Stickstofftrifluorid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Stickstofftrifluorid
Andere Namen	Stickstoff(III)-fluorid Stickstofffluorid Trifluoramin Trifluorammoniak
Summenformel	NF3
Kurzbeschreibung	farbloses Gas mit modrigem Geruch
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7783-54-2 EG-Nummer 232-007-1 ECHA-InfoCard 100.029.097 PubChem 24553 Wikidata Q413835
Eigenschaften
Molare Masse	71,00 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	1,89 g·cm−3 (−129 °C)
Schmelzpunkt	−208,5 °C
Siedepunkt	−129 °C
Löslichkeit	sehr schlecht in Wasser (61 mg·l−1 bei 20 °C)
Dipolmoment	0,235(4) D (7,8 · 10−31 C · m)
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung Gefahr H- und P-Sätze H: 270​‐​280​‐​332​‐​373 P: 260​‐​244​‐​220​‐​304+340​‐​315​‐​370+376​‐​403
MAK	Schweiz: 10 ml·m−3 bzw. 30 mg·m−3
Treibhauspotential	19700 (bezogen auf 100 Jahre)
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. Das Gas hat ein sehr hohes Treibhauspotential.

Geschichte

Stickstofftrifluorid wurde 1928 von Otto Ruff (1871–1939) erstmals durch Elektrolyse von wasserfreiem Ammoniumhydrogendifluorid (NH₄HF₂) dargestellt. Im Jahre 1957 gelang es Peter Sartori, das Verfahren wesentlich sicherer zu machen, indem er die als Nebenprodukte entstehenden instabilen und explosiven Stoffe Fluoramin NH₂F und Difluoramin NHF₂ durch bei der Reaktion eingebrachten Braunstein eliminierte.

Gewinnung und Darstellung

Es kann durch katalytische Umsetzung von Ammoniak mit Fluor oder durch Elektrolyse geschmolzenen Ammoniumhydrogenfluorids hergestellt werden:

${\displaystyle \mathrm {4\ NH_{3}+3\ F_{2}{\xrightarrow {Cu-Kat.}}NF_{3}+3\ NH_{4}F} }$

Die Darstellung aus den Elementen ist dagegen nur unter ungewöhnlichen Bedingungen (d. h. elektrische Entladungen bei hohem Druck und hohen Temperaturen) möglich.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Stickstofftrifluorid ist trigonal-pyramidal aufgebaut, wobei das Stickstoffatom an der Spitze der Pyramide lokalisiert ist. Die Bindungslängen und -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:

${\displaystyle \mathrm {2\ NF_{3}+2\ AlCl_{3}\rightarrow \ N_{2}+3\ Cl_{2}+2\ AlF_{3}} }$

Umwelteigenschaften und Vorkommen

Jährliche Stickstofftrifluorid-Emissionen in die Atmosphäre in Tonnen. Die Daten wurden Rigby et al. (2014) entnommen. Gegenwärtig gelangen etwa 10 % der Stickstofftrifluorid-Jahresproduktion in die Atmosphäre.

Stickstofftrifluorid hat als Treibhausgas auf einen Zeithorizont von 100 Jahren bezogen ein Treibhauspotential von 19.700. Ein Kilogramm Stickstofftrifluorid wärmt das Klima somit 19.700 mal so stark wie ein Kilogramm Kohlenstoffdioxid. Stickstofftrifluorid hat eine atmosphärische Lebensdauer von 509 ± 21 Jahren. In der Atmosphäre wird es hauptsächlich durch Photolyse (zu ca. 70 %) und durch die Reaktion mit Sauerstoffradikalen (zu ca. 30 %) abgebaut. Im Jahr 2008 lag die Stickstofftrifluorid-Konzentration in der Troposphäre bei 0,45 ppt (Teile pro Billion Luftteile), 2011 bei 0,86 ppt und 2016 bei knapp 1 ppt. Die Konzentration liegt auf der nördlichen Hemisphäre signifikant höher als auf der südlichen. Dieses Ergebnis passt zur Lokalisation der hauptsächlichen Emittenden in den nördlichen Industriestaaten. Die Stickstofftrifluorid-Emissionen sind seit Ende der 1970er stark angestiegen. Lagen die jährlichen Emissionen in den 1980er bei etwa 20 Tonnen, waren es im Jahr 2000 bereits etwa 290 Tonnen und 2012 etwa 1610 Tonnen. Die Stickstofftrifluorid-Emissionen aus dem Jahr 2012 entsprechen in ihrer Treibhauswirkung etwa 32 Millionen Tonnen Kohlenstoffdioxid.

