Фтор какими свойствами обладает
Фтор – химический элемент (символ F, атомный номер 9), неметалл, который относится к группе галогенов. Это самое активное и электроотрицательное вещество. При нормальной температуре и давлении молекула фтора является ядовитым газом бледно-желтого цвета с формулой F2. Как и другие галоиды, молекулярный фтор очень опасен и при контакте с кожей вызывает тяжелые химические ожоги.
Использование
Фтор и его соединения широко применяются, в т. ч. и для получения фармацевтических препаратов, агрохимикатов, горюче-смазочных материалов и текстиля. Плавиковая кислота используется для травления стекла, а плазма из фтора – для производства полупроводниковых и других материалов. Низкие концентрации ионов F в зубной пасте и питьевой воде могут помочь предотвратить кариес зубов, в то время как более высокие концентрации входят в состав некоторых инсектицидов. Многие общие анестетики представляют собой производные фторуглеводородов. Изотоп 18F является источником позитронов для получения медицинских изображений методом позитронно-эмиссионной томографии, а гексафторид урана используется для разделения изотопов урана и получения обогащенного урана для атомных электростанций.
История открытия
Минералы, содержащие соединения фтора, были известны за много лет до выделения этого химического элемента. Например, минерал плавиковый шпат (или флюорит), состоящий из фторида кальция, был описан в 1530 г. Георгием Агриколой. Он заметил, что его можно использовать в качестве флюса — вещества, которое помогает снизить температуру плавления металла или руды и помогает очистить нужный металл. Поэтому фтор название свое латинское название получил от слова fluere («течь»).
В 1670 году стеклодув Генрих Шванхард обнаружил, что стекло травится под действием фтористого кальция (плавикового шпата), обработанного кислотой. Карл Шееле и многие более поздние исследователи, в том числе Гемфри Дэви, Жозеф-Луи Гей-Люссак, Антуан Лавуазье, Луи Тенар, экспериментировали с плавиковой кислотой (HF), которую было несложно получить путем обработки CaF концентрированной серной кислотой.
В конце концов, стало понятно, что HF содержит ранее неизвестный элемент. Это вещество, однако, из-за его чрезмерной реактивности в течение многих лет выделить не удавалось. Его не только трудно отделить от соединений, но оно тут же вступает в реакцию с другими их компонентами. Выделение элементарного фтора из плавиковой кислоты чрезвычайно опасно, и ранние попытки ослепили и убили нескольких ученых. Эти люди стали известны как «мученики фтора».
Открытие и производство
Наконец, в 1886 году французскому химику Анри Муассану удалось выделить фтор путем электролиза смеси расплавленных фторидов калия и плавиковой кислоты. За это он был удостоен Нобелевской премии 1906 года в области химии. Его электролитический подход продолжает использоваться сегодня для промышленного получения данного химического элемента.
Первое масштабное производство фтора началось во время Второй мировой войны. Он требовался для одного из этапов создания атомной бомбы в рамках Манхэттенского проекта. Фтор использовался для получения гексафторида урана (UF6), который, в свою очередь, применялся для отделения друг от друга двух изотопов 235U и 238U. Сегодня газообразный UF6 необходим для получения обогащенного урана для ядерной энергетики.
Важнейшие свойства фтора
В периодической таблице элемент находится в верхней части 17 группы (бывшая группа 7А), которую называют галогенной. К другим галогенам относятся хлор, бром, йод и астат. Кроме того, F находится во втором периоде между кислородом и неоном.
Чистый фтор – это коррозионный газ (химическая формула F2) с характерным резким запахом, который обнаруживается в концентрации 20 нл на литр объема. Как наиболее реактивный и электроотрицательный из всех элементов, он легко образует соединения с большинством из них. Фтор слишком реактивный, чтобы существовать в элементарной форме и имеет такое сродство с большинством материалов, включая кремний, что его нельзя готовить или хранить в стеклянных емкостях. Во влажном воздухе он реагирует с водой, образуя не менее опасную плавиковую кислоту.
Фтор, взаимодействуя с водородом, взрывается даже при низкой температуре и в темноте. Он бурно реагирует с водой, образуя плавиковую кислоту и газообразный кислород. Различные материалы, в том числе мелкодисперсные металлы и стекла, в струе газообразного фтора горят ярким пламенем. Кроме того, данный химический элемент образует соединения с благородными газами криптоном, ксеноном и радоном. Однако непосредственно с азотом и кислородом он не реагирует.
