Гидрофторид

Свойства

Физические

Бесцветная легкоподвижная жидкость с резким запахом и обжигающим «уксусным» вкусом. Растворение фтористого водорода в воде сопровождается довольно значительным выделением тепла (59,1 кДж/моль). Для него характерно образование содержащей 38,6 % HF и кипящей при 114 °C азеотропной смеси (по другим данным 37,5 % и t_кип 109 °C). Такая азеотропная смесь получается в конечном счёте при перегонке как концентрированной, так и разбавленной кислоты.

При низких температурах фтористый водород образует нестойкие соединения с водой состава H₂O·HF, H₂O·2HF и H₂O·4HF. Наиболее устойчиво из них первое (t_пл −35 °C), которое следует рассматривать как фторид гидроксония — [H₃O]F. Второе является гидрофторидом гидроксония [H₃O][HF₂].

Химические

Плавиковая кислота — кислота довольно слабая (средней силы) (константа диссоциации составляет 6,8⋅10−4, степень диссоциации 0,1 н. раствора 9 %), однако она разъедает стекло и другие силикатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре.

Реакция идёт с выделением газообразного фторида кремния (SiF₄):

Изотопы

Основная статья: Изотопы водорода

Термодинамическое состояние насыщенного пара водорода с различным изотопным составом

Наиболее известны три изотопа водорода: протий 1H (атомное ядро — протон), дейтерий 2H (ядро состоит из одного протона и одного нейтрона) и тритий 3H (ядро состоит из одного протона и двух нейтронов). Эти изотопы имеют собственные химические символы: протий — H, дейтерий — D, тритий — T.

Протий и дейтерий стабильны. Содержание этих изотопов в природном водороде составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 % соответственно. Оно может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода. Тритий нестабилен, претерпевает бета-распад с периодом 12,32 года, превращаясь в стабильный гелий-3. Тритий встречается в природе в следовых количествах, образуясь главным образом при взаимодействии космических лучей со стабильными ядрами, при захвате дейтерием тепловых нейтронов и при взаимодействии природного изотопа лития-6 с нейтронами, порождёнными космическими лучами.

Искусственно получены также тяжёлые радиоактивные изотопы водорода с массовыми числами 4—7 и периодами полураспада 10−21—10−23 с.

Природный молекулярный водород состоит из молекул H₂ и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание в нём молекул из чистого дейтерия D₂ ещё меньше, отношение концентраций HD и D₂ составляет примерно 6400:1.

Из всех изотопов химических элементов физические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов.

	Температураплавления,K	Температуракипения,K	Тройнаяточка	Критическаяточка	Плотность,кг/м³
T, K	P, кПа	T, K	P, МПа	жидкий	газ
H2	13,96	20,39	13,96	7,3	32,98	1,31	70,811	1,316
HD	16,65	22,13	16,6	12,8	35,91	1,48	114,0	1,802
HT		22,92	17,63	17,7	37,13	1,57	158,62	2,31
D2	18,65	23,67	18,73	17,1	38,35	1,67	162,50	2,23
DT		24.38	19,71	19,4	39,42	1,77	211,54	2,694
T2	20,63	25,04	20,62	21,6	40,44	1,85	260,17	3,136

Молекулы чистых протия, дейтерия и трития могут существовать в двух аллотропных модификациях (отличающихся взаимной ориентацией спинов ядер) — орто- и параводород: o-D₂, p-D₂, o-T₂, p-T₂. Молекулы водорода с другим изотопным составом (HD, HT, DT) не имеют орто- и парамодификаций.

Свойства изотопов

Свойства изотопов водорода представлены в таблице.

