Флуороводород

Флуороводород (флуоран) — неорганско соединение со хемиска формула HF. Овој безбоен гас или течност е главниот индустриски извор на флуор, често како воден раствор наречен флуороводородна киселина. Тоа е важна суровина за подготовка на многу важни соединенија, вклучувајќи фармацевтски производи и полимери, на пр. политетрафлуороетилен (PTFE). HF е широко користен во петрохемиската индустрија како компонента на суперкиселините. Флуороводородот врие на собна температура, многу повисока од другите водородни халиди.

Флуороводород

Други називи Флуоран
Назнаки
CAS-бр.	7664-39-3 Ок
ChEBI	CHEBI:29228 Ок
ChemSpider	14214 Ок
InChI InChI=1S/FH/h1H Ок Клуч: KRHYYFGTRYWZRS-UHFFFAOYSA-N Ок InChI=1/FH/h1H Клуч: KRHYYFGTRYWZRS-UHFFFAOYAC
3Д-модел (Jmol)	Слика
KEGG	C16487 Ок
PubChem	16211014
RTECS-бр.	MW7875000
SMILES F
UNII	RGL5YE86CZ Ок
ОН-бр.	1052
Својства
Хемиска формула
Моларна маса	0 g mol−1
Изглед	безбоен гас или безбојна течност (под 19,5 °C)
Мирис	непријатен
Густина	1,15 g/L, гас (25 °C) 0,99 g/mL, течност (19,5 °C) 1,663 g/mL, цврст (–125 °C)
Точка на топење
Точка на вриење
Растворливост во вода	целосно се меша (течност)
Парен притисок	783 mmHg (20 °C)[1]
Киселост (pKa)	3.17 (во вода), 15 [2]
Конјуг. киселина	Флуорониум
Конјуг. база	Флуорид
Показател на прекршување (nD)	1.00001
Структура
Геометрија на молекулата	Линеарна
Диполен момент	1.86 D
Термохемија
Ст. енталпија на образување ΔfHo298	−13.66 kJ/g (gas) −14.99 kJ/g (liquid)
Стандардна моларна ентропија So298	8.687 J/g K (gas)
Опасност
Безбедност при работа:
Главни опасности	Многу токсичен, корозивен. Надразнувачки.
GHS-ознаки:
Пиктограми
Сигнални зборови	Опасност
Изјави за опасност	H300+H310+H330, H314
Изјави за претпазливост	P260, P262, P264, P270, P271, P280, P284, P301+P310, P301+P330+P331, P302+P350, P303+P361+P353, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P320, P321, P322, P330, P361, P363, P403+P233, P405, P501
NFPA 704	4 0 1 POI
Температура на запалување	none
Смртоносна доза или концентрација:
LC50 (средна концентрација)	1276 ppm (стаорец, 1 hr) 1774 ppm (мајмун, 1 hr) 4327 ppm (морско прасе, 15 min)[3]
LCLo (најниска објавена)	313 ppm (зајак, 7 hr)[3]
NIOSH (здравствени граници во САД):
PEL (дозволива)	TWA 3 ppm[1]
REL (препорачана)	TWA 3 ppm (2.5 mg/m3) C 6 ppm (5 mg/m3) [15-minute][1]
IDLH (непосредна опасност)	30 ppm[1]
Слични супстанци
Други анјони	Хлороводород Бромоводород Јодоводород Астатан
Други катјони	Натриум флуорид Калиум флуорид Рубидиум флуорид Цезиум флуорид
Дополнителни податоци
Ок(што е ова?)  (провери) Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Флуороводородот е екстремно опасен гас, кој формира корозивна и продорна флуороводородна киселина при контакт со влага. Гасот може да предизвика и слепило со брзо уништување на рожницата.

Историја

Во 1771 година, Карл Вилхелм Шеле го подготвил водениот раствор, флуороводородна киселина во големи количини, иако флуороводородната киселина била позната пред тоа во индустријата за стакло. Францускиот хемичар Едмонд Фреми (1814–1894) е заслужен за откривањето на флуороводород (HF) додека се обидувал да го изолира флуорот.

Структура и реакции

Структурата на синџирите на HF во кристален флуороводород.

