В каких сосудах хранят водный раствор фтороводорода

Задача 819.
В каких сосудах хранят водный раствор фтороводорода? Как называют такой раствор?
Решение:
Раствор фтороводорода в воде называют «плавиковой кислотой». Это название происходит от плавикового шпата – основного сырья для получения HF. Замечательным свойством фтороводорода и плавиковой кислоты является их способность взаимодействовать с оксидом кремния (IV), входящим в состав стекла, в результате чего образуется газообразный фторид фтора SiF4:

SiO2 + 4HF ↔ SiF4↑ + 2H2O.

В растворе плавиковой кислоты выделения фторида кремния не происходит, так как он взаимодействует с молекулами HF c образованием хорошо растворимой комплексной кремнефтороводородной кислоты:

SiF4 + 2HF ↔ H2[SiF6]

или уравнение реакции в общем виде:

SiO2 + 6HF ↔ H2[SiF6] + 2H2O

Ввиду того, что Фтороводород разрушает стекло, поэтому в лаборатории его хранят в сосудах из свинца или стеклянных сосудах, покрытых изнутри слоем парафина, а также в сосудах из специальных сортов пластмасс.

Задача 820.
Какова реакция среды в водных растворах фторида натрия, фторида аммония, фторида кремния?
Решение:
а) Фторид натрия NaF – соль сильного основания (NaOH) и слабой кислоты (HF) гидролизуется по аниону:

NaF ↔ Na+ + F–;
F–+ H2O ↔ HF + OH–

или в молекулярной форме:

NaF + H2O ↔ F + NaOH

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН-, которые придают раствору щелочную реакцию, рН > 7.

б) Фторид натрия NH4F – соль слабого основания (NH4OH) и слабой кислоты (HF) гидролизуется как по катиону, так и по аниону:

NH4F ↔ NH4+ + F-;
NH4+ + H2O ↔ NH4OH +Н+;
F- + H2O ↔ HF + OH-.

или в молекулярной форме:

NaF + H2O ↔ HF + NaOH

В процессе гидролиза NH4F в растворе образуются слабые электролиты (NH4OH и HF), а также ионы Н+ и ионы ОН–, которые соединяясь образуют воду
(Н+ + ОН– ↔ Н2О). При гидролизе соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, реакция раствора зависит от относительной силы кислоты и основания, образующих данную соль. Если KD(кислота) = KD(основание), то катион и анион гидролизуется в равной степени и реакция раствора будет нейтральной; если KD(кислота) > KDоснование), то катион соли гидролизуется в большей степени, чем анион, так что концентрация ионов Н+ в растворе будет больше, чем ионов ОН–и реакция среды будет слабокислой; наконец, если KD(кислота) < KD(основание), то гидролизу в большей степени подвергается анион соли и реакция раствора будет слабощелочной из-за образовавшегося избытка ионов ОН–.

Так как KD(NH4OH) = 1,79 .10-8 < KD(HF) = 6,61 .10-4, то гидролиз катиона NH4+ будет преобладать над гидролизом аниона F–, значит, в растворе соли будет наблюдаться некоторый избыток ионов водорода Н+, что придаст раствору слабокислотную среду, (рН > 7 или рН = 7).

в) Фторид кремния SiF4 в водных растворах подвергается гидролизу, в результате которого образуется фтористоводородная кислота (НF) и кремниевая кислота (H2SiO3):

SiF4 + 3H2O ↔ H2SO3 + 4HF↑

Образующийся фтороводород взаимодействует SiF4. При этом получается гексафторкремниевая (или кремнефтористоводородная) кислота:

SiF4 + 2HF ↔ H2SiF6

Суммарный процесс можно выразить уравнением:

3SiF4 + 3H2O ↔ 2H2SiF6 + H2SiO3

В результате гидролиза фторида кремния образуются кислоты, поэтому реакция раствора будет кислой, рН < 7.

