Курсовая работа по химии на тему «Фтор»

Предлагаю вам курсовую работу по химии «Фтор» для студентов химических, биологических и медицинских факультетов. Также эта работа будет полезна для преподавателей химии и биологии высших учебных заведений. Данная работа направлена на повышение интереса к химии у учащихся и на получение новых знаний.

 

1. Положение фтора в Периодической системе и нахождение в природе

 

Фтор – девятый элемент периодической таблицы химических элементов. Он располагается в седьмой группе этой таблицы. Его устойчивое ядро имеет 9 протонов и 10 нейтронов. Довольно распространенный элемент, его содержание на Земле составляет 0, 03% (мол. доли). В свободном состоянии он не встречается. Из минералов фтора наибольшее значение имеют CaF2 – плавиковый шпат (флюорит), Na3AlF6 – криолит и Ca5(PO4)3F – фторапатит. Фтор является типичным литофильным элементом в земных условиях.

 

Его наибольшие концентрации (850-1000 мг/кг) обнаружены в средних и кислых кремнистых магматических породах. Установлено, что в поверхностных отложениях фтор ассоциируется с глинистыми фракциями, и, вероятно, поэтому наиболее высокие его концентрации характерны для глинистых образований.

 

Известно немного стабильных минералов фтора; наиболее распространенными являются топаз Al2(F, OH)2SiO4 и флюорит CaF2. Свободный фтор иногда может встречаться в горных породах в виде газовых пузырьков. Фтор обладает способностью замещать гидроксильные группы в минералах. Эти реакции приводят к образованию фторапатита Ca10(PO4)6F2 - наиболее распространенного минерала фтора, а также способствуют увеличению содержаний F в амфиболах, слюдистых минералах и др.

 

Тесная связь фтора с фосфатами наблюдается как в первичных, так и во вторичных минералах. При выветривании горных пород фтор связывается с кремнистыми минералами, что способствует его накоплению в остаточном материале. В природных условиях фторапатит и флюорит растворяются медленно, а криолит Na3AlF6 и близкие к нему минералы являются легкорастворимыми. Подвижный фтор активно сорбируется глинами и фосфоритами. В природных условиях фтор малоподвижен и не накапливается в верхних горизонтах почв, особенно кислых.

 

Высокая растворимость фтора в кислых почвах обусловлена присутствием легкорастворимых флюоридов, например NaF, KF, NH4F, тогда как AIF3 известен своей низкой растворимостью. Таким образом, увеличивающееся содержание фтора с глубиной определяется величиной рН среды. Однако установлено, что обогащенность почв глинистыми частицами обычно оказывает наибольшее влияние на распределение фтора в почвенном профиле.

 

В природе встречается только один изотоп фтора с массовым числом 19. Искусственно получены малоустойчивые изотопы (с массовыми числами от 16 до 21). Наличием одного непарного электрона обусловливается сходство фтора с водородом. Однако различие в общем числе валентных электронов и орбиталей предопределяет значительное отличие этих элементов друг от друга. 

 

2. Свойства изолированного атома фтора, характерные степени окисления

 

Специфика поведения фтора по сравнению с другими галогенами связана не только с наименьшим радиусом (R= 0,064 нм), наибольшими потенциалом ионизации (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) и ОЭО (ОЭО=4) атомов фтора. Главное, что определяет особенности химии фтора,- ограниченные валентные возможности и степени окисления фтора. Электронное строение атома фтора 1s²2s²2p5. Атом фтора не располагает d-орбиталями, а промотирование электронов на орбитали с главным квантовым числом 3 для него энергетически невыгодно. Фтор-наиболее электроотрицательный элемент, во всех соединениях он проявляет степень окисления 0 и -1.

 

Наибольшее значение имеют его соединения: фтороводород HF, и фториды 3Сa3(PO4)2 • CaF2, CaF2 NaF KF KHF2 UF6. Он образует только одну ковалентную связь. Все соединения фтора, в том числе кислородные, содержат F-1. Катион фтора существовать не может: значение первой энергии ионизации атома фтора (1735 кДж/моль) меньше лишь, чем у атомов гелия и неона. Это означает, что если получить катион фтора (химическим путем это неосуществимо, так как фтор наиболее электроотрицательный элемент), то при столкновении с любой частицей, кроме катиона гелия или неона, он превратится в атом F.

