French
DeutschФлуороводород – Уикипедия
| Флуороводород | |||||
| |||||
| Имена | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| По IUPAC | Флуоран | ||||
| Структура | |||||
| Молекулна форма | линейна | ||||
| Свойства | |||||
| Формула | HF | ||||
| Моларна маса | 20,01 g·mol−1 | ||||
| Външен вид | безцветен газ | ||||
| Плътност | 1,15 g/L, газ (25 °C) 0,99 g/mL, течност (19,5 °C) | ||||
| Точка на топене | -83,6 °C, 190 K | ||||
| Точка на кипене | 19,5 °C, 293 K | ||||
| Парно налягане | 104 400 Pa (20 °C) | ||||
| Разтворимост във вода | разлагане | ||||
| pKa | 3,2 | ||||
| Показател на пречупване | 1,00001 | ||||
| Диполен момент | 1,86 | ||||
| Термохимия | |||||
| Стандартна енталпия на образуване | −273,3 kJ/mol | ||||
| Опасности | |||||
| NFPA 704 |  0 4 1
| ||||
| Сродни съединения | |||||
| Сродни аниони | хлороводород, бромоводород, йодоводород | ||||
| Сродни катиони | натриев флуорид | ||||
| Други | флуороводородна киселина | ||||
| Идентификатори | |||||
| CAS номер | 7664-39-3 | ||||
| PubChem | 16211014 | ||||
| ChemSpider | 14214 | ||||
| DrugBank | 11072 | ||||
| KEGG | C16487 | ||||
| ChEBI | 29228 | ||||
| ChEMBL | CHEMBL1232767 | ||||
| RTECS | MW7875000 | ||||
| SMILES | F | ||||
| InChI | 1S/FH/h1H 1/FH/h1H | ||||
| InChI ключ | KRHYYFGTRYWZRS-UHFFFAOYSA-N KRHYYFGTRYWZRS-UHFFFAOYAC | ||||
| UNII | RGL5YE86CZ | ||||
| Gmelin | 166 | ||||
| Данните са при стандартно състояние на материалите (25 °C, 100 kPa), освен ако не е указано друго. | |||||
| Флуороводород в Общомедия | |||||
Флуороводородът (HF), при температура близка до стайната, е безцветен газ с остра миризма. Получава се при директно взаимодействие на флуор и водород. Реакцията е съпроводена с взрив. Водният разтвор на този газ се нарича флуороводородна киселина. Тя се определя като слаба киселина, въпреки че принадлежи към малката група киселини, способни да разяждат стъкло. Флуороводородът взаимодейства със силициевия диоксид от стъклото. Затова този газ не се получава и не се съхранява в стъклени съдове. От друга страна това свойство на флуороводорода се използва за гравиране върху стъкло.
Флуороводородът е много опасен газ, образуващ силно корозивната за тъканите флуороводородна киселина при досег с вода. Газът може да причини слепота и бързо разрушаване на роговицата.
Химични свойства[редактиране | редактиране на кода]
Въпреки че е двуатомна молекула, HF образува относително силни междумолекулни водородни връзки. Твърдият флуороводород е съставен от зигзагообразни вериги от молекули. Тези молекули с къса H–F връзка (95 pm) са свързани със съседните молекули чрез дълги междумолекулни връзки (155 pm).[1] При течния HF връзки са по-къси.[2]
Флуороводородът завира около 20 °C за разлика от по-тежките водородни халиди, които кипват около −85 °C или −35 °C.[3][4][5] Водородните връзки на HF молекулите пораждат голям вискозитет в течна фаза и по-малко от очакваното налягане в газова фаза.
HF е много податлив на смесване с вода във всякакви пропорции. Може да образува монохидрат HF.H2O, който има точка на топене 44 °C над тази на чистия HF.[6]
Флуороводородната киселина е слаба киселина, но концентрираните разтвори са силни киселини, поради образуването на йонна двойка с водородна връзка [H3O+·F−]. При течен безводен HF настъпва автойонизация:[7][8]
- 3 HF ⇌ H2F+ + HF−
2
което води до образуването на много киселинен разтвор (H0 = −11).
HF реагира с Люисова киселина, при което се получава свръхкиселини. С SbF5 може да се получи H0 = −21.[9][10]
Получаване[редактиране | редактиране на кода]
Флуороводородът се получава при взаимодействието на сярна киселина с флуорит с висока чистота:[11]
- CaF2 + H2SO4 → 2 HF + CaSO4
Около 20% от произведения HF е вторичен продукт от производството на торове, при което се отделя хексафлуоросилинова киселина. Тази киселина може да се разгради така, че да отдели HF термално или чрез хидролиза:
- H2SiF6 → 2 HF + SiF4
- SiF4 + 2 H2O → 4 HF + SiO2
Употреба[редактиране | редактиране на кода]
По принцип, безводният флуороводород е по-често получава в промишлени количества, отколкото водния му разтвор, флуороводородната киселина. Основната му употреба е като прекурсор на органофлуорни съединения и на криолит за електролиза на алуминий.[11]
Вижте също[редактиране | редактиране на кода]
Източници[редактиране | редактиране на кода]
- ↑ The Crystal Structure of Deuterium Fluoride // Acta Crystallographica B31 (8). 1975. DOI:10.1107/S0567740875006711. с. 1998 – 2003.
- ↑ McLain, Sylvia E. и др. On the Structure of Liquid Hydrogen Fluoride // Angewandte Chemie International Edition 43 (15). 2004. DOI:10.1002/anie.200353289. с. 1952 – 55.
- ↑ Pauling, Linus A. The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry. Cornell University Press, 1960. ISBN 978-0-8014-0333-0. с. 454 – 464.
- ↑ Atkins, Peter. Chemical principles: The quest for insight. W. H. Freeman & Co, 2008. ISBN 978-1-4292-0965-6. с. 184 – 185.
- ↑ Emsley, John. The hidden strength of hydrogen // New Scientist 91 (1264). 1981. с. 291 – 292. Архивиран от оригинала на 2023-07-22. Посетен на 25 декември 2012.
- ↑ Greenwood, N. N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. 2nd. Oxford, Butterworth Heinemann, 1998. ISBN 0-7506-3365-4.
- ↑ C. E. Housecroft and A. G. Sharpe Inorganic Chemistry, p. 221.
- ↑ F. A. Cotton and G. Wilkinson Advanced Inorganic Chemistry, p. 111.
- ↑ W. L. Jolly „Modern Inorganic Chemistry“ (McGraw-Hill 1984), p. 203. ISBN 0-07-032768-8.
- ↑ F. A. Cotton and G. Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry (5th ed.) John Wiley and Sons: New York, 1988. ISBN 0-471-84997-9. p. 109.
- ↑ а б J. Aigueperse, P. Mollard, D. Devilliers, M. Chemla, R. Faron, R. Romano, J. P. Cuer. Fluorine Compounds, Inorganic // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 2000. ISBN 3527306730. DOI:10.1002/14356007.a11_307.