Изотоп	Z	N	Масса, а. е. м.	Период полураспада	Спин	Содержание в природе, %	Тип и энергия распада
1H	1	1,007 825 032 07(10)	стабилен	1⁄2+	99,9885(70)
2H	1	1	2,014 101 777 8(4)	стабилен	1+	0,0115(70)
3H	1	2	3,016 049 277 7(25)	12,32(2) года	1⁄2+		β−	18,591(1) кэВ
4H	1	3	4,027 81(11)	1,39(10)⋅10−22 с	2−		-n	23,48(10) МэВ
5H	1	4	5,035 31(11)	более 9,1⋅10−22 с	(1⁄2+)		-nn	21,51(11) МэВ
6H	1	5	6,044 94(28)	2,90(70)⋅10−22 с	2−		−3n	24,27(26) МэВ
7H	1	6	7,052 75(108)	2,3(6)⋅10−23 с	1⁄2+		-nn	23,03(101) МэВ

В круглых скобках приведено среднеквадратическое отклонение значения в единицах последнего разряда соответствующего числа.

Свойства ядра 1H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.

Применение

Крупный потребитель фтороводородной кислоты — алюминиевая промышленность.

• Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травления силикатного стекла (например — нанесение надписей — для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода.
• Для травления кремния в полупроводниковой промышленности.
• В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов.
• Получение фторидов, кремнефторидов и борфторидов, фторорганических соединений, а также соответствующих кислот (кремнефтороводородная кислота и борфтороводородная кислота), синтетических смазочных масел и пластических масс.
• Для растворения силикатов при различного рода анализах.
• В процессе алкилирования, в качестве катализатора в реакции изобутана и олефина.

Фторид — водород

Фторид водорода при этом выступает в роли акцептора фторид-иона.
 

Фторид водорода применяют в качестве растворителя для кислотно-основного титрования, в особенности для титрования фторидов различных элементов. Фториды щелочных и щелочноземельных металлов, являясь донорами фторид-ионов, ведут себя в HF как основания. Следовательно, они могут быть оттитрованы стандартными неводными растворами кислот.
 

Фторид водорода является здесь кислотой, а фториды — основаниями, напоминая в этом отношении гидроксиды металлов в водных растворах.
 

Фторид водорода хорошо растворим в воде, его водные растворы называют плавиковой кислотой.
 

Две молекулы воды, у которых векторы электрических дипольных моментов ориентированы в противоположных направлениях.| Ориентация полярных молекул в электростатическом поле, обусловливающая высокую диэлектрическую проницаемость. л — неориентированные молекулы воды. б — частично ориентированные молекулы воды.

Фторид водорода имеет дипольный момент 0 413 еА и межъядерное расстояние 0 92 А.
 

Состав фтористых газов при производстве фосфорных удобрений.

Фторид водорода и тетрафторид кремния хорошо растворимы в воде.
 

Фторид водорода неограниченно растворяется в воде.
 

Фторид водорода обладает рядом достоинств: не разлагает и не осмоляет углеводороды, а также не производит окислительного действия; катализатор отделяется легко, поэтому получаются продукты с высоким выходом; низкая вязкость обеспечивает хорошее перемешивание и быстрое расслаивание; хорошо регенерируется; использование ее не сопровождается образованием промывных вод, загрязняющих водоем.
 

Фторид водорода содержит 95 % F. Какова истинная ф ормула фторида водорода.
 

Фторид водорода неограниченно растворяется в воде.
 

Фторид водорода HF бесцветен, кипит ( при 0 101 МПа) при 19 9 С, плавится при — 83 1 С.
 

Молекула фторида водорода ( фтористого водорода) HF сильно полярна ( jj, l 91 D, бн 0 4, бр-0 4) и имеет большую склонность к ассоциации за счет водородных связей в зигзагообразные цепи ( см. стр. Она издает резкий запах и сильно дымит на воздухе. Даже в состоянии газа фторид водорода состоит из смеси полимеров H2F2, H3F3, H4F4, H6F6, HeFe. Простые молекулы HF существуют лишь при температурах выше 90 С. Вследствие высокой прочности связи ( энергия диссоциации 565 кдж / моль) термический распад HF на атомы становится заметным выше 3500 С.
 

Выход фторида водорода контролируется либо гравиметрически по привесу присоединяемого к микродозатору селективного сорбента, либо химическим методом.
 

