химия

9	Фтор
F 18,998
2s22p5

Фтор — элемент 17-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элемент главной подгруппы VII группы), второго периода, с атомным номером 9^[3]. Обозначается символом F (лат. Fluorum). Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группыгалогенов. Простое вещество фтор (CAS-номер: 7782-41-4) при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F₂) бледно-жёлтого цвета с резким запахом, напоминающим озон или хлор.

Содержание   [убрать]  1 История 1.1 Происхождение названия 2 Распространение в природе 3 Изотопный состав 3.1 Ядерные свойства изотопов фтора 3.2 Магнитные свойства ядер 4 Электронное строение 4.1 Строение молекулы 5 Кристаллическая решётка 6 Получение 6.1 Лабораторный метод 6.2 Промышленный метод 7 Физические свойства 8 Химические свойства 9 Хранение 10 Применение 10.1 Применение в химии 10.2 Ракетная техника 10.3 Применение в медицине 11 Биологическая и физиологическая роль 12 См. также 13 Литература 14 Примечания 15 Ссылки

[править]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 кислогофторида калия KHF₂.

[править]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 руды и увеличивать текучесть расплава).

[править]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[4]	0,01

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.

[править]Изотопный состав

Основная статья: Изотопы фтора

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 — ¹⁸F^m. Самым долгоживущим из радиоактивных изотопов фтора является ¹⁸F с периодом полураспада 109,771 минуты, важный источникпозитронов, использующийся в позитрон-эмиссионной томографии.

[править]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

[править]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.

[править]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 — ²P_3/2

[править]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.

[править]Кристаллическая решётка

Кристаллическая структура α-фтора (стабильная при атмосферном давлении)

Фтор образует две кристаллические модификации, стабильные при атмосферном давлении:

• α-фтор — существует при температуре меньше 45,6 K, кристаллическая решетка моноклинная, пространственная группа C 2/c, параметры a = 0,550 нм, b = 0,328 нм, c = 0,728 нм, β = 102,17°, Z = 4^[5][6].

• β-фтор — существует в интервале температур 45,6 ÷ 53,53 K, кристаллическая решетка кубическая, параметры a = 0,667 нм, Z = 8.

[править]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.

[править]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^[7]:

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.

[править]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.

[править]Физические свойства

Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит.

Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (плавления). 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)^[8].

[править]Химические свойства

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами кроме, разумеется, фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов, и с большинством из них — с горением и взрывом. К фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счет образования плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором — Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву даже при очень низких температурах (до −252°C). В атмосфере фтора горят даже вода иплатина:

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.

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].

[править]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 непреодолимой для фтора пленкой фторидов^[10]).

[править]Применение

[править]Применение в химии

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

[править]Ракетная техника

Основная статья: Соединения фтора в ракетной технике

Соединения фтора и сам фтор применяются в ракетной технике как окислители ракетного топлива.

[править]Применение в медицине

Основная статья: Соединения фтора в медицине

Фторированные углеводороды (напр. перфтордекалин) применяются в медицине как кровезаменители. Существует множество лекарств, содержащих фтор в структуре (фторотан, фторурацил и др.).

[править]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: кариес и флюороз(крапчатость эмали) и остеосаркома, соответственно^[11].

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 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 помещениях равна 0,0005 мг/литр воздуха.

Хром

[править]

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Для термина «Chrome» см. другие значения.

Запрос «Cr» перенаправляется сюда; см. также другие значения.

24 Ванадий ← Хром → Марганец Cr ↓ Mo 24Cr
Внешний вид простого вещества
Твёрдый металл голубовато-белого цвета
Свойства атома
Имя, символ, номер	Хром / Chromium (Cr), 24
Атомная масса (молярная масса)	51,9961 а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	[Ar] 3d5 4s1
Радиус атома	130 пм
Химические свойства
Ковалентный радиус	118 пм
Радиус иона	(+6e)52 (+3e)63 пм
Электроотрицательность	1,66 (шкала Полинга)
Электродный потенциал	-0.74
Степени окисления	6, 3, 2, 0
Энергия ионизации (первый электрон)	652,4 (6,76) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)	7,19 г/см³
Температура плавления	2130 K
Температура кипения	2945 K
Теплота плавления	21 кДж/моль
Теплота испарения	342 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	23,3[1] Дж/(K·моль)
Молярный объём	7,23 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	кубическая объёмноцентрированая
Параметры решётки	2,885 Å
Температура Дебая	460 K
Прочие характеристики
Теплопроводность	(300 K) 93,9 Вт/(м·К)

24	Хром
Cr 51,996
3d54s1

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементовД. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Содержание   [убрать]  1 История 2 Происхождение названия 3 Нахождение в природе 3.1 Месторождения 4 Геохимия и минералогия 5 Получение 6 Физические свойства 7 Химические свойства 7.1 Характерные степени окисления 7.2 Простое вещество 7.3 Соединения Cr(+2) 7.4 Соединения Cr(+3) 7.5 Соединения хрома (+4) 7.6 Соединения хрома (+6) 8 Применение 9 Биологическая роль и физиологическое действие 10 Интересные факты 11 См. также 12 Примечания 13 Ссылки

[править]История

В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO₄. Современное название — крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкийметалл (скорее всего Воклен получил карбид хрома).

[править]Происхождение названия

Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

[править]Нахождение в природе

Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr₂O₃. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO₄.

[править]Месторождения

Самые большие месторождения хрома находятся в ЮАР (1 место в мире), Казахстане, России, Зимбабве, Мадагаскаре. Также есть месторождения на территории Турции, Индии, Армении^[2], Бразилии, на Филиппинах^[3].

Главные месторождения хромовых руд в РФ известны на Урале (Донские и Сарановское).

Разведанные запасы в Казахстане составляют свыше 350 миллионов тонн (2 место в мире)^[3].

[править]Геохимия и минералогия

Среднее содержание хрома в различных изверженных породах резко непостоянно. В ультраосновных породах (перидотитах) оно достигает 2 кг/т, в основных породах (базальтах и др.) — 200 г/т, а в гранитах десятки г/т. Кларк хрома в земной коре 83 г/т. Он является типичным литофильным элементом и почти весь заключен в минералах типа хромшпинелидов. Хром вместе с железом, титаном, никелем, ванадием и марганцем составляют одно геохимическое семейство.

Различают три основных минерала хрома: магнохромит (Mn, Fe)Cr₂O₄, хромпикотит (Mg, Fe)(Cr, Al)₂O₄ и алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄. По внешнему виду они неразличимы и их неточно называют «хромиты». Состав их изменчив:

• Cr₂O₃ 18—62 %,

• FeO 1—18 %,

• MgO 5—16 %,

• Al₂O₃ 0,2 — 0,4 (до 33 %),

• Fe₂O₃ 2 — 30 %,

• примеси TiO₂ до 2 %,

• V₂O₅ до 0,2 %,

• ZnO до 5 %,

• MnO до 1 %; присутствуют также Co, Ni и др.

Собственно хромит, то есть FeCr₂O₄ сравнительно редок. Помимо различных хромитов, хром входит в состав ряда других минералов — хромовой слюды (фуксита), хромового хлорита, хромвезувиана, хромдиопсида, хромтурмалина, хромового граната (уваровита) и др., которые нередко сопровождают руды, но сами промышленного значения не имеют. В экзогенных условиях хром, как и железо, мигрирует в виде взвесей и может накапливаться в глинах. Наиболее подвижной формой являются хроматы.

[править]Получение

Хром встречается в природе в основном в виде хромистого железняка Fe(CrO₂)₂ (хромит железа). Из него получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):