WikiSort.ru - Не сортированное

9 Кислород ← Фтор → Неон F ↓ Cl 9F
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 (F, лат. fluorum) — химический элемент 17-й группы, второго периода периодической системы (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA) с атомным номером 9. Самый химически активный неметалл и сильнейший окислитель, самый лёгкий элемент из группы галогенов. Как простое вещество при нормальных условиях фтор представляет собой двухатомный газ (формула F₂) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор. Токсичен.

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.

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)^[5].

Электронное строение

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 — ²P_3/2.

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

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/см^3[6][7][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/см^3[3].

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. Продукты реакции фтора с водой, в зависимости от условий её протекания, могут различаться:

${\displaystyle {\mathsf {2F_{2}+2H_{2}O\rightarrow 4HF\uparrow +O_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {12F_{2}+11H_{2}O\rightarrow 19HF\uparrow +H_{2}O_{2}\uparrow +HOF\uparrow +O_{2}\uparrow +O_{3}\uparrow +OF_{2}\uparrow +O_{2}F_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {Pt+2F_{2}\ {\xrightarrow {350-400^{o}C}}\ PtF_{4}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2CoF_{3}\rightarrow 2CoF_{2}+F_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {2MnF_{4}\rightarrow 2MnF_{3}+F_{2}\uparrow }}}$

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^[8].

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

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.

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^[10]).

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;

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^[11].

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 %^[12].

Предельно допустимая концентрация связанного фтора^[13] 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^[14].

NFPA 704

0

4

4

OX

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

Ссылки

	Портал «Химия»
	Фтор в Викисловаре
	Фтор на Викискладе
	Проект «Химия»

• Информация о Перфторане
• Кровезаменитель Перфторан // Вестник РАН, 1997, том 67, N 11, с. 998—1013.