Химические свойства

Доля диссоциировавших молекул водорода при атмосферном давлении в зависимости от температуры

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

 H₂ → 2H− 432 кДж

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например, с кальцием, образуя гидрид кальция:

 Ca + H₂ → CaH₂ 

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

 F₂ + H₂ → 2HF 

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например, при освещении:

 O₂ + 2H₂ → 2H₂O 

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

 CuO + H₂ →  H₂O + Cu 

С галогенами образует галогеноводороды:

 H₂ + F₂ →  2HF , реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

 H₂ + Cl₂ →  2HCl , реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

 C + 2H₂ →  CH₄

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

 2Na + H₂ →   2NaH 

 Ca + H₂ →   CaH₂ 

 Mg + H₂ →   MgH₂ 

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

 CaH₂ + 2H₂O →  Ca(OH)₂ + 2H₂↑

Оксиды металлов (как правило, d-элементов) восстанавливаются до металлов:

 Fe₂O₃ + 3H₂ →   2Fe + 3H₂O 

 WO₃ + 3H₂ →  W + 3H₂O 

Гидрирование органических соединений

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр., Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр., никель Ренея, палладий на угле).

Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы.

 R−CH = CH−R′ + H₂ → R−CH₂−CH₂−R′

Вклад в парниковый эффект

ГФУ вносят значительный вклад в парниковый эффект .

Причины

Они являются одним из шести основных парниковых газов, перечисленных в Киотском протоколе, а также в Директиве 2003/87 / EC . В отличие от других газов (включая CO ₂), У ГФУ гораздо более короткий срок службы, чем у других наиболее проблемных парниковых газов для климата, однако их потенциал глобального потепления (ПГП — 100 лет) в среднем в 2800 раз больше , чем у двуокиси углерода (CO ₂) в диапазоне от 140 ( HFC-152a ) до 11700 ( HFC-23 ). Некоторые из них имеют высокие значения потенциала глобального потепления из-за их длительного срока службы в атмосфере ( например, 264 года для ГФУ-23), но эта продолжительность сильно варьируется в зависимости от ГФУ (от 1,5 лет для ГФУ-143a до 264 года для ГФУ-23).

Тенденции

Последние прогнозы показывают, что эта тенденция намного превосходит предыдущие прогнозы. Сегодня на ГФУ будет приходиться около 0,5–1% глобального парникового эффекта, а к 2050 году этот вклад должен составить около 3% . Действительно, выбросы ГФУ росли с 1990-х годов (+ 208% с 1990 по 2004 год во Франции), но они остаются гораздо менее тревожными, чем выбросы ХФУ, которые составили 25% вклада в глобальный парниковый эффект. В 1990 году, так что использование ГФУ остается выгодным с точки зрения энергии и окружающей среды.

Их потребление и выбросы в атмосферу (например, гидрохлорфторуглеродов) резко и постоянно увеличиваются с конца 1980-х годов (+ 60% с 1990 по 2012 год, в то время как выбросы большинства других парниковых газов сократились). Их темпы роста будут составлять от 10% до 15% в год в начале 2010-х годов , особенно в автомобильной промышленности и в сфере кондиционирования воздуха в развивающихся странах (например, в Индии кондиционирование воздуха составляло в 2013 году уже от 40 до 60% пикового уровня в потребление электроэнергии в жаркое время года в некоторых городах). И при таких темпах к 2050 году вклад ГФУ в глобальное радиационное воздействие увеличится в 30 раз.

Если мы сократим их потребление

Поскольку они обладают высокой теплотворной способностью, но имеют короткий срок службы в атмосфере (например, метан и технический углерод ), исключение или сокращение использования этих продуктов может иметь положительные климатические эффекты быстрее, чем при воздействии только на CO _2..

