Acid hidrofloric

Acid hidrofloric


Numele IUPAC
fluorură de hidrogen
Caracteristici generale
Formula moleculară sau brută	HF
Masa moleculară ( u )	20.1
Aspect	gaz incolor
numar CAS	7664-39-3
DrugBank	DB11072
ZÂMBETE	`F`
Proprietăți fizico-chimice
Densitate (g / cm ³ , în cs )	0,97 (lichid)
Constanta de disociere a acidului (pKa) la 298 K.	3.17
Constanta de disociere a acidului la 298 K.	6,7 × 10 ⁻⁴
Solubilitate în apă	100% din greutate
Temperatură de topire	−83 ° C (190 K)
Temperatura de fierbere	19,5 ° C (294 K)
Presiunea de vapori ( Pa ) la 294 K.	1.034 × 10 ⁶
Proprietăți termochimice
Δ _f H ⁰ (kJ mol ⁻¹ )	−273,3
Δ _f G ⁰ (kJ mol ⁻¹ )	−275,4
S ⁰ _m (J K ⁻¹ mol ⁻¹ )	173,8
Proprietăți toxicologice
LD ₅₀ (mg / kg)	1276 ppm / 1h (șobolan) (inhalare) ^[1]
Informații de siguranță
Simboluri de pericol chimic

Pericol
Fraze H	300 - 310 - 330 - 314 - EUH071
Sfaturi P	260 - 262 - 280 - 304 + 340 - 302 + 350 - 303 + 361 + 353 - 305 + 351 + 338 - 315 - 405 - 403 ^[2]
Editați datele pe Wikidata · Manual

Acidul fluorhidric (denumirea IUPAC : fluorură de hidrogen ) este un acid mineral relativ slab, gazos la temperatura camerei, incolor, foarte otrăvitor; formula sa chimică este HF. Sărurile sale se numesc fluoruri .

Fluorul de hidrogen, HF, este compusul care stă la baza întregii industrii a compușilor fluorurați și de la acesta provine întreaga gamă largă de compuși fluorinați organici și anorganici de pe piață astăzi. Este disponibil sub formă anhidră sub formă de gaz comprimat lichefiat sau dizolvat în soluție apoasă . Fluorul de hidrogen anhidru este coroziv, periculos, fumează și provoacă arsuri severe la contact.

Caracteristici

Foarte solubil în apă , formează cu el un azeotrop în care este conținut în raport de 38,2%. Acest azeotrop fierbe a 112 ° C.

Este cel mai slab acid halogen . Acest comportament se datorează faptului că are o rază atomică foarte mică: acest lucru duce la a avea electronii pe orbitali foarte aproape unul de celălalt. Pentru a deveni acid trebuie ( conform teoriei acid-bazice a lui Lewis ) să accepte un dublet de electroni și să se transforme într-un anion F. Aici intră în joc forțele respingătoare ale orbitalilor de valență (2s și 2p), atât de mari încât F-eliberează electroni și reformează acidul deplasând echilibrul spre reactanți . ^[3]

{\ce {HF + H2O <=> H3O+ + F-}}

{\ displaystyle {\ ce {HF + H2O <=> H3O + + F-}}}

{\ displaystyle {\ ce {HF + H2O <=> H3O + + F-}}}

Mai mult, legătura care provine din suprapunerea orbitalilor 1s de hidrogen cu orbitalii 2p ai fluorului, având dimensiuni similare, va avea tendința de a se suprapune mai bine, comparativ cu cea care se originează între orbitalii atomici 3p, 4p, respectiv 5p ai clorului , Brom și Iod cu 1s de hidrogen și, prin urmare, legături mai puternice. De fapt, lungimea legăturii HF este egală cu 0,917 Å (cea mai mică dintre acizii halogenhidri) și energia legăturii egală cu 136 k cal / mol (cea mai mare dintre acizii halogenidici).

Aciditatea sa crește semnificativ atunci când concentrația este aproape de 100%. Acest lucru este dat de efectul homoasocierii , în conformitate cu reacția:

{\ce {3 HF -> H2F+ + FHF-}}

{\ displaystyle {\ ce {3 HF -> H2F + + FHF-}}}

{\ displaystyle {\ ce {3 HF -> H2F + + FHF-}}}

Electronegativitatea ridicată a fluorului (este cel mai electronegativ element dintre toate) face legătura HF extrem de polară: combinată cu dimensiunea mică a atomilor, permite ca două sau mai multe molecule de acid fluorhidric pur în faza gazoasă să formeze agregate (HF ) _n (cu n variind de la 2 la 6) unde moleculele sunt ținute împreună de legături de hidrogen . Deosebit de stabil și bine documentat este dimerul H ₂ F ₂ , care tinde să formeze săruri de hidrogen- di- fluorură .

