ГІДРОГЕН ФЛУОРИД

ГІДРОГЕН ФЛУОРИД (Hydrogenii fluoridum; син.: фторид (флуорид) водню, фтористий водень, гідроген фторид). Т_кип = 19,43 °С, Т_пл = –83,37 °С. Нижче за 19,43 °С — безбарвна легко рухома рідина, вище за цю температуру — безбарвний газ із різким запахом. Густина рідкого Г.ф. — 0,98 г/см³ (при 12 °С). Такі високі значення T_кип та Т_пл Г.ф. порівняно з показниками в ряду HІ-HCl зумовлені високою полярністю молекул Г.ф., яка призводить до їх значної асоціації. У газоподібному Г.ф. згідно з даними щодо дифракції електронів виявлено зигзагоподібні (<40 ± 5°) ланцюжки молекул Г.ф. змінної довжини з відстанню між атомами сусідніх ланок ланцюга 1,55 ± 0,06 Å (для порівняння: відстань між атомами у молекулі 1,06 ± 0,06 Å). У твердому стані Г.ф. кристалізується у ромбічні кристали. Він змішується з водою в усіх співвідношеннях з виділенням значної кількості теплоти. Водні розчини Г.ф. мають назву плавикової кислоти. Густина цих розчинів із підвищенням концентрації Г.ф. змінюється нелінійно, її максимум відзначається при 77%. У вільному стані Г.ф. у природі не виявляють.

У промисловості Г.ф. одержують дією концентрованої H₂SO₄ на плавиковий шпат CaF₂:

CaF₂ + H₂SO_4(к.) = 2HF↑ + CaSO₄.

З використанням такого методу одержують 98–99% Г.ф. та кубовий залишок у вигляді 40–42% розчину плавикової кислоти. Його одержують також із SiF₄ — відходів виробництва мінеральних добрив за схемою:

NH₄F NH₃+H₂O H₂SO₄

SiF₄ (NH₄)₂SiF₆ NH₄F (NH₄HF₂) HF

У лабораторних умовах Г.ф. одержують нагріванням безводного КHF₂ у срібній апаратурі при 500 °С. Для повного зневоднення рідкого Г.ф. через нього пропускають F₂ або застосовують електроліз. З воднем фтор взаємодіє з вибухом з утворенням Г.ф.:

H₂ + F₂ = 2HF.

Хімічні властивості Г.ф. визначаються в основному за такими факторами: сильною кислотністю безводного Г.ф. (для 100% Г.ф. функція кислотності Гаммета Н^о = –10,2) та здатністю до утворення комплексних сполук. Завдяки специфічній здатності до комплексоутворення Г.ф. реагує не лише з основами, а й з багатьма кислотними оксидами, оксигенвмісними кислотами та їх солями. Іонний добуток безводного Г.ф. дуже малий ([H₂F⁺][F^–] < 2 · 10^–10), але при розчиненні у ньому будь-якої речовини дисоціація різко збільшується за рахунок сольватації іона гідрогену молекулами розчиненої речовини, тобто електролітично дисоціює розчинник, а не розчинена речовина (це кардинальна відмінність безводного Г.ф. від води):

H₂O + HF = H₃O⁺ + F^–

CH₃COOH + HF = CH₃COOH⁺₂ + F^–

C₂H₅OC₂H₅ + HF = (C₂H₅)₂OH⁺ + F^–.

Специфічною особливістю Г.ф. є здатність інтенсивно реагувати з багатьма силікатними матеріалами:

у газовій фазі
SiO₂ + 4HF_(г.) = SiF₄↑ + 2H₂O;

у водних розчинах
SiO₂ + 6HF_(р) = H₂[SiF₆] + 2H₂O.

На відміну від інших гідрогенгалогенідів, водні розчини Г.ф. є слабкими електролітами, при цьому його константа дисоціації залежить від концентрації. Це пояснюється наявністю міжмолекулярних водневих зв’язків, за рахунок яких Г.ф. знаходиться в асоційованому стані (HF)_n, коли n змінюється від 1 до 4 (для водних розчинів здебільшого n = 2). Це можна відобразити таким чином:

HF H⁺ + F^– Kд₁=7,2 ^·10^-4,
HF + F^– HF^–₂ Kд₂=3,94.

Отже, плавикова кислота є єдиною з гідрогенгалогенідних кислот, яка утворює кислі солі (напр. КHF₂). Солі плавикової кислоти мають назву фторидів (флуоридів). Але в багатьох випадках здатність Г.ф. реагувати з іншою речовиною обмежується утворенням щільної плівки нерозчинного фториду. Так Mg, Al, Zn, Cd, Fe, Ni та деякі інші метали не витісняють водень з безводного Г.ф. завдяки утворенню такої плівки, не розчинної у Г.ф., на поверхні металу. NiF₂, крім того, нерозчинний і у водних розчинах Г.ф., що застосовується при створенні хімічної апаратури, яка практично не кородує у флуоровмісних середовищах. Добрерозчинними у воді є фториди лужних металів та аргентуму, а також амонію. Г.ф. бурхливо реагує з ангідридами та галогенагідридами неорганічних кислот з утворенням фторокислот або їх фторангідридів:

SO₃+ HF = HSO₃F

PCl₅ + 6HF = HPF₆+ 5HCl

SbCl₃ + 3HF = SbF₃ + 3HCl

UO₂ + 4HF = UF₄ + 2H₂O.

Г.ф. реагує з багатьма органічними сполуками. При дії Г.ф. на полігалогеналкани атоми іншого галогену в них заміщуються атомами F. HF легко приєднується до кратного зв’язку органічних сполук, у деяких випадках ініціюючи їх полімеризацію. При цьому взаємодія відбувається згідно з правилом В.В. Марковникова (якщо реакція проходить за іонним механізмом):

Зі спиртами Г.ф. у присутності водовіднімаючих реагентів утворює відповідні галогенпохідні. З простими ефірами Г.ф. утворює онієві солі, напр.:

С₂Н₅

С₂Н₅

Ö:Н F^–

₊

Г.ф. гідролізує аміди до відповідних кислот, з амінами утворює четвертинні солі. Ароматичні фторпохідні одержують взаємодією Г.ф. у суміші з HNO₂ та ароматичним аміном (проміжним продуктом при цьому є діазосполуки).

Випари Г.ф. сильно подразнюють слизові оболонки та дихальні шляхи. Хронічні отруєння зумовлені токсичністю фторид-іона, який є протоплазменною отрутою (блокує роботу ферментів — холінестерази, аденозинтрифосфатази та ін.). Потрапляння на шкіру як безводного, так і водного Г.ф. викликає дерматит. У фармацевтичній практиці застосовують похідні Г.ф. Так, NaF є складовою деяких зубних паст (зміцнює емаль), а також входить до складу полівітамінних препаратів (напр. Оліговіту). NaF знижує резорбцію кісткової тканини. Органічні похідні Г.ф. застосовують при створенні кровозамінних препаратів.

Краткая химическая энциклопедия. — М., 1988; Левитин Е.Я., Бризицкая А.Н., Клюева Р.И. Общая и неорганическая химия. — Х., 2002; Рысс И.Г. Химия фтора и его неорганических соединений. — М., 1956; Фтор и его соединения. — М., 1953. — Т. 1.