Википедия химический элемент фтор – Происхождение названий химических элементов — Википедия

Фториды — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Фтори́ды — химические соединения фтора с другими элементами. Фториды известны для всех элементов, кроме гелия и неона. К фторидам относят как бинарные соединения — ионные фториды (соли фтороводородной кислоты и металлов, ковалентные фториды переходных металлов в высших степенях окисления и фториды неметаллов), так и сложные неорганические соединения (фторангидриды кислот, комплексные фториды, гидрофториды металлов, фторированный графит).

Фториды щелочных, щелочноземельных металлов и переходных металлов в низших степенях окисления (трифториды редкоземельных элементов и актиноидов, моно- ди- и трифториды d-элементов) имеют ионную структуру и являются солями фтороводородной (плавиковой) кислоты. Для таких ионных фторидов характерны высокие значения энергии кристаллической решетки и, соответственно, высокие температуры плавления и кипения: для CaF2 Tпл = ~2530oC.

При увеличении степени окисления характер связи между фтором и металлом во фторидах переходных металлов становится ковалентным и соответственно изменяются свойства фторидов: так, например, гексафторид урана UF

6 при атмосферном давлении возгоняется при 56,4 °C и под давлением 1,44 МПа плавится при 64 °C.

Координационное число кристаллической решетки фторидов металлов зависит от размера катиона: в случае малого радиуса катиона координационное число равно четырём (например, для BeF2 с тетраэдрическими окружением анионами фтора катиона бериллия), при увеличении радиуса катиона координационное число увеличивается до шести (например, UF6 с октаэдрическим окружением атомами фтора атома урана).

Фториды неметаллов — жидкости или газы. Получение фторидов может быть выполнено путём взаимодействия фтора с элементами, воздействием фтороводорода на металлы и рядом других способов.

  • Фториды большинства элементов можно получать взаимодействием простых веществ:
h3+F2→2HF{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+F_{2}\rightarrow 2HF}}}
2Fe+3F2→2FeF3{\displaystyle {\mathsf {2Fe+3F_{2}\rightarrow 2FeF_{3}}}}
  • Ряд фторидов можно получать по реакциям обмена:
HF+KOH→KF+h3O{\displaystyle {\mathsf {HF+KOH\rightarrow KF+H_{2}O}}}
  • Высшие фториды обычно получают из низших действием фтора:
ClF3+F2→ClF5{\displaystyle {\mathsf {ClF_{3}+F_{2}\rightarrow ClF_{5}}}}

Фториды достаточно широко используются в промышленности:

  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5 (Три-Ятр). — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.

Обсуждение:Фтор — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

у вас в статье ошибка.фтор не в 17 группе.такой группы вообще нет! 195.64.208.208 16:22, 8 декабря 2013 (UTC)

  • Перечитайте внимательно преамбулу и не верьте малограмотным составителям ЕГЭ по химии. Д.Ильин 16:48, 8 декабря 2013 (UTC).

В БСЭ утверждается, что он бледно-жёлтый. У Глинки («Общая химия») — что он бледно-зеленоватый. На фотографии, как мне кажется, он скорее зеленоватый. — Monedula 20:37, 23 апреля 2010 (UTC)

В химической энциклопедии под ред. Зефирова (т.5) утверждается, что это бесцветный газ. Истина где-то рядом 🙂 Английская вики сообщает, что это «pale, yellowish brown gas» —Kaysббб 20:45, 23 апреля 2010 (UTC)
На фотографии действительно есть зеленоватый оттенок, но здесь еще большой вопрос по источнику освещения и исходному неправильному балансу белого. —Kaysббб 20:46, 23 апреля 2010 (UTC)

Биологическая и физиологическая роль[править код]

«Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор, в основном, содержится в эмали зубов»

Ядовитый элемент который внезапно содержится в эмали зубов, будьте добры предоставить док-ва, кроме National Toxicology Program

А ничего, что вы картошку солите веществом, которое полностью состоит из двух ядовитых элементов, натрия и хлора? 🙂 —V1adis1av 23:30, 12 апреля 2012 (UTC)
Вы не путайте соединение с отдельным веществом. Слушайте предоставьте док-ва, я вас не прошу вести со мной полемику 178.90.135.153 08:28, 3 мая 2012 (UTC)
На самом деле, отдельное вещество является соединением. Элемент не может быть ядовитым в принципе. Элемент — это абстракция, символ, буквы, которые используют люди для описанеия строения молекул конкретных веществ. Элемент не может быть сладким или жёлтым, так же как буква не может быть мелодичной или гласной — гласными могут быть только звуки. Атомы фтора входят в состав фтораппатита, который содержится в составе эмали зубов, тут всё верно, однако, атомы фтора соединившись друг с другом образуют двухатомную молекулу фтора, и это соединение уже является ядом для любого живого организма. Alexandr Matsakov 08:50, 3 мая 2012 (UTC)
«Атомы фтора входят в состав фтораппатита, который содержится в составе эмали зубов» Вот на это утверждение предоставьте док-ва в который раз я вас прошу уже. 178.90.146.167 11:46, 4 мая 2012 (UTC)
Сделайте поисковый запрос в гугле с ключевыми словами зубы фторапатит, увидите тысячи ссылок. Можете почитать, например, Химэнциклопедию, Медэнциклопедию и БСЭ. —V1adis1av 21:23, 5 мая 2012 (UTC)

