Фтор

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
9 КислородФторНеон
F

Cl
Водород Гелий Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутений Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Иод Ксенон Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть Таллий Свинец Висмут Полоний Астат Радон Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Борий Хассий Мейтнерий Дармштадтий Рентгений Коперниций Унунтрий Флеровий Унунпентий Ливерморий Унунсептий УнуноктийПериодическая система элементов
9F
Cubic.svg
Electron shell 009 Fluorine.svg
Внешний вид простого вещества
Жидкий фтор Жёлтая жидкость (при криогенных температурах), бесцветный газ (в толстых слоях — зеленовато-жёлтый, н.у.)[1]
Свойства атома
Название, символ, номер

Фтор/Fluorum (F), 9

Атомная масса
(молярная масса)

18,9984032(5)[2] а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[He] 2s2 2p5

Радиус атома

73 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

72 пм

Радиус иона

(-1e)133 пм

Электроотрицательность

3,98 (шкала Полинга)

Электродный потенциал

2,87 В

Степени окисления

−1, 0

Энергия ионизации
(первый электрон)

 1680,0 (17,41) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

газ - 1,6960 г/л
ж. - 1,516-188 г/см³,
тв. - 1,7-228 г/см³ [3] г/см³

Температура плавления

53,53 К (-219,70 °C, -363,32 °F)[3]

Температура кипения

85,03 К (-188,12 °C, -306,62 °F)[3]

Критическая точка

144,4 К, 5,215 МПа

Уд. теплота плавления

(F-F) 0,51 кДж/моль

Уд. теплота испарения

6,54 (F-F) кДж/моль

Молярная теплоёмкость

31,34[3] Дж/(K·моль)

Молярный объём

17,1 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

моноклинная

Параметры решётки

a=5,50 b=3,28 c=7,28 β=90,0 Å

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) 0,028 Вт/(м·К)

Номер CAS

7782-41-4

9
Фтор
F
18,998
2s22p5

Фтор — (от др.-греч. φθόρος «разрушение, порча, вред», далее от φθείρω «уничтожать, истреблять, губить») — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по короткой форме периодической системы — главной подгруппы 7-й группы), второго периода, с атомным номером 9[4]. Обозначается символом F (лат. Fluorum). Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группы галогенов. Простое вещество фтор при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F2) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор.

История[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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).

Распространение в природе[править | править вики-текст]

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[5] 0,01

В природе значимые скопления фтора содержатся в основном в минерале флюорите (CaF2), содержащем по массе 51,2 % Ca и 48,8 % F. Кларк в земной коре 650 г/т.

Относительно богаты фтором чечевица и лук.

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

Изотопный состав[править | править вики-текст]

Фтор является моноизотопным элементом, так как в природе существует только один стабильный изотоп фтора 19F. Известны ещё 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[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

С точки зрения теории молекулярных орбиталей, строение двухатомной молекулы фтора можно охарактеризовать следующей диаграммой. В молекуле присутствует 4 связывающих орбитали и 3 разрыхляющих. Порядок связи в молекуле равен 1.

Кристаллическая решётка[править | править вики-текст]

Кристаллическая структура α-фтора (стабильная при атмосферном давлении)

Фтор образует две кристаллические модификации, стабильные при атмосферном давлении:

  • α-фтор — существует при температуре меньше 45,6 K, кристаллическая решетка моноклинная, пространственная группа C 2/c, параметры a = 0,550 нм, b = 0,328 нм, c = 0,728 нм, β = 102,17°, Z = 4[6][7].
  • β-фтор — существует в интервале температур 45,6 ÷ 53,53 K, кристаллическая решетка кубическая, параметры a = 0,667 нм, Z = 8.

Получение[править | править вики-текст]

Лабораторный метод получения фтора

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.

Лабораторный метод[править | править вики-текст]

  • В лабораторных условиях фтор можно получать с помощью показанной установки. 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[8]:
\mathsf{ 2K_2MnF_6 + 4SbF_5 \rightarrow 4KSbF_6 + 2MnF_3 + F_2 \uparrow }
Хотя этот метод не имеет практического применения, он демонстрирует, что электролиз необязателен, кроме того, все компоненты для данных реакций могут быть получены без использования газообразного фтора.

Также для лабораторного получения фтора можно использовать нагрев фторида кобальта (III) до 300 °С, разложение фторидов серебра (слишком дорого) и некоторые другие способы.