Несмотря на крайнюю активность фтора, сегодня стали доступны методы его безопасной обработки и транспортировки. Элемент может храниться в емкостях из стали или монеля (богатого никелем сплава), так как на поверхности этих материалов образуются фториды, которые препятствуют дальнейшей реакции.
Фториды – это вещества, в которых фтор присутствует в виде отрицательно заряженного иона (F-) в сочетании с некоторыми положительно заряженными элементами. Соединения фтора с металлами являются одними из наиболее стабильных солей. При растворении в воде они делятся на ионы. Другими формами фтора являются комплексы, например, [FeF4]-, и H2F+.
Изотопы
Существует множество изотопов данного галогена, начиная от 14F и заканчивая 31F. Но изотопный состав фтора включает только один из них, 19F, который содержит 10 нейтронов, так как только он является стабильным. Радиоактивный изотоп 18F – ценный источник позитронов.
Биологическое воздействие
Фтор в организме в основном содержится в костях и зубах в виде ионов. Фторирование питьевой воды в концентрации менее одной части на миллион значительно снижает частоту кариеса — так считают в Национальном исследовательском совете Национальной академии наук США. С другой стороны, избыточное накопление фтора может привести к флюорозу, который проявляется в крапчатости зубов. Этот эффект обычно наблюдается в местностях, где содержание данного химического элемента в питьевой воде превышает концентрацию 10 промилле.
Элементарный фтор и фтористые соли токсичны и с ними следует обходиться с большой осторожностью. Контакта с кожей или глазами следует тщательно избегать. Реакция с кожным покровом производит фтористоводородную кислоту, которая быстро проникает через ткани и реагирует с кальцием в костях, повреждая их навсегда.
Фтор в окружающей среде
Ежегодная мировая добыча минерала флюорита составляет около 4 млн т, а общая мощность разведанных месторождений находится в пределах 120 млн т. Основными районами добычи этого минерала являются Мексика, Китай и Западная Европа.
В природе фтор встречается в земной коре, где его можно найти в горных породах, угле и глине. Фториды попадают в воздух при ветровой эрозии почв. Фтор является 13-м по распространенности химическим элементом в земной коре – его содержание равно 950 промилле. В почвах его средняя концентрация – примерно 330 промилле. Фтороводород может выделяться в воздух в результате процессов горения в промышленности. Фториды, которые находятся в воздухе, в конечном итоге выпадают на землю или в воду. Когда фтор образует связь с очень мелкими частицами, то может оставаться в воздухе в течение длительного периода времени.
В атмосфере 0,6 миллиардных долей данного химического элемента присутствуют в виде солевого тумана и органических соединений хлора. В городских условиях концентрация достигает 50 частей на миллиард.
Соединения
Фтор – это химический элемент, который образует широкий спектр органических и неорганических соединений. Химики могут заменить им атомы водорода, тем самым создавая множество новых веществ. Высокореактивный галоген образует соединения с благородными газами. В 1962 году Нил Бартлетт синтезировал гексафторплатинат ксенона (XePtF6). Фториды криптона и радона также были получены. Еще одним соединением является фторгидрид аргона, устойчивый лишь при экстремально низких температурах.
Промышленное применение
В атомарном и молекулярном состоянии фтор используется для плазменного травления в производстве полупроводников, плоских дисплеев и микроэлектромеханических систем. Плавиковая кислота применяется для травления стекла в лампах и других изделиях.
Наряду с некоторыми из его соединений, фтор – это важная составляющая производства фармацевтических препаратов, агрохимикатов, горюче-смазочных материалов и текстиля. Химический элемент необходим для получения галогенированных алканов (галоны), которые, в свою очередь, широко использовались в системах кондиционирования воздуха и охлаждения. Позже такое применение хлорфторуглеродов было запрещено, поскольку они способствуют разрушению озонового слоя в верхних слоях атмосферы.
Гексафторид серы – чрезвычайно инертный, нетоксичный газ, относящийся к веществам, вызывающим парниковый эффект. Без фтора невозможно производство пластмасс с низким коэффициентом трения, таких как тефлон. Многие анестетики (например, севофлуран, десфлуран и изофлуран) являются производными фторуглеводородов. Гексафторалюминат натрия (криолит) применяется в электролизе алюминия.
Соединения фтора, в том числе NaF, используются в зубных пастах для предотвращения кариеса. Эти вещества добавляются в системы муниципального водоснабжения для фторирования воды, однако из-за воздействия на здоровье человека эта практика считается спорной. При более высоких концентрациях NaF используются в качестве инсектицида, особенно для борьбы с тараканами.
