Acide hypofluoreux
| Acide hypofluoreux | ||
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| Identification | ||
|---|---|---|
| Nom UICPA | Acide hypofluoreux | |
| No CAS | 14034-79-8 | |
| PubChem | 123334 | |
| Apparence | Solide blanc (<−117 °C), liquide jaune pâle (>−117 °C)[1] | |
| Propriétés chimiques | ||
| Formule | HFO [Isomères] | |
| Masse molaire[2] | 36,005 7 ± 0,000 4 g/mol H 2,8 %, F 52,76 %, O 44,44 %, | |
| Propriétés physiques | ||
| T° fusion | −117 °C[1] | |
| T° ébullition | 10 à 20 °C[1] | |
| Propriétés électroniques | ||
| 1re énergie d'ionisation | 12,71 ± 0,01 eV (gaz)[3] | |
| Composés apparentés | ||
| Autres composés | Acide hypochloreux | |
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | ||
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L'acide hypofluoreux est un acide faible très instable de formule chimique HOF. C'est le seul oxoacide connu du fluor. Ses sels, inconnus pour l'instant sont les hypofluorites.
C'est le seul acide hypohalique qui a pu être isolé à l'état solide.
C'est un intermédiaire dans l'oxydation de l'eau par le difluor qui produit du fluorure d'hydrogène et du dioxygène.
F2 + H2O → HOF + HF
Il se décompose d'ailleurs de façon explosive en fluorure d'hydrogène et dioxygène.
2HOF → 2HF + O2
Notes et références
- ↑ a b et c Nils Wiberg, Egon Wiberg, Arnold Fr. Holleman Lehrbuch der Anorganischen Chemie,de Gruyter, (ISBN 978-3-11-017770-1), Édition=102, 2007.
- ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
- ↑ (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC, , 89e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1), p. 10-205.
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| Fluorures F(-I) |
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| Interhalogènes |
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| Tétrafluoroborates |
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| Composés AlF6, AsF6, SbF6... |
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