КИСЛОРOДА ФТОРИДЫ

Содержание
  1. Фтор. Хлор
  2. Хлор
  3. Скачать:
  4. Химия 7-8 класс, школьный (первый) этап, г. Москва, 2017-2018 год
  5. Решение:
  6. Задача 2. Вещество из водорода и кислорода
  7. Решение
  8. Задача 3. Фториды в природе и в быту
  9. Задача 4. Новое ракетное топливо
  10. Задача 5. Реакция горения
  11. Задача 6. Эксперименты с газами
  12. Фтор
  13. Происхождение названия
  14. Распространение в природе
  15. Физические свойства
  16. Электронное строение
  17. Строение молекулы
  18. Кристаллы
  19. Изотопный состав
  20. Ядерные свойства изотопов фтора
  21. Магнитные свойства ядер
  22. Химические свойства
  23. Получение
  24. Лабораторный метод
  25. Промышленный метод
  26. Хранение
  27. Применение
  28. Применение в медицине
  29. Биологическая и физиологическая роль
  30. Токсикология
  31. O*F – Бинарные химические соединения – Каталог статей –
  32. Из воды фтор вытесняет кислород, образуя фтористый водород, причем кислород отчасти выделяется в форме озона.Получают OF2 взаимодействием фтора с холодным разбавленным раствором щелочи, иногда реакцией Na2O с фтором или воды с фтором в присутствии фторидов щелочных металлов. Образуется OF2также при электролизе KH2F3, содержащих воду. 
  33. Получено соединение F2O2.Взаимодействием F2O2c ClF при –1500С было получено вещество состава (F3ClO2)n. Оно устойчиво лишь при очень низких температурах и чрезвычайно реакционноспособно
  34. Получение дифтордиоксида производится пропусканием электрических искр через эквимолярную смесь фтора и кислорода при низкой температуре (температура жидкого воздуха)
  35. № 9 Фтор
  36. Нахождение в природе, получение:
  37. Физические свойства:
  38. Химические свойства:
  39. Важнейшие соединения:
  40. Применение:

Фтор. Хлор

КИСЛОРOДА ФТОРИДЫ

Фтор – газ светло-зеленого цвета (tпл = — 220оС  tкип = — 188оС). По поводу истинного цвета фтора возникало немало разногласий: из-за необычайно высокой реакционной способности редко кто осмеливался получать его в достаточном количестве в прозрачном сосуде. Но последующие исследования подтвердили окраску фтора, о которой сообщал ещё Муассан.

Фтор в запаянной ампуле

Фтор взаимодействует почти со всеми простыми веществами, включая тяжелые инертные газы (Kr, Xe). В его атмосфере загорается даже стекловата (SiO2 + 2F2 = 4HF + O2) и вода (2H2O + 2F2 = 4HF + O2). При этом наряду с кислородом в продуктах реакции присутствуют фториды кислорода OF2, O2F2 и озон O3.

Фтор используют для получения некоторых ценных фторпроизводных углеводородов, обладающих уникальными свойствами, как, например, смазочных веществ, выдерживающих высокую температуру, пластической массы, стойкой к химическим реагентам (тефлон), жидкостей для холодильников (фреонов).

В организме человека фтор содержится в виде нерастворимых фторидов, главным образом фторапатита, и входит в состав костной ткани и зубной эмали.

Для укрепления эмали рекомендуют использовать специальные фторсодержащие зубные пасты. С этой же целью фторируют питьевую воду, доводя концентрацию фторид-ионов примерно до 1 мг/л.

Однако следует помнить, что в больших количествах растворимые в воде фториды ядовиты.

Фториды – соли слабой плавиковой кислоты HF, представляющей собой водный раствор фтороводорода.

Молекулы HF в плавиковой кислоте связаны друг с другом настолько прочными водородными связями, что ее состав правильнее было бы передать формулой (HF)n.

Поскольку эта кислота (наряду с газообразным фтороводородом) обладает уникальной способностью разъедать стекло, её хранят в полиэтиленовой, свинцовой или парафиновой посуде.

Применение фтористого водорода довольно разнообразно. Безводный HF используют, главным образом, при органических синтезах, а плавиковую кислоту – при получении фторидов, травления стекла, удалении песка с металлических отливок, при анализах минералов и т.д.