Задача 821.
Могут ли галогеноводороды в каких-либо реакциях играть роль окислителя? Дать мотивированный ответ.
Решение:
Поскольку галогенид-ионы не способны присоединять электроны, то в реакциях окисления-восстановления они могут играть только роль восстановителей, за исключением ионов F-, а ионы водорода способны присоединять электроны. Поэтому галогеноводороды за счёт ионов Н+ могут играть роль окислителя. Например, в реакциях с металлами ионы водорода, входящие в состав галогеноводорода, восстанавливаются последними до свободного водорода. При этом галгеноводороды могут реагировать только с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, а точнее со всеми металлами, имеющими отрицательные стандартные потенциалы, Так цинк вытесняет водород из раствора соляной кислоты:

Электронные уравнения полуреакций:

Ионно-молекулярная форма:

Zn0 + 2H+ ↔ Zn2+ + H2O;

Молекулярная форма:

Zn + 2HCl ↔ ZnCl2 + H2↑.

К реакциям, в которых галогеноводороды играют роль окислителя, относятся реакции термической диссоциации:

2HГ ↔ Г2 + Н2

Задача 822.
Действием каких галогенов можно выделить свободный бром из растворов: а) бромида калия; б) бромата калия? Дать мотивированный ответ, используя данные таблицы стандартных электродных потенциалов.
Решение:
Электродный потенциал системы: Br2 + 2 = 2Br- равен 1,07 В (0(Red.)).
а) В бромиде калия степень окисления брома равна -1, поэтому бром в KBr только восстановителем, В растворе бромида калия бром может быть вытеснен окислителем, электродный потенциал которого значительно больше, чем у KBr. Так как электродный потенциал системы Cl2 + 2 = 2Cl– равен 1,36 В (0(Ok.) ), то хлор может вытеснить бром из бромида калия (0(Red.)) < (0(Ok.) ):

Cl2 + 2KBr = KCl + Br2

б) В бромате калия KBrO3 степень окисления брома равна +5, поэтому он будет играть роль окислителя. Значит, электродный потенциал галогена, который вытеснит бром из бромата калия, должен быть меньше. Так как электродные потенциалы системы Г2 + 10 = 2Г+5 для брома хлора и йода, соответственно равны 1,52 В, 1,49 В и 1,19 В. Следовательно, восстановителем может быть йод:

I2 + 2KBrO3 = 2KIO3 + Br2.

Источник

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 16 марта 2020; проверки требуют 12 правок.

Пла́виковая кислота́[1] (фтороводоро́дная кислота́, фтористоводоро́дная кислота́, гидрофторидная кислота́) — водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов. Название «плавиковая кислота» происходит от плавикового шпата, из которого получают фтороводород. Соли плавиковой кислоты называют фторидами, все растворимые в воде фториды очень токсичны (в больших количествах). Сама кислота также очень токсична.

Свойства[править | править код]

Физические[править | править код]

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 tкип 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 Н2О·HF, Н2О·2HF и Н2О·4HF. Наиболее устойчиво из них первое (tпл −35 °C), которое следует рассматривать как фторид гидроксония — [Н3O]F. Второе является гидрофторидом гидроксония [Н3O][HF2].

Химические[править | править код]

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[2] и другие силикатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре.

Реакция идёт с выделением газообразного фторида кремния (SiF4):

Реагирует со многими металлами с образованием фторидов (свинец не растворяется в плавиковой кислоте, так как на его поверхности образуется нерастворимый фторид PbF2; платина, палладий и золото также не растворяются), не действует на парафин, который используют при хранении этой кислоты.

Техническая плавиковая кислота[править | править код]

Техническая плавиковая кислота обычно содержит ряд примесей — Fe, Rb, As, кремнефтористоводородную кислоту Н2SiF6, SO2 и др.

Для грубой очистки её перегоняют в аппаратах из платины или свинца, отбрасывая первые порции дистиллята.

Для получения более чистой кислоты техническую кислоту переводят в гидрофторид калия, затем разлагают его нагреванием, растворяя фтористый водород в дистиллированной воде.

Крепкая плавиковая кислота (более 60 % HF) может сохраняться и транспортироваться в стальных ёмкостях, но разъедает стекло. Для хранения плавиковой кислоты и работы с ней в лабораторных условиях требуются сосуды из тефлона, полиэтилена и других пластмасс.

Применение[править | править код]

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.

