Структура, својства и употреба калијум флуорида (КФ)



Тхе калијум флуорид "Халоген" је неоргански халид који се састоји од соли формиране између метала и халогена. Његова хемијска формула је КФ, што значи да за сваки К катион+ постоји Ф- колеге. Као што се може видети, интеракције су електростатичке, и као последица тога нема ковалентних веза К-Ф.

Ова сол се одликује екстремном растворљивошћу у води, тако да формира хидрате, апсорбује влагу и продире. Због тога је веома лако припремити његове водене растворе, који служе као извор флуоридних аниона за све оне синтезе где желите да их уградите у неку структуру..

К катион је приказан горе+ (љубичаста сфера) и анион Ф- (плава сфера). Оба иона међусобно делују привлачећи се својим трошковима +1 и -1.

Иако КФ није толико опасан као ХФ, чињеница да има "потпуну слободу" аниона Ф-, претвара га у токсичну со. Због тога су његова решења коришћена као инсектициди.

КИ се производи реакцијом калијум карбоната са флуороводичном киселином, производећи калијум бифлуорид (КХФ).2); који термалном разградњом доводи до појаве калијум флуорида.

Индек

  • 1 Структура калијум флуорида
    • 1.1 Хидрати
  • 2 Својства
    • 2.1 Молекуларна тежина
    • 2.2 Физички изглед (боја)
    • 2.3 Укус
    • 2.4 Тачка кључања
    • 2.5 Тачка топљења
    • 2.6 Растворљивост
    • 2.7 Растворљивост у води
    • 2.8 Густина
    • 2.9 Притисак паре
    • 2.10 Декомпозиција
    • 2.11 Корозивно дејство
    • 2.12 Тачка паљења
    • 2.13 Експериментални индекс рефракције (ηД)
    • 2.14 Стабилност
  • 3 Усес
    • 3.1 Подесите пХ
    • 3.2 Извор флуора
    • 3.3 Синтеза флуороугљеника
    • 3.4 Флуоринација
    • 3.5 Вариоус
  • 4 Референце

Структура калијум флуорида

Структура калијум флуорида је приказана на горњој слици. Љубичасте сфере, као на првој слици, представљају К катионе+; док жућкасте сфере представљају Ф анионе-.

Имајте на уму да је распоред кубичних и одговара структури као што је камена сол, врло слична оној натријум хлорида. Све сфере окружују шест суседа, који чине КФ октаедар6 или ФК6; то јест, сваки К+ окружен је са шест Ф-, а исто се дешава у обрнуто.

Горе је поменуто да је КФ хигроскопан и стога апсорбује влагу из околине. Према томе, приказани распоред би одговарао безводном облику (без воде), а не његовим хидратима; који апсорбују толико воде да постану топљиви и "растопити се" (расплињавање).

Хидрати

Кристалне структуре хидрата постају мање једноставне. Зашто? Зато што сада молекули воде директно интервенишу у аранжманима и интерагују са К јонима+ и Ф-. Неки од најстабилнијих хидрата су КФ · 2Х2О и КФ · 4Х2О.

У оба хидрата поменути октаедри су деформисани због молекула воде. Ово је углавном због водоничних мостова између Ф- и Х2О (Ф--ХОХ). Кристалографске студије су утврдиле да упркос томе два јона и даље задржавају исти број суседа.

Као резултат свега тога, оригинална кубична структура за безводни калијум флуорид претвара се у моноклинску и чак ромбоедарску структуру..

Безводни део има својство растапања, тако да би њихови бели кристали, ако би остали у контакту са хладном маглом, постали водени за кратко време.

Пропертиес

Молекуларна тежина

58,097 г / мол.

Физички изглед (боја)

Бели кубични кристали или бели кристални растопљени прах.

Тасте

Акутни слани укус.

Тачка кључања

2.741 ºФ до 760 ммХг (1502 ºЦ). У течном стању постаје проводник електричне енергије, мада аниони Ф могу- не сарађујте у истом степену са вожњом као К+.

Тачка топљења

1.576 ºФ; 858 ºЦ; 1131 К (безводни КФ). Ово указује на његове јаке ионске везе.

Растворљивост

Растворљив у ХФ, али нерастворљив у алкохолу. Ово показује да су водоничне везе између флуорида и алкохола, Ф--ХОР, не фаворизују процес солватације у условима растварања његове кристалне мреже.

Растворљивост у води

Безводни 92 г / 100 мл (18 ° Ц); 102 г / 100 мл (25 ° Ц); дихидрат 349,3 г / 100 мл (18 ° Ц). То јест, како КФ хидрира, постаје растворљивији у води.

Густина

2.48 г / цм3.

Притисак паре

100 кПа (750 ммХг) на 1,499 ºЦ.

Децомпоситион

Када се загреје до разградње, емитује токсични дим калијум оксида и водоник-флуорида.

Корозивно дјеловање

Водени раствор кородира стакло и порцелан.

Тачка паљења

Није запаљива супстанца

Експериментални индекс рефракције (ηД)

1,363.

Стабилност

Стабилан ако је заштићен од влаге, иначе ће се чврста супстанца растопити. Некомпатибилно са киселинама и јаким базама.

Усес

Подесите пХ

Водени раствори калијум флуорида се користе у индустријским применама и процесима; на пример, КФ решења омогућавају подешавање пХ вредности код произвођача који се праве у постројењима за прераду текстила и у праоницама (они се приближавају вредности од 7).

Извор флуора

Калијум флуорид је после флуорида водоника, главни извор флуора. Овај елемент се користи у нуклеарним постројењима иу производњи неорганских и органских једињења, од којих неке користе као што су њихова инкорпорација у пасту за зубе..

Синтеза флуороугљеника

Калијум флуорид се може користити у синтези флуоругљика или флуороугљеника из хлорокарбона, коришћењем реакције Финкеистеина. У овој реакцији се као растварачи користе етилен гликол и диметилсулфоксид.

Флуоринација

Пошто је то извор флуора где се раствара у води, комплексни флуориди се могу синтетизовати из његових раствора; то јест, они садрже Ф- структурама. Пример је дат у следећој хемијској једначини:

МнБр2(ац) + 3КФ (ац) => КМнФ3(с) + 2КБр (ац)

Затим се преципитира мешани флуорид КМнФ3. Тако се може додати Ф- тако да је део комплексне металне соли. Осим мангана, могу се таложити и флуориди из других метала: КЦоФ3, КФеФ3, КНиФ3, КЦуФ3 и КЗнФ3.

Слично томе, флуор се може ковалентно инкорпорирати у ароматични прстен, синтетизујући органски флуорисане.

Вариоус

КФ се користи као интермедијер или сировина за синтезу једињења која се углавном користе у агрокемијским или пестицидним производима.

Осим тога, користи се као средство за варење и гравирање стакла; то јест, његов водени раствор једе површину стакла и, на калупу, штампа жељени финиш.

Референце

  1. Цхемицал Боок. (2017). Калијум флуорид. Преузето са: цхемицалбоок.цом
  2. ПубЦхем. (2019). Калијум флуорид. Преузето са: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
  3. Т. Х. Андерсон и Е. Ц. Линцафелте. (1951). Структура калијум флуорида дихидрата. Ацта Црист. 4, 181.
  4. Краљевско хемијско друштво. (2015). Калијум флуорид. ЦхемСпидер Преузето са: цхемспидер.цом
  5. Макуимек (с.ф.). Калијум флуорид. Преузето са: макуимек.цом