Хлор

Хлор

Физические свойства

При обычных условиях хлор – газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха, ядовит. Вдыхание даже небольших количеств хлора вызывает раздражение дыхательных путей и кашель. В одном объёме воды при 20оС растворяется 2,5 объема хлора. Раствор хлора в воде называется хлорной водой.

Нахождение в природе

Хлор в природе в свободном состоянии практически не встречается. Широко распространены его соединения: каменная соль NaCl, сильвинит KCl ∙ NaCl и карналлит KCl ∙ MgCl2. Большое количество хлоридов содержится в морской воде. Хлор входит в состав зеленого вещества растений – хлорофилла.

Минерал сильвинит

Получение

В промышленности хлор получают электролизом водного раствора или расплава хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → Cl2↑ + H2↑ + 2NaOH

2NaCl → Cl2↑ + 2Na

В лаборатории хлор можно получить действием концентрированной соляной кислоты (при нагревании) на различные окислители, такие как оксид марганца (IV) MnO2, перманганат калия KMnO4, бертолетова соль KClO3 и др.:

4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O

KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑ + 3H2O

Химические свойства

Хлор – химически активное вещество, взаимодействует с простыми и сложными веществами.

Взаимодействие с простыми веществами

Как сильный окислитель хлор реагирует:

а) с водородом:

Cl2 + H2 = 2HCl

б) с металлами:

Cl2 + Na = 2NaCl

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

в) с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:

3Cl2 + 2P = 2PCl3

Cl2 + S = SCl2

С кислородом и азотом хлор непосредственно не взаимодействует.

Взаимодействие со сложными веществами

а) Реакция взаимодействия хлора с водой идет в две стадии. На первой стадии процесса образуются две кислоты – соляная HCl и хлорноватистая HClO:

Cl2 + H2O ⇄ HCl + HClO

Затем происходит процесс разложения хлорноватистой кислоты:

HClO = HCl + [O]→ атомарный кислород

Образованием атомарного кислорода объясняется окисляющее и отбеливающее действие хлора в воде. В хлорной воде погибают микроорганизмы. Органические красители, помещенные в хлорную воду, обесцвечиваются.

б) Обратите внимание, что с кислотами хлор не реагирует.

в) Взаимодействие хлора с растворами щелочей происходит по-разному в зависимости от условий протекания реакции:

на холоде: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

при нагревании: 3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

г) Хлор взаимодействует с бромидами и йодидами металлов:

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2↓

Cl2 + 2KI = 2KCl + I2↓

С фторидами металлов хлор не реагирует, так как его окислительная способность ниже окислительной способности фтора:

Cl2 + KF ≠

д) Хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами, например с метаном, бензолом и др.:

Cl2 + CH4 → CH3Cl + HCl

C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl

Хлороводород и соляная кислота

Хлороводород HCl – бесцветный газ с резким запахом, в воде хорошо растворяется, при 0оС в 1 л воды растворяется около 400 л HCl. Раствор хлороводорода в воде имеет кислую реакцию и называется хлороводородной, или соляной кислотой. Соляная кислота является сильной кислотой, обладает всеми общими свойствами кислот.

Соляная кислота – активный химический реагент, она взаимодействует:

  • с основаниями и амфотерными гидроксидами:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2HCl + Zn(OH)2 = ZnCl2 + 2H2O

  • с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + Mg = MgCl2 + H2O

2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O

Реакция соляной кислоты с цинком

  • с металлами, которые находятся в ряду напряжений до водорода:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2↑ + H2O

HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3

Последняя реакция является качественной реакцией на хлорид-ион.

Хлороводород можно получать:

а) прямым синтезом водорода и хлора;

б) действием концентрированной серной кислоты на твердые хлориды, например:

NaCl + H2SO4(конц) = HCl↑ + NaHSO4

(Отметим, что аналогичным способом можно получать HF, но нельзя получить HBr и HI, так как они являются сильными восстановителями и окисляются серной кислотой до свободных брома и йода).

Применение хлора и хлороводорода. Физиологическая роль соляной кислоты в организме человека

Хлор используется для отбеливания бумаги и тканей, в производстве пластмасс, для дезинфекции питьевой воды.

Хлор является исходным веществом при получении таких важнейших продуктов, как хлорная известь, фосген, хлороформ, определенные виды моющих средств, ядохимикатов, каучуков и т.д.

Огромное количество хлора используется для синтеза хлороводорода, растворением которого в воде получают соляную кислоту.