В прошлом фториды применялись для снижения температуры плавления металлов и руд и повышения их текучести. Фтор – это важный компонент производства гексафторида урана, который применяется для разделения его изотопов. 18F, радиоактивный изотоп с периодом полураспада 110 минут, излучает позитроны и часто используется в медицинской позитронно-эмиссионной томографии.
Физические свойства фтора
Базовые характеристики химического элемента следующие:
- Атомная масса 18,9984032 г/моль.
- Электронная конфигурация 1s22s22p5.
- Степень окисления -1.
- Плотность 1,7 г/л.
- Температура плавления 53,53 К.
- Температура кипения 85,03 К.
- Теплоемкость 31,34 Дж/(К·моль).
Источник
| Фтор | |
|---|---|
| Атомный номер | 9 |
| Внешний вид простого вещества |
Фтор в сосуде Бледно-жёлтый газ, |
| Свойства атома | |
| Атомная масса (молярная масса) | 18,998403 а. е. м. (г/моль) |
| Радиус атома | 71 пм |
| Энергия ионизации (первый электрон) | 1680,0 (17,41) кДж/моль (эВ) |
| Электронная конфигурация | [He] 2s2 2p5 |
| Химические свойства | |
| Ковалентный радиус | 72 пм |
| Радиус иона | (-1e)133 пм |
| Электроотрицательность (по Полингу) | 3,98 |
| Электродный потенциал | 0 |
| Степени окисления | −1 |
| Термодинамические свойства простого вещества | |
| Плотность | (при −189 °C)1,108 г/см³ |
| Молярная теплоёмкость | 31,34 Дж/(K·моль) |
| Теплопроводность | 0,028 Вт/(м·K) |
| Температура плавления | 53,53 K |
| Теплота плавления | (F-F) 0,51 кДж/моль |
| Температура кипения | 85,01 K |
| Теплота испарения | 6,54 (F-F) кДж/моль |
| Молярный объём | 17,1 см³/моль |
| Кристаллическая решётка простого вещества | |
| Структура решётки | моноклинная |
| Параметры решётки | 5,50 b=3,28 c=7,28 β=90.0 Å |
| Отношение c/a | — |
| Температура Дебая | n/a K |
| F | 9 |
| 18,9984 | |
| [He]2s22p5 | |
| Фтор | |
Фтор — элемент главной подгруппы седьмой группы, второго периода периодической системы химических элементов Менделеева, с атомным номером 9. Обозначается символом F 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 бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор (формула F2). Очень ядовит.
История
Схема атома фтора
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 семьдесят шест лет спустя Анри Муассаном в 1886 году электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF2.
Происхождение названия
Название «фтор» (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).
Распространение в природе
Содержание фтора в атомных процентах в природе показано в таблице:
| Объект | Содержание |
|---|---|
| Почва | 0,02 |
| Воды рек | 0,00002 |
| Воды океана | 0,0001 |
| Зубы человека | 0,01 |
В природе значимые скопления фтора содержатся разве что только в минерале флюорите.
В некоторой степени 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.
Изотопный состав
Фтор является моноизотопным элементом, так как в природе существует только один стабильный изотоп фтора 19F. Известны еще 17 радиоактивных изотопов фтора с массовым числом от 14 до 31, и один ядерный изомер — 18Fm. Самым долгоживущим из радиоактивных изотопов фтора является 18F с периодом полураспада 109,771 минуты, важный источник позитронов, использующийся в позитрон-эмиссионной томографии.
Ядерные свойства изотопов фтора
| Изотоп | Относительная масса, а.е.м. | Период полураспада | Тип распада | Ядерный спин | Ядерный магнитный момент |
|---|---|---|---|---|---|
| 17F | 17,0020952 | 64,5 c | β+-распад в 17O | 5/2 | 4.722 |
| 18F | 18,000938 | 1,83 часа | β+-распад в 18O | 1 | |
| 19F | 18,99840322 | Стабилен | — | 1/2 | 2.629 |
| 20F | 19,9999813 | 11 c | β−-распад в 20Ne | 2 | 2.094 |
| 21F | 20,999949 | 4,2 c | β−-распад в 21Ne | 5/2 | |
| 22F | 22,00300 | 4,23 c | β−-распад в 22Ne | 4 | |
| 23F | 23,00357 | 2,2 c | β−-распад в 23Ne | 5/2 |
Магнитные свойства ядер
Ядра изотопа 19F имеют полуцелый спин, поэтому возможно применение этих ядер для ЯМР-исследований молекул. Спектры ЯМР-19F являются достаточно характеристичными для фторорганических соединений.