 

Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной степенью окисления. Сродство к электрону у атома фтора также меньше, чем у хлора. Фтор является менее электрофильным элементом по сравнению с хлором. Это объясняется кайносимметричностью 2p-электронов атома фтора и связанным с ней эффектом обратного экранирования. Дело в том, что 2p-орбитали в атоме фтора сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной электронами некайносимметричной 2s-орбитали.

 

Последняя, будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атомом фтора электрон, уменьшая электронное сродство и увеличивая ионизационные потенциалы. Во всех своих соединениях фтор, как правило, образует одну σ-связь и поэтому всегда располагается на периферии молекулы, на ее концах. Все перечисленные выше факты определяют специфические особенности химии фтора.

 

3. Свойства простого вещества - фтора

 

Фтор - светло-желтый газ с резким, очень неприятным запахом, т. пл. -219º С, т. кип. -183 º С. Фтор и его соединения сильно ядовиты (исключения составляют CF4, SF6 и некоторые другие химически инертные вещества). Вместе с хлором, бромом и йодом фтор образует семейство галогенов. Исключительная химическая активность фтора обусловлена, с одной стороны, большой прочностью образуемых им связей с атомами других элементов, так энергия связи E(H-F)=566, E(Si-F)=151 кДж/моль.

 

Большая энергия связей Э-F является следствием высокой электроотрицательности фтора и малого размера его атома. Низкое значение энергии связи F-F в молекуле F2, по-видимому, объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на π-орбиталях, что обусловлено малой длиной связи F-F. Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием F2 протекают очень быстро.

 

Фтор – сильнейший окислитель. Он энергично реагирует со всеми простыми веществами ( за исключением О2, N2, He, Ne, Ar) с образованием фторидов.

Si + 2F2 =SiF4

2B + 3F2 = 2BF3

 

Криптон взаимодействует с фтором под действием электрического разряда. Ксенон горит в атмосфере фтора ярким пламенем, при этом образуется XeF4 и другие фториды ксенона. В атмосфере фтора горят даже такие негорючие в обычном понимании вещества, как асбест и вода. В соединениях с фтором элементы часто проявляют высшие степени окисления.

 

Реакции со фтором водородсодержащих веществ (H2O, H2, NH3, B2H6, SiH4, AlH3 и т. д.) сопровождаются образованием фтороводорода HF (сказывается большое значение энергии связи H-F):

2NH3(г) + 3F2(г) = 6HF(г) + N2(г)

Большой энергией связи F-Si обусловлена возможность процесса

SiO2 + 2F2 → SiF4 + O2

Катализатором этой реакции является H2O; с соверешенно сухим кварцем или стеклом фтор не взаимодействует.

С водой фтор взаимодействует очень энергично. Реакция в основном протекает по уравнению

2H2O + 2F2→ 4HF + O2

 

Кроме кислорода образуются также озон и дифторид кислорода OF2. Многие реакции прямого фторирования протекают по цепному механизму и часто имеют взрывной характер. Фтор со взрывом взаимодействует с водородом даже при низких температурах и (в отличие от хлора) в темноте с образованием фтороводорода:

H2 + F2→2HF

 

При растворении фтора в воде вблизи 0ºС вначале образуется фторноватистая кислота HOF. При комнатной температуре HOF нацело разлагается с выделением HF и кислорода. Таким образом, под действием фтора вода разлагается:

H2O + F2 = 2HF + ½ O2

 

Это еще одно доказательство невозможности получения стабильных соединений фтора с положительной степенью окисления.

 

4. Соединения фтора

 

4.1. Фторид водорода

 

При взаимодействии с водородом ярко проявляются окислительные свойства фтора. Фтороводород выше 19,5º С представляет собой бесцветный газ с резким раздражающим дыхательные пути действием, а ниже указанной температуры кипения – легкоподвижную бесцветную жидкость. HF характеризуется высоким значением электрического момента диполя, превосходящим электрический момент диполя воды, сернистого газа и аммиака.