В организме человека соляная кислота вырабатывается клетками слизистой желудка. Она играет важную физиологическую роль, так как способствует перевариванию белков и убивает различные болезнетворные бактерии.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Хлор»  Хлор.doc (53 Загрузки)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Анализ хлорид-иона»  Анализ-хлорид-иона.docx (38 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Фтор»  Фтор.doc (56 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография сильвинитовой шахты

Источник: https://al-himik.ru/ftor-hlor/

Химия 7-8 класс, школьный (первый) этап, г. Москва, 2017-2018 год

КИСЛОРOДА ФТОРИДЫ

В итоговую оценку из 6 задач засчитываются 5 решений, за которые участник набрал наибольшие баллы, то есть одна из задач с наименьшим баллом не учитывается.

 ↑

В реакциях соединения из нескольких веществ образуется одно. Приведите уравнения реакций соединения, в которых сумма коэффициентов равна: а) 5; б) 7; в) 9. Напомним, что коэффициенты должны быть целыми числами.

Чему равна минимально возможная сумма коэффициентов в уравнении реакции соединения? Приведите пример.

Может ли эта сумма быть чётным числом? Если да, то приведите пример.

Решение:

 ↑

а) 2Cu + O2 = 2CuO или 2H2 + O2 = 2H2O

б) 4Li + O2 = 2Li2O

в) 4Al + 3O2 = 2Al2O3 или 4Fe + 3O2 = 2Fe2O3

Минимально возможная сумма коэффициентов – 3 (два реагента и один продукт), например

C + O2 = CO2 или S + O2 = SO2

Конечно, сумма коэффициентов может быть чётной, например:

Na2O + H2O = 2NaOH или H2 + Cl2 = 2HCl

или

N2 + 3H2 = 2NH3 или 3Fe + 2O2 = Fe3O4

Критерий оценивания: по 2 балла за каждое уравнение (в каждом пункте засчитывается только одно уравнение). Принимается любое разумное уравнение, удовлетворяющее условию задачи.

Итого 10 баллов

Задача 2. Вещество из водорода и кислорода

 ↑

Сложное вещество, в молекуле которого на один атом кислорода приходится один атом водорода, представляет собой неустойчивую жидкость, неограниченно смешивающуюся с водой.

Разбавленный (3%) раствор этого вещества используется в медицине. Составьте молекулярную и структурную формулу этого вещества.

Что произойдёт, если в водный раствор этого вещества внести щепотку оксида марганца(IV)? Запишите уравнение реакции.

Решение

 ↑

Вещество, о котором идёт речь, – пероксид водорода. Его молекулярная формула H2O2. (3 балла). Чтобы её составить, достаточно знать, что кислород имеет постоянную валентность, равную 2. Структурная формула

4 балла

При внесении оксида марганца пероксид водорода разлагается:

2H2O2 = 2H2O + O2: 3 балла

(1 балл, если записано неверное уравнение разложения на простые вещества).

Оксид марганца выступает в роли катализатора.

Итого 10 баллов

Задача 3. Фториды в природе и в быту

 ↑

Природный минерал флюорит обладает интересными свойствами. Он имеет широкий спектр окраски: от розовых оттенков до фиолетовых. Окраску минералу придают примеси соединений различных металлов. После нагревания или облучения ультрафиолетовым светом минерал начинает светиться в темноте. Химический состав минерала: содержание кальция – 51,28 %, содержание фтора – 48,72 % по массе.

  1. Используя данные о химическом составе, выведите формулу минерала флюорита. Расчёты запишите.
  2. В каких средствах гигиены содержатся соединения фтора? В каких случаях нужно использовать это средство гигиены? Какое заболевание они предотвращают?

Задача 4. Новое ракетное топливо

 ↑

Новое экспериментальное ракетное топливо представляет собой смесь тонкоизмельчённого льда и порошка алюминия, частицы которого по размеру в 500 раз меньше толщины волоса. При поджигании происходит химическая реакция, в которой образуются оксид и простое вещество. Напишите уравнение этой реакции.

  1. В каком соотношении по массе надо смешать исходные вещества, чтобы они прореагировали полностью?
  2. Как Вы думаете, за счёт чего создаётся реактивная тяга?
  3. Новое топливо называется АЛИСА (пер. с англ.). Почему?

