Hydrofluoric Acid (HF) Formula, Structure, Properties and Uses

den fluorsyre (HF)er en vandig løsning der hydrogenfluorid er oppløst. Denne syre oppnås hovedsakelig fra reaksjonen av den konsentrerte svovelsyre med mineralfluoritt (CaF)₂). Mineralet nedbrytes av virkningen av syren og det gjenværende vannet løser hydrogenfluoridgassene.

Fra dette samme sure vannet kan det rene produktet, det vil si hydrogenfluoridanhydridet, destilleres. Avhengig av mengdene av oppløst gass oppnås forskjellige konsentrasjoner og derfor flere tilgjengelige produkter av flussyre i markedet..

Ved en konsentrasjon på mindre enn 40% har den et krystallinsk utseende som ikke kan skiller seg fra vann, men ved høyere konsentrasjoner avgir det hvite damper av hydrogenfluorid. Flussyre er kjent som en av de mest aggressive og farlige kjemikaliene.

Det er i stand til å "spise" nesten alt materiale som det har kontakt med: fra briller, keramikk og metaller, til bergarter og betong. I hvilken beholder lagres den da? I plastflasker, syntetiske polymerer inert til deres handling.

index

• 1 formel
• 2 struktur
• 3 Egenskaper
  • 3.1 Reaktivitet
• 4 bruksområder
• 5 referanser

formel

Formelen av hydrogenfluorid er HF, men den av flussyre er representert i et vandig medium, HF (ac), for å skille fra den første.

Således kan fluorsyre betraktes som hydrat av hydrogenfluorid, og dette resulterer i dets anhydrid.

struktur

All syre i vann har evnen til å generere ioner i en likevektsreaksjon. I tilfelle av flussyre er det anslått at i en oppløsning er ioneparet H₃O⁺ og F^-.

Anionen F^- danner sannsynligvis en veldig sterk hydrogenbro med en av katjonens hydrogener (F-H-O⁺-H₂). Dette forklarer hvorfor flussyre er en svak Bronsted-syre (protondonor, H⁺), til tross for sin høye og farlige reaktivitet; det vil si, i vann slipper ikke så mange H ut⁺ sammenlignet med andre syrer (HCl, HBr eller HI).

I konsentrert fluorsyre er imidlertid vekselvirkningen mellom hydrogenfluoridmolekylene effektive nok til å tillate dem å flykte i gassfasen.

Det vil si, i vannet kan de samhandle som om de var i flytende anhydrid, og danner hydrogenbroer mellom dem. Disse brenselbroene kan assimileres som nesten lineære kjeder (H-F-H-F-H-F ...) omgitt av vann.

I det øvre bildet samvirker det ikke-delte elektronparet orientert i motsatt retning av bindingen (H-F :) med et annet HF-molekyl for å samle kjedet.

egenskaper

Siden flussyre er en vandig løsning, er dens egenskaper avhengig av konsentrasjonen av anhydridet oppløst i vann. HF er meget løselig i vann og er hygroskopisk, og er i stand til å produsere en rekke løsninger: fra svært konsentrerte (røykfylte og gule toner) til meget fortynnet.

Når konsentrasjonen avtar, adopterer HF (ac) egenskaper mer lik rent vann enn anhydridets egenskaper. Imidlertid er hydrogenbindinger H-F-H sterkere enn de i vann, H₂O-H-O-H.

Begge sameksisterer i harmoni i løsningene, og øker kokpunktene (opp til 105ºC). På samme måte øker densitetene ettersom mer HF anhydrid er oppløst. Av hvile har alle løsninger av HF (ac) sterke og irriterende lukt og er fargeløse.

reaktivitet

Så, hva er den korrosive oppførselen av flussyre? Svaret ligger i H-F-bindingen og i fluoratomets evne til å danne svært stabile kovalente bindinger.

Som fluor er et veldig lite og elektronegativt atom, er det en kraftig Lewis-syre. Det vil si at den er skilt fra hydrogen for å binde seg til arter som tilbyr flere elektroner med lav energikostnad. For eksempel kan disse artene være metaller, slik som silisiumet som er tilstede i brillene.

SiO₂ + 4 HF → SiF₄(g) + 2 H₂O

SiO₂ + 6 HF → H₂SIF₆ + 2 H₂O

Hvis dissocieringsenergien til H-F-bindingen er høy (574 kJ / mol), hvorfor bryter den i reaksjonene? Svaret har kinetiske, strukturelle og energiske nyanser. Generelt, jo mindre reaktivt er det resulterende produkt, desto mer favoriserte er dets dannelse.

Hva skjer med F^- i vannet? I konsentrerte løsninger av flussyre kan et annet HF-molekyl danne en hydrogenbinding med F^- av paret [H₃O⁺F^-].

Dette resulterer i dannelsen av difluoridionet [FHF]^-, som er ekstraordinært surt. Derfor er all fysisk kontakt med dette ekstremt skadelig. Den minste eksponeringen kan utløse en uendelig skade på organismen.

Det er mange sikkerhetsstandarder og protokoller for riktig styring, og dermed forhindre potensielle ulykker for de som opererer med denne syren.

søknader

Det er en forbindelse med mange bruksområder i bransjen, i forskning og i forbrukerarbeidet.

- Flussyre genererer organiske derivater som er involvert i prosessen med rensing av aluminium.

- Den brukes i separasjon av isotoper fra uran, som i tilfelle uranhexafluorid (UF)₆). Den brukes også til utvinning, bearbeiding og raffinering av metaller, bergarter og oljer, som også brukes til inhibering av vekst og fjerning av mugg.

- De korrosive egenskapene til syren har blitt brukt til å skjære og etse krystaller, spesielt frostede, ved bruk av etsningsteknikken. 

- Det brukes til produksjon av silisium halvledere, med flere bruksområder i utviklingen av databehandling og databehandling, ansvarlig for menneskelig utvikling.

- Den brukes i bilindustrien som en renere, som brukes som rustfjerner i keramikk.

- I tillegg til å betjene som intermediator i noen kjemiske reaksjoner, anvendes flussyre i noen ionbyttere som er involvert i rensing av metaller og mer komplekse stoffer.

- Det deltar i behandlingen av petroleum og dets derivater, som har gjort det mulig å skaffe oppløsningsmidler til bruk ved fremstilling av produkter for rengjøring og fjerning av fett.

- Det brukes i generering av agenter for plating og overflatebehandling.

- Forbrukerne bruker mange produkter der flussyre har deltatt i utarbeidelsen; for eksempel noen som trengs for bilpleie, rengjøringsmidler til møbler, elektriske og elektroniske komponenter og brensel, blant annet produkter.

referanser

1. Pubchem. (2018). Fluorsyre. Hentet 3. april 2018, fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
2.  Kat Day. (16. april 2013). Syren som virkelig spiser gjennom alt. Hentet 3. april 2018, fra: chronicleflask.com
3. Wikipedia. (28. mars 2018). Flussyre. Hentet 3. april 2018, fra: en.wikipedia.org.
4. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi (fjerde utgave., sider 129, 207-249, 349, 407). Mc Graw Hill.
5. Fluorsyre. MUSC. Medical University of South Carolina. Hentet 3. april 2018, fra: academicdepartments.musc.edu