Hydro Fluoride – Wikipedia Tiếng Việt

Bước tới nội dung

Nội dung

chuyển sang thanh bên ẩn

• Đầu
• 1 Cấu trúc
• 2 So sánh với các hydro halide khác
• 3 Độ acid
• 4 Tham khảo

• Bài viết
• Thảo luận

Tiếng Việt

• Đọc
• Sửa đổi
• Sửa mã nguồn
• Xem lịch sử

Công cụ Công cụ chuyển sang thanh bên ẩn Tác vụ

• Đọc
• Sửa đổi
• Sửa mã nguồn
• Xem lịch sử

Chung

• Các liên kết đến đây
• Thay đổi liên quan
• Trang đặc biệt
• Liên kết thường trực
• Thông tin trang
• Trích dẫn trang này
• Lấy URL ngắn gọn
• Tải mã QR

In và xuất

• Tạo một quyển sách
• Tải dưới dạng PDF
• Bản để in ra

Tại dự án khác

• Wikimedia Commons
• Khoản mục Wikidata

Giao diện chuyển sang thanh bên ẩn Bách khoa toàn thư mở Wikipedia

Hydro fluoride
Tên khác	Fluoran
Nhận dạng
Số CAS	7664-39-3
PubChem	16211014
KEGG	C16487
ChEBI	29228
Số RTECS	MW7875000
Ảnh Jmol-3D	ảnh
SMILES	đầy đủ F
InChI	đầy đủ 1/FH/h1H
UNII	RGL5YE86CZ
Thuộc tính
Công thức phân tử	HF
Khối lượng mol	20,00634 g/mol
Bề ngoài	khí hoặc chất lỏng không màu (dưới 19.5°C)
Khối lượng riêng	1,15 g/L, gas (25 °C)0.99 g/mL, liquid (19.5 °C)
Điểm nóng chảy	−83,6 °C (189,6 K; −118,5 °F)
Điểm sôi	19,5 °C (292,6 K; 67,1 °F)
Độ hòa tan trong nước	miscible
Áp suất hơi	783 mmHg (20 °C)
Độ axit (pKa)	3.17[1][2]
Chiết suất (nD)	1,00001
Cấu trúc
Hình dạng phân tử	Linear
Mômen lưỡng cực	1.86 D
Nhiệt hóa học
Enthalpyhình thành ΔfHo298	−13,66 kJ/g (gas) −14.99 kJ/g (liquid)
Entropy mol tiêu chuẩn So298	8,687 J/g K (gas)
Các nguy hiểm
NFPA 704	0 4 1
PEL	TWA 3 ppm
LC50	1276 ppm (rat, 1 hr)1774 ppm (monkey, 1 hr)4327 ppm (guinea pig, 15 min)[3]
REL	TWA 3 ppm (2.5 mg/m³) C 6 ppm (5 mg/m³) [15-minute]
IDLH	30 ppm
Các hợp chất liên quan
Anion khác	Hydro chlorideHydro bromideHydro iodideHydrogen astatide
Cation khác	Natri fluorideKali fluorideRubidi fluorideCaesi fluoride
Hợp chất liên quan	Nước Ammonia
Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa). Y kiểm chứng (cái gì YN ?) Tham khảo hộp thông tin

Hydro fluoride là một hợp chất hóa học với công thức hoá học HF. Loại khí hoặc chất lỏng không màu này là nguồn fluor công nghiệp chính, thường là dung dịch nước gọi là acid hydrofluoric. Đây là một nguyên liệu quan trọng trong việc chế biến nhiều hợp chất quan trọng bao gồm dược phẩm và polyme (ví dụ như Tefluorn). HF được sử dụng rộng rãi trong ngành công nghiệp hoá dầu như là một thành phần của các chất siêu acid. Hydro fluoride sôi ở nhiệt độ phòng, cao hơn nhiều so với các hydro halide khác. Không giống như các hydro halide khác, HF nhẹ hơn không khí.

Hydro fluoride là một loại khí nguy hiểm, tạo thành acid hydrofluoric ăn mòn và xâm nhập khi tiếp xúc với độ ẩm. Loại khí này cũng có thể gây ra chứng mù do sự hủy hoại nhanh chóng của giác mạc.

Nhà hoá học người Pháp Edmond Frémy (1814-1894) được cho là đã phát hiện ra hydro fluoride khan trong khi cố gắng cô lập fluor. Mặc dù Carl Wilhelm Scheele chuẩn bị acid hydrofluoric với số lượng lớn vào năm 1771, acid này đã được biết đến trong ngành công nghiệp thủy tinh trước đó.