Задача 5. Реакция горения

 ↑

При горении сложного вещества на воздухе образовались азот, углекислый газ и вода. Составьте формулу этого вещества, если известно, что в его состав входят атом углерода, атом азота и максимально возможное число атомов водорода. Помните, что валентность углерода равна 4, азота 3, а водорода 1. Составьте уравнение реакции горения.

Задача 6. Эксперименты с газами

 ↑

Рисунок 1 Рисунок 2

Пустую колбу закрыли пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустили в стакан с водой (см. рисунок 1). Когда колбу плотно обхватили рукой, то из отверстия трубки начали выделяться пузырьки газа (см. рисунок 2).

  1. Почему выделяются пузырьки газа, когда колбу обхватывают рукой? Какой газ выделяется?
  2. Выделение газа из газоотводной трубки в данном случае является физическим или химическим явлением? Ответ поясните.
  3. Ученик собрал прибор, описанный в условии задачи (колба с пробкой и газоотводной трубкой). Однако, как он ни старался обхватить колбу рукой, пузырьки газа из газоотводной трубки не выделялись. Предложите возможное объяснение такого результата.
  4. Возможно ли эксперимент провести так, чтобы вода из стакана начала засасываться по трубке в колбу? Если да, то опишите, как это можно сделать. Не разрешается разбирать прибор и заполнять его специально каким-либо газом.
  5. Если колбу предварительно заполнить некоторым газом, а затем вставить пробку с газоотводной трубкой, конец которой опустить в воду, то можно наблюдать «фонтан». Вода под давлением будет подниматься в колбу и в конце опыта практически полностью заполнит её. Предложите вариант такого газа и объясните образование «фонтана» внутри колбы.

Фтор

КИСЛОРOДА ФТОРИДЫ

Первое соединение фтора — флюорит (плавиковый шпат) CaF2 — описано в конце XV века под названием «флюор». В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту.

При обработке минерала флюорита CaF2 серной кислотой он выделил HF в виде водного раствора. Это событие рассматривается в истории химии как открытие фтора. Аналогию с хлором предложил в 1810 г.

Андре Ампер, его поддержал Гемфри Дэви. Дэви изучил растворения стекла в плавиковой кислоте.

Как химический элемент, входящий в состав плавиковой кислоты, 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, порча, вред»), предложенное Андре Ампером в 1810 году, употребляется в русском и некоторых других языках; во многих странах приняты названия, производные от лат.

 fluorum (от fluere — «течь», — по способности некоторых соединений фтора, например флюорита (CaF2), понижать температуру плавления металлургического шлака, образующегося при восстановлении металлов из руд, и увеличивать его текучесть.

Распространение в природе

фтора в атомных процентах в природе показано в таблице:

Объект
Почва0,02
Воды рек0,00002
Воды океана0,0001
Зубы человека0,01

В природе значительные 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.

Из растений относительно богаты фтором чечевица и лук.

В почве фтор накапливается в результате вулканической деятельности, в составе вулканических газов обычно содержится большое количество фтороводорода.

Физические свойства

При нормальных условиях представляет собой бледно-жёлтый газ. В малых концентрациях в воздухе его 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). 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).

Ниже температуры плавления образует кристаллы бледно-жёлтого цвета.

Электронное строение

Электронная конфигурация атома фтора: 1s22s22p5.

Атомы фтора в соединениях могут проявлять степень окисления, равную −1. Положительные степени окисления в соединениях неизвестны, так как фтор является самым электроотрицательным элементом.

Квантовохимический терм атома фтора — 2P3/2.

Строение молекулы

Применение метода МО для молекулы F2

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.

Кристаллы

Кристаллическая структура α-фтора (стабильная при атмосферном давлении)

Фтор образует молекулярные кристаллы с двумя кристаллическими модификациями, стабильными при атмосферном давлении:

  • α-фтор, непрозрачный, твёрдый и хрупкий, существует при температуре ниже 45,6 K, кристаллическая решётка моноклинной сингонии, пространственная группа C 2/c, параметры ячейки a = 0,54780(12) нм, b = 0,32701(7) нм, c = 0,72651(17) нм, β = 102,088(18)°, Z = 4, d = 1,98 г/см3 с объёмом элементарной ячейки 0,12726(5) нм3 (при 10 К);
  • β-фтор, прозрачный и менее плотный и твёрдый, существует в интервале температур от 45,6 К до точки плавления 53,53 K, кристаллическая решётка кубической сингонии (примитивная решётка), пространственная группа Pm3n, параметры ячейки a = 0,65314(15) нм, Z = 8, d = 1,81 г/см3 с объёмом элементарной ячейки 0,27862(11) нм3 (при 48 К), решётка изотипична γ-фазе O2 и δ-фазе N2. Следует отметить, что в раннем (но единственном проведённом до 2019 года) эксперименте по изучению структуры β-фтора рентгенографическая плотность кристалла была оценена как 1,70(5) г/см3, и эта плотность твёрдого фтора цитируется в большинстве справочников. Более точное современное измерение даёт 1,8104(12) г/см3.

