Фтор как сделать

Добавил пользователь Владимир З.
Обновлено: 09.09.2024

1,50 г · см -3 (жидкость, -188,12 ° C )

H270, H280, H314, H330, EUH071, P220, P244, P260 , P280, P315, P303 + P361 + P353, P304 + P340, P305 + P351 + P338, P370 + P376 , P403, P405,

H270 : Может вызвать или усилить пожар; окислитель
H280 : Содержит газ под давлением; может взорваться при нагревании
H314 : Вызывает серьезные ожоги кожи и повреждения глаз
H330 : Смертельно при вдыхании
EUH071 : Разъедает дыхательную систему
P220 : Хранить отдельно от одежды /… / горючих материалов
P244 : Убедитесь, что на редукторе нет жира или масла клапаны.
P260 : Избегать вдыхания пыли / дыма / газа / тумана / паров / аэрозолей.
P280 : Пользоваться защитными перчатками / защитной одеждой / средствами защиты глаз / лица.
P315 : Немедленно обратитесь за медицинской помощью.
P303 + P361 + P353 : При попадании на кожу (или волосы): немедленно снимите всю загрязненную одежду. Промыть кожу водой / принять душ.
P304 + P340 : При вдыхании: Вынести пострадавшего на свежий воздух и оставить в положении, удобном для дыхания.
P305 + P351 + P338 : При попадании в глаза: осторожно промыть водой в течение нескольких минут. Снимите контактные линзы, если их носит пострадавший, и они легко снимаются. Продолжайте полоскать.
P370 + P376 : В случае пожара: остановить утечку, если это можно сделать без риска.
P403 : Хранить в хорошо вентилируемом месте.
P405 : Хранить под замком.

Номер ООН :
1045 : ФТОР СЖАТЫЙ
Класс:
2.3
Код классификации:
1TOC : Сжатый газ, токсичный, окисляющий, коррозионный.
Ярлыки: 2.3 : Токсичные газы (соответствуют группам, обозначенным заглавной буквой T, т.е. T, TF, TC, TO, TFC и TOC). 5.1 : Окисляющие вещества 8 : Коррозионные вещества Упаковка: -

Фтора представляет собой химический элемент из атомного номера 9 к символу F. Это является первым элементом группы из галоидов . Соответствующее одно тело является difluor (из F ₂ молекул ), часто называют просто как фтор.

Единственный стабильный изотоп - 19 F. Наименее нестабильный радиоактивный изотоп - 18 F , период полураспада которого составляет чуть менее 2 часов и который превращается в кислород 18 (в 97% случаев путем β + -распада или в противном случае путем электронного захвата ).

Фтор - самый реактивный из химических элементов, он также обычно связан с другими элементами. Он имеет самую сильную электроотрицательность со значением 3,98. Это 13- й элемент земной коры по распространенности . Некоторые растения и некоторые бактерии могут синтезировать фторированные соединения, но фтор не играет метаболической роли у млекопитающих [недостаточный источник] .

При нормальных условиях температуры и давления единичное тело фтора находится в форме дифтора F _2. , бледно-желтый, очень токсичный и чрезвычайно едкий двухатомный газ . Точка плавления difluor является -219 ° С , а его температура кипения от -188 ° С , температура между которыми difluor представляет собой жидкость, с плотностью от 1500 кг · м -3 . Фторид вызывает очень серьезные ожоги при попадании на кожу, слизистые оболочки и кости. Георгиус Агрикола уже описал существование фтора в 1530 году, но этот элемент не был выделен до 1886 года Анри Муассаном .

Резюме

История

Фтор (лат фтора означает поток или тока ) впервые упоминается в XVI - м веке по Basil Valentine как Flußspat затем описанной Георгиус Agricola в 1530 году , в виде флюорита , как вещество , используемое для содействия слитые металлов или минералов.

