Ácido fluorhídrico

Solución de fluoruro de hidrógeno en agua

El ácido fluorhídrico es una solución de fluoruro de hidrógeno (HF) en agua. Es un hidrácido que no debe ponerse en contacto con elementos de vidrio ya que puede corroerlo, por esto se manipula bajo fríos extremos utilizando material de plástico.

 
Ácido fluorhídrico
Hydrogen-fluoride-3D-balls.png
Nombre IUPAC
Ácido fluorhídrico
General
Otros nombres Ácido hidrofluórico
Fórmula molecular HF (ac)
Identificadores
Número CAS 7664-39-3[1]
Número RTECS MW7875000
DrugBank 11072
PubChem 14917
UNII RGL5YE86CZ
Propiedades físicas
Apariencia Incoloro
Densidad 1160 kg/; 1,16 g/cm³
Masa molar 20.0063 g/mol
Punto de fusión 238,15 K (−35 °C)
Punto de ebullición 379,15 K (106 °C)
Propiedades químicas
Acidez 3,17 pKa
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

ProducciónEditar

El ácido fluorhídrico fue preparado por primera vez en 1771, por Carl Wilhelm Scheele.[2]​ En la actualidad se lo produce principalmente mediante el tratamiento del mineral fluorita, CaF2, con ácido sulfúrico concentrado a unos 265 °C.

CaF2 + H2SO4 → 2 HF + CaSO4

El ácido también es un subproducto de la producción de ácido fosfórico a partir de apatita y fluoroapatita. La digestión del mineral con ácido sulfúrico a temperaturas elevadas libera una mezcla de gases, incluido el fluoruro de hidrógeno, que puede recuperarse.[3]

Debido a su alta reactividad con el vidrio, el ácido fluorhídrico se almacena en recipientes de plástico fluorado (a menudo PTFE).[3][4]

El ácido fluorhídrico se encuentra en la naturaleza; se libera en las erupciones volcánicas.

Datos fisicoquímicosEditar

  • DL50: 18 mg/kg.
  • Concentración máxima permitida en los lugares de trabajo: 2 ppm.

AcidezEditar

A diferencia de otros ácidos hidrohalógicos, como el ácido clorhídrico, el fluoruro de hidrógeno sólo es un ácido débil en solución acuosa diluida.[5]​ Esto es en parte resultado de la fuerza del enlace hidrógeno-flúor, pero también de otros factores como la tendencia del HF, y aniones H
2
O
, y F
de formar agrupamientos.[6]​ En concentraciones altas, las moléculas de HF sufren homoasociación formando iones poliatómicos (tales como bifluoruro, HF
2
) y protones, incrementando sobremanera la acidez.[7]​ Ello conduce a la protonación de ácidos muy fuertes como el hidroclorídrico, sulfúrico, o nítrico al utilizar soluciones de ácido flurhídrico concentradas.[8]​ Si bien el ácido fluorhídrico es un ácido débil, es muy corrosivo, llegando a atacar el vidrio si se lo hidrata.[7]

La acidez de las soluciones de ácido fluorhídrico varia con la concentración a causa de las interacciones de puente hidrógeno del ion fluoruro. Las soluciones diluidas son débilmente ácidas con una constante de ionización ácida Ka = 6.6x10-4 (o pKa = 3.18),[9]​ contrastando con las soluciones correspondientes de otros haluros de hidrógeno, que son ácidos fuertes (pKa < 0). Las soluciones concentradas de ácido fluorhídrico son mucho más fuertemente ácidas que lo que implica este valor, tal como muestran las mediciones de la función de acidez de Hammett H0[10]​(o "pH efectivo"). El H0 para 100% HF se estima es entre −10.2 y −11, comparable con el valor de −12 del ácido sulfúrico.[11][12]

En términos termodinámicos, las soluciones de HF son altamente no ideales, con la actividad del HF aumentando mucho más rápidamente que su concentración. La débil acidez en solución diluida se atribuye a veces a la elevada fuerza de enlace del H-F, que se combina con la elevada entalpía de disolución del HF para compensar la entalpía más negativa de hidratación del ion fluoruro.[13]​ Paul Giguère y Sylvia Turrell[14][15]​ han demostrado mediante espectroscopía infrarroja que las especies de soluto predominantes en soluciones diluidas es el par iónico de puente hidrógeno H3O+·F.[16]

H2O + HF   H3O+⋅F

A mayores concentraciones de HF la concentración del ion difluoruro de hidrógeno también aumenta.[14]​ The reaction

3 HF   HF
2
+ H2F+

es un ejemplo de homoconjugación.