Фазовый переход между этими кристаллическими фазами фтора более экзотермичен, чем затвердевание жидкого фтора. Фаза ромбической сингонии у твёрдого фтора не обнаружена, в отличие от всех прочих галогенов. Молекулы α-фтора разупорядочены по направлению. Длина связи F—F в молекулах составляет 0,1404(12) нм.

Даже при столь низких температурах взаимодействие кристаллов фтора со многими веществами приводит к взрыву.

Изотопный состав

Основная статья: Изотопы фтора

Фтор является моноизотопным элементом: 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

ИзотопОтносительная масса, а. е. м.Период полураспадаТип распадаЯдерный спинЯдерный магнитный момент
17F17,002095264,5 cβ+-распад в 17O5/24,722
18F18,0009381,83 часаβ+-распад в 18O1
19F18,99840322Стабилен1/22,629
20F19,999981311 cβ−-распад в 20Ne22,094
21F20,9999494,2 cβ−-распад в 21Ne5/2
22F22,003004,23 cβ−-распад в 22Ne4
23F23,003572,2 cβ−-распад в 23Ne5/2

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.

К воздействию фтора при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счёт образования на их поверхности плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором, например, 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:

 2F2 + 2H2O → 4HF↑ + O2↑ 12F2 + 11H2O → 19HF↑ + H2O2 + HOF ↑ + O2↑ + O3↑ + OF2 ↑ + O2F2↑  Pt + 2F2  →350−400oC   PtF4

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

 2CoF3 → 2CoF2 + F2↑ 2MnF4 → 2MnF3 + F2↑

Фтор также способен окислять в электрическом разряде кислород, образуя дифторид кислорода OF2 и диоксидифторид O2F2. Под давлением или при облучении ультрафиолетом реагирует с криптоном и ксеноном с образованием фторидов благородных газов.

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.

Не реагирует с гелием, неоном, аргоном, азотом, кислородом, 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:

 2K2MnF6 + 4SbF5 → 4KSbF6 + 2MnF3 + F2↑

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 °C, разложение фторидов серебра 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 плёнкой фторидов, которая защищает от дальнейшей реакции с фтором).

Применение

Фтор используется для получения:

  • фреонов — широко распространённых 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;

Основная статья: Соединения фтора в ракетной технике

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

Основная статья: Соединения фтора в медицине

Фторированные углеводороды (например перфтордекалин) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество лекарств, содержащих фтор в структуре (фторотан, фторурацил, флуоксетин, галоперидол и др.). Фториды натрия, калия и др. применяются для профилактики кариеса (см. ниже).

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.

Нормальное суточное поступление фтора в организм человека равно 2,5—3,5 мг.

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.

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 %.

Предельно допустимая концентрация связанного фтора (в виде фторидов и фторорганических соединений) в воздухе промышленных помещений равна 0,0005 мг/литр воздуха.

Токсикология

Фтор представляет собой чрезвычайно агрессивное ядовитое вещество. Является сильным окислителем. 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.

Источник: https://chem.ru/ftor.html

O*F – Бинарные химические соединения – Каталог статей –

КИСЛОРOДА ФТОРИДЫ

OF

OF2  F2O2  O3F2    O4F2      O5F2      O6F2 

OF2 

Дифторид кислорода OF2 – бесцветный ядовитый газ с неприятным запахом,  т. пл.   -223,80С, т. кип.  –145,050С,  ∆Нобр0 =  24,5 кДж/моль. Умеренно растворим в воде.

NaOH + F2 = OF2 +

OF2 медленно реагирует с водой и растворами щелочей, давая кислород. Реагирует с большинством простых веществ, особенно при нагревании. Сильный окислитель и фторирующий реагент.

Фторирует SO2, NO2, Cl2, фотохимически фторируетClF3, SO3 и др.