Электронное строение
Применение метода МО для молекулы F2
Электронная конфигурация атома фтора следующая: 1s22s22p5. Атомы фтора в соединениях могут проявлять степень окисления равную −1. Положительные степени окисления в соединениях не реализуются, так как фтор является самым электроотрицательным элементом.
Квантовохимический терм атома фтора — ²P3/2
Строение молекулы
С точки зрения теории молекулярных орбиталей, строение двухатомной молекулы фтора можно охарактеризовать следующей диаграммой. В молекуле присутствует 4 связывающих орбители и 3 разрыхляющих. Очевидно, что порядок связи в молекуле равен 1.
Кристаллическая решётка
Кристаллическая структура α-фтора (стабильная при атмосферном давлении)
Кристаллическая решётка фтора в твёрдом состоянии является моноклиной гранецентрированной со следующими параметрами решётки:
| Параметр | и значение |
|---|---|
| a | 550 пм |
| b | 328 пм |
| c | 728 пм |
| α=β=γ | 90° |
Получение
Лабораторный метод получения фтора
Источником для производства фтора служит фтористый водород HF, получающийся в основном либо при действии серной кислоты H2SO4 на флюорит CaF2, либо при переработке апатитов и фосфоритов.
Лабораторный метод
Лабораторные условия — фтор можно получать с помощью химических установок. В медный сосуд 1, заполненный расплавом KF·3HF помещают медный сосуд 2, имеющий отверстия в дне. В сосуд 2 помещают толстый никелевый анод. Катод помещается в сосуд 1. Таким образом, в процессе электролиза газообразный фтор выделяется из трубки 3, а водород из трубки 4. Важным требованием является обеспечение герметичности системы, для этого используют пробки из фторида кальция со смазкой из оксида свинца (II) и глицерина.
В 1986 году, во время подготовки к конференции по поводу празднования 100-летия открытия фтора, Карл Кристе открыл способ чисто химического получения фтора с использованием реакции во фтороводородном растворе K2MnF6 и SbF5 при 150 °C:
K2MnF6 + 2SbF5 → 2KSbF6 + MnF3 + ½F2
2K2MnF6 + 4SbF5 → 4KSbF6 + 2MnF3 + F2
Хотя этот метод не имеет практического применения, он демонстрирует, что электролиз необязателен.
Промышленный метод
Промышленное производство фтора осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия KF·3HF (часто с добавлениями фторида лития), который образуется при насыщении расплава KF фтористым водородом до содержания 40—41 % HF. Процесс электролиза проводят при температурах около 100 °C в стальных электролизёрах со стальным катодом и угольным анодом.
Физические свойства
Слабо светло-оранжевый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит.
Химические свойства
Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами (редкие исключения — фторопласты), и с большинством из них — с горением и взрывом. 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:
XeF8 → XeF6 + F2
MnF4 → MnF3 + 1/2 F2
Фтор также способен окислять кислород, образуя фторид кислорода OF2.
Хранение
Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе (монель-металл), из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали.
Применение в химической деятельности (химической промышленноси)
Газообразный фтор используется для получения:
гексафторида урана UF6 из UF4, применяемого для разделения изотопов урана для ядерной промышленности.
трёхфтористого хлора ClF3 — фторирующий агент и мощный окислитель ракетного топлива
шестифтористой серы SF6 — газообразный изолятор в электротехнической промышленности
фторидов металлов (например, W и V), которые обладают некоторыми полезными свойствами
фреонов — хороших хладагентов
тефлонов — химически инертных полимеров
гексафтороалюмината натрия — для последующего получения алюминия электролизом
различных соединений фтора
Ракетная техника
Соединения фтора широко применяются в ракетной технике как окислитель ракетного топлива.
Применение в медицине
Соединения фтора широко применяются в медицине как кровезаменители.
Биологическая и физиологическая роль
Фтор является жизненно необходимым для организма элементом. В организме человека фтор, в основном, содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca5F(PO4)3. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: кариеса и флюорозу (крапчатости эмали) и остеосаркомы, соответственно.
Малое содержание фтора разрушает эмаль за счет вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.
Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фтора или употреблять фторированную воду (до концентрации 1 мг/л), или применять местные аппликации 1-2 % раствором фторида натрия или фторида олова. Такие действия могут сократить вероятность появления кариеса на 30-50 %.
Предельно допустимая концентрация связанного фторав воздухе промышленных помещениях равен 0,0005 мг/литр.
