ИСТОРИЯ

ЗАЙМЕМСЯ
ХИМИЕЙ


Название: Фтор (fluorum)
Порядковый номер: 9
Группа: vii
Период: 2
Электронное строение: 2s2 2p5
Атомная масса: 18,9984
Электроотрицательность: 3,98
Температура плавления: -219,62?С
Температура кипения: -188,14?С
Плотность (г/см3): 0,001696
Характерные степени окисления: -1
Цвет: Светло-жёлтый
Кем открыт: Генри Муассан
Год открытия: 1886
Страна открытия: Франция
Кристалическая структура:
кубическая

Фтор (лат. fluorum), f, химический элемент vii группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам , атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормальных условиях (0 °С; 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 ) — газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

Природный Ф. состоит из одного стабильного изотопа 19 f. Искусственно получены пять радиоактивных изотопов: 16 f с периодом полураспада Т 1 /2 < 1 сек , 17 f ( t 1/2 = 70 сек ), 18 f ( t 1/2 = 111 мин ), 20 f ( t 1/2 = 11,4 сек ), 21 f ( t 1 /2 = 5 сек ).

Историческая справка. Первое соединение Ф. — флюорит (плавиковый шпат) caf 2 — описано в конце 15 в. под название «флюор» (от лат. fluo — теку, по свойству cafa 2 делать жидкотекучими вязкие шлаки металлургических производств). В 1771 К. Шееле получил плавиковую кислоту. Свободный Ф. выделил А. Муассан в 1886 электролизом жидкого безводного фтористого водорода , содержащего примесь кислого фторида калия khf 3 .

Химия Ф. начала развиваться с 1930-х гг., особенно быстро — в годы 2-й мировой войны 1939 — 45 и после неё в связи с потребностями атомной промышленности и ракетной техники. Название «Ф.» (от греч. phth o ros — разрушение, гибель), предложенное А. Ампером в 1810, употребляется только в рус. языке; во многих странах принято название «флюор».

Распространение в природе. Среднее содержание Ф. в земной коре (кларк) 6,25 · 10 -2 % по массе; в кислых изверженных породах (гранитах) оно составляет 8 · 10 -2 %, в основных — 3,7 · 10 -2 %, в ультраосновных — 1 · 10 -2 %. Ф. присутствует в вулканических газах и термальных водах. Важнейшие соединения Ф. — флюорит , криолит и топаз (см. Фториды природные ). Всего известно 86 фторсодержащих минералов. Соединения Ф. находятся также в апатитах , фосфоритах и др. Ф. — важный биогенный элемент . В истории Земли источником поступления Ф. в биосферу были продукты извержения вулканов (газы и др.).

Физические и химические свойства. Газообразный Ф. имеет плотность 1,693 г/л (0°С и 0,1 Мн/м 2 , или 1 кгс/см 2 ), жидкий — 1,5127 г/см 3 (при температуре кипения); t пл — 219,61°С; t kип — 188,13°С. Молекула Ф. состоит из двух атомов (f 2 ); при 1000°С 50% молекул диссоциирует, энергия диссоциации около 155 ± 4 кдж/моль (37 ± 1 ккал/моль ). Ф. плохо растворим в жидком фтористом водороде ; растворимость 2,5 · 10 -3 г в 100 г hf при —70°С и 0,4 · 10 -3 при —20°С; в жидком виде неограниченно растворим в жидком кислороде и озоне. Конфигурация внешних электронов атома Ф. 2 s 2 2 p 2 . В соединениях проявляет степень окисления — 1. Ковалентный радиус атома 0,72 a , ионный радиус 1,33 a . Сродство к электрону 3,62 эв , энергия ионизации (f ® f + ) 17,418 эв . Высокими значениями сродства к электрону и энергии ионизации объясняется сильная электроотрицательность атома Ф., наибольшая среди всех др. элементов. Высокая реакционная способность Ф. обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой величиной энергии диссоциации молекулы Ф. и большими величинами энергии связей атома Ф. с др. атомами. Прямое фторирование имеет цепной механизм и легко может перейти в горение и взрыв. Ф. реагирует со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С кислородом взаимодействует в тлеющем разряде, образуя при низких температурах фториды кислорода o 2 f 2 , o 3 f 2 и др. Реакции Ф. с др. галогенами экзотермичны, в результате образуются межгалогенные соединения . Хлор взаимодействует с Ф. при нагревании до 200—250°С, давая монофтористый хлор cif и трёхфтористый хлор clf 3 . Известен также cif 5 , получаемый фторированием clf 3 при высокой температуре и давлении 25 Мн/м 2 (250 кгс/см 2 ). Бром и йод воспламеняются в атмосфере Ф. при обычной температуре, при этом могут быть получены brf 3 , brf 5 , if 5 , if 7 . Ф. непосредственно реагирует с криптоном, ксеноном и радоном, образуя соответствующие фториды (например, xef 4 , xef 6 , krf 2 ). Известны также оксифториды ксенона.