Опыт выделения фтора Луйе[править код]

Читая «Современник» (1847, № 1, отд. IV, стр. 33-34, см. [1]), заметил сообщение о выделении свободного фтора французским химиком Луйе (Louyet), но в этой статье написано, что перый успешный опыт получения был в 1886 году у Анри Муассана. В чём тут дело? — Sergey kudryavtsev 09:15, 5 октября 2012 (UTC)

PS: Я не знаю французкого, но вроде бы в fr:Fluor#Recherches sur l’isolement du fluor написано, что год спустя, в 1848 году он получил фторид ртути. — Sergey kudryavtsev 09:38, 5 октября 2012 (UTC)
Написано, что от пытался получить фтор из фторида ртути. Burzuchius 12:17, 4 февраля 2013 (UTC)

Фторид натрия — Википедия

Фторид натрия
Sodium-fluoride-3D-ionic.png({{{картинка3D}}})
Хим. формула NaF
Состояние бесцветный твердый порошок без запаха
Молярная масса 41,988713 г/моль
Плотность 2,558 г/см³
Температура
 • плавления 993 °C
 • кипения 1695 °C
 • вспышки негорюч °C
Мол. теплоёмк. 46,9 Дж/(моль·К)
Энтальпия
 • образования -576,6 кДж/моль
Давление пара 0 ± 1 мм рт.ст.[1]
Растворимость
 • в воде 4,13 г/100 мл
 • в остальных веществах растворим в HF, нерастворим в этаноле
Рег. номер CAS 7681-49-4
PubChem 5235
Рег. номер EINECS 231-667-8
SMILES
InChI
RTECS WB0350000
ChEBI 28741
Номер ООН 1690
ChemSpider 5045
ЛД50 (орально: крысы, мыши, кролики) 52–200 мг/кг
Пиктограммы ECB Пиктограмма «T: Токсично» системы ECB
NFPA 704 NFPA 704 four-colored diamond
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе
У этого термина существуют и другие значения, см. NAF (значения).

Фторид натрия — неорганическое бинарное соединение с химической формулой NaF. Белое кристаллическое вещество.

Фторид натрия — бесцветные кристаллы с кубической решеткой (a = 0,46344 нм, пространственная группа Fm3m, Z=4). Растворим в воде, безводном HF. Кристаллогидратов не образует.

В природе существует в виде относительно редкого минерала виллиомита: карминово-красные, темно-вишневые, изредка бесцветные кристаллы, содержит NaF с незначительными примесями, месторождения в Северной Америке, Африке, Кольский полуостров.

Так же NaF встречается в магматических породах, входит в состав в нефелинового сиенита.

В промышленности фторид натрия получают щелочным гидролизом гексафторсиликатов:

Na2SiF6+4NaOH⟶6NaF+SiO2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SiF_{6}+4NaOH\longrightarrow 6NaF+SiO_{2}+2H_{2}O}}}

при избытке щелочи

Na2SiF6+8NaOH⟶6NaF+Na4SiO4+4h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}SiF_{6}+8NaOH\longrightarrow 6NaF+Na_{4}SiO_{4}+4H_{2}O}}}

Мировое производство фторида натрия оценивается в ~10 тыс. т.

Непосредственным взаимодействием щелочи и кислоты:

NaOH+HF⟶NaF+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOH+HF\longrightarrow NaF+H_{2}O}}}

Чисто теоретический интерес представляет реакция получения фторида натрия из элементов:

2Na+F2⟶2NaF{\displaystyle {\mathsf {2Na+F_{2}\longrightarrow 2NaF}}}

реакция протекает очень бурно.

Плавиковая кислота разрушает соли более слабых кислот:

Na2CO3+2HF⟶2NaF+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+2HF\longrightarrow 2NaF+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

Также гидроксид натрия может разрушать соли летучих оснований:

NaOH+Nh5F⟶NaF+Nh4↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {NaOH+NH_{4}F\longrightarrow NaF+NH_{3}\uparrow +H_{2}O}}}

Разложение дифторгидрата натрия при температуре ~350 °C:

Na(HF2)→270−400oCNaF+HF{\displaystyle {\mathsf {Na(HF_{2}){\xrightarrow {270-400^{o}C}}NaF+HF}}}

Нагрев до температуры 1100 °C гептафторониобата калия с натрием:

K2[NbF7]+5Na→1100oCNb+2KF+5NaF{\displaystyle {\mathsf {K_{2}[NbF_{7}]+5Na{\xrightarrow {1100^{o}C}}Nb+2KF+5NaF}}}

позволяет получить чистый ниобий, фторид калия и фторид натрия.

В растворах фторид натрия подвергается гидролизу по аниону:

NaF+4h3O→[Na(h3O)4]++F−{\displaystyle {\mathsf {NaF+4H_{2}O{\xrightarrow {}}[Na(H_{2}O)_{4}]^{+}+F^{-}}}}
F−+h3O⇄HF+OH−{\displaystyle {\mathsf {F^{-}+H_{2}O\rightleftarrows HF+OH^{-}}}}

Степень гидролиза невелика, так как константа последней реакции pK = 10,8.