HF е дијатомски во гасната фаза. Како течност, HF формира релативно силни водородни врски, па оттука и неговата релативно висока точка на вриење. Цврстиот HF се состои од цик-цак синџири на молекули на HF. Молекулите на HF, со кратка ковалентна H–F врска од 95 pm должина, се поврзани со соседните молекули со меѓумолекулски H–F растојанија од 155 pm.^[4] Течниот HF исто така се состои од синџири на молекули на HF, но синџирите се пократки, во просек се состојат од само пет или шест молекули.^[5]

Споредба со други водородни халиди

Флуороводородот не врие до 20 °C за разлика од потешките водородни халиди, кои врие помеѓу -85 °C (-120 °F) и −35 °C (-30 °F).^[6][7][8] Оваа водородна врска помеѓу молекулите на HF доведува до висок вискозитет во течната фаза и помал притисок од очекуваниот во гасната фаза.

Водни раствори

HF се меша со вода (се раствора во која било пропорција). Спротивно на тоа, другите водородни халиди покажуваат ограничена растворливост во вода. Флуороводородот формира монохидрат HF^.H₂O со mp−40 °C (-40 °F), што е 44 °C (79 °F) над точката на топење на чистиот HF.^[9]

Сличности на HF и H2O
</img>	</img>
Точките на вриење на водородните халиди (сини) и водородните халкогениди (црвено): HF и H2O ги прекинуваат трендовите.	Точка на мрзнење на мешавините HF/ H2O: стрелките означуваат соединенија во цврста состојба.

Водните раствори на HF се нарекуваат флуороводородна киселина. Кога се разредува, флуороводородната киселина се однесува како слаба киселина, за разлика од другите хидрохалични киселини, поради формирањето на јонски парови поврзани со водород. [H
3O+
·F ⁻ ]. Сепак, концентрираните раствори се силни киселини, бидејќи преовладуваат бифлуоридни анјони, наместо јонски парови. Во течен безводен HF, се јавува самојонизација:^[10][11]

3 HF ⇌ H
2F+
+ HF−
2

која формира исклучително кисела течност ( H₀ = −15.1 ).

Реакции со Луисови киселини

Како и водата, HF може да делува како слаба база, реагирајќи со Луисовите киселините и дава суперкиселини. Функција на киселост Хамет ( H ₀ ) од -21 се добива со антимон пентафлуорид (SbF ₅ ), формирајќи флуороантимонска киселина .^[12][13]

Производство

Флуороводородот обично се произведува со реакција помеѓу сулфурна киселина и чисти сорти на минералот флуорит:^[14]

CaF
2 + H
2SO
4 → 2 HF + CaSO
4

Околу 20% од произведениот HF е нуспроизвод од производството на ѓубрива, кое генерира хексафлуоросилициумска киселина. Оваа киселина може да се разгради за да ослободи HF термички и со хидролиза:

H
2SiF
6 → 2 HF + SiF
4

SiF
4 + 2 H
2O → 4 HF + SiO
2

Користење

Општо земено, безводниот флуороводород е почест индустриски отколку неговиот воден раствор, флуороводородна киселина. Неговата главна употреба, на тонажна основа, е како претходник на органофлуорните соединенија и претходник на криолитот за електролиза на алуминиум.

Претходник на органофлуорни соединенија

HF реагира со хлоројаглероди и дава флуоројаглероди. Важна примена на оваа реакција е производството на тетрафлуороетилен (TFE), претходник на тефлон. Хлороформот се флуорира со HF за да се произведе хлородифлуорометан (R-22):

CHCl
3 + 2 HF → CHClF
2 + 2 HCl

Пиролиза на хлородифлуорометан (на 550-750 °C) дава TFE.

HF е реактивен растворувач во електрохемиското флуорирање на органските соединенија. Во овој пристап, HF се оксидира во присуство на јаглеводород и флуорот ги заменува C-H врските со C-F врски. На овој начин се произведуваат перфлуорирани карбоксилни киселини и сулфонски киселини.^[14]

1,1-дифлуороетан се произведува со додавање на HF во ацетилен со користење на жива како катализатор.^[14]

HC≡CH + 2 HF → CH
3CHF
2

Посредник во овој процес е винил флуорид или флуороетилен, мономерен претходник на поливинил флуорид.

Претходник на метални флуориди и флуор

Електродобивањето на алуминиум се потпира на електролиза на алуминиум флуорид во стопен криолит. Се трошат неколку килограми HF по тон произведен Ал. Други метални флуориди се произведуваат со користење на HF, вклучително и ураниум хексафлуорид.

HF е претходник на елементарниот флуор, _F2, со електролиза на раствор од HF и калиум бифлуорид. Потребен е калиум бифлуорид бидејќи безводниот HF не спроведува електрична енергија. Годишно се произведуваат неколку илјади тони F₂.

Катализатор

HF служи како катализатор во процесите на алкилација во рафинериите. Се користи во поголемиот дел од инсталираните линеарни капацитети за производство на алкил бензен во светот. Процесот вклучува дехидрогенизација на n -парафини во олефини и последователна реакција со бензен користејќи HF како катализатор. На пример, во рафинериите за нафта „алкилат“, компонента на високооктанскиот бензин ( бензин ), се генерира во единиците за алкилација, кои комбинираат _C3 и _C4 олефини и <i id="mw6w">изо</i> -бутан.

Растворувач

Флуороводородот е одличен растворувач. Одразувајќи ја способноста на HF да учествува во водородното поврзување, дури и белковините и јаглехидратите се раствораат во HF и можат да се обноват од него. Спротивно на тоа, повеќето не-флуоридни неоргански хемикалии реагираат со HF наместо да се раствораат.^[15]

Здравствени ефекти

Изгореници на HF, не се забележуваат дури еден ден потоа

Флуороводородот е многу корозивен и моќен контактен отров. Изложеноста бара итна медицинска помош.^[16] Може да предизвика слепило со брзо уништување на рожницата. Дишењето на флуороводород на високи нивоа или во комбинација со контакт со кожата може да предизвика смрт од неправилно чукање на срцето или од пулмонален едем (акумулација на течност во белите дробови).^[16]

Наводи

1. „Џебен водич за опасните хемиски материи #0334“. Национален институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH). (англиски)
2. Evans, D. A. „pKa's of Inorganic and Oxo-Acids“ (PDF). Посетено на June 19, 2020.
3. „Hydrogen fluoride“. Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
4. Johnson, M. W.; Sándor, E.; Arzi, E. (1975). „The Crystal Structure of Deuterium Fluoride“. 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). „On the Structure of Liquid Hydrogen Fluoride“. Angewandte Chemie International Edition. 43 (15): 1952–55. doi:10.1002/anie.200353289. PMID 15065271.
6. Pauling, Linus A. (1960). The Nature of the Chemical Bond and the Structure of Molecules and Crystals: An Introduction to Modern Structural Chemistry. Cornell University Press. стр. 454–464. ISBN 978-0-8014-0333-0.
7. Atkins, Peter; Jones, Loretta (2008). Chemical principles: The quest for insight. W. H. Freeman & Co. стр. 184–185. ISBN 978-1-4292-0965-6.
8. Emsley, John (1981). „The hidden strength of hydrogen“. New Scientist. 91 (1264): 291–292. Архивирано од изворникот на 2023-07-22. Посетено на 25 December 2012.
9. Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1998). Chemistry of the Elements (2. изд.). Oxford: Butterworth Heinemann. стр. 812–816. ISBN 0-7506-3365-4.
10. C. E. Housecroft and A. G. Sharpe Inorganic Chemistry, p. 221.
11. F. A. Cotton and G. Wilkinson Advanced Inorganic Chemistry, p. 111.
12. W. L. Jolly "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill 1984), p. 203. ISBN 0-07-032768-8
13. F. A. Cotton and G. Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry (5th ed.
14. J. Aigueperse, P. Mollard, D. Devilliers, M. Chemla, R. Faron, R. Romano, J. P. Cuer (2000), „Fluorine Compounds, Inorganic“, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim: Wiley-VCH, doi:10.1002/14356007.a11_307CS1-одржување: повеќе имиња: список на автори (link)
15. Greenwood and Earnshaw, "Chemistry of the Elements", pp. 816–819.
16. Facts About Hydrogen Fluoride (Hydrofluoric Acid)

Надворешни врски

• Флуориди, флуороводород и флуор Архивирано на 13 ноември 2020 г. во ATSDR . Преземено на 30 септември 2019 година
• ЦДЦ - NIOSH Џебен водич за хемиски опасности
• Информации за флуороводород^{[мртва врска]} во Институтот за намалување на употребата на токсици