Взаимодействие Ф. с серой сопровождается выделением тепла и приводит к образованию многочисленных серы фторидов . Селен и теллур образуют высшие фториды sef 6 tef 6 . Ф. с водородом реагируют с воспламенением; при этом образуется фтористый водород . Это радикальная реакция с разветвлением цепей: hf* + h 2 = hf + h 2 *; h 2 * + f 2 = hf + Н + f (где hf* и h 2 * — молекулы в колебательно-возбуждённом состоянии); реакция используется в химических лазерах. Ф. с азотом реагирует лишь в электрическом разряде. Древесный уголь при взаимодействии с Ф. воспламеняется при обычной температуре; графит реагирует с ним при сильном нагревании, при этом возможно образование твёрдого фтористого графита (cf) x или газообразных перфторуглеродов cf 4 , c 2 f 6 и др. С бором, кремнием, фосфором, мышьяком Ф. взаимодействует на холоду, образуя соответствующие фториды. Ф. энергично соединяется с большинством металлов; щелочные и щёлочноземельные металлы воспламеняются в атмосфере Ф. на холоду, bi, sn, ti, mo, w — при незначительном нагревании, hg, pb, u, v реагируют с Ф. при комнатной температуре, pt — при температуре темно-красного каления. При взаимодействии металлов с Ф. образуются, как правило, высшие фториды, например uf 6 , mof 6 , hgf 2 . Некоторые металлы (fe, cu, al, ni, mg, zn) реагируют с Ф. с образованием защитной плёнки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции.

При взаимодействии Ф. с окислами металлов на холоду образуются фториды металлов и кислород; возможно также образование оксифторидов металлов (например, moo 2 f 2 ). Окислы неметаллов либо присоединяют Ф., например so 2 + f 2 = so 2 f 2 , либо кислород в них замещается на Ф., например sio 2 + 2f 2 = sif 4 + o 2 . Стекло очень медленно реагирует с Ф.; в присутствии воды реакция идёт быстро. Вода взаимодействует с Ф.: 2h 2 o + 2f 2 = 4hf + o 2 ; при этом образуется также of 2 и перекись водорода h 2 o 2 . Окислы азота no и no 2 легко присоединяют Ф. с образованием соответственно фтористого нитрозила fno и фтористого нитрила fno 2 . Окись углерода присоединяет Ф. при нагревании с образованием фтористого карбонила: co + f 2 = cof 2 .

Гидроокиси металлов реагируют с Ф., образуя фторид металла и кислород, например 2ba(oh) 2 + 2f 2 = 2baf 2 + 2h 2 o + o 2 . Водные растворы naoh и koh реагируют с Ф. при 0°С с образованием of 2 .

Галогениды металлов или неметаллов взаимодействуют с Ф. на холоду, причём Ф. замещает все галогены, Легко фторируются сульфиды, нитриды и карбиды. Гидриды металлов образуют с Ф. на холоду фторид металла и hf; аммиак (в парах) — n 2 и hf. Ф. замещает водород в кислотах или металлы в их солях, например hno 3 (или nano 3 ) + f 2 ® fno 3 + hf (или naf); в более жёстких условиях Ф. вытесняет кислород из этих соединений, образуя сульфурилфторид, например na 2 so 4 + 2f 2 = 2naf + so 2 f 2 + o 2 . Карбонаты щелочных и щёлочноземельных металлов реагируют с Ф. при обычной температуре; при этом получаются соответствующий фторид, co 2 и o 2 .

Ф. энергично реагирует с органическими веществами.