Реакция OF2 с хлором при поджигании имеет взрывной характер и приводит к образованию ClF и кислорода.

2OF2 + 2Cl2 = 4ClF + O2

Оксофторид пятивалентного хлора OClF3был получен под действием ультрафиолетовых лучей по реакции 

OF2 + 2ClF3  = OClF3 + ClF5 

Известна реакция фтора с водой

2F2 + H2O = OF2 + 2HF 

с образованием OF2.

Из воды фтор вытесняет кислород, образуя фтористый водород, причем кислород отчасти выделяется в форме озона.Получают OF2 взаимодействием фтора с холодным разбавленным раствором щелочи, иногда реакцией Na2O с фтором или воды с фтором в присутствии фторидов щелочных металлов. Образуется OF2 также при электролизе KH2F3, содержащих воду. 

O2F2 

Диоксидифторид O2F2 – оранжевый ядовитый газ, т. пл.   -1540С, т. кип.  –570С (с разложением),  ∆Нобр0 =  19,2 кДж/моль.

O2F2 сильный окислитель и фторирующий реагент.

Получено соединение F2O2.Взаимодействием F2O2c ClF при –1500С было получено вещество состава (F3ClO2)n. Оно устойчиво лишь при очень низких температурах и чрезвычайно реакционноспособно

Получают O2F2 из кислорода и фтора при низких температурах и давлениях в тлеющем разряде, с помощью фотохимической (ртутная лампа) или радиационной активации, при взаимодействииO2 с атомарным фтором. 

O3F2 

В электрическом разряде в смеси кислорода и фтора также образуются: триоксидифторид (фторид озона) O3F2 – в жидком виде имеет темно-красный цвет, т. пл.   -1890С, т. кип.  –600С (с разложением). 

O4F2 

Тетраоксидифторид O4F2 – в твердом состоянии имеет красно-коричневый цвет, т. пл.   -1910С (с разложением).

O5F2 

Пентаоксидифторид O5F2 – при –1960С красновато-коричневое масло, разлагается при –1830С. 

O6F2 

Гексаоксидифторид O6F2 – при –2130С кристаллы с металлическим блеском, разлагается с выделением озона при –1830С. 

Все кислородные соединения фтора взрываются при быстром нагревании. Фториды кислорода – перспективные окислители или добавки к окислителям ракетного топлива. OF2 и O2F2 –источники атомарного фтора.

Диоксидифторид (дифтордиоксид) — бинарное соединение кислорода и фтора с химической формулой O2F2.

Физические свойства

Представляет собой желто-оранжевое твердое вещество, которое при плавлении превращается в жидкость красного цвета. Разложение диоксидифторида начинается при температуре выше −57 °C.

Получение дифтордиоксида производится пропусканием электрических искр через эквимолярную смесь фтора и кислорода при низкой температуре (температура жидкого воздуха)

Тетраоксидифторид — O4F2, димер диоксигенилфторида O2F. Красно-коричневое твёрдое вещество, диссоциирующее при нагревании выше −191 °C.

Химические свойства

Тетраоксидифторид представляет собой димер радикала диоксигенилфторида FO2·, в температурном диапазоне от −175 до −185 °C радикал и его димер сосуществуют в виде равновесной смеси:

2FO2· ↔ F2O4

Диоксигенилфторид изостеричен озонид-аниону, однако геометрия молекулы ближе к диоксидифториду: связи F-O-O образуют тупой угол, связь O=O диоксигенилфторида (и тетраоксидифторида) значительно короче и прочнее (энергия диссоциации — 463 КДж/моль, длина — 1.217 Å), чем связь O-F (энергия диссоциации — 77 КДж/моль, длина — 1.575 Å). При димеризации и образовании тетраоксидифторида слабая легко диссоциирующая связь образуется между терминальными атомами кислорода диоксигенилфторида: FO=O···O=OF.

И тетраоксидифторид, и диоксигенилфторид реагируют с кислотами Льюиса — акцепторами фторид-аниона, образуя соли диоксигенил-аниона:

O2F + BF3  O2+BF4−

Тетраоксидифторид является более сильным окислителем и фторирующим агентом, чем диоксидифторид F2O2[1].

№ 9 Фтор

КИСЛОРOДА ФТОРИДЫ

Первое соединение фтора – флюорит (плавиковый шпат) CaF2 – описано в конце XV века под названием “флюор” (от fluere – “течь”, по свойству этого соединения понижать температуру плавления руды и увеличивать текучесть расплава). В 1771 году Карл Шееле получил плавиковую кислоту.