Незавершенные открытия

Было сказано, что Генрих Шванхард использовал плавиковую кислоту для травления стекла. Первые объяснения процесса образования плавиковой кислоты были опубликованы в 1725 году Джорджем Вейгандом, который получил их от Маттеуса Паули, который сам получил их от английского стеклодува. В 1768 году Андреас Маргграф описал первое наблюдение этой химической реакции.

Вдохновленный публикациями Андреаса Маргграфа, Карл Шееле в 1771 году начал исследовать химическую природу фтора, а также детали его реакций с кислотами. Он заметил, что фтор воздействует на стекло с парами, полученными при медленном нагревании смеси флюорита и серной кислоты. Твердые остатки, которые находились в смеси, экстрагировали водой и выявляли присутствие извести путем добавления аммиака. Пары в сочетании с водой образовали белую массу, идентифицированную как кремнезем. Таким образом, полученный раствор показал кислую реакцию, которую Карл Шееле назвал плавиковой кислотой (H F ). Шееле собрал все результаты своих экспериментов и показал, как идентифицировать эту кислоту. Тот факт, что фтор мог травить стекло, позволил Якобу Берцелиусу найти его в воде в 1822 году .

Исследование выделения фтора

Фтор не мог быть изолирован в течение многих лет, потому что, едва отделяясь, он немедленно атакует остатки своего соединения. Гей-Люссак и Тенар первыми попытались выделить этот элемент. Их препарат плавиковой кислоты сильно дымился на воздухе, быстро растворял стекло и вызывал серьезные ожоги при контакте с кожей. Эти и другие эксперименты с безрассудным обращением часто заканчивались отравлением или смертью.

Антуан Лавуазье также экспериментировал с плавиковой кислотой (раствор фтороводорода HF в воде). Некоторые из этих экспериментов, проведенных для выделения фтора, закончились трагически из-за внутренней опасности этого вещества.

Хамфри Дэви стремился показать, что плавиковая кислота не содержит кислорода. Он нейтрализовал кислоту чистым аммиаком . Полученный раствор не содержал воды и, следовательно, кислорода. Его последующие эксперименты с электролизом не увенчались успехом. Затем он безуспешно реагировал на хлор с фторидами . Он пришел к выводу, что фтор обладает большей химической активностью, чем другие элементы.

В 1833 году Эме обнаружил фторид серебра (Ag F ) с хлором в стеклянной вазе. Эти переживания были не более приятными, чем опыт Дэви. Братья Нокс повторили этот тест в аппарате с фторидом кальция (Ca F ₂ ). Но фторид серебра очень трудно обезвожить, и их эксперимент провалился. В 1848 году Луйе возобновил аналогичные эксперименты, заменив фторид серебра фторидом ртути. Ни один из этих экспериментов не позволил выделить фтор. Затем Эдмон Фреми продемонстрировал, что действие хлора на фтор не выделяет его. Он также продемонстрировал существование нескольких фторидов.

В 1869 году Жорж Кор произвел небольшое количество фтора путем электролиза . Но в его эксперименте газообразный фтор и газообразный водород образовались на обоих электродах, хотя он не знал, что фтор и газообразный водород соединяются взрывным образом.

Хотя еще не полностью изолирован, Менделеев поместил фтор в свою периодическую таблицу в 1869 году.

Работы Муассана

Он не был до 26 июня 1886 года , что Муассан удалось при подготовке его электролизом фторида калия в фтористого водорода, с платиновым иридия электродами , при напряжении 50 вольт. Весь эксперимент проводился в платиновой U-образной трубке с крышками из флюорита. На аноде появился чистый дифтор, а на катоде - дигидроген . Муассан должен был привести эту низкую температуру , поскольку опыт фтористый водород (HF) , кипит при температуре 19 ° C . Это открытие, о котором через два дня было сообщено в Академию наук, принесло ему Нобелевскую премию по химии в 1906 году. Это стало поводом для разработки революционного прибора: электродуговой печи . Таким образом, Муассан добился успеха там, где потерпели неудачу некоторые из величайших химиков, как описано в предыдущем разделе: Х. Дэви (1813-14), Дж. Эме (1833), М. Фарадей (1834), К. Дж. И Т. Нокс (1836). , П. Луайе (1846 г.), Э. Фреми (1854 г.), Х. Каммерер (1862 г.) и Г. Гор (1870 г.).

