Chloormonofluoride is een interhalogeenverbinding met als brutoformule ClF. Bij kamertemperatuur is het een kleurloos gas dat ook bij hogere temperaturen nog stabiel is. Afgekoeld tot −100°C condenseert chloormonofluoride tot een lichtgele vloeistof. Veel eigenschappen ervan liggen tussen die van de beide halogenen in waaruit het is opgebouwd: dichloor en difluor.^[1]

Chloormonofluoride kan bereid worden door de reactie tussen chloorgas en fluorgas bij 250°C, in aanwezigheid van koper:^[2]

${\ce {Cl2 + F2 -> 2ClF}}$

Een alternatieve, industrieel toegepaste methode is de reductie van chloortrifluoride met chloorgas:

${\ce {ClF3 + Cl2 -> 3ClF}}$

Chloormonofluoride is een veelzijdige, doch zeer reactieve verbinding, die metalen en niet-metalen omzet in hun overeenkomstige fluoriden. Daarbij komt chloorgas vrij. Voorbeelden zijn de vorming van wolfraamhexafluoride en seleentetrafluoride uit de respectievelijke elementen:

${\ce {W + 6ClF -> WF6 + 3Cl2}}$

${\ce {Se + 4ClF -> SeF4 + 2Cl2}}$

Chloormonofluoride reageert met metaalchloriden onder vorming van fluoriden en chloorgas:

${\ce {NaCl + ClF -> NaF + Cl2}}$

Door reactie met halogenen kunnen andere interhalogeenverbindingen gevormd worden. Zo kan dibroom omgezet worden tot broomtrifluoride:

${\ce {Br2 + 6ClF -> 2BrF3 + 3Cl2}}$

De reactie met koolstofmonoxide leidt tot vorming van carbonylchloorfluoride, dat structureel verwant is met fosgeen.

${\ce {CO + ClF -> O=CClF}}$

Onder hoge druk en bij 200°С worden met fluoriden van cesium, rubidium en kalium fluorhypochlorieten gevormd:

${\ce {CsF + ClF -> CsClF2}}$

Aangezien het chlooratoom in chloormonofluoride zich in de oxidatietoestand +I bevindt is het een sterke oxidator. Het reageert met water onder vrijkomen van zuurstofgas, chloorgas en waterstoffluoride:

${\ce {4ClF + 2H2O -> O2 + 2Cl2 + 4HF}}$

Bij verhitting reageert het heftig met waterstofgas. Bij deze reactie komen zowel waterstoffluoride als waterstofchloride vrij, beiden erg corrosieve en gevaarlijke stoffen:

${\ce {ClF + H2 -> HF + HCl}}$

Ongewone polymere verbindingen van fluor, chloor en zuurstof met een violette kleur worden verkregen bij de reactie van ClF en dizuurstofdifluoride:

${\ce {nClF + nO2F2 -> (F3ClO2)n}}$

Chloormonofluoride vindt toepassing als fluoreringsmiddel^[3] en chloreringsmiddel^[4]^[5] in de organische synthese.

Een belangrijke industriële toepassing is in de verwerking en verrijking van uranium via het overeenkomstig hexafluoride:^[6]

${\ce {UO2F2 + 4ClF -> UF6 + O2 + 2Cl2}}$

(en) MSDS van chloormonofluoride
(en) WebBook page for ClF