Agregarea se reflectă în punctul său de fierbere, care este extrem de ridicată decât cea a altor acizi halogenhydric ( clorhidric , bromhidric , iodură ); același fenomen explică și punctul de fierbere mai ridicat al apei în comparație cu cel al hidrogenului sulfurat , care este un gaz la temperatura camerei. În stare solidă și lichidă are o structură înlănțuită și formează unghiuri de 134 ° . Legăturile de hidrogen se formează de-a lungul axelor dubletelor izolate .

Istorie

În 1771 Scheele demonstrează că gazele degajate de reacția dintre fluorit și acid sulfuric atacă sticla.
În 1780 Meyer și Wenzel au sintetizat o soluție apoasă de acid fluorhidric folosind un aparat metalic.
În 1808, Gay Lussac și Thenard au produs acid fluorhidric gazos pur.
În 1810 Ampère a descoperit formula acidului fluorhidric.
În 1856, Frémy a obținut acid fluorhidric gazos pur din descompunerea termică a fluorurii de potasiu KHF ₂ .

Sinteză

Primele studii privind reacția de a produce fluorură de hidrogen anhidru datează comercial din 1764.

Practic, deși îmbunătățit din punct de vedere al proiectării și ingineriei, procesul a rămas același până în prezent.

Acidul fluorhidric este obținut industrial prin acțiunea acidului sulfuric asupra fluorurilor minerale, cum ar fi fluoritul , criolitul sau fluorapatitul, la o temperatură de aproximativ 250 ° C:

{\ce {CaF2 + H2SO4 -> 2 HF + CaSO4}}

{\ displaystyle {\ ce {CaF2 + H2SO4 -> 2 HF + CaSO4}}}

{\ displaystyle {\ ce {CaF2 + H2SO4 -> 2 HF + CaSO4}}}

Planta este alimentată cu H ₂ SO ₄ , oleum sau SO ₃ . Avem tendința de a lucra cu excesul de acid sulfuric pentru a împinge reacția spre produse, cu toate acestea, prea mult acid produce umezeală, lipicioasă, corozivă și greu de gestionat pasurile de reacție. Din cauza impurităților inevitabil prezente în materia primă este formarea de produse secundare, cum ar fi H ₂ sif ₆ din _SiO2 . Compuși ca FeO , MgO , _CaCO3 și materiale organice în general consumă acid sulfuric și oleum. Compușii fosforului, arsenului și borului necesită îndepărtarea echipamentelor speciale, în timp ce prezența ionilor de clorură crește corozivitatea HF față de echipament.

Aplicații

Deși acidul fluorhidric era cunoscut încă de la începutul secolului al XIX-lea, utilizarea industrială a HF s-a limitat la gravarea sticlei și la producerea de substanțe chimice precum fluorură de sodiu și bifluorură de sodiu. Al doilea război mondial a adus o revoluție în domeniul aplicațiilor HF: necesitatea catalizatorilor de alchilare pentru a produce benzine cu conținut ridicat de octan pentru combustibili de aviație, nașterea industriei nucleare care necesită hexafluorură de uraniu și creșterea rapidă a pieței clorofluorocarbonilor a contribuit la o constantă și cererea tot mai mare de fluorură de hidrogen, în special sub formă anhidră ^[4] .

Se folosește ^[5]

Din 1845 în prepararea halogenurilor de alchil, cum ar fi CFC și HFC
În sinteza monomerilor fluorurați, cum ar fi tetrafluoretena
În producția de aluminiu în sinteza criolitelor sintetice (Na ₃ AlF ₆ )
În purificarea tantalului și niobiului
În industria nucleară în procesul de îmbogățire a uraniului sau în sinteza hexafluorurii de uraniu (UF ₆ )
Este materia primă care produce fluor (F ₂ ) prin electroliză .
Având în vedere capacitatea sa de a dizolva aproape toți oxizii, este, de asemenea, utilizat pentru a elimina urmele de oxizi de pe suprafețele metalice (de exemplu, curățarea siliciului în industria semiconductoarelor ), în producția de becuri solate, în marcarea produselor din sticlă și ca agent de decapare în industria siderurgică .
În industria petrolieră ca catalizator pentru reacțiile de alchilare pentru producerea benzinei cu octanie mare sau a altor alchilați.
Ca agent de fluorurare (folosind reacția de metateză ) pentru producerea de medicamente.

Este unul dintre puținii agenți corozivi capabili să atace sticla . Soluțiile apoase ale acestui compus sunt, prin urmare, depozitate în recipiente din polietilenă sau teflon capabile să reziste acțiunii extrem de corozive a acestui acid.