Cấu trúc

[sửa | sửa mã nguồn]

Mặc dù một phân tử diatomic, HF tạo thành các liên kết hydro liên phân tử tương đối mạnh. HF thể rắn bao gồm chuỗi zigzag của các phân tử HF. Các phân tử HF, có liên kết H-F ngắn 95 pm, được liên kết với các phân tử lân cận bằng khoảng cách H-F liên phân tử từ 155 pm[4]. HF lỏng cũng bao gồm các chuỗi các phân tử HF, nhưng các chuỗi là ngắn hơn, bao gồm trung bình chỉ có năm hoặc sáu phân tử[5].

So sánh với các hydro halide khác

[sửa | sửa mã nguồn]

Hydro fluoride không đun sôi cho đến 20 °C tương phản với các hydro halide nặng hơn sôi ở nhiệt độ−85 °C (−120 °F) và −35 °C (−30 °F).[6][7][8] Sự liên kết hydro giữa các phân tử HF làm tăng độ nhớt trong pha lỏng và áp suất thấp hơn dự kiến ​​trong pha khí.

Hydro fluoride có thể hoà trộn với nước (tan trong bất kỳ tỷ lệ nào), trong khi các hydro halide khác có khoảng cách hòa tan lớn với nước. Hydro fluoride và nước cũng tạo thành một số hợp chất trong trạng thái rắn, đáng chú ý là hợp chất 1: 1 không tan tới -40 °C (-40 °F), cao hơn nhiệt độ nóng chảy 44 °C (79 °F) Của HF nguyên chất[9].

Độ acid

[sửa | sửa mã nguồn]

Không giống các acid haloghalic khác, chẳng hạn như acid chlorhydric, hydro fluoride chỉ là một acid yếu trong dung dịch pha loãng[10]. Đây là một phần kết quả của sức mạnh của liên kết hydrogen-fluor, mà còn với các yếu tố khác như xu hướng các anion HF, H2O, và F− tạo thành cụm[12]. Ở nồng độ cao, các phân tử HF đi qua homo để tạo thành các ion đa chức năng (như bifluoride, HF- 2) và proton, do đó làm tăng độ acid[13]. Điều này dẫn đến proton hóa các acid rất mạnh như hydrochloric, sulfuric, hoặc nitric khi sử dụng dung dịch acid fluorfluoric tập trung. Mặc dù acid hydrofluoric được coi là một acid yếu, nó rất ăn mòn, ngay cả khi tấn công kính khi ngậm nước[13].

Độ acid của các dung dịch acid hydrofluoric thay đổi theo nồng độ do các tương tác liên kết hydro của ion fluoride. Dung dịch pha loãng có tính acid yếu với hằng số ion hóa acid Ka = 6.6x10-4 (hoặcpKa = 3.18),[14] tương phản với các dung dịch tương ứng của các hydrohalogen khác là acid mạnh (pKa <0). Các dung dịch cô đặc của hydro fluoride có tính acid cao hơn nhiều so với hàm ý của giá trị này, như được biểu diễn bằng hàm lượng acid Hammett H0[15] (hoặc "pH hiệu quả"). H0 cho 100% HF được ước tính từ -10,2 đến -11, tương đương với giá trị -12 đối với acid sulfuric[16][17].

Trong các thuật ngữ nhiệt động lực học, các giải pháp HF rất không lý tưởng, với hoạt động của HF tăng nhanh hơn nhiều so với nồng độ của nó. Độ acid yếu trong dung dịch pha loãng đôi khi được cho là do sức bền liên kết H-F cao kết hợp với êlê hoà tan cao của HF để lớn hơn so với enthalpy tiêu cực của hydrat hóa của ion fluoride[18]. Tuy nhiên, Giguère và Turrell[19][20] đã chỉ ra bằng phổ hồng ngoại rằng các chất tan chủ yếu là cặp ion liên kết hydro [H3O + · F-], cho thấy rằng sự ion hóa này có thể được mô tả như là một sự cân bằng liên tiếp:

H2O + HF Bản mẫu:EqmR [H3O+·F−] [H3O+·F−] Bản mẫu:EqmL H3O+ + F−

Tham khảo

[sửa | sửa mã nguồn]

1. ^ “pKa's of Inorganic and Oxo-Acids” (PDF). Harvard. Bản gốc (PDF) lưu trữ ngày 11 tháng 8 năm 2015. Truy cập ngày 9 tháng 9 năm 2013.
2. ^ Bruckenstein, S.; Kolthoff, I.M., in Kolthoff, I.M.; Elving, P.J. Treatise on Analytical Chemistry, Vol. 1, pt. 1; Wiley, NY, 1959, pp. 432-433.
3. ^ “Hydrogen fluoride”. Nguy hiểm ngay lập tức đến tính mạng hoặc sức khỏe. Viện An toàn và Sức khỏe Nghề nghiệp Quốc gia Hoa Kỳ (NIOSH).
4. ^ Johnson, M. W.; Sándor, E.; Arzi, E. (1975). “The Crystal Structure of Deuterium Fluoride”. Acta Crystallographica. B31 (8): 1998–2003. doi:10.1107/S0567740875006711.
5. ^ Mclain, Sylvia E.; Benmore, CJ; Siewenie, JE; Urquidi, J; Turner, JF (2004). “On the Structure of Liquid Hydrogen Fluoride”. Angewandte Chemie, International Edition. 43 (15): 1952–55. doi:10.1002/anie.200353289. PMID 15065271.
6. ^ Pauling, Linus A. (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals: An introduction to modern structural chemistry. Cornell University Press. tr. 454–464. ISBN 978-0-8014-0333-0.
7. ^ Atkins, Peter; Jones, Loretta (2008). Chemical principles: The quest for insight. W. H. Freeman & Co. tr. 184–185. ISBN 978-1-4292-0965-6.
8. ^ Emsley, John (1981). “The hidden strength of hydrogen”. New Scientist. 91 (1264): 291–292. Bản gốc lưu trữ ngày 22 tháng 7 năm 2023. Truy cập ngày 25 tháng 12 năm 2012.
9. ^ Greenwood & Earnshaw 1998, tr. 812–816.Lỗi sfn: không có mục tiêu: CITEREFGreenwoodEarnshaw1998 (trợ giúp)
10. ^ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, tr. 425.Lỗi sfn: không có mục tiêu: CITEREFWibergWibergHolleman2001 (trợ giúp)
11. ^ Clark, Jim (2002). “The acidity of the hydrogen halides”. Truy cập ngày 4 tháng 9 năm 2011.
12. ^ Để có giải thích chi tiết xin hãy xem [11]
13. ^ a b Chambers, C.; Holliday, A. K. (1975). Modern inorganic chemistry (An intermediate text) (PDF). The Butterworth Group. tr. 328–329. Bản gốc (PDF) lưu trữ ngày 27 tháng 12 năm 2015. Truy cập ngày 20 tháng 4 năm 2017.
14. ^ Ralph H. Petrucci; William S. Harwood; Jeffry D. Madura (2007). General chemistry: principles and modern applications. Pearson/Prentice Hall. tr. 691. ISBN 978-0-13-149330-8. Truy cập ngày 22 tháng 8 năm 2011.
15. ^ Hyman HH, Kilpatrick M, Katz JJ (1957). “The Hammett Acidity Function H0for Hydrofluoric Acid Solutions1”. Journal of the American Chemical Society. 79 (14): 3668–3671. doi:10.1021/ja01571a016. ISSN 0002-7863.
16. ^ W.L. Jolly "Modern Inorganic Chemistry" (McGraw-Hill 1984), p. 203 ISBN 0-07-032768-8
17. ^ 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
18. ^ C.E. Housecroft and A.G. Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson Prentice Hall, 2nd ed. 2005), p. 170.
19. ^ Giguère, Paul A.; Turrell, Sylvia (1980). “The nature of hydrofluoric acid. A spectroscopic study of the proton-transfer complex H3O+...F−”. J. Am. Chem. Soc. 102 (17): 5473. doi:10.1021/ja00537a008.
20. ^ Radu Iftimie; Vibin Thomas; Sylvain Plessis; Patrick Marchand; Patrick Ayotte (2008). “Spectral Signatures and Molecular Origin of Acid Dissociation Intermediates”. J. Am. Chem. Soc. 130 (18): 5901–7. doi:10.1021/ja077846o. PMID 18386892.

