Kaliumfluorid (KF) struktur, egenskaper og anvendelser



den kaliumfluorid er et uorganisk halogenid som består av et salt dannet mellom metall og halogen. Dens kjemiske formel er KF, som betyr at for hver K kation+ det er en F- av motparten. Som det kan sees, er vekselvirkningene elektrostatiske, og som konsekvens er det ingen kovalente bindinger K-F.

Dette saltet er preget av ekstremt oppløselighet i vann, slik at det danner hydrater, absorberer fuktighet og er delikat. Derfor er det veldig enkelt å lage vandige løsninger derav, som tjener som kilde til fluoranioner for alle de syntesene hvor du vil innlemme den i noen struktur.

K katjonen er vist ovenfor+ (lilla kule) og anionen F- (blå sfære). Begge ioner samhandler tiltrekker seg hverandre med sine kostnader +1 og -1.

Selv om KF ikke er like farlig som HF, det faktum at den har "total frihet" til anionen F-, det gjør det til et giftig salt. Derfor har dets løsninger blitt brukt som insektmiddel.

KI er produsert ved å reagere kaliumkarbonat med flussyre, som produserer kaliumbifluorid (KHF).2); som ved termisk dekomponering ender opp med å forårsake kaliumfluorid.

index

  • 1 Struktur av kaliumfluorid
    • 1.1 Hydrerer
  • 2 Egenskaper
    • 2,1 Molekylvekt
    • 2.2 Fysisk utseende (farge)
    • 2.3 Smak
    • 2,4 kokepunkt
    • 2,5 smeltepunkt
    • 2.6 Løselighet
    • 2,7 Løselighet i vann
    • 2,8 tetthet
    • 2.9 Damptrykk
    • 2,10 nedbrytning
    • 2.11 Etsende virkning
    • 2.12 Flammepunkt
    • 2.13 Eksperimentell brytningsindeks (ηD)
    • 2.14 Stabilitet
  • 3 bruksområder
    • 3.1 Juster pH
    • 3.2 Fluorkilde
    • 3.3 Syntese av fluorokarboner
    • 3.4 Fluorering
    • 3,5 forskjellige
  • 4 referanser

Struktur av kaliumfluorid

Strukturen av kaliumfluoridet er vist i det øvre bildet. De lilla kugler, som i det første bildet, representerer K kasjonene+; mens de gule sfærene representerer F anioner-.

Legg merke til at arrangementet er kubisk og tilsvarer en struktur som bergsalt, som ligner på natriumklorid. Alle sfærene er omgitt av seks naboer, som utgjør en KF-oktaedron6 eller FK6; det vil si hver K+ er omgitt av seks F-, og det samme skjer i omvendt.

Det ble nevnt at KF er hygroskopisk og derfor absorberer fuktighet fra miljøet. Således vil arrangementet som vises svare til den vannfrie form (uten vann) og ikke til dets hydrater; som absorberer så mye vann at de til og med blir løselig og "smelter" (deliquescence).

hydrater

De krystallinske strukturer av hydrater blir mindre enkle. Hvorfor? Fordi nå vannmolekylene inngriper direkte i arrangementene og samhandler med K-ionene+ og F-. Noen av de mest stabile hydratene er KF · 2H2O og KF · 4H2O.

I begge hydrater deformeres de ovennevnte oktaedroner på grunn av vannmolekylene. Dette skyldes hovedsakelig hydrogenbroer mellom F- og H2O (F--HOH). Krystallografiske studier har vist at de to ioner fortsatt har samme antall naboer, til tross for dette.

Som et resultat av alt dette forvandles den opprinnelige kubiske strukturen for vannfri kaliumfluorid til en monoklinisk og jevn romboedralarrangement.

Den vannfrie deler delikatesseegenskapen, slik at deres hvite krystaller hvis de kommer i kontakt med en kald tåke, vil bli vassen på kort tid.

egenskaper

Molekylvekt

58 097 g / mol.

Fysisk utseende (farge)

Hvite kubiske krystaller eller hvitt krystallinsk deliquescent pulver.

smaken

Akutt saltopplevelse.