Дополнительная информация
Фториды
Соединения фтора в ракетной технике
Соединения фтора в медицине
Категория:Соединения фтора
Фтор, Fluorum, F(9)
Фтор (Fluorine, франц. и нем. Fluor) получен в свободном состоянии в 1886 г., но его соединения известны давно и широко применялись в металлургии и производстве стекла. Первые упоминания о флюорите (СаР,) под названием плавиковый шпат (Fliisspat) относятся к XVI в. В одном из сочинений, приписываемых легендарному Василию Валентину, упоминаются окрашенные в различные цвета камни — флюссе (Fliisse от лат. fluere — течь, литься), которые применялись в качестве плавней при выплавке металлов. Об этом же пишут Агрикола и Либавиус. Последний вводит особые названия для этого плавня — плавиковый шпат (Flusspat) и минеральный плавик. Многие авторы химико-технических сочинений XVII и XVIII вв. описывают разные виды плавикого шпата. В России эти камни именовались плавик, спалт, спат; Ломоносов относил эти камни к разряду селенитов и называл шпатом или флусом (флус хрустальный). Русские мастера, а также собиратели коллекций минералов (например, в XVIII в. князь П. Ф. Голицын) знали, что некоторые виды шпатов при нагревании (например, в горячей воде) светятся в темноте. Впрочем, еще Лейбниц в своей истории фосфора (1710) упоминает в связи с этим о термофосфоре (Thermophosphorus).
По-видимому, химики и химики-ремесленники познакомились с плавиковой кислотой не позднее XVII в. В 1670 г. нюрнбергский ремесленник Шванхард использовал плавиковый шпат в смеси с серной кислотой для вытравливания узоров на стеклянных бокалах. Однако в то время природа плавикового шпата и плавиковой кислоты была совершенно неизвестна. Полагали, например, что протравливающее действие в процессе Шванхарда оказывает кремневая кислота. Это ошибочное мнение устранил Шееле, доказав, что при взаимодействии плавикового шпата с серной кислотой кремневая кислота получается в результате разъедания стеклянной реторты образующейся плавиковой кислотой. Кроме того, Шееле установил (1771), что плавиковый шпат представляет собой соединение известковой земли с особой кислотой, которая получила название «Шведская кислота».
Лавуазье признал радикал плавиковой кислоты (radical fluorique) простым телом и включил его в свою таблицу простых тел. В более или менее чистом виде плавиковая кислота была получена в 1809 r. Гей-Люссаком и Тенаром путем перегонки плавикового шпата с серной кислотой в свинцовой или серебряной реторте. При этой операции оба исследователя получили отравление. Истинную природу плавиковой кислоты установил в 1810 г. Ампер. Он отверг мнение Лавуазье о том, что в плавиковой кислоте должен содержаться кислород, и доказал аналогию этой кислоты с хлористоводородной кислотой. О своих выводах Ампер сообщил Дэви, который незадолго до этого установил элементарную природу хлора. Дэви полностью согласился с доводами Ампера и затратил немало усилий на получение свободного фтора электролизом плавиковой кислоты и другими путями. Принимая во внимание сильное разъедающее действие плавиковой кислоты на стекло, а также на растительные и животные ткани, Ампер предложил назвать элемент, содержащийся в ней, фтором (греч.- разрушение, гибель, мор, чума и т. д.). Однако Дэви не принял этого названия и предложил другое — флюорин (Fluorine) по аналогии с тогдашним названием хлора — хлорин (Chlorine), оба названия до сих пор употребляются в английском языке. В русском языке сохранилось название, данное Ампером.
Многочисленные попытки выделить свободный фтор в XIX в. не привели к успешным результатам. Лишь в 1886 г. Муассану удалось сделать это и получить свободный фтор в виде газа желто-зеленого цвета. Так как фтор является необычайно агрессивным газом, Муассану пришлось преодолеть множество затруднений, прежде чем он нашел материал, пригодный для аппаратуры в опытах со фтором. U-образная трубка для электролиза фтористо- водородной кислоты при 55°С (охлаждаемая жидким хлористым метилом) была сделана из платины с пробками из плавикового шпата. После того как были исследованы химические и физические свойства свободного фтора, он нашел широкое применение. Сейчас фтор — один из важнейших компонентов синтеза фторорганических веществ широкого ассортимента. В русской литературе начала XIX в. фтор именовался по-разному: основание плавиковой кислоты, флуорин (Двигубский,1824), плавиковость (Иовский), флюор (Щеглов, 1830), флуор, плавик, плавикотвор. Гесс с 1831 г. ввел в употребление название фтор.
Источник