Неорганическая
Органическая
Коллоидная
Биологическая
Биохимия
Токсикологическая
Экологическая
Химическая энциклопедия
Советская энциклопедия
Справочник по веществам
Гетероциклы
Теплотехника
Углеводы
Квантовая химия
Моделирование ХТС
Номенклатура
Таблица Менделеева
Неорганические реакции
Органические реакции
Молярные массы
Форматирование формул
Редактор формул
Уравнивание реакций
Электронное строение атомов
Игра «Таблица Менделеева»
Термодинамические свойства
Конвертер величин
Гальванопара
Форум
Лекарства
Фармацевтика
Термины биохимии
Коды загрязняющих веществ
Стандартизация
Каталог предприятий


Фтор

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/м2, или 1 кгс/см2) — газ бледно-жёлтого цвета с резким запахом.

  Природный фтор состоит из одного стабильного изотопа 19F. Искусственно получены пять радиоактивных изотопов: 16F с периодом полураспада Т1/2 < 1 сек, 17F (T1/2 = 70 сек), 18F (T1/2 = 111 мин), 20F (T1/2 = 11,4 сек), 21F (T1/2 = 5 сек).

  Историческая справка. Первое соединение фторафлюорит (плавиковый шпат) CaF2 — описано в конце 15 в. под название «флюор» (от лат. fluo — теку, по свойству CaFa2 делать жидкотекучими вязкие шлаки металлургических производств). В 1771 К. Шееле получил плавиковую кислоту. Свободный фтор выделил А. Муассан в 1886 электролизом жидкого безводного фтористого водорода, содержащего примесь кислого фторида калия KHF3.

  Химия фтора 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 «фтор» (от греч. phthóros — разрушение, гибель), предложенное А. Ампером в 1810, употребляется только в рус. языке; во многих странах принято название «флюор».

  Распространение в природе. Среднее содержание фтора 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 %. Фтор присутствует в вулканических газах и термальных водах. Важнейшие соединения фторафлюорит, криолит и топаз (см. Фториды природные). Всего известно 86 фторсодержащих минералов. Соединения фтора находятся также в апатитах, фосфоритах и др. Фтор — важный биогенный элемент. В истории Земли источником поступления фтора в биосферу были продукты извержения вулканов (газы и др.).

  Физические и химические свойства. Газообразный фтор имеет плотность 1,693 г/л (0°С и 0,1 Мн/м2, или 1 кгс/см2), жидкий — 1,5127 г/см3 (при температуре кипения); tпл — 219,61°С; tkип — 188,13°С. Молекула фтора состоит из двух атомов (F2); при 1000°С 50% молекул диссоциирует, энергия диссоциации около 155 ± 4 кдж/моль (37 ± 1 ккал/моль). Фтор 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 фтора 2s22p2. В соединениях проявляет степень окисления — 1. Ковалентный радиус атома 0,72Å, ионный радиус 1,33Å. 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 фтора, наибольшая среди всех др. элементов. Высокая реакционная способность фтора обусловливает экзотермичность фторирования, которая, в свою очередь, определяется аномально малой величиной энергии диссоциации молекулы фтора и большими величинами энергии связей атома фтора с др. атомами. Прямое фторирование имеет цепной механизм и легко может перейти в горение и взрыв. Фтор реагирует со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. С кислородом взаимодействует в тлеющем разряде, образуя при низких температурах фториды кислорода O2F2, O3F2 и др. Реакции фтора с др. галогенами экзотермичны, в результате образуются межгалогенные соединения. Хлор взаимодействует со фтором при нагревании до 200—250°С, давая монофтористый хлор CIF и трёхфтористый хлор ClF3. Известен также CIF5, получаемый фторированием ClF3 при высокой температуре и давлении 25 Мн/м2 (250 кгс/см2). Бром и йод воспламеняются в атмосфере фтора при обычной температуре, при этом могут быть получены BrF3, BrF5, IF5, IF7. Фтор непосредственно реагирует с криптоном, ксеноном и радоном, образуя соответствующие фториды (например, XeF4, XeF6, KrF2). Известны также оксифториды ксенона.

