Флуороводородна киселина

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
Флуороводородна киселина
Hydrogen fluoride.JPG
Имена
По IUPAC флуоран
Идентификатори
Номер на CAS 7664-39-3
PubChem 14917
ChemSpider 14214
Номер на ЕК 231-634-8
Номер на ООН 1790
ChEBI 29228
Номер в RTECS MW7875000
SMILES
F
StdInChI
1S/FH/h1H
StdInChI ключ KRHYYFGTRYWZRS-UHFFFAOYSA-N
InChI 1/FH/h1H
InChI ключ KRHYYFGTRYWZRS-UHFFFAOYAC
UNII RGL5YE86CZ
Свойства
Формула HF
Външен вид безцветна течност
Плътност 1,15 g/mL
pKa 3,17
Опасности
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
4
0
Данните са при стандартно състояние
на материалите (25°C, 100 kPa)
,
освен където е указано другояче.

Флуороводородната киселина (HF) е разтвор на флуороводород във вода. Тя е предшественик на почти всички съединения на флуора, включително лекарствени продукти като флуоксетин, различни материали като тефлон или чист флуор. Разтворът е безцветен и силно корозивен, способен да разгражда много вещества, особено оксиди. Способността му да разгражда стъкло и известна още от 17 век, дори преди Карл Вилхелм Шееле да започне да я приготвя в големи количества през 1771 г.[1] Поради силното си взаимодействие със стъклото и умереното си взаимодействие с много метали, флуороводородната киселина обикновено се съхранява в пластмасови съдове.[2]

Газовете на флуороводородната киселина са силно отровни и могат моментално да нанесат трайни поражения върху белите дробове и роговицата на очите. Водният ѝ разтвор е контактна отрова, имаща потенциала да причини дълбоки, първоначално безболезнени изгаряния и поражения по тъканите. Концентрираната киселина може да доведе до спиране на сърцето.

Киселинност[редактиране | редактиране на кода]

За разлика от други киселини, като например солната киселина, флуороводородната киселина е слаба киселина.[3] Това отчасти се дължи на здравината на връзката между водорода и флуора, но и на други фактори, като например склонността на HF, H2O и F- аниони да се струпват.[4] При високи концентрации, HF образува полиатомни йони (например бифлуорид, HF
2
) и протони, като така драстично се покачва киселинността ѝ.[5] И макар флуороводородната киселина да се счита за слаба киселина, тя е много корозивна и разгражда дори стъкло.[5]

Киселинността на разтворите на HF варира според концентрацията. По-разводнените разтвори са слабо киселинни, с константа на киселинна дисоциация Ka = 6,6×10-4 (или pKa = 3,18),[6] за разлика от съответните разтвори на други водородни халиди, които са силни киселини (pKa < 0). Концентрираните разтвори на HF са много по-киселинни. Ефективното pH на 100% HF е между -10,2 и 11, като за сравнение сярната киселина има ефективно pH от -12.[7][8]

В термодинамично отношение, разтворите на HF са далеч от идеални, тъй като активността на HF нараства много бързо с нарастване на концентрацията. В концентриран разтвор, допълнителните молекули HF карат йонната двойка да се разкъса и да образува нова водородна връзка (бифлуорид).[9][10]

[H3O+⋅F] + HF ⇌ H3O+ + HF
2

Именно увеличаването на свободните H3O+ след тази реакция води до бързото покачване на киселинността, докато флуоридните йони се стабилизират чрез здрави водородни връзки в HF, за да образуват HF
2
.

Получаване[редактиране | редактиране на кода]

Флуороводородната киселина се получава обикновено чрез третиране на минерала флуорит (CaF2) с концентрирана сярна киселина. Когато се смесят при 265 °C, тези две вещества реагират и образуват флуороводород и калциев сулфат чрез следната химична реакция:

CaF2 + H2SO4 → 2 HF + CaSO4

Въпреки че насипният флуорит е подходяща суровина и голям източник на HF в световен мащаб, HF се произвежда също и като вторичен продукт от производството на фосфорна киселина, която се получава от апатити. Залежите на апатити по често съдържат и малко количество флуороапатити, киселинното смилане на които освобождава газов поток от серен диоксид, вода и флуороводород. След отделяне от твърдите частици, газовете се обработват със сярна киселина и олеум, за да се получи безводен флуороводород.

