Дивитись, що таке "фтор" в інших словниках. Реакційна здатність галогенів Взаємодія галогенів із водою

Реакції дорослих Багато батьків не завжди знають, як реагувати на вчинки та деякі дії своїх дітей. Коли ми стикаємося з проблемами, ми реагуємо трьома способами.1. Ми вдаємо, що нічого не сталося.2. Ми визначаємо ворога та атакуємо.3. Ми реально

Атом водню має електронну формулу зовнішнього (і єдиного) електронного рівня. s 1 . З одного боку, за наявності одного електрона на зовнішньому електронному рівні атом водню схожий на атоми лужних металів. Однак, йому, як і галогенам не вистачає до заповнення зовнішнього електронного рівня всього одного електрона, оскільки на першому електронному рівні може розташовуватися не більше 2-х електронів. Виходить, що водень можна помістити одночасно як в першу, так і в передостанню (сьому) групу таблиці Менделєєва, що іноді робиться в різних варіантах періодичної системи:

З погляду властивостей водню як простої речовини, він все-таки має більше спільного з галогенами. Водень, як і галогени, є неметалом і утворює аналогічно їм двоатомні молекули (H 2).

У звичайних умовах водень є газоподібною, малоактивною речовиною. Невисока активність водню пояснюється високою міцністю зв'язку між атомами водню в молекулі, для розриву якої потрібно або сильне нагрівання, або застосування каталізаторів або те й інше одночасно.

Взаємодія водню із простими речовинами

з металами

З металів водень реагує тільки з лужними та лужноземельними! До лужних металів відносяться метали головної підгрупи I-ї групи (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а до лужноземельних - метали головної підгрупи II-ї групи, крім берилію та магнію (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаємодії з активними металами водень виявляє окисні властивості, тобто. знижує свій рівень окислення. При цьому утворюються гідриди лужних та лужноземельних металів, які мають іонну будову. Реакція протікає при нагріванні:

Слід зазначити, що взаємодія з активними металами є єдиним випадком коли молекулярний водень Н 2 є окислювачем.

з неметалами

З неметалів водень реагує лише з вуглецем, азотом, киснем, сіркою, селеном та галогенами!

Під вуглецем слід розуміти графіт чи аморфний вуглець, оскільки алмаз — вкрай інертна алотропна модифікація вуглецю.

При взаємодії з неметалами водень може виконувати лише функцію відновника, тобто тільки підвищувати свій ступінь окислення:

Взаємодія водню зі складними речовинами

з оксидами металів

Водень не реагує з оксидами металів, що знаходяться в ряду активності металів до алюмінію (включно), однак, здатний відновлювати багато оксидів металів правіше алюмінію при нагріванні:

з оксидами неметалів

З оксидів неметалів водень реагує при нагріванні з оксидами азоту, галогенів та вуглецю. З усіх взаємодій водню з оксидами неметалів слід особливо відзначити його реакцію з чадним газом CO.

Суміш CO і H 2 навіть має власну назву – «синтез-газ», оскільки з неї залежно від умов можуть бути отримані такі затребувані продукти промисловості як метанол, формальдегід і навіть синтетичні вуглеводні:

з кислотами

З неорганічними кислотами водень не реагує!

З органічних кислот водень реагує тільки з ненасиченими, а також кислотами, що містять функціональні групи здатні до відновлення воднем, зокрема альдегідні, кето- або нітрогрупи.

з солями

У разі водних розчинів солей їхня взаємодія з воднем не протікає. Однак при пропусканні водню над твердими солями деяких металів середньої та низької активності можливе їх часткове або повне відновлення, наприклад:

Хімічні властивості галогенів

Галогенами називають хімічні елементи групи VIIA (F, Cl, Br, I, At), а також утворені ними прості речовини. Тут і далі текстом, якщо не сказано інше, під галогенами розумітимуться саме прості речовини.

Усі галогени мають молекулярну будову, що зумовлює низькі температури плавлення та кипіння даних речовин. Молекули галогенів двоатомні, тобто. їхню формулу можна записати в загальному вигляді як Hal 2 .