Токсичные свойства[править | править код]

Плавиковая кислота пожаро- и взрывобезопасна; чрезвычайно 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 первый класс опасности для окружающей среды; чистый фтороводород также принадлежит к первому классу опасности[3].

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 (отравление фторидами[en]). 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[4][5]. Тем не менее, поскольку кислота проникает сквозь кожу, простого промывания недостаточно и необходимо обращение к врачу для проведения лечения[6]. Высокую эффективность показали внутриартериальные инфузии хлорида кальция[7].

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 ионы фтора)	0,5	0,1
ПДК в атмосферном воздухе, мг/м³ (в пересчёте на ионы фтора)	0,02	0,005

Примечания[править | править код]

↑ Исконный произносительный вариант «плавико́вая», зафиксированный в словарях XIX (например, в словаре В. И. Даля) и первой половины XX века, устарел.
↑ Растворение стекла в плавиковой кислоте — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов
↑ ГОСТ 14022-88— Водород фтористый безводный
↑ el Saadi M. S., Hall A. H., Hall P. K., Riggs B. S., Augenstein W. L., Rumack B. H. Hydrofluoric acid dermal exposure (неопр.) // Vet Hum Toxicol. — 1989. — Т. 31, № 3. — С. 243—247. — PMID 2741315.
↑ Roblin I., Urban M., Flicoteau D., Martin C., Pradeau D. Topical treatment of experimental hydrofluoric acid skin burns by 2.5% calcium gluconate (англ.) // J Burn Care Res : journal. — 2006. — Vol. 27, no. 6. — P. 889—894. — doi:10.1097/01.BCR.0000245767.54278.09. — PMID 17091088.
↑ Recommended Medical Treatment for Hydrofluoric Acid Exposure (PDF) (недоступная ссылка). Honeywell Specialty Materials. Дата обращения: 6 мая 2009. Архивировано 2 февраля 2012 года.
↑ Intra-arterial calcium infusion for hydrofluoric acid burns. NCBI. Дата обращения: 3 января 2010.

Источник

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 5 марта 2020; проверки требуют 9 правок.

Не следует путать с Hf.

Фтороводород

Систематическое
наименование

Фтороводород

Традиционные названия

фтористый водород, гидрофторид; водорода фторид

Хим. формула

Рац. формула

Состояние

газ или подвижная жидкость

Молярная масса

20,01 г/моль

Плотность

0,99 г/см³

Энергия ионизации

15,98 ± 0,01 эВ[1]

Температура

• плавления

−83,4 °C

• кипения

19,54 °C

Критическая точка

188

Энтальпия

• образования

−273,3 кДж/моль

Давление пара

783 ± 1 мм рт.ст.[1]

Константа диссоциации кислоты

3,17

Растворимость

• в воде

72,47 (20 °C)

Рег. номер CAS

7664-39-3

PubChem

14917

Рег. номер EINECS

231-634-8

SMILES

InChI

InChI=1S/FH/h1H

KRHYYFGTRYWZRS-UHFFFAOYSA-N

RTECS

MW7875000

ChEBI

29228

ChemSpider

14214

Предельная концентрация

0,5 мг/м³

ЛД50

14,3 мг/кг (крысы, внутривенно)

Токсичность

Чрезвычайно ядовит, СДЯВ

Пиктограммы ECB

NFPA 704

Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Медиафайлы на Викискладе

Фтóроводоро́д (фтóристый водорóд, фторид водорóда, HF) — бесцветный токсичный газ (при стандартных условиях) с резким неприятным запахом, при комнатной температуре существует преимущественно в виде димера H2F2, ниже 19,9°C — бесцветная подвижная летучая жидкость. Смешивается с водой в любом отношении с образованием фтороводородной (плавиковой) кислоты. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 35,4 % HF.

Строение молекулы[править | править код]

Молекула фтороводорода сильно полярна, μ = 0,19 Д. Фтороводород в жидком и газообразном состояниях имеет большую склонность к ассоциации вследствие образования сильных водородных связей. Энергия водородных связей FH•••FH приблизительно составляет 41,5 кДж/моль, а средняя степень полимеризации в газовой фазе (при температуре кипения) ≈4. Даже в газообразном состоянии фтороводород состоит из смеси полимеров H2F2, H3F3, H4F4, H5F5, H6F6. Простые молекулы HF существуют лишь при температурах выше 90 °C. Вследствие высокой прочности связи термический распад фтороводорода становится заметным лишь выше 3500 °C (что выше температуры плавления вольфрама — самого тугоплавкого из металлов). Для сравнения — у воды термический распад становится заметным при температурах выше 2000 °C.

