С чем реагирует фтор с
Химические свойства фтора
Большая энергия связей между атомом фтора и атомами других элементов является следствием большой электроотрицательности фтора и маленьким размером его атома. Благодаря малой энергии связи молекула фтора легко диссоциирует на атомы и энергия активации реакций со фтором обычно не велика, поэтому процессы с участием фтора протекают очень быстро.
Для фтора характерно:
1. Отсутствие положительных степеней окисления в соединениях с другими элементами.
2. Чрезвычайно низкая энергия активации реакций.
4. Стремление максимально использовать валентные электроны партнеров. Именно в соединениях со фтором реализуются высшие степени окисления многих элементов: BiF5, SF6, IF7, OsF7, CuF3 и др.
Итак, фтор – сильнейший окислитель. По образному выражению академика А. Е. Ферсмана его можно назвать “всесъедающим”.
Щелочные металлы, свинец, железо и большинство порошков других металлов загораются в атмосфере фтора при комнатной температуре. На некоторые металлы (алюминий, железо, никель, медь, цинк, марганец, магний) фтор на холоде не действует из-за образования поверхностной пленки фторидов, защищающей металл от дальнейшего взаимодействия. Поэтому сплавы этих металлов или никеля используют для хранения фтора. Однако при нагревании фтор реагирует со всеми металлами, в т.ч. с золотом и платиной.
Со многими неметаллами (водород, йод, бром, сера, фосфор, мышьяк, сурьма, углерод, кремний, бор) фтор взаимодействует на холоде; реакции протекают со взрывом или с образованием пламени.
С серой, фосфором и сурьмой фтор взаимодействует даже при температуре жидкого воздуха (-190 °C):
Криптон взаимодействует с фтором под действием электрического разряда, а ксенон горит в атмосфере фтора ярким пламенем.
При нагревании с фтором реагирует хлор с образованием ClF и ClF3. Бром и йод при взаимодействии с фтором образуют следующие соединения: BrF, BrF3, BrF5, IF, IF3, IF5, IF7.
При нагревании фтор вступает в реакцию и с азотом:
Непосредственно фтор не реагирует только с углеродом (в виде алмаза), гелием, неоном и аргоном.
В реакциях с фтором в роли восстановителей выступают такие вещества как азотная и серная кислоты:
Под действием фтора разлагается вода:
0 °C: H2O(тв) + F2 = HF + HOF (фтороксигенат водорода)
В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде ваты), асбест, кварц:
Катализатором этой реакции является вода. С совершенно сухим кварцем или стеклом фтор не взаимодействует.
С чем реагирует фтор с
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 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
Ядерные свойства изотопов фтора
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
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 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).
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.
Периодическая система химических элементов Менделеева
Классификация хим. элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона/
| IA | IIA | IIIB | IVB | VB | VIB | VIIB | —- | VIIIB | —- | IB | IIB | IIIA | IVA | VA | VIA | VIIA | VIIIA | |
| Период | ||||||||||||||||||
| 1 | 1 H Водород | 2 He Гелий | ||||||||||||||||
| 2 | 3 Li Литий | 4 Be Бериллий | 5 B Бор | 6 C Углерод | 7 N Азот | 8 O Кислород | 9 F Фтор | 10 Ne Неон | ||||||||||
| 3 | 11 Na Натрий | 12 Mg Магний | 13 Al Алюминий | 14 Si Кремний | 15 P Фосфор | 16 S Сера | 17 Cl Хлор | 18 Ar Аргон | ||||||||||
| 4 | 19 K Калий | 20 Ca Кальций | 21 Sc Скандий | 22 Ti Титан | 23 V Ванадий | 24 Cr Хром | 25 Mn Марганец | 26 Fe Железо | 27 Co Кобальт | 28 Ni Никель | 29 Cu Медь | 30 Zn Цинк | 31 Ga Галлий | 32 Ge Германий | 33 As Мышьяк | 34 Se Селен | 35 Br Бром | 36 Kr Криптон |
| 5 | 37 Rb Рубидий | 38 Sr Стронций | 39 Y Иттрий | 40 Zr Цирконий | 41 Nb Ниобий | 42 Mo Молибден | (43) Tc Технеций | 44 Ru Рутений | 45 Rh Родий | 46 Pd Палладий | 47 Ag Серебро | 48 Cd Кадмий | 49 In Индий | 50 Sn Олово | 51 Sb Сурьма | 52 Te Теллур | 53 I Иод | 54 Xe Ксенон |
| 6 | 55 Cs Цезий | 56 Ba Барий | * | 72 Hf Гафний | 73 Ta Тантал | 74 W Вольфрам | 75 Re Рений | 76 Os Осмий | 77 Ir Иридий | 78 Pt Платина | 79 Au Золото | 80 Hg Ртуть | 81 Tl Таллий | 82 Pb Свинец | 83 Bi Висмут | (84) Po Полоний | (85) At Астат | 86 Rn Радон |
| 7 | 87 Fr Франций | 88 Ra Радий | ** | (104) Rf Резерфордий | (105) Db Дубний | (106) Sg Сиборгий | (107) Bh Борий | (108) Hs Хассий | (109) Mt Мейтнерий | (110) Ds Дармштадтий | (111) Rg Рентгений | (112) Cp Коперниций | (113) Uut Унунтрий | (114) Uuq Унунквадий | (115) Uup Унунпентий | (116) Uuh Унунгексий | (117) Uus Унунсептий | (118) Uuo Унуноктий |
| 8 | (119) Uue Унуненний | (120) Ubn Унбинилий | ||||||||||||||||
| Лантаноиды * | 57 La Лантан | 58 Ce Церий | 59 Pr Празеодим | 60 Nd Неодим | (61) Pm Прометий | 62 Sm Самарий | 63 Eu Европий | 64 Gd Гадолиний | 65 Tb Тербий | 66 Dy Диспрозий | 67 Ho Гольмй | 68 Er Эрбий | 69 Tm Тулий | 70 Yb Иттербий | 71 Lu Лютеций | |||
| Актиноиды ** | 89 Ac Актиний | 90 Th Торий | 91 Pa Протактиний | 92 U Уран | (93) Np Нептуний | (94) Pu Плутоний | (95) Am Америций | (96) Cm Кюрий | (97) Bk Берклий | (98) Cf Калифорний | (99) Es Эйнштейний | (100) Fm Фермий | (101) Md Менделевий | (102) No Нобелей | (103) Lr Лоуренсий | |||
| Щелочные металлы | Щёлочноземельные металлы | Лантаноиды | Актиноиды | Переходные металлы |
| Лёгкие металлы | Полуметаллы | Неметаллы | Галогены | Инертные газы |
198095, г.Санкт-Петербург, ул.Швецова, д.23, лит.Б, пом.7-Н, схема проезда
Галогены
Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.
Общая характеристика элементов VIIa группы
От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.
Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.
Природные соединения
Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.
Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.
В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.
Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.
Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.
F2 + H2 → HF (в темноте со взрывом)
Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность 😉
Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.
Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O
Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.
KBr + I2 ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)
Галогеноводороды
В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.
В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.
Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.
KOH + HCl → KCl + H2O (реакция нейтрализации)
Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).
В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.
В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO2 с плавиковой кислотой.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.