  Взаимодействие фтора с серой сопровождается выделением тепла и приводит к образованию многочисленных серы фторидов. Селен и теллур образуют высшие фториды SeF6 TeF6. Фтор с водородом реагируют с воспламенением; при этом образуется фтористый водород. Это радикальная реакция с разветвлением цепей: HF* + H2 = HF + H2*; H2* + F2 = HF + Н + F (где HF* и H2* — молекулы в колебательно-возбуждённом состоянии); реакция используется в химических лазерах. Фтор с азотом реагирует лишь в электрическом разряде (см. Фториды азота). Древесный уголь при взаимодействии со фтором воспламеняется при обычной температуре; графит реагирует с ним при сильном нагревании, при этом возможно образование твёрдого фтористого графита (CF)x или газообразных перфторуглеродов CF4, C2F6 и др. С бором, кремнием, фосфором, мышьяком фтор взаимодействует на холоду, образуя соответствующие фториды. Фтор энергично соединяется с большинством металлов; щелочные и щёлочноземельные металлы воспламеняются в атмосфере фтора на холоду, Bi, Sn, Ti, Mo, W — при незначительном нагревании, Hg, Pb, U, V реагируют со фтором при комнатной температуре, Pt — при температуре темно-красного каления. При взаимодействии металлов со фтором образуются, как правило, высшие фториды, например UF6, MoF6, HgF2. Некоторые металлы (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют со фтором с образованием защитной плёнки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции.

  При взаимодействии фтора с окислами металлов на холоду образуются фториды металлов и кислород; возможно также образование оксифторидов металлов (например, MoO2F2). Окислы неметаллов либо присоединяют фтор, например SO2 + F2 = SO2F2, либо кислород в них замещается на фтор, например SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2. Стекло очень медленно реагирует со фтором; в присутствии воды реакция идёт быстро. Вода взаимодействует со фтором: 2H2O + 2F2 = 4HF + O2; при этом образуется также OF2 и перекись водорода H2O2. Окислы азота NO и NO2 легко присоединяют фтор с образованием соответственно фтористого нитрозила FNO и фтористого нитрила FNO2. Окись углерода присоединяет фтор при нагревании с образованием фтористого карбонила: CO + F2 = COF2.

  Гидроокиси металлов реагируют со фтором, образуя фторид металла и кислород, например 2Ba(OH)2 + 2F2 = 2BaF2 + 2H2O + O2. Водные растворы NaOH и KOH реагируют со фтором при 0°С с образованием OF2.

  Галогениды металлов или неметаллов взаимодействуют со фтором на холоду, причём фтор замещает все галогены, Легко фторируются сульфиды, нитриды и карбиды. Гидриды металлов образуют со фтором на холоду фторид металла и HF; аммиакпарах) — N2 и HF. Фтор замещает водород в кислотах или металлы в их солях, например HNO3 (или NaNO3) + F2 ® FNO3 + HF (или NaF); в более жёстких условиях фтор вытесняет кислород из этих соединений, образуя сульфурилфторид, например Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2. Карбонаты щелочных и щёлочноземельных металлов реагируют со фтором при обычной температуре; при этом получаются соответствующий фторид, CO2 и O2.

  Фтор энергично реагирует с органическими веществами (см. Фторорганические соединения).

  Получение. Источником для производства фтора служит фтористый водород, получающийся в основном либо при действии серной кислоты H2SO4 на флюорит CaF2, либо при переработке апатитов и фосфоритов. Производство фтора 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 фтора по току достигает 90—95%. Получающийся фтор содержит до 5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим поглощением фторидом натрия. 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. Газообразный фтор служит для фторирования UF4, в UF6, применяемого для изотопов разделения урана, а также для получения трёхфтористого хлора ClF3 (фторирующий агент), шестифтористой серы SF6 (газообразный изолятор в электротехнической промышленности), фторидов металлов (например, W и V). Жидкий фторокислитель ракетных топлив.

  Широкое применение получили многочисленные соединения фторафтористый водород, алюминия фторид, кремнефториды, фторсульфоновая кислота (растворитель, катализатор, реагент для получения органических соединений, содержащих группу — SO2F), BF3 (катализатор), фторорганические соединения и др.

  Техника безопасности. Фтор 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. Фтор 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 фтора в зубах. Кости морских животных богаче фтором по сравнению с костями наземных. Поступает в организм животных и человека преимущественно с питьевой водой, оптимальное содержание фтора в которой 1—1,5 мг/л. При недостатке фтора у человека развивается кариес зубов, при повышенном поступлении — флюороз. Высокие концентрации ионов фтора 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 фтора 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 фтора изучена недостаточно. Установлена связь обмена фтора с образованием костной ткани скелета и особенно зубов. Необходимость фтора для растений не доказана.

  В. Р. Полищук.

  Отравления фтором возможны у работающих в химической промышленности, при синтезе фторсодержащих соединений и производстве фосфорных удобрений. Фтор 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 фтор, 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.



     © ХиМиК.ру




Реклама   Обратная связь   Дизайн