Присоединяет HF с образованием дифторгидрата натрия:

NaF+HF→Na(HF2){\displaystyle {\mathsf {NaF+HF{\xrightarrow {}}Na(HF_{2})}}}

При избытке HF образуются высшие гидрофториды натрия:

NaF+nHF→Na[F(HF)n]↓{\displaystyle {\mathsf {NaF+nHF{\xrightarrow {}}Na[F(HF)_{n}]\downarrow }}}

известны соединения для n = 1÷4.

Сильные нелетучие кислоты разрушают фторид натрия:

2NaF+h3SO4→>100oCNa2SO4+2HF↑{\displaystyle {\mathsf {2NaF+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {>100^{o}C}}Na_{2}SO_{4}+2HF\uparrow }}}

Насыщенный гидроксид лития благодаря плохой растворимости фторида лития разрушает фторид натрия:

NaF+LiOH→NaOH+LiF↓{\displaystyle {\mathsf {NaF+LiOH{\xrightarrow {}}NaOH+LiF\downarrow }}}

Образовывает гексафторсиликаты и гексафторалюминаты:

2NaF+h3[SiF6]→Na2[SiF6]↓+2HF{\displaystyle {\mathsf {2NaF+H_{2}[SiF_{6}]{\xrightarrow {}}Na_{2}[SiF_{6}]\downarrow +2HF}}}
3NaF+AlF3→Na3[AlF6]↓{\displaystyle {\mathsf {3NaF+AlF_{3}{\xrightarrow {}}Na_{3}[AlF_{6}]\downarrow }}}

Расплав фторида натрия является электролитом, следовательно его можно разложить электролизом на элементы:

2NaF→ e−2Na↓+F2↑{\displaystyle {\mathsf {2NaF{\xrightarrow {\ e^{-}}}2Na\downarrow +F_{2}\uparrow }}}
{\displaystyle {\mathsf {2NaF{\xrightarrow {\ e^{-}}}2Na\downarrow +F_{2}\uparrow }}} Таблетки, содержащие фторид натрия

Фторид натрия и образующийся из него фторапатит используются для укрепления зубной эмали, которая и сама содержит фторапатит[2][3]. Кроме добавления фтора в зубные пасты, производится фторирование питьевой воды. Зубная паста часто содержит фторид натрия, который необходим для предотвращения кариеса[4]. Кроме того, фторид натрия используется как моющее средство. Используется в различных отраслях химической промышленности — при синтезе и в металлургии. Фторид натрия является реагентом при синтезе фреонов.

Натрия фторид используется для сохранения образцов тканей в биохимии и лекарственных тестирований; ионы фтора останавливают гликолиз. Натрия фторид часто используется вместе с иодуксусной кислотой, которая ингибирует создание фермента альдолазы.

Натрия фторид используют как компонент составов для очистки и алитирования металлов, флюсов для сварки, пайки и переплавки металлов, стекол, эмалей, керамики, огнеупоров, как компонент кислотоупорного цемента, термостойких смазок, составов для травления стекол, твердых электролитов, как консервант древесины, инсектицид, сорбент для поглощения UF6 из газовых потоков, реагент при получении фторуглеводородов, как компонент специальных сортов бумаги, как ингибитор брожения, компонент огнезащитных составов и средств пожаротушения.

Натрия фторид классифицируется как токсичное вещество при ингаляции (например, через пыль) или при приеме пищи. Как было показано, при достаточно высоких дозах влияет на сердечно-сосудистую систему; смертельная доза для человека при весе 70 кг оценивается в 5—10 г. В больших дозах, когда нужно использовать фторид натрия для лечения остеопороза, может вызвать боль в ногах и перепады в артериальном давлении, когда дозы слишком высоки, то происходит раздражение желудка, иногда такое сильное, что это может вызвать язву. В малых дозах используется для фторирования воды. При большой концентрации фтора (или при частом употреблении продуктов, жидкостей и тому подобных продуктов, содержащих фтор) может вызвать флюороз зубов, который может привести к потере зубов.

  • ПДК в воздухе рабочей зоны: 0,2 мг/м³
  1. ↑ http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0563.html
  2. ↑ Bourne, Geoffrey Howard (1986), Dietary research and guidance in health and disease, Karger, с. 153, ISBN 3-805-5434-17, <https://books.google.com/?id=OW0gAAAAMAAJ> , Snippet view from page 153
  3. ↑ Klein, Cornelis; Hurlbut, Cornelius Searle & Dana, James Dwight (1999), Manual of Mineralogy (21 ed.), Wiley, ISBN 0-471-31266-5 
  4. ↑ Sodium fluoride, Molecule of the week (неопр.). American Chemical Society (19 февраля 2008). Дата обращения 1 ноября 2008.