Атомные и ядерные свойства

Фтор - первый элемент в галогеновой колонке . Это очень химически активный элемент.

Атом фтора имеет 9 электронов , 2 на К оболочке и 7 на L оболочке. Его электронная конфигурация является 1S 2 2s 2 2p 5 , то можно записать [Он] 2s 2 2p 5 , чтобы выделить слой валентности . В соответствии с правилом байтов (8 электронов на валентной оболочке) нейтральный фтор может получить десятый электрон и, таким образом, образовать ион фтора F - .

Изотопы

Фтор содержит в общей сложности восемнадцать изотопов, но только фтор 19 ( 19 F) является стабильным, что делает фтор моноизотопным элементом . Другими наиболее стабильными изотопами являются фтор 18 ( 18 F) с периодом полураспада 1,8293 ч, т.е. примерно 110 мин и фтор 20 ( 20 F) с периодом полураспада 11,163 с. На Земле нет природного фтора-18, потому что никакой естественный процесс не приводит к его образованию, и поэтому содержание фтора-19 составляет 100%, что делает фтор также мононуклеидным элементом ; Поскольку 19 F является единственным природным изотопом, это позволяет узнать его молярную массу с большой точностью. Все его нестабильные изотопы превращаются в изотопы кислорода или изотопы неона .

Самый распространенный изотоп, фтор 19, происходит в результате звездного нуклеосинтеза ( цикл CNO III или IV).

Иногда он образуется на Земле в результате бета-распада кислорода 19 ( 19 O) или электронного захвата неона 19 ( 19 Ne). В случае захвата электрона, протона от неоновой захвата электрона , который превращает его в нейтрон . В случае β - распада нейтрон атома кислорода превращается в протон:

Фтор 19 имеет 19 нуклонов, включая 10 нейтронов и 9 протонов, атомная масса 18,998 403 2 г / моль . Он характеризуется избыточной массой -1 487,405 ± 0,070 кэВ / c² и энергией связи ядра 147 801,358 ± 74 эВ .

Мы можем сделать другие изотопы с помощью ядерных реакций , нестабильных, которые быстро распадаются, некоторые из них превышают минуту. Изотоп с самым коротким периодом полураспада - это фтор 16, который распадается с испусканием протона с энергией 40 кэВ . Фтор-17 распадается электронным захватом за 64,49 с . Фтор 20, фтор 21, фтор 22, фтор 23, фтор 24 и фтор 25 распадаются за счет β-распада - за 11 с , 4,158 с , 4,23 с , 2,23 с , 0,34 с и 0,059 с соответственно.

Фтор-18 - самый стабильный радиоизотоп, который может быть получен. Его период полураспада составляет примерно 110 мин . Этот атом имеет 9 протонов и 9 нейтронов при атомной массе 18 000 937 7 г / моль . Она характеризуется избыточной массой 873.431 ± 593 эВ / гр 2 и ядерной энергией от 137 369 199 ± 593 эВ .

Спектр излучения

В XIX - м веке, незадолго до выделения элемента, ученый Жорж Salet определяют несколько линий фтора путем сравнения спектра излучения хлорид и фторид кремния. Fα имеет линии примерно 692, 686 и 678 нм каждая. Fβ показывает линию при 640 нм, а Fγ при 623 нм . Муассан перенял опыт Салета и использовал электроды из платины и электроды из золота . Он смог сравнить спектр Сале со спектром некоторых фторидов . С платиновыми электродами мы получаем несколько линий с длинами волн 744, 740, 734, 714, 704, 691, 687,5, 685,5, 683,5, 677, 640,5, 634 и 623 нм, то есть золотые электроды не позволяют иметь длины волн 744. и 740 нм .