Получение. Источником для производства Ф. служит фтористый водород , получающийся в основном либо при действии серной кислоты h 2 so 4 на флюорит caf 2 , либо при переработке апатитов и фосфоритов. Производство Ф. осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия kf · (1,8—2,0)hf, который образуется при насыщении расплава kf · hf фтористым водородом до содержания 40—41% hf. Материалом для электролизёра обычно служит сталь; электроды — угольный анод и стальной катод. Электролиз ведётся при 95—100°С и напряжении 9—11 в ; выход Ф. по току достигает 90—95%. Получающийся Ф. содержит до 5% hf, который удаляется вымораживанием с последующим поглощением фторидом натрия. Ф. 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. Газообразный Ф. служит для фторирования uf 4 , в uf 6 , применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трёхфтористого хлора clf 3 (фторирующий агент), шестифтористой серы sf 6 (газообразный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, w и v). Жидкий Ф. — окислитель ракетных топлив.

Широкое применение получили многочисленные соединения Ф. — фтористый водород , алюминия фторид , кремнефториды , фторсульфоновая кислота (растворитель, катализатор, реагент для получения органических соединений, содержащих группу — so 2 f), bf 3 (катализатор), фторорганические соединения и др.

Техника безопасности. Ф. токсичен, предельно допустимая концентрация его в воздухе примерно 2 · 10 -4 мг/л , а предельно допустимая концентрация при экспозиции не более 1 ч составляет 1,5 · 10 -3 мг/л .

А. В. Панкратов.

Фтор в организме. Ф. постоянно входит в состав животных и растительных тканей; микроэлемент. В виде неорганических соединений содержится главным образом в костях животных и человека — 100—300 мг/кг ; особенно много Ф. в зубах. Кости морских животных богаче Ф. по сравнению с костями наземных. Поступает в организм животных и человека преимущественно с питьевой водой, оптимальное содержание Ф. в которой 1—1,5 мг/л . При недостатке Ф. у человека развивается кариес зубов , при повышенном поступлении — флюороз. Высокие концентрации ионов Ф. опасны ввиду их способности к ингибированию ряда ферментативных реакций, а также к связыванию важных в биологическом отношении элементов (Р, ca, mg и др.), нарушающему их баланс в организме. Органические производные Ф. обнаружены только в некоторых растениях (например, в южноафриканском dichapetalum cymosum). Основные из них — производные фторуксусной кислоты, токсичные как для др. растений, так и для животных. Биологическая роль Ф. изучена недостаточно. Установлена связь обмена Ф. с образованием костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость Ф. для растений не доказана.

В. Р. Полищук.

Отравления Ф. возможны у работающих в химической промышленности, при синтезе фторсодержащих соединений и производстве фосфорных удобрений. Ф. раздражает дыхательные пути, вызывает ожоги кожи. При остром отравлении возникают раздражение слизистых оболочек гортани и бронхов, глаз, слюнотечение, носовые кровотечения; в тяжёлых случаях — отёк лёгких, поражение центрльной нервной системы и др.; при хроническом — конъюнктивит, бронхит, пневмония, пневмосклероз, флюороз. Характерно поражение кожи типа экземы. Первая помощь: промывание глаз водой, при ожогах кожи — орошение 70%-ным спиртом; при ингаляционном отравлении — вдыхание кислорода. Профилактика: соблюдение правил техники безопасности, ношение специальной одежды, регулярные медицинские осмотры, включение в пищевой рацион кальция, витаминов. Препараты, содержащие Ф., применяют в медицинской практике в качестве противоопухолевых (5-фторурацил, фторафур, фторбензотэф), нейролептических (трифлуперидол, или триседил, фторфеназин, трифтазин и др.), антидепрессивных (фторацизин), наркотических (фторотан) и др. средств.

Лит.: Рысс И. Г., Химия фтора и его неорганических соединений, М., 1956; Фтор и его соединения, пер. с англ., т. 1—2, М., 1953—56; Профессиональные болезни, 3 изд., М., 1973.

Скачать реферат по теме: "Фтор"

Назад



(С) Дистанционный творческий конкурс-проект "Моя Веб-страница", 2005
(С) Хмелев Алексей, 2005
http://www.eidos.ru/project/all/web/index.htm