Слід зазначити таку специфічну фізичну властивість йоду, як її здатність до сублімаціїабо, інакше кажучи, сублімації. сублімацією, називають явище, у якому речовина, що у твердому стані, при нагріванні не плавиться, а, минаючи рідку фазу, відразу ж перетворюється на газоподібний стан.

Електронна будова зовнішнього енергетичного рівня атома будь-якого галогену має вигляд ns 2 np 5 де n – номер періоду таблиці Менделєєва, в якому розташований галоген. Як можна помітити, до восьмиелектронної зовнішньої оболонки атомам галогенів не вистачає лише одного електрона. З цього логічно припустити переважно окислюючі властивості вільних галогенів, що підтверджується і практично. Як відомо, електронегативність неметалів при русі вниз по підгрупі знижується, у зв'язку з чим активність галогенів зменшується в ряді:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаємодія галогенів із простими речовинами

Усі галогени є високоактивними речовинами та реагують з більшістю простих речовин. Однак, слід зазначити, що фтор через свою надзвичайно високу реакційну здатність може реагувати навіть з тими простими речовинами, з якими не можуть реагувати інші галогени. До таких простих речовин відносяться кисень, вуглець (алмаз), азот, платина, золото та деякі шляхетні гази (ксенон та криптон). Тобто. фактично, фтор не реагує лише з деякими благородними газами.

Інші галогени, тобто. хлор, бром і йод також є активними речовинами, проте менш активними, ніж фтор. Вони реагують практично з усіма простими речовинами, крім кисню, азоту, вуглецю у вигляді алмазу, платини, золота та благородних газів.

Взаємодія галогенів з неметалами

воднем

При взаємодії всіх галогенів з воднем утворюються галогеноводородиіз загальною формулою HHal. При цьому реакція фтору з воднем починається мимоволі навіть у темряві і протікає з вибухом відповідно до рівняння:

Реакція хлору з воднем може бути ініційована інтенсивним ультрафіолетовим опроміненням або нагріванням. Також протікає із вибухом:

Бром і йод реагують з воднем тільки при нагріванні і при цьому реакція з йодом є оборотною:

фосфором

Взаємодія фтору з фосфором призводить до окислення фосфору до вищого ступеня окиснення (+5). При цьому відбувається утворення пентафториду фосфору:

При взаємодії хлору та брому з фосфором можливе отримання галогенідів фосфору як у ступені окислення + 3, так і в ступені окислення +5, що залежить від пропорцій речовин, що реагують:

При цьому у разі білого фосфору в атмосфері фтору, хлору або рідкому бромі реакція починається спонтанно.

Взаємодія ж фосфору з йодом може призвести до утворення тільки тріодиду фосфору через значно меншу, ніж у інших галогенів окислювальної здатності:

сірої

Фтор окислює сірку до вищого ступеня окислення +6, утворюючи гексафторид сірки:

Хлор і бром реагують із сіркою, утворюючи сполуки, що містять сірку у вкрай не властивих їй ступенях окиснення +1 та +2. Дані взаємодії є дуже специфічними, й у здачі ЄДІ з хімії вміння записувати рівняння цих взаємодій необов'язково. Тому три нижченаведені рівняння дано швидше для ознайомлення:

Взаємодія галогенів із металами

Як було зазначено вище, фтор здатний реагувати з усіма металами, навіть такими малоактивними як платина і золото:

Інші галогени реагують з усіма металами крім платини та золота:

Реакції галогенів зі складними речовинами

Реакції заміщення з галогенами

Найактивніші галогени, тобто. хімічні елементи яких розташовані вище в таблиці Менделєєва, здатні витісняти менш активні галогени з галогеноводородних кислот і галогенідів металів, що ними утворюються:

Аналогічним чином, бром і йод витісняють сірку з розчинів сульфідів або сірководню:

Хлор є сильнішим окислювачем і окислює сірководень у його водному розчині не до сірки, а до сірчаної кислоти:

Взаємодія галогенів із водою

Вода горить у фторі синім полум'ям відповідно до рівняння реакції:

Бром та хлор реагують з водою інакше, ніж фтор. Якщо фтор виступав у ролі окислювача, то хлор та бром диспропорціонують у воді, утворюючи суміш кислот. При цьому реакції оборотні:

Взаємодія йоду з водою протікає настільки мізерно малою мірою, що їм можна знехтувати і вважати, що реакція не протікає зовсім.