 

Жидкий фторид водорода имеет большое диэлектрической постоянной, равное 83,6 при 0º С. Несмотря на значительную ионность молекул HF, водный раствор его – плавиковая кислота представляет собой кислоту средней силы в отличие от остальных сильнейших галогеноводородных кислот. Аномальное поведение плавиковой кислоты объясняется большой склонностью полярных молекул HF к ассоциации за счет водородных связей. Энергия водородной связи между молекулами HF больше, чем между молекулами воды,и составляет 83 кДж/моль. Возникающая система водородных связей затрудняет гетеролитический распад HF в воде.

 

Кроме того, первичный акт ионизации HF в воде осложняется образованием более сложных частиц вследствие возникновения водородных связей. В результате в водных растворах HF образуются устойчивые гидрофторид - анионы. Простейший из них HF2- имеет линейную структуру с равными расстояниями (0,126 нм) между мостиковым атомом водорода и атомами фтора (так называемая симметричная водородная связь). Пока это единственный случай симметричного мостика с водородной связью.

 

На особый характер и «выравнивание» ковалентной и водородной связей в ионе HF2- указывает также очень большая для протонного мостика энергия связи, равная 114,6 кДж/моль. Более сложные гидрофторид- ионы, например H2F3- , характеризуются зигзагообразным строением. Вследствие прочности водородных связейв водных растворах HF при нейтрализации растворов плавиковой кислоты образуются не только нормальные фториды, но и гидрофториды типа MeHF2, MeH2F3, MeH3F4.

 

С увеличением формульной массы стабильность соответствующих гидрофторидов металлов возрастает. В образовании устойчивых кислых солей плавиковой кислоты заключается принципиальное отличие от других галогеноводородных кислот, которые вообще не дают гидропроизводных. Гидрофториды разлагаются при нагревании:

KHF2 = KF + HF

что используется для получения чистого HF и фторида металла.

Химическая активность HF сильно зависит от присутствия воды. Сухой HF не действует на металлы и оксиды. В последнем случае образующаяся в результате реакции вода резко увеличивает скорость процесса, т. е. фтористый водород подвержен реакциям автокатализа. 

В промышленности фтороводород получают по реакции:

CaF2 + H2SO4→CaSO4 + 2HF

Фтороводород и его водные растворы (фтороводородная кислота, или плавиковая кислота-техническое название) разрушают кварц и стекло:

SiO2 + 4HF→SiF4 + 2H2O

SiF4 + 2HF→H2[SiF6]

Поэтому их хранят в полиэтиленовой посуде.

При нейтрализации HF гидроксидом калия происходит реакция, в результате которой получается дифторид калия KHF2(KF•HF):

2HF + KOH → KHF2 + H2O

Известны также другие соединения KF с HF, а также NaF•HF и NH4F•HF.

При действии щелочи на KHF2 образуется фторид:

KHF2 + KOH→2KF + H2O

 

Соли HF- фториды- получают, действуя HF на оксиды металлов или гидроксиды, а также синтезом из фтора и соответствующих элементных веществ. Большинство фторидов мало растворимо в воде. Хорошо растворимы в воде фториды Na+, K+, Rb+, Cs+, NH4+, Ag+, Sn+² и Hg+². Фториды, содержащие элементы в высоких степенях окисления, обычно сильно гидролизуются. 

 

Ионные фториды - кристаллические вещества с высокой температурой плавления. Координационное число фторид-иона 6 (NaF) или 4 (CaF2). Ковалентные фториды – газы или жидкости. По химической природе ионные фториды являются основными соединениями, а ковалентные фториды-кислотными.

 

Промежуточное положение между ионными и ковалентными фторидами занимают фториды с высокой степенью полярности связи, которые можно назвать ионно-ковалентными соединениями. К последним относятся, например, кристаллические ZnF2, MnF2, CoF2, NiF2, в которых эффективные заряды металлических элементов составляют 1, 56; 1, 63; 1,46; 1,40 соответственно.