Фтороводород — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 29 октября 2019; проверки требуют 11 правок. Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 29 октября 2019; проверки требуют 11 правок. Не следует путать с Hf.
Фтороводород
Hydrogen-fluoride-2D-dimensions.svg
({{{картинка}}})
Hydrogen-fluoride-solid-chains-3D-vdW.png({{{картинка3D}}})
Hydrogen-fluoride-3D-vdW.svg({{{картинка малая}}})
Систематическое
наименование
Фтороводород
Традиционные названия фтористый водород, гидрофторид; водорода фторид
Хим. формула HF
Рац. формула HF
Состояние газ или подвижная жидкость
Молярная масса 20,01 г/моль
Плотность 0,99 г/см³
Энергия ионизации 15,98 ± 0,01 эВ[1]
Температура
 • плавления −83,4 °C
 • кипения 19,54 °C
Критическая точка 188
Энтальпия
 • образования −273,3 кДж/моль
Давление пара 783 ± 1 мм рт.ст.[1]
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} 3,17
Растворимость
 • в воде 72,47 (20 °C)
Рег. номер CAS 7664-39-3
PubChem 14917
Рег. номер EINECS 231-634-8
SMILES
InChI
RTECS MW7875000
ChEBI 29228
ChemSpider 14214
Токсичность Чрезвычайно ядовит, СДЯВ
NFPA 704 NFPA 704 four-colored diamond
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе

Фтороводоро́д (фтористый водород, гидрофторид, фторид водорода, HF) — бесцветный токсичный (очень ядовитый) газ (при стандартных условиях) с резким запахом, при комнатной температуре существует преимущественно в виде димера H2F2, ниже 19,9°C — бесцветная подвижная летучая жидкость. Смешивается с водой в любом отношении с образованием фтороводородной (плавиковой) кислоты. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 35,4 % HF.

Молекула фтороводорода сильно полярна, μ = 0,64⋅10−29 Кл·м. Фтороводород в жидком и газообразном состояниях имеет большую склонность к ассоциации вследствие образования сильных водородных связей. Энергия водородных связей FH•••FH приблизительно составляет 42 кДж/моль, а средняя степень полимеризации в газовой фазе (при температуре кипения) ≈4. Даже в газообразном состоянии фтороводород состоит из смеси полимеров H2F2, H3F3, H4F4, H5F5, H6F6. Простые молекулы HF существуют лишь при температурах выше 90 °C. Вследствие высокой прочности связи термический распад фтороводорода становится заметным лишь выше 3500 °C (что выше температуры плавления вольфрама — самого тугоплавкого из металлов). Для сравнения — у воды термический распад становится заметным при температурах выше 2000 °C.

Структура

В кристаллическом состоянии HF образует орторомбические кристаллы, состоящие из цепеобразных структур: угол HFH = 116 °, d(F-H) = 95 пм, d(F•••H) = 155 пм. Аналогичные зигзагообразные

цепи с углом HFH = 140°) имеют и полимеры HF, существующие в газовой фазе.

Физические свойства[править | править код]

  • Химические свойства HF зависят от присутствия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов и не реагирует с оксидами металлов. Однако если реакция начнется, то дальше она некоторое время идет с автокатализом, так как в результате взаимодействия количество воды увеличивается:
MgO+2HF→MgF2+h3O{\displaystyle {\mathsf {MgO+2HF\rightarrow MgF_{2}+H_{2}O}}}
  • Жидкий HF — сильный ионизирующий растворитель. Все электролиты, растворённые в нём, за исключением хлорной кислоты HClO4, являются основаниями:
HCl+2HF⇄h3Cl++HF2−{\displaystyle {\mathsf {HCl+2HF\rightleftarrows H_{2}Cl^{+}+HF_{2}^{-}}}}
В жидком фтороводороде кислотные свойства проявляют соединения, которые являются акцепторами фторид-ионов, например, BF3, SbF5:
BF3+2HF→h3F++[BF4]−{\displaystyle {\mathsf {BF_{3}+2HF\rightarrow H_{2}F^{+}+[BF_{4}]^{-}}}}
Амфотерными соединениями в среде жидкого фтороводорода являются, например, фториды алюминия и хрома(III):
3NaF+AlF3→3Na++[AlF6]3−{\displaystyle {\mathsf {3NaF+AlF_{3}\rightarrow 3Na^{+}+[AlF_{6}]^{3-}}}}
(AlF3 — как кислота)
AlF3+3BF3→Al3++3[BF4]−{\displaystyle {\mathsf {AlF_{3}+3BF_{3}\rightarrow Al^{3+}+3[BF_{4}]^{-}}}}
(AlF3 — как основание)
  • Фтороводород в газообразном состоянии и в виде водного раствора реагирует с диоксидом кремния:
При условии, если фтороводород в газообразном состоянии:
4HF+SiO2→SiF4+2h3O{\displaystyle {\mathsf {4HF+SiO_{2}\rightarrow SiF_{4}+2H_{2}O}}}
При условии, если фтороводород в виде водного раствора:
6HF+SiO2→h3[SiF6]+2h3O{\displaystyle {\mathsf {6HF+SiO_{2}\rightarrow H_{2}[SiF_{6}]+2H_{2}O}}}
  • Фтороводород неограниченно растворяется в воде, при этом происходит ионизация молекул HF:
2HF+h3O⇄HF2−+h4O+{\displaystyle {\mathsf {2HF+H_{2}O\rightleftarrows HF_{2}^{-}+H_{3}O^{+}}}}
Kd= 7,2⋅10−4
HF+F−⇄HF2−{\displaystyle {\mathsf {HF+F^{-}\rightleftarrows HF_{2}^{-}}}}
Kd= 5,1
Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) является кислотой средней силы. Соли плавиковой кислоты называются фторидами. Большинство их труднорастворимо в воде, хорошо растворяются лишь фториды NH4, Na, К, Ag(I), Sn(II), Ni(II) и Mn(II). Все растворимые соли плавиковой кислоты очень ядовиты (в больших дозах).