Взаємодія галогенів із розчинами лугів

Фтор при взаємодії з водним розчином лугу знову ж таки виступає в ролі окислювача:

Вміння записувати це рівняння не потрібно для здачі ЄДІ. Достатньо знати факт про можливість такої взаємодії та окисної ролі фтору в цій реакції.

На відміну від фтору, інші галогени в розчинах лугів диспропорціонують, тобто одночасно підвищують і знижують свій ступінь окислення. При цьому, у разі хлору та брому в залежності від температури можливе протікання по двох різних напрямках. Зокрема, на холоді реакції протікають так:

а при нагріванні:

Йод реагує з лугами лише за другим варіантом, тобто. із заснуванням йодату, т.к. гіпоіодит не стійкий не тільки при нагріванні, але також за нормальної температури і навіть на холоді.

Галогени є найбільш реакційноздатною групою елементів у періодичній системі. Вони складаються з молекул з дуже низькими енергіями дисоціації зв'язку (див. табл. 16.1), які атоми мають у зовнішній оболонці сім електронів і тому дуже електронегативні. Фтор - найбільш електронегативний та найбільш реакційноздатний неметалевий елемент у періодичній системі. Реакційна здатність галогенів поступово зменшується під час переміщення до нижньої частини групи. У наступному розділі буде розглянута здатність галогенів окислювати метали та неметали та показано, як ця здатність зменшується у напрямку від фтору до йоду.

Галогени як окислювачі

При пропущенні газоподібного сірководню через хлорну воду відбувається осадження сірки. Реакція протікає за рівнянням

У цій реакції хлор окислює сірководень, забираючи в нього водень. Хлор окислює також до Наприклад, якщо перемішувати струшуванням хлор з водним розчином сульфату утворюється сульфат

Окислювальна напівреакція, що відбувається при цьому, описується рівнянням

Як інший приклад окисної дії хлору наведемо синтез хлориду натрію при спалюванні натрію в хлорі:

У цій реакції відбувається окислення натрію, оскільки кожен атом натрію втрачає електрон, утворюючи іон натрію:

Хлор приєднує ці електрони, утворюючи хлорид-іони:

Таблиця 16.3. Стандартні електродні потенціали галогенів

Таблиця 16.4. Стандартні ентальпії утворення галогенідів натрію

Окислювачами є всі галогени, їх фтор - найсильніший окислювач. У табл. 16.3 вказані стандартні електродні потенціали галогенів. З цієї таблиці видно, що окислювальна здатність галогенів поступово зменшується у бік нижньої частини групи. Цю закономірність можна продемонструвати, додаючи розчин броміду калію в посудину з газоподібним хлором. Хлор окислює бромід-іони, у результаті утворюється бром; це призводить до появи забарвлення у раніше безбарвного розчину:

Таким чином, можна переконатися, що хлор сильніший окислювач, ніж бром. Так само, якщо змішати розчин іодиду калію з бромом, утворюється чорний осад із твердого йоду. Це означає, що бром окислює йодид-іони:

Обидві описані реакції є прикладами реакцій витіснення (заміщення). У кожному випадку більш реакційноздатний, тобто сильнішим окислювачем, галоген витісняє з розчину менш реакційноздатний галоген.

Окислення металів. Галогени легко окислюють метали. Фтор легко окислює всі метали, виключаючи золото та срібло. Ми вже згадували, що хлор окислює натрій, утворюючи з ним хлорид натрію. Наведемо ще один приклад: коли потік газоподібного хлору пропускають над поверхнею нагрітого залізного тирси, утворюється хлорид тверда коричнева речовина:

Навіть йод здатний, хоч і повільно, окислювати метали, розташовані в електрохімічному ряду нижче за нього. Легкість окиснення металів різними галогенами зменшується при переміщенні до нижньої частини VII групи. У цьому вся можна переконатися, порівнюючи енергії освіти галогенідів з вихідних елементів. У табл. 16.4 вказані стандартні ентальпії утворення галогенідів натрію у порядку переміщення до нижньої частини групи.