Приложение[редактиране | редактиране на кода]

Флуороводородната киселина има широко приложение в промишлеността и науката. Използва се в химическата, рудодобивната, нефтопреработвателната и стъкларската промишлености, както и за производство на силициеви чипове и за почистване.[11]

Поради способността на киселината да разяжда повечето оксиди и силикати, тя е полезна при разтварянето на скални образци, преди да бъдат анализирани. По подобен начин, тя се използва и за извличане на органични вкаменелости от силикатни скали.[12]

Безопасност[редактиране | редактиране на кода]

Изгаряне на пръстите от флуороводородна киселина.

Флуороводородната киселина е силно корозивна и е мощна контактна отрова. Поради способността ѝ да прониква в тъканите, киселината може да предизвика отравяне чрез допир, вдишване или поглъщане. Симптомите от отравянето може да не се проявяват веднага.[13] Въпреки че има неприятна миризма, HF може да достигне опасни нива, без да е налична осезаема миризма.[11] HF възпрепятства нервната функция, което означава, че изгарянията, причинени от нея, първоначално могат да не са съпътствани с болка. Излагането на киселината може да остане незабелязано, което забавя лечението и изостря пораженията.[13] Симптомите включват дразнене на очите, кожата, носа и гърлото, изгаряния по кожата, ринит, бронхит, белодробен оток и поражения по костите.[14]

Изгарянията по-големи от 160 cm2 могат да доведат до сериозно отравяне, тъй като HF взаимодейства с калция в кръвта и тъканите.[15] Поради тази причина, веднъж абсорбиран в кръвта, той може да доведе до спиране на сърцето.

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press, 1984. ISBN 978-0-08-022057-4. с. 921.
  2. Aigueperse, J. et al. (2005) „Fluorine Compounds, Inorganic“ in Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim, doi:10.1002/14356007.a11_307
  3. Wiberg, Egon, Wiberg, Nils, Holleman, Arnold Frederick. Inorganic Chemistry. San Diego, Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9. с. 425.
  4. Clark, Jim. The acidity of the hydrogen halides. // 2002. Посетен на 4 септември 2011.
  5. а б Modern inorganic chemistry (An intermediate text). The Butterworth Group, 1975. с. 328 – 329.
  6. General chemistry: principles and modern applications. Pearson/Prentice Hall, 2007. ISBN 978-0-13-149330-8. с. 691. Посетен на 22 август 2011.
  7. W. L. Jolly „Modern Inorganic Chemistry“ (McGraw-Hill 1984), p. 203. ISBN 0-07-032768-8.
  8. 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.
  9. Giguère, Paul A.. The nature of hydrofluoric acid. A spectroscopic study of the proton-transfer complex H3O+...F. // J. Am. Chem. Soc. 102 (17). 1980. DOI:10.1021/ja00537a008. с. 5473.
  10. F. A. Cotton and G. Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry, с. 104.
  11. а б CDC – The Emergency Response Safety and Health Database: Systemic Agent: HYDROGEN FLUORIDE/ HYDROFLUORIC ACID – NIOSH. // Посетен на 4 декември 2015.
  12. Edwards, D.. Fragmentary non-vascular plant microfossils from the late Silurian of Wales. // Botanical Journal of the Linnean Society 84 (3). 1982. DOI:10.1111/j.1095-8339.1982.tb00536.x. с. 223 – 256.
  13. а б Ionophoretic delivery of calcium for experimental hydrofluoric acid burns. // Crit. Care Med. 29 (8). 2001. DOI:10.1097/00003246-200108000-00013. с. 1575 – 1578.
  14. CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards – Hydrogen fluoride. // Посетен на 28 ноември 2015.
  15. Recommended Medical Treatment for Hydrofluoric Acid Exposure. // Honeywell Specialty Materials. Архив на оригинала от 25 март 2009. Посетен на 6 май 2009.