Фтор со взрывом взаимодействует с водородом даже при низких температурах и (в отличие от хлора) в темноте с образованием фтороводорода:

h3+F2→2HF{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+F_{2}\rightarrow 2HF}}}

В промышленности фтороводород получают при взаимодействии плавикового шпата и сильных нелетучих кислот (например, серной):

CaF2+h3SO4→CaSO4+2HF{\displaystyle {\mathsf {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\rightarrow CaSO_{4}+2HF}}}

Процесс проводят в стальных печах при 120—300 °C, по сравнению с аналогичными реакциями получения других галогеноводородов, реакция получения фтороводорода из фторидов идет очень медленно. Части установки, служащие для поглощения фтороводорода, делаются из свинца.

Фтористый водород (гидрофторид) обладает резким запахом, очень ядовит, дымит на воздухе (вследствие образования с парами воды мелких капелек раствора) и сильно разъедает стенки дыхательных путей. Фтороводород обладает слабыми наркотическими свойствами.

Как и некоторые другие производные фтора, HF высокоопасен в обращении.

Подробнее о токсикологии фтороводорода см в ст. Плавиковая кислота.

Применяют для получения криолита, фтористых производных урана, фреонов, фторорганических веществ, матового травления силикатного стекла (плавиковую кислоту — для прозрачного травления). Необычная растворимость биологических молекул в жидком фтороводороде без разложения (напр., белков) используется в биохимии. Добавление в жидкий фтороводород акцепторов фтора позволяет создавать сверхкислые среды.

  • Известный писатель-фантаст Иван Ефремов написал повесть «Сердце змеи», в которой описал гипотетическую жизнь, образовавшуюся на планете, где основную роль в природе играет не кислород, а фтор, а вместо воды поверхность планеты покрыта океанами фтороводорода. На эту мысль писателя навела глубокая аналогия между свойствами воды и фтороводорода.
  • Фтороводород реагирует со стеклом, поэтому он хранится в пластмассовых ёмкостях. При хранении фтороводорода в стеклянной посуде прибегают к покрытию стекла парафином для защиты его от фтороводорода.
  • Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия» М.: Высшая школа, 2001.
  • Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М.: Химия, 1994.

Фтор

Фтор — элемент 17-й группы периодической системы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), второго периода, с атомным номером 9. Обозначается символом F (лат. Fluorum). Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группы галогенов. Простое вещество фтор (CAS-номер: 7782-41-4) при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F2) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Очень ядовит.

История

Первое соединение фтора — флюорит (плавиковый шпат) CaF2 — описано в конце XV века под названием «флюор». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту. Как один из атомов плавиковой кислоты, элемент фтор был предсказан в 1810 году, а выделен в свободном виде лишь 76 лет спустя Анри Муассаном в 1886 году электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF2.

Происхождение названия

Название «фтор» (от др.-греч. φθόρος — разрушение), предложенное Андре Ампером в 1810 году, употребляется в русском и некоторых других языках; во многих странах приняты названия, производные от латинского «fluorum» (которое происходит, в свою очередь, от fluere — «течь», по свойству соединения фтора, флюорита (CaF2), понижать температуру плавления руды и увеличивать текучесть расплава).

Получение

Промышленный способ получения фтора включает добычу и обогащение флюоритовых руд, сернокислотное разложение их концентрата с образованием безводного HF и его электролитическое разложение. Для лабораторного получения фтора используют разложение некоторых соединений, но все они не встречаются в природе в достаточном количестве и их получают с помощью свободного фтора.

Физические свойства

Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит. Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (плавления). Это связано с тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (кратность связи в остальных галогенах примерно 1,1).

Химические свойства

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами кроме, разумеется, фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов, и с большинством из них — с горением и взрывом. К фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счет образования плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором — Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву даже при очень низких температурах (до −252°C). В атмосфере фтора горят даже вода и платина: 2F2 + 2H2O → 4HF + O2 К реакциям, в которых фтор формально является восстановителем, относятся реакции разложения высших фторидов, например: 2CoF3 → 2CoF2 + F2 MnF4 → MnF3 + 1/2 F2 Фтор также способен окислять в электрическом разряде кислород, образуя фторид кислорода OF2 и диоксидифторид O2F2. Во всех соединениях фтор проявляет степень окисления −1. Чтобы фтор проявлял положительную степень окисления, требуется создание эксимерных молекул или иные экстремальные условия. Это требует искусственной ионизации атомов фтора.


Источник: Википедия

Другие заметки по химии

Фтор — Мегаэнциклопедия Кирилла и Мефодия — статья

Радиус нейтрального атома фтора 0, 064 нм, радиус иона F 0, 115 (2), 0, 116 (3), 0, 117 (4) и 0, 119 (6) нм (в скобках указано значение координационного числа). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома фтора равны, соответственно, 17, 422, 34, 987, 62, 66, 87, 2 и 114, 2 эВ. Сродство к электрону 3, 448 эВ (самое большое среди атомов всех элементов). По шкале Полинга электроотрицательность фтора 4 (самое высокое значение среди всех элементов). Фтор — самый активный неметалл.

