Trifluorure d'azote

Trifluorure d'azote
Général
Nom IUPAC	Trifluorure d'azote
Synonymes	trifluoramine
No CAS	7783-54-2
No EINECS	232-007-1
SMILES	N(F)(F)F PubChem, Vue 3D
InChI	InChI : Vue 3D InChI=1/F3N/c1-4(2)3
Apparence	gaz incolore, d'odeur caractéristique[1].
Propriétés chimiques
Formule brute	F3NNF3
Masse molaire[3]	71,0019 ± 0,0002 g·mol-1 F 80,27 %, N 19,73 %,
Moment dipolaire	0,235 ± 0,004 D [2]
Propriétés physiques
T° fusion	-208,5 °C[1]
T° ébullition	-129,1 °C (144,05 K) (à 1 013 hPa)
Solubilité	dans l'eau : nulle[1]
Masse volumique	3,003 kg·m-3 (gaz à 24,85 °C et 1 013 hPa) 1 540 kg·m-3 (liquide à 1 013 hPa au point de vaporisation)
Thermochimie
ΔvapH°	11,56 kJ·mol-1 (1 atm, -128,75 °C)[4]
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation	13,00 ± 0,02 eV (gaz)[5]
Précautions
Directive 67/548/EEC
Xn O
Symboles : Xn : Nocif O : Comburant Phrases R : R8 : Favorise l’inflammation des matières combustibles. R20 : Nocif par inhalation. Phrases S : S9 : Conserver le récipient dans un endroit bien ventilé. S17 : Tenir à l’écart des matières combustibles. S23 : Ne pas respirer les gaz/fumées/vapeurs/aérosols [terme(s) approprié(s) à indiquer par le fabricant].
Phrases R : 8, 20, [6]
Phrases S : 9, 17, 23, [6]
Transport
25    2451    Code Kemler : 25 : gaz comburant (favorise l'incendie) Numéro ONU : 2451 : TRIFLUORURE D’AZOTE COMPRIMÉ Classe : 2.2 Étiquettes : 2.2 : Gaz ininflammables, non toxiques (correspond aux groupes désignés par un A ou un O majuscule); 5.1 : Matières comburantes [6]
SIMDUT[7]
A, D1A, A : Gaz comprimé température critique = -39 °C D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves létalité aiguë : CL50 inhalation/4 heures (souris) = 2 000 ppm Divulgation à 1,0% selon la liste de divulgation des ingrédients
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le trifluorure d'azote est un composé inorganique de formule brute NF₃. Ce composé azote-fluor est un gaz incolore, toxique, inodore, non inflammable. Il est de plus en plus utilisé comme graveur chimique en micro-électronique.

Applications

Le trifluorure d'azote est utilisé pour la gravure ionique réactive des wafers en silicium. Le NF₃ y est décomposé in situ en azote et fluor, et les radicaux fluor obtenus agissent comme des agents nettoyants qui attaquent le silicium. Il peut être aussi utilisé avec le nitrure de silicium, le siliciure de tungstène, et le tungstène produits par dépôt chimique en phase vapeur. Dans toutes ces applications, le NF₃ a été choisi vers l'an 2000 comme substitut plus protecteur pour l'environnement aux perfluorocarbures comme l'hexafluoroéthane (C₂F₆) et l'hexafluorure de soufre (SF₆)^[8]. Les deux tiers environ des PFC s'échappaient dans l'atmosphère ; on considérait que le NF₃ avait de bien moindres chances de s'échapper dans l'air.

Le trifluorure d'azote est aussi utilisé dans les lasers à fluorure d'hydrogène et de deutérium, qui sont deux types de lasers à gaz. On le préfère au difluor gazeux parce qu'il est plus facile à manipuler, car considérablement plus stable.

On peut l'utiliser avec l'acier et le Monel, ainsi qu'avec plusieurs plastiques.

Synthèse et réactivité

Le NF₃ est un exemple rare de fluorure binaire qu'on ne peut pas préparer directement à partir de ses éléments (c'est-à-dire que N₂ ne réagit pas avec F₂). Presque tous les autres éléments du tableau périodique réagissent directement, souvent de manière violente, avec le fluor.

Après une première tentative en 1903, Otto Ruff a réussi, 25 ans plus tard, à synthétiser le trifluorure d'azote par l'électrolyse d'un mélange fondu de fluorure d'ammonium et de fluorure d'hydrogène^[9]. Il s'est avéré beaucoup moins réactif que le trichlorure d'azote. Il est aujourd'hui préparé par une réaction directe d'ammoniac et de fluor, et une variante de la méthode de Ruff^[10].

On peut s'en procurer sous la forme de cylindres pressurisés.

Réactions

Le NF₃ est légèrement soluble dans l'eau sans qu'aucune réaction chimique n'ait lieu. Son moment dipolaire est faible (0,2340 D)^[11]. NF₃ est un oxydant puissant bien que lent. Au contact de métaux, il se transforme en tétrafluorohydrazine, mais seulement à haute température :

2 NF₃ + Cu → N₂F₄ + CuF₂

NF₃ réagit avec le fluor et le pentafluorure d'antimoine pour donner le sel de tétrafluoroammonium:

NF₃ + F₂ + SbF₅ → NF₄⁺SbF₆^-

Gaz à effet de serre

Le NF₃ ne fait pas partie des gaz à effet de serre réglementés par le Protocole de Kyoto.