Как один из элементов 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.
Название “фтор” (от греч.

fqoroz – разрушение), предложенное Андре Ампером в 1810 году, употребляется в русском и некоторых других языках; во многих странах приняты названия, производные от латинского “Fluor”.

Нахождение в природе, получение:

Фтор является “чистым элементом”, то есть в природе содержится только изотоп фтора 19F. Известны 17 радиоактивных изотопов фтора с массовым числом от 14 до 31. Самым долгоживущим из них является 18F с периодом полураспада 109,8 минуты, важный источник позитронов, использующийся в позитрон-эмиссионной томографии.

В лабораторных условиях фтор можно получать с помощью электролиза. 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: 2K2MnF6 + 4SbF5 = 4KSbF6 + 2MnF3 + F2

Хотя этот метод не имеет практического применения, он демонстрирует, что электролиз необязателен.

Промышленное производство фтора осуществляется электролизом расплава кислого фторида калия KF·3HF (часто с добавлениями фторида лития) при температуре около 100°С 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. Сжижается при 88 К, при 55 К переходит в твердое состояние с молекулярной кристаллической решёткой, которая может находиться в нескольких модификациях. Структура a-фтора (стабильная при атмосферном давлении) является моноклинной гранецентрированной.

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).

Фтор также способен окислять кислород образуя фторид кислорода OF2. С азотом фтор реагирует лишь в электрическом разряде, с платиной – при температуре красного каления.

Некоторые металлы (Fe, Сu, Al, Ni, Mg, Zn) реагируют с фтором с образованием защитной плёнки фторидов, препятствующей дальнейшей реакции.

Фтор взаимодействует со многими сложными веществами. Он замещает все галогены в галогенидах, легко фторируются сульфиды, нитриды и карбиды.

Гидриды металлов образуют с фтором на холоду фторид металла и HF; аммиак (в парах) – N2 и HF. Фтор замещает водород в кислотах или металлы в их солях:

НNО3(или NaNO3) + F2 => FNO3 + HF (или NaF);
Карбонаты щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с фтором при обычной температуре; при этом получаются соответствующий фторид, СО2 и О2.
В атмосфере фтора горит даже вода: 2F2 + 2H2O = 4HF + O2.
Фтор энергично реагирует с органическими веществами.

Важнейшие соединения:

Фтороводород – бесцветный газ с резким запахом, при комнатной температуре существует преимущественно в виде димера H2F2, ниже 19,9°C – бесцветная подвижная жидкость. Хорошо растворим в воде в любом отношении с образованием фтороводородной (плавиковой) кислоты.

Образует азеотропную смесь с концентрацией 35,4% HF, дымит на воздухе (вследствие образования с парами воды мелких капелек раствора) и сильно разъедает стенки дыхательных путей.
Фторид кислорода, OF2 бесцветный ядовитый газ, малорастворим в воде. Получают реакцией фтора с разб. раствором щелочи: 2NaОH + 2F2 => OF2 + 2NaF + H2O.

Сильный окислитель.
Смесь паров воды и дифторида кислорода взрывоопасна: H2O + OF2 = 2HF + O2.
Гексафторид серы, SF6 (элегаз) – тяжелый газ, практически бесцветный, обладает высокими электроизолирующими свойствами, высоким напряжением пробоя, при этом практически инертен.

Фториды металлов – типичные соли, обычно менее растворимы, чем соответствующие хлориды, но AgF лучше растворим, чем другие галогениды серебра.

Применение:

Газообразный фтор используется для получения:
    – гексафторида урана UF6 из UF4, применяемого для разделения изотопов урана для ядерной промышленности,
    – OF2, трёхфтористый хлор ClF3 – фторирующие агенты и мощные окислители ракетного топлива,
    – шестифтористой серы SF6 – газообразный изолятор в электротехнической промышленности,    – фреонов – хороших хладагентов,    – тефлонов – химически инертных полимеров,

    – гексафтороалюмината натрия – для последующего получения алюминия электролизом и т.д.

Осипов Антон Анатольевич
ХФ ТюмГУ, 561/2 группа

Источники:
Фтор // Википедия. Дата обновления: 20.01.2019. URL: https://ru.wikipedia.org/wiki/Фтор

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info09.htm

Ваш педагог
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: