Фторид аммония

Фторид аммония
Общие
Систематическое наименование	Фторид аммония
Традиционные названия	Фтористый аммоний
Хим. формула	NH4F
Физические свойства
Состояние	бесцветные кристаллы
Молярная масса	37,037 г/моль
Плотность	1,002; 1,009 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	разл. 167 °C
Мол. теплоёмк.	65,27 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-465,9 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	82,620; 117,680 г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	12125-01-8
PubChem	25516 и 16211145
Рег. номер EINECS	235-185-9
SMILES	[F-].[NH4+]
InChI	InChI=1S/FH.H3N/h1H;1H3 LDDQLRUQCUTJBB-UHFFFAOYSA-N
RTECS	BQ6300000
ChEBI	66871
Номер ООН	2505
ChemSpider	23806
Безопасность
Токсичность	весьма ядовит, ПДК 0,5 мг/м³
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 3 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Фторид аммония — неорганическое соединение, соль аммония и фтористоводородной кислоты с формулой NH₄F, бесцветные кристаллы, растворимые в воде, образует кристаллогидрат, ядовит.

Растворение аммиака в плавиковой кислоте:

${\displaystyle {\ce {NH3 + HF -> NH4F}}}$

Взаимодействие аммиака и гидрофторида аммония:

${\displaystyle {\ce {NH3 + NH4[HF2] -> 2NH4F}}}$

Разложение карбоната аммония плавиковой кислотой:

${\displaystyle {\ce {(NH4)2CO3 + 2HF -> 2NH4F + CO2 ^ + H2O}}}$

Гидролиз аммиаком гексафторсиликата аммония:

${\displaystyle {\ce {(NH4)2SiF6 + 4NH3 + nH2O -> 6NH4F + SiO2*nH2O}}}$

Нагреванием смеси твёрдых хлорида аммония и избытка фторида натрия в платиновом тигле с последующей конденсацией фторида аммония^[1][2]. В некоторых источниках рекомендуют смешивать 1 часть хлорида аммония с 2.25 частями фторида натрия^[1], что превышает необходимое стехиометрически количество в 2.87 раз:

${\displaystyle {\ce {NH4Cl + NaF -> NH4F ^ + NaCl}}}$

Фторид аммония образует бесцветные гигроскопичные кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P 6mc, параметры ячейки a = 0,4439 нм, c = 0,7165 нм, Z = 2. Такая структура близка к кристаллической структуре водяного льда, и фторид аммония является единственным веществом, способным формировать совместные кристаллы с водой^[3].

Хорошо растворяется в воде, из раствора при −27,4°С выделяется кристаллогидрат NH₄F•H₂O. Растворяется в метаноле, несколько хуже — в этаноле.

Водные растворы имеют слабокислую реакцию из-за гидролиза по катиону.

В водном растворе диссоциирует с гидролизом и по аниону, и по катиону (гидролиз по катиону выраженно преобладает):

${\displaystyle {\ce {NH4F + H2O <=> NH3*H2O + HF}}}$

Может вступать в реакции ионного обмена:

${\displaystyle {\ce {NH4F + CaBr2 -> 2NH4Br + CaF2 v}}}$

При нагревании твёрдого вещества (а равно при кипячении водного раствора) разлагается:

${\displaystyle {\ce {2NH4F_{(s)}->[>168^{o}C] NH4[HF2] + NH3 ^}}}$

${\displaystyle {\ce {2NH4F_{(aq)}->[{вода, кип.}] NH4[HF2] + NH3 ^}}}$

Фторид ион может быть протонирован в очень сильнокислой среде (процесс происходит неохотно и преимущественно при нагревании):

${\displaystyle {\ce {NH4F + H2SO4 ->[t] NH4HSO4 + HF ^}}}$

Также, ион аммония может быть замещён щелочами:

${\displaystyle {\ce {NH4F + NaOH -> NH3*H2O + NaF}}}$

${\displaystyle {\ce {NH3*H2O <=> NH3 ^ + H2O}}}$

С концентрированной плавиковой кислотой образует гидрофторид аммония^[4]:

${\displaystyle {\ce {NH4F + HF -> NH4[HF2]}}}$

Водные растворы способны реагировать с оксидом кремния (IV)^[2], ввиду чего разрушают стекло^[1]:

${\displaystyle {\ce {SiO2 + 6NH4F + 2H2O -> (NH4)2[SiF6] + 4NH3*H2O}}}$

Помимо этого, фторид аммония также способен реагировать с гидроксидами галлия и алюминия^[2]:

${\displaystyle {\ce {6NH4F + Al(OH)3 -> (NH4)3AlF6 + 3NH3*H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {6NH4F + Ga(OH)3 -> (NH4)3GaF6 + 3NH3*H2O}}}$

Способен реагировать с некоторыми соединениями фосфора(V), образуя гексафторфосфат(V) аммония^[2]:

${\displaystyle {\ce {PCl5 + 6 NH4F -> NH4PF6 + 5 NH4Cl}}}$

• Фторирующий агент.
• Компонент растворов для очистки котлов и труб.
• Компонент составов для травления полупроводников, стекла и некоторых металлов.

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.