Bien que le NF₃ ait un potentiel de réchauffement global élevé (estimé 17 200 fois celui du CO₂ sur une période d'un siècle, ce qui le place en second sur ce critère, derrière le SF₆ ^{[12] ,[13],[14]}.), son forçage radiatif dans l'atmosphère terrestre est très faible, estimé à 0,001 W.m^-2, puisqu'il n'y est relâché que dans des quantités très faibles : en 2008, le contenu total de ce gaz dans l'atmosphère est estimé à 5 400 tonnes (en augmentation d'environ 11 pour cent par an), et sa concentration maximum dans l'atmosphère telle qu'elle est évaluée est inférieure à 0,16 parties par billion (ppt) en volume^[15]. Une étude de 2008, utilisant des techniques d'échantillonnage améliorées a trouvé une concentration troposphérique planétaire moyenne de 0,454 parties par billion (ppt) par fraction de mole d'air sec^[16]. Sa durée de séjour dans l'atmosphère est estimée à 740 ans^[12], bien que des travaux récents suggèrent une durée légèrement plus courte de 550 ans (et un PRG correspondant de 16 800 fois celui du CO₂)^[17].

Les applications industrielles utilisant le NF₃ le décomposent, alors que les composés réglementés que sont le SF₆ et les PFC sont généralement relâchés dans l'air^[17],[18].

Volume de production

Depuis 1992, où moins de 100 tonnes étaient produites, la production mondiale a grimpé pour atteindre de l'ordre de 4 000 tonnes en 2007. On estime qu'elle continuera à augmenter de manière significative dans les années qui viennent^[17], pour atteindre environ 8 000 tonnes par an en 2010.

Sécurité

Le contact avec la peau du NF₃ n'est pas dangereux, et ce gaz est un irritant relativement faible pour les muqueuses et les yeux. C'est aussi un irritant pulmonaire : sa toxicité est comparable à celle des oxydes d'azote, et une surexposition par inhalation transforme l'hémoglobine du sang en méthémoglobine, ce qui provoque un état de méthémoglobinémie^[19].

Voir aussi

• Perfluorocarbure

Références

1. ↑ ^{a, b et c} TRIFLUORURE D'AZOTE, fiche de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée le 9 mai 2009
2. ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, Boca Raton, CRC, 16 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 9-50 
3. ↑ Masse molaire calculée d’après Atomic weights of the elements 2007 sur www.chem.qmul.ac.uk.
4. ↑ (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press Inc, 2009, 90^e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-4200-9084-0) 
5. ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, Boca Raton, CRC, 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 10-205 
6. ↑ ^{a, b et c} Entrée du numéro CAS « 7783-54-2 » 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 26 novembre 2008 (JavaScript nécessaire)
7. ↑ « Trifluorure d’azote » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
8. ↑ (en) H. Reichardt, A. Frenzel et K. Schober, « Environmentally friendly wafer production: NF₃ remote microwave plasma for chamber cleaning », dans Microelectronic Engineering, vol. 56, n^o 1-2, 2001, p. 73-76 [lien DOI] .
9. ↑ (de) Otto Ruff, Joseph Fischer et Fritz Luft, « Das Stickstoff-3-fluorid », dans Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie, vol. 172, n^o 1, 1928, p. 417–425 [lien DOI] .
10. ↑ Philip B. Henderson, Andrew J. Woytek "Fluorine Compounds, Inorganic, Nitrogen" in Kirk‑Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, 1994, John Wiley & Sons, NY. DOI:10.1002/0471238961.1409201808051404.a01 Article Online Posting Date: December 4, 2000
11. ↑ Thomas M. Klapötke “Nitrogen–fluorine compounds” J. Fluor. Chem. Volume 127, 2006, pp. 679-687. DOI:10.1016/j.jfluchem.2006.03.001
12. ↑ ^{a et b} Erreur dans la syntaxe du modèle Article(en) « Climate Change 2007: The Physical Sciences Basis », dans , IPCC [texte intégral [PDF] (page consultée le 3 juillet 2008)] .
13. ↑ (en) J.I. Robson, L.K. Gohar, M.D. Hurley, K.P. Shine et T. Wallington, « Revised IR spectrum, radiative efficiency and global warming potential of nitrogen trifluoride », dans Geophys. Res. Lett., vol. 33, 2006 [texte intégral, lien DOI] 
14. ↑ Richard Morgan : Beyond Carbon: Scientists Worry About Nitrogen’s Effects (2008-09-01). mirror
15. ↑ (en) Jon Robson, « Nitrogen trifluoride (NF3) », dans Royal Meteorological Society, 27 octobre 2008 [texte intégral] .
16. ↑ (en) Ray F. Weiss, J. Mühle, P.K. Salameh et C.M. Harth, « Nitrogen trifluoride in the global atmosphere », dans Geophys. Res. Lett., vol. 35, n^o L20821, 31 octobre 2008 [texte intégral, lien DOI] .
17. ↑ ^{a, b et c} (en) M.J. Prather et J. Hsu, « NF₃, the greenhouse gas missing from Kyoto », dans Geophys. Res. Lett., vol. 35, 2008 [texte intégral, lien DOI] .
18. ↑ (en) W.-T. Tsai, « Environmental and health risk analysis of nitrogen trifluoride (NF₃), a toxic and potent greenhouse gas », dans J. Hazard. Mat., 2008 [lien DOI] .
19. ↑ Yogender Malik, « Nitrogen trifluoride - Cleaning up in electronic applications », 2008-07-03