Окислення неметалів. За винятком азоту та більшості шляхетних газів, фтор окислює решту неметалів. Хлор реагує з фосфором та сіркою. Вуглець, азот та кисень не вступають у реакції безпосередньо з хлором, бромом або йодом. Про відносну реакційну здатність галогенів до неметалів можна судити, порівнюючи їх реакції з воднем (табл. 16.5).

Окислення вуглеводнів. За певних умов галогени окислюють вуглеводні.

Таблиця 16.5. Реакції галогенів із воднем

дороди. Наприклад, хлор повністю відщеплює водень від молекули скипидару:

Окислення ацетилену може протікати з вибухом:

Реакції з водою та лугами

Фтор реагує з холодною водою, утворюючи фторівник і кисень:

Хлор повільно розчиняється у питній воді, утворюючи хлорну воду. Хлорна вода має невелику кислотність внаслідок того, що в ній відбувається диспропорційна (див. розд. 10.2) хлору з утворенням соляної кислоти та хлорноватистої кислоти:

Бром та йод диспропорціонують у воді аналогічним чином, але ступінь диспропорціонування у воді зменшується від хлору до йоду.

Хлор, бром та йод диспропорціонують також у лугах. Наприклад, у холодній розведеній лугу бром диспропорціонує на бромід-іони та гіпоброміт-іої (бромат-іони):

При взаємодії брому з гарячими концентрованими лугами диспропорціонування протікає далі:

Йодат(I), або гіпоіодит-іон, нестійкий навіть у холодних розведених лугах. Він мимоволі диспропорціонує з утворенням йодид-іону та йодат(I)-іона.

Реакція фтору із лугами, як і його реакція з водою, не схожа на аналогічні реакції інших галогенів. У холодному розведеному лугу протікає наступна реакція:

У гарячому концентрованому лугу реакція з фтором протікає так:

Аналіз на галогени та за участю галогенів

Якісний та кількісний аналіз на галогени зазвичай виконується за допомогою розчину нітрату срібла. Наприклад

Для якісного та кількісного визначення йоду може використовуватися розчин крохмалю. Оскільки йод дуже мало розчинний у воді, його зазвичай аналізують у присутності йодиду калію. Так роблять з тієї причини, що йод утворює з йодид-іоном розчинний трійодидний іон

Розчини йоду з йодидами використовуються для аналітичного визначення різних відновників, наприклад, а також деяких окислювачів, наприклад Окислювачі зміщують зазначену вище рівновагу вліво, вивільняючи йод. Йод потім титрують тіосульфатом (VI).

Отже, ще раз повторимо!

1. Атоми всіх галогенів мають у зовнішній оболонці сім електронів.

2. Для одержання галогенів у лабораторних умовах може використовуватись окислення відповідних галогеноводородних кислот.

3. Галогени окислюють метали, неметали та вуглеводні.

4. Галогени диспропорціонують у воді та лугах, утворюючи галогенідні іони, гіпогалогенітні та галогенат (-іони.

5. Закономірності зміни фізичних та хімічних властивостей галогенів при переміщенні до нижньої частини групи показано у табл. 16.6.

Таблиця 16.6. Закономірності зміни властивостей галогенів у міру зростання атомного номера

6. Фтор має аномальні властивості серед інших галогенів з наступних причин:

а) має низьку енергію дисоціації зв'язку;

б) у з'єднаннях фтору він існує лише в одному стані окислення;

в) фтор є найбільш електронегативним і реакційноздатним серед усіх неметалевих елементів;

г) його реакції з водою та лугами відрізняються від аналогічних реакцій інших галогенів.

Фтор

ФТОР-а; м.[від грец. phthoros - загибель, руйнування] Хімічний елемент (F), світло-жовтий газ із їдким запахом. Додавати до питної води ф.