 

Подобно оксидам, фториды иногда подразделяют на основные, кислотные и амфотерные. К кислотным фторидам относят фториды элементов подгрупп IV А- VII А периодической системы. Они реагируют с основными фторидами с образованием комплексных соединений, в которых катион – элемент основного фторида, а элемент кислотного фторида входит в состав комплексного аниона:

 

2NaF + SiF4→Na2[SiF6]

KF + SbF5→K[SbF6]

 

Амфотерные фториды, например AlF3, взаимодействуют как с основными, так и с кислотными фторидами также с образованием комплексных фторидов:

 

AlF6 + 3KF → K3[AlF6]

2Al3 + 3SiF4 → Al2[SiF6]3

 

Известно несколько соединений фтора с кислородом. Устойчивым при комнатной температуре является только дифторид кислорода OF2. Он образуется (наряду с кислородом и озоном) при взаимодействии фтора с водой. Обычно для получения OF2 обрабатывают фтором разбавленный раствор NaOH:

2NaOH + 2F2 → 2NaF + OF2 + H2O

 

Дифторид кислорода OF2 – светло- желтый газ( в жидком состоянии желтый), т. пл. -224º С, т. кип. -145º С. В воде мало растворим и не реагирует с ней. Поскольку фтор более электроотрицателен, чем кислород, последний в OF2 несет положительный заряд. В этом соединении степень окисления кислорода равна +2. Это очень сильный окислитель ( за счет O+²).

 

Исключительно активно протекает взаимодействие фтора с большинством простых веществ. С серой и фосфором он взаимодействует даже при температуре жидкого воздуха (-190º С):

S + 3F2 = SF6

2P + 5F2 = 2PF5

 

Фтор окисляет благородные газы: Xe(г) + F2(г) = XeF2(к).

Непосредственно фтор не взаимодействует лишь с гелием, неоном и аргоном.

Многие фториды металлов в низких степенях окисления получают действием раствора HF на оксиды, гидроксиды, карбонаты и пр., например:

3HF + Al(OH)3 = AlF3 + 3H2O

Фториды неметаллов и металлов в высоких степенях окисления получают фторированием простых веществ или низших фторидов, например:

ClF + F2 = ClF3

Основные фториды при гидролизе создают щелочную среду, а кислотные фториды – кислотную:

SiF4(кислот.) + 3Н2O = H2SiO3+ 4HF

 

Раствор HF (фтороводородная кислота) является кислотой средней силы. Характерная особенность фтороводородной кислоты – ее способность взаимодействовать с диоксидом кремния. Она таксична, при попадании на кожу вызывает плохо заживающие болезненные язвы. Фтороводородная кислота применяется для травления стекла, получение фторидов. В основном используется в органическом синтезе. 

 

4.2. Фториды неметаллов

 

Большинство известных соединений фтора с кислородом – малоустойчивые вещества, существующие лишь при низких температурах. Кислород в этих соединениях поляризован положительно. Фториды кислорода – единственные эндотермические соединения фтора. Из них при комнатной температуре существует только OF2. Он термически устойчив до 200º С, но с водой, щелочами конпропорционирует: OF2 + H2O = O2 + 2HF.

 

Другие фториды кислорода OnF2 (n меняется от 2 до 6) получают действием высоковольтного электрического разряда на смесь кислорода и фтора под уменьшенным давлением и при низких температурах. Все они полностью разлагаются при температурах намного ниже комнатной. Так, в период полураспада желто – оранжевых кристаллов O2F2 при -50º С около 3 ч. Все фториды кислорода, включая OF2, - сильнейшие окислители и фторагенты.

OF2 + 4HCl = H2O + 2Cl2 + 2HF

 

Из производных фтора с другими неметаллами представляют интерес фториды галогенов. Последние являются интергалогенидами. Все фториды галогенов – экзотермические соединения с нечетной положительной степенью окисления хлора, брома и йода. Известны гептафторид йода, все пентафториды, трифториды и монофториды.

 

Только IF не получен в чистом виде, а обнаружен в следовых количествах спектроскопически. Дело в том, что стабильность фторидов возрастает с увеличением положительной степени окисления галогенов. Поэтому наименее устойчивы монофториды. Фториды галогенов диамагнитны, так как неспаренные электроны галогенов входят в состав обобществленных электронных пар при образовании ковалентных связей с атомами фтора.