Простое тело

Простое тело фтора обычно двухатомное ( дифтор F ₂ ), но может быть одноатомным . Дифлуор - это зеленовато-желтый газ с резким и раздражающим запахом, ядовитый, негорючий, но способный опасно быстро окислять ( окислять ) все, что может гореть на воздухе, и даже обычная вода, стекло или песок. Реагируют в атмосфере фтора.

Физические свойства

Первая плотность фтора была рассчитана Анри Муассаном в ходе эксперимента, в котором он собирал фтор и воздух в платиновую пробирку. Анри Муассан получил плотность 1,264 при 0 ° C и 760 мм рт . Затем он рассчитал теоретическую плотность, умножив плотность водорода на атомный вес фтора, и нашел 1,316.

Химические свойства

Чистый дифтор - это агрессивный бледно-желтый газ: это сильный окислитель .

Фтор - негорючий газ, но он может образовывать пламя, вступая в реакцию со многими химическими веществами. Он может бурно реагировать с большим количеством химических соединений . С водой даже при низких температурах образует озон и плавиковую кислоту :

Подготовка

Фтор обладает таким сродством к большинству элементов, особенно к кремнию (Si), что дифтор нельзя приготовить или хранить в стеклянных контейнерах (сделанных в основном из кремнезема Si O ₂ ). Поэтому обрабатывается в тефлон , полимер под названием KelF, или в никелевых контейнерах . В последнем случае поверхность контейнера сначала (и раз и навсегда) пассивируется первым контактом с дифторидом.

Во время реакции электролиза дифторид образуется на угольном аноде в соответствии с:

2 часа F ₂ - → F ₂ (g) + 2 HF + 2 e -

На катоде (металле) водород образуется:

4 HF + 2 e - → H ₂ (г) + 2Н F ₂ -

В электролизной ячейке приложенный потенциал составляет от 8 до 10 В , а плотность тока составляет порядка 12 А дм -2 . Текущий КПД хороший (95%), но общий КПД энергии составляет всего 30%.

В 1986 году по случаю столетней годовщины открытия электрохимического получения фтора Карл Кристе открыл оригинальный и чисто химический метод получения путем взаимодействия при 150 ° C безводной плавиковой кислоты HF с K ₂ Mn. П ₆ и Sb П ₅ . Реакция такая:

Этот процесс анекдотичен, потому что его нельзя использовать в промышленных масштабах.

Химические соединения

Самый реактивный и электроотрицательный элемент, фтор образует соединения с большинством других элементов, включая инертные газы ксенон и радон, с которыми дифтор вступает в непосредственную реакцию.

Оксиды

Оксиды фтора состоят из O и F, но могут образовывать связи с другими галогенами и образовывать F _n XO _m (где X = Cl, I или Br). Эти соединения по структуре и химическому составу напоминают фториды галогенов. Они ведут себя, в частности, как кислоты или основания Льюиса.

→ Возможны шесть фторидов кислорода и хлора , но охарактеризованы только пять: FCl III O, FCl VII O ₃ , FCl V O ₂ , F ₃ Cl V O и F ₃ Cl VII O ₂ . Шестой компонент - F ₅ Cl VII O

FClO можно получить по реакции: ClF ₃ + H ₂ O → FClO + 2 HF; но это соединение очень нестабильно (его период полураспада составляет 25 с при комнатной температуре) и разлагается на FClO ₂ и ClF.

F ₃ ClO - стабильное соединение при комнатной температуре и хороший окислитель. Он реагирует с различными соединениями (например, при высокой температуре или УФ-излучении. Он может гидролизоваться до FClO ₂ и HF. Он часто реагирует как основание Льюиса . Его производство осуществляется в соответствии с реакцией в присутствии NaF:

Эта реакция относительно опасна ввиду взрывоопасности Cl ₂ O и поэтому может быть получена таким же образом с ClONO ₂ .