Se depozitează pur, sub formă de gaz lichefiat de joasă presiune, în butelii din monel . Acidul fluorhidric anhidru se păstrează la fel de bine și se vinde în butelii de oțel.

Reacționează cu sticla transformând silica conținută în tetrafluorură de siliciu conform reacției

{\ce {SiO2 + 4 HF -> SiF4 + 2 H2O}}

{\ displaystyle {\ ce {SiO2 + 4 HF -> SiF4 + 2 H2O}}}

{\ displaystyle {\ ce {SiO2 + 4 HF -> SiF4 + 2 H2O}}}

Reacția, în prezența unei cantități mai mari de acid fluorhidric, poate duce, de asemenea, la formarea acidului fluorosilicic :

{\ce {SiO2 + 6 HF -> H2SiF6 + 2 H2O}}

{\ displaystyle {\ ce {SiO2 + 6 HF -> H2SiF6 + 2 H2O}}}

{\ displaystyle {\ ce {SiO2 + 6 HF -> H2SiF6 + 2 H2O}}}

În soluție foarte diluată, este disponibil ca produs pentru îndepărtarea ruginii și pentru curățarea metalelor, cum ar fi alama .

Precauții

Acidul fluorhidric corodează sticla și diferite metale. Din acest motiv, este de obicei depozitat în recipiente de plastic (deși PTFE este, de asemenea, moderat permeabil la acesta). Acidul fluorhidric este extrem de toxic atât prin inhalarea formei gazoase ( IDLH = 30 ppm ), cât și prin contactul cu soluția apoasă ; afinitatea ionului fluor cu ionii de calciu și magneziu dăunează țesutului osos și căilor nervoase. Ingerarea este adesea fatală. Primele simptome ale otrăvirii pot apărea și la 12 ore după contactul cu substanța, când poate fi prea târziu pentru a interveni, circumstanță care face acest compus foarte periculos. În 1979, explozia unei butelii a acestui gaz la Ausimont din Porto Marghera a provocat 3 decese și 15 intoxicații ^[6] . În cultura de masă, acidul fluorhidric este, de asemenea, cunoscut că a apărut și menționat în diferite episoade din Breaking Bad, unde a fost folosit pentru a dizolva un cadavru.

Notă

^ (EN) ChemIDplus: Toxicitate a acidului fluorhidric pe chem.sis.nlm.nih.gov (depusă de „Original url 26 martie 2010).
^ Fișă informativă cu fluorură de hidrogen anhidru pe IFA-GESTIS , pe gestis-en.itrust.de . Adus la 3 iunie 2021 (Arhivat din original la 16 octombrie 2019) .
^ ÎNTREBARE: HF ESTE UN ACID PUTERNIC SAU UN ACID SLAB? , la thoughtco.com .
^ (EN) Kirk Othmer, Enciclopedia tehnologiei chimice, vol. 11, ediția a 4-a, John Wiley & Sons .
^ eurofluor , pe eurofluor.org .
^ Interpelarea 2/00173 prezentată de Catalano (PDUP) la 13 noiembrie 1979 , pe dati.camera.it , Camera Deputaților . Adus la 10 iulie 2015 (arhivat din original la 12 iulie 2015) .

Elemente conexe

Alte proiecte

Wikționarul conține dicționarul lema « acid fluorhidric »

linkuri externe

( EN )Acid fluorhidric , pe Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.

Controlul autorității	Tezaur BNCF 68229 · LCCN (EN) sh85063411 · GND (DE) 4209062-3 · BNF (FR) cb123062588 (data)

Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei

[1] (EN) ChemIDplus: Toxicitate a acidului fluorhidric pe chem.sis.nlm.nih.gov (depusă de „Original url 26 martie 2010).

[2] Fișă informativă cu fluorură de hidrogen anhidru pe IFA-GESTIS , pe gestis-en.itrust.de . Adus la 3 iunie 2021 (Arhivat din original la 16 octombrie 2019) .

[3] ÎNTREBARE: HF ESTE UN ACID PUTERNIC SAU UN ACID SLAB? , la thoughtco.com .

[4] (EN) Kirk Othmer, Enciclopedia tehnologiei chimice, vol. 11, ediția a 4-a, John Wiley & Sons .

[5] urofluor , pe eurofluor.org .

[6] Interpelarea 2/00173 prezentată de Catalano (PDUP) la 13 noiembrie 1979 , pe dati.camera.it , Camera Deputaților . Adus la 10 iulie 2015 (arhivat din original la 12 iulie 2015) .

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]