Angesichts des hohen Treibhausgaspotentials wurde von Wissenschaftlern empfohlen, Stickstofftrifluorid auf die Liste der bedrohlichen Treibhausgase, deren Emissionen nach dem Kyoto-Protokoll überwacht werden, zu setzen. In der UN-Klimakonferenz in Doha 2012 wurde in einem Zusatz zum Kyoto-Protokoll die Chemikalie schließlich am 8. Dezember 2012 in die Liste der Treibhausgase aufgenommen. Diese Ergänzung gilt vom Beginn der zweiten Verpflichtungsperiode – Kyoto II – an bis zum Jahr 2020.

In Deutschland wird die Abgabe von Stickstofftrifluorid seit 2015 statistisch erfasst. Im Jahr 2016 wurden in Deutschland 38 Tonnen an Verwender abgegeben, das sind knapp 58 % weniger als im Vorjahr.

Verwendung

Stickstofftrifluorid wird in der Halbleiter- und in sehr großer Menge in der Flüssigkristallbildschirm- und Solarindustrie zum Reinigen der PECVD-Beschichtungskammern von Siliciumdioxid, Siliciumoxidnitrid und Siliciumnitrid-Rückständen verwendet. Der starke Anstieg der Stickstofftrifluoridkonzentration in der Atmosphäre ist auf diese Anwendungen zurückzuführen. Der Ersatz durch giftiges aber umweltschonenderes Fluor wird im technischen Maßstab erprobt. Weiterhin kam es zeitweilig in militärischen Hochenergie-Fluorwasserstoff-Lasern (z. B. MIRACL) zum Einsatz, wurde als Oxidator in Raketentreibstoffen eingesetzt, als Zusatz zu Glühlampen-Gasfüllungen erprobt und zur Herstellung von extrem giftigem Tetrafluorhydrazin (N₂F₄) – einer weiteren Raketentreibstoffkomponente und unerwünschtes Nebenprodukt der Stickstofftrifluoridherstellung – verwendet.

Produktion

Insgesamt wurden 2008 ungefähr 4000 Tonnen Stickstofftrifluorid produziert. Der weltweit mit Abstand größte Hersteller ist das amerikanische Chemieunternehmen Air Products & Chemicals Inc. Würde die gesamte Stickstofftrifluoridjahresproduktion in die Erdatmosphäre entlassen, entspräche der hierdurch erzeugte Treibhauseffekt dem, der durch die Freisetzung von ungefähr 79 Mio. Tonnen CO₂ erzeugt würde. Tatsächlich gelangen 2008 etwa 16 % der Jahresproduktion in die Atmosphäre. Bis 2011 ist dieser Anteil auf etwa 10 % gesunken.

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).

Literatur

• Otto Ruff, Joseph Fischer, Fritz Luft: Das Stickstoff-3-fluorid. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 172, 1928, S. 417–425, doi:10.1002/zaac.19281720132.
• Otto Ruff: Zur Kenntnis des Stickstoff-3-fluorids. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 197, 1931, S. 273–286, doi:10.1002/zaac.19311970125.
• Otto Ruff, Lisbeth Staub: Stickstofffluoride und ihre Bildungsbedingungen. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. 198, 1931, S. 32–38, doi:10.1002/zaac.19311980103.
• G. Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 2. Auflage. Band 1, Academic Press 1963, ISBN 0-12-126601-X, S. 181–183.