Промышленный метод[править | править вики-текст]

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[править | править вики-текст]

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)[9].

Химические свойства[править | править вики-текст]

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами, кроме фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов, и с большинством из них — с горением и взрывом, и всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. К фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счёт 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:

\mathsf{ 2F_2 + 2H_2O \rightarrow 4HF \uparrow + O_2 \uparrow }
\mathsf{ Pt + 2F_2 \ \xrightarrow{350-400^oC}\ PtF_4 }

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

\mathsf{ 2CoF_3 \rightarrow 2CoF_2 + F_2 \uparrow }
\mathsf{ 2MnF_4 \rightarrow 2MnF_3 + F_2 \uparrow }

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[10].

Хранение[править | править вики-текст]

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 (это возможно потому, что эти металлы и сплавы покрываются непреодолимой для фтора пленкой фторидов[11]).

Применение[править | править вики-текст]

Фтор используется для получения:

Ракетная техника[править | править вики-текст]

Фтор и некторые его соединения являются сильными окислителями, поэтому могут применяться в качестве окислителя в ракетных топливах. Очень высокая эффективность фтора вызывала значительный интерес к нему и его соединениям. На заре космической эры в СССР и других странах существовали программы исследования фторсодержащих ракетных топлив. Однако продукты горения с фторсодержащими окислителями токсичны. Поэтому топлива на основе фтора не получили распространения в современной ракетной технике.

Применение в медицине[править | править вики-текст]

Фторированные углеводороды (напр. перфтордекалин) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество лекарств, содержащих фтор в структуре (фторотан, фторурацил и др.).

Биологическая и физиологическая роль[править | править вики-текст]

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: кариес и флюороз (крапчатость эмали) и остеосаркома, соответственно[12].

Малое содержание фтора разрушает эмаль за счёт вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.

Для профилактики кариеса рекомендуется использовать зубные пасты с добавками фторидов (натрия и/или олова) 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 %[13].

Предельно допустимая концентрация связанного фтора[14] в воздухе промышленных помещениях равна 0,0005 мг/литр воздуха.

Токсикология[править | править вики-текст]

Skull and crossbones.svg

Фтор — чрезвычайно агрессивное вещество. Раздражающие свойства в несколько раз сильнее, чем у фтороводорода. Резорбтивное действие объясняется возможностью фтора вступать в свободнорадикальные реакции с тканями организма. Соприкосновение кожи с газом на 2 секунды вызывает термический ожог II степени; воздействие в концентрации 0,15-0,30 мг/л приводит к раздражению открытых участков кожи. При обследовании 252 человек, подвергающихся воздействию фтора, у 57 обнаружены конъюнктивиты или экзема век[15]

См. также[править | править вики-текст]

Литература[править | править вики-текст]

  • Рысс И. Г. Химия фтора и его неорганических соединений. М. Госхимиздат, 1966 г. — 718 с.
  • Некрасов Б. В. Основы общей химии. (издание третье, том 1) М. Химия, 1973 г. — 656 с.
  • L. Pauling, I. Keaveny, and A.B. Robinson, J. Solid State Chem., 1970, 2, p. 225. англ. {{{1}}} — Подробнее о кристаллической структуре фтора.

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Фтор. Проверено 14 марта 2013. Архивировано из первоисточника 15 марта 2013.
  2. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Т. 85. — № 5. — С. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02
  3. 1 2 3 4 Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9.
  4. Таблица Менделеева на сайте ИЮПАК
  5. Главным образом в эмали зубов
  6. Journal of Solid State Chemistry, Vol. 2, Issue 2, 1970, P. 225—227.
  7. J. Chem. Phys. 49, 1902 (1968)
  8. Гринвуд Н., Эрншо А. «Химия элементов» т. 2, М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008 стр. 147—148, 169 — химический синтез фтора
  9. Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия».
  10. Энциклопедический словарь юного химика. Для среднего и старшего возраста. Москва, Педагогика-Пресс. 1999 год.
  11. Фтор в Популярной библиотеке химических элементов
  12. По данным National Toxicology Program
  13. Справочник потребителя
  14. в виде фторидов и фторорганических соединений
  15. Н. В. Лазарев, И. Д. Гадаскина «Вредные вещества в промышленности» Том 3, страница 19.

Ссылки[править | править вики-текст]