Поэтапное сокращение ГФУ до 2020 г. предотвратит «выбросы в эквиваленте CO ₂ более чем на один миллиард тонн.к 2020 году и до 90 млрд тонн эквивалента CO ₂(т.е. два года глобальных выбросов) к 2050 году » . Это соответствует предотвращению потепления на 0,1  ° C к 2050 году и до 0,5  ° C потепления в 2100 году (сценарий быстрого роста). Поэтапное устранение «обеспечит самые дешевые меры по смягчению последствий в максимально возможном на сегодняшний день масштабе (менее десяти центов за тонну CO ₂эквивалент) » .

Согласно P r VEERABHADRAN Ramanathan , это сократит на 20% уровень восходящего моря в 2050 году и примерно на 25% к 2100 году. Комбинированное сокращение выбросов CO _2., технический углерод, метан и ГФУ стабилизируют повышение температуры на + 2  ° C к 2100 году.

Распространённость

Во Вселенной

Распространение ионизированного водорода в межзвёздной среде в различных частях нашей Галактики. Изображение в диапазоне H-альфа.

В настоящее время водород — самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 88,6 % всех атомов (около 11,3 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — порядка 0,1 %). Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. Повсеместное возникновение атомарного водорода впервые произошло в эпоху рекомбинации.

В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода.

В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму для сухого воздуха).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках, где по числу атомов на водород приходится почти 63 %.

Физические свойства

Эмиссионный спектр излучения атомов водорода на фоне сплошного спектра в видимой области

Эмиссионный спектр атомов водорода. Четыре видимые глазом спектральные линии серии Бальмера

Водород — самый лёгкий газ: он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх. Чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в 7 раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — H₂. При нормальных условиях это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9⋅106 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов H₂ на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Фазовая диаграмма водорода

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-H₂, 0,21 % орто-H₂.

Твёрдый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм.

В 1935 году Уингер и Хунтингтон высказали предположение о том, что при давлении свыше 250 тысяч атм водород может перейти в металлическое состояние. Получение этого вещества в устойчивом состоянии открывало очень заманчивые перспективы его применения — ведь это был бы сверхлёгкий металл, компонент лёгкого и энергоёмкого ракетного топлива. В 2014 году было установлено, что при давлении порядка 1,5—2,0 млн атм водород начинает поглощать инфракрасное излучение, а это означает, что электронные оболочки молекул водорода поляризуются. Возможно, при ещё более высоких давлениях водород превратится в металл. В 2017 году появилось сообщение о возможном экспериментальном наблюдении перехода водорода в металлическое состояние под высоким давлением.

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях): ортоводород и параводород. Модификации немного различаются по физическим свойствам, оптическим спектрам, также по характеристикам рассеивания нейтронов. В молекуле ортоводорода o-H₂ (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H₂ (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H₂ и p-H₂ при заданной температуре называется равновесный водород e-H₂.

Равновесная мольная концентрация параводорода в смеси в зависимости от температуры

Разделить модификации водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону параводорода, так как энергия пара-молекулы немного ниже энергии орто-молекулы. При 80 К соотношение модификаций приблизительно 1:1. Десорбированный с угля параводород при нагревании превращается в ортоводород с образованием равновесной смеси. При комнатной температуре равновесна смесь ортоводорода и параводорода в отношении около 75:25. Без катализатора взаимное превращение происходит относительно медленно, что даёт возможность изучить свойства обеих модификаций. В условиях разреженной межзвёздной среды характерное время перехода в равновесную смесь очень велико, вплоть до космологических.

Токсичные свойства

 Плавиковая кислота ядовита. Возможны острые и хронические отравления с изменением крови и кроветворных органов, органов пищеварительной системы, отёк лёгких.

Обладает выраженным эффектом при вдыхании, раздражающим действием на кожу и слизистые оболочки глаз (вызывает болезненные ожоги и изъязвления); кожно-резорбтивным, эмбриотропным, мутагенным и кумулятивным действием. Ей присвоен второй класс опасности для окружающей среды; чистый фтороводород также принадлежит ко второму классу опасности.

При попадании на кожу в первый момент не вызывает сильной боли, легко и незаметно всасывается, но через короткое время вызывает отёк, боль, химический ожог и общетоксическое действие. Симптомы от воздействия слабо концентрированных растворов могут появиться через сутки и даже более после попадания их на кожу.