(Лат. Fluorum), хімічний елемент VII групи періодичної системи, відноситься до галогенів. Вільний фтор складається з двоатомних молекул (F2); блідо-жовтий газ з різким запахом, tпл -219,699 ° C, tстос –188,200°C, щільність 1,7 г/л. Найактивніший неметал: реагує з усіма елементами, крім гелію, неону та аргону. Взаємодія фтору з багатьма речовинами легко переходить у горіння та вибух. Фтор руйнує багато матеріалів (звідси назва: грец. phthóros - руйнація). Головні мінерали – флюорит, кріоліт, фторапатит. Застосовують фтор для одержання фторорганічних сполук та фторидів; фтор входить до складу тканин живих організмів (кістки, зубна емаль).

ФТОР (лат. Fluorum), F (читається фтор), хімічний елемент з атомним номером 9, атомна маса 18,998403. Природний фтор складається з одного стабільного нукліду (див.НУКЛІД) 19 F. Конфігурація зовнішнього електронного шару 2 s 2 p 5 . У сполуках виявляє лише ступінь окислення –1 (валентність I). Фтор розташований у другому періоді у групі VIIА періодичної системи елементів Менделєєва, відноситься до галогенів (див.ГАЛОГЕНИ).
Радіус нейтрального атома фтору 0,064 нм, радіус іона F – 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) та 0,119 (6) нм (у дужках зазначено значення координаційного числа). Енергії послідовної іонізації нейтрального атома фтору рівні, відповідно, 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 та 114,2 еВ. Спорідненість до електрона 3,448 еВ (найбільше серед атомів всіх елементів). За шкалою Полінга електронегативність фтору 4 (найвище значення серед усіх елементів). Фтор – найактивніший неметал.
У вільному вигляді фтор – безбарвний газ із різким задушливим запахом.
Історія відкриття
Історія відкриття фтору пов'язана з мінералом флюоритом (див.ФЛЮОРИТ), або плавиковий шпат. Склад цього мінералу, як зараз відомо, відповідає формулі CaF 2 , і він являє собою першу речовину, що містить фтор, яку почав використовувати людина. У давнину було зазначено, що й флюорит додати при виплавці металу до руди, то температура плавлення руди і шлаків знижується, що значно полегшує проведення процесу (звідси назва мінералу - від латів. fluo - теку).
1771 року обробкою флюориту сірчаною кислотою шведський хімік К.Шееле (див.ШЕЕЛЕ Карл Вільгельм)приготував кислоту, яку він назвав «плавиковою». Французький вчений А. Лавуазьє (див.Лавуазье Антуан Лоран)припустив, що до складу цієї кислоти входить новий хімічний елемент, який він запропонував назвати «флуорем» (Лавуазьє вважав, що плавикова кислота - це з'єднання флуорію з киснем, адже, на думку Лавуазьє, усі кислоти повинні містити кисень). Проте виділити новий елемент не зміг.
За новим елементом зміцнилася назва «флюор», яка відображена і в його латинській назві. Але тривалі спроби виділити цей елемент у вільному вигляді успіху не мали. Багато вчених, які намагалися отримати його у вільному вигляді, загинули під час проведення таких дослідів або стали інвалідами. Це і англійські хіміки брати Т. та Г. Нокси, і французи Ж.-Л. Гей-Люссак (див.ГЕЙ-ЛЮССАК Жозеф Луї)та Л. Ж. Тенар (див.ТЕНАР Луї Жак), і багато інших. Сам Г. Деві (див.Деві Гемфрі), що першим отримав у вільному вигляді натрій, калій, кальцій та інші елементи, в результаті експериментів з отримання фтору електролізом отруївся і важко захворів. Ймовірно, під враженням всіх цих невдач у 1816 році для нового елементу було запропоновано хоч і подібну за звучанням, але зовсім іншу за змістом назву – фтор (від грец. phtoros – руйнація, загибель). Цю назву елемента прийнято лише російською, французи і німці продовжують називати фтор “fluor”, англійці - “fluorine”.