FClO ₂ также является очень хорошим окислителем, который может взорваться вместе с SO ₂ даже при очень низких температурах. Производится по реакции:

6 NaClO ₃ + 4 ClF ₃ → 6 FClO ₂ + 6 NaF + 2 Cl ₂ + 3 O ₂

→ Возможны только три фторида кислорода и брома : FBrO ₂ , F ₃ BrO и FBrO ₃ . Эти соединения менее стабильны, чем их хлорированные эквиваленты, и более реакционноспособны.

→ Для йода существуют: FIO ₂ и F ₃ IO, где I имеет степень окисления + V; FIO ₃ , F ₃ IO ₂ и F ₅ IO, где I имеет степень + VII.

F	9
18,9984
[He]2s 2 2p 5
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

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

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 19 F. Известны еще 17 радиоактивных изотопов фтора с массовым числом от 14 до 31, и один ядерный изомер — 18 F m . Самым долгоживущим из радиоактивных изотопов фтора является 18 F 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
17 F	17,0020952	64,5 c	β + -распад в 17 O	5/2	4.722
18 F	18,000938	1,83 часа	β + -распад в 18 O	1
19 F	18,99840322	Стабилен	—	1/2	2.629
20 F	19,9999813	11 c	β − -распад в 20 Ne	2	2.094
21 F	20,999949	4,2 c	β − -распад в 21 Ne	5/2
22 F	22,00300	4,23 c	β − -распад в 22 Ne	4
23 F	23,00357	2,2 c	β − -распад в 23 Ne	5/2

Магнитные свойства ядер

Ядра изотопа 19 F имеют полуцелый спин, поэтому возможно применение этих ядер для ЯМР-исследований молекул. Спектры ЯМР- 19 F являются достаточно характеристичными для фторорганических соединений.

Электронное строение

Электронная конфигурация атома фтора следующая: 1s 2 2s 2 2p 5 . 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 — ²P_3/2

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 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

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:

К реакциям, в которых фтор формально является восстановителем, относятся реакции разложения высших фторидов, например:

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

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).

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.

Периодическая система химических элементов Менделеева

Классификация хим. элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона/

198095, г.Санкт-Петербург, ул.Швецова, д.23, лит.Б, пом.7-Н, схема проезда

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

Происхождение названия

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.

Таким образом, позитивное соединений Степень окисления. Ниже приведены некоторые характеристики элемента. Группа VIIA и ее атомарные соединения. Несмотря на прочность молекулы фтора Минимальное межъядерное расстояние По сравнению с другими источниками газа, гораздо меньше По сравнению с хлором и бромом molecules. By Энтальпия и pK (дисс. Молекулы) Фтор сравним с йодом molecules.

At в то же время Время-это постоянная сила связи в молекуле Фторид. Хлор molecules. In другими словами, химия Связывание молекулы фтора слабое、 Но более строгие. Относительно низкая прочность Фтора молекуле является одним Из факторов его высокой химической активности. Потому что во фторе нет D-орбитали. С остальной частью молекулы Имеются дополнительные связи тг по галогенам Р Е и Д- Орбита.

Электронное сродство атома фтора также меньше, чем у атома хлора. Фтор Элемент с низкими электрофильными свойствами по сравнению с хлором. Это естественно Влияние фтора на симметрию Кайо 2P электронов Обратный щит. Дело в том, что орбиталь 2P атома фтора сильна Глубже, чем притягивается к ядру и полностью заполняется электронами. Симметричная Орбита 2 ″ (рис. 154).Последний полностью заселен и、

Отталкивают электрон, связанный с атомом фтора, и уменьшают электрон Повышенная аффинность и потенциал ионизации. Все вышеперечисленное Этот факт определяет некоторые особенности химии фтора. Производство природных соединений и фторидов. Фтор Это довольно распространено в природе. Наиболее важными минералами фтора являются Флюорит CaF2, криолит Na ^ fAlFg]и флюорит 3Ca.^ По ^ г’кэгг.