 

Получают фториды галогенов прямым синтезом из простых веществ или действием фтора на готовый фторид галогена:

F2 + Cl2 = 2ClF

I2 + 7F2 = 2IF7

 

Структура трифторидов – тригональная бипирамида, два угла в основании которой заняты неподеленными электронными парами галогена в состоянии sp3d – гибридизации. Согласно методу МО, трифторды характеризуются неравноценными связями Г-F: одной трехцентровой F-Г-F и одной двухцентровой Г-F.

 

Молекулы пентафторидов имеют форму тетрагональной бипирамиды, одну из вершин которой занимает неподеленная электронная пара галогена. Метод МО предполагает наличие в ГF5 двух трехцентровых связей и одной двухцентровой. Молекула IF7 имеет геометрию пентагональной бипирамиды, что, согласно методу ВС, отвечает sp3d3 – гибридизации орбиталей центрального атома.

 

Интергалогениды, в том числе фториды галогенов, - реакционноспособные вещества, функционируют как сильные окислители. Фториды галогенов являются кислотными веществами:

 

ClF5 + 3H2O = HCl + 5HF

 

4.3. Фториды металлов

 

Вследствие особенностей химии фтора фториды металлов во многих отношениях отличны от других галогенидов. Наивысшая окислительная активность и наибольшая ОЭО фтора обосновывают тот факт, что фториды металлов наиболее тугоплавки и термически стабильны по сравнению с другими галогенидами. Обращает на себя внимание большое значение энергии Гиббса для фторида, резко отличное от таковых для других галогенидов кальция.

 

Ca + F2 = CaF2

Это одна из причин малой растворимости CaF2 в воде, в то время как остальные галогениды хорошо растворимы. Даже по растворимости фториды в какой- то мере противостоят остальным галогенидам металлов.

Во фторидах металлы способны проявлять высшие степени окисления, при этом образование низших фторидов металлов малохарактерно и они менее стабильны.

Из металлов I А- группы наибольшим сродством к фтору обладает литий.

2Li + F 2 = 2LiF

Для натрия и металлов подгруппы калия значения Гиббса образования фторидов практически одинаковы.

F2 + 2Na = 2NaF

 

Подобное наблюдается и для s – металлов 2 группы Периодической системы. Из sp-металлов наиболее прочный фторид образует алюминий. В подгруппах sp-металлов сверху вниз стабильность фторидов несколько уменьшается. Еще более устойчивые характеристические трифториды образуют металлы подгруппы скандия и лантаноиды. В подгруппах металлов с полностью заселенными электронами d-орбиталями в соответствии с уменьшением металличности элементов сверху вниз уменьшается энергия Гиббса образования их фторидов.

 

4.4. Комплексные соединения фтора

 

F- является лигандом слабого поля, поэтому комплексы с металлами чаще всего парамагнитны и окрашены[AlF6]3̶. Кроме того известны комплексные соединения F с неметаллами: [BF4], [SiF6]2̶. Наибольший интерес представляет гексафторосиликат водорода H2[SiF6].

 

Основной продукт H2[SiF6], образующийся в виде 20%- ного водного раствора при улавливании HF и SiF4, выделяющихся в громадных количествах при переработки апатитов и фосфоритов сернокислотным и азотнокислотным методами. Из концентрированных водных растворов при температурах, близких к 0ºС, кристаллизуется H2[SiF6]•2H2O в виде бесцветных кристаллов, которые в обычных условиях неустойчивы и распадаются на SiF4, HF и H2O.

 

В водных растворах H2[SiF6]- устойчивая сильная кислота, существующая в виде ионов H3O+ и [SiF6]²־. В отличие от HF она не действует на SiO2. В виде своего 13, 3% водного раствора она перегоняется без разложения.

