# Trifluorure de chlore

Le trifluorure de chlore est un interhalogène de formule ClF$_3$. C'est un gaz incolore, très oxydant et extrêmement réactif, corrosif et toxique, qui se condense en un liquide jaune verdâtre. C'est sous sa forme liquide pressurisée à température ambiante qu'on le trouve le plus souvent sur le marché. On s'en sert surtout dans les phases de nettoyage et pour les gravures chimiques dans l'industrie des semiconducteurs$^,$, et dans quelques autres processus industriels. Il est notamment utilisé dans le cycle du combustible nucléaire, où il permet la conversion des composés fluorés d'uranium non volatils en hexafluorure d'uranium UF$_6$, composé aux propriétés physiques intéressantes du point de vue des procédés d'enrichissement de l'uranium :
Son utilisation comme comburant pour la propulsion spatiale est aujourd'hui abandonnée compte tenu des risques réels pour le matériel et pour les équipages ; c'est en revanche la matière première pour la synthèse du pentafluorure de chlore ClF$_5$, un ergol parfois employé, le plus souvent avec l'hydrazine, pour la propulsion de certains missiles.

## Préparation et propriétés

Le trifluorure de chlore a été préparé pour la première fois en 1931 par deux chimistes allemands, O. Ruff et H. Kug, par réaction du fluor F$_2$ sur le chlore Cl$_2$, ce qui produisit également du monofluorure de chlore ClF, séparé du trifluorure par distillation :
    3 F$_2$ + Cl$_2$ → 2 ClF$_3$
La molécule ClF$_3$ a une forme en T, que la théorie VSEPR permet bien d'expliquer :
* l'atome de chlore est au centre de la molécule
* l'une des trois positions équatoriales est occupée par un atome de fluor lié au chlore par une liaison covalente
* les deux autres positions équatoriales sont occupées chacune par un doublet non liant
* les deux positions axiales sont occupées chacune par un atome de fluor formant, avec l'atome de chlore central, une liaison à trois centres et quatre électrons, normalement rectiligne mais ici un peu repliée sous l'effet des deux doublets non liants.
Les trois atomes de fluor sont donc liés au chlore par des liaisons de type différent, ce qui se traduit par des longueurs de liaison différentes :
* ~ 159,8 pm pour la liaison Cl-F équatoriale (covalente)
* ~ 169,8 pm pour les liaisons Cl-F axiales (qui participent à la liaison 3c-4e)
Le trifluorure de chlore pur est stable jusqu'à 180 °C, mais se décompose en F$_2$ et Cl$_2$ au-dessus de cette température.
C'est un oxydant très énergique ainsi qu'un agent fluorant. Très réactif avec la plupart des matières organiques et minérales, il est susceptible d'en déclencher la combustion spontanément, parfois de façon explosive. Les métaux donnent généralement des chlorures et des fluorures, le phosphore donne du trichlorure de phosphore PCl$_3$ et du pentafluorure de phosphore PF$_5$, tandis que le soufre donne du dichlorure de soufre SCl$_2$ ainsi que du tétrafluorure de soufre SF$_4$. À température ambiante, le sulfure d'hydrogène H$_2$S explose au contact du trifluorure de chlore, lequel s'hydrolyse également violemment au contact de l'eau H$_2$O en dégageant un ensemble de composés dangereux, à commencer par le fluorure d'hydrogène HF.

## Risques

Le trifluorure de chlore étant plus oxydant que l'oxygène lui-même, il est susceptible de corroder des céramiques ainsi que divers matériaux à base d'oxydes minéraux qu'on imagine souvent être incombustibles, y compris le béton. Tout ce qui est amené à entrer en contact avec du ClF$_3$ doit être soigneusement sélectionné et nettoyé de toute impureté qui pourrait déclencher une combustion explosive.
Au contact de la peau, le trifluorure de chlore peut déclencher la combustion des tissus vivants s'il est en quantité suffisante. Il s'hydrolyse en attaquant les cellules, en une réaction très exothermique qui provoque des brûlures à la fois thermiques et chimiques, notamment par l'acide fluorhydrique libéré dans les tissus par cette hydrolyse. Cet acide est, de surcroît, toxique, de sorte que l'empoisonnement métabolique s'ajoute aux dégradations physiologiques causées par sa nature acide.