Внутренняя ионизация может быть проигнорирована:> K (ионизация).Хранение и транспортировка фторида Они газообразны под давлением и в сжиженном виде. Изготавливаются контейнеры и изделия для работы с жидким и газообразным фтором Они сделаны из нержавеющей стали, никеля, меди, или aluminum. In все дела、 Образуется соответствующая сцинтилляционная пленка фторида металла.

Защищает материал контейнера от дальнейшей коррозии. *Этот тип ионизации происходит потому, что HF имеет тенденцию к стабилизации Активный Ион HF2. Физико-химические свойства фтора. Фтор- Бледно-желтый газ с резким, характерным запахом. Газообразным фтором соль Жидкий HF Рим. −228 ° С ниже температуры моноклинной системы твердого фтора Структура, а выше этой температуры-кубическая молекулярная решетка.

Когда фтор растворяется в воде, близкой к 0°С, своего рода фтора образуется сначала Hof acid. At комнатная температура, Хо растворяет совершенно штранг-прессованием КВ и кислород. Таким образом, под воздействием фтора вода разлагается： H2O + F2 = 2HF + 1 / 2O2 Это еще одно доказательство невозможности получения стабильного соединения. Один Фтор в состоянии положительного окисления.

Фтор химически взаимодействует практически со всеми простыми веществами, в том числе: Он содержит тяжелые благородные газы и окисляет их. Хе (Р)+ Ф2(Р)= возбуждении xef2(к), АГ ^ 29г = −161.2 кДж / моль、 Хе (г)+ 2Ф2(Р)= XeF4(К), Д Г°Фам = −256.7 кДж / моль. Фтор реагирует с кислородом при низких температурах во время разряда. С образованием эндотермического фторида кислорода. Углерод, кремний、

Фосфор, сера, другие неметаллы, и большинств металлы в форме порошка Он воспламеняется при температуре 20-300 ° С в атмосфере фтора. Fluoride. In кроме того, происходит много реакций прямого фторирования Они скованы цепным механизмом и часто имеют взрывную природу. Фтористый водород и фторид металла. Когда общаться Для водорода и металла окислительные свойства наиболее выражены. Фтор. Газообразные реакции Н2 и F2、 По механизму холодной цепи reaction.

In промышленность, HF получают реакцией Замещение CaF2 концентрированной серной кислотой. Безводный HF в лаборатории В температурных условиях его получают нагреванием высушенного KHF2. Более 19,5°C, фтористый водород представляет собой бесцветный газ、 Антенна, ниже точки кипения — Бесцветная жидкость, которую можно легко перемещать.

Особенности ВЧ-высокие Электрический момент диполя@, 64-U 9 C * m) и имеет электрическое Ключевые моменты диполей воды, диоксида серы и аммиака. Жидкий фтористый водород Имеет большую диэлектрическую постоянную равную 0С при 83,6 кв (HF), связанный с N водородными связями. Где N 1-4 Пар, и жидкий фтористый водород в n> 4. И жидкий фтористый водород в n> 4.

Несмотря на значительную ионную природу молекулы HF, ее водный раствор является плоским. в отличие от уксусной кислоты-os — кислота средней прочности Полная сильная кислота галоида. Необычное поведение Кислота обусловлена высокой тенденцией полярных молекул HF Цитируется по водородной связи. Энергия межмолекулярной водородной связи HF больше, чем между молекулами воды, и составляет 83 кДж / моль.