 

5. Получение фтора

 

Свободный фтор получают электролизом смеси HF+ KF или легкоплавких ацидокомплексов KH2F3, KH3F4. Катод и анод (платиновые) отделены друг от друга диафрагмой для разделения водорода и фтора. Фактически электролизу подвергается HF , а фторид калия обеспечивает электрическую проводимость расплава ( ионизация по этому типу протекает вследствие склонности HF к образованию устойчивого иона HF2-.

 

В отсутствие KF фтороводород практически неэлектропроводен , так как его собственная ионизация незначительна = 10.

2HF = H2 + F2

 

Фтор хранят и транспортируют как в газообразном состоянии под давлением, так и в сжиженном виде. Контейнеры и изделия для работы с жидким и газообразным фтором изготавливают из нержавеющей стали, никеля, меди или алюминия. Во всех случаях образуются защитные пленки из фторидов соответствующих металлов, которые предохраняют материал контейнера от дальнейшей коррозии.

 

6. Применение фтора и его соединений

 

Фтор используют для фторирования органических соединений, синтеза различных хладоагентов ( фреонов), получения фторопластов, в частности, тефлона, образующегося при полимеризации тетрафторэтилена. Тефлон характеризуется небольшой плотностью, низкой влагопроницаемостью, большой термической и химической стойкостью, высокими электроизоляционными характеристиками.

 

На тефлон не действует щелочи и кислоты, даже царская водка. Это незаменимый материал при лабораторных исследованиях, для изготовления аппаратуры в производстве особо чистых веществ, применяется в химической, электронной и других отраслях промышленности. В технике используют также фторсодержащие смазки.

 

Фтороводородная кислота применяется для травления стекла и удаления песка с металлического литья, для разложения силикатов в химическом анализе, в атомной технике для производства UF4, из которого далее получают металлический уран и UF6 (используемый для выделения изотопа), а также для получения различных фторидов в технологии редких элементов.

 

Фтор и его соединения OF2, ClF3, BrF5 и другие служат окислителями ракетных топлив. Различные фторсодержащие соединения применяют как средства химической борьбы с вредителями сельского хозяйства. Трифторид бора BF3 (активная кислота Льюиса) применяется как катализатор во многих органических синтезах. Фторапатит в большом количестве идет на производство удобрений, при этом в качестве побочного продукта образуется HF. В настоящее время усиленно разрабатывают способы его утилизации. В больших количествах производят криолит, используемый в производстве алюминия.

 

7. Экологическая роль фтора

 

Промышленным источником фтора в окружающей среде являются в основном заводы по выплавке алюминия и производству фосфатных удобрений. Сталелитейные, кирпичные и стекольные заводы, а также сжигание угля — дополнительные источники загрязнения окружающей среды фтором. Высокие содержания фтора в почвах могут быть связаны с использованием фосфатных удобрений, осадков сточных вод или пестицидов. В связи с высоким содержанием фтора в фосфатных удобрениях поступление его в пахотные почвы может иметь существенное экологическое значение.

 

Растворимые формы фтора поглощаются из почвы корнями растений пассивно и, по-видимому, легко переносятся в растительных тканях. Это подтверждается данными по извлечению фтора растениями на полях, орошаемых F-содержащими водами.

 

В настоящее время фтор считается наиболее опасным и наиболее фитотоксичным микрополлютантом среди других загрязняющих воздух веществ, таких, например, как СО2, SO2. Современные данные о повышенном содержании этого элемента в пищевых растениях, особенно органических соединений в некоторых овощах, указывают на его потенциальную опасность и для человека. Наиболее выраженными реакциями растений на воздействие фтора являются повреждение листьев (хлоротическое и некротическое), а также повреждение плодов.

 

Растения обладают удивительной способностью переносить неблагоприятное влияние загрязнения фтором, причем особенно это касается повреждений листьев. Реакция растений на воздействие фтора сильно зависит также от некоторых биологических и природных факторов.

 

Наиболее важным моментом является изучение возможного влияния содержащегося в растениях фтора на человека и, в частности, на животных. Существуют различные мнения о предельных содержаниях фтора в кормах. Более терпимые к фтору животные могут переносить значительно большие его количества в рационе питания.