При попадании в кровь через кожу связывает кальций крови и может вызвать нарушение сердечной деятельности. Ожоги площадью более чем 160 см2 опасны возможными системными токсическими проявлениями.

Токсичность плавиковой кислоты и её растворимых солей предположительно объясняется способностью свободных ионов фтора связывать биологически важные ионы кальция и магния в нерастворимые соли (). Поэтому для лечения последствий воздействия плавиковой кислоты часто используют глюконат кальция, как источник ионов Ca2+. Пострадавшие участки при ожогах плавиковой кислотой промываются водой и обрабатываются 2,5 % гелем глюконата кальция. Тем не менее, поскольку кислота проникает сквозь кожу, простого промывания недостаточно и необходимо обращение к врачу для проведения лечения. Высокую эффективность показали внутриартериальные инфузии хлорида кальция.

Предельно допустимая концентрация (ПДК) плавиковой кислоты:

Вид	ПДК максимально разовая (ПДКм. р.)	ПДК среднесуточная (ПДКс. с.)
ПДК в воздухе рабочей зоны, мг/м³ (в пересчёте на фтор)	0,5	0,1
ПДК в атмосферном воздухе, мг/м³ (в пересчёте на фтор)	0,02	0,005

Литература

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001.
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1994.

Фториды

HFDF

LiF

BeF2

BF3

CF4

N2F2N2F4NF3NH4F

O4F2O2F2OF2

F

NaF

MgF2

AlF3

SiF2Si3F8Si4F10SiF4

PF3PF5

S2F2SF4S2F10SF6

ClFClF3ClF5

KF

CaF2

ScF3

TiF2TiF3TiF4

VF2VF3VF4VF5

CrF2СrF3СrF4СrF5

MnF2MnF3MnF4

FeF2FeF3

CoF2CoF3

NiF2NiF4

CuFCuF2

ZnF2

GaF3

GeF2GeF4

AsF3AsF5

SeF4SeF6

BrFBrF3BrF5

RbF

SrF2

YF3

ZrF2ZrF3ZrF4

NbF3NbF4NbF5

MoF3MoF5MoF6

TcF5TcF6

RuF3RuF5RuF6

RhF3RhF4RhF5RhF6

PdF2PdF3PdF4

AgFAgF2

CdF2

InF3

SnF2SnF4

SbF3SbF5

TeF4TeF6

IFIF3IF5IF7

CsF

BaF2

HfF4

TaF5

WF4WF5WF6

ReF4ReF5ReF6ReF7

OsF4OsF5OsF6OsF7OsF8

IrF3IrF4IrF5IrF6

PtF2PtF4PtF5PtF6

Au4F8AuF3AuF5AuF5·F2

Hg2F2HgF2

TlFTlF3

PbF2PbF4

BiF3BiF5

Po

At

Fr

RaF2

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

↓

LaF3

CeF3CeF4

PrF3PrF4

NdF3

Pm

SmF2SmF3

EuF2EuF3

GdF3

Tb

DyF3

HoF3

Er

Tm

YbF2YbF3

LuF3

AcF3

ThF4

PaF4PaF5

UF3UF4UF5UF6

NpF3NpF4NpF5NpF6

PuF3PuF4PuF6

Am

CmF3

BkF4

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Структура и реакции

Хотя HF является двухатомной молекулой, он образует относительно прочные межмолекулярные водородные связи . Твердый HF состоит из зигзагообразных цепочек молекул HF. Молекулы HF с короткой связью H – F 95 пм связаны с соседними молекулами межмолекулярными расстояниями H – F 155 пм. Жидкий HF также состоит из цепочек молекул HF, но цепи короче и состоят в среднем всего из пяти или шести молекул.

Сравнение с другими галогенидами водорода

Фтористый водород не кипит до 20 ° C, в отличие от более тяжелых галогенидов водорода, которые кипят между -85 ° C (-120 ° F) и -35 ° C (-30 ° F). Эта водородная связь между молекулами HF приводит к высокой вязкости в жидкой фазе и более низкому, чем ожидалось, давлению в газовой фазе.

