Fluorovodík - Hydrogen fluoride

Fluorovodík
Fluorovodík.svg
Hydrogen-fluoride-2D-Dimensions.svg
Hydrogenfluorid-3D-vdW.svg
Jména
Ostatní jména
Fluoran
Identifikátory
3D model (JSmol )
ChEBI
ChemSpider
Informační karta ECHA100.028.759 Upravte to na Wikidata
KEGG
Číslo RTECS
  • MW7875000
UNII
UN číslo1052
Vlastnosti
HF
Molární hmotnost20.006 g · mol−1
Vzhledbezbarvý plyn nebo bezbarvá kapalina (pod 19,5 ° C)
Hustota1,15 g / l, plyn (25 ° C)
0,99 g / ml, kapalina (19,5 ° C)
1,663 g / ml, pevná látka (–125 ° C)
Bod tání -83,6 ° C (-118,5 ° F; 189,6 K)
Bod varu 19,5 ° C (67,1 ° F; 292,6 K)
zcela mísitelný (kapalný)
Tlak páry783 mmHg (20 ° C)[1]
Kyselost (strK.A)3,17 (ve vodě),

15 (v DMSO) [2]

Konjugovaná kyselinaFluoronium
Konjugovaná základnaFluorid
1.00001
Struktura
Lineární
1.86 D
Termochemie
8 687 J / g K (plyn)
-13,66 kJ / g (plyn)
−14,99 kJ / g (kapalina)
Nebezpečí
Piktogramy GHSGHS05: Žíravý GHS06: Toxický
Signální slovo GHSNebezpečí
H300, H310, H314, H330
P260, P262, P264, P270, P271, P280, P284, P301 + 310, P301 + 330 + 331, P302 + 350, P303 + 361 + 353, P304 + 340, P305 + 351 + 338, P310, P320, P321, P322, P330, P361, P363, P403 + 233, P405, P501
NFPA 704 (ohnivý diamant)
Smrtelná dávka nebo koncentrace (LD, LC):
1276 ppm (krysa, 1 hod)
1774 ppm (opice, 1 hod)
4327 ppm (morče, 15 min)[3]
313 ppm (králík, 7 hodin)[3]
NIOSH (Limity expozice USA pro zdraví):
PEL (Dovolený)
TWA 3 ppm[1]
REL (Doporučeno)
PEL (časově vážený průměr) 3 ppm (2,5 mg / m3) C 6 ppm (5 mg / m.)3) [15 minut][1]
IDLH (Okamžité nebezpečí)
30 str./min[1]
Související sloučeniny
jiný anionty
Chlorovodík
Bromovodík
Jodovodík
Astatid vodíku
jiný kationty
Fluorid sodný
Fluorid draselný
Rubidium fluorid
Fluorid cesný
Související sloučeniny
Voda
Amoniak
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
šekY ověřit (co je šekY☒N ?)
Reference Infoboxu

Fluorovodík je chemická sloučenina s chemický vzorec HF. Tento bezbarvý plyn nebo kapalina je hlavním průmyslovým zdrojem fluor, často jako vodný volalo řešení kyselina fluorovodíková. Je důležitou surovinou při přípravě mnoha důležitých sloučenin včetně farmaceutik a polymerů, např. polytetrafluorethylen (Teflon). HF je široce používán v petrochemický průmysl jako součást superkyseliny. Fluorovodík se vaří při pokojové teplotě, mnohem vyšší než ostatní halogenovodíky.

Fluorovodík je vysoce nebezpečný plyn, který při kontaktu s vlhkostí vytváří korozivní a proniká kyselinou fluorovodíkovou. Plyn může také způsobit slepotu rychlým zničením rohovky.

Dějiny

V roce 1771 Carl Wilhelm Scheele připravit vodný roztok, kyselina fluorovodíková ve velkých množstvích, ačkoli kyselina fluorovodíková byla v USA známa sklářský průmysl do té doby. Francouzský chemik Edmond Frémy (1814–1894) je připočítán s objevováním bezvodý fluorovodík (HF) při pokusu o izolaci fluor.

Struktura a reakce

Struktura řetězců HF v krystalickém fluorovodíku.

Ačkoli je diatomická molekula, HF tvoří relativně silnou intermolekulární látku Vodíkové vazby. Pevný HF se skládá z klikatých řetězců molekul HF. Molekuly HF s krátkou vazbou H – F 95 pm jsou spojeny se sousedními molekulami mezimolekulárními vzdálenostmi H – F 155 pm.[4] Kapalný HF také sestává z řetězců molekul HF, ale řetězce jsou kratší a sestávají v průměru pouze z pěti nebo šesti molekul.[5]

Srovnání s jinými halogenovodíky

Fluorovodík se neváří až do 20 ° C, na rozdíl od těžších halogenovodíků, které mají teplotu varu mezi -85 ° C (-120 ° F) a -35 ° C (-30 ° F).[6][7][8] Tato vodíková vazba mezi molekulami HF vede k vysokému viskozita v kapalné fázi a nižší než očekávaný tlak v plynné fázi.

