Какие свойства вещества фтора
У этого термина существуют и другие значения, см. Фтор (значения).
| |||||
| Внешний вид простого вещества | |||||
|---|---|---|---|---|---|
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) | 18,998403163(6)[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)[3] | ||||
| Температура кипения | 85,03 К (−188,12 °C)[3] | ||||
| Критическая точка | 144,4 К, 5,215 МПа | ||||
| Уд. теплота плавления | (F—F) 0,5104 кДж/моль | ||||
| Уд. теплота испарения | (F—F) 6,544 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 | β = 102,17°; a=5,50 Å; b = 3,28 Å; c=7,28 Å | ||||
| Прочие характеристики | |||||
| Теплопроводность | (300 K) 0,028 Вт/(м·К) | ||||
| Номер CAS | 7782-41-4 | ||||
Фтор (от др.-греч. φθόρος «разрушение, порча, вред», далее от φθείρω «уничтожать, истреблять, губить») — химический элемент с атомным номером 9[4]. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится во втором периоде таблицы. Атомная масса элемента 18,998403163(6) а. е. м.[2]. Обозначается символом F (от лат. Fluorum).
Фтор — самый химически активный неметалл и сильнейший 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. Фтор ядовит.
История
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
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 шлака при восстановлении металлов из руд и увеличивать текучесть его расплава).
Распространение в природе
Содержание фтора в атомных процентах в природе показано в таблице:
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.
Физические свойства
Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит.
Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (85,03 К, −188,12 °C) и плавления (53,53 К, −219,70 °C)[3]. 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)[6].
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 орбитали и 3 разрыхляющих. Порядок связи в молекуле равен 1.
Кристаллическая решётка
Кристаллическая структура α-фтора (стабильная при атмосферном давлении)
Фтор образует две кристаллические модификации, стабильные при атмосферном давлении:
- α-фтор — существует при температуре ниже 45,6 K, кристаллическая решетка моноклинной сингонии, пространственная группа C 2/c, параметры ячейки a = 0,550 нм, b = 0,328 нм, c = 0,728 нм, β = 102,17°, Z = 4, d = 1,97 г/см3[7][8][3];
- β-фтор — существует в интервале температур 45,6 ÷ 53,53 K, кристаллическая решетка кубической сингонии, параметры ячейки a = 0,667 нм, Z = 8, d = 1,70 г/см3[3].
Изотопный состав
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 — 18mF. 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.
Химические свойства
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. Образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона, аргона. Ко 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 в кварцевых сосудах даже при очень низких температурах (до −252°C), в магниевых сосудах для начала реакции нужен небольшой нагрев. 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 в электрическом разряде кислород, образуя фторид кислорода OF2 и диоксидифторид O2F2. Под давлением или при облучении реагирует с криптоном и ксеноном с образованием фторидов.
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[9].
Не реагирует с гелием, неоном, аргоном, азотом, тетрафторметаном. При комнатной температуре не реагирует с сухим сульфатом калия, углекислым газом и закисью азота. Без примеси фтороводорода при комнатной температуре не действует на стекло.
Получение
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
- 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[10]:
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
Промышленное производство фтора осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия KF·2HF (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.
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 (это возможно потому, что эти металлы и сплавы покрываются пленкой фторидов, которая защищает от дальнейшей реакции с фтором[11]).
Применение
Фтор используется для получения:
- фреонов — широко распространенных хладагентов;
- фторопластов — химически инертных полимеров;
- элегаза SF6 — газообразного изолятора, применяемого в высоковольтной электротехнике;
- гексафторида урана UF6, применяемого для разделения изотопов урана в ядерной промышленности;.
- гексафтороалюмината натрия — электролита для получения алюминия электролизом;
- фторидов металлов (например, W и V), которые обладают некоторыми полезными свойствами;
Ракетная техника
Фтор и некоторые 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
Фторированные углеводороды (например перфтордекалин) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество лекарств, содержащих фтор в структуре (фторотан, фторурацил, флуоксетин, галоперидол и др.).
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 — и в костях. Общее содержание составляет 2,6 г, в том числе в костях 2,5 г[3]. Нормальное суточное поступление фтора в организм человека равно 2,5—3,5 мг[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 помещений равна 0,0005 мг/литр воздуха.
Токсикология
Фтор — чрезвычайно агрессивное вещество. Ядовит, сильный окислитель. Раздражающие свойства в несколько раз сильнее, чем у фтороводорода. Резорбтивное действие объясняется возможностью фтора вступать в свободнорадикальные реакции с тканями организма. Контакт кожи с газом в течение 2 секунд 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].
NFPA 704
См. также
- Соединения фтора в ракетной технике
- Категория:Соединения фтора
Литература
- 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.
Примечания
- ↑ Фтор. Проверено 14 марта 2013. Архивировано 15 марта 2013 года.
- ↑ 1 2 Meija J. et al. Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2016. — Vol. 88, no. 3. — P. 265–291. — DOI:10.1515/pac-2015-0305.
- ↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Раков Э. Г. Фтор // Химическая энциклопедия: в 5 т / Зефиров Н. С. (гл. ред.). — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5: Три—Ятр. — С. 197—199. — 783 с. — 10 000 экз. — ISBN 5-85270-310-9.
- ↑ Таблица Менделеева на сайте ИЮПАК
- ↑ Главным образом в эмали зубов
- ↑ Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия».
- ↑ Pauling L., Keaveny I., Robinson A. B. J. Solid State Chem., 1970, Vol. 2, Issue 2, p. 225—227.
- ↑ J. Chem. Phys. 49 (1968) 1902.
- ↑ Энциклопедический словарь юного химика. Для среднего и старшего возраста. Москва, Педагогика-Пресс. 1999 год.
- ↑ Гринвуд Н., Эрншо А. «Химия элементов» т. 2, М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2008 стр. 147—148, 169 — химический синтез фтора
- ↑ Фтор в Популярной библиотеке химических элементов
- ↑ По данным National Toxicology Program
- ↑ Справочник потребителя
- ↑ в виде фторидов и фторорганических соединений
- ↑ Н. В. Лазарев, И. Д. Гадаскина. «Вредные вещества в промышленности». Том 3, страница 19.
Ссылки
- Информация о Перфторане
- Кровезаменитель Перфторан // Вестник РАН, 1997, том 67, N 11, с. 998—1013.
| 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.