Trifluoruro di bromo
# Trifluoruro di bromo

Il trifluoruro di bromo è il composto inorganico interalogeno tra bromo e fluoro con formula $BrF_3.$ In condizioni normali è un liquido volatile di colore paglierino e odore irritante. Ha forti proprietà fluoruranti, anche se meno di $ClF_3.$ Viene usato per produrre esafluoruro di uranio, $UF_6,$ nella lavorazione e riprocessamento dei combustibili nucleari. $BrF_3$ è un composto pericoloso, tossico e corrosivo, che esplode a contatto con acqua o composti organici.

## Struttura

$BrF_3$ è un composto molecolare; la molecola ha forma a T, con simmetria $C_{2v},$ analogamente alle specie ClF e $IF_3.$ Questa struttura è in accordo con la teoria VSEPR, che prevede che le due coppie di elettroni non condivise occupino due posizioni equatoriali in uno schema di base di bipiramide trigonale. La distanza tra l'atomo di bromo e gli atomi di fluoro assiali è di 1,81 Å, mentre il fluoro equatoriale dista 1,72 Å. L'angolo tra il fluoro equatoriale e quelli assiali è un po' minore di 90°; l'angolo osservato è di 86,2° a causa della notevole repulsione generata nel piano equatoriale tra le due coppie non condivise.

## Sintesi

$BrF_3$ fu descritto per la prima volta nel 1906 da Paul Lebeau, che lo ottenne facendo reagire bromo e fluoro a 20 °C:

    ${\ce {Br2 + 3F2 -> 2BrF3}}$

$BrF_3$ si può ottenere anche per disproporzione di BrF:

    ${\ce {3BrF -> BrF3 + Br2}}$

## Reattività

$BrF_3$ è un agente fluorurante energico, anche se meno forte di $ClF_3.$ Allo stato liquido $BrF_3$ è un solvente aprotico ionizzante e può essere usato per preparare fluoruri binari a partire da metalli e ossidi. Ad esempio:

    ${\ce {B2O3 + 2BrF3 -> 2BF3 + Br2 + 3/2 O2}}$

Il liquido conduce elettricità, dato che dà autoionizzazione:

    ${\ce {2BrF3 <=> [BrF2]+ + [BrF4]-}}$

I due ioni $[BrF_2]^+$ e $[BrF_4]^–$ 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 $[BrF_2]^+$ e $[BrF_4]^–$ si possono ottenere per reazione con altri fluoruri. Con fluoruri ionici $BrF_3$ agisce come acido di Lewis. Ad esempio con KF:

    ${\ce {KF + BrF3 -> K+ + [BrF4]-}}$

Con fluoruri molecolari accettori di ioni $F^–$ più forti di $BrF_3$ si ha invece la formazione di sali contenenti $[BrF_2]^+.$ Ad esempio:

    ${\ce {SbF5 + BrF3 -> [BrF2]+ + [SbF6]-}}$

## Sicurezza

$BrF_3$ 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.

