Kaaliumfluoriidi (KF) struktuur, omadused ja kasutusalad

The kaaliumfluoriid on anorgaaniline halogeniid, mis koosneb metalli ja halogeeni vahel moodustunud soolast. Selle keemiline valem on KF, mis tähendab, et iga Kationi puhul⁺ on F^- vastastikku. Nagu näha, on interaktsioonid elektrostaatilised ja seetõttu ei ole K-F kovalentseid sidemeid.

Seda soola iseloomustab äärmiselt lahustuv vees, mistõttu see moodustab hüdraate, neelab niiskust ja on leebe. Seetõttu on väga lihtne valmistada selle vesilahuseid, mis toimivad fluoriidi anioonide allikana kõigi nende sünteeside jaoks, kus soovite selle mõne struktuuri lisada.

Kation on näidatud ülalpool⁺ (lilla sfäär) ja anioon F^- (sinine sfäär). Mõlemad ioonid suhtlevad üksteist oma maksudega +1 ja -1.

Kuigi KF ei ole nii ohtlik kui HF, on see, et ta on "täieliku vabadusega" aniooniga F^-, see muutub toksiliseks soolaks. Sellepärast on selle lahendusi kasutatud insektitsiididena.

Kl toodetakse lastes kaaliumkarbonaat Vesinikfluoriidhappega, toodavad kaaliumi bifloriid (KHF₂); mis termilise lagunemise tagajärjel põhjustab kaaliumfluoriidi.

Indeks

• 1 Kaaliumfluoriidi struktuur
  • 1.1 Hüdraadid
• 2 Atribuudid
  • 2.1 Molekulmass
  • 2.2 Füüsiline välimus (värv)
  • 2.3 Maitse
  • 2.4 Keemistemperatuur
  • 2.5 Sulamistemperatuur
  • 2.6 Lahustuvus
  • 2.7 Vees lahustuv
  • 2.8 Tihedus
  • 2.9 Aururõhk
  • 2.10 Lagunemine
  • 2.11 Sööbiv toime
  • 2.12 Leekpunkt
  • 2.13 Eksperimentaalne murdumisnäitaja (ηD)
  • 2.14 Stabiilsus
• 3 Kasutamine
  • 3.1 Reguleerige pH
  • 3.2 Fluori allikas
  • 3.3 Fluorosüsivesinike süntees
  • 3.4 Fluorimine
  • 3.5 Erinevad
• 4 Viited

Kaaliumfluoriidi struktuur

Kaaliumfluoriidi struktuur on näidatud ülemises pildis. Purpursed sfäärid, nagu esimeses pildis, esindavad K katioone⁺; kollakad sfäärid esindavad F anioone^-.

Pange tähele, et paigutus on kuupmeetri ja vastab struktuurile nagu kivisool, mis on väga sarnane naatriumkloriidi omaga. Kõiki kerasid ümbritseb kuus naabrit, kes moodustavad KF oktaedri₆ või FK₆; see tähendab, et iga K⁺ ümbritseb kuut F^-, ja sama juhtub vastupidi.

Eespool mainiti, et KF on hügroskoopne ja neelab seetõttu keskkonda niiskust. Seega vastab kujutatud seade veevaba vormile (ilma veeta), mitte selle hüdraatidele; mis neelavad nii palju vett, et nad isegi muutuvad lahustuvateks ja "sulavad" (deliquescence).

Hüdraadid

Hüdraatide kristallstruktuurid muutuvad lihtsamaks. Miks? Sest nüüd sekkuvad veemolekulid otse korraldustesse ja suhtlevad Kioonidega⁺ ja F^-. Mõned kõige stabiilsemad hüdraadid on KF 2H₂O ja KF · 4H₂O.

Mõlemas hüdraadis deformeeritakse eespool nimetatud oktaedrid veemolekulide tõttu. See tuleneb peamiselt vesiniku sildadest F^- ja H₂O (F^--HOH). Kristallograafilised uuringud on leidnud, et vaatamata sellele säilitavad kaks iooni samasugust arvu naabreid.

Selle tulemusena Kõike seda algset kuubilise struktuuriga fluoriidikahjustuse veevaba kaalium muutub monokliinne kuni romboeedriline paigutus ja.

Veevaba osa jagab pesemisomadusi, nii et nende valge kristallid, mis jäävad kokkupuutesse külma uduga, muutuksid lühikese aja jooksul vesiseks..

Omadused

Molekulmass

58,097 g / mol.