Kokepunkt

2.741 ºF til 760 mmHg (1502 ºC). I flytende tilstand blir det en leder av elektrisitet, selv om anioner F kan- ikke samarbeide i samme grad til kjøring som K+.

Smeltepunkt

1.576 ºF; 858 ºC; 1131 K (vannfritt KF). Dette er en indikasjon på dets sterke ioniske bindinger.

løselighet

Løselig i HF, men uoppløselig i alkohol. Dette viser at hydrogenbindingene mellom fluor og alkoholer, F--HOR, favoriserer ikke solvensprosessen i møte med oppløsningen av det krystallinske nettverket.

Løselighet i vann

Vandfri 92 g / 100 ml (18 ° C); 102 g / 100 ml (25 ° C); dihydrat 349,3 g / 100 ml (18 ° C). Det er, som KF hydrerer, blir det mer løselig i vann.

tetthet

2,48 g / cm3.

Damptrykk

100 kPa (750 mmHg) ved 1 499 ºC.

nedbrytning

Ved oppvarming til nedbrytning avgir den giftig røyk av kaliumoksid og hydrogenfluorid.

Etsende virkning

En vandig løsning korroderer glass og porselen.

Flammepunkt

Det er ikke et brannfarlig stoff

Eksperimentell brytningsindeks (ηD)

1363.

stabilitet

Stabil hvis den er beskyttet mot fuktighet, ellers vil det faste stoffet oppløse seg. Uforenlig med syrer og sterke baser.

søknader

Juster pH

Vandige løsninger av kaliumfluorid brukes i industrielle applikasjoner og prosesser; KF-løsningene tillater for eksempel å justere pH i produsentene som er laget i tekstilbehandlingsanlegg og i vaskerier (de omtrentliggjør den til en verdi på 7).

Fluorkilde

Kaliumfluorid er etter hydrogenfluorid, den viktigste kilden til fluor. Dette elementet brukes i kjernefysiske anlegg og i produksjon av uorganiske og organiske forbindelser, noen med bruk som deres innlemmelse i tannkrem..

Syntese av fluorokarboner

Kaliumfluorid kan brukes i syntesen av fluorkarbon eller fluorokarbon fra klorkarbon, ved å bruke reaksjonen av Finkeistein. I denne reaksjonen anvendes etylenglykol og dimetylsulfoksid som oppløsningsmidler.

fluorination

Som det er en kilde til fluor der den er oppløst i vann, kan komplekse fluorider syntetiseres fra sine løsninger; det vil si, de innlemme en F- til strukturer. Et eksempel er tatt i den følgende kjemiske ligningen:

MnBr2(ac) + 3KF (ac) => KMnF3(er) + 2KBr (ac)

Deretter utfelles det blandede fluoridet av KMnF3. Dermed kunne F bli tilsatt- slik at den er en del av et komplekst metallisk salt. I tillegg til mangan kan fluorider fra andre metaller utfelles: KCoF3, KFeF3, Knif3, KCUF3 og KZnF3.

På samme måte kan fluor inkorporeres kovalent i en aromatisk ring, syntetiserende organofluorert.

flere

KF brukes som mellomprodukt eller råmateriale til syntese av forbindelser som hovedsakelig brukes i agrokjemiske eller plantevernmidler.

I tillegg er det brukt som et flussmiddel for sveising og glassgravering; det vil si at den vandige løsningen spiser overflaten av glasset og på en form skriver den ønskede overflaten.

referanser

  1. Kjemisk bok. (2017). Kaliumfluorid. Hentet fra: chemicalbook.com
  2. Pubchem. (2019). Kaliumfluorid. Hentet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  3. T. H. Anderson og E. C. Lincafelte. (1951). Strukturen av kaliumfluoriddihydrat. Acta Cryst. 4, 181.
  4. Royal Society of Chemistry. (2015). Kaliumfluorid. ChemSpider. Hentet fra: chemspider.com
  5. Maquimex. (N.d.). Kaliumfluorid. Hentet fra: maquimex.com