В свободном виде фтор — бесцветный газ с резким удушливым запахом.

История открытия фтора связана с минералом флюоритом, или плавиковым шпатом. Состав этого минерала, как сейчас известно, отвечает формуле CaF2, и он представляет собой первое содержащее фтор вещество, которое начал использовать человек. В давние времена было отмечено, что если флюорит добавить при выплавке металла к руде, то температура плавления руды и шлаков понижается, что значительно облегчает проведение процесса (отсюда название минерала — от лат. fluo — теку).В 1771 году обработкой флюорита серной кислотой шведский химик К.Шееле приготовил кислоту, которую он назвал «плавиковой». Французский ученый А. Лавуазье предположил, что в состав этой кислоты входит новый химический элемент, который он предложил назвать «флуорем» (Лавуазье считал, что плавиковая кислота — это соединение флуория с кислородом, ведь, по мнению Лавуазье, все кислоты должны содержать кислород). Однако выделить новый элемент он не смог.За новым элементом укрепилось название «флюор», которое отражено и в его латинском названии. Но длительные попытки выделить этот элемент в свободном виде успеха не имели. Многие ученые, пытавшиеся получить его в свободном виде, погибли при проведении таких опытов или стали инвалидами. Это и английские химики братья Т. и Г. Ноксы, и французы Ж.-Л. Гей-Люссак и Л. Ж. Тенар, и многие другие. Сам Г. Дэви, первым получивший в свободном виде натрий, калий, кальций и другие элементы, в результате экспериментов по получению фтора электролизом отравился и тяжело заболел. Вероятно, под впечатлением всех этих неудач в 1816 году для нового элемента было предложено хотя и сходное по звучанию, но совершенно другое по смыслу название — фтор (от греч. phtoros — разрушение, гибель). Это название элемента принято только в русском языке, французы и немцы продолжают называть фтор “fluor”, англичане — “fluorine”.Получить фтор в свободном виде не смог и такой выдающийся ученый, как М. Фарадей. Только в 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода HF, охлажденного до температуры –23°C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия KF, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, чрезвычайно реакционноспособного газа. В первых опытах для получения фтора Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины и иридия. При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины. Позднее Муассан стал использовать значительно более дешевый медный электролизер. Фтор реагирует с медью, но при реакции образуется тончайшая пленка фторида, которая препятствует дальнейшему разрушению металла.Содержание фтора в земной коре довольно велико и составляет 0, 095% по массе (значительно больше, чем ближайшего аналога фтора по группе — хлора). Из-за высокой химической активности фтор в свободном виде, разумеется, не встречается. Важнейшие минералы фтора — это флюорит (плавиковый шпат), а также фторапатит 3Са3(РО4)2·СaF2 и криолит Na3AlF6. Фтор как примесь входит в состав многих минералов, содержится в подземных водах; в морской воде 1, 3·10-4% фтора.На первой стадии получения фтора выделяют фтороводород HF. Приготовление фтороводорода и фтористоводородной (плавиковой) кислоты происходит, как правило, попутно с переработкой фторапатита на фосфорные удобрения. Образующийся при сернокислотной обработке фторапатита газообразный фтороводород далее собирают, сжижают и используют для проведения электролиза. Электролизу можно подвергать как жидкую смесь HF и KF (процесс осуществляется при температуре 15-20°C), так и расплав KH2F3 (при температуре 70-120°C) или расплав КНF2 (при температуре 245-310°C).

В лаборатории для приготовления небольших количеств свободного фтора можно использовать или нагревание MnF4, при котором происходит отщепление фтора, или нагревание смеси K2MnF6 и SbF5:

2K2MnF6 + 4SbF5 = 4KSbF6 + 2MnF3 + F2.

При обычных условиях фтор — газ (плотность 1, 693 кг/м3) с резким запахом. Температура кипения –188, 14°C, температура плавления –219, 62°C. В твердом состоянии образует две модификации: α-форму, существующую от температуры плавления до –227, 60°C, и β-форму, устойчивую при температурах, более низких, чем –227, 60°C.

Как и другие галогены, фтор существует в виде двухатомных молекул F2. Межъядерное расстояние в молекуле 0, 14165 нм. Молекулу F2 характеризует аномально низкая энергия диссоциации на атомы (158 кДж/моль), что, в частности, обусловливает высокую реакционную способность фтора.

Химическая активность фтора чрезвычайно велика. Из всех элементов со фтором не образуют фторидов только три легких инертных газа — гелий, неон и аргон. Во всех соединениях фтор проявляет только одну степень окисления –1.

Со многими простыми и сложными веществами фтор реагирует напрямую. Так, при контакте с водой фтор реагирует с ней (часто говорят, что «вода горит во фторе»):

2F2+ 2H2O = 4HF + O2.

Фтор реагирует со взрывом при простом контакте с водородом:

H2 + F2 = 2HF.

При этом образуется газ фтороводород HF, неограниченно растворимый в воде с образованием сравнительно слабой плавиковой кислоты.