Прибытие Система гашения водородных связей усложняет неравномерное разложение HF Water. In кроме того, основное действие ионизирующего HF в воде 。 HF +Н2О * = * 33О+ + F -, pK 3.2 Шаги — ’ 4S9 Усложняется образованием более сложных частиц Водородная связь： [Ф] −0-2- F] — HF2, АЯ2°, 8 64 * 3 кДж / моль, p * −0.7 FH + HF7 0J7HM ¦」 В результате образуется стабильный фтористый водород ANI Oni.

Более сложные ионы фтористого водорода, такие как 114,6 кДж / моль H2F3、 Это зигзагообразная структура. Для прочности водородных связей Водный раствор HF при нейтрализации раствора плавиковой кислоты Нормальный фторид, а также MeHF2, MeH2F3、 Mehaf4 как соответствующая стабильность с увеличением веса формулы Увеличение содержания солей плавиковой кислоты в металлах： Соединение KHF2(k)KH2F3 (k) KH3F4(k)） АГ> −298 ′ кДж / моль −858.3 −1149.7 −1429.4

Образование устойчивых кислотных солей плавиковой кислоты Принципиальные отличия от других галогеновых кислот в целом Не дают гидропроизводных. Фтористый водород разлагается при нагревании.： KHF2 = KF + HF Те, которые используются для получения чистых HF и фторидов металлов. Химическая активность HF сильно зависит от присутствия воды. Сухой HF Он действует на металлы и oxides.

In в последнем случае результат таков Реактивная вода резко увеличивает скорость процесса. Фтористый водород На него влияет автокаталитическая реакция. Особенности плавиковой кислоты Вы ее способность химически взаимодействовать с веществами, содержащими Жизни кремнезема： SiC-2 + 4HF = SiF4 + 2H2O Эта реакция является основой для травления стекла плавиковой кислотой acid.

So … Плавиковая кислота не может храниться в стеклянной посуде, лучший контейнер Для нее-контейнер с хлоропластами. Так называемая симметричная водородная связь. Благодаря химическим свойствам фтора, фторид металла является во многих отношениях Он отличается от других галогенидов. С самой высокой окислительной активностью Самый высокий 0E0 фтор оправдан тем, что фторид металла является наиболее Теплостойкость и термостабильность по сравнению с другими галогенид.

Ниже приведена энергия Гиббса образования Галогенида кальция. Соединение. CaF2 (K) CaC12 (k) CaBr2 (k) Ca12 (k)） АГ°Ф 298,кДж / моль-1168.5-749.4-666.6 −533.1 Большое значение имеет тарабарщина энергии фторида. Он очень отличается от других галогенированных кальция. Это одна из причин. Низкая растворимость CaF2 в воде, остальном Галоиде хороша Soluble. In вообще, фторид металла немножко растворяет в воде,、

Натрий, калий и другие фториды. В отличие от CaF2, фторированное серебро Другие галогениды серебра, как известно, недостаточны, но растворимы в воде Растворимый. Поэтому даже растворимость фтора в определенной степени Он сопротивляется другому галоиду металла. Во фторидах металлы могут проявлять более высокие степени окисления, например Измерьте AgF2, AuF3,T1F3, CoF3, PbF4,RhF4, BiF5,MoF6, ReF7, etc. In это дело、 Образование низших фторидов металлов не характерно и имеет низкую стабильность.

In подгруппа металла сверху донизу, стабильность фторида На сколько уменьшилась. Более стабильные свойства трифторида Образует скандий и лантанид металлов в подгруппах (см. таблицу 25). В подгруппе металлов, которые полностью заняты электронами、 По мере уменьшения металличности элементов сверху вниз Энергия Гиббса, например, при образовании фторида： Соединение ФДК (к) АГФ (к)ZiiF2 (к) Cc1F2(к） AGy298, кДж / моль −235.6 −187.9 −713.4 −649.4

В то же время, в случае подгрупп металла дефектных РФ джервиталов и др. Как и следовало ожидать, наблюдается противоположное изображение, например： Соединение Y? Б (г) NbF5 (я

Образовательный сайт для студентов и школьников

Читайте также: