T+(2.0049E-5)\times T^{2}+(-7.4432E-8)\times T^{3}+(2.7428E-11)\times T^{4}}$ Capacité thermique du gaz en J·mol-1·K-1 et température en kelvins, de 100 à 1 500 K. Valeurs calculées : 51,752 J·mol-1·K-1 à 25 °C. T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 100 −173,15 32 954 471 193 −80,15 41 946 599 240 −33,15 46 396 663 286 12,85 50 649 723 333 59,85 54 862 784 380 106,85 58 916 841 426 152,85 62 708 896 473 199,85 66 386 948 520 246,85 69 848 998 566 292,85 73 016 1 043 613 339,85 76 020 1 086 660 386,85 78 780 1 125 706 432,85 81 244 1 160 753 479,85 83 519 1 193 800 526,85 85 552 1 222 T (K) T (°C) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 846 572,85 87 314 1 247 893 619,85 88 891 1 270 940 666,85 90 257 1 289 986 712,85 91 403 1 305 1 033 759,85 92 399 1 320 1 080 806,85 93 241 1 332 1 126 852,85 93 940 1 342 1 173 899,85 94 555 1 351 1 220 946,85 95 103 1 358 1 266 992,85 95 607 1 366 1 313 1 039,85 96 127 1 373 1 360 1 086,85 96 695 1 381 1 406 1 132,85 97 339 1 390 1 453 1 179,85 98 135 1 402 1 500 1 226,85 99 121 1 416
Précautions
NFPA 704
0 2 0
Transport
20    1984    Code Kemler : 20 : gaz asphyxiant ou qui ne présente pas de risque subsidiaire Numéro ONU : 1984 : GAZ RÉFRIGÉRANT R 23 ; ou TRIFLUOROMÉTHANE Classe : 2.2 Étiquette : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule);
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
modifier

C'est un gaz incolore, ininflammable, à l'odeur éthérée. Ce gaz est utilisé dans diverses applications de niche, valorisé comme un sous-produit de la fabrication du Teflon.
Il est aussi biologiquement produit en petite quantité, apparemment par décarboxylation de l'acide trifluoroacétique^[4]. En raison de ses caractéristiques physicochimiques, c'est un puissant gaz à effet de serre^[5].

Production et synthèse

Le trifluorométhane a été obtenu la première fois par Maurice Meslans, dans une réaction violente entre l'iodoforme et du fluorure d'argent anhydre, en 1894^[6]. La réaction a par la suite été améliorée par Otto Ruff, en substituant le fluorure d'argent par un mélange de fluorure de mercure et de fluorure de calcium^[7]. Cette réaction fonctionne alors avec l'iodoforme et le bromoforme, mais l'échange des deux premiers atomes d'halogène par ceux de fluor reste violent.

La première méthode réellement efficace pour synthétiser le fluoroforme fut trouvée par Henne. Il s'agit d'une réaction en deux étapes : la première forme du bromodifluorométhane par réaction du trifluorure d'antimoine avec le bromoforme, la seconde finalise la réaction en faisant réagir du fluorure de mercure^[7].

Utilisation

Le CHF₃ est utilisé dans l'industrie du semi-conducteur, notamment pour la gravure ionique réactive (RIE) du dioxyde de silicium et du nitrure de silicium.

Connu sous le nom de R-23 ou HFC-23, c'est un réfrigérant, remplaçant parfois le chlorotrifluorométhane (CFC-13). C'est un sous-produit de la synthèse de ce dernier^[8].

Il est aussi utilisé comme extincteur de flamme, sous le nom de FE-13 (DuPont). Le CHF₃ est utile dans cette application, du fait de sa faible toxicité, sa faible réactivité et de sa grande densité. Le HFC-23 est aussi utilisé pour remplacer le Halon 1301(CFC-13b1) dans les systèmes anti-incendie.

Chimie organique

Le CHF₃ est une source d'ion CF₃⁻ par déprotonation. C'est un acide très faible, de pK_A compris entre 25 et 28. C'est un précurseur du CF₃Si(CH₃)₃^[9], aussi appelé réactif de Ruppert-Prakash.

Impact environnemental

C'est un puissant gaz à effet de serre, et il contribue à chimiquement dégrader la couche d'ozone.

Sa présence tend à rapidement augmenter dans l'atmosphère depuis qu'on l'y mesure^[10].
Selon les 8809 mesures faites entre 2004 et 2010 et 24 mesures faites entre 1989 et 2007, les teneurs moyennes annuelles dans aux altitudes comprises entre 10 et 25 km en zone tropicale et subtropicales (40°S- 40°N) révèlent une tendance à la hausse de 4,0 ± 1,6% par an pour la période 2004-2009 (et 3,9 ± 1,2% par an pour 2004-2010)^[10].

Dans l'environnement, on peut retrouver ce polluant dans l'atmosphère^[10], mais aussi dans l'eau et les sols, où il peut aussi provenir de la dégradation du trifluoroacétate^[11]

• Potentiel de réchauffement global (GWP): 14800^[12]. Dans le sol, il semble très stable (plus que d'autres halométhanes, tels que le chloroforme, le bromure de méthyle et le fluorure de méthyle qui peuvent être lentement dégradés par des bactéries métanotrophes^[11])
• Potentiel de déplétion ozonique (ODP) : son potentiel de destruction chimique de l'ozone est faible (1), mais en tant que puissant gaz à effet de serre, il contribue à bloquer la chaleur dans les basses-couches, ce qui refroidit les hautes-couches, refroidissement qui rend l'ozone plus vulnérable à la délétion par d'autres gaz plus destructeurs d'ozone que lui.. Et selon le rapport 2016 d'évaluation de l'état de la couche d'Ozone, si la plupart des produits délétères pour l'ozone sont en forte diminution, il reste les hydrochlorofluorocarbones (HCFCs) et l'halon-1301 qui continuent à augmenter^[13], ce qui laisse penser qu'il existe encore des sources cachées ou non-déclarées de ces produits^[13]. et les émissions de HFC-23 se poursuivent « en dépit des efforts d'atténuation »^[13].

Notes et références

1. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
2. Entrée du numéro CAS « 75-46-7 » 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 30/05/09 (JavaScript nécessaire).
3. (en) Carl L. Yaws, Handbook of Thermodynamic Diagrams : Organic Compounds C8 to C28, vol. 1, 2 et 3, Huston, Texas, Gulf Pub. Co., 1996, 396 p. (ISBN 0-88415-857-8, 0-88415-858-6 et 0-88415-859-4).
4. Kirschner, E., Chemical and Engineering News 1994, 8.
5. Harrison, J. J. (2013). Infrared absorption cross sections for trifluoromethane. Journal of Quantitative Spectroscopy and Radiative Transfer, 130, 359-364 (résumé).
6. (en) Meslans M. M., « Recherches sur quelques fluorures organiques de la série grasse », Annales de chimie et de physique, vol. 7, n^o 1,‎ 1894, p. 346–423 (lire en ligne)
7. (en) Henne A. L., « Fluoroform », Journal of the American Chemical Society, vol. 59, n^o 7,‎ 1937, p. 1200–1202 (DOI 10.1021/ja01286a012).
8. , air liquide, consulté le 7 septembre 2009.
9. Rozen, S. ; Hagooly, A. « Fluoroform » in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis (Ed: L. Paquette) 2004, J. Wiley & Sons, New York. DOI  10.1002/047084289.
10. Harrison J.J, Boone C.D, Brown A.T, Allen N.D, Toon G.C & Bernath P.F (2012) First remote sensing observations of trifluoromethane (HFC‐23) in the upper troposphere and lower stratosphere. Journal of Geophysical Research: Atmospheres, 117(D5).
11. King, G. M. (1997). trifluoroacetate Stability of trifluoromethane in forest soils and methanotrophic cultures. FEMS microbiology ecology, 22(2), 103-109.
12. (en) « Bilans GES », sur ademe.fr (consulté le 28 mai 2023).
13. WMO (2016) Scientific Assessment of Ozone Depletion: 2014 (PDF, 35 MByte), présentation (en) ; World Meteorological Organization.

Voir aussi

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• Trifluorométhane, sur Wikimedia Commons

Articles connexes

• Gaz à effet de serre
• Trou de la couche d'ozone
• Halogénométhanes

Bibliographie

• Fu, Y., Lewis-Bevan, W., & Tyrrell, J. (1995). An ab initio investigation of the reaction of trifluoromethane with the hydroxyl radical. The Journal of Physical Chemistry, 99(2), 630-633.
• Harrison J.J, Boone C.D, Brown A.T, Allen N.D, Toon G.C & Bernath P.F (2012) First remote sensing observations of trifluoromethane (HFC‐23) in the upper troposphere and lower stratosphere. Journal of Geophysical Research: Atmospheres, 117(D5).
• Nagashima, K., Meguro, K., & Hobo, T. (1990). A galvanic gas sensor using poly (ethylene oxide) complex of silver trifluoromethane sulphonate electrolyte. Fresenius' Journal of Analytical Chemistry, 336(7), 571-574 (résumé).
• Richter, H., Vandooren, J., & Van Tiggelen, P. J. (1990). Structure d'une flamme pauvre hydrogène‐oxygène ensemencée ou non par le trifluorométhane. Bulletin des Sociétés Chimiques Belges, 99(7), 491-501.
• Singh, R. R., Shankland, I. R., Robinson, R. P., Pham, H. T., Thomas, R. H. P., & Logsdon, P. B. (1998). U.S. Patent No. 5,728,315. Washington, DC: U.S. Patent and Trademark Office (résumé).

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