Hydro florua

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
(đổi hướng từ Hydrogen fluoride)
Bước tới: menu, tìm kiếm
Hydro florua
Hydrogen-fluoride-2D-dimensions.svg
Hydrogen-fluoride-3D-vdW.svg
Hydrogen fluoride.svg
Tên khác Fluorane
Nhận dạng
Số CAS 7664-39-3
PubChem 16211014
KEGG C16487
ChEBI 29228
Số RTECS MW7875000
Ảnh Jmol-3D ảnh
SMILES
InChI 1/FH/h1H
Thuộc tính
Bề ngoài colourless gas or colourless liquid (below 19.5°C)
Khối lượng riêng 1.15 g/L, gas (25 °C)
0.99 g/mL, liquid (19.5 °C)
Điểm nóng chảy −83,6 °C (189,6 K; −118,5 °F)[Chuyển đổi: Số không hợp lệ]
Điểm sôi 19,5 °C (292,6 K; 67,1 °F)[Chuyển đổi: Số không hợp lệ]
Độ hòa tan trong nước miscible
Áp suất hơi 783 mmHg (20 °C)
Độ axit (pKa) 3.17[1][2]
Chiết suất (nD) 1.00001
Cấu trúc
Hình dạng phân tử Linear
Mômen lưỡng cực 1.86 D
Nhiệt hóa học
Entanpi
hình thành
ΔfHo298
−13.66 kJ/g (gas)
−14.99 kJ/g (liquid)
Entropy mol tiêu chuẩn So298 8.687 J/g K (gas)
Các nguy hiểm
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
4
1
 
PEL TWA 3 ppm
Các hợp chất liên quan
Anion khác Hydrogen clorua
Hydrogen bromua
Hydrogen iodua
Hydrogen astatide
Cation khác Natri florua
Kali florua
Rubidium florua
Xesi florua

Hydro florua là một hợp chất hóa học với công thức hoá học HF. Loại khí hoặc chất lỏng không màu này là nguồn floine công nghiệp chính, thường là dung dịch nước gọi là axit flofluoric. Đây là một nguyên liệu quan trọng trong việc chế biến nhiều hợp chất quan trọng bao gồm dược phẩm và polyme (ví dụ như Teflon). HF được sử dụng rộng rãi trong ngành công nghiệp hoá dầu như là một thành phần của các chất siêu axit. Hydro florua sôi ở nhiệt độ phòng, cao hơn nhiều so với các hidro hiđrô khác. Không giống như các hidro hiđrô khác, HF nhẹ hơn không khí.

Hydro florua là một loại khí nguy hiểm, tạo thành axit flofluoric ăn mòn và xâm nhập khi tiếp xúc với độ ẩm. Loại khí này cũng có thể gây ra chứng mù do sự hủy hoại nhanh chóng của giác mạc.

Nhà hoá học người Pháp Edmond Frémy (1814-1894) được cho là đã phát hiện ra Hydro florua khan trong khi cố gắng cô lập flo. Mặc dù Carl Wilhelm Scheele chuẩn bị acid hydrofluoric với số lượng lớn vào năm 1771, axit này đã được biết đến trong ngành công nghiệp thủy tinh trước đó.

Cấu trúc[sửa | sửa mã nguồn]

Cấu trúc của chuỗi HF trong tinh thể hydro florua.

Mặc dù một phân tử diatomic, HF tạo thành các liên kết hydro liên phân tử tương đối mạnh. HF thể rắn bao gồm chuỗi zigzag của các phân tử HF. Các phân tử HF, có liên kết H-F ngắn 95 giờ, được liên kết với các phân tử lân cận bằng khoảng cách H-F liên phân tử từ 155 pm[3]. HF lỏng cũng bao gồm các chuỗi các phân tử HF, nhưng các chuỗi là ngắn hơn, bao gồm trung bình chỉ có năm hoặc sáu phân tử[4].

So sánh với các hydro halogenua khác[sửa | sửa mã nguồn]

Hydro florua không đun sôi cho đến 20 °C tương phản với các hydro halogenua nặng hơn sôi ở nhiệt độ−85 °C (−120 °F) và −35 °C (−30 °F).[5][6][7] Sự liên kết hydro giữa các phân tử HF làm tăng độ nhớt trong pha lỏng và áp suất thấp hơn dự kiến ​​trong pha khí.

Hydro florua có thể hoà trộn với nước (tan trong bất kỳ tỷ lệ nào), trong khi các hidrohyđrô khác có khoảng cách hòa tan lớn với nước. Hydro florua và nước cũng tạo thành một số hợp chất trong trạng thái rắn, đáng chú ý là hợp chất 1: 1 không tan tới -40 °C (-40 °F), cao hơn nhiệt độ nóng chảy 44 °C (79 °F) Của HF nguyên chất[8].

Độ axit[sửa | sửa mã nguồn]

Không giống các axit haloghalic khác, chẳng hạn như axit clohydric, hydro florua chỉ là một axit yếu trong dung dịch pha loãng[9]. Đây là một phần kết quả của sức mạnh của liên kết hydrogen-flo, mà còn với các yếu tố khác như xu hướng các anion HF, H2O, và F tạo thành cụm[11]. Ở nồng độ cao, các phân tử HF đi qua homo để tạo thành các ion đa chức năng (như bifluoride, HF- 2) và proton, do đó làm tăng độ axi[12]. Điều này dẫn đến proton hóa các axit rất mạnh như hydrochloric, sulfuric, hoặc nitric khi sử dụng dung dịch axit flofluoric tập trung. Mặc dù acid hydrofluoric được coi là một axit yếu, nó rất ăn mòn, ngay cả khi tấn công kính khi ngậm nước[12].

Độ axit của các dung dịch acid hydrofluoric thay đổi theo nồng độ do các tương tác liên kết hydro của ion florua. Dung dịch pha loãng có tính axit yếu với hằng số ion hóa axit Ka = 6.6x10-4 (hoặcpKa = 3.18),[13] tương phản với các dung dịch tương ứng của các hydrohalogen khác là axit mạnh (pKa <0). Các dung dịch cô đặc của hydro florua có tính axit cao hơn nhiều so với hàm ý của giá trị này, như được biểu diễn bằng hàm lượng axit Hammett H0[14] (hoặc "pH hiệu quả"). H0 cho 100% HF được ước tính từ -10,2 đến -11, tương đương với giá trị -12 đối với axít sulfuric[15][16].

Trong các thuật ngữ nhiệt động lực học, các giải pháp HF rất không lý tưởng, với hoạt động của HF tăng nhanh hơn nhiều so với nồng độ của nó. Độ axit yếu trong dung dịch pha loãng đôi khi được cho là do sức bền liên kết H-F cao kết hợp với êlê hoà tan cao của HF để lớn hơn so với enthalpy tiêu cực của hydrat hóa của ion florua[17] However, Giguère and Turrell[18][19] [19]. Tuy nhiên, Giguère và Turrell đã chỉ ra bằng phổ hồng ngoại rằng các chất tan chủ yếu là cặp ion liên kết hydro [H3O + · F-], cho thấy rằng sự ion hóa này có thể được mô tả như là một sự cân bằng liên tiếp:

H2O + HF Bản mẫu:EqmR [H3O+·F]
[H3O+·F] Bản mẫu:EqmL H3O+ + F

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

  1. ^ “pKa's of Inorganic and Oxo-Acids” (PDF). Harvard. Truy cập ngày 9 tháng 9 năm 2013. 
  2. ^ Bruckenstein, S.; Kolthoff, I.M., in Kolthoff, I.M.; Elving, P.J. Treatise on Analytical Chemistry, Vol. 1, pt. 1; Wiley, NY, 1959, pp. 432-433.
  3. ^ Johnson, M. W.; Sándor, E.; Arzi, E. (1975). “The Crystal Structure of Deuterium Fluoride”. Acta Crystallographica B31 (8): 1998–2003. doi:10.1107/S0567740875006711. 
  4. ^ Mclain, Sylvia E.; Benmore, CJ; Siewenie, JE; Urquidi, J; Turner, JF (2004). “On the Structure of Liquid Hydrogen Fluoride”. Angewandte Chemie, International Edition 43 (15): 1952–55. PMID 15065271. doi:10.1002/anie.200353289. 
  5. ^ 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. tr. 454–464. ISBN 978-0-8014-0333-0. 
  6. ^ Atkins, Peter; Jones, Loretta (2008). Chemical principles: The quest for insight. W. H. Freeman & Co. tr. 184–185. ISBN 978-1-4292-0965-6. 
  7. ^ Emsley, John (1981). “The hidden strength of hydrogen”. New Scientist 91 (1264): 291–292. Truy cập ngày 25 tháng 12 năm 2012. 
  8. ^ Greenwood & Earnshaw 1998, tr. 812–816.
  9. ^ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, tr. 425.
  10. ^ Clark, Jim (2002). “The acidity of the hydrogen halides”. Truy cập ngày 4 tháng 9 năm 2011. 
  11. ^ Để có giải thích chi tiết xin hãy xem [10]
  12. ^ a ă Chambers, C.; Holliday, A. K. (1975). Modern inorganic chemistry (An intermediate text) (PDF). The Butterworth Group. tr. 328–329. 
  13. ^ Ralph H. Petrucci; William S. Harwood; Jeffry D. Madura (2007). General chemistry: principles and modern applications. Pearson/Prentice Hall. tr. 691. ISBN 978-0-13-149330-8. Truy cập ngày 22 tháng 8 năm 2011. 
  14. ^ Hyman HH, Kilpatrick M, Katz JJ (1957). “The Hammett Acidity Function H0for Hydrofluoric Acid Solutions1”. Journal of the American Chemical Society 79 (14): 3668–3671. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja01571a016. 
  15. ^ W.L. Jolly “Modern Inorganic Chemistry” (McGraw-Hill 1984), p. 203 ISBN 0-07-032768-8
  16. ^ 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
  17. ^ C.E. Housecroft and A.G. Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson Prentice Hall, 2nd ed. 2005), p. 170.
  18. ^ Giguère, Paul A.; Turrell, Sylvia (1980). “The nature of hydrofluoric acid. A spectroscopic study of the proton-transfer complex H3O+...F”. J. Am. Chem. Soc. 102 (17): 5473. doi:10.1021/ja00537a008. 
  19. ^ Radu Iftimie; Vibin Thomas; Sylvain Plessis; Patrick Marchand; Patrick Ayotte (2008). “Spectral Signatures and Molecular Origin of Acid Dissociation Intermediates”. J. Am. Chem. Soc. 130 (18): 5901–7. PMID 18386892. doi:10.1021/ja077846o.