Füüsiline välimus (värv)

Valge kuupmeetri kristallid või valge kristalliline pulbrihulk.

Maitse

Äge soolalahus.

Keemistemperatuur

2,741 ° F kuni 760 mmHg (1502 ° C). Vedelas olekus muutub see elektrijuhtiks, ehkki anioonid F võivad^- ei tee samal määral koostööd K-ga⁺.

Sulamistemperatuur

1,576 ° F; 858 ° C; 1131 K (veevaba KF). See näitab selle tugevaid ioonseid sidemeid.

Lahustuvus

HF-is lahustub, kuid alkoholis lahustumatu. See näitab, et vesiniksidemed fluoriidi ja alkoholi vahel, F^--HOR, ei soodusta solvaatimisprotsessi kristalse võrgu lahustumise ees.

Lahustuvus vees

Veevaba 92 g / 100 ml (18 ° C); 102 g / 100 ml (25 ° C); dihüdraat 349,3 g / 100 ml (18 ° C). See tähendab, et KF-i hüdraatidena muutub see vees lahustuvamaks.

Tihedus

2,48 g / cm³.

Aururõhk

100 kPa (750 mmHg) 1499 ° C juures.

Lagunemine

Lagunemist kuumutades tekitab see mürgist kaaliumoksiidi ja vesinikfluoriidi suitsu.

Sööbiv toime

Vesilahus korrodeerib klaasi ja portselani.

Leekpunkt

See ei ole tuleohtlik aine

Eksperimentaalne murdumisnäitaja (ηD)

1,363.

Stabiilsus

Stabiilne, kui see on kaitstud niiskuse eest, vastasel juhul tahke aine lahustub. Ei sobi kokku hapete ja tugeva alusega.

Kasutamine

Reguleerige pH

Vesilahused kaaliumfluoriidi kasutatakse rakendustes ja tööstuslike protsesside; nt KF lahendusi, et reguleerida pH tootmise, mis on tehtud tekstiili töötlemine võimalusi ja pesumajades (ligikaudne väärtus 7).

Fluori allikas

Kaaliumfluoriid on pärast fluoriidi, mis on peamine fluori allikas. Seda elementi kasutatakse tuumaelektrijaamades ja anorgaaniliste ja orgaaniliste ühendite tootmisel, millest mõned kasutavad näiteks hambapasta..

Fluorosüsivesinike süntees

Kaaliumfluoriidi võib kasutada sünteesis fluorosüsivesinikus või fluorosüsivesinikpolümeeri alates klooritud, kasutades reaktsiooni Finkeistein. Selles reaktsioonis kasutatakse neid lahusteid etüleenglükooli ja dimetüülsulfoksiid.

Fluorimine

Kuna see on fluori allikas, kus see lahustatakse vees, võib selle lahustest sünteesida kompleksseid fluoriide; see tähendab, et nad sisaldavad F-d^- struktuuridele. Näide on võetud järgmises keemilises võrrandis:

MnBr₂(ac) + 3KF (ac) => KMnF₃(s) + 2KBr (ac)

Seejärel sadestub KMnF segatud fluoriid₃. Seega võib F lisada^- nii, et see on osa keerulisest metallisoolast. Lisaks mangaanile võib sadestuda ka teiste metallide fluoriide: KCoF₃, KFeF₃, KNiF₃, KCuF₃ ja KZnF₃.

Samamoodi võib fluori lisada kovalentselt aromaatse ringi, sünteesides organofluoritud.

Erinevad

KF-i kasutatakse vahe- või toorainena ühendite sünteesiks, mida kasutatakse peamiselt agrokeemiatoodetes või pestitsiidides.

Lisaks kasutatakse seda keevitus- ja klaasgraveerimise vahendina; see tähendab, et selle vesilahus sööb klaasi pinda ja prindib vormil soovitud viimistluse.

Viited

1. Keemiline raamat. (2017). Kaaliumfluoriid. Välja otsitud: chemicalbook.com
2. PubChem. (2019). Kaaliumfluoriid. Välja otsitud andmebaasist: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. T. H. Anderson ja E. C. Lincafelte. (1951). Kaaliumfluoriiddihüdraadi struktuur. Acta Cryst. 4, 181.
4. Royal Society of Chemistry. (2015). Kaaliumfluoriid. ChemSpider Välja otsitud: chemspider.com
5. Maquimex (s.f.). Kaaliumfluoriid. Välja otsitud aadressilt: maquimex.com