x t s Hợp chất hydro

H3AsO3 H3AsO4 HAt HSO3F HBF4 HBr HBrO HIO HBrO2 HBrO3 HBrO4 HCl HClO HClO2 HClO3 HClO4 HCN HCNO H2CrO4 H2Cr2O7 H2CO3 H2CS3 HF HFΟ HI HIO HIO2 HIO3 HIO4 HMnO4 H2MoO4 HNC NaHCO3 HNCO HNO HNO3 H2N2O2 HNO5S H3NSO3 H2O H2O2 H2O3 H3PO2 H3PO3 H3PO4 H4P2O7 H5P3O10 H2PtCl6 H2S H2S2 H2Se H2SeO3 H2SeO4 H4SiO4 H2SiF6 HSCN H2SO3 H2SO4 H2SO5 H2S2O3 H2S2O6 H2S2O7 H2S2O8 CF3SO3H H2Te H2TeO3 H2TeO4 H4TiO4 H2Po HCo(CO)4 BH3 B2H4 B2H6 B4H10 B5H9 B5H11 B6H10 B6H12 B10H14 B18H22 H(CXB11Y5Z6)

x t s Hợp chất fluor
Hợp chất hainguyên tố	HF HF DF TF LiF BeF2 B2F4 BF3 CF4 N2F4 NF3 F2O F2O2 F2O3 F2O4 F2O5 F2O6 NaF MgF2 AlF AlF3 SiF4 PF3 PF5 SF4 SF6 KF CaF2 ScF3 TiF2 TiF3 TiF4 VF2 VF3 VF4 VF5 CrF2 CrF3 CrF4 CrF5 CrF6 MnF2 MnF3 MnF4 FeF2 FeF3 CoF2 CoF3 NiF2 CuF CuF2 CuF3 ZnF2 GaF3 GeF4 AsF3 AsF5 SeF4 SeF6 BrF3 BrF5 KrF2 RbF SrF2 YF3 ZrF2 ZrF3 ZrF4 NbF3 NbF4 NbF5 MoF3 MoF4 MoF5 MoF6 TcF5 TcF6 RuF3 RuF4 RuF5 RuF6 RhF3 RhF4 RhF5 RhF6 PdF2 PdF3 PdF4 PdF5 PdF6 Ag2F AgF AgF2 AgF3 CdF2 InF3 SnF2 SnF4 SbF3 SbF5 TeF4 TeF6 IF IF3 IF5 IF7 XeF2 XeF4 XeF6 CsF BaF2 LaF3 CeF3 PrF3 PrF4 NdF3 NdF4 SmF2 SmF3 EuF2 EuF3 GdF3 TbF3 TbF4 DyF3 HoF3 ErF3 TmF3 YbF2 YbF3 LuF3 HfF4 TaF3 TaF4 TaF5 WF4 WF5 WF6 ReF4 ReF5 ReF6 ReF7 OsF5 OsF6 OsF7 IrF3 IrF3 IrF3 IrF6 PtF2 PtF3 PtF4 PtF5 PtF6 AuF AuF3 AuF5 AuF7 Hg2F2 HgF2 TlF TlF3 PbF2 PbF4 BiF3 BiF5 PoF2 PoF4 PoF6 AmF3 AmF4 PuF3 TlF3 UF3 YbF3 PuF4 ThF4 UF4 UF5 PtF6 UF6 PuF4 ThF4 UF4 IF5 UF5 UF6 PuF6 CF4 C2F4 ClF5
Khác	AgBF4 AgPF6 Cs2AlF5 K3AlF6 Na3AlF6 KAsF6 LiAsF6 NaAsF6 HBF4 KBF4 LiBF4 NaBF4 RbBF4 Ba(BF4)2 Ni(BF4)2 Pb(BF4)2 Sn(BF4)2 BaClF BaSiF6 BaGeF6 BrOF3 BrO2F CBrF3 CBr2F2 CBr3F CClF3 CCl2F2 CCl3F CFN CF2O CF3I CHF3 CH2F2 CH3F C2Cl3F3 C2H3F C6H5F C7H5F3 C15F33N ClFO2 CrFO4 CrF2O2 CsBF4 NH4F FNO FNO2 FNO3 KHF2 NaHF2 ThOF2 NH5F2 F2OS F3OP F3PS HPF6 HSbF6 KPF6 KSbF6 LiPF6 NaPF6 NaSbF6 Na2SiF6 Na2TiF6 Na2ZrF6 TlPF6 IOF3 K2NbF7 K2TaF7 IO3F C6H5F CH3F CH2F2 CHF3 PSClF2 NH4HF2 HSO3F
Hợp chất halogen Fluor Chlor Brom Iod

Lấy từ “https://vi.wikipedia.org/w/index.php?title=Hydro_fluoride&oldid=70979816” Thể loại:

• Hợp chất hydro
• Hợp chất fluor
• Hợp chất halogen của phi kim

Thể loại ẩn:

• Lỗi không có mục tiêu Harv và Sfn
• Trang sử dụng liên kết tự động ISBN