AplicacionesEditar

El ácido fluorhídrico se utiliza en química orgánica en la obtención de compuestos orgánicos fluorados, como catalizador en petroquímica, para obtener criolita (Na3AlF6) artificial que se emplea en la obtención del aluminio, fluoruros inorgánicos como el hexafluoruro de uranio (UF6) y a veces como disolvente. También es utilizado en la industria y preparación de vidrio o cristal en el tallado y grabado del mismo. En estudios petrográficos de rocas graníticas es utilizado en estado puro para atacar con sus vapores los silicatos que componen la roca, para luego de un suave lavado con agua destilada ser cubierto con cobalto-nitrito de sodio el cual pintara selectivamente de un color amarillo intenso los feldespatos de potasio, que luego podrán ser distinguidos de los feldespatos plagioclasa sobre la base de su color y de esta manera se podrá clasificar la roca ígnea.

ToxicologíaEditar

Se trata de una sustancia irritante, corrosiva y tóxica. En la piel produce quemaduras muy dolorosas de difícil curación. Esto se debe a que el calcio necesario en el proceso de curación precipita con los fluoruros como fluoruro de calcio (CaF2). En caso de haberse producido una quemadura con fluorhídrico se recomienda lavar con abundante agua "Kit de laboratorio", no agua corriente, y tratar como primera medida con un gel de gluconato de calcio (que debe estar disponible en todos los lugares donde haya o se maneje esta sustancia), en su defecto, utilizar una disolución de lactato cálcico o citrato cálcico o en su defecto con leche. En caso de aspiración de vapores, se trata de una emergencia médica. Se trata aplicando oxígeno por máscara (se desaconseja por irritantes otros materiales) si el afectado respira, controlando su nivel de conciencia. Llegado el caso, se debe aplicar resucitación de la persona afectada si fuera necesario. En caso de salpicaduras en los ojos, solamente tratar con solución fisiológica estéril en muy abundante cantidad; al igual que la respiración, se desaconseja por irritante sustancias basadas en compuestos cálcicos.

Un elemento que ha resultado muy útil para evitar la quemadura química y contrarrestar el efecto de precipitación del calcio, es la solución Hexafluorine(r), la cual se aconseja tener a mano en laboratorios, junto con los elementos de primeros auxilios y duchas de emergencia.[17]

En absolutamente todos los casos, se debe tratar en forma médica avanzada después de prestar los primeros auxilios.

ReferenciasEditar

  1. Número CAS
  2. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press. p. 921. ISBN 978-0-08-022057-4.
  3. a b Aigueperse, Jean; Mollard, Paul; Devilliers, Didier; Chemla, Marius; Faron, Robert; Romano, René; Cuer, Jean Pierre (2000). Fluorine Compounds, Inorganic. ISBN 3527306730. doi:10.1002/14356007.a11_307. 
  4. «CDC – The Emergency Response Safety and Health Database: Systemic Agent: HYDROGEN FLUORIDE/ HYDROFLUORIC ACID – NIOSH». www.cdc.gov. Consultado el 4 de diciembre de 2015. 
  5. Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press. p. 425. ISBN 978-0-12-352651-9. 
  6. Clark, Jim (2002). «The acidity of the hydrogen halides». Consultado el 4 September 2011. 
  7. a b Chambers, C.; Holliday, A. K. (1975). Modern inorganic chemistry (An intermediate text). The Butterworth Group. pp. 328-329. Archivado desde el original el 23 de marzo de 2013. 
  8. Hannan, Henry J. (2010). Course in chemistry for IIT-JEE 2011. Tata McGraw Hill Education Private Limited. pp. 15-22. ISBN 9780070703360. 
  9. Ralph H. Petrucci; William S. Harwood; Jeffry D. Madura (2007). General chemistry: principles and modern applications. Pearson/Prentice Hall. p. 691. ISBN 978-0-13-149330-8
  10. Hyman, Herbert H.; Kilpatrick, Martin; Katz, Joseph J. (1957). "The Hammett Acidity Function H0 for Hydrofluoric Acid Solutions". Journal of the American Chemical Society. American Chemical Society (ACS). 79 (14): 3668–3671.
  11. Jolly, William L. (1991). Modern Inorganic Chemistry. McGraw-Hill. p. 203. ISBN 0-07-032768-8.
  12. Cotton, F. A.; Wilkinson, G. (1988). Advanced Inorganic Chemistry (5th ed.). New York: Wiley. p. 109. ISBN 0-471-84997-9.
  13. C. E. Housecroft and A. G. Sharpe "Inorganic Chemistry" (Pearson Prentice Hall, 2nd ed. 2005), p. 170.
  14. a b Giguère, Paul A.; Turrell, Sylvia (1980). «The nature of hydrofluoric acid. A spectroscopic study of the proton-transfer complex H3O+...F». J. Am. Chem. Soc. 102 (17): 5473. doi:10.1021/ja00537a008. 
  15. Error en la cita: Etiqueta <ref> no válida; no se ha definido el contenido de las referencias llamadas Spectral Signatures and Molecular O
  16. (Cotton y Wilkinson, 1988, p. 104)
  17. «Solución HEXAFLUORINE® - PREVOR». Prevor ES. Consultado el 12 de agosto de 2022. 

Enlaces externosEditar