Водные растворы

HF смешивается с водой (растворяется в любых пропорциях). Напротив, другие галогениды водорода проявляют ограниченную растворимость в воде. Фтористый водород образует моногидрат HF . H ₂ O с т.пл. -40 ° C (-40 ° F), что на 44 ° C (79 ° F) выше точки плавления чистого HF.

Сходство HF и H 2 O
Температуры кипения галогенидов водорода (синий) и халькогенидов водорода (красный): HF и H 2 O нарушают тенденции.	Температура замерзания смесей HF / H 2 O: стрелки указывают соединения в твердом состоянии.

Водные растворы HF называются плавиковой кислотой . В разбавленном состоянии фтористоводородная кислота ведет себя как слабая кислота, в отличие от других галогеноводородных кислот, из-за образования ионных пар с водородными связями . Однако концентрированные растворы являются сильными кислотами, потому что преобладают анионы бифторида , а не ионные пары. В жидком безводном HF происходит самоионизация :

3 HF ⇌ H ₂ F + + HF- ₂

который образует чрезвычайно кислую жидкость ( H  = -15,1 ).

Реакции с кислотами Льюиса

Подобно воде, HF может действовать как слабое основание, реагируя с кислотами Льюиса с образованием суперкислот . Функция кислотности Гаммета ( H ), равная -21, получается с пентафторидом сурьмы (SbF ₅ ), образуя фторантимоновую кислоту .

Первое сражение при Булл-Ран

Первое сражение при реке Булл-Ран (англ. First Battle of Bull Run), также Первое сражение при Манассасе) — первое крупное сухопутное сражение Гражданской войны в США. Состоялось 21 июля 1861 года возле Манассаса (штат Виргиния). Федеральная армия под командованием генерала Ирвина Макдауэлла атаковала армию Конфедерации под командованием генералов Джонстона и Борегара, но была остановлена, а затем обращена в бегство

Федеральная армия ставила своей целью захват важного транспортного узла — Манассаса, а армия Борегара заняла оборону на рубеже небольшой реки Булл-Ран. 21 июля Макдауэлл отправил три дивизии в обход левого фланга противника; им удалось атаковать и отбросить несколько бригад конфедератов

Через несколько часов Макдауэлл отправил вперёд две артиллерийские батареи и несколько пехотных полков, но южане встретили их на холме Генри и отбили все атаки. Федеральная армия потеряла в этих боях 11 орудий, и, надеясь их отбить, командование посылало в бой полк за полком, пока не были израсходованы все резервы. Между тем на поле боя подошли свежие бригады армии Юга и заставили отступить последний резерв северян — бригаду Ховарда. Отступление Ховарда инициировало общий отход всей федеральной армии, который превратился в беспорядочное бегство. Южане смогли выделить для преследования всего несколько полков, поэтому им не удалось нанести противнику существенного урона.

Хорошая статья

Это интересно: Авария на трубопроводе — описываем развернуто

характеристики

Физические свойства

• Критическая температура : 188 ° C
• Критическое давление : 6,49 МПа
• Критическая плотность : 0,29 г см -3
• Стандартный молярный объем : 21,7 л / моль

Химические свойства

Частичные заряды: положительные , отрицательные

Химическое поведение фтороводорода характеризуется чрезвычайно высокой электроотрицательностью фтора ; его значение 4 по является наивысшим из всех элементов. Молекула фтороводорода характеризуется ярко выраженным дипольным характером с сильным отрицательным частичным зарядом в случае фтора. Олигомеры, такие как (HF) ₆ , образуются за счет водородных связей . По сравнению с более высоким аналогом HCl, HF имеет относительно высокую температуру кипения 19,5 ° C; Напротив, HCl кипит при -85,0 ° C. Как и в случае с водой, это явление связано с водородными связями.