Фтор вступает во взаимодействие с большинством неметаллов. Так, при реакции фтора с графитом образуются соединения общей формулы CFx, при реакции фтора с кремнием — фторид SiF4, с бором — трифторид BF3. При взаимодействии фтора с серой образуются соединения SF6 и SF4 и т. д. (см. Фториды).

Известно большое число соединений фтора с другими галогенами, например, BrF3, IF7, ClF, ClF3 и другие, причем бром и иод воспламеняются в атмосфере фтора при обычной температуре, а хлор взаимодействует с фтором при нагревании до 200-250°С.Не реагируют со фтором непосредственно, кроме указанных инертных газов, также азот, кислород, алмаз, углекислый и угарный газы.

Косвенным путем получен трифторид азота NF3 и фториды кислорода О2F2 и OF2, в которых кислород имеет необычные степени окисления +1 и +2.

При взаимодействии фтора с углеводородами происходит их деструкция, сопровождающаяся получением фторуглеводородов различного состава.

При небольшом нагревании (100-250°C) фтор реагирует с серебром, ванадием, рением и осмием. С золотом, титаном, ниобием, хромом и некоторыми другими металлами реакция с участием фтора начинает протекать при температуре выше 300-350°C. С теми металлами, фториды которых нелетучи (алюминий, железо, медь и др.), фтор с заметной скоростью реагирует при температуре выше 400-500°C.

Некоторые высшие фториды металлов, например, гексафторид урана UF6, получают действуя фтором или таким фторирующим агентом, как BrF3, на низшие галогениды, например:

UF4 + F2= UF6

Следует отметить, что уже упоминавшейся плавиковой кислоте HF соответствуют не только средние фториды типа NaF или СаF2, но и кислые фториды — гидрофториды типа NaHF2 и КНF2.

Фтор широко применяют как фторирующий агент при получении различных фторидов (SF
6
, BF3, WF6 и других), в том числе и соединений инертных газов ксенона и криптона (см. Фторирование). Гексафторид урана UF6 применяется для разделения изотопов урана. Фтор используют в производстве тефлона, других фторопластов, фторкаучуков, фторсодержащих органических веществ и материалов, которые широко применяют в технике, особенно в тех случаях, когда требуется устойчивость к агрессивным средам, высокой температуре и т. п.В качестве микроэлемента фтор входит в состав всех организмов. У животных и человека фтор присутствует в костной ткани (у человека — 0, 2-1, 2%) и, особенно, в дентине и эмали зубов. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 2, 6 г фтора; суточная потребность составляет 2-3 мг и удовлетворяется, главным образом, с питьевой водой. Недостаток фтора приводит к кариесу зубов. Поэтому соединения фтора добавляют в зубные пасты, иногда вводят в состав питьевой воды. Избыток фтора в воде, однако, тоже вреден для здоровья. Он приводит к флюорозу — изменению структуры эмали и костной ткани, деформации костей. ПДК для содержания в воде фторид-ионов составляет 0, 7 мг/л. ПДК газообразного фтора в воздухе 0, 03 мг/м
3
. Роль фтора в растениях неясна.
  • Раков Э. Г. Химия и технология неорганических фторидов. М., 1990.
  • Шеппард У., Шартс К. Органическая химия фтора: Пер. с англ. М., 1972.
  • Танделов Ю. П. Фтор в системе почва-растение. — М.: Рос. акад. с.-х. наук, 2004.
  • Фтор и фториды. — М.: Медицина, 1989.
  • Исикаве Нобуо. Фтор. Химия и применение. — М.: Мир, 1982.
  • Когарко Л. Н. Фтор в силикатных расплавах и магмах. — М.: Наука, 1981.

Фтор — Циклопедия

Фтор

Химический элемент

Жёлтая жидкость (при очень низких температурах), бесцветный газ (в толстых слоях — зеленовато-жёлтый)
Символ, номер F, 9
Атомная масса 18,9984032 а.е.м.
Электронная конфигурация [He] 2s2 2p5
Электроотрицательность 3,98 по шкале Поллинга
Степени окисления -1; 0
Температура плавления -219,70 °C
Температура кипения -188,12 °C
Структура кристаллической решетки моноклинная
Теплопроводность (300 K) 0,028 Вт/(м·К)
Фтор. Документальный фильм [9:40] Химия 70. Химические свойства фтора — Академия занимательных наук

Фтор — химический элемент № 9 Периодической таблицы Менделеева, принадлежит группе галогенов.

[править] Характеристика

Простое вещество — фтор — бледно-желтый двухатомный газ F2 со специфическим резким запахом. Температура плавления −219,62 °С. Имеет исключительно высокую химическую активность и образует соединения со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Взаимодействие с многими элементами, оксидами и солями, водой протекает очень энергично, а с водородом и углеводородами — часто со взрывом. Фтор очень ядовит. ПДК 0,15 мг/м3. Среднее содержание фтора в земной коре 6,25· 10−2 %. Фтор выносится с верхней мантии преимущественно со щелочной базальтовой и ультрабазитовой магмой. Важнейшие минералы, обогащенные фтором: флюорит CaF2 (47,81-48,8 %), фторапатит (до 3,8 %), слюда (0,1-3,5 %), амфиболы (0,1-3,5 %), вилиомит (45,24 %), топаз (13,01-20,45 %), сфен (0,1-1,35 %), криолит (54,4 %).