Здобути фтор у вільному вигляді не зміг і такий видатний учений, як М. Фарадей (див.ФАРАДЕЙ Майкл). Лише 1886 року французький хімік А. Муассан (див.МУАССАН Анрі), використовуючи електроліз рідкого фтороводню HF, охолодженого до температури –23°C (у рідині має міститися трохи фториду калію KF, який забезпечує її електропровідність), зміг на аноді отримати першу порцію нового, надзвичайно реакційноздатного газу. У перших дослідах для отримання фтору Муассан використав дуже дорогий електролізер, виготовлений із платини та іридію. При цьому кожен грам отриманого фтору з'їдав до 6 г платини. Пізніше Муассан почав використовувати значно більш дешевий мідний електролізер. Фтор реагує з міддю, але при реакції утворюється найтонша плівка фториду, яка перешкоджає подальшому руйнуванню металу.
Знаходження у природі
Вміст фтору в земній корі досить велике і становить 0,095% за масою (значно більше, ніж найближчого аналога фтору по групі - хлору (див.ХЛОР)). Через високу хімічну активність фтор у вільному вигляді, зрозуміло, не зустрічається. Найважливіші мінерали фтору - це флюорит (плавиковий шпат), а також фторапатит 3Са 3 (РО 4) 2 · СаF 2 та кріоліт (див.КРІОЛІТ) Na 3 AlF 6 . Фтор як домішка входить до складу багатьох мінералів, міститься у підземних водах; у морській воді 1,3 · 10 -4% фтору.
Отримання
На першій стадії одержання фтору виділяють фтороводород HF. Приготування фтороводню та фтористоводневої (див.ФТОРИСТОВОДОРОДНА КИСЛОТА)(Плавікової) кислоти відбувається, як правило, попутно з переробкою фторапатиту на фосфорні добрива. Газоподібний фтороводород, що утворюється при сірчанокислотній обробці фторапатиту, далі збирають, зріджують і використовують для проведення електролізу. Електроліз можна піддавати як рідку суміш HF і KF (процес здійснюється при температурі 15-20°C), так і розплав KH 2 F 3 (при температурі 70-120°C) або розплав КНF 2 (при температурі 245-310°C) .
У лабораторії для приготування невеликих кількостей вільного фтору можна використовувати або нагрівання MnF 4 при якому відбувається відщеплення фтору, або нагрівання суміші K 2 MnF 6 і SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2 .
Фізичні та хімічні властивості
За звичайних умов фтор - газ (щільність 1,693 кг/м 3 ) із різким запахом. Температура кипіння -188,14 ° C, температура плавлення -219,62 ° C. У твердому стані утворює дві модифікації: a-форму, що існує від температури плавлення до -227,60°C, і b-форму, стійку при температурах нижчих, ніж -227,60°C.
Як і інші галогени, фтор існує у вигляді двоатомних молекул F2. Міжядерна відстань у молекулі 0,14165 нм. Молекулу F 2 характеризує аномально низьку енергію дисоціації на атоми (158 кДж/моль), що, зокрема, зумовлює високу реакційну здатність фтору.
Хімічна активність фтору надзвичайно велика. З усіх елементів з фтором не утворюють фторидів лише три легкі інертні гази - гелій, неон і аргон. У всіх сполуках фтор виявляє лише один ступінь окислення –1.
З багатьма простими та складними речовинами фтор реагує безпосередньо. Так, при контакті з водою фтор реагує з нею (часто кажуть, що «вода горить у фторі»):
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 .
Фтор реагує із вибухом при простому контакті з воднем:
H2 + F2 = 2HF.
При цьому утворюється газ фтороводород HF, необмежено розчинний у воді з утворенням порівняно слабкої плавикової кислоти.
Фтор вступає у взаємодію Космосу з більшістю неметалів. Так, при реакції фтору з графітом утворюються сполуки загальної формули CF x при реакції фтору з кремнієм - фторид SiF 4 з бором - трифторид BF 3 . При взаємодії фтору з сіркою утворюються сполуки SF 6 і SF 4 і т. д. (див. (див.ФТОРИДИ)).
Відомо велика кількість сполук фтору з іншими галогенами, наприклад, BrF 3 , IF 7 , ClF, ClF 3 та інші, причому бром та йод займаються в атмосфері фтору при звичайній температурі, а хлор взаємодіє з фтором при нагріванні до 200-250°С.