В кристаллическом состоянии HF образует орторомбические кристаллы, состоящие из цепеобразных структур: угол HFH = 116 °, d(F-H) = 95 пм, d(F•••H) = 155 пм. Аналогичные зигзагообразные

цепи с углом HFH = 140°) имеют и полимеры HF, существующие в газовой фазе.

Свойства[править | править код]

Физические свойства[править | править код]

Критическая температура фтористого водорода 188 °C, критическое давление 64 атм.
Теплота испарения жидкого HF в точке кипения составляет лишь 7,5 кДж/моль (примерно в 6 раз меньше, чем у воды при 20 °C). Это обусловлено тем, что само по себе испарение мало меняет характер ассоциации фтористого водорода (димерная форма, характерная для жидкости, сохраняется и в парах — в отличие от фазового перехода воды).
Диэлектрическая проницаемость жидкого фтористого водорода (84 при 0 °C) очень близка к значению д.п. для воды.

Химические свойства[править | править код]

Химические свойства HF зависят от присутствия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов и не реагирует с оксидами металлов. Однако если реакция начнется, то дальше она некоторое время идет с автокатализом, так как в результате взаимодействия количество воды увеличивается:

Жидкий HF — сильный ионизирующий растворитель. Все электролиты, растворённые в нём, за исключением хлорной кислоты HClO4, являются основаниями:

В жидком фтороводороде кислотные свойства проявляют соединения, которые являются акцепторами фторид-ионов, например, BF3, SbF5:
Амфотерными соединениями в среде жидкого фтороводорода являются, например, фториды алюминия и хрома(III):

(AlF3 — как кислота)

(AlF3 — как основание)

Фтороводород в газообразном состоянии и в виде водного раствора реагирует с диоксидом кремния:

При условии, если фтороводород в газообразном состоянии:

При условии, если фтороводород в виде водного раствора:

Фтороводород неограниченно растворяется в воде, при этом происходит ионизация молекул HF:

Kd= 7,2⋅10−4

Kd= 5,1Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) является кислотой средней силы. Соли плавиковой кислоты называются фторидами. Большинство их труднорастворимо в воде, хорошо растворяются лишь фториды NH4, Na, К, Ag(I), Sn(II), Ni(II) и Mn(II). Все растворимые соли плавиковой кислоты очень ядовиты (в больших дозах).

Получение[править | править код]

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

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

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.

Токсикология[править | править код]

Фтористый водород (гидрофторид) обладает резким запахом, очень ядовит, дымит на воздухе (вследствие образования с парами воды мелких капелек раствора) и сильно разъедает стенки дыхательных путей. Фтороводород обладает слабыми наркотическими свойствами.

Как и некоторые другие производные фтора, HF высокоопасен в обращении.

Подробнее о токсикологии фтороводорода см в ст. Плавиковая кислота.

Применение[править | править код]

Применяют для получения криолита, фтористых производных урана, фреонов, фторорганических веществ, матового травления силикатного стекла (плавиковую кислоту — для прозрачного травления).
Необычная растворимость биологических молекул в жидком фтороводороде без разложения (напр., белков) используется в биохимии.
Добавление в жидкий фтороводород акцепторов фтора позволяет создавать сверхкислые среды.

Интересные факты[править | править код]

Известный писатель-фантаст Иван Ефремов написал повесть «Сердце змеи», в которой описал гипотетическую жизнь, образовавшуюся на планете, где основную роль в природе играет не кислород, а фтор, а вместо воды поверхность планеты покрыта океанами фтороводорода. На эту мысль писателя навела глубокая аналогия между свойствами воды и фтороводорода.

Фтороводород реагирует со стеклом, поэтому он хранится в пластмассовых ёмкостях. При хранении фтороводорода в стеклянной посуде прибегают к покрытию стекла парафином для защиты его от фтороводорода.

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

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

Источник