Фтороводород

Фтороводород
Общие
Систематическое наименование	Фтороводород
Традиционные названия	фтористый водород, гидрофторид; водорода фторид
Хим. формула	HF
Рац. формула	HF
Физические свойства
Состояние	газ или подвижная жидкость
Молярная масса	20,01 г/моль
Плотность	0,99 г/см³
Энергия ионизации	15,98 ± 0,01 эВ[1] и 16,04 эВ[2]
Термические свойства
Температура
• плавления	−83,4 °C
• кипения	+19,54 °C
• разложения	разложение заметно при температуре выше +3500 °C
Критическая точка	188
Энтальпия
• образования	−273,3 кДж/моль
Давление пара	783 ± 1 мм рт.ст.[1]
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты ${\displaystyle pK_{a}}$	3,17
Растворимость
• в воде	72,47 (20 °C)
Структура
Дипольный момент	6,1E−30 Кл·м[2]
Классификация
Рег. номер CAS	7664-39-3
PubChem	14917 и 16211014
Рег. номер EINECS	231-634-8
SMILES	F
InChI	InChI=1S/FH/h1H KRHYYFGTRYWZRS-UHFFFAOYSA-N
RTECS	MW7875000
ChEBI	29228
ChemSpider	14214
Безопасность
Предельная концентрация	0,5 мг/м³
ЛД50	14,3 мг/кг (крысы, внутривенно)
Токсичность	Чрезвычайно ядовит, СДЯВ
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 4 1 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Фто́роводоро́д (гидрофтори́д, фто́ристый водоро́д, фтори́д водоро́да, плавиковая кислота HF) — бесцветный 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. Токсичен, максимальная ПДКмр.рз = 0,5 мг/м³, среднесменная ПДКсс.рз = 0,1 мг/м³ (в пересчёте на F). Фтористый водород, как элемент микроклимата (компонент воздуха рабочей зоны), в соответствии с ГОСТ 12.1.005-88 относится к I классу опасности (чрезвычайно опасные вещества), фтористый водород безводный (прозрачная жидкость с резким раздражающим запахом, дымящая на воздухе), как химический реактив, в соответствии с ГОСТ 14022-88 относится к II классу опасности (высокоопасные вещества).

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.

• 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 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:

${\displaystyle {\mathsf {MgO+2HF\rightarrow MgF_{2}+H_{2}O}}}$

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

  ${\displaystyle {\mathsf {HCl+2HF\rightleftarrows H_{2}Cl^{+}+HF_{2}^{-}}}}$ Здесь, ${\displaystyle {\ce {HCl}}}$ – кислота (источник ионов лиония ${\displaystyle {\ce {H2Cl+}}}$), ${\displaystyle {\ce {HF}}}$ – основание (источник ионов лиата ${\displaystyle {\ce {F-}}}$)

В жидком фтороводороде кислотные свойства по Льюису проявляют соединения, которые являются акцепторами фторид-ионов, например, BF₃, SbF₅:

${\displaystyle {\mathsf {BF_{3}+2HF\rightarrow H_{2}F^{+}+[BF_{4}]^{-}}}}$ Здесь, ${\displaystyle {\ce {BF_3}}}$ – кислота Льюиса (акцептор электронов), ${\displaystyle {\ce {HF}}}$ – основание Льюиса (донор электронов).

Амфотерными соединениями в среде жидкого фтороводорода являются, например, фториды алюминия и хрома(III)

${\displaystyle {\mathsf {3NaF+AlF_{3}\rightarrow 3Na^{+}+[AlF_{6}]^{3-}}}}$

(AlF₃ — как кислота)

${\displaystyle {\mathsf {AlF_{3}+3BF_{3}\rightarrow Al^{3+}+3[BF_{4}]^{-}}}}$

(AlF₃ — как основание)

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

При условии, если фтороводород в газообразном состоянии:

${\displaystyle {\mathsf {4HF+SiO_{2}\rightarrow SiF_{4}+2H_{2}O}}}$

При условии, если фтороводород в виде водного раствора:

${\displaystyle {\mathsf {6HF+SiO_{2}\rightarrow H_{2}[SiF_{6}]+2H_{2}O}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2HF+H_{2}O\rightleftarrows HF_{2}^{-}+H_{3}O^{+}}}}$

K_d= 7,2⋅10⁻⁴

${\displaystyle {\mathsf {HF+F^{-}\rightleftarrows HF_{2}^{-}}}}$

K_d= 5,1

Водный 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, Rb, Cs, Ag(I), Tl(I), Sn(II), Ni(II), Be, Sb(III), Ge(II), Co(II), Mn(II), Mn(III), Cr(III), Zr(IV), Ti(III). Все растворимые соли плавиковой кислоты ядовиты.

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

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+F_{2}\rightarrow 2HF}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+2HF}}}$

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.

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.

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.

• 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.

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