 

Распределение фтора в растениях изучается с целью оценки его опасности для пастбищных животных, диагноза повреждений растительности и контроля над загрязнением окружающей среды. Большая информация о накоплении фтора в растениях имеется прежде всего для кормовых культур и природной растительности. Более высокие концентрации фтора обычно характерны для надземных частей растений.

 

В работе Дейвисона предложен метод прогнозирования содержаний фтора в подножных кормах на основе использования приема регрессии и данных о воздушных выпадениях F и количестве атмосферных осадков. Некоторые растения, особенно кормовые культуры, в зонах загрязнения содержат большие количества фтора.

 

В качестве микроэлемента фтор входит в состав всех организмов. У животных и человека фтор присутствует в костной ткани (у человека 0,2-1,2%) и, особенно, в дентине и эмали зубов. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится 2,6 г фтора; суточная потребность составляет 2-3 мг и удовлетворяется, главным образом, с питьевой водой.

 

Недостаток фтора приводит к кариесу зубов. Поэтому соединения фтора добавляют в зубные пасты, иногда вводят в состав питьевой воды. Избыток фтора в воде, однако, тоже вреден для здоровья. Он приводит к флюорозу - изменению структуры эмали и костной ткани, деформации костей. ПДК для содержания в воде фторид-ионов составляет 0,7 мг/л. ПДК газообразного фтора в воздухе 0,03 мг/м3.

 

8. История открытия фтора

 

История открытия фтора связана с минералом флюоритом, или плавиковым шпатом. Состав этого минерала, как сейчас известно, отвечает формуле CaF2, и он представляет собой первое содержащее фтор вещество, которое начал использовать человек. В давние времена было отмечено, что если флюорит добавить при выплавке металла к руде, то температура плавления руды и шлаков понижается, что значительно облегчает проведение процесса (отсюда название минерала - от лат. fluo - теку).

 

В 1771 году обработкой флюорита серной кислотой шведский химик К. Шееле приготовил кислоту, которую он назвал «плавиковой». Французский ученый А. Лавуазье предположил, что в состав этой кислоты входит новый химический элемент, который он предложил назвать «флуорем» (Лавуазье считал, что плавиковая кислота - это соединение флуория с кислородом, ведь, по мнению Лавуазье, все кислоты должны содержать кислород). Однако выделить новый элемент он не смог.

 

За новым элементом укрепилось название «флюор», которое отражено и в его латинском названии. Но длительные попытки выделить этот элемент в свободном виде успеха не имели. Многие ученые, пытавшиеся получить его в свободном виде, погибли при проведении таких опытов или стали инвалидами.

 

Это и английские химики братья Т. и Г. Ноксы, и французы Ж.-Л. Гей-Люссак и Л. Ж. Тенар, и многие другие. Сам Г. Дэви, первым получивший в свободном виде натрий (Na), калий (K), кальций (Ca) и другие элементы, в результате экспериментов по получению фтора электролизом отравился и тяжело заболел.

 

Вероятно, под впечатлением всех этих неудач в 1816 году для нового элемента было предложено хотя и сходное по звучанию, но совершенно другое по смыслу название - фтор (от греч. phtoros - разрушение, гибель). Это название элемента принято только в русском языке, французы и немцы продолжают называть фтор fluor, англичане - fluorine.

 

Получить фтор в свободном виде не смог и такой выдающийся ученый, как М. Фарадей. Только в 1886 году французский химик А. Муассан, используя электролиз жидкого фтороводорода HF, охлажденного до температуры -23°C (в жидкости должно содержаться немного фторида калия KF, который обеспечивает ее электропроводимость), смог на аноде получить первую порцию нового, чрезвычайно реакционноспособного газа.

 

В первых опытах для получения фтора Муассан использовал очень дорогой электролизер, изготовленный из платины (Pt) и иридия (Ir). При этом каждый грамм полученного фтора «съедал» до 6 г платины. Позднее Муассан стал использовать значительно более дешевый медный электролизер. Фтор реагирует с медью (Cu), но при реакции образуется тончайшая пленка фторида, которая препятствует дальнейшему разрушению металла.

 

Автор: Гончарова Вероника Витальевна, генеральный директор компании «VERJONIA», город Москва.