Реакции как кислота

Водный раствор HF, фтористоводородная кислота, является слабой кислотой; однако безводный фтороводород является очень сильной и образом:

3ВЧ↽—⇀ЧАС2Ф.++ВЧ2-{\ Displaystyle {\ ce {3HF <=> H2F ^ + + HF2 ^ -}}}

Фтористый водород травит силикатное стекло и реагирует с другими силикатами с образованием газообразного тетрафторида кремния :

SiO2+4-йВЧ↽—⇀SiF4-й+2ЧАС2О{\ Displaystyle {\ ce {SiO2 + 4HF <=> SiF4 + 2H2O}}}

В водном растворе фтороводорода серная кислота нестабильна и после отщепления воды образует фторсульфоновую кислоту:

ЧАС2ТАК4-й+ВЧ⟶HSO3Ф.+ЧАС2О{\ displaystyle {\ ce {H2SO4 + HF -> HSO3F + H2O}}}

Среди галогенидов водорода фтороводород проявляет самую слабую тенденцию к диссоциации в воде. По сравнению с другими галогенидами водорода, которые полностью диссоциируют с образованием ионов оксония (H ₃ O + ) и их соответствующих противоионов, фтористоводородная кислота содержит смесь различных фторидсодержащих ионов.

Хранение фтороводорода

Чистый газообразный фтороводород можно перевозить в железнодорожных цистернах из железа, так как поверхность железа покрыта фторидным слоем, который защищает материал от дальнейшего нападения. Металлический монель (никель-медный сплав) также используется для изготовления арматуры, трубопроводов и оборудования . С другой стороны, водные растворы будут глубоко окислять железо из-за растворения фторидного слоя. Именно поэтому плавиковую кислоту перевозят в пластиковых цистернах.

Фтористый водород в твердом виде

Цепная структура кристаллического HF

Твердый фтороводород состоит из ромбических кристаллов с цепочками, расположенными зигзагообразно. Молекулы HF имеют длину связи H-F 95  пм , соседние молекулы имеют межмолекулярное расстояние H-F 155 пм.

Биологическая и физиологическая роль

Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор в основном содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca₅F(PO₄)₃ — и в костях. Общее содержание составляет 2,6 г, в том числе в костях 2,5 г. Нормальное суточное поступление фтора в организм человека равно 2,5—3,5 мг. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома, соответственно.

Малое содержание фтора разрушает эмаль за счёт вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.

Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фторидов (натрия и/или олова) или употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л), или применять местные аппликации 1—2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30—50 %.

Предельно допустимая концентрация связанного фтора (в виде фторидов и фторорганических соединений) в воздухе промышленных помещений равна 0,0005 мг/литр воздуха.

Получение

Фтор со взрывом взаимодействует с водородом даже при низких температурах и (в отличие от хлора) в темноте с образованием фтороводорода:

H2+F2→2HF{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+F_{2}\rightarrow 2HF}}}

В промышленности фтороводород получают при взаимодействии плавикового шпата и сильных нелетучих кислот (например, серной):

CaF2+H2SO4→CaSO4+2HF{\displaystyle {\mathsf {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+2HF}}}

Процесс проводят в стальных печах при 120—300 °C, по сравнению с аналогичными реакциями получения других галогеноводородов, реакция получения фтороводорода из фторидов идет очень медленно. Части установки, служащие для поглощения фтороводорода, делаются из свинца.

Приложения

Фторидные соли и фтористоводородная кислота являются основными фторидами промышленного значения. Соединения со связями CF относятся к сфере химии фторорганических соединений . Основные области применения фторида с точки зрения объема — производство криолита Na ₃ AlF ₆ . Используется при выплавке алюминия . Раньше его добывали, а теперь получают из фтороводорода. Флюорит широко используется для отделения шлака в сталеплавильном производстве. Добытый флюорит (CaF ₂ ) — это товарный химикат, используемый в сталеплавильном производстве.

Плавиковая кислота и ее безводная форма, фтористый водород , также используются в производстве фторуглеродов . Плавиковая кислота имеет множество специализированных применений, в том числе ее способность растворять стекло.