Не реагують з фтором безпосередньо, крім зазначених інертних газів, а також азот, кисень, алмаз, вуглекислий і чадний гази.
Непрямим шляхом отримано трифторид азоту NF 3 і фториди кисню О 2 F 2 і OF 2 в яких кисень має незвичайні ступеня окислення +1 і +2.
При взаємодії фтору з вуглеводнями відбувається їхня деструкція, що супроводжується отриманням фторвуглеводнів різного складу.
При невеликому нагріванні (100-250°C) фтор реагує зі сріблом, ванадієм, ренієм та осмієм. З золотом, титаном, ніобієм, хромом та іншими металами реакція за участю фтору починає протікати при температурі вище 300-350°C. З тими металами, фториди яких нелеткі (алюміній, залізо, мідь та ін), фтор з помітною швидкістю реагує при температурі вище 400-500°C.
Деякі вищі фториди металів, наприклад, гексафторид урану UF 6 отримують діючи фтором або таким фторуючим агентом, як BrF 3 на нижчі галогеніди, наприклад:
UF 4 + F 2 = UF 6
Слід зазначити, що згадуваної плавикової кислоти HF відповідають не тільки середні фториди типу NaF або СаF 2 , але і кислі фториди - гідрофториди типу NaHF 2 і КНF 2 .
Синтезовано також велику кількість різних фторорганічних сполук (див.ФТОРОРГАНІЧНІ СПОЛУКИ, у тому числі і знаменитий тефлон (див.ТЕФЛОН)- матеріал, що представляє собою полімер тетрафторетилену (див.Тетрафторетилен) .
Застосування
Фтор широко застосовують як фторуючий агент при отриманні різних фторидів (SF 6 BF 3 WF 6 та інших), в тому числі і з'єднань інертних газів (див.БЛАГОРОДНІ ГАЗИ)ксенону та криптону (див. Фторування (див.ФТОРУВАННЯ)). Гексафторид урану UF 6 застосовується для розподілу ізотопів урану. Фтор використовують у виробництві тефлону, інших фторопластів. (див.ФТОРОПЛАСТИ), фторкаучуків (див.ФТОРКАУЧУКИ), фторвмісних органічних речовин і матеріалів, які широко застосовують у техніці, особливо в тих випадках, коли потрібна стійкість до агресивних середовищ, високої температури тощо.
Біологічна роль
Як мікроелемент (див.МІКРОЕЛЕМЕНТИ)фтор входить до складу всіх організмів. У тварин і людини фтор присутній у кістковій тканині (у людини – 0,2-1,2%) і, особливо, у дентині та емалі зубів. В організмі середньої людини (маса тіла 70 кг) міститься 2,6 г фтору; добова потреба становить 2-3 мг і задовольняється головним чином з питною водою. Нестача фтору призводить до карієсу зубів. Тому з'єднання фтору додають у зубні пасти, іноді вводять до складу питної води. Надлишок фтору у воді, однак, також шкідливий для здоров'я. Він призводить до флюорозу (див.ФЛЮОРОЗ)- Зміни структури емалі та кісткової тканини, деформації кісток. ГДК для вмісту у воді фторид-іонів становить 0,7 мг/л. ГДК газоподібного фтору повітря 0,03 мг/м 3 . Роль фтору в рослинах незрозуміла.

Енциклопедичний словник. 2009 .

Дивитись що таке "фтор" в інших словниках:

фтор- фтор, а … Російський орфографічний словник

фтор- фтор/... Морфемно-орфографічний словник

- (Лат. Fluorum) F, хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 9, атомна маса 18,998403, відноситься до галогенів. Блідо жовтий газ з різким запахом, tпл?219,699 .С, tкіп?188,200 .С, щільність 1,70 г/см³.… … Великий Енциклопедичний словник

F (від грец. phthoros загибель, руйнування, лат. Fluorum * a. fluorine; н. Fluor; ф. fluor; і. fluor), хім. елемент VII групи періодич. системи Mенделєєва, відноситься до галогенів, ат. н. 9, ат. м. 18,998403. B природі 1 стабільний ізотоп 19F. Геологічна енциклопедія

- (Fluorum), F, хімічний елемент VІІ групи періодичної системи, атомний номер 9, атомна маса 18,9984; відноситься до галогенів; газ, tкіп 188,2 шC. Фтор використовують у виробництві урану, хладонів, медичних препаратів та інших, а також … Сучасна енциклопедія