Vodní roztoky

Hlavní článek: kyselina fluorovodíková

HF je mísitelný vodou (rozpouští se v jakémkoli poměru). Naproti tomu ostatní halogenovodíky mají omezenou rozpustnost ve vodě. Fluorovodík tvoří monohydrát HF.H2O s teplotou tání -40 ° C (-40 ° F), což je o 44 ° C (79 ° F) nad teplotou tání čistého HF.[9]

HF a H2O podobnosti
graf ukazující trendovou vodu a body varu HF: velké výběhy nahoru oproti trendu, který je pro ostatní členy řady nižší s nižší molekulovou hmotností.graf ukazující hrby teploty tání, nejvýraznější je u HF 50% molární frakce
Bod varu halogenovodíku (modrý) a vodíkové chalkogenidy (červená): HF a H2O zlomové trendy.Bod tuhnutí HF / H2O směsi: šipky označují sloučeniny v pevném stavu.

Vodné roztoky HF se nazývají kyselina fluorovodíková. Po zředění se kyselina fluorovodíková chová jako slabá kyselina, na rozdíl od ostatních halogenovodíkových kyselin, v důsledku tvorby vodíkové vazby iontové páry [H
3Ó+
·F−]. Koncentrované roztoky jsou však silné kyseliny, protože bifluorid anionty převládají místo iontových párů. V kapalném bezvodém HF samoionizace nastane:[10][11]

3 HF ⇌ H2F+ + HF−
2

který tvoří extrémně kyselou kapalinu (H0  = −11).

Reakce s Lewisovými kyselinami

HF reaguje s Lewisovy kyseliny dát superkyseliny. A Hammettova funkce kyselosti (H0) z −21 se získá s pentafluorid antimonitý (SbF5), formování kyselina fluoroantimonová.[12][13]

Výroba

Fluorovodík se vyrábí působením kyselina sírová na čistých druzích minerálu fluorit:[14]

CaF2 + H2TAK4 → 2 HF + CaSO4

Asi 20% vyrobeného HF je vedlejším produktem výroby hnojiv, který se generuje kyselina hexafluorokřemičitá. Tuto kyselinu lze degradovat za účelem tepelného a hydrolýzy uvolňování HF:

H2SiF6 → 2 HF + SiF4
SiF4 + 2 H2O → 4 HF + SiO2

Použití

Obecně je bezvodá sloučenina fluorovodík průmyslověji běžnější než její vodný roztok, kyselina fluorovodíková. Jeho hlavní použití na základě množství je jako předchůdce organofluorové sloučeniny a předchůdce kryolitu pro elektrolýzu hliníku.[14]

Prekurzor sloučenin organofluorinu

HF reaguje s chlorovanými uhlovodíky za vzniku fluorovaných uhlovodíků. Důležitou aplikací této reakce je výroba tetrafluorethylen (TFE), předchůdce Teflon. Chloroform je za vzniku fluorován HF chlorodifluormethan (R-22):[14]

CHCI3 + 2 HF → CHClF2 + 2 HCl

Pyrolýzou chlorodifluormethanu (při 550-750 ° C) se získá TFE.

HF je reaktivní rozpouštědlo v elektrochemická fluorace organických sloučenin. V tomto přístupu se HF oxiduje v přítomnosti a uhlovodík a fluor nahrazuje vazby C – H za C – F vazby. Perfluorované karboxylové kyseliny a sulfonové kyseliny jsou vyráběny tímto způsobem.[15]

1,1-difluorethan se vyrábí přidáním HF do acetylén pomocí rtuti jako katalyzátoru.[15]

HC≡CH + 2 HF → CH3CHF2

Meziproduktem v tomto procesu je vinylfluorid nebo fluoroethylen, monomerní předchůdce polyvinylfluorid.

Předchůdce fluoridů kovů a fluoru

Elektrolyzér na hliník spoléhá na elektrolýzu fluoridu hlinitého v roztaveném kryolitu. Několik kilogramů HF se spotřebuje na tunu vyrobeného Al. Jiné fluoridy kovů se vyrábějí pomocí HF, včetně hexafluorid uranu.[14]

HF je předchůdcem elementu fluor, F2tím, že elektrolýza řešení HF a bifluorid draselný. Bifluorid draselný je potřebný, protože bezvodý HF nevodí elektřinu. Několik tisíc tun F2 jsou vyráběny ročně.[16]

Katalyzátor

HF slouží jako a katalyzátor v alkylace procesy v rafinériích. Používá se u většiny nainstalovaných lineární alkylbenzen výrobní zařízení na světě. Proces zahrnuje dehydrogenaci n-parafiny na olefiny a následná reakce s benzenem za použití HF jako katalyzátoru. Například v ropné rafinerie „alkylát“, složka vysoceoktan benzín (benzín ), je generován v alkylačních jednotkách, které kombinují C.3 a C.4 olefiny a iso-butan.[14]

Solventní

Fluorovodík je vynikající rozpouštědlo. Odráží schopnost HF účastnit se vodíkových vazeb, dokonce i bílkoviny a sacharidy se v HF rozpouštějí a lze je z toho získat. Naproti tomu většina nefluoridových anorganických chemikálií reaguje spíše s HF než s rozpouštěním.[17]

Zdravé efekty

Hlavní článek: Kyselina fluorovodíková
levá a pravá ruka, dva pohledy, spálené ukazováky
HF popáleniny, které se projeví až den poté

Při kontaktu s vlhkostí, včetně tkáně, se fluorovodík okamžitě přemění na kyselina fluorovodíková, který je vysoce korozivní a toxický. Expozice vyžaduje okamžitou lékařskou pomoc.[18] To může způsobit slepotu rychlým zničením rohovky. Dýchání fluorovodíku při vysokých úrovních nebo v kombinaci s kontaktem s pokožkou může způsobit smrt z nepravidelný srdeční tep nebo z hromadění tekutin v plicích.[18]

Reference

  1. ^ A b C d NIOSH Kapesní průvodce chemickými nebezpečími. "#0334". Národní institut pro bezpečnost a ochranu zdraví při práci (NIOSH).
  2. ^ Evans, D. A. „pKa anorganických a oxokyselin“ (PDF). Citováno 19. června 2020.
  3. ^ A b „Fluorovodík“. Koncentrace bezprostředně nebezpečné pro život a zdraví (IDLH). Národní institut pro bezpečnost a ochranu zdraví při práci (NIOSH).
  4. ^ Johnson, M. W .; Sándor, E .; Arzi, E. (1975). „Krystalová struktura fluoridu deuteria“. Acta Crystallographica. B31 (8): 1998–2003. doi:10.1107 / S0567740875006711.
  5. ^ McLain, Sylvia E .; Benmore, C. J .; Siewenie, J. E .; Urquidi, J .; Turner, J. F. (2004). „O struktuře kapalného fluorovodíku“. Angewandte Chemie International Edition. 43 (15): 1952–55. doi:10.1002 / anie.200353289. PMID  15065271.
  6. ^ Pauling, Linus A. (1960). Povaha chemické vazby a struktura molekul a krystalů: Úvod do moderní strukturní chemie. Cornell University Press. str.454 –464. ISBN  978-0-8014-0333-0.
  7. ^ Atkins, Peter; Jones, Loretta (2008). Chemické principy: Hledání vhledu. W. H. Freeman & Co. str. 184–185. ISBN  978-1-4292-0965-6.
  8. ^ Emsley, John (1981). „Skrytá síla vodíku“. Nový vědec. 91 (1264): 291–292. Citováno 25. prosince 2012.
  9. ^ Greenwood, N. N .; Earnshaw, A. (1998). Chemie prvků (2. vyd.). Oxford: Butterworth Heinemann. 812–816. ISBN  0-7506-3365-4.
  10. ^ C. E. Housecroft a A. G. Sharpe Anorganická chemie, str. 221.
  11. ^ F. A. Cotton a G. Wilkinson Pokročilá anorganická chemie, str. 111.
  12. ^ W. L. Jolly „Modern Anorganic Chemistry“ (McGraw-Hill 1984), s. 203. ISBN  0-07-032768-8.
  13. ^ F. A. Bavlna a G. Wilkinson, Pokročilá anorganická chemie (5. vydání) John Wiley and Sons: New York, 1988. ISBN  0-471-84997-9. str. 109.
  14. ^ A b C d E J. Aigueperse, P. Mollard, D. Devilliers, M. Chemla, R. Faron, R. Romano, J. P. Cuer (2000). "Fluorové sloučeniny, anorganické". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002 / 14356007.a11_307.CS1 maint: více jmen: seznam autorů (odkaz)
  15. ^ A b G. Siegemund, W. Schwertfeger, A. Feiring, B. Smart, F. Behr, H. Vogel, B. McKusick (2005). "Sloučeniny fluoru, organické". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002 / 14356007.a11_349.CS1 maint: více jmen: seznam autorů (odkaz)
  16. ^ M. Jaccaud, R. Faron, D. Devilliers, R. Romano (2005). „Fluor“. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002 / 14356007.a11_293.CS1 maint: více jmen: seznam autorů (odkaz).
  17. ^ Greenwood a Earnshaw, „Chemistry of the Elements“, str. 816–819.
  18. ^ A b Fakta o fluorovodíku (kyselině fluorovodíkové)

externí odkazy