Профилактика кариеса

Фторид продается в таблетках для предотвращения кариеса.

Фторидсодержащие соединения, такие как фторид натрия или монофторфосфат натрия , используются в местной и системной фторидной терапии для предотвращения разрушения зубов . Они используются для фторирования воды и во многих продуктах, связанных с гигиеной полости рта . Первоначально фторид натрия использовался для фторирования воды; Гексафторкремниевая кислота (H ₂ SiF ₆ ) и ее соль гексафторсиликат натрия (Na ₂ SiF ₆ ) являются более часто используемыми добавками, особенно в Соединенных Штатах. Известно, что фторирование воды предотвращает разрушение зубов и считается Центром по контролю и профилактике заболеваний США «одним из 10 великих достижений общественного здравоохранения 20-го века». В некоторых странах, где большие централизованные системы водоснабжения не распространены, фторид доставляется населению путем фторирования поваренной соли. Для получения информации о методах профилактики кариеса см. Фторидная терапия . У фторирования воды есть свои критики (см. Споры о фторировании воды ). Часто используется фторированная зубная паста . Мета-анализ показывает эффективность 500 ppm фторида в зубных пастах. Однако при использовании более одного источника фтора для ежедневного ухода за полостью рта не может быть обнаружено никакого положительного эффекта.

Биохимический реагент

Фторидные соли обычно используются в процессах биологического анализа для подавления активности фосфатаз , таких как серин / треонинфосфатазы . Фторид имитирует нуклеофильный гидроксид- ион в активных центрах этих ферментов. Бериллий фторид и фторид алюминия также используются в качестве ингибиторов фосфатазов, поскольку эти соединения являются структурными имитаторами в фосфатной группе и могут выступать в качестве аналогов переходного состояния реакции.

Фторид-ионный аккумулятор

В 2018 году группа исследователей, включая Саймона К. Джонса из Калифорнийского технологического института и Кристофера Дж. Брукса из Исследовательского института Honda, создала фторид-ионную батарею (FIB). Они использовали жидкий электролит для перемещения ионов фтора в батарею и продемонстрировали его использование в перезаряжаемых FIB при комнатной температуре.

Примечания и ссылки

Velders GJM, Andersen SO, Daniel JS, Fahey DW и McFarland M (2007), Важность Монреальского протокола в защите климата , Proc. Nat

Акад. Sci. , 104: 4814–4819.

AA Lindley и A. McCulloch, Регулирование для сокращения выбросов фторированных парниковых газов , J. Fluor. Chem. 2005. Т. 126. С. 1457–1462.

, Environment Canada — GHG

Montzka SA, Hall BD и Elkins JW (2009), Ускоренное увеличение содержания гидрохлорфторуглеродов в глобальной атмосфере с 2004 года , Geophys. Res. Lett. 36: L03804

МакФарланд М. (1999), Применение и выбросы фторуглеродных газов: прошлое, настоящее и перспективы на будущее (Kluwer Academic, Дордрехт, Нидерланды).

Шефер Д.О., Годвин Д. и Харниш Дж. (2006), Оценка будущих выбросов и потенциального сокращения ГФУ, ПФУ и SF6 , Energy J. Special. , N O  3: 63-88.

↑ и

Институт управления и устойчивого развития (Вашингтон), созданный в 2005 году, специализирующийся на устранении короткоживущих загрязнителей, включая технический углерод , метан , приземный озон и гидрофторуглероды (ГФУ).

↑ и

«Институт океанографии Скриппса» в университете Сан-Диего (Калифорния).

↑ и .

.

.

EU (2006), Директива 2006/40 / EC Европейского парламента и Совета от 17 мая 2006 г., касающаяся выбросов из систем кондиционирования воздуха в транспортных средствах , Official J. EU L. , 161: 12–18.

.

.

«  Европа пострадала от огромного трафика ГФУ, хладагентов в 15 000 раз более вредных, чем CO 2. «, Le Monde ,30 апреля 2019 г.,