Получают фтор электролизом HF в среде расплавленного КН2F3 или KHF2.

Применение в технике находят фтороорганические соединения, характеризующихся высокой термической и химической стойкостью.

Первая соединение фтора — флюорит (плавиковый шпат) CaF2 — описано в конце XV века под названием «флюоро». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту. Как один из атомов плавиковой кислоты элемент фтор был предсказан в 1810 году, но выделен в свободном виде только 76 лет спустя Анри Муассаном в 1886 году при электролизе жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примеси кислого фторида калия KHF2.

[править] Происхождение названия

Название «фтор» (от греч. φθόρος — разрушение), предложенное Андре Ампером в 1810 году, используется только в греческом (Φθόριο) и восточно-славянских языках, а также в языках, которые позаимствовали это название с русского (например, в чувашском, таджикском или монгольском).

[править] Распространение в природе

Фтор достаточно распространен в природе. Процентное содержание его в земной коре приближается к содержанию таких элементов, как азот, сера, хром, марганец и фосфор. Промышленное значение имеют, однако, только два фтористых минерала — плавиковый шпат и криолит. Кроме того, фтор входит в сравнительно небольшом количестве в состав апатитов. При переработке природных фосфатов на искусственные удобрения в качестве побочных продуктов получают фтористые соединения.

Относительно богаты фтором растения чечевица и лук.

Содержанием в почве фтор обязан вулканическим газам, за счет того, что в их состав обычно входит большое количество фтороводорода.

Источником для производства фтора служит фтористый водород HF, получаемый в основном или при воздействии серной кислоты H2SO4 на флюорит CaF2, или при переработке апатитов и фосфоритов.

Производство фтора осуществляется электролизом расплава кислого флюорита калия KF·3HF, который образуется при насыщении расплава KF·3HF фтористым водородом до содержания 40-41 % HF.

[править] Химические свойства

Фтор образует соединения прямо или косвенно, со всеми другими элементами, включая некоторые инертные газы. С водородом фтор соединяется даже при −252 °C. При этой температуре водород превращается в жидкость, а фтор затвердевает, и все же реакция идет с таким сильным выделением тепла, что происходит взрыв.

Долгое время не было известно соединение фтора с кислородом, но в 1927 г. французским химикам удалось получить дифторид кислорода, что образуется при действии фтора на слабый раствор щелочи:

  • 2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 + H2O

Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали.

Фтор обладает уникальной способностью проявляться по запаху при концентрации 0,02 мг/м³, которая в 7,5 раза ниже принятой предельно допустимой.

Газообразный фтор служит для фторирования UF4 в UF6, применяемого для разделения изотопов урана, а также для получения трифтористого хлора ClF3 (фторирующий агент и мощный окислитель ракетного топлива), шестифтористой серы SF6 (газообразный изолятор в электротехнической промышленности).

Жидкий фтор и жидкий оксид фтора используют в качестве окислителя ракетного топлива. То же относится к производным — тетрафлуоргидразину и трифлуористому азоту (причем последний позволяет при сжигании в его атмосфере различных топлив получать очень высокие температуры).

[править] Биологическая роль

Основная роль в организме — участие в костеобразовании и процессах формирования дентина и зубной эмали. Также фтор стимулирует кроветворную систему и иммунитет, участвует в развитии скелета, стимулирует репаративные процессы при переломах костей. Предупреждает развитие сенильного остеопороза. Основные концентрации фтора в организме человека: в зубах — 246—560 мг/кг, в костях — 200—490 мг/кг, в мышцах — 2-3 мг/кг.

Суточная потребность взрослого человека составляет 2-3 мг фтора. С продуктами питания взрослый человек получает в среднем 0,8 мг фтора в сутки. Наибольшее количество фтора из продуктов содержит рыба (треска, сом), орехи, печень. Основное количество фтора поступает в организм с водой. Обычная питьевая вода содержит 1 мг фтора на 1 л. Недостаток поступления фтора в организм является одним из экзогенных этиологических факторов кариеса зубов, особенно в период их прорезывания и минерализации. В районах с низким содержанием фтора в воде проводится фторирование воды до оптимального содержания фтора — 1 мг/л. Избыточное поступление фтора в организм с водой в основном носит эндемический характер и возникает в той местности, где содержание фтора в воде превышает 2 мг/л. Приводит к возникновению флюороза, который поражает в основном постоянные зубы людей. Токсическое действие фтора также может проявляться ингибированием многих ферментных систем. Для снижения содержания фтора в такой воде проводят ее дефторирование. Фтор входит в состав ряда комплексов поливитаминов.

  • Глоссарий терминов по химии // Й.Опейда, О.Швайка. Ин-т физико-органической химии и углехимии им. Л. М. Литвиненко НАН Украины, Донецкий национальный университет — Донецк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
  • Горный энциклопедический словарь: в 3 т. / Под ред. В. С. Белецкого. — Донецк: Восточный издательский дом, 2001—2004.

Author: admin

Отправить ответ

avatar
  Подписаться  
Уведомление о